INSTITUCIÓN EDUCATIVA “FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA”
PERIODICIDAD QUÍMICA. GRADOS DÉCIMO.
TABLA PERIÓDICA
Una primera organización de los elementos en dos grandes grupos, metales y no metales, fue elaborada por Lavoisier, a la que siguió una clasificación de Dumas, en familias de halógenos (cloro, bromo, yodo, flúor) y en familia de anfígenos, en donde incluía el azufre, selenio y telurio, partiendo de su comportamiento químico análogo. Un paso concreto de clasificación de los elementos lo constituyó el trabajo de Döebereiner, 1817, químico alemán, quien observó que, para ciertos grupos de tres elementos, llamadas tríadas, existía una similitud de propiedades, además, destacó que la masa atómica del elemento central coincidía con el valor promedio de las masas del primero y el último elemento en cada triada.
Ejemplos de tríadas:
Litio Sodio Potasio Carbono Nitrógeno Oxígeno
6,94 22,989 39,10 12,011 14,006 16
En 1.864, el químico inglés Newlands ordenó los elementos en orden creciente de sus masas atómicas en grupos de ocho, en donde el octavo elemento podría considerarse con propiedades análogas al primero: ley de las octavas.
Esta idea de Newlands fue descartada al no encontrarse una regularidad a partir del elemento bromo y por haber considerado elementos aún no descubiertos. A pesar de estas fallas, el trabajo de Newlands contenía la esencia de la ley periódica que se propondría años más tarde.
En forma independiente y casi simultánea, en 1.869, fue descubierto un esquema de clasificación de los elementos, muy similar al que se emplea actualmente, por los químicos Mendeleieff (ruso) y Lothar Meyer (alemán). sus clasificaciones se fundamentan en la ley periódica: “Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas crecientes se puede observar que periódicamente se repiten algunos conjuntos de propiedades”.
La tabla periódica moderna se basa en los trabajos de Mendeleieff, sustituyendo el ordenamiento periódico en función de las masas atómicas por otro basado en los números atómicos por otro basado en los números atómicos y que constituye la ley periódica propuesta por Moseley:
“Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.
Estructura general de la tabla periódica moderna
La forma larga de la tabla o clasificación periódica suele denominarse tabla periódica larga o simplemente tabla periódica y ordena los elementos conocidos de acuerdo con su número atómico en forma creciente de sus números atómicos; esta diferenciada en 18 columnas verticales de elementos conocidas como grupos o familias y en 7 filas horizontales denominadas períodos o series. Dicha tabla fue propuesta por el químico danés Julius Thomsen, en 1.895, y es la que se utiliza hoy día.
Grupos o familias.
Los elementos se organizan en dos grandes grupos: familia A o elementos representativos (conocida por algunos autores como familia R), y familia B o elementos de transición (también conocida como familia T).
La distribución electrónica de un elemento puede indicar el grupo o familia a la que pertenece. Tome por ejemplo, el silicio (Si) con Z = 14 y el titanio con Z = 22.
Si Ti
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
K=1 L=2 M=3 K=1 L=2 M=3 N=4 M=3
El subnivel parcialmente lleno determina la familia del elemento: si es s o p la familia es A, si es d, pertenece a los elementos de transición (familia B) y si es f quedará incluido dentro de las tierras raras. Así de acuerdo con la distribución electrónica anterior, el Si pertenece a la familia A, en tanto que el Ti es un elemento de transición.
Los elementos de un mismo grupo presentan igual número de electrones en el último nivel de energía o electrones de valencia. Los electrones del último nivel energético determinan el número del grupo. Así, el Si pertenece al grupo IV A (porque tiene 4 electrones de valencia) y el Ti al grupo IV B (por la misma razón).
Los elementos representativos son aquellos cuya configuración electrónica corresponde al llenado de los orbitales ns y np de la capa más externa o capa de valencia. Así, para los elementos sodio (Na) y nitrógeno (N), que poseen Z = 11 y Z = 7, respectivamente, sus distribuciones electrónicas son:
Na Z = 11 N Z = 7
1s2 2s22p6 3s1 1s2 2s22p3
K L M K L
Está llenándose el orbital 3s; Está llenándose el orbital 2p;
es un elemento representativo. es un elemento representativo.
En la tabla se designan los grupos con números romanos y con letras. Los grupos I A al VIII A se conocen como elementos representativos, el grupo B, junto con las series lantánida y actínida, comprende los elementos de transición; el grupo VIII A o 0 está integrado por los llamados gases nobles o inertes.
Los grupos grandes de la tabla periódica son:
I A (1) metales alcalinos II A (2) metales alcalinotérreos
III A (13) térreos IV A (14) carbonoides o familia del carbono
V A (15) nitrogenoides o familia del nitrógeno VI A (16) anfígenos
VII A (17) halógenos (formadores de sales) VIII A (18) gases nobles
Los elementos del grupo I A se denominan metales alcalinos. Está constituido por Li, Na, K, Rb, CS y Fr. Se caracterizan por ser blandos, lustrosos, de puntos de fusión y densidades bajos; sus átomos presentan un electrón en la capa más externa. Químicamente son bastante reactivos; se combinan directamente con no metales para formar sales. Con el agua, desprenden hidrógeno y dan soluciones acuosas de hidróxidos.
El hidrógeno, H, aunque pertenece al grupo I A, no se incluye como alcalino, ya que sus propiedades lo diferencian de ellos.
Los elementos de grupo II A se llaman metales alcalinotérreos, y está integrado por Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Son más duros, más densos y con puntos de fusión más elevados que los alcalinos. No son tan reactivos como aquellos, aunque reaccionan lentamente en agua fría. Los átomos de cada elemento poseen dos electrones en la capa más externa.
Los elementos del grupo III A: B, Al, Ga, In, Tl, presentan propiedades químicas que varían de no metal a metal, a medida que aumenta su número atómico. Todos son metales (con excepción del boro) y sus átomos tienen tres electrones en la última capa.
Las propiedades de los elementos del grupo IV A; C, Si, Ge, Sn, Pb, cambian de carácter no metálico a metálico. Así, el carbono y el silicio se consideran no metales, mientras que el germanio, estaño y plomo poseen características metálicas presentan cuatro electrones en su nivel más externo.
El grupo V A o familia del nitrógeno la integran los elementos N, P, As, Sb, Bi. Los primeros, nitrógeno y fósforo, son no metales; el arsénico y antimonio presentan propiedades de metales y no metales, mientras que el bismuto es metal; poseen cinco electrones en el último nivel.
El grupo VI A o familia de los anfígenos, está conformado por O, S, Se, Te y Po. Presentan propiedades químicas de no metales menos el polonio, que es un metal; poseen seis electrones en su último nivel.
Los elementos del grupo VII A se denominan halógenos, que significa formadores de sal y describe una de sus propiedades características, o sea, la capacidad para formar compuestos iónicos o sales al combinarse con metales. Integran este grupo el F, Cl, Br, I y At. Son elementos no metálicos bastante activos. Todos presentan siete electrones en su último nivel.
El grupo VIII A o 0 es el de los gases inertes porque se creía que químicamente eran inertes; sin embargo, recientemente se ha descubierto que pueden formar compuestos, por lo que ahora se acostumbra llamarlos gases nobles, que poseen ocho electrones en su capa externa, con excepción del helio que presenta dos en total.
Períodos:
Los períodos se enumeran con números arábigos del 1 al 7. En una distribución electrónica, el período al que pertenece un elemento viene indicado por el número cuántico principal (n) del nivel energético más alto. Al representar la distribución electrónica del cloro (Cl, Z = 17) y del calcio (Ca, Z = 20), se tiene que:
Cl Z = 17 Ca Z = 20
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
K L M (n = 3) K L M N (n = 4)
Localizado en el período 3 Localizado en el período 4
El período 1 contiene sólo dos elementos (H y He). En este período se llena el primer nivel energético (Subnivel 1s). El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones empiezan a llenar.
El período 2 contiene ocho elementos (Li, Be, B, C, N, O, F y Ne). En este período se llena el segundo nivel de energía principal (subniveles 2s y 2p). El segundo nivel de energía está completamente lleno en el gas noble neón.
El período 3 contiene también ocho elementos (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar), y llena el tercer nivel de energía principal (subniveles 3s y 3p). El argón, que es el último elemento de este período, tiene ocho electrones en su tercer nivel de energía. A los períodos 2 y 3 se les llama períodos cortos por tener sólo ocho elementos.
El período 4 contiene 18 elementos: desde el potasio (K) hasta el criptón (Kr). En este período los subniveles 4s y 4p están llenos y el subnivel 3d comienza a llenarse desde el escandio (Sc) hasta el cinc (Zn).
El período 5 contiene también 18 elementos: desde el rubidio (Rb) hasta el xenón (Xe). En este período se llenan los subniveles de energía 5s y 5p, y el 4d comienza a llenarse desde el itrio (Y) hasta el cadmio
(Cd).
En el período 6 hay 32 elementos: desde el cesio (Cs) hasta el radón (Rn). Aquí se llenan los subniveles de energía 6s y 6p. Al mismo tiempo comienzan a llenarse los subniveles 5d y 4f. A los elementos del Z = 58 al Z = 71, cerio (Ce) y al lutecio (Lu), se les llama serie de los lantánidos (llenado del subnivel 4f).
El período 7 tiene hasta el momento 23 elementos (hasta el de Z = 109): desde el francio (Fr) hasta el unnilenio (Une). En este período se llena el subnivel 7s y comienzan a llenarse los subniveles 6d y 5f. A los elementos del Z = 90 (Th) al Z = 103 (Lr), se les llama serie de los actínidos y corresponden al llenado del subnivel 5f. A los períodos 4, 5, 6 y 7 se les llama períodos largos por contener muchos más elementos que los otros.
METALES, NO METALES Y METALOIDES
La tabla periódica separa los metales de los no metales por medio de una línea resaltada en forma de escalera. A la derecha de esta línea se encuentran los no metales y a la izquierda los metales. Al extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. Los elementos adyacentes a la línea en escalera se llaman metaloides (excepto el Al), ya que poseen propiedades metálicas y no metálicas (como B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At).
En el grupo VIII A se encuentra un grupo especial de no metales llamados gases nobles.
En los elementos representativos (grupos A), las propiedades metálicas aumentan conforme se incrementan los números atómicos, al tiempo que las propiedades no metálicas disminuyen.
Los metales poseen las siguientes características:
- Todos son sólidos, con excepción de Hg, Cs, Fr y Ga, que son líquidos.
- Presentan brillo por lo que tienen una superficie pulida.
- Tienen ductilidad, es decir, capacidad para convertirse en hilos como Cu, Au, Ag y Pt.
- Presentan maleabilidad, es decir, tienen la capacidad de convertirse en láminas, como Sn, Al, Cu, Ag, Au, Zn y Fe.
- El color es variable, así por ejemplo, Au es amarillo, Cu es rojo y Ag es gris blanquecina.
- Son duros, es decir, oponen resistencia a ser rayados por otros cuerpos.
- Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Los no metales poseen las siguientes características:
- Algunos son sólidos, otros líquidos y otros gaseosos.
- No poseen brillo.
- No son ni dúctiles ni maleables.
- Presentan baja dureza.
- Son malos conductores térmicos y eléctricos
¿Cuáles son las propiedades de los elementos?
PROPIEDADES NO PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS:
Entre las propiedades que no cumplen la ley periódica, pueden enumerarse:
Carga nuclear (Ze+) Es proporcional al número atómico Z, la carga nuclear no es una propiedad periódica, sino que aumenta linealmente con Z.
Masa atómica (Ma) masa media ponderada, relativa, de los diferentes isótopos de un elemento, respecto a otro núclido que se toma como patrón. Desde 1.961 se tomó como patrón la masa atómica del 6C12, núclido más abundante del carbono. En general las masas atómicas aumentan con Z.
Calor específico (Ce) cantidad de calor necesario para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de la sustancia.
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS:
Existen una serie de propiedades físicas y químicas de los elementos que varían regularmente en la tabla periódica ya sea a través de un grupo y/o un período. La causa está en la propia configuración electrónica de los elementos. Algunas de estas propiedades periódicas son:
Volumen atómico (Va) es la relación que existe entre la masa atómica, Ma, y la densidad de un elemento:
Va = Ma/densidad.
Si aumenta Z aumentará la carga nuclear y el número de electrones de la capa de valencia. Al principio predomina el efecto de atracción, debido al aumento de la carga nuclear y el Va decrece. Si se adiciona más electrones en la capa de valencia (al seguir aumentando Z), las fuerzas de repulsión ínter electrónicas llegan a superar a las de atracción por el núcleo con lo que el Va aumenta.
Radios atómicos (ra) El radio de un átomo aislado no es fácilmente medible, por lo que no se conocen los valores de los radios de los átomos aislados de los diferentes elementos. En la práctica, se determinan las distancias ínter nucleares de átomos contiguos en diferentes especies químicas que los contengan y a partir de los resultados experimentales se calculan los correspondientes radios de los átomos individuales, este proceso mide la distancia entre núcleos en las moléculas biatómicas de los gases, longitud de enlace covalente y se divide por 2. La distancia entre los núcleos de los átomos de flúor es 1,44 Å; esta cantidad se divide por dos y se obtiene 0,72 Å, que corresponde al radio atómico.
El radio atómico aumenta a medida que se desciende en un grupo, y disminuye de izquierda a derecha en el período (al aumentar Z). En realidad los ra no dependen sólo del nivel, n, sino también de los subniveles ocupados y del número atómico Z.
Energías de ionización (Ei) También llamada potencial de ionización, es la cantidad de energía necesaria para quitarle un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso. En todos los casos la Ei es positiva (proceso endotérmico). Además, la Ei será mayor cuanto más elevada sea la energía con la que el electrón esté atraído por el núcleo; en consecuencia, la energía de ionización tiene las siguientes características:
En general, el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha en los períodos y disminuye al descender en los grupos de la tabla periódica.
Para el hidrógeno, la ecuación ocurre a un potencial aplicado de 13,6 voltios. Por convención, se entiende que el potencial de ionización asciende a 13,6 electrón - voltios por átomo, el cual equivale a 313 Kcal. /mol.
Afinidad Electrónica (Ae) Es la cantidad de energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón adicional. Al recibir el electrón el átomo tendrá más electrones que protones y por tanto, tendrá carga negativa.
La afinidad electrónica presenta las siguientes características:
- Aumenta con Z.
- Decrece al aumentar el número cuántico n de la capa de valencia.
- Decrece al bajar por los grupos en la tabla periódica, debido a que los electrones de valencia están más alejados del núcleo y por tanto no se libera tanta energía cuando se acepta un electrón.
Los halógenos son los que presentan una mayor afinidad electrónica, puesto que la adición de un electrón lleva a formar un octeto estable. Una ecuación para este proceso se representa así:
Electronegatividad (En) Es la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones de otros átomos en un compuesto. Son características de la electronegatividad:
- Para una misma familia, la electronegatividad decrece, en general, al aumentar Z.
- Dentro de un mismo período, la electronegatividad de los elementos representativos de los bloques s y p aumenta con Z. Dicho incremento es cuantitativamente menor a medida que aumenta el número cuántico principal de la capa de valencia.
- En los elementos de transición de los bloques d y f, las variaciones de los valores de la electronegatividad con Z son menos importantes que en los elementos de los grupos representativos.
Carácter metálico En general el carácter metálico aumenta cuando se desciende en los grupos de la tabla periódica.
