Unidad 6
6.1 Historia de la tabla periódica
En 1813 Jhons Jacob Berzelius (sueco), clasificó los elementos químicos conocidos en electropositivos y electronegativos. Hacia 1829 Juan Wolfgang Dobereiner (alemán), señala por primera vez la existencia de una relación significativa entre las propiedades de los elementos y sus respectivas masas atómicas relativas.
Sus investigaciones lo llevaron a observar la presencia de grupos de tres elementos en los cuales, la masa atómica relativa del elemento central, se aproximaba a la medida aritmética de las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos, denominándolos tríadas.
En 1863 John Newlands (inglés), agrupó los elementos en grupos de ocho a estos les dio el nombre de octavas, ya que cada ocho elementos presentaban propiedades similares. En 1869 Dimitri Mendeleiev (Ruso) dio a conocer la ordenación más completa de los elementos, basándose en las propiedades químicas, como función del número atómico.
El gran acierto y mérito se fundamenta en haber predecido elementos no descubiertos todavía, para los cuales reservó un espacio en la tabla y más aun adelantó sus propiedades.
Mendeleiev padre de la tabla periódica
6.2 Estructura de la tabla periódica moderna
6.2.1Grupos y familias
La tabla moderna de los elementos, está constituidas por 18 columnas denominadas grupos o familias, en las cuales están distribuidos los elementos conocidos, atendiendo a sus propiedades y ordenados de acuerdo con su numeró atómico.
6.2.2 Subgrupos
En la tabla periódica se observa que cada uno de los grupos tiene en la parte superior, además del número (I, II, III,...VIII ), las letras A o B que determinan la separación de los grupos o familias originales de Mendeleiev en subgrupos.
Los subgrupos distinguidos por letra A incluyen elementos representativos; mientras que la letra B distingue a los subgrupos que contienen elementos de transición.
6.2.3 Períodos
Las filas horizontales de la tabla se llaman periodos y en ellos están ordenados los elementos de acuerdo con sus números atómicos. Los períodos se distinguen con los números del 1al 7. El hidrógeno (H) y el helio (He) se han colocado aparte formando el primer periodo. Básicamente los periodos 2 y 3 están constituidos por ocho elementos cada uno y se les denominan periodos cortos.
El segundo período contiene los elementos Li, Be, C, N, O, F y Ne, los cuales se colocan en las posiciones de los grupos IA a VIIIA. El tercer periodo incluye los elementos del sodio hasta el argón.
Los periodos del 4 al 7 se denominan largos y contienen respectivamente los números siguientes de elementos: El 4* 18 elementos, 5* 18 elementos, el 6* 32 elementos y el 7* 17 elementos. El número del período indica a la vez el número de niveles de energía que posee un elemento.
6.3 Localización de los elementos en la tabla
6.3.1 Metales y no metales
El sistema periódico establece una división natural de los elementos libres, metales que son el 80% y los no metales el 20%.
6.3.2 Gases nobles
Ocupan la última columna de la derecha en la tabla. Todos ellos existen en alguna proporción en la atmósfera terrestre, aunque su concentración, excepto la del argón, es extraordinariamente baja.
6.3.3 Elementos de transición
En estos a medida que aumenta el número atómico, los electrones van a un nivel interior en vez de ir al nivel más externo.
6.3.4 Lantánidos y actínidos
Son todos aquellos elementos, en cuya configuración electrónica ordenada, el penúltimo subnivel es 4f ó 5f. Los elementos de transición interna se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos o series de elementos.
6.4 Propiedades periódicas de los elementos.
Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente en la tabla periódica y que se denominan propiedades periódicas. Entre ellas se encuentran: la densidad, el punto de ebullición, el punto de fusión, la energía de enlace, el tamaño atómico, el potencial de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
6.4.1 Tamaño atómico
El tamaño real de un átomo no se ha podido cuantificar, pero si se han establecido tamaños relativos, aprovechando la determinación de las distancias internucleares en los compuestos.
6.4.2 Potencial de ionización
El potencial de energía de ionización, es la energía requerida para quitarle un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso. La determinación experimental del potencial de ionización se efectúa en tubos de descarga.
Ejemplo:
En el ejemplo anterior al retira un electrón del átomo neutro obtenemos un ion positivo. El potencial de ionización varía con el tamaño del átomo "A mayor tamaño del átomo, menor es la energía de ionización "
6.4.3 Afinidad electrónica
Es la energía liberada cuando un átomo neutro en el estado gaseoso captura un electrón para formar un ion negativo (anión). Varía de igual forma, que el potencial de ionización.
6.4.4 Electronegatividad química
La electronegatividad se define como la tendencia relativa que tienen los átomos para atraer los electrones que participan en un enlace químico. Los elementos más electronegativos son los grupos VIA y VIIA los menos electronegativos IA y IIA y a los gases nobles no se les asigna un valor por su muy baja tendencia para formar compuestos.
