La tabla periódica de
los elementos fue propuesta por Dimitri Mendeleiev y Julius Lothar Meyer
quienes, trabajando por separado, prepararon una ordenación de todos los 64
elementos conocidos, basándose en la variación de las propiedades químicas
(Mendeleiev) y físicas (Meyer) con la variación de sus masas atómicas. A
diferencia de lo que había supuesto Newlands, en la Tabla periódica de
Mendeleiev los periodos (filas diagonales y oblicuas) no tenían siempre la
misma longitud, pero a lo largo de los mismos había una variación gradual de
las propiedades, de tal forma que los elementos de un mismo grupo o familia se
correspondían en los diferentes periodos. Esta tabla fue publicada en 1869,
sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de
sus pesos atómicos.
La tabla periódica de
Mendeléiev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas
posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las
“tierras raras” y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las
irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso
atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas
comunes.
La explicación que
aceptamos actualmente de la “ley periódica” descubierta por los químicos de
mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el
primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la
mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos
posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema
periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los
diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes
propiedades químicas.
La tabla periódica y sus
propiedades
La estructura
de la Tabla Periódica (TP) moderna se basa en las configuraciones electrónicas
de los elementos químicos. Dichas configuraciones presentan regularidades a lo
largo de los distintos grupos y períodos. No es extrañar entonces, que ciertas
propiedades de los átomos varíen en forma regular y sistemática a lo largo de
la TP, en función de dichas configuraciones electrónicas. A estas propiedades
se las denomina genéricamente
propiedades
periódicas.
El
reconocimiento de la importancia de estas propiedades particulares y de cómo
varían a lo largo de la TP, permite al químico relacionar, recordar y predecir
la química de los distintos elementos.
A
continuación en detalle alguna de estas propiedades: tamaño atómico, energía de
ionización, electroafinidad y electronegatividad.
MENDELEIEV
MOSELEY
RADIO ATÓMICO
El tamaño de
un átomo no es una magnitud fácil de definir. En rigor, y según las consideraciones
de la mecánica cuántica, el átomo es “infinito”. Como hemos visto, la probabilidad
de encontrar el electrón a radios grandes, tiende asintóticamente a cero (recordar
la forma de las curvas de distribución radial de probabilidad). Sin embargo, y dejando
de lado estas consideraciones teóricas, es cierto que existen átomos cuyos electrones
más externos están (en promedio) más o menos cerca del núcleo. Esto se refleja en
las mayores o menores distancias internucleares, que podemos determinar experimentalmente
en sus compuestos. La determinación experimental de estas
distancias interatómicas, a partir de las que podemos obtener un “radio
atómico”, se realiza por métodos diversos, pero el más utilizado es la
difracción de rayos X. Cabe destacar que el radio atómico así determinado, va a
depender del entorno en el que se encuentre ese átomo.
El átomo no es una
esfera rígida así que dependiendo del tipo de fuerzas externas que se ejercen
sobre él, puede variar su tamaño. Además, dependiendo de los átomos vecinos, un
átomo dado puede tener más o menos comprometidos sus electrones externos
formando enlaces químicos.
ENERGÍA DE
IONIZACIÓN
La energía de
ionización (I) de un elemento se define como energía requerida para
arrancar un electrón de un átomo gaseoso aislado. Tanto el átomo neutro como el
ion deben estar en su estado fundamental. La energía requerida para el proceso
A(g) →
A+ (g) + e
Donde el electrón que sale es el más
débilmente unido del átomo A, es la primera energía de ionización de
ionización, I1. Cuando, una vez ionizado el primer
electrón, se extrae el segundo,
A + (g) →
A2+ (g) + e
La energía de
este proceso se conoce como segunda energía de ionización, I2
y así sucesivamente se definen I3, I4,......, In.
Las energías de ionización de los átomos neutros y de los cationes An + son
todas positivas. Es decir, es necesario dar energía al sistema para vencer la
fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón y separarlo del mismo.
Al bajar en un grupo, la
energía de ionización disminuye debido a que los electrones que se van a
ionizar ocupan orbitales con mayor n. A pesar de que la Zef
aumenta al bajar en un grupo, estos electrones se encuentran más alejados del
núcleo y por lo tanto la fuerza con las que el núcleo los atrae es menor.
En general, la energía
de ionización a lo largo de un período aumenta gradualmente.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica es la energía
liberada o absorbida en el siguiente proceso:
A (g) + e → A- (g)
donde tanto A como A- deben estar
aislados y en sus estados fundamentales. En particular, ésta es la primera
electroafinidad, EA1. El hecho de que el electrón
que se agrega resulta finalmente atraído y retenido por el núcleo, es la razón
por la que en muchos casos ese proceso libere energía (EA1 < 0). Un
elemento tendrá una afinidad electrónica alta (en valor absoluto) cuanto mayor
sea la carga nuclear efectiva que experimente el nuevo electrón. Sin embargo
existen numerosas excepciones: todos los gases nobles y los elementos
alcalinotérreos, entre otros, presentan electroafinidades positivas. En todos
los casos este hecho se justifica a partir de sus particulares configuraciones
electrónicas. En el caso de los gases nobles, el electrón que se agrega va a
pertenecer a la capa n+1, más alejada del núcleo y por lo tanto, muy
poco atraído. En el caso de los alcalinotérreos el electrón adicional ocupará
un orbital np. Un electrón en este orbital, se encuentra muy apantallado
por los electrones ns (los orbitales s son más penetrantes) y por lo
tanto será, también, poco atraído por el núcleo. Por lo tanto, los efectos de
repulsión interelectrónica son suficientes para que el proceso global sea
energéticamente desfavorable.
Sin embargo, en términos generales y al
igual que la energía de ionización, la electroafinidad aumenta (pero en valor
absoluto) cuando avanzamos en un período a la derecha y disminuye al descender
en un grupo. En un período, la tendencia se explica de acuerdo al aumento de la
carga nuclear que tiene lugar a lo largo del mismo, lo cual origina un
progresivo aumento en la atracción del núcleo hacia el electrón que se
incorpora. Esto hace que la electroafinidad se vuelva cada vez más exotérmica,
o sea más negativa (su valor absoluto crece).
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad puede definirse
como el poder (o la habilidad) de un átomo en una molécula de atraer los
electrones, comprometidos en el enlace, hacia sí. Debemos enfatizar que
todo intento de definir y cuantificar la electronegatividad debe partir del
concepto de átomo enlazado. Es decir, no se trata de la capacidad de un
átomo aislado para atraer los electrones, sino de uno en un entorno
químico específico.
Como puede verse, la definición de
electronegatividad es cualitativa y por lo tanto no es una magnitud que pueda
“medirse”. Sin embargo, se han sugerido distintos métodos para estimar
cuantitativamente este parámetro. A esta altura del curso, veremos cómo
cuantificar la electronegatividad mediante la escala de Mulliken. Según este
autor, la electronegatividad de un elemento puede calcularse como el promedio
entre su energía de ionización y el opuesto de su electroafinidad. Cuanto mayor
sea la energía de ionización de un átomo dado, resultará más difícil quitarle
un electrón para formar una especie positiva, mientras que cuanta más negativa
sea la electroafinidad, mayor será la tendencia del átomo a formar una especie
negativa.
GRUPOS Y PERÍODOS DE LA TABLA PERIÓDICA
GRUPOS
A las columnas verticales de la Tabla
Periódica se las conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un
grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o
propiedades similares entre sí. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen
valencia de 1 (un electrón 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 su último
nivel de energía lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente
no-reactivos.
Los grupos de la Tabla Periódica,
numerados de izquierda a derecha son:
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): los metales
alcalinotérreos
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de
transición, metales nobles y metales mansos
Grupo 13 (IIIA): Térreos
Grupo 14 (IVA): carbonoideos
Grupo 15 (VA): nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o
anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles
PERÍODOS
Artículo principal: 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 de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene
dos miembros: hidrógeno y helio, ambos tienen solo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
• Período 1
• Período 2
• Período 3
• Período 4
• Período 5
• Período 6
• Período 7
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