Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia Temas a tratar:
- Tabla Periódica
- Propiedades Periódicas
Tabla Periódica
La Tabla periódica de los elementos que actualmente empleamos es similar a la de Mendeleiev, se ordena en función del número atómico (Z) de acuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los elementos. Según esta, 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”.
Historia de la Tabla Periódica
A principios de 1800 el químico alemán John W. Döbereiner intentó una primera aproximación al construir las primeras tríadas. En esta clasificación, Döbereiner ordenó los elementos en grupos de 3; de acuerdo con su masa atómica creciente, resultando algunas asociaciones elementales:
Li-Na-K S-Se-Te
De acuerdo con esta clasificación, los elementos pertenecientes a una triada debían tener propiedades químicas semejantes y la masa atómica del elemento central correspondía a la semisuma de las masas atómicas de los elementos extremos de la tríada.
Primera triada y sus masa atómicas
En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de Chancourtois, construyó el llamado “caracol o anillo telúrico”, que ordenaba a los
elementos en forma de hélice (respecto de su masa atómica), este ordenamiento no tuvo aceptación, pues incluyó iones y algunos compuestos.
En 1864, el químico inglés John A. Reina Newlands, ordenó los elementos químicos en grupos de 7 elementos cada uno, también en función creciente de sus masas atómicas. El octavo elemento presentaba propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma de clasificar fue conocida como las octavas de Newlands.
Ese mismo año, Julius Lothar Meyer publicó la primera versión de la tabla periódica.
En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev se publicaron en la primera tabla periódica convencional con el formato que conocemos en la actualidad.
La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos.
En 1913, el joven físico inglés Henry Moseley, descubrió una forma de determinar el número atómico de un elemento y con ello, pudo explicar el problema detectado en la tabla de Mendeleiev relacionado con la ubicación del Argón (Ar) y el Potasio (K): El Argón (Ar) efectivamente iba antes del Potasio (K) por tener un número atómico de 18, mientras que el del potasio era de 19.
Este descubrimiento dio paso a un nuevo ordenamiento periódico basado en el número atómico y no más en la masa atómica. Con esto, se explicaban y corregían las “irregularidades” que existían en el ordenamiento de Mendeleiev, naciendo así la forma moderna que tenemos de organizar los elementos.
Tabla Periódica y Configuración electrónica
Actualmente sabemos que las configuraciones electrónicas de los elementos están relacionadas con su posición en la Tabla periódica pues en ella los elementos que tienen un patrón similar de configuración de los electrones de la capa externa están dispuestos en las mismas columnas, mientras aquellos que tienen niveles energéticos muy similares y algunos idénticos se encuentran en las mismas filas. Los grupos 1,2 y 13 al 18 (antiguas IA, IIA y IIIA al VIIIA) agrupan los elementos representativos, que se caracterizan por terminar su configuración electrónica en los subniveles s o sp. La notación antigua en los elementos representativos, permitía saber el número de electrones presentes en el último nivel. Por ejemplo, IIIA indica que los elementos ubicados en esa columna poseen 3 electrones de valencia, que son los que participan en las reacciones químicas .El grupo 18 (VIIIA) corresponde a los gases nobles
Los grupos 3 al 12 (antiguos “B”), que concentran a todos los elementos en cuya configuración electrónica los últimos electrones ocupan los subniveles d y f, son denominados de transición. Estos últimos (elementos de transición) tienen el subnivel d incompleto, o bien dan lugar a cationes que tienen el subnivel d incompleto
El bloque s está formado por los elementos representativos de los grupos 1 y 2. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica ns1. Los metales alcalinos térreos, situados en el grupo 2, tienen configuración ns2.
El bloque p lo forman los elementos representativos de los grupos del 13 al 18, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p. Los elementos del grupo 13, del grupo térreos, tienen configuración externa ns2np1. Los elementos del grupo 14, del grupo carbonoides, tienen configuración electrónica ns2np2. Los elementos del grupo 15, del grupo nitrogenoides, tienen configuración electrónica ns2np3. Los elementos del grupo 16, del grupo de los calcógenos, tienen configuración electrónica ns2np4. Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen configuración electrónica ns2np5. Los elementos del grupo 18, gases nobles, tienen la capa de valencia completa, siendo su configuración electrónica ns2np6.
Los elementos del bloque d, denominados elementos de transición externa, están en el centro de la tabla, ocupando los grupos del 3 al 12. Los
electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n-1.Las configuraciones varían desde (n-1) d1ns2 en el grupo 3, hasta (n-1) d10ns2 en el grupo 12.
El bloque f comprende los elementos de transición interna.
Está formada por dos series de 14 elementos cada una, ocupando los electrones orbitales f del nivel (n-2). La configuración electrónica, con algunas excepciones, puede escribirse de forma general como (n-2)f 1–14 (n-1)d1ns2, tomando n un valor de 6para los lantánidos y 7 para los actínidos.
Finalmente los gases nobles, son aquellos que tienen todos sus niveles electrónicos completos. Su configuración electrónica termina en ns2 np6 y conforman el grupo VIII A (8A), también llamado grupo cero (0). Además son estables y gases inertes.
Propiedades Periódicas
Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente en la Tabla periódica: son las llamadas propiedades periódicas. Entre ellas se encuentran la afinidad electrónica o electroafinidad, la energía o potencial de ionización, la electronegatividad, el radio atómico, el volumen atómico y la afinidad electrónica .Estas propiedades, tanto
físicas como químicas,
dependen
fundamentalmente de la configuración electrónica del
elemento. La corteza electrónica de un átomo, contiene los electrones (que orbitan en torno al núcleo) y al estar en la misma cantidad que los protones presentes en su núcleo, hace que el átomo sea eléctricamente neutro.
En general, podemos clasificar las propiedades más importantes por relaciones de tamaño y de energía de la siguiente manera:
Radio Atómico e Iónico: Se define el radio atómico para átomos de un metal como la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos del mismo elemento que están adyacentes. Para los elementos que existen como moléculas diatómicas, es la mitad de la distancia entre dos núcleos de los
átomos que forman la molécula. Este último
también es
denominado radio
covalente. Dentro de
cada grupo, el radio atómico (al igual que el volumen atómico), conforme aumenta el número atómico, se baja por la columna.
Dicha tendencia es el resultado del incremento en el número cuántico principal delos electrones externos, pues estos se encontrarían cada vez más lejos del núcleo, lo que provoca un aumento en el radio total del átomo. Por otra parte, en cada período disminuye de izquierda a derecha, esto por el aumento de la carga nuclear efectiva que atrae a los electrones más cerca del núcleo, disminuyendo el radio
Carga Nuclear Efectiva: Se define Zef como la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. El Zef depende de 2 factores: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S). Los electrones que están
más cerca del núcleo (primeros niveles de energía) apantallan (bloquean) la carga positiva del núcleo sobre el resto de electrones.
Esto implica que los electrones del último
nivel son atraídos con menos fuerza, por lo tanto, la carga total real del núcleo sobre los electrones siempre es menor que la carga teórica.
Potencial o Energía de Ionización:Es la energía necesaria para retirar el electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. De
izquierda a derecha aumenta en los periodos y de abajo hacia arriba en los grupos.
Afinidad Electrónica o Electroafinidad: Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión
negativo. Las
electroafinidades pueden ser negativas, cuando se libera energía, o positivas, cuando se absorbe energía, y son inversamente
proporcionales al tamaño del átomo.
Electronegatividad: Es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer
hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente. Aumenta de derecha a izquierda en los periodos y de abajo hacia arriba en los grupos.
Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones, razón por la cual esta propiedad es inversamente
proporcional a
la electronegatividad.
Aumenta de derecha a izquierda en los periodos y de arriba abajo en los grupos.
