TABLA PERIODICA Y TODO SU USO Y FUNCION

1.9 Desarrollo de la tabla periódica moderna

(Tabla periódica de Mendeléiev)

En 1869, el ruso Dimitri Ivánovich Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hace Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.

Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

• Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

• Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.

La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.

En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el aire.

El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka-sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

*CARGA NUCLEAR EFECTIVA

Para explicar esta propiedad, consideremos el átomo de helio cuya configuración electrónica en estado fundamental es 1s2. Los dos protones del helio le confieren al núcleo una carga de +2, pero la fuerza total de atracción de esta carga sobre los dos electrones 1s es parcialmente balanceada por la repulsión entre los electrones. Como consecuencia, se dice que cada electrón 1s está protegido del núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (Zefec), que es la que se ejerce sobre un electrón, se da por

Zefec = Z – σ

Donde Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) y σ se llama constante de protección o constante pantalla. La constante pantalla es mayor que cero pero menor que Z.

Para ilustrar la protección de los electrones, analicemos lo siguiente: Se requiere de 2373KJ de energía para quitar el primer electrón de un mol de átomos de He y una energía de 5251kJ para quitar el segundo electrón; esta mayor energía se debe a que cuando queda un solo electrón no existe el efecto pantalla contra la carga nuclear +2.

En átomos con 3 o mas electrones, los niveles internos llenos protegen mejor a los electrones externos que los electrones del mismo nivel.

El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos de protección en las propiedades periódicas.

Para los elementos representativos, la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Así consideraremos que: �

Variación de Z* en la tabla.

• Varía poco al aumentar Z en los e- de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e-de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo, debido al menor apantallamiento de los e- de la última capa y al mayor "Z", de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha crece más "Z" que "a", pues el apantallamiento de los e- de última capa es inferior a 1.

*RADIO ATOMICO

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Radio atómico de un

elemento es la mitad

de la distancia entre

los centros de dos

átomos vecinos.

Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms Ă( 10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m)

picometro (pm, 10-12 m).

Variación periódica del Radio atómico.

• Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).

• Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel.

El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).

• En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA.

Los volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.

*Radio ionico

La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones.

Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido.

El tamaño de un ion depende de:

• Su carga nuclear.

• Número de electrones.

• Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

Variación periódica

• Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.

• Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.

• Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva

*Energía de ionización

La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental.

La formación de los compuestos y moléculas no solo depende de la existencia de los niveles de energía en los elementos. Si no también de la energía de ionización de átomos involucrados,

La energía de ionización de un átomo es la cantidad de energía que se requiere para desalojar del átomo al electrón ligado más débilmente. En este proceso el átomo adquiere una carga positiva, y se le denomina catión.

En la Tabla Periódica, la energía de ionización aumenta en un período según aumenta el número atómico (de izquierda a derecha) y en un grupo disminuye a medida que aumenta su número atómico (de arriba hacia abajo).

LaEnergía de Ionización en la tabla Periódica

La energía de ionización mide la facilidad con que un átomo cede un

Electrón; se mide en kilo joules/ mol (kJ/mol).

*Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. En ese proceso el átomo queda con carga negativa y recibe el nombre de anión.

Es otra propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su habilidad para aceptar uno o más electrones, la cual se conoce como afinidad electrónica.

Esta propiedad determina cuál es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso, y guarda una íntima relación con la energía de ionización. Mientras más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.

La tendencia del átomo a aceptar electrones aumenta al desplazarse de izquierda a derecha en un periodo.

La afinidad electrónica de los no metales es mayor (más negativo) comparada con la de los metales y, en comparación con los elementos próximos a los gases nobles (menos negativos), es sensiblemente más grande.

De esta forma se representa: la afinidad

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