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.
