Clasificación Periódica

Departamento Física y Química
Clasificación Periódica de los Elementos
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
1.- Origen de los elementos químicos.
2.- Tabla periódica de los elementos.
3.- Propiedades periódicas.
1.- ORIGEN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Del más de centenar de elementos químicos que se conocen, alrededor de quince se han
obtenido por síntesis en el laboratorio en procesos radiactivos de desintegración y el resto se han
encontrado en la naturaleza. Estos hechos conducen a plantearse la siguiente pregunta: ¿por qué
este número de elementos químicos y no otros?
La respuesta a esta pregunta está en la explicación del origen del Universo. La actual teoría se
basa en las observaciones del astrónomo Edwin Hubble (1889-1953), quien en 1929 comprobó la
expansión del Universo, lo que significa que en épocas anteriores todos los objetos deberían
haber estado más juntos y por ello, debió existir un tiempo inicial, hace unos15000 millones de
años, llamado big-bang (gran explosión) en el que el Universo era tan pequeño y tan denso, que
dio origen a la gran explosión.
Se cree que en los primeros instantes, el Universo se pobló de partículas elementales
(neutrones, protones y electrones) y que se dieron las condiciones necesarias para la combinación
de estas partículas, formándose en un principio núcleos de deuterio y helio.
La combinación de los núcleos de estos elementos y la captura de neutrones y protones, inician
una serie de procesos que dan lugar a la formación de los distintos elementos químicos, tal y
como hoy les conocemos.
Todo ello se ha podido predecir gracias a los datos espectroscópicos suministrados por la luz
del Sol y de las estrellas, del análisis de los rayos cósmicos y del estudio de diferentes muestras
de la Tierra y de la Luna.
Como el proceso de formación de los elementos químicos tiene su origen en la combinación de
los núcleos atómicos, hace que exista un número elevado de posibles uniones y, por ello,
aparecen un gran número isótopos.
2.- TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La existencia de ese gran número de elementos químicos llevó, desde un principio, a los
científicos a buscar unos criterios que permitieran su clasificación. Durante la mayor parte del
siglo XIX se realizaron múltiples intentos en este sentido. La actual tabla de los elementos
químicos está asentada en la ordenación realizada por el ruso Dimitri Mendeleiev (1834-1907)
en 1869, y está basada en:
a) El orden creciente de las masas atómicas de los elementos químicos.
b) El agrupamiento de los elementos en filas o períodos horizontales.
c) La existencia de grupos o columnas verticales de elementos con propiedades parecidas.
La ordenación actual ha sustituido al criterio de ordenación de masas atómicas por el del orden
creciente del número atómico, gracias a los estudios del inglés Henry Moseley (1887-1915), el
cual demostró que el número atómico Z debe responder a la constitución íntima del átomo y no
I.E.S. Salvador Serrano
Página 1
Departamento Física y Química
Clasificación Periódica de los Elementos
sirve tan sólo para obtener un lugar de colocación de electrones en una tabla de clasificación de
elementos.
Todo ello conduce a afirmar que hay una relación entre la ordenación de los elementos en la
tabla periódica y la distribución de los electrones en la corteza.
En la actualidad se ha superado el modelo atómico de Bohr y las investigaciones posteriores a
1925 demuestran que se debe abandonar la idea de un átomo con un conjunto de electrones que
giran en órbitas alrededor de un núcleo de carga eléctrica positiva, donde se sitúan los protones.
Hoy se acepta que, en torno a un núcleo de carga eléctrica positiva, se sitúan los
electrones en capas o niveles de distinta energía, moviéndose sin una trayectoria definida
dentro de una región denominada “orbital”.
Debido a que el movimiento del electrón en su orbital es extraordinariamente rápido, se
visualiza al átomo como un núcleo con una nube trónica a su alrededor, del mismo modo que el
movimiento de un enjambre de abejas en torno a su colmena.
La nube electrónica da una idea del tamaño y forma del orbital.
Como entre los electrones cargados negativamente y el núcleo positivamente existe una fuerza
de atracción electrostática que disminuye con la distancia que les separa, resulta que no todos los
electrones del átomo están igualmente ligados al núcleo. Los electrones de un átomo se pueden
distribuir en distintos niveles de energía, estando los electrones de los niveles más internos más
fuertemente retenidos por el núcleo que los de los niveles más externos.
Actualmente, los electrones de un átomo se ordenan con dos criterios:
a) Por la forma del orbital, existiendo orbitales del tipo s, p, d y f.
b) Por su nivel de energía, de menor a mayor, y divididos, a su vez, en distintos subniveles de
energía.
Cada orbital se identifica con un número y una letra, por ejemplo: 1s, 2s, 3p, etc. El número
hace referencia al tamaño de la nube electrónica del orbital y la letra a la forma de la nube
electrónica del orbital, por lo que la diferencia entre el orbital 1s y el 2s está en que el segundo es
mayor que el primero, pero ambos tienen la misma forma.
Por otro lado, cada orbital, ls, 2s, 3p, etc., determina un subnivel distinto de energía, de ahí que
para referirnos a los distintos subniveles de energía de un átomo, se utilice la nomenclatura de
los diferentes orbitales.
En cada orbital de tipo s caben 2 electrones, los p se llenan con 6 electrones, los d con 10
y los f con 14.
Hay en total 7 niveles distintos de energía. A excepción del primer
nivel, los demás niveles tienen varios subniveles, que se designan con
los nombres de los orbitales que los componen.
Obtener la configuración electrónica de un átomo consiste en
mostrar los distintos niveles y subniveles ocupados, indicando el
número de electrones que existen en los mismos mediante un
superíndice que se añade a la letra del orbital.
I.E.S. Salvador Serrano
Página 2
Departamento Física y Química
Clasificación Periódica de los Elementos
Conociendo el número atómico de un elemento, se puede conocer fácilmente su configuración
electrónica, ya que el valor de Z, además de proporcionar el número de protones del núcleo,
facilita también el número de electrones que tiene el átomo. El orden de llenado de los diferentes
orbitales sigue una serie de reglas que, para ayudar a memorizarlas, se resumen en la conocida
figurita del margen.
En la actual tabla periódica podemos distinguir los grupos o familias (18), que son las
columnas verticales y los períodos (7), que son las filas horizontales.
Períodos
El tamaño de un período o fila horizontal de la tabla periódica depende del número de
subniveles u orbitales que posea. Existen siete períodos que se corresponden con los siete
posibles niveles energéticos de colocación de electrones.
El primer período es muy corto, con un único orbital, el ls, y, por tanto, está constituido
por sólo dos elementos: el hidrógeno y el helio.
Los períodos segundo y tercero se caracterizan por aparecer en ellos como nuevos orbitales los
p, lo que hace que tengan en total 8 elementos en cada período.
Los períodos cuarto y quinto o períodos largos se distinguen por la aparición de los orbitales d.
Dichos períodos constan cada uno de 18 elementos, de los cuales 10 se corresponden con los
llamados elementos de transición, que se caracterizan por llenar los orbitales d.
Los períodos sexto y séptimo se caracterizan por la existencia de los orbitales f, en los que
caben 14 electrones y dan origen a dos series de elementos químicos: los lantánidos en el período
sexto y los actínidos en el período séptimo. Estas dos series de elementos también se suelen
conocer conjuntamente con el nombre de tierras raras o elementos de transición interna.
El período séptimo es el último y está incompleto, en él se van colocando los nuevos
elementos químicos que se van descubriendo con las últimas investigaciones de los científicos.
•
Obtén la configuración electrónica de los elementos del período 3 y comprueba lo dicho
arriba.
Grupos o familias
Con respecto a los grupos o columnas verticales existen 18. Todos los elementos de un mismo
grupo tienen el mismo número de electrones en su nivel energético más externo. Esto confiere
propiedades semejantes a todos los elementos que pertenecen a dicho grupo y hace que se asigne
un nombre característico a cada grupo o familia de elementos (alcalinos, alcalinotérreos, térreos,
carbonoides, etc.).
Así, por ejemplo, los alcalinos forman el grupo 1 y están constituidos por los elementos: litio,
sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Se caracterizan por tener el último nivel incompleto con
un solo electrón en un orbital del tipo s. Por tanto, la configuración electrónica externa
(configuración del último nivel de energía) de los citados elementos alcalinos es del tipo ns1.
En la siguiente tabla mostramos las configuraciones electrónicas externas de los grupos más
representativos:
Grupo
IA – Alcalinos
IIA – Alcalinotérreos
IIIA – Térreos
IVA – Carbonoides
I.E.S. Salvador Serrano
Configuración
Electrónica1 Externa
ns
ns2
ns2 np1
ns2 np2
Número electrones
último nivel
1
2
3
4
Página 3
Departamento Física y Química
Clasificación Periódica de los Elementos
2
VA – Nitrogenoides
VIA – Anfígenos
VIIA – Halógenos
VIIIA – Gases Nobles
3
ns np
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
5
6
7
8
3.- PROPIEDADES PERIÓDICAS.
Hay una serie de propiedades de los elementos que varían de uno al otro siguiendo el orden en
el que están colocados en la tabla periódica. De hecho, en mayor o menor grado, la mayoría de
las propiedades químicas se pueden correlacionar con la situación del elemento en la tabla.
Entre las propiedades que mejor muestran esta periodicidad se encuentran las siguientes:
Radio Atómico. Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos
idénticos que están unidos.
El radio atómico se mide mediante técnicas de difracción de rayos X, de electrones o de
neutrones.
La variación del radio atómico en la tabla sigue las siguientes pautas:
* En un grupo: Aumenta al aumentar el número atómico, ya que los electrones se colocan en
niveles cada vez más altos (más alejados del núcleo), y además la carga negativa de los otros
electrones los repelen, produciendo un aumento del volumen.
* En un período: Disminuye al aumentar el número atómico. Esto se debe a que el nuevo
electrón que diferencia a un elemento del anterior se sitúa en el mismo nivel energético, pero la
carga positiva del núcleo aumenta, produciendo mayor atracción sobre los electrones.
Energía o Potencial de Ionización: Es la energía que se debe suministrar (positiva) para
arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso.
X (g) + (P.I.) ⎯⎯→ X+ (g) + ePor ejemplo, para ionizar un átomo de hidrógeno se necesita una energía de 2’175·10-18 J. A
veces se utiliza como unidad energética el electrón-voltio (eV).
En caso de que se pueda arrancar más de un electrón, se habla de primer, segundo, tercer, ...
potencial de ionización. Naturalmente, cada vez costará más arrancar un electrón, y los sucesivos
potenciales de ionización irán aumentando de valor.
La variación periódica es como sigue:
•
En un grupo: Disminuye al aumentar el número atómico, porque el último electrón se coloca
en orbitales cada vez más alejados del núcleo, de forma que la atracción eléctrica sobre éste
disminuye (la fuerza eléctrica disminuye con el cuadrado de la distancia). Además, la carga de
los otros electrones, cada vez más numerosos, ejerce una repulsión cada vez mayor sobre los
últimos.
•
En un período: Aumenta al aumentar el número atómico; esto se debe a que los nuevos
electrones entran en los mismos niveles energéticos, pero la carga del núcleo aumenta, siendo,
por tanto, más grande la atracción sobre los electrones.
Afinidad Electrónica: Es la energía que se desprende (signo negativo) cuando un átomo en
estado gaseoso capta un electrón.
X (g) + e- ⎯→ X- (g) + (A.E.)
I.E.S. Salvador Serrano
Página 4
Departamento Física y Química
Por ejemplo, la afinidad electrónica del flúor es de 5’76·10
Clasificación Periódica de los Elementos
-19
J.
Al igual que en el caso del potencial de ionización, también puede hablarse de primera,
segunda, tercera, ... afinidad. Sin embargo, es una propiedad más difícil de calcular, no es tan
periódica y no se conoce para todos los elementos.
Hay elementos, como muchos metales, que tienen valores positivos de la afinidad electrónica;
esto significa que no tienen tendencia a ganar electrones, todo lo contrario, captar un electrón les
resulta energéticamente desfavorable.
La variación periódica de esta propiedad coincide con la del potencial de ionización, ya que los
elementos que muestran facilidad para perder electrones (bajo P.I.), también tienen poca
tendencia a captarlo (baja A.E.).
Electronegatividad: Es una magnitud que relaciona a las dos anteriores; supone una medida de
la atracción que ejerce un átomo sobre un par de electrones mediante los cuales está enlazado
con otro átomo. Es una magnitud importante para valorar el tipo y el carácter del enlace que
pueden formar dos átomos.
•
En un grupo la electronegatividad decrece a medida que aumenta el número atómico.
•
En un período aumenta al aumentar el número atómico.
Si dos elementos tienen electronegatividades similares, formarán, entre ellos, enlaces
covalentes. Si sus electronegatividades son muy diferentes, formarán enlaces iónicos.
I.E.S. Salvador Serrano
Página 5