HISTORIA DE LA TABLA PERIODICA

Historia de la tabla periódica

Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días. En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada. En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

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YO ENTENDI QUE ANTES EL SER HUMANO PENSABA QUE SOLO ABIAN UNOS CUATOS ELEMENTOS QUE ERAN EL AGUA LA TIERRA EL AIRE Y EL FUEGO Y AÑADIERON UNO MAS QUE ERA EL ETER.

CLASIFICASION DE LOS ELEMENTOS

clasificación  de la tabla

grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se las conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar. En virtud de un convenio internacional de denominación, los grupos están numerados de 1 a 18 desde la columna más a la izquierda —los metales alcalinos— hasta la columna más a la derecha —los gases nobles—.⁵³ Anteriormente se utilizaban números romanos según la última cifra del convenio de denominación de hoy en día —por ejemplo, los elementos del grupo 4 estaban en el IVB y los del grupo 14 en el IVA—. En Estados Unidos, los números romanos fueron seguidos por una letra «A» si el grupo estaba en el bloque s o p, o una «B» si pertenecía al d. En Europa, se utilizaban letras en forma similar, excepto que «A» se usaba si era un grupo precedente al 10, y «B» para el 10 o posteriores. Además, solía tratarse a los grupos 8, 9 y 10 como un único grupo triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo VIII. En 1988 se puso en uso el nuevo sistema de nomenclatura IUPAC se pone en uso, y se desecharon los nombres de grupo previos.⁵⁴

Algunos de estos grupos tienen nombres triviales —no sistemáticos—, como se ve en la tabla de abajo, aunque no siempre se utilizan. Los grupos del 3 al 10 no tienen nombres comunes y se denominan simplemente mediante sus números de grupo o por el nombre de su primer miembro —por ejemplo, «el grupo de escandio» para el 3—, ya que presentan un menor número de similitudes y/o tendencias verticales.⁵³

·        Grupo 1 (I A): metales alcalinos ·        Grupo 2 (II A): metales alcalinotérreos ·        Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actinidos) ·        Grupo 4 (IV B): familia del Titanio ·        Grupo 5 (V B): familia del Vanadio ·        Grupo 6 (VI B): familia del Cromo

·        Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso ·        Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro ·        Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto ·        Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel ·        Grupo 11 (I B): familia del Cobre ·        Grupo 12 (II B): familia del Zinc

·        Grupo 13 (III A): térreos ·        Grupo 14 (IV A): carbonoideos ·        Grupo 15 (V A): nitrogenados ·        Grupo 16 (VI A): calcógenos o anfígenos ·        Grupo 17 (VII A): halógenos ·        Grupo 18 (VIII A): gases nobles

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, entendida como el número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y muestran una tendencia clara en sus propiedades al aumentar el número atómico.⁵⁵

Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns¹ y una valencia de 1 —un electrón externo— y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía —regla del octeto— y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados «gases inertes».

Los elementos de un mismo grupo tienden a mostrar patrones en el radio atómico, energía de ionización y electronegatividad. De arriba a abajo en un grupo, aumentan los radios atómicos de los elementos. Puesto que hay niveles de energía más llenos, los electrones de valencia se encuentran más alejados del núcleo. Desde la parte superior, cada elemento sucesivo tiene una energía de ionización más baja, ya que es más fácil quitar un electrón en los átomos que están menos fuertemente unidos. Del mismo modo, un grupo tiene una disminución de electronegatividad desde la parte superior a la inferior debido a una distancia cada vez mayor entre los electrones de valencia y el núcleo.⁵⁶

Hay excepciones a estas tendencias, como por ejemplo lo que ocurre en el grupo 11, donde la electronegatividad aumenta más abajo en el grupo.⁵⁷ Además, en algunas partes de la tabla periódica como los bloques d y f, las similitudes horizontales pueden ser tan o más pronunciadas que las verticales.^58 59 60

      Bloques

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de acuerdo a la secuencia en la que se llenan las capas de electrones de los elementos. Cada bloque se denomina según el orbital en el que el en teoría reside el último electrón: s, p, d y f.^{64 n. 4} El bloque s comprende los dos primeros grupos (metales alcalinos y alcalinotérreos), así como el hidrógeno y el helio. El bloque p comprende los últimos seis grupos —que son grupos del 13 al 18 en la IUPAC (3A a 8A en América)— y contiene, entre otros elementos, todos los metaloides. El bloque d comprende los grupos 3 a 12 —o 3B a 2B en la numeración americana de grupo— y contiene todos los metales de transición. El bloque f, a menudo colocado por debajo del resto de la tabla periódica, no tiene números de grupo y se compone de lantánidos y actínidos.⁶⁵ Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Así surge el bloque g, que es un bloque hipotético.

https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#Bloques

LA CLACIFICACION DE LA TABLA ES POR BARIOS TIPOS SE PUEDE DIVIDIR EN GRUPOS Y BLOQUES DEPENDE EN COMO SE LLENEN LAS CAPAS DE LOS ELECTRONES. CADA BLOQUE SE DENOMINA SEGUN EL BLOQUE EN EL QUE EL ORVITAL RESIDE EL ULTIMO ELECTRON

IMPORTANCIA DE LOS METALES Y LOS NO METALES

Metales, metaloides y no metales

De acuerdo con las propiedades físicas y químicas que comparten, los elementos se pueden clasificar en tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales. Los metales son sólidos generalmente brillantes, altamente conductores que forman aleaciones de unos con otros y compuestos iónicos similares a sales con compuestos no metálicos —siempre que no sean los gases nobles—. La mayoría de los no metales son gases incoloros o de colores; pueden formar enlaces covalentes con otros elementos no metálicos. Entre metales y no metales están los metaloides, que tienen propiedades intermedias o mixtas.⁶⁶

Metales y no metales pueden clasificarse en subcategorías que muestran una gradación desde lo metálico a las propiedades no metálicas, de izquierda a derecha, en las filas: metales alcalinos —altamente reactivos—, metales alcalinotérreos —menos reactivos—, lantánidos y actínidos, metales de transición y metales post-transición. Los no metales se subdividen simplemente en no metales poli atómicos  —que, por estar más cercanos a los metaloides, muestran cierto carácter metálico incipiente—, no metales diatónicos —que son esencialmente no metálicos— y los gases nobles, que son monoatómicos no metálicos y casi completamente inertes. Ocasionalmente también se señalan subgrupos dentro de los metales de transición, tales como metales refractarios y metales nobles.⁶⁷ and occasionally denoted.⁶⁸

La colocación de los elementos en categorías y subcategorías en función de las propiedades compartidas es imperfecta. Hay un espectro de propiedades dentro de cada categoría y no es difícil encontrar coincidencias en los límites, como es el caso con la mayoría de los sistemas de clasificación.⁶⁹ El berilio, por ejemplo, se clasifica como un metal alcalinotérreo, aunque su composición química anfótera y su tendencia a formar compuestos covalentes son dos atributos de un metal de transición químicamente débil o posterior. El radón se clasifica como un no metal y un gas noble aunque tiene algunas características químicas catiónicas más características de un metal. También es posible clasificar con base en la división de los elementos en categorías de sucesos, mineralógicos o estructuras cristalinas. La categorización de los elementos de esta forma se remonta a por lo menos 1869, cuando Hinrichs escribió que se pueden extraer líneas sencillas de límites para mostrar los elementos que tienen propiedades similares, tales como metales y no metales, o los elementos gaseosos.⁷⁰

https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#Bloques

LO QUE ENTENDI ES QUE EN DIBERSAS PARTES DEL MUNDO AY METALES SEMI METALES Y NO METALES LOS METALES DEPENDIENDO CON EL CUERPO FISICO Y QUIMICO ES COMO SE CLASIFICAN LOS METALE NO METALES Y METALOIDES

CARACTERÍSTICAS Y EJEMPLOS DEL ENLACE IONICO

En Química, un enlace iónico o electro Valente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). ¹Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea más que 1, 7 (Escala de Pauling).²

Cabe resaltar que ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace (covalencia).³ El modelo del enlace iónico es una exageración que resulta conveniente ya que muchos datos termodinámicos se pueden obtener con muy buena precisión si se piensa que los átomos son iones y no hay compartición de electrones.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico.⁴ Se produce una transferencia electrónica total de un átomo⁵ a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable.⁶ Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con dos electrones, el berilio (Be) con 4, el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis (estas últimas dos especies forman a ductos ácido-base para llegar al octeto convencional de 8 electrones).

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por N. iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno o el disulfuro de carbono.⁷

Algunas características de este tipo de enlace son:

·        Sus enlaces son muy fuertes (depende fuertemente de la naturaleza de los iones).

·        Son sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina en el sistema cúbico. (Hay compuestos iónicos que son líquidos a temperatura ambiente denominados "líquidos iónicos" o "Sales Derretidas", con un campo de aplicación gigantesco.)

·        Altos puntos de fusión (entre 300  °C y 1000 °C) y ebullición (Si el enlace tiene un carácter covalente alto, puede ser que estos valores disminuyan abruptamente)

·        Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.

·        Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que presentan las moléculas de agua; capaces de solvatar a los iones, compensando así la energía de red cristalina. (No todos los compuestos iónicos se pueden solubilizar fácilmente con agua, ya sea por la poca energía de solvatación de los iones o por el carácter covalente del compuesto iónico):

·        Una vez en disolución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que entonces los iones quedan libres. (Hay una gran variedad de compuestos iónicos que son poco o muy poco solubles en disolución acuosa, también debido al carácter covalente del compuesto y que no permite que el agua separe fácilmente la red cristalina, resultando así en una muy pobre conductividad en disolución)

·        En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en la red. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y, por ello, este funciona.⁸

https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico

 SE DA ENTRE UN METAL Y UN NO METAL Y LA ELECTRONEGATIVIDAD ES MAYOR A 1 ,TAMBIEN QUE LOS COMPUESTOS QUIMICOS SE PUEDEN CLASIFICAR EN 2 GRANDES GRUPOS 

LOS QUE CONDUCEN LA ENERGIA ELECTRICA Y LOS QUE NO CONDUCEN