2013

QUÍMICA MENCIÓN

QM-05

T A B L A P E R I Ó D I C A

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LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

La tabla periódica es uno de los símbolos más emblemáticos de la ciencia, en ella se resumen

muchos de los conocimientos de la química. En cualquiera de sus versiones está presente en las

aulas y laboratorios el mundo. Ninguna otra disciplina cuenta con un documento parecido.

Desde sus orígenes, la tabla periódica ha sido modificada en varias ocasiones hasta convertirse en

una herramienta indispensable para los químicos. El gran número de elementos conocidos y

sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente de clasificarlos.

A principios de 1800 el químico alemán John W. Döbereiner intentó una primera aproximación al

generar las primeras tríadas. En esta clasificación, John Döbereiner ordenó los elementos en

grupos de 3; de acuerdo a su masa atómica creciente, resultando asociaciones elementales como

las siguientes

Li-Na-K S-Se-Te

De acuerdo con la clasificación, los elementos pertenecientes a una triada presentan propiedades

químicas semejantes, además, el elemento químico central posee una masa atómica igual a la

semisuma de las masas atómicas de los elementos de los extremos.

Primera triada y sus masa atómicas

En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de Chancourtois, construyó el llamado “caracol o

anillo telúrico”, que ordenaba a los elementos en forma de hélice (respecto de su masa

atómica), este ordenamiento no tuvo aceptación, puesto que también incluyó iones y algunos

compuestos.

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En el año 1864, el químico inglés John A. Reina Newlands, ordenó los elementos químicos en

grupos de 7 elementos cada uno, también en función creciente de sus masas atómicas. El octavo

elemento presentaba propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma

de clasificar fue conocida como las octavas de Newlands.

En el mismo año, J. Lothar Meyer publicó la primera versión de la tabla periódica.

En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev se

plasman en la primera tabla periódica convencional con el formato que conocemos en la

actualidad.

La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad

química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no

habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos.

Tabla periódica de Mendeléiev

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LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la

distribución de los electrones en el nivel más externo, la que determina en el elemento su

reactividad, naturaleza química y también la ubicación en la tabla. Por esta razón, aquellos

elementos que poseen la misma distribución electrónica presentarán propiedades

químicas similares. Además, Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente

si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z).

En la tabla periódica, los elementos que tienen un patrón similar de configuración de los

electrones de la capa externa están dispuestos en las mismas columnas, llamados GRUPOS

O FAMILIAS, existen 18 grupos que suelen asignarse con notación romana (I, II, III…),

indicando letra A, para aquellos elementos cuyo electrón diferencial se encuentre en los orbitales

s o p; y la letra B para aquellos elementos cuyo electrón diferencial esté ubicado en los orbitales d

o f.

Aquellos elementos que presentan idénticos niveles energéticos se encuentran en las mismas

filas, llamadas PERIODOS. Cada período comienza con un metal alcalino y concluye con un gas

noble, a excepción del período 1 donde se ubica el hidrógeno.

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Algunas definiciones relevantes

Análisis de la configuración para un átomo con Z = 15.

Ejercicio propuesto

Determina período y grupo para los siguientes elementos.

ELEMENTOS Z CONFIGURACIÓN PERIODO GRUPO

Hidrógeno 1

Nitrógeno 7

Aluminio 13

Argón 18

Vanadio 23

Cinc 30

Arsénico 33

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TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

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NOMBRES DE LOS GRUPOS REPRESENTATIVOS

GRUPO NOMBRE

I – A METALES ALCALINOS

II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS

III – A TÉRREOS

IV – A CARBONOIDES

V – A NITROGENOIDES

VI – A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS

VII – A HALÓGENOS

VIII-A o 0 GASES INERTES

NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS

GASES NOBLES

Columna 18, grupo VIII o 0.

Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos.

Configuración electrónica del tipo ns2p6, con la excepción del helio que es ns2.

En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas

sales de criptón (Kr) y xenón (Xe).

ELEMENTOS METÁLICOS

Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga).

Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.

Tienen brillo metálico.

Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin

romperse (confección de hilos o alambres metálicos).

Son muy buenos conductores de calor.

Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la

confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).

ELEMENTOS NO METÁLICOS

Carecen de brillo metálico.

No son dúctiles ni maleables.

Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Con la excepción del carbono.

Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema

periódico.

ELEMENTOS METALOIDES

Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio,

metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos.

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PROPIEDADES ENERGÉTICAS

Potencial de ionización

Electroafinidad

Electronegatividad

Electropositividad

PROPIEDADES DE

TAMAÑO

Volumen atómico

Radio

atómico

Radio covalente

Radio iónico

LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Anteriormente, vimos que la configuración electrónica de los elementos se relaciona directamente

con sus características físicas. Su naturaleza está íntimamente relacionada con el valor de su

número atómico, de modo que la periodicidad (relaciones en un periodo) será cambiante

mientras aumente o disminuya el valor de Z en los átomos. Se ha verificado en el sistema

periódico que muchas propiedades físicas y de tamaño muestran variabilidad a lo largo de un

periodo siendo crecientes o decrecientes según cambie el número de electrones de valencia.

Algunas de las propiedades que se tratarán en la guía, se resumen en el siguiente cuadro:

Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta son

siempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo de

éstas son la masa atómica y el calor específico.

PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO

EL RADIO ATÓMICO

Asumiendo al átomo como una esfera perfecta, es posible determinar el tamaño de un elemento

conociendo su naturaleza y enlace. De este modo se definen 3 conceptos: Radio metálico, Radio

covalente y Radio iónico.

Para determinar el tamaño de un átomo deben considerarse dos situaciones importantes:

El núcleo atrae a los electrones, de modo que la esfera (tamaño) se contrae.

Los electrones se repelen entre sí debido a su carga eléctrica (expansión de la nube)

Ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo.

El volumen de una esfera se obtiene determinando el radio de acuerdo con la ecuación

π 34V= r

3

Donde r es el radio del átomo o distancia entre núcleos o núcleo-electrón, según corresponda.

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Radio Atómico en Metales

Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes

del metal.

RADIO ATÓMICO EN NO-METALES

Para los no-metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos

en las moléculas diatómicas de los elementos.

VARIACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO.

En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupo

de los Halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes.

El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga

nuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el

núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos

contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor.

Así, por ejemplo: en el período 2 y 3 se observa lo siguiente:

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En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto mayor

es el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande.

En el grupo I-A, por ejemplo, los radios atómicos son

Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å.

Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será:

RADIO IÓNICO

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando cargados eléctricamente. Se define

entonces radio iónico, como el tamaño de esos iones formados, sean cationes o aniones.

Podemos preguntarnos ¿cómo es el radio de un catión y de un anión con respecto al elemento

neutro?

Para comprender, analicemos un ejemplo tomando como referente al metal sodio y su ion

electrónicamente estble (catión Na+).

Cuando se compara el tamaño entre el átomo neutro y su catión, lo primero es establecer la

configuración electrónica de ambos

Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1 (3 niveles de energía) Na+: 1s2, 2s2 2p6 (2 niveles de energía)

De lo anterior se deduce que:

El átomo presenta más niveles energéticos que el ion

El ion tiene menos electrones que el átomo

El tamaño del átomo es mayor que el de su catión estable

Luego, se cumple que r Na+ r Na

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Variación del radio iónico en los metales del grupo I-A

Radio de los aniones

Al igual que en el ejemplo anterior, al comparar los radios entre un elemento y su anión estable,

es preciso conocer la configuración electrónica de ambos

Cl: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p5 Cl-: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p6 (tiene un electrón más,

la nube se expande)

De lo anterior se deduce que:

El átomo presenta igual número de niveles energéticos que el ion

El ion tiene más electrones que el átomo

La cantidad de protones en el núcleo es la misma para ambos

La carga nuclear es mayor en el átomo

El tamaño del ion es mayor que el del átomo

Luego, se cumple que r Cl- > r Cl

Variación del radio iónico en elementos halógenos del grupo VII-A

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En resumen:

“EL RADIO DE UN CATIÓN ES MENOR QUE EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”

“EL RADIO DE UN ANIÓN ES MAYOR QUE EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”

RADIO EN IONES ISOELECTRÓNICOS

Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuración

electrónica.

La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) y

sus respectivos radios iónicos.

F-1 Na+ Mg+2 Al+3

1.36 Å 0.95 Å 0.65 Å 0.50 Å

En la tabla se cumple que:

r Al+3 r Mg+2 r Na+ r F-1

LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef)

Se define Zef a la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. Zef depende de 2

factores relacionados directamente: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S).

En los átomos polielectrónicos, los electrones más externos, están sometidos a una menor

atracción por parte del núcleo, debido al efecto del apantallamiento ejercido por los electrones

internos.

El efecto pantalla (S) se puede determinar mediante la relación de Slater cuya expresión

matemática está dada por

Donde:

Nn: número de electrones del nivel de energía más externo (último nivel).

Nn-1: número de electrones del nivel de energía inmediatamente inferior al más externo

(penúltimo nivel).

N’: número de electrones restantes que no han sido considerado antes.

Zef = Z - S

S = 0,35 Nn + 0,85Nn-1 + N´

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Desarrollemos un ejemplo:

Cálculo de Zef para el F-1.

F-1: 1s2, 2s22p6 ; Z = 9; S = 0,35 · 8 + 0,85 · 2 = 4,5

En consecuencia:

Z S Zef

F-1 9 4,5 4,5

Na+ 11 4,5 6,5

Mg+2 12 4,5 7,5

Al+3 13 4,5 8,5

EN LA TABLA, SE OBSERVA QUE MIENTRAS “MAYOR ES EL Zef, MENOR ES EL RADIO IÓNICO”, POR LO TANTO, MIENTRAS MÁS POSITIVO ES UN COMPONENTE DE UNA SERIE ISOELECTRÓNICA, MENOR SERÁ SU RADIO.

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PROPIEDADES MAGNÉTICAS

ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.) La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un

electrón desde el estado fundamental o ion gaseoso. A diferencia de los átomos en estado líquido

y sólido, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos.

Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na está

dada por el proceso siguiente:

+ -

(g) (g)Na + P.I. Na + e

“El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga

nuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”.

El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la

eliminación sucesiva de electrones adicionales.

“Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que el

átomo de Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón

que para el primero.

La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal o

en electrón-Volt (eV).

1eV = 23,06 Kcal

Algunos valores de potenciales de ionización para los elementos del período

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VARIACIÓN DE LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO.

En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución

entre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las

configuraciones electrónicas.

En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye.

Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos

y los mayores valores de PI a los gases nobles.

¿Qué factores inciden en el valor de la energía de ionización?

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AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD (E.A) Se define como una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la

afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón.

La afinidad electrónica se determina experimentalmente y puede definirse como la energía

requerida para separar un electrón de un anión gaseoso.

- -

(g) (g)A + Energía A + e

También está definida como la energía liberada cuando un átomo de una muestra

gaseosa capta un electrón en su nivel más externo.

- -

(g) (g)A + e A + Energía

Tanto los factores que la condicionan son homologables al P.I., esto quiere decir que; al avanzar

en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa está

más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega

un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el

número cuántico principal es mayor. El electrón agregado está más lejos de la carga positiva en el

núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón es

menor.

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ELECTRONEGATIVIDAD (E.N)

La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos

hacia su nube o densidad electrónica.

La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permite

decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula.

La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlace,

postuló una escala donde asignó el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien

tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para

el cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado.

Se excluyen en la Tabla los gases inertes pues no presentan tendencia a captar

electrones, de modo que no presentan Electronegatividad.

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En la tabla siguiente se presentan algunos elementos y sus valores de electronegatividad:

H 2,1

Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0

Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0

K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8

ELECTROPOSITIVIDAD (E.P)

Propiedad inversa a la electronegatividad. Se define como la tendencia de un elemento de ceder

electrones, (puede considerarse también, como el carácter metálico de un átomo). La E.P

Aumenta en dirección hacia los metales (en un período), y en un grupo aumenta conforme

aumenta el valor de Z.

OTRAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

La variación períodica de estas propiedades es irregular, pero podemos asegurar que los

elementos de transición poseen puntos de fusión y ebullición más elevados que el resto de los

elementos químicos, a excepción del elemento carbono (elemento representativo) cuyo punto de

fusión (3800K) y ebullicón (5100) se justifica por su ordenamiento en una red cristalina.

Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición son una medida de las fuerzas de atracción

entre átomos y moléculas. El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de

la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K(Kelvin).

El punto de ebullición , es la temperatura a cual, la presión de vapor de un líquido iguala a la

presión atmosférica.

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Puntos de fusión de algunos metales

Puntos de fusión y ebullición para el grupo de Halógenos en el sistema periódico

Conforme aumenta el valor de Z aumentan las temperaturas de fusión y ebullición

Puntos de fusión y ebullición para algunos metales de interés

DENSIDAD

La densidad es la relación entre la masa de un átomo y el volumen que este ocupa. Es una

propiedad que depende del estado físico del elemento y la temperatura a la que esté. La variación

de la densidad en el sistema periódico es similar a la de los puntos de fusión y ebullición, siendo

los elementos de transición quienes presentan los mayores valores.

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Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra web http://www.pedrodevaldivia.cl/

RESUMEN DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

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