Propiedades de la Tabla Periódica. Docente Autor Carolina Parra Quijada Comprende las Propiedades de la Tabla periódica.-

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Propiedades de la Tabla Periódica

Competencia(s) / OA

QUIMc3

Docente Autor Carolina Parra Quijada

Desempeño

Comprende las Propiedades de la Tabla periódica.-

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Durante los primeros 25 años del siglo XIX, se descubrieron unos 20 nuevos elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumentaba, resultaron evidentes las semejanzas físicas y químicas entre algunos de ellos. Entonces los químicos entendieron que el estudio de las propiedades de los elementos químicos era más fácil agrupándolos según sus propiedades semejantes en base a una ley natural. , por ejemplo: el cobre (Cu), la plata (Ag) y el oro (Au) podían reunirse en un mismo grupo, y el sodio (Na), el litio (Li) y el potasio (K), en otro.

Algunos de los intentos de organización más destacados fueron:

1. Las Triadas de Johan Dobereiner (1817)

El químico alemán Johan Dobereiner (1780 - 1849) agrupa los elementos hasta entonces conocidos en serie de tres elementos llamándolo “triadas”. Los elementos que pertenecen a una triada poseen propiedades químicas semejantes. Además el elemento central posee un peso atómico (P.A.) aproximadamente igual a la semisuma de los P.A. de los elementos extremos.

Aunque hacia 1850 los químicos habían llegado a identificar unas veinte triadas, esta forma de agrupar los elementos químicos se descartó, porque se descubrieron nuevos elementos que no cumplían con las triadas.

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2. Ley de Las Octavas de John Newlands (1864)

En 1864 el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) creó la ley de octavas, al percatarse que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (obviando el hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenia propiedades muy similares al primero a partir del cual se contó.

Esta regularidad permitió la ordenación de los elementos en familias o grupos con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos formados por 8 elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse la regla de las octavas, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica.

3. Tabla Periódica de Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer (1869)

Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer, trabajando en forma independiente, llegaron a organizar los 63 elementos químicos conocidos de acuerdo con su masa atómica, lo que les permitió deducir que en orden creciente de masa los elementos presentaban propiedades similares que se repetían periódicamente, estableciendo la Ley periódica, gracias a la cual se ordenaron los elementos de similares características en una misma columna.

Mendeleiev presentó su trabajo a la Sociedad Química Rusa en 1869, señalando los siguientes postulados:

1. Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas, estos muestran una evidente periodicidad. 2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas tienen pesos atómicos que son ya sea de valores similares (ejemplo Pt, Ir, Os) o que aumentan de manera regular (ejemplo K, Rb, Cs).

3. La colocación de los elementos en orden a sus masas atómicas corresponde a su valencia.

4. Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de masa atómica pequeña. Estos elementos poseen propiedades bien definidas.

5. El valor de la masa atómica caracteriza a un elemento y permite predecir sus propiedades.

6. En determinados elementos puede corregirse la masa atómica si se conoce la de los elementos adyacentes.

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4.- Tabla periódica actual:

La Tabla periódica de los elementos que actualmente usamos, explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base su estructura atómica. De esta forma, aunque es similar a la tabla propuesta por Mendeleiev, la tabla periódica actual se ordena en función del número atómico (Z) de acuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los elementos. Según ésta, las propiedades periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos, dando origen a filas horizontales llamadas períodos, siete en total, y columnas verticales, conocidas como grupos o familias, 18 en total, antiguamente divididos en grupos “A” y “B”.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica, es decir, la variación de ellas en los grupos y periodos responden a una regla general. De este modo, a partir de la posición de un elemento en la tabla periódica es posible predecir su comportamiento químico, ya que éste depende en gran medida de sus propiedades periódicas.

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• Radio atómico • Radio iónico

• Potencial de ionización

• Afinidad electrónica (electroafinidad) • Electronegatividad

I.- Radio atómico:

El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X.

Para los metales, el radio atómico

es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes

del metal

.

Para los no metales, el radio observado

es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos en las

moléculas diatómicas de los elementos

.

(a) Radio atómico para metales; (b) Radio atómico para no metales

Variación en la tabla periódica:

• En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo.

• En los periodos, disminuye al aumentar Z (hacia la derecha), debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

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II.- Radio iónico:

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando entonces especies químicas cargadas a las cuales se les denomina iones. Por lo tanto, el radio iónico, es el tamaño de los iones, sea éste catión o anión.

Teniendo presente que la formación de un catión implica la pérdida de electrones, es posible concluir que “El radio de un catión es menor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento”.

Por otra parte, la formación de un anión implica un aumento en el número de electrones del átomo, por tanto, “El radio de un anión es mayor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento”. Resumiendo, para especies isoelectrónicas

: R

catión

< R

átomo

< R

anión

III.- Potencial de ionización (energía de ionización):

La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débilmente retenido.

Podemos expresarlo así:

X + 1ªE.I.

X

+

+ e

-Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. La segunda energía de ionización representa la energía necesaria para arrancar un segundo electrón y su valor es siempre mayor que la primera, ya que el volumen de un ión positivo es menor que el del átomo neutro y la fuerza electrostática es mayor en el ión positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear:

X

+

+ 2ªE.I.

X

2+

+ e

-

Variación en la tabla periódica:

• En los elementos de una misma familia o grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

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En el grupo de los metales alcalinos (IA), por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos.

• En los elementos de un mismo periodo, la energía de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha.

Esto se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón

.

IV.- Afinidad electrónica (electroafinidad):

Como su nombre lo indica, la afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón. Cuantitativamente, la afinidad electrónica se define, y se determina experimentalmente, como la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa capta un electrón en su nivel más externo para formar un anión de carga -1.

A + e

-

→ A

-

+ Energía

Variación en la tabla periódica:

Tanto los factores que la condicionan como su variación en el sistema periódico son homologables al Potencial de Ionización, esto quiere decir que:

• En los grupos, la electroafinidad crece hacia arriba

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V.- Electronegatividad (E.N):

La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Esta propiedad no es observable, sino más bien es un concepto generalizador que permite decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula.

La E.N. no tiene unidades, y en 1930, Linus Pauling, en base a los cálculos de energía de enlaces, postula una escala donde asigna el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para el cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado.

Variación en la tabla periódica:

• En los grupos, la electronegatividad aumenta hacia arriba

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Referencias

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