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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.

1

1864 John Newlands Intento un sistema de clasificación según las masas atómicas. Ley de las Octavas Cada 8 elementos tenían propiedades semejantes Falla con Elementos con Rechazada por la masas superiores al Ca. comunidad Científica. 1869 Dmitri Mendeleev y Sistema de clasificación. Lothar Meyer Observaba repetición periódica y regular de las propiedades Mendeleev - Agrupación más exacta - Permitió predecir propiedades 1871 de elementos que no habían sido descubiertos. Publica una versión mejorada. Predice la existencia de: Ga (eka-boro), Sc (eka-aluminio), Ge (eka-silicio) Nota: pequeñas incongruencias si se hubiera ordenado solo por la masa. Ar (39.95) y K (39.10)


2

Tabla Periódica moderna los elementos vienen ordenados según el N° Atómico. El cual fue descubierto por Henry Moseley (1913).


3

Ley Periódica.

Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las

propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a

repetirse de forma sistemática conforme aumenta el

número atómico.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran

semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de

los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 a

excepción del hidrógeno, son metales con valencia química

+1; mientras que los del grupo 17, exceptuando el astato,

son no metales, que normalmente forman compuestos

con valencia –1.


4

Propiedades Periódicas.

♠ Tamaño de los átomos. Radios covalentes: molécula A-A molécula B-B molécula A-B

Ejm: Fe metálico separados 2.48 °A = > r = 1.24 °A I2 2.66 °A = > r = 1.33 A° Diamante d C-C = 1.54 °A => rC = 0.77 °A Cl2 d Cl-Cl = 1.99 °A => rCl = 0.99 °A Experimental CCl4 d C-Cl = 1.77 °A similar a la suma (0.77 + 0.99) A°

A A B B

A B


5

Tendencias de los radios Atómicos.

Factores: - N° Cuantico principal. - Carga Nuclear efectiva. Aumenta N° Cuántico principal Aumenta el tamaño del orbital Aumenta Carga Nuclear efectiva Reduce el tamaño del orbital


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REGLAS DE SLATER (Zef = = = = Z − − − − σσσσ)

• Reglas empíricas propuestas en 1930 por J.C. Slater para la determinación de la constante de apantallamiento σ: 1. Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los orbitales ns y np, disponer separadamente de los demás: [1s] [2s 2p] [3s 3p] [3d] [4s 4p] [4d] [4f] [5s 5p] [5d 5f] ··· 2. Todos los electrones de orbitales con n mayor (los situados a la derecha) no contribuyen al apantallamiento 3. Para electrones s o p: a) Los electrones en el mismo ( ns np) apantallan 0,35 unidades de carga nuclear. b) Los electrones en los niveles n-1 apantallan 0,85 unidades c) Los electrones en niveles n-2 o inferiores apantallan completamente (1,0 unidades) 4. Para electrones d o f: a) Los electrones en el mismo (nd nf) apantallan 0,35 unidades de carga nuclear. b) Los electrones en los grupos situados a la izquierda apantallan completamente (1,0 unidades) 5. Para obtener la carga nuclear efectiva experimentada por un electrón dado: restaremos a la carga nuclear verdadera Z, la suma de las constantes de apantallamiento obtenidas al aplicar las reglas 2-4


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Ejemplos de Regla de Slater • N: [1s2][2s22p3]

– Zef para un electrón 2p = 7-[(4x0.35)+(2*0.85)] = 3.90

• Ge: [1s2][2s22p6][3s23p6][3d10][4s2 4p2]

Zef para un electrón 4p = 32-[(3x0.35)+(18x0.85)+10] = 5.65

• Zn: [1s2][2s2 2p6][3s2 3p6][3d10][ 4s2]

– Zef para un electrón 3d = 30-[(9x0.35)+18] = 8.85 Ejercicio Calcula la carga nuclear efectiva que siente uno de los electrones 2p del átomo de oxígeno (Z = 8). Configuración electrónica O: [1s2] [ 2s2 2p4] Los 5 electrones ([2s2 2p4]) restantes del nivel n = 2 apantallan con 0,35. Los 2 electrones [1s2] del nivel n = 1 apantallan con 0,85 cada uno La constante de apantallamiento σ = 5*0,35 + 2*0,85 = 3,45

Zef = Z - σ = 8 - 3,45 = 4,55


8

Ejercicio Calcula la carga nuclear efectiva sobre un electrón 3d y otro 4s del manganeso (Z = 25) Configuración electrónica Mn:[1s2] [2s2 2p6] [3s2 3p6 ][3d5 ][4s2]

4s Electrones Contribución n = 4 1(s) 1*0.35 = 0.35 n = 3 13 (s,p,d) 13*0.85 = 11.05

n < = 2 10 (s,p) 10*1.0 = 10 Apantallamiento 21.4

Carga nuclear efectiva 25-21.4 = 3.6

3d Electrones Contribución

n = 3 4(d) + 8 (s,p) 4*0.35 + 8*1 =

9.4 n = 2 8 (s,p) 8*1.0 n = 1 2(s) 2*1.0

Apantallamiento 19.4 Carga nuclear efectiva 25-19.4 = 5.6


9

Evolución de Zef • En un periodo aumenta de izquierda a derecha • En un grupo permanece bastante constante tras un ligero aumento inicial


10

♠ Energía de ionización.

M(g) M+

(g) + e- PI

PI es una propiedad periódica. A mayor PI = > Es más difícil arrancar un electrón a un átomo poliectrónico.

M(g) M+

(g) + e- 1er PI

M+(g) M

2+(g) + e- 2 do PI

M2+(g) M

3+(g) + e- 3ero PI

1er PI < 2 do PI < 3ero PI Efecto: Al quitar un e- disminuye la repulsón interelectrónica y al parecer la carga nuclear ctte se hace más difícil sacar los siguientes electrones. Aumenta Debido a la Z efectiva


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Clasificación de los iones - Sin electrones internos. Caso único H+ - Iones de configuración de gas inerte. ns2np6

grupos 1, 2 y 3 Na+ Mg2+ Al3+

grupos 15, 16 y 17 N3- O2- F- Iones que contienen 18 e- en su última capa.

Zn2+ = [Ne]3s23p63d10 = Cu+ = Ga3+ = Ge4+

Par inerte s2. Elementos con ns2npx (x = 1, 2 y 3) pierden sus electrones p. Ejemplo: Sb3+, Sn2+, etc Iones d. Iones de configuración ns2np6ndx ( x = 1 a 9).

Ejemplo: Cr2+ Co2+ Fe3+, etc.

Iones f. Iones con la subcapa f parcialmente vacía.

Ejemplo: Gd = [Xe]4f75d16s2 Gd3+ = [Xe]4f7


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1.- Las mayores energías de ionización son para el desalojo de un electrón de un nivel cerrado (gases nobles). 2.- Las menores energías de ionización son las de los átomos que adquieren un nivel cerrado por la pérdida de un solo electrón (metales alcalinos). 3.- Se presenta una discontinuidad entre el grupo 2 (ruptura de un subnivel s cerrado) y el grupo 13 (creación de un ión de subnivel s cerrado). 4.- Aparece una discontinuidad entre el grupo 15 (ruptura de un subnivel p medio lleno) y el grupo 16 (creación de un subnivel p medio lleno).


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♠ Afinidad Electrónica

X(g) + e- X-(g) AE

AE es una propiedad periódica.

La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.

H -73

He > 0

Li -60

Be > 0

B -27

C -122

N > 0

O -141

F -328

Ne > 0

Na -53

Mg > 0

Al -43

Si -134

P -72

S -200

Cl -349

Ar > 0

K -48

Ca -4

Ga -30

Ge -119

As -78

Se -195

Br -325

Kr > 0

Rb -47

Sr -11

In -30

Sn -107

Sb -103

Te -190

I -295

Xe > 0

Afinidades electrónicas (kj/mol).


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En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.

La adición de un segundo electrón a un ion mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.

A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.


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� Electronegatividad

Es la tendencia en un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo. Pauling (1932).

ED(AB) = ½[ED(AA) + ED(BB)] + ∆AB

∆AB = 23.06[χA - χB]2

Mulliken (1935).

La electronegatividad de un átomo debe ser un promedio de la energía de ionización y de la afinidad electrónica.

Allred y Rochow (1958).

Es la fuerza electrostática ejercida por el núcleo sobre los electrones de valencia.

χAR = (3590 Z*/r2) + 0.744


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Los valores de la electronegatividad de los elementos

representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla

periódica, a medida que aumenta el número de electrones de

valencia y disminuye con el tamaño de los átomos. El flúor, de

afinidad electrónica muy elevada, y cuyo átomo es pequeño, es el

elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los

electrones muy fuertemente.

Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye,

generalmente, al aumentar el número y el radio atómico. El cesio,

el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía

de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos.

Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial

negativa en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por

ganancia de electrones.

Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un

enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de

electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga

negativa en el átomo de mayor electronegatividad.


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Electronegatividades de algunos elementos o iones

Elemento o ión χ de Pauling F 4.0 Li 0.98 Na 0.93 K 0.82 Rb 0.82 Cs 0.79 Sc 1.36

Ti(2+) 1.54 V(2+) 1.63 Cr(2+) 1.66 Mn(2+) 1.55 Fe(2+) 1.83 Fe(3+) 1.96 Ni(2+) 1.91 Mo(2+) 2.16 Mo(3+) 2.19 Mo(4+) 2.24 Mo(6+) 2.35 Zn(2+) 1.65

Cd 1.69 Hg 2.00

Co(2+) 1.88 Rh 2.28 Ir 2.20


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� Los elementos se pueden Clasificar:

Metales, no Metales y Metaloides. No Metales : H, Gases Nobles, C, N, P, O, S, Se F, Cl, Br, I. Metaloides: B, Si, Ge, As, Sb, Te, At. Metales: Resto.

Características.

Metales No Metales Tienen un lustre brillante,

diversos colores, generalmente plateados

No tienen lustre, diversos colores

Los sólidos son maleables y dúctiles

Los sólidos suelen ser quebradizos, algunos duros

otros blandos Buenos conductores de la

electricidad y calor Malos conductores de calor y

electricidad Casi todos los óxidos metálicos

son sólidos iónicos básicos La mayor parte de sus óxidos

son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas

Tienden a formar cationes en solución acuosa

Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa


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Metaloides Tienen propiedades intermedias Entre metales y no metales. Parece metal - Es quebradizo, no conduce calor Silicio - no es un buen conductor de electricidad como los metales Muchos Metaloides son Circuitos integrados Semiconductores Chips de computadoras Generalmente. Metal + No Metal Sal 2 Al(s) + 3 Br2(l) 2AlBr3(s) Los óxidos metálicos óxidos básicos Óxido Metálico + Agua Hidróxido Metálico Na2O (s) + H2O(l) 2NaOH(ac) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)


20

Óxido Metálico + Ácido Sal + H2O MgO(s) + 2HCl (ac) MgCl2(ac) + H2O NiO(s) + H2SO4(ac) NiSO4 (ac) + H2O Los Óxidos de los No Metales Óxidos Ácidos Óxido de No Metal + H2O Ácido CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac) P4O10 + 6 H2O(l) 4 H3PO4(ac)

Ejm: NO2, SO2, SO3 + H2O Óxido de No Metal + Base Sal + H2O CO2(g) + 2 NaOH(ac) Na2CO3(ac) + H2O SO3(g) + 2KOH(ac) K2SO4(ac) + H2O


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Compuestos óxidos que son anfóteros Al 2O3(s) + 6 HCl(ac) 2AlCl3(ac) + 3 H2O Al 2O3(s) + 2 NaOH(ac) + 3H2O 2NaAl(OH)4(ac) Otros óxidos anfóteros: ZnO, BeO y Bi2O3

SiO2(s) + 2 NaOH(ac) Na2SiO3(ac) + H2O En un periodo: Ejm: 3er periodo Óxidos Básicos Anfóteros Ácidos Mismo comportamiento que el carácter metálico En un grupo: Carácter óxidos básicos aumenta a medida que aumenta el carácter metálico. Óxidos de mayor N° atómico son más básicos que los más ligeros.


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La tabla periódica de Mendeléiev.La tabla periódica de Mendeléiev.La tabla periódica de Mendeléiev.La tabla periódica de Mendeléiev.

Dimitri Ivánovich MendeléievDimitri Ivánovich MendeléievDimitri Ivánovich MendeléievDimitri Ivánovich Mendeléiev (1834-1907),

químico ruso conocido sobre todo por haber

elaborado la tabla periódica de los elementos

químicos. Esta tabla expone una periodicidad

(una cadencia regular) de las propiedades

de los elementos cuando están dispuestos

según la masa atómica.

Mendeléiev nació en Tobolsk (Siberia), estudió química en la

Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue enviado a estudiar

a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico italiano

Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa

atómica determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San

Petersburgo y fue profesor de química en el Instituto Técnico en

1863 y profesor de química general en la Universidad de San

Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios de

química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre

química, que se convirtió en un clásico.

Durante la elaboración de este libro, Mendeléiev intentó clasificar

los elementos según sus propiedades químicas. En 1869 publicó

la primera versión de la tabla periódica.


23


En 1871 publicó una versión corregida en la que dejaba huecos

para elementos todavía desconocidos. Su tabla y sus teorías

ganaron una mayor aceptación cuando posteriormente se

descubrieron tres de estos elementos: el galio, el germanio y el

escandio.

Entre las investigaciones de Mendeléiev también hay que

mencionar el estudio de la teoría química de la disolución, la

expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En

1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un

eclipse solar.

En 1890 abandonó la universidad como consecuencia de su

postura política partidaria de reformas sociales. En 1893 fue

director del departamento de Pesas y Medidas de San

Petersburgo, cargo que desempeñó hasta su muerte.

La tabla periódica se ha convertido en una herramienta de

gran utilidad para la química moderna. El fragmento que se

recoge a continuación, extraído del artículo Evolución del sistema

periódico, recoge una parte del desarrollo histórico del sistema

periódico de clasificación, en el que los elementos químicos se

agrupan en base a sus propiedades físicas y químicas.


24


Fragmento de Evolución del sistema periódico.

De Eric R. Scerri.

En 1868, durante el proceso de edición del manual de química que había escrito, Julius Lothar Meyer, de la Universidad de Breslau, ideó una tabla periódica que resultó ser extraordinariamente parecida a la famosa versión de Mendeleiev de 1869, aunque Meyer no llegó a clasificar todos los elementos correctamente. Sin embargo, por culpa del editor, la tabla no apareció impresa hasta 1870, lo que vino a complicar la reñida disputa de prioridad que sostuvieron Meyer y Mendeleiev.

Mendeleiev se hallaba también escribiendo un libro de texto de química cuando, casi al mismo tiempo que Meyer, dio forma a su propia tabla periódica. A diferencia de sus predecesores, el ruso confiaba lo bastante en su tabla como para predecir la existencia de nuevos elementos y las propiedades de sus compuestos, así como para corregir el valor del peso atómico de alguno de los elementos conocidos. Mendeleiev admitió haber visto algunas de las tablas anteriores, como la de Newlands, pero negó conocer el trabajo de Meyer al preparar su tabla.


25

La tabla periódicLa tabla periódicLa tabla periódicLa tabla periódica.a.a.a.

A pesar del avance que supuso la capacidad predictiva de la tabla de Mendeleiev, los historiadores tienden a exagerar su importancia y sugieren que ésta fue la razón última de la aceptación de la tabla. No advierten que el texto que acompaña a la Medalla Davy de la Regia Sociedad de Londres (otorgada a Mendeleiev en 1882) no menciona sus predicciones en absoluto. La habilidad de Mendeleiev para acomodar los elementos conocidos puede haber contribuido a la aceptación de su sistema tanto como sus sorprendentes predicciones. Aunque muchos contribuyeron al desarrollo del sistema periódico, se suele atribuir a Mendeleiev el descubrimiento de la periodicidad química porque elevó tal descubrimiento a ley de la naturaleza y dedicó el resto de su vida a examinar sus consecuencias y defender su validez.

Defender la tabla periódica no era nada sencillo. Se sucedieron los hallazgos que cuestionaban una y otra vez su precisión. Así, en 1894, cuando William Ramsay, del University College de Londres, y Lord Rayleigh (John William Strutt), de la Regia Institución de Londres, descubrieron el elemento argón. Durante los años siguientes, Ramsay anunció el descubrimiento de otros cuatro elementos (helio, neón, criptón y xenón), denominados gases nobles. (El último de los gases nobles conocidos, el radón, fue descubierto por Friedrich Ernst Dorn en 1900.)


26

La tabla periódica.La tabla periódica.La tabla periódica.La tabla periódica.

El calificativo “noble” responde al comportamiento de tales gases, que parecen mantenerse al margen del resto de los elementos y rara vez forman compuestos con ellos. Por eso hubo quien sugirió que los gases nobles ni siquiera pertenecían a la tabla periódica. Ni Mendeleiev ni nadie había predicho la existencia de estos elementos; sólo tras seis años de intensos esfuerzos se logró incorporarlos a la tabla periódica. Para ello tuvo que añadirse una columna adicional entre los halógenos (los gases flúor, cloro, bromo, yodo y astato) y los metales alcalinos (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio).

En 1913 Moseley empezó por fotografiar el espectro de rayos X de 12 elementos, 10 de los cuales ocupaban puestos adyacentes en la tabla periódica. Descubrió que la frecuencia de la línea K del espectro de cada elemento era directamente proporcional al cuadrado del entero que indicaba la posición del elemento en la tabla. Para Moseley esto probaba “la existencia en el átomo de una cantidad fundamental, que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente”. Esta cantidad fundamental, que en 1920 Ernest Rutherford, de la Universidad de Cambridge, llamó por primera vez número atómico, se identifica ahora con el número de protones en el núcleo.


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El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la tabla periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos. Por ejemplo, al ordenar el yodo y el telurio según su peso atómico (con el yodo primero), ambos parecían ocupar una posición incorrecta en lo que respecta a su comportamiento químico. Pero si se ordenaban según su número atómico (con el telurio delante) los dos elementos ocupaban sus posiciones correctas.

La tabla periódica no sólo inspiró el trabajo de los químicos, sino también el de los físicos que se afanaban por desentrañar la estructura del átomo. En 1904, J. J. Thomson (descubridor del electrón) desarrolló un modelo del átomo que explicaba la periodicidad de los elementos. Thomson propuso que los átomos de cada elemento contenían un número determinado de electrones dispuestos en anillos concéntricos. Los elementos con una configuración electrónica similar gozarían, según Thomson, de propiedades similares, lo que suponía la primera explicación física de la periodicidad de los elementos. Thomson imaginaba los anillos de electrones integrados en el cuerpo principal del átomo, y no orbitando alrededor del núcleo, como se cree hoy. Con todo, su modelo es el primero en abordar la disposición de los electrones en el átomo, una idea fundamental para la química moderna.

Fuente: Scerri, Eric R. Fuente: Scerri, Eric R. Fuente: Scerri, Eric R. Fuente: Scerri, Eric R. Evolución del sistema periódico. Evolución del sistema periódico. Evolución del sistema periódico. Evolución del sistema periódico. Investigación y Ciencia. Noviembre, 1998. Barcelona.Investigación y Ciencia. Noviembre, 1998. Barcelona.Investigación y Ciencia. Noviembre, 1998. Barcelona.Investigación y Ciencia. Noviembre, 1998. Barcelona. Prensa Prensa Prensa Prensa Científica SA.Científica SA.Científica SA.Científica SA.


28


Sistema periódico de Meyer (1864).Sistema periódico de Meyer (1864).Sistema periódico de Meyer (1864).Sistema periódico de Meyer (1864).

Valencia 4 Valencia 3 Valencia 2 Valencia 1 Valencia 1 Valencia 2

Dif.

Li=7.03

16.02

(Be=9.3?)

(14.7)

Dif.

C=12.0

16.5

N=14.04

16.96

O=16.00

16.07

F=19.00

16.46

Na=23.05

16.08

Mg=24.0

16.0

Dif.

Si=28.5

44.55

P=31.0

44.0

S=32.07

46.7

Cl=35.46

44.51

K=39.13

46.3

Ca=40.0

47.6

Dif.

( ** )

44.55

As=75.0

45.6

Se=78.8

49.5

Br=79.97

46.8

Rb=85.4

47.6

Sr=87.6

49.5

Dif.

Sn=117.6

89.4

Sb=120.6

87.4

Te=128.3 I=126.8 Cs=133.0

71

Ba=137.1

Pb=207.0 Bi=208.0 (Tl=204)?

Valencia 4 Valencia 6 Valencia 4 Valencia 4 Valencia 4 Valencia 2

Ti=48

Mo=92

Mn=55.1

Fe=56.0

Ni=58.7

Co=58.7

Zn=65

Cu=63.5

Zr=90

Dif. 42 V=137

45

Ru=104.3

48.3

Rh=104.3

45.6

Pd=106.0

47.3

Cd=111.9

46.9

Ag=107.9

44.4

Ta=137.6

Dif. 47.6

W=184

47

Pt=197.1

46.4

Ir=197.1

46.4

Os=199.0

46.5

Hg=200.2

44.2

Au=196.7

44.4

* Elementos omitidos: H, B, Al, Cr, Y, Nb, In, La, Ce, Er, Th, U.

** Vacancia eventualmente a llenar con Ge.


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SiSiSiSistema periódico de Mendeleiev (1871).stema periódico de Mendeleiev (1871).stema periódico de Mendeleiev (1871).stema periódico de Mendeleiev (1871).

SeriesSeriesSeriesSeries Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6 Grupo 7 Grupo 8

1111 H=1

2222 Li=7 Be=9.4 B=11 C=12 N=14 O=16 F=19

3333 Na=23 Mg=24 Al=27.3 Si=28 P=31 S=32 Cl=35.5

4444 K=39 Ca=40 a=44 Ti=48 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56

Co=59

Ni=59

5555 Cu=63 Zn=65 b=68 c=72 As=75 Se=78 Br=80

6666 Rb=85 Sr=87 Y=88 Zr=90 Nb=94 Mo=96 d=100 Ru=104

Rh=104

Pd=106

7777 Ag=108 Cd=112IIn=113 Sn=118 Sb=122 Te=125 I=127

8888 Cs=133 Ba=137 Di=138 Ce=140

9999

10101010 Er=178 La=180 Ta=182 W=184 Os=195

Ir=197

Pt=198

11111111 Au=199 Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208

12121212 Th=231 U=240

a=eka-boro, b=eka-aluminio, c=eka-silicio, Di=didimiun

Ga, Sc, Ge, dos lantánidos


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Éxitos de Mendeleiev

• Dejar huecos que corresponderían a elementos por descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc).

• Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I,Te, In,

U). Problemas

• Siguiendo el orden de masas atómicas crecientes los elementos no siempre encajaban en el grupo con propiedades coincidentes.

– Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te

• Se estaban descubriendo elementos nuevos como holmio y samario para los que no había hueco previsto.

• En algunos casos elementos del mismo grupo eran muy

diferentes en cuanto a su reactividad química.

- Grupo 1: contiene metales alcalinos alcalinos alcalinos alcalinos (muy reactivos) y metales de acuñación acuñación acuñación acuñación (Cu, Ag y Au; muy poco reactivos).

• Para establecer un grupo, al menos se tenía que conocer un

elemento : No se conocían los gases nobles y no seNo se conocían los gases nobles y no seNo se conocían los gases nobles y no seNo se conocían los gases nobles y no se dejó espacio para ellosdejó espacio para ellosdejó espacio para ellosdejó espacio para ellos

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