LA TABLA PERIÓDICA

LA TABLA PERIÓDICA
La evolución de la clasificación de los elementos tiene en sus principales momentos
ubicación por grupos de elementos como lo son:
1829 Ley de las triadas de Duberiener (Grupos de tres elementos con similar
comportamiento)
1864 Ley de las octavas de Newlands (Grupos de ocho elementos con similar
comportamiento)
1869 Ley periódica de Mendeleev y Meyer ( Orden por masas atómicas crecientes)
1913 Ley de Moseley ( Orden por números atómicos crecientes)
En la actualidad un orbital atómico se describe por un conjunto particular permitido de
valores cuanticos n, l y ml según el nivel, la forma y orientación, dos electrones
pueden ocupar el mismo orbital solo si sus espines son opuestos ms; en tal caso se dice
que los electrones están desapareados n ↑ cuando ocupan un solo orbital ó apareados ↑↓
cuando los dos ocupan el mismo orbital pero con espin opuesto.
Par el primer nivel solo existe un orbital atómico 1s y máximo puede tener dos
electrones definiendo así las configuraciones para el hidrógeno 1s 1 y para el helio 1s 2,
así mismo se construyen las secuencias electrónicas que predice el principio de
construcción ( Aufbaud) donde la forma de ocupar las niveles y subniveles esta
definidos según la energía como se presenta a continuación:
De esta forma la notación de orbitales es posible conformarla mediante superíndices
que indican el numero de electrones de cada elemento pudiéndose dar en la notación
orbital o notación simplificada; por ejemplo, para los números atómicos
de los
elementos que están en el segundo nivel existe un conjunto de distribuciones
presentadas así:
Elemento
3 Li
4 Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
Notación
Orbital
1s
2s
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
Notación
Simplificada
1s22s1
1s22s2
1s22s22p1
1s22s22p2
1s22s22p3
1s22s22p4
1s22s22p5
1s22s22p6
[He] 2s1
[He]2s2
[He]2p1
[He]2p2
[He]2p3
[He]2p4
[He]2p5
[He]2p6
2p
↑ __
↑↑_
↑↑↑
↑↓↑ ↑
↑↓ ↑↓ ↑
↑↓ ↑↓ ↑↓
LA TABLA PERIÓDICA Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
En la tabla periódica los elementos están distribuidos bloques según ,los orbitales que
son ocupados y se dividen en A los que ocupan los orbitales s y p (A); los B son los que
ocupan los orbitales d (B)
A su vez cada grupo (el cual tiene siete niveles de energía) esta dividido por subgrupos
designados por números romanos, por ejemplo el Grupo IA tiene un solo electrón en su
orbital n s1 independiente del nivel donde se encuentre, el Grupo IIA tiene dos
electrones en su nivel de energía mas alto ns2 y como el orbital s no puede tener mas de
dos electrones para el grupo IIIA se tienen tres electrones en su nivel de energía mas
alto distribuidos como ns 2p1.
En los grupos B aunque la nomenclatura depende de los electrones que ocupen el nivel
mas alto pero teniendo en cuenta los niveles n d se debe tener especial cuidado al
evaluar la distribución y las propiedades periódicas en los grupos B por debajo del
cuarto nivel debido a algunas irregularidades, por que los subniveles de energia tienen
valores casi iguales facilitando el paso de uno a otro con poco trabajo, es decir los
orbitales se perturban.
LA LEY PERIÓDICA:
La clasificación periódica de los elementos de acuerdo a la distribución electrónica de
ellos, es útil para predecir las propiedades al predecir físicas y químicas y permite
clasificarlos en:
Elementos representativos nsp : Son elementos pertenecientes a los grupos A y se
caracterizan por tener los niveles de energía parcialmente ocupados en los orbitales s ó p
donde el orbital s puede tener uno o dos electrones y si este está lleno, puedo presentar
también orbitales p con distribuciones desde uno hasta 6 electrones; además, len estos
elementos los cambios en sus propiedades son bastante significativos de acuerdo su
número atómico.
2
6
Gases nobles ns np : Presentan mínima reactividad con los otros elementos es decir
no forman compuestos con facilidad, se comportan estables en forma aislada debido a
su configuración electrónica y son bastante regulares en sus propiedades al aumentar el
número atómico.
Elementos de transición ns(n-1)d : Pertenecen a los grupos B , presentan una
transición en las propiedades basicas de los alcalinos (Grupos IA y IIA) y los
formadores de ácidos ( IIIA- VIIA). Todos los metales presentes allí tienen forma de
adicionar electrones en sus orbitales d y se presentan las series de transición:
Primera 21Sc hasta 30 Zn; Segunda: 39Y hasta 48Cd; Tercera 57La y 72Hh hasta 80Hg y
Tercera: 89Ac y l04 X hasta 112Z.
Los elementos de transición interna ns (n-1)d(n-1)f : Se conocen como de transición
interna donde se adicionan electrones a los orbitales f . Los metales de transición f están
localizados entre los grupos IIIB y IVB, y poseen las series de transición de:
Lantánidos 58 Ce hasta 71Lu y los Actínidos 90 Th hasta 103 Lr
En resumen los electrones mas externos tienen la mayor influencia en las propiedades
de los elementos y los cambios mas significativos son los generados al adicionar
electrones en los orbitales s o p externos. En virtud de las propiedades físicas y
químicas de los elementos existe la siguiente clasificación:
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Muchas propiedades físicas como el punto de fusión, ebullición y tamaños atómicos
presentan variaciones periódicas de acuerdo al periodo (nivel) y el grupo al cual
pertenecen los elementos y su conocimiento permite predecir un comportamiento
químico.
EL RADIO ATÓMICO
Experimentalmente no se puede determinarle el radio aun solo átomo, es por ellos que
se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares como es el caso
del F2 que es un compuesto (F-F) con una distancia en su enlace de 1,42 Å o 142 pm
picómetros (pm = picómetro 10-12 m ) de los cual se puede definir que la distancia
media entre los átomos de Fluor es de 71 pm como se presenta en la figura:
Haciendo estas medidas para la mayoría de los compuestos homonucleares tenemos una
distribución simbólicamente representada por pirámides de tamaño relativo ( consulta tu
tabla periódica par los valores numéricos):
Tendencia del Tamaño Atómico
Como se observa en la grafica el tamaño de los átomos posee un comportamiento
anómalo, pues se esperaba que al aumentar la masa atómica también aumentara el radio
como se obseva en la siguiente tabla de valores relativos de masa:
Tendencia de la Masa Atomica
La posible explicación al comportamiento periódico del radio atómico, a pesar del
aumento de los protones en el núcleo es el la carga nuclear Zef , que es el factor que
hace disminuir el tamaño atómico debido a que esta carga está protegida y es poco
efectiva para los electrones de las capas más externas y este factor es compensado por la
repulsión con los electrones de las capas internas, este fenómeno se conoce como el
efecto de apantallamiento dodne los niveles internos apantallan el efecto de la carga
del núcleo sobre los electrones externos. Para átomos de carga nuclear efectiva similar
como lo pueden ser los elementos del Grupo IA aumentan su tamaño atómico en el
periodos ( niveles) por tener mas capas electrónicas e igual carga nuclear relativa.
En resumen los radios atómicos (↓←)disminuyen de izquierda a derecha en los grupos
y disminuyen de bajo hacia arriba en los periodos.
LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN:
Es la cantidad de energía para necesaria para separar el electrón menos atraído por el
núcleo en un átomo en estado fundamental y se denomina primera energía d ionización;
este proceso puede ser endotérmico cuando consume energía y se le asigna signo
positivo o exotérmico cuando libera energía y se le asigna signo positivo por ejemplo
Ca (g) + 590 kJ → Ca +(g) + e
-
Ca+ (g) + 1145 kJ → Ca 2+(g) + e
Es endotérmica o exotérmica?
-
Como se ve existe una segunda energía de ionización y es aquella requerida para separar
un segundo electrón a un catión (+) del mismo elemento y siempre es mayor la segunda
energía de ionización que la primera. Estas energías dependen de la fortaleza con la cual
los electrones se unen a los átomos y una baja energía de ionización indica que ese
átomo forma fácilmente cationes.
Debido a particularidades del orbital p de grupos IIIA y VIA se presentan como algunas
de las anomalías en la tendencia periódica de la energía de ionización, pero en términos
generales explicables por el efecto de apantallamiento, existe una tendencia de aumento
de la energía de ionización de izquierda derecha en los grupos y aumento de esta
energía en los periodos de abajo hacia arriba ( ↑→).
LA AFINIDAD ELECTRÓNICA:
Es la cantidad de energía necesaria para adicionar un electrón a un átomo aislado y en
forma gaseosa para formar un anión (ión con carga negativa).Valores de afinidad
electrónica muy altos significan que ese elemento adquiere un electrón y forma
fácilmente un anión. La mayoría de los átomos requiere absorber energía par incorporar
electrones y su convención es de signo positivo para la energía cuando se absorbe y
negativo cuando se libera como en los siguientes elementos:
Be (g) + e + 241 kJ → Be-(g) endotérmica y Cl (g) + e → Cl (g) +348 kJ exotérmica.
Existen anomalías en los grupos IA Y VIIA por la estabilidad de estas configuraciones,
pero existe una tendencia generalizada (→↑) es un aumentar de izquierda a derecha en
el periodo y aumenta de abajo hacia arriba en el grupo.
EL RADIO IONICO:
Los iones formados ya sea al perder electrones (al superar la energía de ionización) ó
ganar electrones (al superar la afinidad electrónica) presentan una variación de su
volumen con el siguinet comportamiento al cambiar la carga nuclear efectiva :
1. Los iones cargados positivamente son más pequeños que sus átomos neutros.
2. Los iones cargados negativamente son más grandes que sus átomos neutros.
3. En una serie isoeléctrica los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga
nuclear.
Una seie isoelectrica es aquella en la cual diferente tipo de iones ó elementos tienen el
mismo numero de electrones como se presenta en el siguiente ejemplo de el segundo
periodo :
La tendencia general de los radios iónicos es de aumento (←↓ ) de izquierda a derecha
en el periodo y de arriba abajo en los grupos.
Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cundo se
combina químicamente con otros átomos.
Según la escala de electronegatividad de Pauling existe un valor arbitrario máximo de 4
para el Fluor que es el de mayor electronegatividad, y el comportamiento en los
elementos representativos son bajos para
la parte inferior izquierda y alta
electronegatividad para la parte superior derecha.
La tendencia general de la electronegatividad es ( →↑) de aumento de izquierda derecha
y aumento de abajo hacia arriba como se observa en la tabla anexa.
Tendencia de la Electronegatividad
Punto de Fusión
El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de ( →↑)
aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los
grupos. Para los de transición externa existe una tendencia (←↓ ) a reducir su punto de
fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos ; en los
elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.
Tendencia del Punto de Fusión
Punto de ebullición
Como se ve en la ilustración, para los elementos representativos existe una tendencia de
aumentar de abajo hacia arriba (↑)en los grupos IA , IIA, IIIA y IVA. En los elementos
de transición interna y externa existe una tendencia (←↓ ) a disminuir el punto de
ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel.
Tendencia del punto de ebullición
Periodicidad en las reacciones químicas :
Como ejemplo de las muchas posibles reacciones de los elementos de la tabla periódica,
debido a su alta electronegatividad y su abundancia dentro de las reacciones periódicas
más representativas se encuentra las del oxigeno que por combinación directa con todos
los otros elementos forma óxidos mediante reacciones exotérmicas.
Óxidos de metales:
Por los general forma sólidos iónicos en las formas de Óxidos cuando el oxigeno tiene
estado de oxidación de –2 como el K2O ( oxido de potasio), los Peróxidos cuando tiene
estado de oxidación –1 como el KO1 ( peróxido de potasio) y Superóxido cuando tiene
estado de oxidación -± como el KO2 (superóxido de potasio).
Los óxidos de metales sin agua también llamados anhídridos básicos, reaccionan con
el agua para formar bases (hidróxidos) como es el caso del oxido de potasio que forma
hidroxido de potasio mediante la reacción K2O (s) +H 2O(l) → 2KOH (ac) .
Óxidos de no metales:
La combinación del oxigeno con los no metales forma óxidos moleculares. Los óxidos
no metálicos sin agua se denominan anhídridos ácidos y la combinación con esta
genera ácidos como es el caso de los óxidos de carbono y el azufre que reaccionan para
formar ácidos que son nocivos para el ambiente como es el caso de los productos
generados por la combustión de combustibles fósiles y cuyas reacciones se presentan a
continuación.
Dióxido de carbono para generar ácido carbónico:
CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3(ac)
Dióxido de azufre para generar ácido sulfuroso
SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3(ac)
La reacción entre óxidos metálicos y óxidos no metálicos permite formar compuestos
entre un metal y un no metal para generar sales como es el caso de la combinación de
los productos de las siguiente reacciones 1 y 2.
1)
2)
K2O (s) +H2O(l) → 2KOH (ac)
SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3(ac)
2KOH + H2SO 3 → K2SO3 + 2H2O
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