Edición # 1 Pagina #1 s egún se advierte al investigar sobre la tabla periódica, la historia de esta estructura está relacionada al descubrimiento de los diferentes elementos químicos y a la necesidad de ordenarlos de alguna manera. Desde los comienzos de la ciencia se intenta comprender el por qué y el cómo de la materia y los elementos que conforman nuestro sistema. Gracias a las diferentes experiencias de los científicos cada vez se ha podido descomponer aún más la materia para analizarla palmo a palmo, llegando finalmente a averiguar que es mucho más compleja que lo que a simple vista parece. A partir del siglo XIX los científicos tuvieron la necesidad de establecer un orden en los elementos descubiertos. La forma en la que decidieron hacerlo, fue partiendo de sus masas atómicas y agrupando aquellos que se asemejaran; sin embargo esta tarea no era tan sencilla ya que era difícil reflejar en un cuadro ordenado las similitudes y diferencias entre unos y otros. El químico Döbereiner fue quien en 1817 presentó un informe donde se plasmaba la relación que existía entre la masa y las propiedades de los diferentes elementos. Así formó los grupos de elementos semejantes,0 como lo son las Triadas, como la que forman cloro, bromo y yodo, donde la masa de uno de ellos se ubica en medio de los otros dos. Partiendo de esa investigación, en 1850, se llegaron a armar alrededor de 20 triadas. Posteriormente, Chancourtois y Newlands descubrieron la Ley de las octavas que permitió mejorar no sólo la distribución de los elementos en la tabla, sino las relaciones en ella plasmadas. Dicha Ley observa que las propiedades químicas se repiten sucesivamente cada ocho elementos. Sin embargo algunos elementos rompían con ella, por lo que no era suficiente para establecer una coherencia clara en la tabla. Cuando en 1869 Meyer comprobó que el volumen atómico de los elementos presentaba una cierta periodicidad; se supo que ciertos elementos que tenían un volumen similar a aquellos elementos que se les parecen en composición. Finalmente, en 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla periódica. La misma estaba compuesta por una columna con 63 elementos, agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en blanco. El químico ruso asumía que faltaban algunos no habían sido descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se conocían y que permitían que la tabla tuviera una regularidad numérica absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues parecía poco exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes Se Comprobó que Mendeleyev tenía razón Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e hidruros de cada sección. Afínales del siglo XIX, la tabla periódica comenzó a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa forma por la ausencia de actividad química (de valencia cero).Es necesario reconocer, por último, la importancia de John Dalton (1766-1844) en el desarrollo del concepto del atomismo químico, al suponer sobre las posibles Combinaciones de los átomos de las sustancias. Dalton eligió a la masa de un átomo hidrógeno como unidad referencial y creó una estructura basada en masas atómicas relativa ESTRUCTURA DEL ATOMO: el átomo está formado por un núcleo, que contiene neutrones y protones, el que a su vez está Rodeado por electrones. La carga eléctrica de un átomo es nula. Número atómico es el número de electrones o Protones de un Átomo. Masa atómica (peso atómico) M, es la masa de una cantidad de Átomos igual al número de Avogadro, NA=6.023 x 1023 mol- (el Cual es el número de átomos o moléculas en un mol o molécula Gramo), la cual Se expresa en unidades de g/mol. Una unidad Alterna es la unidad de masa atómica una, que es la masa de un Átomo tomando como referencia a la del isótopo natural de carbono más ligero C12 .Por ejemplo un mol de hierro contiene átomos y tiene una masa de 55.847 g, es decir 55.847 Electronegatividad: Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda. Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos. Depende de los mismos factores que el potencial de ionización y la afinidad electrónica Energía o potencial de ionización: La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion mono positivo. Se ha expresado en kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento. Los factores de que depende el potencial de ionización son: La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f: cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético Afinidad electrónica o electroafinidad: Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud difícil de medir y en muchos casos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomo gaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay que suministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kgf/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento. Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad. Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17 (halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) y azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre los electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la energía global por ganancia de los dos electrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en las reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).Se dan tablas y gráficos de la afinidad electrónica de los elemento Radio atómico: Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos contiguos del elemento. En el caso de los metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos en una muestra sólida. En el caso de de los no metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos unidos por enlace químico y Se denomina también como radio covalente. Se ha expresado en pm (1 pm = 10-12 m). El radio atómico aumenta en un grupo y disminuye en un periodo al aumentar el número atómico. Se dan tablas y gráficos del radio atómico de los elementos NUMERO ATOMICO Cada átomo se caracteriza por un número atómico El número atómico es un número igual a la cantidad de protones que contiene su núcleo. Este número diferencia a un elemento de los demás. Es también igual a la cantidad de electrones de un átomo neutro del elemento. Por ejemplo, el actinio (Ac) tiene número atómico 89; esto quiere decir que el actinio tiene 89 protones en su núcleo MASA ATOMICA:La masa atómica es la masa de un átomo del elemento expresada en unidades de masa atómica (u.m.a.)(2). Es casi igual que el número de protones más el de neutrones de su núcleo. Esto es así, porque tanto protones como neutrones tienen una masa relativa prácticamente igual a la unidad (en uma) y la masa de los electrones es casi insignificante. Puesto que no todos los átomos tienen un sólo isótopo (3), la masa atómica es la masa ponderal media (4) de todos los isótopos (se tiene en cuenta la abundancia de cada uno). Por ejemplo: si tomamos una muestra de hidrógeno, (H), el 99,984% de los átomos corresponden al isótopo 1-H, el 0,0156% corresponden a 2-H y el 0% al 3-H. Puesto que el 1-H tiene un protón y ningún neutrón, su masa aproximada es 1. Como el 2-H tiene un protón y un neutrón, su masa aproximada es 2. Por tanto, cuando se toma una muestra de hidrógeno la masa media de un átomo será: 1,0079. En el caso de las masas atómicas que aparecen entre paréntesis, como (144,913) para Prometió, (Pm), representan la masa atómica del isótopo más estable, no es una masa media de todos los isótopos de ese elemento. Las masas atómicas usadas son las publicadas por la I.U.P.A.C. (1) en 1995.Luego, la masa atómica puede usarse para determinar el número de neutrones de un elemento usando la ecuación: Masa Atómica- Número Atómico= Número de neutrones Número de protones/electrones: El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos Número de neutrones (Isótopo-nº): Número de neutrones del isótopo (3) que se menciona. El número de neutrones de un átomo es igual a la masa atómica del átomo redondeada al entero más próximo (número másico) menos el número de protones. Esto se debe a que neutrones y protones tienen una masa atómica aproximada de 1 u.m.a.(2). Puesto que los elementos tienen más de un isótopo (3), el número de neutrones que se menciona en la hoja de cada elemento corresponde al isótopo más abundante del elemento. Por ejemplo, el boro (B) tiene una masa atómica de 10,81 y número atómico de 5. Al redondear 10,81 al entero más próximo sale 11. Restando de este número 11 el número de protones (o número atómico) se obtiene 6, que indica que el isótopo más abundante del boro tiene 6 neutrones. JHOAN DOBEREINER:Estudió los fenómenos de catálisis y realizó algunos intentos de clasificación de los elementos conocidos (tríadas de Döbereiner) ,1 2 agrupándolos por sus afinidades y Semejanzas: cloro, bromo y yodo; litio, sodio y potasio; azufre, selenio y teluro. En 1829 hizo uno de los primeros intentos de agrupar los elementos de propiedades análogaco Señaló que en ciertos grupos de 3 elementos había un cierto parecido, de ahí el nombre Tríos.Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos,observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual Del primero al último.En su clasificación de las tríadas (agrupación de Tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo, los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es Periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triada. John Reina Newlands Estableció la ley de recurrencia, en virtud de la Cual las propiedades químicas de los elementos ordenados según su masa atómica se repiten con cierta periodicidad, ley que demostró para varias series de ocho elementos, conocidas como octavas de Newlands.Ordenó los 62 elementos conocidos hasta la fecha según sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. A este hecho, Newlands le llamó la Ley de las Octavas. Dimitri mendeliev fue un químico ruso, creador de la Tabla periódica de los elementos. Sobre las bases del análisis espectral establecido por bunsen y Kirchoff, se ocupó de problemas químico-físicos relacionados con el espectro de emisión de los elementos. Realizó las determinaciones de volúmenes específicos y analizó las condiciones de licuefacción de los gases, así como también el origen de los petróleos. Su investigación principal fue la que dio origen a la enunciación de la ley periódica de los elementos, base del sistema periódico que lleva su nombre. En 1869 publicó su libro Principios de la química, en el que desarrollaba la teoría de la Tabla periódica de los elementos

CHISTES
 • ¡ Como suena un fotón al caer ¡! PLACK 
•¡Como eructa un electron ¡! BOOOK 
•¡ Como se llama a la infidelidad entre quimicos ¡! Enlace covalente coordinado
• ¡ La formula quimica del aguacate es ¡! H2O + K + T 
• ¡ Que es un electron vestido de fallera ¡! Un electron de valencia 
• ¡ Que defiende a los quimicos en los juicios ¡! El avogadro 
• ¡ Como se suicida un electron ¡! Tirandoce de un puente de hidrogeno