Los científicos a lo largo del tiempo han notado que ciertos elementos poseen

propiedades similares y que algunas de estas propiedades parecen variar con ciertas

tendencias definidas. Sumándole la necesidad de clasificar, ordenar los elementos químicos

conocidos, surgen diversas clasificaciones y ordenamientos que tienen en cuenta dichas

propiedades.

Como ejemplos de estas clasificaciones encontramos las triadas de Döbereiner. Este

científico, cerca de 1817, relacionó la masa atómica y las propiedades de determinados

elementos químicos. Clasificaba los elementos en triadas, es decir de a tres, teniendo estos

propiedades similares, masas intermedias, entre otras cosas. Otros ejemplos son el caracol

telúrico de Chancourtois, geólogo francés que en 1862 clasifica los elementos en una espiral

de acuerdo a su masa y propiedades, y la ley de octavas de Newlands, químico ingles y

músico, que propone que las propiedades se repiten cada 8 elementos, similar a la escala

musical. La primera representación grafica la realiza el científico Hinrich en 1857, con

diversos diagramas.

Es finalmente Mendeleiev y Meyer quienes construyen las ideas básicas de lo que hoy

conocemos como tabla periódica. Meyer en 1869 argumenta que existe cierta periodicidad

en el volumen atómico, elementos similares poseen similar volumen atómico. Mendeleiev

usa la masa atómica de los elementos para clasificarlos y dejar en evidencia la periodicidad

de ciertas propiedades de los elementos. Este científico realiza varias tablas ya que las va

corrigiendo, colocando los elementos en lo que hoy se denominan periodos y grupos,

quedando huecos que será llenados por futuros elementos no descubiertos aún. Mendeleiev

será el que enuncia la llamada ley periódica: las propiedades de los cuerpos simples así

como la forma y propiedades de compuestos de los elementos se encuentran en una

relación periódica con respecto a la magnitud de los pesos atómicos de los elementos

químicos.

Con el trascurso del tiempo diversos científicos descubrieron distintas propiedades

nuevas y desarrollaron teorías que permitían una mejor explicación de las propiedades

conocidas. Por ejemplo el experimento de Moseley que derivo en el descubrimiento del

numero atómico, los trabajos de Werner, Ramsey y otros que descubren nuevos elementos y

reestructuran la tabla periódica propuesta por Mendeleiev. Existieron también diversas tablas

periódicas que son muy distintas a la actual, incluso tenían formas diversas. Estas se

perdieron en el tiempo por tener errores o ser poco prácticas. En 1970 la IUPAC adopta la

tabla periódica que conmovemos hoy en día, por lo que se vuelve la más usada y

eventualmente la unica aceptada oficialmente.

La estructura de la tabla periódica moderna se basa en las configuraciones

electrónicas de los elementos químicos. Lo cual, nos permite observar como ciertas

propiedades de estos varían con cierta periodicidad a lo largo de los grupos y períodos de

ésta. Por ende, denominamos a dichas propiedades, propiedades periódicas.

Algunas de ellas son:

1)- Energía de ionización:

Podemos decir que un átomo se ioniza cuando pierde un electrón en diferentes

procesos químicos. Un ejemplo de estos son las reacciones de óxido-reducción. A partir de

esta idea podemos definir la energía de ionización como la energía minima requerida para

expulsar un electrón de la envoltura electrónica del átomo monoelectrónico que se va a

ionizar. Dicho átomo en cuestión debe de estar en su estado electrónico fundamental, a una

atmósfera de presión, a 273 K y en estado gaseoso. En el caso de átomos polielectrónicos,

se la define como la minima energía necesaria para eliminar al electrón más externo, es

decir, aquel que es menos atraído por el núcleo. Siendo la energía minima requerida para

eliminar el siguiente electrón, la segunda energía de ionización de dicho átomo.

La energía de ionización, ya sea la primera, la segunda o cualquier otra, puede ser

medida por medio de los espectros atómicos. Se mide en e-V o KJ/mol, por convención

termodinámica y por ser procesos endotérmicos, sus valores son positivos. Estos valores

pueden determinarse de forma directa mediante la técnica denominada ESCA

(espectroscopía electrónica para análisis químico). Las energías de ionización en los átomos

polielectrónicos van aumentando desde la primera a la segunda y así sucesivamente. Esto

se debe al aumento atracción del electrón con el núcleo y la disminución del efecto de

apantallamiento a medida que se eliminan electrones.

Podemos afirmar que dentro de la tabla periódica, la Energía de ionización varia de

forma tal que en rasgos generales se pude decir que de derecha a izquierda, dentro de los

periodos, disminuye, y de arriba abajo dentro de los grupos también disminuye. Esta

tendencia no es tan marcada dentro de los elementos de transición y los gases nobles. Las

excepciones se deben a las repulsiones entre electrones (apantallamiento) y a la variación

del carácter penetrante de los orbitales. Todo lo anterior se fundamenta a través del valor del

número cuántico principal de cada elemento y de la fluctuación de carga nuclear efectiva que

experimenta el electrón. Todos los electrones más externos a lo largo de un periodo se

encuentran en orbitales cuyo número cuántico principal es el mismo, por lo que experimentan

apantallamientos similares por parte de los electrones restantes. A su vez, la carga nuclear

va aumentando progresivamente lo que genera que sea mayor la atracción entre este y el

electrón. Siendo este último el fenómeno que provoca en si el aumento de la energía de

ionización. En el caso de los grupos, el número cuántico principal de los orbitales que

contienen a los electrones más externos de los elementos va aumentando a medida que

vamos recorriendo un grupo. Esto es lo que provoca que los electrones estén menos

atraídos por el núcleo. En el caso de los gases nobles, al poseer capas electrónicas

completas, les confiere una gran estabilidad, lo que conlleva a que posean grandes energías

de ionización.

2) Afinidad electrónica:

Un átomo neutro puede incorporar un electrón en su envoltura electrónica más externa

y convertirse en un anión. Definimos en base a lo anterior la afinidad electrónica como la

minima energía necesaria para la formación de un ión negativo a partir de un átomo neutro

gaseoso, en su estado electrónico fundamental y en condiciones normales de presión y

temperatura. Es un proceso exotérmico, que por convención termodinámica tienen valores

negativos en su mayoría. Son valores muy difíciles de determinar, por lo que no se los

conoce con mucha precisión.

Dentro de la tabla periódica las tendencias de variación de esta propiedad nos

permiten decir de forma general que aumenta de derecha a izquierda dentro de un período.

Pero dentro de los grupos, no hay tendencias claras. La afinidad se ve influenciada por el

aumento natural del número atómico que conlleva un aumento de la carga nuclear efectiva y

por el efecto de apantallamiento. Este ultimo afecta debido a que la incorporación de un

electrón adicional en los orbitales np, (n-1)d o (n-2)f se ve dificultada por el apantallamiento

de los electrones internos de los orbitales ns. Los halógenos son los que poseen mayor

afinidad electrónica. En el caso de los gases nobles, debido a su configuración electrónica

estable, es difícil de incorporar un electrón. Esto se debe a que, de incorporarse, va a un

orbital cuyo número cuántico principal es superior. Por esta razón dicho electrón también

experimenta una carga nuclear efectiva menor que la que experimentan otros electrones.

3) Electronegatividad:

La electronegatividad es un parámetro empírico definido como la tendencia de un

determinado átomo a atraer un electrón externo a él. Podemos observar que, en el caso de

un átomo aislado la electronegatividad se ve reflejada por la afinidad electrónica, por lo que

adquiere mayor importancia en los casos de átomos enlazados. En dicho caso, es una

medida del control que posee un átomo o ambos si calculamos la diferencia de

electronegatividad entre ambos, sobre los electrones que comparte, los electrones de la

molécula. Si los valores son altos un átomo tendrá más control sobre los electrones, los que

a su vez estarán mas cerca de este que del otro átomo involucrado en el enlace.

Podemos encontrar varias escalas distintas: Pauling, Mulliken, Allen, entre otras. Cada

una de ellas modifica en cierta forma la definición de electronegatividad ya dada en el párrafo

anterior. Por ejemplo la de Mulliken la define como la media aritmética entre la energía de

ionización y la afinidad electrónica de un determinado átomo, (I+EA)/2. XA=

(I1(A)+/EA1(A)/)/2. Su unidad es el eV. Esta definición permite revelar el compromiso, la

relación de cada átomo entre su tendencia a ganar o perder electrones. Es decir, la

tendencia a liberar electrones externos y la de incorporar electrones libres. Estas

propiedades por ser del átomo aislado, no deben ser tomadas directamente para calcular

una tabla de electronegatividades, ya que hay que tener en cuenta el átomo en la molécula y

no el átomo aislado. Por eso es necesario hacer cálculos de estas propiedades en átomos

enlazados para obtener valores aproximados de las electronegatividades.

Por medio de esta definición se puede establecer que la electronegatividad varia en la

tabla periódica aumentando de derecha a izquierda y de abajo hacia arriba dentro de los

grupos. Estas tendencias se deben a que los elementos con baja energía de ionización y de

afinidad electrónica van a presentar baja electronegatividad y los que posean valores altos

de estas propiedades presentaran valores altos de electronegatividad. Los elementos de

gran electronegatividad son llamados elementos electronegativos, son en su mayoría

elementos no metales. Mientras que los que presenten baja electronegatividad son llamados

electropositivos, son en su mayoría elementos metálicos y semi metálicos o anfóteros. Los

elementos de mayor electronegatividad son los halógenos, en especial el Fluor (átomo más

electronegativo descubierto) y los de menor electronegatividad son los alcalinos, siendo el

elemento más electropositivo el Francio.

Por su parte en 1931, Pauling, nos dice que la electronegatividad es el poder de un

átomo en una molécula para atraer los electrones hacia si mismo. Su teoría surge de la

reacción general: A2 (g) + B2 (g) 2AB (g) y realiza cálculos a partir de diagramas

entálpicos de esta reacción. Llegó a la relación: /xa-xb/= 0,208 ∆1/2, donde delta se calcula

como las diferencias de engría de disociación de enlaces de las moléculas A, B y AB. Por lo

que se pueden deducir los valores de electronegatividad x. Se expresa en kcal ½ . Pauling

adopto arbitrariamente el valor 2,1 para el átomo del elemento hidrógeno. Luego estos

valores fueron cambiados cuando se le asigno 4 al átomo del elemento flúor.

Xpauling= 0,336(xmulliken-0,615)

Otra definición de esta propiedad es la de Allred y Rochow. Estos científicos

consideraron a la electronegatividad como la fuerza de atracción entre el átomo y un electrón

separado del núcleo una distancia igual al radio covalente. Dicha fuerza electroestática se

expresa matemáticamente: Xallred-rochow=F=e2Zef/r2 , se expresa en dinas, la conversión a la

escala de Pauling es: xpauling=0,359Zef/r2+0,74, r se expresa en amstrongs.

4) Radio atómico:

El radio atómico es un parámetro que introduce al volumen atómico, donde los átomos

son considerados esferas rígidas. Estrictamente hablando el átomo solitario posee envolturas

electrónicas infinitas, puesto que poseen dirección asintótica a cero con respecto al eje de

absisas cuando el radio tiende a mas infinito. Por lo cual, el radio atómico se determina en

las moléculas diatómicas, donde se toma como radio atómico la mitad de la distancia

internuclear.

Podemos definir como consecuencia de lo expresado en el párrafo anterior, distintos

radios atómicos: radio covalente (átomos enlazados por enlaces covalentes; se pueden

realizar dos distinciones: radio de enlace covalente simple y radio de enlace covalente

múltiple, dependiendo si el enlace es simple o doble o triple), radio metálico (enlace metálico

entre átomos contiguos en un sólido cristalino), radio iónico (átomos enlazados por enlace

iónico) y radio de Wan der Waals 8en el caso de los gases nobles sólidos unidos por las

fuerzas de Wan der Waals ya que no presentan enlace.

En la tabla periódica podemos considerar diversas tendencias de radio atómico,

dentro de un período aumentan de izquierda a derecha y dentro de los grupos aumenta de

arriba hacia abajo. Existen excepciones debidas a las repulsiones interelectronicas y debidas

las fluctuaciones en el carácter penetrante de los orbitales. Por ejemplo en los elementos de

transición de la serie segunda y tercera, los radios atómicos son similares, algo que no es

esperado. Esto se debe a la contracción lactánida donde aparecen los orbitales f poco

penetrantes y de pequeño efecto de pantalla. Sumándosele a lo anterior el hecho de que la

carga efectiva nuclear es mayo, el átomo se hace más compacto de lo esperado. Este

fenómeno es lo que permite que los radios atómicos de dichas series sean similares, cuando

en realidad se espera que no lo sean. Un efecto similar ocurre entre la primera y la segunda

serie de los elementos de transición.

Los elementos de mayor radio son los elementos alcalinos y los de menor son los

gases nobles. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva la cual no es

compensada por la inserción de electrones puesto que estos se ubican en orbitales de igual

número cuántico principal. La tendencia dentro de los grupos es explicada por el aumento del

número cuántico principal del orbital que contiene al los electrones más externos al ir de

elemento en elemento de arriba hacia abajo. Podemos decir en general que los átomos

electropositivos poseen mayor radio atómico que los electronegativos, puesto que atraen

menos sus electrones externos, aumentando así su radio atómico.

El comportamiento químico tanto como la polarizabilidad de un átomo se ve

influenciado por el radio atómico. La polarizabilidad es la capacidad que tiene un átomo de

ser polarizado. Es decir, es la propiedad que presentan las envolturas electrónicas de

deformarse en presencia de campos eléctricos externos.

La existencia de la periodicidad de estas propiedades se explica entonces a través de

la configuración electrónica, los orbitales atómicos y la carga efectiva que experimentan los

electrones de un átomo de cierto elemento. Por estas razones, elementos de propiedades

similares se encuentran en lugares contiguos o bastante cercanos en la tabla periódica,

dentro de una misma familia o en familias contiguas. Muchas de las propiedades químicas y

su forma de reaccionar se encuentran sumamente influenciadas por estas propiedades, por

lo que el estudio de estas contribuye al entendimiento del comportamiento químico de los

elementos.

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