Unidad 1 Materia estructura y periodicidad

1.8.- PERIODICIDAD QUIMICA

La periodicidad se describe como una propiedad de los elementos químicos. Indica que lo elementos que pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades muy similares.

CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES

Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos.

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.

Ley periódica: Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

Lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y0 grupos B .Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición

 Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

Metaloides: Poseen propiedades intermedias entre Metales y no Metales.

1.9.- Desarrollo de la tabla periódica moderna

La tabla periódica es un esquema de clasificación de datos y de todos los elementos químicos, conocidos hasta la fecha, colocados por orden creciente de su número atómico. Para llegar a la tabla periódica actual, tuvieron que llevarse a cabo varios intentos de clasificación, entre los más importantes destacamos: TRIADAS DE DÖBEREINER Para el primer cuarto del siglo XIX los científicos ya podían determinar los pesos atómicos de los elementos conocidos en esa época. En 1829 se había descubierto un número considerable de elementos que le permitió al químico Johan Wolfgang Döbereiner observar que algunos elementos al colocarlos en grupos de 3, tales como: 1

Cl	Br	I
Ca	Sr	Ba
S	Se	Te

Presentaban propiedades estrechamente similares, además de que el peso atómico del elemento central era el promedio de los pesos atómicos de los elementos de los extremos.

LAS OCTAVAS DE NEWLANDS

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos Robert Wilhem Bunsen y Gustav Robert Kirchoff permitió que se avanzara en el descubrimiento de nuevos elementos. Por lo que en 1864 el químico británico John A. R. Newlands colocó a los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos e hizo notar que un conjunto de propiedades se repetían en los elementos colocados en cada 8º lugar, al ser Newlands amante de la música, consideró que esta colocación de los elementos era análoga a las notas musicales. La periodicidad observada se limitó a un número pequeño de los elementos conocidos. Hasta el calcio se cumplía con la ley de las octavas: Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca 2

MENDELEIEV Y LOTHAR MEYER En 1869 el ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y en 1870 el alemán Julius Lothar Meyer, independientemente, propusieron una clara clasificación de los elementos conocidos en esa época. Mendeleiev ordenó los elementos en función del peso atómico relacionándolo con la periodicidad que presentaban en sus propiedades químicas. En tanto Meyer los relacionó con la periodicidad de sus propiedades físicas, tales como volumen atómico, puntos de fusión, temperatura de ebullición, etc. Mendeleiev distribuyó a los elementos conocidos (en aquel entonces se conocían 63 elementos) en una tabla de forma que aquellos que presentaban propiedades similares fueron acomodados en una misma columna vertical. El éxito de su tabla consistió en que hizo notar que aún quedaba un cierto número de elementos por descubrir y dejó huecos vacios para esos elementos. Por ejemplo: en ese entonces no se conocía a un elemento con un peso atómico entre el calcio y el titanio; por lo que le dejó un valor vacío en la tabla periódica. Mas tarde, en 1879, fue descubierto el escandio, que pasaría a ocupar el lugar vacante, ya que tenía propiedades que justificaban su posición. Posteriormente se descubrieron, entre otros; el galio y el germanio que dieron veracidad a las propiedades basadas en la ley periódica establecida por Mendeleiev, la cual enunciaba lo siguiente: “Los elementos presentan una periodicidad de sus propiedades si se colocan siguiendo el orden de sus pesos atómicos”. 3

LEY PERIÓDICA MODERNA

La tabla periódica de Mendeleiev ha sufrido varias modificaciones, como por ejemplo: se extendió el sistema para incluir una nueva familia: la de los gases nobles o inertes. Y se formuló una nueva ley periódica; que es la base de la tabla periódica moderna; la cual enuncia lo siguiente: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos se repiten de manera sistemática conforme aumenta el número atómico”. En la tabla periódica moderna se encuentra concentrada la información fundamental (valencia, nombre, familia, periodo, número atómico, símbolo de cada elemento químico, etc.) y de cada elemento conocido en la actualidad.

1.10.- Clasificación periódica de los elementos

Entre las propiedades de los elementos químicos existen semejanzas y diferencias que permiten formar grupos semejantes. Esta clasificación es útil para sistematizar el estudio de los elementos y predecir su comportamiento químico. Desde fines de XVIII, los científicos han tratado de clasificar los elementos químicos teniendo en cuenta las semejanzas que se observan en sus propiedades. Entre otras, se pueden mencionar las propuestas de Lavoisier, Döbereiner y Newlands como aportes de importancia.

 En 1869, Dimitri Mendeleiev, pensó que existía una relación entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos. Así, confeccionó una tarjeta para cada elemento en la que consigno el símbolo, las propiedades principales y el peso atómico. Luego, procedió a organizar las tarjetas por masas atómicas crecientes. Al continuar el ordenamiento por masas atómicas crecientes, observó que el elemento siguiente (sodio) tenía propiedades semejantes al litio por lo cual comenzó una nueva hilera. Así fue iniciando nuevas filas y conformando la tabla.

La ley periódica es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.
Inicialmente la estableció Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, pero Julius Lothar Meyer ayudo a al establecimiento aunque este trabajó por separado, llevó a cabo un orden a partir de las propiedades físicas de los átomos.

En las primeras tablas, el ordenamiento de los elementos en grupos de acuerdo con sus propiedades, hizo necesario dejar algunos casilleros vacíos. Mendeleiev explicó este hecho sosteniendo que dichos sitios correspondían a elementos aún no descubiertos en ese momento. Así predijo la existencia de tres elementos aun no descubiertos que denominó eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio.

Esta predicción fue uno de los mayores éxitos de Mendeleiev, pues efectivamente esos elementos fueron descubiertos veinte años después recibiendo el nombre de galio, escandio, y germanio.

La tabla periódica actual, está relacionada con la estructura electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos conocidos, tanto los 92 que se hallaron en la naturaleza, como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Las principales características de la tabla periódica son:
+ los elementos están ordenados por su número atómico creciente. 
+ a cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el numero atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.
+ las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

En total existen 9 períodos.

 El número de período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así el H y el He, que están en el período 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en período 2 cuenta con dos niveles energéticos, etc.

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Así los elementos del grupo 1 tienen su electrón externo en el nivel s; los del grupo 2 también en el s; etc. Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.

El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos. Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.

Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro grupos: a) gases inertes: presentan una órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción del He que tiene dos. Ocupan el grupo 18 de la tabla periódica.

b) elementos representativos: aquellos que tienen su orbita externa incompleta. Comprende a los elementos que ocupan los grupos 1,2,13,14,15,16 y 17 de la tabla periódica.

 c) elementos de transición: se caracterizan por presentar sus dos ultimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3,4,5,6,7,8,9,10,11 y 12.

 d) elementos de transición interna: son los que presentan sus tres ultimas orbitas incompletas.

Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

La tabla periódica de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los elementos aparecen ordenados por su número atómico. Las masas atómicas entre paréntesis indican la masa del isótopo más estable.

Los elementos químicos que se ubican en la Tabla Periódica: Metales, Metaloides y No metales. 

Elementos metálicos: este grupo representa la mayoría de los elementos, normalmente se encuentran en estado sólido y de acuerdo a sus propiedades conforman cinco nuevos grupos dentro de la tabla periódica:

Metales alcalinos: Son elementos de alto carácter metálico, sólidos, de baja densidad, blandos, de puntos de fusión relativamente bajos y altamente reactivos con respecto al resto de los metales.

Metales alcalinotérreos: Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que forman una familia. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.

Metales de transición: Pertenecen a los grupos del 3 al 11, Se caracterizan, en general, por tener alta densidad, alto punto de fusión y una reactividad química muy diversa.
Dentro de estos metales tenemos un subgrupo perteneciente a dos series: serie de los actínidos, y serie de los lantánidos.

Serie de los actínidos: No existen en forma natural por que tienden a desintegrarse radiactivamente con facilidad.

Serie de los lantánidos: Son por lo general blandos, de color gris y buenos conductores de electricidad.

Metales de los grupos 3 al 6: Estos comprenden algunos semi - metales o metaloides.

Elementos no metálicos: Podemos decir que solo el 20% de los elementos químicos se pueden considerar como no metales. Estos elementos requieren sólo un pequeño número de electrones para alcanzar una estructura estable. Clasificación de los no metales en la tabla periódica:

Hidrogeno: Es el elemento mas pequeño que existe, no se puede ubicar bien en la tabla debido a sus propiedades peculiares.

Grupo del carbono: Comprende elementos metálicos, no metálicos y semi-metálicos.

Grupo del nitrógeno: Comprende los no metales, nitrógeno y fósforo, los semimetales arsénicos y antimonio y el metal bismuto.

Grupo del oxigeno: Comprende los no metales oxigeno, azufre y selenio, el semi metal Telurio y el metal polonio.

Grupo de los halógenos: Comprende solo no metales: Fluor, Cloro, Bromo, Yodo y Astato.

Grupo de gases nobles o inertes: Comprende solo no metales gaseosos: Helio, Neon, Argon, Kriptón y Radon.

 1.11.- Propiedades Atómicas Y Variaciones Periódicas: carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad

Carga Nuclear Efectiva

La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo poli electrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de oxidación del átomo. En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb. Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son, simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:

Z eff = Z – S

Donde Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo. S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear. No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel. S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor aJohn C. Slater ).

Nota: Z eff también suele ser representado como "Z* ". La idea de la carga nuclear efectiva es muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los orbitales atómicos, las variaciones de las energías de ionización, afinidades electrónicas y la electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas.

El concepto de carga nuclear efectiva es muy útil para analizar las propiedades de los

átomos poli electrónicos. La carga nuclear efectiva esta dad por:

Zef=Z-s

Donde Z es la carga nuclear real y sigma se llama constante de apantallamiento.

Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo poli electrónico. Las mediciones muestran que se requieren 2373kJ de energía para mover el electrón restante de un mol de átomos de He y 5248 kJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión electrón electrón el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón, así es que no hay apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente, se requiere de mucho más energía parea quitar el segundo electrón.

Radio Atómico

Se considera como la distancia que hay desde el núcleo hasta el electrón más alejado o externo, suponiendo al átomo como si fuera una esfera. En los grupos de la tabla periódica, conforme va aumentando el número atómico aumenta el radio atómico, en los períodos, aumenta de derecha a izquierda, por lo que se espera que el francio sea el elemento con mayor radio atómico. Bajó este criterio, si se desea clasificar de menor a mayor radio atómico al Cromo, Aluminio y Calcio, se tendrá que contar a cuantas casillas se encuentra cada uno del Francio, el elemento más cercano a éste será el de mayor radio atómico. Sí al contar el número de casillas, se observa que dos elementos tienen la misma cantidad de casillas de separación, tendrá mayor radio atómico el que se encuentre más hacia abajo en la tabla periódica. Ordenándolos de mayor a menor por radio atómico tenemos: Ca>Cr>Al.

A lo largo de un periodo hay un crecimiento hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacía el núcleo.

Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable en el tamaño atómico. Es este caso, a pesar de ocurrir un aumento en la carga nuclear, Hay también un nivel más de energía de electrones. Puesto que el tamaño del átomo depende del lugar en donde estén distribuidos los electrones sobre la parte externa del núcleo este incremento en el número de niveles de energía causa un incremento en el radio atómico. En la siguiente tabla se presentan los radios atómicos de algunos de los elementos representativos. 26

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.

 Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10^-10m), nanómetros (nm, 10^-9 m) picometro (pm

Radio Iónico

Es la distancia promedio entre dos iones de la misma especie tomada desde el núcleo. El aumento del radio iónico es igual al de la energía de ionización.

La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos dependen de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. Además el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.

Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas.

Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva.

Los radios iónicos están determinados en gran medida a escala atómica por la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones. Cuando la carga nuclear sea mayor  los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio  atómico la  medida que se desciende en un grupo, se encuentra que el radio atómico aumenta, conforme aumenta el número atómico.

Energía de Ionización

Es la energía de requerida para mover un electrón de un átomo o un ion.

La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo; la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y tercero es igualmente mayor que la segunda.

Es una medida de la dificultad existente para arrancar un electrón de un átomo. 

La primera energía de ionización es la energía que se absorbe al separar el electrón más externo de un átomo gaseoso aislado para dar un ión 1+(catión):

       Na _(g)   ® Na⁺ _(g)   +   e^-      DE₁= 496 kJ/mol   (primera energía de ionización) 

Un átomo con "n" electrones tiene "n" energías o potenciales de ionización pero, en general, cuanto mayor sea la energía de ionización más difícil es separar un electrón.

Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización.

Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.

Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan. 

El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente.

Afinidad Electrónica

Es la energía que se libera o desprende cuando entra un nuevo electrón a un átomo. El incremento de la afinidad electrónica en la tabla periódica es igual al de la energía deionización, por lo que se espera que el elemento con mayor afinidad electrónica sea el flúor.

Es el valor cambiado de signo de la variación de entalpía que se produce cuando un átomo en fase gaseosa gana un electrón para formar un ión con carga 1-(anión).

La ganancia del electrón puede ser exotérmica o endotérmica. Por ejemplo, cuando un mol de cloro gaseoso gana un electrón para formar ión cloruro gaseoso se liberan 348 kJ (reacción exotérmica), es decir:

            Cl _(g)   +   e^-  ®   Cl ^- _(g)                D E = - 348 kJ/ mol

    Por lo tanto, la afinidad electrónica del cloro es +348 kJ/ mol (3,617 electrón-voltios)

 Los átomos de los halógenos se caracterizan por poseer valores máximos de afinidad electrónica.

 Los átomos de la familia de los calcógenos (O, S, Se, Te, Po) poseen también valores grandes de su primera afinidad electrónica, en correspondencia a su tendencia a formar aniones.

 Los valores tan negativos de los átomos de la familia del berilio son únicos e indican claramente la ausencia de tendencia a formar aniones.

Electronegatividad

     La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

     Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

        Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:

X_M = 0,0085 (P.I. + A.E.)

Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es a polar.

Cuantos mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

1.12.- Propiedades Químicas Y Variación Periódica: tendencias generales y por grupo.

La tabla periódica clasifica, organiza y distribuye los distintos  elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer el orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse la tabla dmitri mendeleyev quien ordeno los elementos basándose en la variación manual de la propiedades químicas, si bien julius lothar meyer, trabajando por separado, llevo a cabo un ordenamiento a partir de las  propiedades físicas de los átomos. La versión actual es la de mendeleyev modificada; fue diseñada por Alfred Werner.

Se listan los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas europeos y estadounidenses):

Grupo 1 (AI) metales alcalinos so aquellos que solo tienen un solo electron en su nivel mas energético mas extremo con tendencia a perderlo. Forman un ion monopositivo M+.

La configuración electrónica del grupo es ns1.

Los metales son los sig. Litio(li), sodio (Na), potasio(k), Rubidio(Rb), Cesio(Cs) y Francio (Fr).

Los metales alcalinos se obtienen por electrolisis de sales fundidas.

Grupo 2: los metales alcalinotérreos : berilio(Be), magnesio(Mg), calcio (Ca) estroncio(sr),bario(Ba)y radio(Ra) este último no siempre se considera ya que tiene un tiempo de vida madia corta. Pese en una electronegatividad de menor o igual 1.57 según la escala de Pauling.

A excepción del berilio forman ¡compuestos claramente iónicos son metales de baja densidad coloreados y blandos la solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos. Tienen solo dos electrones en su nivel energético mas externo con tendencia a perderlos con lo que forman un  ion positivo tienen como valencia +2.

Grupo 3 los átomos de estos elementos tienen gran tendencia a oxidarse y son muy reactivos  predominando el estado de oxidación  +3 . dan lugar a iones incoloros.

Escandio(21) itrio(39)lantano(57)lutecio(71)actinio(89)lawrencio(103.

Sus propiedades son: son sólidos, tienen, brillo, son reactivos, conducen la electricidad,

Grupo 4(IVB) lo componen los elementos titanio, circonioy hafnio. Asi como el rutherfordio (Rf) aunque  no suele tenerse en cuenta  ya que es un elemento sintetico y reactivo .ç

Son bastante reactivos sobre todo cuando están en forma de esponja porosa son pirofóricos esto es al exponerse a la acción del aire se vuelven rojos e inflaman espontáneamente. Al estar compactos son pasivos casi inatacables por cualquier agente atmosférico.

Grupo 5  son los sig elementos: vanadio(23), niobio (41), tantalo(73) dubnio(105).

Estos tienen sus niveles de electrónicos mas externos 5 electrones excepto el dubio yaque se produce en un laboratorio. No esta en la naturaleza.

Grupo 6 :cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.

Grupo 7: magnesio, tecnecio, renio el tecnecio no tiene isotopos estables , el reio se encuentra en trazas.

Grupo 8: hierro, rutenio, osmio, y hassio. En los niveles  electrónicos externos hay 8 electrones aunque el hierro no alcanza el estado de oxidación  +8.el hassio se omite porque se produce en un laboratorio.

Grupo 9:  cobalto (27), rodio(45), iridio(77)meitnerio(109)a temperatura ambiente todos son solidos.

Grupo 10:niquel(28)paladio(46), platino(78), darmstadtio(110).

Los estados de oxidación mas comunes son 0 y +11.

Todos están en la naturaleza en forma elemental aunqueel niquel es el mas reactivo, solo en aleación en algunos meteoritos. Tienen completados los orbitrales ¨d¨ de su capa de valencia .   

Grupo 11: cobre (cu), plata (ag), oro (au). Son relativamente  inertes y dificifes de corroer, se encuentran de forma de  elemento en la corteza terrestre y no se disuelven en acidos no oxidantes y en ausencia de oxigeno.

Grupo 12: zinc, cadmio, mercurio, copernicio.

Grupo 13: boro(b), aluminio(ai)galio(Ga), indio(In)y talio(Ta). Forman iones con una carga triple positiva (3+) salvo el talio con una carga monopositiva(1+).tienen 3 cargas electrones en su capa externa .

Grupo 14:carbono(C), silicio(Si), germanio(Ge), estaño(Sn)y plomo(Pb)el carbón es un no metal, el silicio y el germanio son semi metales, el estaño y el plomo son metales.

Grupo 15: nitrógeno, fosforo, arsénico, antimonio, y bismutio.todos contienen 5 electrones  de valencia (ultima capa s2p3). A  alta temperatura sonreactivos.

Grupo 16:oxigeno(o), azufre(S), selenio(Se), telurio(Te), polonio(Po). Tienen 6 eletrones en su capa de valencia.

Grupo 17: four, cloro, bromo, yodo y astato. En estado natural se encuentran como moléculas diatomicas químicamente activas .

Grupo 18:helio (He), neon(Ne), argón(Ar), kripton(Kr), xenón(Xe)y el radón(Rn).

Periodo 1:  H(1)  Y He(2)

Perido 2: Li (3) y el Be(4),B(5), C(6), N(7), O(8), F(9), Ne(10),

Periodo 3:Na(11),Mg(12), Al(13), Si(14), P(15), S(16), Cl(17),Ar(18),

Periodo 4: K(19), Ca(20), Sc(21), Ti(22), V(23), Cr(24), Mn(25), Fe(26), Co(27), Ni(28), Cu(29), Zn(30), Ga(31), Ge(32), As(33), Se(34), Br(35), Kr(36),

Periodo 5: Rb(37), Sr(38), Y(39), Zr(40), Nb(41), Mo(42), Tc(43), Ru(44), Rh(45), Pd(46), Ag(47), Cd(48), In(49), Sn(49), Sb(50), Te(51), I(52), Xe(52),.

Periodo 6:Cs(53), Ba(54), Ba(55),Hf(72), Ta(73), W(74), Re(75), OS(76), Ir(77), Pt(78), Au(79), Hg(80), Ti(81). Pb(82).Bi(83). Po(84), At(85),Rn(86).

Periodo 7:Fr(87), Ra(88),Rf(104),Db(105), Sg(106), Bh(107), Hs(108), Mt(109), Ds(110), Rg(111), Cn(112), Uut(113),Fi(114), Uup(115), Lv(1116), Uus(117), Uuo(118).

Lacnanidos La(57), Ce(58), Pr(59), Nd(60), Pm(61), Sm(62), Eu(63), Gd(64), Tb(65), Dy(66), Ho(67), Er(68),Tm(69), Yb(70), Lu(71).

Actinidos:Ac(89),Th(90), Pa(91), U(92), Np(93), Pu(94), Am(95), Cm(96), Bk(97), Cf(98). E(99).  Fm(100). Md(101). No(102). Lr(103).              

1.13.- Elementos, Importancia, Económica Industrial Y Ambiental en la región o en el país.

Elemento de Importancia Económica:

 Hidrogeno (H) Los principales uso del hidrogeno son:

Para la producción de amoniaco (N3H) por el proceso (Haber).

En la producción del ácido clorhídrico al combinarse con cloro, en la síntesis del alcohol metilito (CH3OH) al combinar con monóxido de carbono.

Refinación de petróleo.

Hidrogeno de aceite.

Boro (B) este no metal se utiliza como fertilizante foliar y edáfico.

Carbono (C) este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y son importantes para la vida cotidiana del ser humano.

También forma parte de las estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte estructural está formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol.

El carbono también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos, vitaminas.

Nitrógeno (N) la mayor parte del nitrógeno se encuentra en el aire de la atmósfera y se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su forma liquida, el nitrógeno se utiliza como congelante.

Oxigeno (O) este elemento también se encuentra en el aire de la atmósfera y es muy importante en la vida del ser humano ya que el depende de su respiración.

También se utiliza ampliamente en la industria y también se utiliza en la soldadura autógena o acetilénica.

 Flúor (F) los usos de los fluoruros principalmente el fluoruro de sodio se utiliza en la fluoración del agua potable y en las pastas dentales para prevenir las caries.

 Cloro (Cl) se utiliza para la elaboración de plástico disolvente, pesticidas, producto farmacéutico, refrigerante y colorante. También se utiliza en la desinfección y para blaquiar textiles.

 Bromo (Br) los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como intermediarios en las síntesis industriales de colorantes. Los bromuros inorgánicos se utilizan como medicina en el blanqueo de tejidos y en fotografías bromuro de plata.

Yodo (I) sus compuestos no se usan tan extensamente como las de otros halógenos del grupo 7ª y sus principales  usos: productos farmacéuticos, pinturas, para fotografía en su forma de yoduro de plata y también como desinfectantes.

Elemento de  Importancia Industrial:

Aluminio (Al) es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por los que se emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se extrae de la bauxita por reducción electrolítica.

 Cobalto (Co) se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramienta mecánica de alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo, se emplea como pigmento azul para el vidrio. Su isótopo radiactivo se emplea en el Instituto Nacional de Investigación Nuclear (ININ) de México, por que produce radiaciones gamma.

Mercurio (Hg) es resistente a la corrosión y un bueno conductor eléctrico. Se usa en la fabricación de instrumentos de presión, baterías, termómetro, barómetro, amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos e insecticidas.

Antimonio (Sb) se utiliza, metal de imprenta, baterías y textiles.

Plata (Ag) se emplea en la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas, en fotografías, aparatos eléctricos, aleaciones y soldaduras.

Cobre (Cu) usado principalmente como conductor eléctrico, en la elaboración de monedas y aleaciones como el latón y bronce.

Plomo (Pb) se emplea para la fabricación de de barias y acumuladores, de pinturas, soldaduras e investigaciones nucleares.

Hierro (Fe) se utiliza en la industria, el arte y la medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales ferrosos, además es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina.

Oro (Au) es el patrón monetario internacional, sus aleaciones se emplean en joyerías, y ornamentos, piezas dentales y equipo científicos de elaboración. En la actualidad se ha reemplazado por iridio y rutenio en la joyera, y en piezas dentales, por platino y paladio.

Elementos de Importancia Ambiental:

Bromo (Br) sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados solo la crimogenos y venenosos.

Azufre (S) sus óxidos (SO2 Y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia ácida. Algunas sustancias como los derivados clorados, sulfatos y ácidos son corrosivos, el gas H2S es sumamente toxico y contamina el aire.

Cadmio (Cd) contamina el agua y el aire es constituyente de algunos fertilizantes que contaminan el suelo.

Mercurio (Hg) contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y como el hombre los ingiere, lo incorpora a sus tejidos. También puede absorberse por la piel.

Antimonio (Sb) el envenenamiento por antimonio se produce por ingestión, inhalación de vapor y principalmente por un gas llamado estibina.

Arsénico (As) en general, todos sus compuestos y derivados son altamente tóxicos.

Fósforo (P) debido a que se emplea en la síntesis de pinturas, plaguicidas y fertilizantes, contaminan el aire, el suelo y el agua.

Plomo (Pb) contaminan el aire, el agua y el suelo (produce graves daños a la agricultura), y cuando se inhala o se ingiere como alimento, se acumula en el cuerpo y produce una enfermedad conocida como saturnismo.

Cloro (Cl) sus vapores contaminan el aire y son corrosivo. En forma de clorato, contamina el agua, además de forma mezcla explosiva con compuestos orgánicos que dañan el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan al sistema nervioso.

Cromo (Cr) en su forma de cromato soluble contamina el agua. Sus compuestos son perjudiciales para el organismo, pues destruyen todas las células.

Manganeso (Mg) los polvos y humos que contienen manganeso causan envenenamientos y atrofian el cerebro, cuando se inhala, además de contaminar el agua.

Jesus Arnoldo Hernandez Cavazos

Ruth Acela Mancillas Rosas

Jesus Sebastian Cuevas

Julio Hernandez

Aida Santiago Martinez

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