1. Ordenación de los elementos: El Sistema Periódico
Desde la antigüedad se conocen metales como el hierro, oro, plata, cobre, mercurio, estaño y plomo y no metales como el azufre y el carbono.
En el s. XVII se conocían 13 elementos, y en el primer tercio del XIX se conocían 63. Al estudiar las propiedades físicas y químicas de los elementos y sus compuestos, los químicos del s. XIX descubrieron propiedades semejantes entre algunos de ellos. Esto les llevó a encontrar formas de clasificarlos:
TRIADAS DE DÖBEREINER
El primero que encontró una regularidad fue J. Döbereiner (1780-1849) en 1829. Se dio cuenta de que en algunas familias químicas los pesos atómicos de cualquier elemento, eran aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas de los átomos más próximos en esa familia:
Na (22,99) que está entre el Li (6,94) y el K (39,10), el promedio: 23,02 22,99 2
10 , 39 94 , 6
Otras triadas son: Ca,Sr y Ba; S, Se y Te. El problema fue que había muchos otros elementos que no cumplían esta regla.
OCTAVAS DE NEWLANDS
En 1864, J. Newlands (1838-1898) ordenó los elementos en orden creciente de peso atómico y observó que el octavo elemento a partir de uno cualquiera podía considerarse una repetición del primero (como en la escala musical). Las octavas de Newlands son:
Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl
Pero a partir del elemento 17 no se repetían las propiedades.
CLASIFICACIONES DE MEYER Y MENDELEIEV
En 1869, Lothar Meyer (1830-1895) y Dimitri Mendeleiev (1834-1907) presentaron por separado sus clasificaciones de elementos conocidos. Ambos ordenaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas, pero Meyer empleó además propiedades físicas (volumen atómico), mientras que Mendeleiev utilizó también propiedades químicas (valencia).
Además de igual valencia presentaban propiedades químicas muy parecidas. A esta ordenación se le denominó TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
La gran importancia de la ordenación de Mendeleiev, radica en que dejó HUECOS LIBRES en su tabla, prediciendo las propiedades que tendrían los elementos aún no descubiertos que ocuparían ese lugar.
Un ejemplo fue la predicción de que entre el Silicio (periodo 3º) y el estaño (periodo 7º), tendría que haber un elemento. Él lo denominó eka-silicio (periodo 5º). El Germanio fue descubierto en 1885 y se comprobó que sus propiedades eran muy parecidas a las predichas por Mendeleiev. Lo mismo sucedió con el eka-boro (galio) y con el eka-aluminio (escandio).
A pesar de su importancia, la clasificación periódica de Mendeleiev NO es completa. NO incluyó los gases nobles y NO supo justificar los elementos radiactivos.
CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Los problemas quedaron resueltos en 1914 cuando H. Moseley (1887-1915) demostró que el criterio de ordenación de la tabla periódica debía ser el orden creciente del número atómico (Z) y no de la masa atómica.
La ley periódica quedó enunciada de forma definitiva:
“Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de los mismos”
Se denomina Sistema Periódico corto a los 3 primeros periodos y actualmente el sistema periódico se representa de la llamada “forma larga”. Se divide en 7 periodos, (filas horizontales), en las que las propiedades de los elementos varían de forma progresiva y en
18 grupos (columnas verticales), que contienen elementos con propiedades físicas y químicas parecidas.
Aunque actualmente los grupos se nombran con números arábigos del 1 al 18, también tienen un nombre tradicional que en algunos casos se sigue utilizando:
Grupo 1: Alcalinos Grupo 16: Anfígenos
Grupo 2: Alcalinotérreos Grupo 17: Halógenos
Grupo 3-12: Metales de transición Grupo 18: Gases nobles
Grupo 13: Térreos o Boroideos Elementos 58-71: Lantánidos
Grupo 14: Carbonoideos Elementos 90-103: Actínidos
Grupo 15: Nitrógenoideos
El 1º, 2º, y 3er periodos se dice que son PERIODOS CORTOS, y del 4º al 7º PERIODOS LARGOS, porque en ellos se incluyen los elementos de transición y de transición interna.
Actualmente hay 118 elementos químicos descubiertos.
2. Periodicidad en la configuración electrónica y la valencia
Siguiendo el diagrama de energías de Möller, podemos empezar a establecer las configuraciones electrónicas para los elementos químicos.
El elemento más sencillo es el hidrógeno que tiene un solo electrón (Z=1) y que se sitúa en el orbital 1s:
H: 1s1
La configuración del resto se construye añadiendo un electrón (“electrón diferenciador”) en el orbital vacante de menor energía. Así para el He, el electrón diferenciador iría también al 1s:
He: 1s2
A partir de ahí, las configuraciones de los elementos del segundo periodo, serían:
Li = 1s2 2s1 Be = 1s2 2s2 B = 1s2 2s2 2p1
C = 1s2 2s2 2p2
N = 1s2 2s2 2p3 O = 1s2 2s2 2p4
F = 1s2 2s2 2p5
Ne = 1s2 2s2 2p6
De esta manera se observa lo siguiente:
1) Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles electrónicos, completos o no. Este número coincide con el número del período en el que se encuentran (para los elementos de los grupos principales).
2) Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo o capa de valencia. Los electrones que ocupan esa capa son los electrones de valencia.
Como las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de valencia, esto justifica que los elementos de un mismo grupo tengan las mismas propiedades.
3. Propiedades periódicas
Las variaciones de dichas propiedades dependen de las configuraciones electrónicas y más concretamente de los electrones de valencia y de su distancia con respecto al núcleo. Como estas propiedades físicas o químicas varían con regularidad a lo largo de grupos y períodos, reciben el nombre de PROPIEDADES PERIÓDICAS.
3.1. RADIO ATÓMICO:
Es la distancia del núcleo al último electrón. Aunque un átomo no tiene “límites definidos”, se asigna a cada elemento un RADIO ATÓMICO a partir del cual conocemos su tamaño aproximado, y podemos compararlo con otros.
Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta confirme crece el número atómico.
(al descender en un grupo, aumenta el número de niveles electrónicos y por tanto el tamaño del átomo)
Dentro de un periodo, el radio atómico aumenta conforme disminuye el número atómico.
(al aumentar el número atómico, aumenta la carga nuclear, mientras que el número de niveles electrónicos se mantiene constante. El núcleo atrae con más fuerza a los electrones y disminuye el tamaño)
3.2. RADIOS IÓNICOS:
Cuando un átomo se ioniza, modifica su volumen:
1) Si pierde electrones, se convierte en un CATIÓN y su radio DISMINUYE. (el núcleo atrae con más fuerza a los electrones que quedan)
2) Si gana electrones, se convierte en un ANIÓN y su radio AUMENTA. (al ganar un electrón, se expande el nivel electrónico en el que entra)
3.3 ENERGÍA DE IONIZACIÓN:
Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ión monopositivo.
X (g) 1e
X(g) ΔE (1ª Energía de ionización)
Es siempre un valor positivo y es mayor cuanto más difícil sea arrancar un electrón, y menos tendencia tengan a formar cationes.
En un grupo, la energía de ionización aumenta al disminuir el número atómico.
En un periodo, la energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico.
(al disminuir el radio, los electrones están más atraídos hacia el núcleo)
OJO A LAS EXCEPCIONES!!!!!
1ª Energía de Ionización: grupos 13 y 16 2ª Energía de Ionización: grupos 14 y 16
Las energías de ionización tienen valores inferiores a los que les corresponderían porque la configuración electrónica final es más estable que la inicial.
3.4. AFINIDAD ELECTRÓNICA:
Es la cantidad de energía intercambiada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón, convirtiéndose en un ión mononegativo.
E (g) X 1e
X(g)
La Afinidad Electrónica es negativa para la mayoría de los elementos, pero puede ser también positiva. Cuanto más negativa es, más estable es el anión que origina. Los halógenos son los que tienen la afinidad electrónica más negativa.
En un grupo, la afinidad electrónica es más negativa cuanto menor es el número atómico.
(al ser menor el radio, el núcleo atraería con más fuerza al electrón estabilizándolo)
En un periodo, la afinidad electrónica es más negativa al aumentar el número atómico.
(disminuye el radio y el núcleo estabiliza más al nuevo electrón)
OJO A LAS EXCEPCIONES!!!!! (igual que antes)
3.5. ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la capacidad de un elemento para atraer los electrones de la molécula de la que forma parte. (capacidad para atraer el par de electrones del enlace covalente)
Se mide en una escala relativa propuesta por Pauling en 1939 y varía entre el F (4,0), que es el valor máximo a partir del cual se calcula el resto, y el Cs (0,8).
En un grupo, los átomos más electronegativos son los de menor número atómico.
En un periodo, los átomos más electronegativos son los de mayor número atómico.
(menor tamaño, más capacidad de atraer electrones)
Esta tendencia es sólo relativa y existe una lista de elementos colocados de MENOR A MAYOR ELECTRONEGATIVIDAD QUE HAY QUE CONOCER:
Metales<Al<B<Ge<Si<C<Sb<As<P<N<H<Te<Se<S<I<Br<Cl=O<F
- EN + EN
3.6. CARÁCTER METÁLICO / NO METÁLICO:
Los elementos con mayor carácter metálico se sitúan a la izquierda del sistema periódico y son los que presentan menor electronegatividad y menor energía de ionización. (tienden a formar CATIONES)
Los no metales (a la derecha de la tabla) son muy electronegativos, presentan gran energía de ionización y un valor muy negativo de afinidad electrónica. (tienden a formar ANIONES)