LA TABLA PERIÓDICA

Colegio de bachilleres del Estado de Chihuahua Plantel 7

Bloque 4 Interpretas la tabla periódica

Este blog te servirá para repasar el bloque 4 interpretas la tabla periódica de la materia de química.

Utilizaras la tabla periódica para obtener información de los elementos químicos.

Profesoras de química e informática: 
Elvia Lilia Mendez Dominguez.
Dora Irma Hernandez.

Gpo. 100

Creadores(as): 
Selene Hernandez Gil
Leslie Higadera Alamillo
Rosa Moreno Ortega.

1. PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS

La primera clasificación basada en las masas atómicas fue elaborada por Johan Wolfang Döbereiner (1780 – 1849), quien en 1817 propuso que existía una sencilla relación numérica entre las masas atómicas de los elementos con propiedades semejantes. Otra clasificación basada en las masas atómicas fue la elaborada por John Newlands (1837-1898). Él encontró que si se ordenaban las masas atómicas en orden creciente, la masa de cada octavo elemento estaba relacionada al primer elemento del grupo. A partir de esta clasificación se obtuvieron valores casi exactos de las masas atómicas, lo cual para la época era bastante relevante. Con todas estas clasificaciones empezó a ser evidente que los elementos podían acomodarse, de manera sencilla, con base en su masa atómica relativa; y también se encontró que estos acomodos tenían mucho que ver con las propiedades de las sustancias. Es decir, empezó a ser claro que la estructura de los átomos de cada elemento determinaba, de alguna forma, las propiedades de la sustancia que en conjunto formaban esos átomos. Lo anterior se muestra con la clasificación propuesta por William Odling, la cual estaba basada en algunas propiedades, denominadas naturales, de los elementos. Estas propiedades son volúmenes atómicos (el cual se determinaba dividiendo la masa atómica entre la densidad del elemento), acidez o basicidad de sus óxidos, etc. De esta forma Odling obtuvo los siguientes grupos naturales:

Grupo Elemento 1 Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I) 2 Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te) 3 Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto (Bi) 4 Boro (B), Silicio (Si), Titanio (Ti), Estaño (Sn) 5 Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K) 6 Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) 7 Magnesio (Mg), Zinc (Zn), Cadmio (Cd) 8 Berilio (Be), Itrio (Y), Torio (Th) 9 Aluminio (Al), Circonio (Zr), Cerio (Ce), Uranio (U) 10 Cromo (Cr), Manganeso (Mn), Cobalto (Co), Hierro (Fe), Niquel (Ni), Cobre (Cu) 11 Molibdeno (Mo), Vanadio (V), Tungsteno (W), Tantalio (Ta) 12 Mercurio (Hg), Plomo (Pb), Plata (Ag) 13 Paladio (Pd), Platino (Pt), Oro (Au).

 Berzelius planteó una hipótesis que ahora sabemos que estaba equivocada: en dónde postuló que no podían existir moléculas formadas por átomos iguales. Sin embargo, gracias a la insistencia del químico Italiano Stanislao Cannizaro (1826 – 1910), durante el primer congreso de Química celebrado en Karlsruhe, Alemania, en 1860, que se llegó a un acuerdo sobre la existencia de moléculas formadas por átomos iguales, como el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2). Las contribuciones de Cannizaro fueron tomadas en cuenta por químicos muy importantes, entre ellos el químico ruso Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907) y el químico alemán Julios Lothar Meyer (1830 – 1895). Estos dos químicos son famosos por haber propuesto un sistema de periodos para ordenar los elementos (algo que resulta curioso es que sus propuestas son muy parecidas y las hicieron casi en las mismas fechas, sin haber estado en contacto entre ellos).

1.1 SISTEMA PERIÓDICO DE MENDELEIEV

Siguiendo esta línea de trabajo, Mendeleiev publicó su primera tabla periódica en 1869. En 1872, después de introducir varias modificaciones, volvió a publicar una segunda tabla más elaborada, precursora de la actual.

A la derecha se expone el tipo de tabla periódica que planteó Mendeleiev en 1872. Hubiera fracasado de no ser porque intuyó que debían existir elementos todavía no descubiertos y les reservó los huecos adecuados para mantener la periodicidad en las propiedades. Dijo: "Los espacios vacíos corresponden a elementos que quizá sean descubiertos en el transcurso del tiempo". Así se puede observar, por ejemplo, que entre el calcio (Ca) y el titanio (Ti) Mendeleiev dejó un hueco, para que los elementos que siguen quedaran en la columna que les corresponde según sus propiedades. Otro problema que encontró Mendeleiev al plantear su tabla periódica fue que no todos los elementos, ordenados por su masa atómica, "caían" en el grupo (columna) adecuado en función de sus propiedades. Para que así fuera necesitó invertir el orden entre algunos de ellos. Por ejemplo, la masa atómica relativa del telurio (Te) es superior a la del yodo (I), pero, considerando sus propiedades, el yodo se ha de ubicar en la columna VII, que corresponde a la familia de los halógenos. En la tabla actual existen otras inversiones de masas atómicas, como las que se vieron al descubrir los gases nobles [el argón (Ar), por ejemplo, tiene una masa superior al potasio (K)].  A pesar de estos inconvenientes, era claro que la ordenación periódica respondía a una realidad y ponía en evidencia la existencia de un cierto orden por debajo de la enorme complejidad de los fenómenos químicos: la semejanza de las propiedades de los elementos de una misma columna o grupo y la variación gradual a lo largo de una fila o periodo. Mendeleiev profundizó en la idea de que cualquier elemento, por pertenecer a la vez a un grupo (vertical) y a un periodo (horizontal), debía participar de las propiedades de ambos y ser un promedio de los valores correspondientes a los elementos que le rodean en el sistema periódico. Esto le permitió predecir propiedades de elementos aún no descubiertos. Estas predicciones tuvieron una brillantísima confirmación cuando se descubrieron elementos con las propiedades que él había supuesto. Como ejemplo, la tabla adjunta recoge la comparación de propiedades previstas para el elemento que debía ocupar el hueco existente justo debajo del titanio (Ti) (al que Mendeleiev denominó provisionalmente ekasilicio), y las observadas en 1886 por Winkler (1838-1904) cuando descubrió el elemento que finalmente ocupó ese lugar: El germanio (Ge). Además del germanio, otros  elementos, cuyas propiedades predijo acertadamente Mendeleiev, fueron el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que fue el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

1.2 TRIADAS DE DÖBEREINER (1829)

Döbereiner descubrió tendencias en ciertas propiedades de grupos seleccionados de elementos. Por ejemplo, la masa atómica media de litio y potasio estaba cerca de la masa atómica de sodio. Un patrón similar se encontró con el calcio, estroncio y bario, con azufre, selenio, y telurio, y también con cloro, bromo, y yodo. Además, las densidades para algunas de estas triadas siguieron un patrón similar.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de dichos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último, dando a entender que los elementos de la tabla periódica tienen cierta relación entre sí debido a la similitud entre sus propiedades y compuestos Ω.

En su clasificación de las triadas, 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 aproximadamente 35, 80 y 126; si sumamos 35 + 126 y dividimos entre 2, obtenemos 80 (aproximadamente), y si se busca en la tabla periódica de los elementos actual el elemento con el peso atómico de 80 es el bromo, lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

1.3 ANILLO DE CHANCOURTOIS (1862)

 En 1862, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

1.4 OCTAVAS DE NEWLANDS (1864)

El químico inglés Jhon Alexander Reina Newlands, propuso el ordenamiento de los elementos, según el orden creciente de sus masas atómicas, dando un gran paso en la correcta clasificación de los elementos.

Newlands dispuso a los elementos en filas horizontales de 7 en 7, resultando periodos en que el octavo elemento se parecía en propiedades al primero; el noveno al segundo; el décimo al tercero y así sucesivamente.  Por lo cual los que tengas propiedades semejantes tienen que quedar en la misma columna.

Si consideramos como “primer elemento” al nitrógeno de la serie primera; entonces el “octavo elemento” (Dentro de la segunda serie) sería el fósforo; luego “N” y “P” deben tener propiedades semejantes. Pero si esta vez, nuestro “primer elemento” es el cloro, entonces para llegar al “octavo elemento” (que tenga propiedades semejantes) deberíamos considerar que la tercera serie esté constituida por 14 elementos (el Br seria nuestro octavo elemento), lo que significa que incumple con la ley de las Octavas.

2. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

Cuatro nuevos elementos químicos se han añadido a la tabla periódica y ahora finalmente se ha podido completar la séptima fila. Al parecer la gran mayoría de los libros de texto de ciencia deberán actualizarse. Los elementos fueron descubiertos por científicos en Japón, Rusia y Estados Unidos y son los primeros en ser añadido a la tabla desde 2011, cuando se añadieron los elementos 114 y 116.

Estos nuevos elementos fueron verificadas el 30 de diciembre de 2015 por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) con sede en los Estados Unidos que es la organización mundial que rige la nomenclatura química, terminología y medición. Según IUPAC un equipo conformado por científicos rusos y estadounidenses del Instituto Conjunto para la Investigación Nuclear en Dubna y el Laboratorio Nacional Lawrence Livermore en California aportaron pruebas suficientes para reclamar el descubrimiento de los elementos 115, 117 y 118.

IUPAC inició el proceso de formalización de los nombres y símbolos para estos elementos nombrados temporalmente como ununtrium, (Uut o elemento 113), Ununpentium (Uup, elemento 115), ununseptium (Uus, elemento 117), y ununoctium (Uuo, elemento 118 ).

Así quedo la tabla periódica actual:

2.1 LEY DE MOSELEY

La 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 estaba relacionado cuantitativamente con las propiedades de los elementos y sus masas atómicas.

Propone el criterio de ordenamiento, de los elementos químicos con base en el número atómico y enuncia la ley periódica moderna:

Cuando los elementos se ponen en orden de sus números atómicos sus propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas  En 1913-1914, Moseley realizó una serie de experimentos donde confirmaba el modelo de Bohr para energías de rayos X a partir de la medición de las frecuencias que surgen de las transiciones electrónicas de átomos pesados. En términos de la frecuencia del rayo X () y en forma más general, se encuentra que los datos experimentales obtenidos por Moseley se ajustan a una gráfica lineal dentro de la precisión experimental, teniendo que: ${\displaystyle {\sqrt {\nu }}=C(Z-\sigma )}$ donde ${\displaystyle \sigma }$ y C son constantes que dependen del tipo de serie de espectros. A la ecuación anterior se le denomina ley de Moseley.

3. CARDA NUCLEAR EFECTIVA Y REACTIVIDAD

La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de oxidación del átomo.

En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de coulomb.

Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son, simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:

donde Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.

S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear.No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.

En química, la reactividad de una especie química es su capacidad para reaccionar en presencia de otras sustancias (de diferente dominio químico) químicas o reactivos. Se puede distinguir entre la reactividad termodinámica y la reactividad cinética. La primera distingue entre si la reacción está o no favorecida por etalpia(competencia entre energía y entropia), es decir si es unareaccion espontanea o no. La segunda decide si la reacción tendrá lugar o no en una escala de tiempo dada.

De esta forma, existen reacciones termodinámicamente favorables pero cinéticamente impedidas, como la combustión de grafito en presencia de aire. En casos así, la reacción se dará de una forma muy lenta o, directamente, no se producirá. Si una reacción se encuentra bloqueada cinéticamente, es posible lograr que se produzca alterando las condiciones de reacción o utilizando un catalizador.

La química orgánica y la química inorgánica estudian la reactividad de los distintos compuesto. La fisicoquimica trata de calcular o predecir la reactividad de los compuestos, y de racionalizar los mecanismos de reacción

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4. PROPIEDADES PERIÓDICAS Y SU VARIACIÓN EN LA TABLA

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán  dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión. 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 o periodos  va a responder a una regla general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el comportamiento, desde un punto de vista 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- Radio atómico
- Volumen atómico   
- Potencial de ionización- Afinidad electrónica
- Electronegatividad:
- Carácter metálico
- Valencia iónica- Valencia covalente
- Radio iónico 
- Radio covalente

Y también las siguientes propiedades físicas tienen una variación periódica:- Densidad
- Calor específico
- Punto de ebullición
- Punto de fusión 

4.1 TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS: RADIOS ATÓMICO E IÓNICOS

El tamaño exacto de un átomo es muy complejo de determinar, pues realmente se corresponde con la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia, algo muy difícil de medir ya que los electrones están en continuo movimiento. Por ello se ha tomado el convenio de determinar el tamaño de un átomo a partir de su radio atómico, definido como la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos átomos iguales enlazados, tal y como se muestra en la imagen.

Los valores de los radios atómicos de los elementos de la tabla periódica y su variación en la tabla periódica se muestran en la siguiente animación:

El radio atómico es una propiedad periódica que varía de la siguiente forma:

En un grupo: dado que el radio atómico depende de la distancia al núcleo del electrón más externo, al descender en un grupo el radio atómico es mayor porque aumenta el número de capas electrónicas, y además la atracción del núcleo queda apantallada, con lo que los electrones externos se ven menos atraídos, alejándose más y provocando un aumento en el radio atómico. Así pues, el radio atómico aumenta conforme descendemos en un grupo.

En un periodo: el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues aunque el último electrón se encuentre en el mismo nivel energético (capa), el núcleo tiene un protón más, de forma que lo atrae con más fuerza. Por tanto, el radio atómico disminuye conforme avanzamos en un periodo.

En resumen, la variación del radio atómico referida a la posición en la tabla periódica puede observarse en la siguiente imagen, donde la flecha indica el aumento del radio:

• Los cationes (iones con carga positiva): su radio atómico es siempre menor que el del átomo del que provienen, pues tienen un electrón menos e igual carga nuclear.
• Los aniones (iones con carga negativa): su radio atómico es siempre mayor que el del átomo del que provienen, pues tienen un electrón más e igual carga nuclear.

Además, es importante señalar el caso comparado de los átomos e iones isoelectrónicos, que son aquellos que tienen el mismo número de electrones. En tal caso, la regla general es que su tamaño es mayor conforme menor sea su número atómico, debido a la menor atracción electrostática que sufren por tener menor número de protones en el núcleo.

4.2 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización, potencial de ionización o E_I es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

${\displaystyle \ A_{(g)}+E_{I}\to A_{(g)}^{+}\ +e^{-}}$.

Siendo ${\displaystyle A_{(g)}}$ los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; ${\displaystyle E_{I}}$, la energía de ionización y ${\displaystyle e^{-}}$ un electrón.

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrovoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10^-19 C × 1 V = 1,6 × 10^-19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el numero atómico, es decir, de arriba abajo.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del beriliose obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s² y s² p³, respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.

4.3 AFINIDAD ELECTRONICA

La afinidad electrónica (AE) o electro afinidad se define como la energía  liberada cuando un átomo gaseoso  neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mono negativo:

${\displaystyle X\;(g)+e^{-}\rightarrow X^{-}\;(g)+AE\,\!}$.

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJ·mol^-1.

También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpia correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.

Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.

4.4 ELECTRONEGATIVIDAD Y CARACTER METALICO

La electronegatividad es un concepto químico más que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico.

La electronegatividad (E_N) mide la mayor o menor atracción -y, por tanto, desplazamiento-que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Su valor se determina a partir de una escala. La más utilizada es la de Pauling, en la que, de forma arbitraria, el F tiene E_N 4,0 y el Cs 0,7.

Ésta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman.

Fíjate en la imagen para deducir cómo evoluciona la E_N. El color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El color gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no se puede determinar E_N para ellos.