Teoria Tabla Periodica

SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.2.1 LA TABLA PERIÓDICA
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer,
publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos,
que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La
clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las propiedades químicas de
los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades
físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares.
Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al
incrementar el peso atómico.
Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en
secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas
similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades
físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso
atómico. Su tabla periódica de 1872 contenía los 62 elementos conocidos en esa
época.
Considérense los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I"
de la tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del
"Gruppe VII" para producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI.
Todos estos compuestos se disuelven en agua para producir soluciones que
conducen electricidad. Los elementos del "Gruppe II" forman compuestos como
BeCl2, MgBr2, y CaCl2, y también compuestos con O y S del "Gruppe VI" como
MgO, CaO, MgS y CaS.
Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que
tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev
consideraba que "faltaba" algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede
apreciarse en parte su ingenio para construir la tabla comparando las propiedades
predichas (1871) y observadas del germanio, que no fue descubierto sino hasta
1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque quedaba
debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos
al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las
propiedades de este último. Algunos valores modernos de propiedades del
germanio difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos de
los valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los
valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.
En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el
progreso es lento y difícil. Sin embargo, existen individuos excepcionales que
desarrollan conceptos y técnicas que permiten aclarar situaciones confusas;
Mendeleev fue uno de ellos.
Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el
incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera
de lugar en su tabla.
Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que
correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos
atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación
cuidadosa, demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de
los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de
número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica prácticamente en la
forma que se conoce en la actualidad:
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números
atómicos.
La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su
número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades
físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actualidad
son ordenamientos de este tipo.
Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas
horizontales como periodos.
Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los
que se encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma
progresiva a través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres
comunes que se emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los
elementos del grupo IA, con excepción del H, se conocen como metales
alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o metales
alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa
"formadores de sales", y los elementos del grupo O se llaman gases nobles (o
raros).
Diferencias entré el grupo A y el B
Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de
manera arbitraria, y en algunas tablas se encuentran invertidos. Otras más
designan a los grupos numerándolos del 1 al 18. Los elementos que se encuentran
dentro del grupo del mismo número pero con letra distinta tienen relativamente
pocas propiedades similares. El origen de la designación A y B es que algunos
compuestos de elementos con el mismo número de grupo tienen fórmulas
similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl (IB);
MgCl2 (IIA) y ZnCl2 (IIB). Como se verá, las variaciones de las propiedades de los
grupos B a lo largo de una línea no son tan notables como las variaciones que se
observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se
añaden electrones a los orbitales d, (n – l), en donde n representa el nivel de
energía más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen
mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a
un orbital interno d se producen cambios menos notables en las propiedades que
al añadir un electrón a un orbital s o p externo.
A continuación, se da una clasificación muy útil de los elementos:
Gases nobles Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron
como gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas.
En la actualidad se sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en
su mayoría con flúor y oxígeno. Con excepción del helio estos elementos tienen
ocho electrones en el nivel de energía superior ocupado. Sus estructuras pueden
representarse como . . . ns2np6.
Elementos representativos Los elementos del grupo A de la tabla periódica se
llaman elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están
parcialmente ocupados. Su "último" electrón entra en un orbital s o p. Estos
elementos muestran variaciones diferentes y bastante regulares de sus
propiedades con su número atómico.
Elementos de transición d Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de
la tabla periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más
sencilla, elementos de transición o metales de transición. Se consideraban como
transiciones entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los
que forman ácidos en la derecha. Todos ellos son metales y se caracterizan
porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los elementos de
transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18
electrones (es el siguiente al más alto ocupado). Se conocen como:
Primera serie de transición: 21Sc a 29Cu
Segunda serie de transición: 39Y a 47Ag
Tercera serie de transición: .57La y 72Hf a 79Au
Cuarta serie de transición: (está incompleta) 89Ac y elementos del 104 al 111
De manera estricta, los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son
metales de transición d porque sus "últimos" electrones penetran a orbitales s.
Suelen estudiarse junto con los metales de transición d porque sus propiedades
químicas son similares.
Elementos de transición interna Estos elementos se conocen en ocasiones
como elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones
en los orbitales f. En ellos, el segundo nivel con respecto al nivel de energía más
alto ocupado aumenta desde 18 hasta 32 electrones. Todos son metales. Los
elementos de transición interna se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla
periódica. Son:
Primera serie de transición interna (lantánidos): 58Ce a 71Lu
Segunda serie de transición interna (actínidos): 90Th a 103Lr
2.2 - ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La primera energía de ionización, (EI1) también conocida como primer potencial
de ionización, es:
La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón
enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1
Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI1), es 590 kJ/mol:
Ca(g) + 590 kJ ——» Ca+(g) + e
La segunda energía de ionización (EI2), es la cantidad de energía que se
requiere para desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa
así:
Ca+ (g) + 1145 kJ ——» Ca2+(g) + e
Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más
difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro
correspondiente.
Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran
enlazados a los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar
a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas
indican que los electrones se eliminan con facilidad y por tanto, se forma
fácilmente un ión positivo (catión).
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a
predecir si es probable que el elemento forme compuestos iónicos o moleculares
(covalentes). Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos
iónicos al perder electrones, dando lugar a iones con carga positivas (cationes).
Los elementos con energía de ionización intermedia, por lo general, forman
compuestos moleculares compartiendo electrones con otros elementos. Los
elementos con energía de ionización muy alta, por ejemplo, el grupo VIA y el VIIA,
a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).
IV.2.2 AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define como:
La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un
átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga - 1
Por convención se asigna valor positivo a la energía que se absorbe y valor
negativo a la que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía.
Las afinidades electrónicas del berilio y el cloro pueden representarse como sigue:
Be(g) + e - + 241 kJ ——» Be- (g) AE = 241 kJ/mol
Cl(g) + e - ——» Cl- (g) + 348 kJ AE = - 348kJ/mol
La primera ecuación indica que cuando los átomos de berilio gaseoso ganan un
electrón para formar iones gaseosos de Be–, se absorben 241 kJ/mol de iones
(reacción endotérmica). La segunda ecuación dice que cuando un mol de átomo
gaseoso de cloro gana un electrón para formar iones cloro gaseosos, se liberan
348 kJ de energía (reacción exotérmica).
La afinidad electrónica es la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro.
El proceso mediante el cual el átomo neutro X gana un electrón
(AE), X(g) + e - ——» X- (g)
(AE) no es el inverso del proceso de ionización, X+ (g) + e- ——» X(g)
El primero se inicia en un átomo neutro, mientras que el segundo se inicia en un
ión positivo. Por tanto, (EI1) y AE no tienen el mismo valor y signos opuestos.
Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con
facilidad para formar iones negativos (aniones). Las afinidades electrónicas, por lo
general, se hacen más negativas de izquierda a derecha a lo largo de una línea en
la tabla periódica (excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos
representativos de los grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón
adicional de izquierda a derecha. Los halógenos que tienen la configuración
electrónica externa ns2 np5, tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo.
Forman aniones estables con configuración de gas noble, . . . ns2 np6, al obtener un
electrón.
La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo al igual que la energía
de ionización, aunque es difícil de medir.
Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a
lo largo de un periodo. La tendencia general es que las afinidades electrónicas de
los elementos se hacen más negativas de izquierda a derecha en cada periodo.
Algunas excepciones notables son los elementos del grupo IIA y del grupo VA.
Éstos tienen valores menos negativos (más. positivos) de lo que sugiere la
tendencia. La afinidad electrónica de un metal HA es muy positiva porque implica
la adición de un electrón a un átomo que tiene orbitales ns completamente llenos y
orbitales np vacíos. Los valores para los elementos VA son ligeramente menos
negativos de lo esperado porque implican la adición de un electrón a un conjunto
semilleno y relativamente estable de orbitales np (ns2 np3 ——» ns2 np4).
La adición de un segundo electrón para formar un ión con carga 2 – siempre es
endotérmica, de manera que las afinidades electrónicas de aniones siempre son
positivas.
IV.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a
atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.
Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo
arbitraria llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más
alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado
químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad
electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo
elemento más electronegativo.
Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen
aumentar de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia
arriba dentro de los grupos
Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo
general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas
para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla
periódica y altas para los que están en la parte superior derecha.
Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para
predecir el tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes
diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar
compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o
electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias
pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es
decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo
atrae más a los electrones.
IV.2.4 METALES, NO METALES Y METALOIDES
Al principio del capítulo se clasificaron los elementos de diversas maneras,
basándose en sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de
clasificación, los elementos suelen dividirse en tres clases: metales, no metales y
metaloides.
Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea es zig-zag son metales
(con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha
son no metales. Esta clasificación es algo arbitraria y hay varios elementos que no
se adaptan bien a cualquiera de estas clases.
Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o
semimetales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los
metales como de los no-metales.
La propiedades físicas y químicas que permiten distinguir a los metales de los nometales se resumen en las tablas 2-1 y 2-2. Las propiedades generales de los
metales y los no-metales son opuestas. No todos los metales y no-metales poseen
dichas propiedades, pero las comparten en grado variable. Las propiedades físicas
de los metales pueden explicarse basándose en el enlace metálico de los sólidos.
La fuerza del enlace metálico en sí depende del número de electrones, en especial
electrones desapareados que se encuentran más allá de la "última" capa con
configuración de gas noble.
Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades
características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaloides
como el silicio, el germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son
importantes para los circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores
son aislantes a temperaturas inferiores, pero algunos son conductores a
temperaturas más altas.
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El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como
metal. Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad,
pero su conductividad eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las
conductividades de los metales disminuyen al elevarse la temperatura.