Presentando a la tabla periódica

La tabla periódica de los elementos químicos, es una tabla donde la disposición de los elementos químicos, se encuentran ordenados por su número atómico (número de protones),​ por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas como elementos con comportamiento similar en la misma columna, de modo que clasificamos los elementos para su fácil localización y uso.

En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son el corazón de la química —comparables a la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser), y a las leyes de la termodinámica en la física clásica—».​

Por ello, recordando las publicaciones de nuestra amada química, que os dejo por aquí por si no habéis leído:

https://ammuneuroscienceandbiology.blogspot.com/2021/06/la-quimica-en-el-centro-de-las-ciencias.html

https://ammuneuroscienceandbiology.blogspot.com/2021/06/historia-de-la-quimica.html

https://ammuneuroscienceandbiology.blogspot.com/2021/06/las-subdisciplinas-que-tiene-la-gran.html

https://ammuneuroscienceandbiology.blogspot.com/2021/06/las-subdisciplinas-que-tiene-la-gran.html

Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres, así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o sintetizados, siendo útil actualmente este diseño. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias, por supuesto.

Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue ampliamente reconocida, ya que la desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas,​ si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.​ Mendeléyev también pronosticó algunas propiedades de elementos entonces desconocidos que anticipó que ocuparían los lugares vacíos en su tabla. Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran correctas.

La tabla periódica de Mendeléyev ha sido desde entonces ampliada y mejorada con el descubrimiento o síntesis de elementos nuevos y el desarrollo de modelos teóricos nuevos para explicar el comportamiento químico. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. Existen además otros arreglos periódicos de acuerdo a diferentes propiedades, y según el uso que se le quiera dar (en didáctica, geología, etc.). Para celebrar el 150 aniversario de su creación, la UNESCO declaró 2019 como el Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos.

Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hidrógeno) al 118 (oganesón); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015,​ y sus nombres y símbolos oficiales se hicieron públicos el 28 de noviembre de 2016.​ Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han encontrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza.​ Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos sintéticos de elementos presentes en la naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados, pero actualmente se han extinguido.​ La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa aún hoy día.

La historia de la tabla periódica está muy relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y física, como hemos comentado:

·         El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.

·         El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.

·         La noción de masa atómica (inicialmente denominada «peso atómico») y, posteriormente, ya en el siglo xx d. C., número másico.

·         Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos y la aparición de nuevos elementos.

Artículo escrito por Ana María Morón Usero o Ammu.

Gracias por leer, que la ciencia y la fuerza os acompañe

Podéis encontrar mucho más sobre esta ciencia en el Glosario de la Química y muchos científicos destacados de la misma y de otras ramas.

Método de la masa de electrones

Committee on Data for Science and Technology (CODATA, Comité de Información para Ciencia y Tecnología) publica regularmente los valores de las constantes físicas para su uso internacional. En el caso de la constante de Avogadro, la determina a partir del cociente entre la masa molar del electrón A_r(e), M_u y la masa en reposo del electrón m_e:

La "masa atómica relativa" del electrón, A_r(e), es una cantidad medible directamente, y la constante masa molar M_u, es una constante definida en el sistema SI. La masa en reposo del electrón, sin embargo, se calcula a partir de otras constantes medidas:

La "masa atómica relativa" del electrón, A_r(e), es una cantidad medible directamente, y la constante masa molar M_u, es una constante definida en el sistema SI. La masa en reposo del electrón, sin embargo, se calcula a partir de otras constantes medidas:

 

 

{\displaystyle m_{\rm {e}}={\frac {2R_{\infty }h}{c\alpha ^{2}}}}Como puede observarse en los valores de la tabla CODATA 2006, el principal factor limitante en la precisión con la que se conoce el valor de la constante de Avogadro es la incertidumbre en el valor de la constante de Planck, ya que todas las demás constantes que contribuyen al cálculo se conocen con mucha más precisión.

 

Constante	Símbolo	Valor 2006 CODATA	Incertidumbre estándar relativa	Coeficiente de correlación con NA
Masa atómica relativa del electrón	Ar(e)	5,485 799 0943(23)×10-4	4.2. 10–10	0,0082
Constante de masa molar	Mu	0,001 kg/mol	Definida	—
Constante de Rydberg	R∞	10 973 731,568 527(73) m−1	6,6×10-12	0,0000
Constante de Planck	h	6,626 068 96(33)×10-34 Js	5,0×10-8	–0,9996
Velocidad de la luz	c	299 792 458 m/s	Definida	—
Constante de estructura fina	α	7,297 352 5376(50)×10-3	6,8×10-10	0.0269
Constante de Avogadro	NA	6,022 141 79(30)×1023 mol−1	5,0×10-8	1

Un método moderno para calcular la constante de Avogadro es utilizar la relación del volumen molar, V_m, al volumen de la celda unidad, V_cell, para un cristal sencillo de silicio:

El factor de ocho se debe a que hay ocho átomos de silicio en cada celda unidad.

El volumen de la celda unidad se puede obtener por cristalografía de rayos X; como la celda unidad es cúbica, el volumen es el de un cubo de la longitud de un lado (conocido como el parámetro de la celda unidad, a). En la práctica, las medidas se realizan sobre una distancia conocida como d₂₂₀(Si) que es la distancia entre los planos indicada por el índice de Miller {220}, y es igual a a/√8. El valor CODATA2006 para d₂₂₀(Si) es 192.015 5762(50) pm, con una incertidumbre relativa de 2.8. 10^–8, correspondiente a un volumen de celda unidad de 1.601 933 04(13). 10^–28 m³.

La composición isotópica proporcional de la muestra utilizada debe ser medida y tenida en cuenta. El silicio presenta tres isótopos estables - ²⁸Si, ²⁹Si, ³⁰Si - y la variación natural en sus proporciones es mayor que otras incertidumbres en las mediciones. La Masa atómica A_r para un cristal sencillo, puede calcularse ya que las masas atómicas relativas de los tres núclidos se conocen con gran exactitud. Esto, junto con la medida de la densidad ρ de la muestra, permite calcular el volumen molarV_m que se encuentra mediante:

donde M_u es la masa molar. El valor CODATA2006 para el volumen molar del silicio es 12.058 8349(11) cm³/mol, con una incertidumbre estándar relativa de 9.1. 10^–8.²⁰​

A partir de los valores CODATA2006 recomendados, la relativa incertidumbre en la determinación de la constante de Avogadro por el método de la densidad del cristal por rayos X es de 1,2. 10^-7, cerca de dos veces y media mayor que la del método de la masa del electrón.

Biografía:

P.J. Mohr, B.N. Taylor y D.B. Newell (2011), CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2010. Sistema creado por J. Baker, M. Douma y S. Kotochigova. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD 20899.

Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.

International Union of Pure and Applied Chemistry Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances, P.; Peiser, H. S. (1992). «Atomic Weight: The Name, Its History, Definition and Units». Pure and Applied Chemistry 560 (10): 1535-43. doi:10.1351/pac199264101535.

International Union of Pure and Applied Chemistry Commission on Quantities and Units in Clinical Chemistry, H. P.; International Federation of Clinical Chemistry Committee on Quantities and Units (1996). Glossary of Terms in Quantities and Units in Clinical Chemistry (IUPAC-IFCC Recommendations 1996) 68 (4). pp. 957-1000. doi:10.1351/pac199668040957.

The CODATA 2017 values of h, e, k and Na for the revision of the SI.

Resoluciones adoptadas en CGPM, Versalles 16 de noviembre de 2018. Archivado desde el original el 19 de noviembre de 2018. Consultado el 23 de noviembre de 2018.

Avogadro, Amadeo (1811). «Essai d'une maniere de determiner les masses relatives de molecules elementaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons». Journal de Physique 73: 58-76. English translation.

Oseen, C.W. (December 10, 1926). Presentation Speech for the 1926 Nobel Prize in Physics.

Loschmidt, J. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien 52 (2): 395-413. English translation.

Virgo, S.E. (1933). «Loschmidt's Number». Science Progress 27: 634-49. Archivado desde el original el 4 de abril de 2005.

Kotz, John C.; Treichel, Paul M.; Townsend, John R. (2008). Chemistry and Chemical Reactivity (7th edición). Brooks/Cole. ISBN 0495387037. Archivado desde el original el 9 de febrero de 2009. Consultado el 10 de abril de 2019.

Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.

Mohr, Peter J.; Taylor, Barry N.; Newell, David B. (2008). «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2006». Reviews of Modern Physics 80: 633-730. doi:10.1103/RevModPhys.80.633. Enlace directo.

Artículo escrito por Ana María Morón Usero o Ammu.

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El número de Avogadro

Desde la revisión efectuada en la 26ª CGPM celebrada en el año 2018 la constante de Avogadro (símbolos: L, N_A) tiene un valor exacto definido como 6,022 140 76 ×10²³ mol⁻¹. El número de Avogadro (símbolo: N₀) es 6,022 140 76 ×10²³.

1.  La constante de Avogadro es el factor de proporcionalidad entre el número de entidades elementales y la cantidad de sustancia, Al dividir el número de entidades elementales, cualesquiera que sean, entre la constante de Avogadro se obtiene la cantidad de sustancia. Así, por ejemplo:

2.    Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado con la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancias a sus pesos moleculares.²​ Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un número másico de 1, contiene 6,022 × 10²³ átomos de hidrógeno, es decir, más de seiscientos mil trillones de átomos. De igual manera, 12 gramos de carbono-12 (número másico 12) contienen el mismo número de átomos, 6,02214 × 10²³. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.

3. La constante de Avogadro es fundamental para entender la composición de las moléculas y sus interacciones y combinaciones. Por ejemplo, ya que un átomo de oxígeno se combinará con dos átomos de hidrógeno para crear una molécula de agua (H₂O), de igual forma un mol de oxígeno (6,022 × 10²³ átomos de O) se combinará con dos moles de hidrógeno (2 × 6,022 × 10²³ átomos de H) para crear un mol de H₂O.

La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. ​ El físico francés Jean Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. Perrin ganó en 1926 el Premio Nobel de Física, en gran parte por su trabajo en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes.

                                               

El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas. Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. La conexión con Loschmidt es la raíz del símbolo L que a veces se utiliza para la constante de Avogadro, y la literatura en lengua alemana puede referirse a ambas constantes con el mismo nombre, distinguiéndolas solamente por las unidades de medida.

Originalmente se propuso el nombre de "número de Avogadro" para referirse al número de moléculas en una molécula-gramo de oxígeno (exactamente 32 gramos de dioxígeno (antiguamente oxígeno), de acuerdo con las definiciones del periodo),⁹​ y este término es aún ampliamente utilizado, especialmente en la introducción de los trabajos. Véase, por ejemplo.​ El cambio de nombre a "constante de Avogadro" vino con la introducción del mol como una unidad básica separada dentro del Sistema Internacional de Unidades (SI) en 1971,​ que reconoció la cantidad de sustancia como una unidad independiente.​ Con este reconocimiento, la constante de Avogadro ya no es un número puro, sino una magnitud física, asociada con una unidad de medida, la inversa de mol (mol^-1) en unidades SI.​ El cambio de nombre de la forma posesiva "de Avogadro" a la forma nominativa "Avogadro" es un cambio general en práctica desde la época de Perrin para los nombres de todas las constantes físicas.​ En efecto, la constante es nombrada en honor de Avogadro: no se refiere al propio Avogadro, y habría sido imposible medirla durante la vida de Avogadro.

Los dígitos entre paréntesis al final del valor de la constante de Avogadro se refieren a su incertidumbre estándar (antes de que fuese definida como una constante exacta), concretamente el valor 0,000 000 27×10²³ mol⁻¹. Si bien es raro el uso de unidades de cantidad de sustancia distintas del mol, la constante de Avogadro también se puede definir en unidades como la libra-mol (lb-mol) y la onza-mol (oz-mol).

Relaciones físicas adicionales:

Debido a su papel como factor de escala, la constante de Avogadro establece un vínculo entre una serie de útiles constantes físicas cuando nos movemos entre la escala atómica y la escala macroscópica. Por ejemplo, establece la relación entre:

	Constante de Faraday	96485.3383(83)	C / mol	${\displaystyle F=e\,N_{\rm {A}}}$
${\displaystyle R}$	Constante de los gases	8.314472(15)	J / (mol K)	${\displaystyle R=k_{\rm {B}}N_{\rm {A}}}$
${\displaystyle m_{\rm {u}}}$	Constante de masa atómica	1.660538782(83)E-27	g	${\displaystyle m_{\rm {u}}={\frac {M_{\rm {u}}}{N_{\rm {A}}}}}$
${\displaystyle N_{\rm {A}}}$	Constante de Avogadro	6.022140857(62)E23	mol-1
${\displaystyle e}$	Carga elemental	1.602176565(35)E−19	C
${\displaystyle k_{\rm {B}}}$	Constante de Boltzmann	1.380649E-23	J / K
${\displaystyle M_{\rm {u}}}$	Constante de masa molar	1	g / mol

Medida: Coulombimetría:

El primer método preciso de medir el valor de la constante de Avogadro se basaba en la coulombimetría. El principio consiste en medir la constante de Faraday, F, que es la carga eléctrica transportada por un mol de electrones, y dividir por la carga elemental, e, para obtener la constante de Avogadro.

El experimento clásico es el de Bowers y Davis en el NIST, y se basa en la disolución de la plata del ánodo de una celda electrolítica, al pasar una corriente eléctrica constante I durante un tiempo conocido t . Si m es la masa de plata perdida por el ánodo y A_r el peso atómico de la plata.

Los investigadores del NIST desarrollaron un ingenioso método para compensar la plata que se perdía desde el ánodo por razones mecánicas, y realizó un análisis isotópico de su plata para determinar el peso atómico apropiado. Su valor para la convencional constante de Faraday es: F₉₀ = 96485,309 C/mol, que corresponde a un valor para la constante de Avogadro de 6,0221367·10²³ mol⁻¹: ambos valores tienen una incertidumbre estándar relativa de 1.3. 10^-6.

Artículo escrito por Ana María Morón Usero o Ammu.

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La masa molecular ¿Qué es?

 Para calcular las moléculas necesitamos la masa molecular, ¿qué es?

La masa molecular (masa molecular relativa o peso fórmula), cuyo símbolo es m_f, es una magnitud que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa atómica. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero habitualmente expresado en unidades de masa atómica (su unidad en el SI es el kilogramo), en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude a una sola molécula, mientras que la masa molar corresponde a un mol (N_A = 6,022 · 10²³) de moléculas,  más la masa está compuesto por átomos.

La masa molecular (m) es la masa de determinada molécula: se mide en daltons (Da) o unidad de masa atómica unificada (u). Moléculas diferentes de un mismo compuesto pueden tener masas moleculares distintas debido a que este puede contener diferentes isótopos de un mismo elemento. La masa molar es una medida del promedio de la masa molecular de todas las moléculas de una muestra, y generalmente es la medida más apropiada para trabajar con cantidades macroscópicas (que pueden ser pesadas) de una sustancia.

La masas moleculares se calculan a partir de las masas atómicas relativas de cada nucleido, mientras que las masas molares se calculan a partir del peso atómico de cada elemento. El peso atómico considera la distribución isotópica de cada elemento en una muestra dada (habitualmente se asume que es "normal").

La distinción entre masa molar y masa molecular es importante debido a que las masas moleculares relativas pueden medirse directamente mediante espectometría, a menudo con una precisión de pocas partes por millón. Esta precisión es suficiente para determinar directamente la fórmula química de una molécula.

video genial que explica como calcularlo:

https://youtu.be/J-U6fVdS3ns

Otro concepto importante para la química, bioquímica y biología, la masa molar.

La masa molar (símbolo M) de dada sustancia es una propiedad física definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol⁻¹). Sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol).

Medición:
Las masas molares casi nunca se miden directamente. En vez de eso, pueden ser calculadas a partir de las masas atómicas estándar, las cuales son listadas con frecuencia en catálogos de química y fichas de datos de seguridad (FDS). Las masas molares típicamente varían entre:

-       1-238 g/mol para átomos de elementos no sintéticos.

-       10-1000 g/mol para compuestos sencillos.

-       1000-5000,000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de ADN, etc.

Si bien las masas molares son casi siempre, en la práctica, calculadas a partir de los pesos atómicos, también pueden ser medidas en ciertos casos. Tales mediciones son mucho menos precisas que las mediciones modernas de espectromía de masas utilizadas para medir los pesos atómicos, y prácticamente solo son de interés histórico. Todos los procedimientos confían en las propiedades coligativas, y cualquier disociación del compuesto debe ser tomada en cuenta.

Otro video fantástico para aprender:

https://youtu.be/prGLIEV5krQ

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Os dejo la bibliografía consultada, y espero que el mes que viene vengáis que seguiremos aprendiendo más cositas de química y la importancia de la tabla periódica.

Ammu

Bibliografía:

International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2da edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 41. 

Wieser, M. E. (2006), «Atomic Weights of the Elements 2005», Pure and Applied Chemistry 78 (11): 2051-66, doi:10.1351/pac200678112051.

P.J. Mohr, B.N. Taylor y D.B. Newell (2011), CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2010. Sistema creado por J. Baker, M. Douma y S. Kotochigova. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD 20899.

International Union of Pure and Applied Chemistry (1984). «Note on the terminology for molar masses in polymer science». J. Polym. Sci., Polym. Lett. Ed. 22 (1): 57. Bibcode:1984JPoSL..22...57.. doi:10.1002/pol.1984.130220116.

Metanomski, W. V. (1991). Compendium of Macromolecular Nomenclature. Oxford: Blackwell Science. pp. 47-73. ISBN 0-632-02847-5.

International Bureau of Weights and Measures (2006), The International System of Units (SI) (8th edición), p. 126, ISBN 92-822-2213-6.

Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «relative molar mass». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).

«Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements». NIST. Consultado el 14 de octubre de 2007.

«Author Guidelines – Article Layout». RSC Publishing. Consultado el 14 de octubre de 2007.

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd edición). Butterworth–Heinemann. p. 21. ISBN 0080379419.

Weast, R. C., ed. (1972). Handbook of Chemistry and Physics (53rd edición). Cleveland, OH: Chemical Rubber Co.

Artículo escrito por Ana María Morón Usero o Ammu.

Tras todo esto, gracias por leer, que la ciencia y la fuerza os acompañe

Podéis encontrar mucho más sobre esta ciencia en el Glosario de la Química y muchos científicos destacados de la misma y de otras ramas.