tabla periódica

Lic. Erick M. Vásquez Villatoro.

1

Tabla periódica La tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdo a una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. La primera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) o bien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódica es el hidrógeno.

Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que los elementos con configuraciones atómicas externas similares se comportan de manera parecida en muchos aspectos.

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varias cosas, clave para el desarrollo de la química y la física:

el descubrimiento de los elementos de la tabla periódica

el estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos

la noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico y

las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

1. Triadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780 - 1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y teluro; litio, sodio y potasio).

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.


2

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

En su clasificación de las triadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

2. Ley de las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Real Colegio de Química su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Triadas de Döbereiner

Litio

LiCl LiOH Calcio

CaCl2 CaSO4

Azufre

H2S SO2

Sodio

NaCl NaOH Estroncio

SrCl2 SrSO4

Selenio

H2Se SeO2

Potasio

KCl KOH Bario

BaCl2 BaSO4

Teluro

H2Te TeO2

Ley de las octavas de Newlands 1 2 3 4 5 6 7 Li 6,9

Na

23,0

K 39,0

Be 9,0

Mg 24,3

Ca

40,0

B 10,8

Al

27,0

C 12,0

Si

28,1

N 14,0

P

31,0

O 16,0

S

32,1

F 19,0

Cl

35,5


3

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

3. Tabla periódica de Mendeleiev

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 ley periódica de Mendeleiev puede ser enunciada así.

“Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de sus masas atómicas".

4. Ley de Moseley

es una ley empírica que establece una relación sistemática entre la longitud de onda de los rayos X emitidos por distintos átomos con su número atómico. Fue enunciada en 1913 por el físico británico Henry Moseley.

Tuvo una gran importancia histórica, pues hasta ese momento, el número atómico era sólo el lugar que ocupaba un elemento en la tabla periódica. Dicho lugar había sido asociado a cada elemento de modo semi-arbitario por Mendeleiev y no estaba relacionado cuantitativamente hasta entonces con ninguna cantidad física medible.

Actualmente Los elementos que componen la tabla periódica están distribuidos en 7 renglones horizontales llamados PERIODOS, y de 18 columnas verticales llamadas GRUPOS.


4

Figura 1. Ubicación de los periodos y los grupos en la tabla periódica.

Los períodos están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas y físicas diferentes varían gradualmente; manteniendo en común el presentar igual número de niveles con electrones en su alrededor, correspondiendo el número de Período = al número de niveles. indican el último nivel enérgico que tiene un elemento

Los GRUPOS están formados por Las 18 columnas (verticales) son llamadas grupos, e indican el número de electrones en la última capa. Estos elementos que poseen similares propiedades químicas.


5

Tabla periódica de los elementos

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

I II III IV V VI VII VIII

Periodo

1 1 H

2 He

2 3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3 11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4 19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

6 55 Cs

56 Ba

* 71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7 87 Fr

88 Ra

** 103 Lr

104Rf

105Db

106 Sg

107 Bh

108Hs

109 Mt

110 Ds

111Rg

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

Lantánidos * 57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

Actínidos ** 89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100Fm

101Md

102No

Alcalinos Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición

Metales del bloque p Metaloides No metales Halógenos Gases nobles

Figura 2. Nombre de los elementos según su ubicación.

5. Grupos

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, 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.


6

a. Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.

Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. Éstas emplean números romanos y letras. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de un elemento representativo (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B en el resto.

Se listan a continuación los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas europeo y estadounidense):

Grupo 1 (IA): alcalinos

Grupo 2 (IIA): alcalinotérreos

Grupo 3 (IIIB)

Grupo 4 (IVB)

Grupo 5 (VB)

Grupo 6 (VIB)

Grupo 7 (VIIB)

Grupo 8 (VIIIB)

Grupo 9 (VIIIB)

Grupo 10 (VIIIB)

Grupo 11 (IB): metales de acuñar (no recomendado por la IUPAC)

Grupo 12 (IIB)

Grupo 13 (IIIA): térreos

Grupo 14 (IVA): carbonoideos

Grupo 15 (VA): nitrogenoideos

Grupo 16 (VIA): anfígenos o calcógenos

Grupo 17 (VIIA): halógenos

Grupo 18 (VIIIA): gases nobles

Alcalino

Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo, con lo que forman un ion monopositivo, M+. Los alcalinos son los del grupo I A y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla Se les llama alcalinos porque reaccionan explosivamente con el agua formando bases (lo opuesto a un ácido). Son metales que no se encuentran libres en la naturaleza por su alta reactividad.


7

Propiedades

Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc y no en estado puro.

Son metales blandos (contrario a duros, pueden ser rayados; no confundir con frágil, contrario a tenaz "que puede romperse").Los metales alcalinos tienen un gran poder reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.

En disolución acuosa muestran propiedades básicas obteniendo protones del agua. En disolución con el amoniaco tiñen la disolución de azul muy intenso y son capaces de conducir corriente eléctrica.

Alcalinotérreo

El nombre de alcalino-térreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos, las que tienen propiedades básicas (alcalinas).

Propiedades

Tienen configuración electrónica ns2.

Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo.

A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.

Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.

La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.

Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un iondipositivo, M2+.

Metal de transición

son un conjunto de elementos situados en la parte central del sistema periódico, en el bloque d, cuya principal característica es la inclusión en su configuración electrónica del orbital d parcialmente lleno de electrones. Esta definición se puede ampliar considerando como elementos de transición a aquellos que poseen electrones alojados en el orbital d, esto incluiría a zinc, cadmio, ymercurio. La IUPAC define un metal de


8

transición como "un elemento cuyo átomo tiene una subcapa d incompleta o que puede dar lugar a cationes con una subcapa d incompleta"1

Propiedades

Casi todos son metales típicos, de elevada dureza, con puntos de fusión y ebullición altos, buenos conductores tanto del calor como de la electricidad. Muchas de las propiedades de los metales de transición se deben a la capacidad de los electrones del orbital d de localizarse dentro de la red metálica. En metales, cuanto más electrones compartan un núcleo, más fuerte es el metal. Poseen una gran versatilidad de estados de oxidación, pudiendo alcanzar una carga positiva tan alta como la de su grupo, e incluso en ocasiones negativa (Como en algunos complejos de coordinación).

Sus combinaciones son fuertemente coloreadas y paramagnéticas

Sus potenciales normales suelen ser menos negativos que los de los metales representativos, estando entre ellos los llamados metales nobles.

Pueden formar aleaciones entre ellos.

Son en general buenos catalizadores.

Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio)

Forman complejos iónicos.

Debido a su estructura, los metales de transición forman muchos iones y complejos coloreados. Los colores pueden cambiar entre diferentes iones de un mismo elemento

De izquierda a derecha, solución acuosa de: Co(NO3)2 (rojo); K2Cr2O7 (naranja); K2CrO4(amarillo); NiCl2 (verde); CuSO4 (azul); KMnO4(violeta).


9

Halógeno

Los halógenos son los elementos no metales del grupo 17 (anteriormente grupo VIIA) de la tabla periódica.

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas , X2. Para llenar por completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este anión se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.

Proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'nacido'. Se trata de cinco elementos químicamente activos, estrechamente relacionados, siendo el principal de ellos el cloro; los otros cuatro son: el flúor, el bromo, el yodo y el astato, formando en conjunto el grupo 17 (o VIIA) de la tabla periódica de clasificación de los elementos químicos.

El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.

Gas noble

Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan unareactividad química muy baja

se llaman nobles inertes o raros ya que no reaccionan con ningun otro elemento. porque estos tienen la peculiaridad de tener completa su última órbita (ocho elctrones excepto por el helio que es de 2) por lo cual no pueden reaccionar con otro elementos y se les puede encontrar en la naturaleza solos.

Propiedades físicas y atómicas

los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo condiciones estándar, incluso aquellos elementos que tienen masas atómicas mayores que elementos que se encuentran normalmente en estado sólido


10

b. Períodos

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:

La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos yactínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.

Propiedades Periódicas

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 asi como su comportamiento químico.

a. Principales propiedades periódicas

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las mas importantes destacaremos:

1. - Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo

2. - Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.

3. - Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

4. - Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

5. - Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico. 6. Valencia iónica: numero de electrones que necesita ganar o perder para el octete.

Otras propiedades periódicas.

Podemos enumerar:

Volumen atómico Radio iónico Radio atómico

Densidad Calor específico Calor de vaporización

Punto de ebullición Punto de fusión Valencia covalente


11

Carácter oxidante o reductor

1. La energía de ionización

es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental:

Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía. Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.


12

Figura 3. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo

2. La afinidad electrónica

es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta.

La afinidad electrónica de un elemento está determinada, en parte, por la energía del orbital desocupado, o parcialmente ocupado, de menor energía en el estado fundamental del átomo. Este orbital es uno de los denominados orbitales frontera de un átomo; otro orbital frontera corresponde al orbital lleno de mayor energía. Los orbitales fronteras de un átomo están implicados en los cambios electrónicos que se producen cuando se forman los enlaces químicos.

Un elemento posee una elevada afinidad electrónica si el electrón adicional ocupa una capa en la que experimenta una elevada carga nuclear efectiva. Este es el caso de los


13

elementos que se encuentran en la parte superior derecha de la Tabla Periódica. Estos elementos próximos al flúor (específicamente el nitrógeno, el oxígeno y el cloro) son los que poseen los mayores valores de Ae. La segunda afinidad electrónica, o energía de adición de un segundo electrón, para un elemento es siempre positiva porque las repulsiones inter-electrónicas son mayores que las fuerzas de atracción por el núcleo

La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de ionización.

Figura 4. Aumento de la afinidad electrónica según periodo y grupo.

3. Electronegatividad:

Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.


14

Figura 5. Aumento de la electronegatividad según periodo y grupo

4. Radio atómico:

es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes.

Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10m), nanómetros (nm, 10-

9 m) picometro (pm, 10-12 m).

Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.


15

Figura 6. Aumento del radio atómico según periodo y grupo.

Ejemplos:

5. Radio iónico:

es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica.

El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.


16

Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo

tabla periódica

Documents