Clasificación Periódica de los Elementos Químicos

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
• Entre las propiedades de los elementos químicos existen semejanzas y diferencias que permiten formar
grupos semejantes. Esta clasificación es útil para sistematizar el estudio de los elementos y predecir su
comportamiento químico. Desde fines de XVIII, los científicos han tratado de clasificar los elementos
químicos teniendo en cuenta las semejanzas que se observan en sus propiedades. Entre otras, se pueden
mencionar las propuestas de Lavoisier, Döbereiner y Newlands como aportes de importancia. En 1869,
Dimitri Mendeleiev, pensó que existía una relación entre las propiedades de los elementos y sus pesos
atómicos. Así, confeccionó una tarjeta para cada elemento en la que consigno el símbolo, las propiedades
principales y el peso atómico. Luego, procedió a organizar las tarjetas por masas atómicas crecientes. Al
continuar el ordenamiento por masas atómicas crecientes, observó que el elemento siguiente (sodio) tenía
propiedades semejantes al litio por lo cual comenzó una nueva hilera. Así fue iniciando nuevas filas y
conformando la tabla.
• La ley periódica es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos
químicos conforme a ciertas características.
Inicialmente la estableció Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación
computacional de las propiedades químicas, pero Julius Lothar Meyer ayudo a al establecimiento aunque
este trabajó por separado, llevó a cabo un orden a partir de las propiedades físicas de los átomos.
• En las primeras tablas, el ordenamiento de los elementos en grupos de acuerdo con sus propiedades, hizo
necesario dejar algunos casilleros vacíos. Mendeleiev explicó este hecho sosteniendo que dichos sitios
correspondían a elementos aún no descubiertos en ese momento. Así predijo la existencia de tres elementos
aun no descubiertos que denominó eka−aluminio, eka−boro y eka−silicio. Esta predicción fue uno de los
mayores éxitos de Mendeleiev, pues efectivamente esos elementos fueron descubiertos veinte años después
recibiendo el nombre de galio, escandio, y germanio.
• La tabla periódica actual, esta relacionada con la estructura electrónica de los átomos. En ella se encuentran
todos los elementos conocidos, tanto los 92 que se hallaron en la naturaleza, como los que se obtuvieron en
el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Las principales características de la tabla periódica son:
+ los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
+ a cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el numero
atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.
+ las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.
• En total existen 9 períodos. El número de período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que
tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así el H y el He, que están en el período
1 tienen una sola órbita; el Li al estar en período 2 cuenta con dos niveles energéticos, etc.
• Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Así los
elementos del grupo 1 tienen su electrón externo en el nivel s; los del grupo 2 también en el s; etc. Los
elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas
están relacionadas.
• El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas
verticales) llamadas grupos. Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y
dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que
habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de
transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas
en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan
lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al
Actinio, actínidos.
• Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro
grupos: a) gases inertes: presentan una órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con
excepción del He que tiene dos. Ocupan el grupo 18 de la tabla periódica. b) elementos representativos:
aquellos que tienen su orbita externa incompleta. Comprende a los elementos que ocupan los grupos
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1,2,13,14,15,16 y 17 de la tabla periódica. c) elementos de transición: se caracterizan por presentar sus dos
ultimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3,4,5,6,7,8,9,10,11 y 12.
d) elementos de transición interna: son los que presentan sus tres ultimas orbitas incompletas.
• Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas
verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los
dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes,
llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del
periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos
radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
La tabla periódica de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los
elementos aparecen ordenados por su número atómico. Las masas atómicas entre paréntesis indican la masa
del isótopo más estable.
• Los elementos químicos que se ubican en la Tabla Periódica: Metales, Metaloides y No metales.
Elementos metálicos: este grupo representa la mayoría de los elementos, normalmente se encuentran en
estado sólido y de acuerdo a sus propiedades conforman cinco nuevos grupos dentro de la tabla periódica:
Metales alcalinos: Son elementos de alto carácter metálico, sólidos, de baja densidad, blandos, de puntos de
fusión relativamente bajos y altamente reactivos con respecto al resto de los metales.
Metales alcalinotérreos: Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que forman una familia.
Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica. Son metales de baja densidad,
coloreados y blandos.
Metales de transición: Pertenecen a los grupos del 3 al 11, Se caracterizan, en general, por tener alta densidad,
alto punto de fusión y una reactividad química muy diversa.
Dentro de estos metales tenemos un subgrupo perteneciente a dos series: serie de los actínidos, y serie de los
lantánidos.
Serie de los actínidos: No existen en forma natural por que tienden a desintegrarse radiactivamente con
facilidad.
Serie de los lantánidos: Son por lo general blandos, de color gris y buenos conductores de electricidad.
Metales de los grupos 3 al 6: Estos comprenden algunos semi − metales o metaloides.
Elementos no metálicos: Podemos decir que solo el 20% de los elementos químicos se pueden considerar
como no metales. Estos elementos requieren sólo un pequeño número de electrones para alcanzar una
estructura estable. Clasificación de los no metales en la tabla periódica:
Hidrogeno: Es el elemento mas pequeño que existe, no se puede ubicar bien en la tabla debido a sus
propiedades peculiares.
Grupo del carbono: Comprende elementos metálicos, no metálicos y semi−metálicos.
Grupo del nitrógeno: Comprende los no metales, nitrógeno y fósforo, los semimetales arsénicos y antimonio
y el metal bismuto.
Grupo del oxigeno: Comprende los no metales oxigeno, azufre y selenio, el semi metal Telurio y el metal
polonio.
Grupo de los halógenos: Comprende solo no metales: Fluor, Cloro, Bromo, Yodo y Astato.
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Grupo de gases nobles o inertes: Comprende solo no metales gaseosos: Helio, Neon, Argon, Kriptón y
Radon.
• El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se
suele medir en picómetros (1 pm=10−12 m) o Angstroms (1 Å=10−10 m).
Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación o
incertidumbre de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado
estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos
átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o
radios de van der Waals.
En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente
para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos). Situados ahora en la tabla periódica,
una sencilla regla mnemotécnica para recordar el modo en que aumenta el radio atómico es la siguiente:
El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.
La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce
sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los
elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como
el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye.
Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen
los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período.
• No está la pregunta.
• El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la mínima energía que hay que suministrar a un
átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, para quitarle el electrón más débil retenido. Podemos
expresarlo así:
Siendo A(g) un átomo neutro en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y
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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 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 electrón−voltio, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10−19 C × 1 V = 1,6 × 10−19 J
Si el potencial de ionización de un átomo fuera 1 eV, para ionizar un mol (6,02×1023 átomos) de dichos
átomos serían necesarios 96,5 kJ.
En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el
número atómico, es decir, de arriba abajo.
En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio.
Esto es fácil de explicar, pues el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su
vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear sobre
los electrones periféricos.
En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el número
atómico, es decir, de izquierda a derecha.
Esto se debe a que el electrón diferenciador o último de los elementos de un período está situado en el mismo
nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a
su vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más
altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. 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.
14) La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para
formar un ion con una carga eléctrica de −1 . Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la
afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los
elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más
negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere
un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.
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Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica,
se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales,
exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad
electrónica está influenciada por la regla del octeto.
Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones −1, completando el subnivel s,
mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente
sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos
acercamos a los gases nobles.
15) La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de
otro, en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes
escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se
formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se
puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:
• Iónico (diferencia superior o igual a 1.7)
• Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4)
• Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y
viceversa.
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