TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Los
químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos
elementos tienen propiedades semejantes.
En 1829 el químico alemán Döbereiner
realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos
químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los
elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus
propiedades por otro.
Una de las propiedades que parecía
variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas
similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio,
estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de
nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no
tenía un significado preciso y Döbereiner no había
conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de elementos por
descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron
desestimados.
Desde 1850 hasta 1865 se
descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables progresos en la
determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras
propiedades de los mismos.
Fue en 1864 cuando estos
intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por
su peso atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete
elementos cada una, observó que en muchos casos coincidían en las filas
horizontales elementos con propiedades similares y que presentaban una
variación regular.
Esta ordenación, en columnas de
siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando los periodos
musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas
similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo
principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus
columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual)
debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en
algunas filas horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como
consecuencia el que sus trabajos fueran desestimados.
En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.
Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de
los elementos y representarlos frente al peso atómico observó la aparición en
el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se
correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba
para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se
cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho más
largos. Aunque el trabajo de Meyer era notablemente
meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que se
merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los
elementos que tuvo una importancia definitiva.
Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico, Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de
acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro
de los distintos periodos) de los elementos.
Esta ordenación daba de nuevo lugar a
otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas
similares y con una variación regular en sus propiedades físicas.
La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus
primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la existencia de huecos en su
tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos
que aun no se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían
tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.
Años más tarde, con el descubrimiento
del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y
aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los
sucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases
nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación.
La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos descubrimientos
relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy similar
a la que él elaboró más de un siglo atrás.
Los últimos cambios importantes
en la tabla periódica son el resultado de los trabajos de Glenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su
descubrimiento del plutonio en 1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102 (Plutonio, Pu;
Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio,
Es; Fermio, Fm; Mendelevio, Md; y Nobelio, No).
Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.
Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.
En las tablas escolares suele
representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masa atómica de los
elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datos sobre
los elementos.
Utilidad de la tabla
Otra clasificación que
resulta importante conocer y es de gran utilidad en la nomenclatura es la que nos brinda información sobre la capacidad de
combinación de los elementos o sea su valencia así como su estado o número de oxidación.
Existe una clasificación
que ubica a los elementos representativos en ocho grupos identificados como A y
a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos así
porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su capa de valencia o sea el último nivel, y la cantidad de electrones
en esa capa nos indica la valencia máxima que el elemento puede presentar.
La valencia de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el caso de los no metales se relaciona con el número de átomos de hidrógeno con que se puede enlazar y en los metales con cuántos
átomos de cloro se une.
- Tabla periódica de los elementos químicos actualizada
La tabla periódica nos ayuda a clasificar, organizar y distribuir de forma correcta todos los elementos químicos, de acuerdo a sus propiedades y características, la funciona principal que tiene es la de establecer un orden especifico agrupando los elementos.
Grupos de la tabla periódica
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como
grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma
valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades
similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen
valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos
tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1.
Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles,
los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto)
y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la
última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la
IUPAC) de 1988,2 los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
Grupo 13 (III A): los térreos
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Períodos de la tabla periódica
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.
Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica,
los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes
pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo
número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según
su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos
miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí.
Período 2
Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón.
Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí.
Período 2
Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón.
Período 3
Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica.
Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 4
Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 5
Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 6
Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los lantánidos.
Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los lantánidos.
Período 7
Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.
Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.
Bloques de la tabla periódica
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f.
Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se
han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden
alfabético para nombrarlos.
Bloque s
Los elementos del bloque s (por tener sus electrones de valencia en el orbital s) son aquellos situados en los grupos 1 y 2 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales s
Los elementos del bloque s (por tener sus electrones de valencia en el orbital s) son aquellos situados en los grupos 1 y 2 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales s
Bloque p
Los elementos del bloque p (por tener sus electrones de valencia en el orbital p) son aquellos situados en los grupos 13 a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p. La configuración electrónica externa de estos elementos es: ns²npx (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el segundo, etc.)
Los elementos del bloque p (por tener sus electrones de valencia en el orbital p) son aquellos situados en los grupos 13 a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p. La configuración electrónica externa de estos elementos es: ns²npx (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el segundo, etc.)
Bloque d
Los elementos del bloque d (por tener electrones en el orbital d) son aquellos situados en los grupos 3 a 12 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales d.
Los elementos del bloque d (por tener electrones en el orbital d) son aquellos situados en los grupos 3 a 12 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales d.
Bloque f
Los elementos del bloque f (por tener sus electrones de valencia en el orbital f) son dos series, una comenzando a partir del elemento lantano y la otra a partir del actinio, y por eso a los elementos de estas series se les llama lantánidos y actínidos. Aunque en la tabla periódica de los elementos tendrían que estar después de esos dos elementos, se suelen representar separados del resto. También se conocen los Lantánidos como tierras raras.
Los elementos del bloque f (por tener sus electrones de valencia en el orbital f) son dos series, una comenzando a partir del elemento lantano y la otra a partir del actinio, y por eso a los elementos de estas series se les llama lantánidos y actínidos. Aunque en la tabla periódica de los elementos tendrían que estar después de esos dos elementos, se suelen representar separados del resto. También se conocen los Lantánidos como tierras raras.
Los conceptos teóricos que se exponen a continuación, son, simplemente, un recordatorio del trabajo previo de aprendizaje del tema, que debe haber sido realizado en el aula y, en ningún caso un sustitutivo de dicho proceso. |
CONCEPTOS PREVIOS | |
|
|
Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico. | |
|
|
Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas. | |
|
|
Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: | |
- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo | |
- Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón. | |
- Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones. | |
- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón. | |
- Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico. | |
- Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octeto. | |
|
|
Podemos enumerar | |
- Volumen atómico - Radio iónico - Radio atómico | |
- Densidad - Calor específico - Calor de vaporización | |
- Punto de ebullición - Punto de fusión - Valencia covalente | |
- Carácter oxidante o reductor |
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los
átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que
los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de
éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según
la escala de Linus Pauling:
Enlaces Químicos
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que nos comemos todos los días - la sal de mesa común!
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha), |
resultando en |
un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha). |
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:
- Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.
- Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).
- Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otros solventes polares.
- En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.
- Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.
Enlaces Polares y No-Polares
En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
H2O : a water molecule
|
No hay comentarios:
Publicar un comentario