Ordenación periódica de los elementos

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Ordenación periódica de los elementos
Primeros intentos
Los elementos químicos conocidos son cada vez mas numerosos. Surge como
consecuencia la necesidad de ordenarlos para realizar un estudio más sistemático de los
mismos. Históricamente van surgiendo intentos de clasificación algunos de los cuales
son:
Lavoisier agrupa los elementos en metales y no metales.
Berzelius calcula masas atómicas de los elementos conocidos entonces lo que hace posible
ordenarlos teniendo en cuenta esta propiedad.
Dobereiner (1760 -1849) Nacido en Alemania Agrupó elementos en función de afinidades y
semejánzas y basándose en las masas atómicas calculadas por Berzelius establece triadas de
elemntos en las que el elemento central tiene una mása atómica que es aproximadamente la
media de las masas atómicas de los de los extremos y sus propiedades químicas pueden
considerarse también intermedias entre las que tienen los elementos de los extremos. Un
ejemplo de estas triadas es la formada por Cl, Br y I o S, Se y Te.
Chancourtois construye una hélice sobre un cilindro de papel (el caracol telúrico) se trata de
una espiral en la que se situan los elementos en orden creciente de masas atómicas y en que con
una distancia de unas diecisies unidades los elementos tenían una cierta periodicidad y se
situaban en la misma generatriz. Sin embargo esta ordenación resultó un poco complicada y se
abandonó.
Newlands químico inglés (aficionado a la música) ordena los elementos en grupos de ocho
(octavas) de forma que el octavo repetiría las propiedades del primero igual que la octava nota
de una serie musical suena igual que la primera. Esto funcionaba del Li al F, Na al Cl , para el
K y Ca pero más adelante empezaba a tener fallos que hoy resultan lógicos.
Tabla periódica de los elementos Mendeleiev
La clasificación seria de los elementos se debe en primer lugar a Dimitri Mendeleiev
que ordena los elementos en función de sus masas atómicas y buscando una
periodicidad en las propiedades de los elementos.
Casi al mismo tiempo el alemán Lothar Meyer ordena los elementos en función de los
volúmenes atómicos también buscando esa periodicidad en sus propiedades.
Es la primera vez que se ordenan los sesenta y cuatro elementos conocidos hasta aquel
momento.
Ambas clasificaciones además de presentar una periodicidad en las columnas, presentan
una variación gradual de las propiedades en los periodos (elementos que se encuentran
en filas horizontales y diagonales).
Nos centraremos en la clasificación de Mendeleiev. En primer lugar se clasifican todos
los elementos por orden de sus masas atómicas.
Cada elemento se sitúa debajo de aquellos que tienen propiedades similares a él. Si hay
alteraciones en el orden de las masas atómicas no importa, lo importante es que se
mantenga la periodicidad de las propiedades. Incluso si no hubiese elementos
semejantes para colocarlos bajo otros se deja el hueco libre aunque si predecía sus
propiedades. Es asombroso lo que coincidían las propiedades predichas por Mendeleiev
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sobre elementos desconocidos con los valores reales de éstos cuando se descubrieron,
por ejemplo el Germanio, Galio, Escandio...
Las tablas periódicas de Meyer-Mendeleiev presentan algunos problemas:
•
•
•
•
•
Es difícil situar al hidrógeno. Todavía hoy hay tablas que lo colocan sobre los
alcalinos y sobre los halógenos.
No se marcan diferencias entre metales y no metales.
Para conseguir una periodicidad en las propiedades hay que alterar el orden de
los siguientes pares de elementos: Ar-K, Co-Ni y Te-I.
Las valencias a las que se da importancia no son precisamente siempre las más
importantes.
Existe la imposibilidad de colocar los lantánidos y los actínidos, porque no hay
lugar para hacerlo.
Clasificación actual
Se debe a Henry Moseley que sugirió, después de calcular el número atómico de gran
cantidad de elementos a partir del espectro de rayos X de cada uno de ellos, la
posibilidad de ordenación atendiendo a:
el valor del número atómico.
los elementos que tienen una configuración electrónica en la
última capa igual se colocan en el mismo grupo.
Nace así la tabla periódica actual, mas larga que la de Mendeleiev y Meyer, en la que
los elementos se agrupan en periodos (7) (horizontales) y grupos (18) (verticales). Se
puede observar la variación gradual de las propiedades en los periodos mientras que en
los grupos se sitúan elementos con propiedades similares.
Los periodos son:
Primero muy corto.
Segundo y tercero cortos.
Cuarto y quinto largos.
Sexto y séptimo muy largos.
Actualmente la IUPAC recomienda la numeración de los grupos del 1 al 18 de
izquierda a derecha.
Propiedades periódicas:
La tabla periódica actual se debe a H. Moseley que descubrió una forma de determinar
el número atómico de los distintos elementos y así procedió a ordenarlos en función de
su valor. Es la tabla que tenemos hoy en día con algunas variaciones pequeñas que fue
introduciendo la IUPAC pero que en ningun momento afectaron a la forma de ordenar
los elementos.
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Potencial de ionización
El potencial de ionización (I) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro,
en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para
arrancarle un electrón de la capa mas externa. La reacción puede expresarse de la
siguiente forma:
X + I ----> X+ + 1eSu valor se expresa en eV/mol ó en J/mol y disminuye en el mismo grupo a medida que
el electrón que va a ser arrancado está mas lejos del núcleo es decir hacia abajo. Por otra
parte a medida que avanzamos en un periodo tendrá que aumentar puesto que la
configuración electrónica es mas cercana a la de un gas noble. Si arrancamos un
segundo electrón decimos que se trata del segundo potencial de ionización.
Los potenciales mínimos de ionización corresponden a los alcalinos y los máximos a los
gases nobles.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) es la cantidad de energía que libera o gana un átomo
aislado en fase gaseosa cuando gana un electrón para formar un ion negativo. Si se
libera esta energía en el proceso, la afinidad electrónica tendrá valor negativo. Así
ocurre en la mayor parte de los elementos y a medida que nos movemos hacia la
derecha en la tabla periódica esta se va haciendo más negativa mientras que se hace
menor cuanto mayor sea el efecto de pantalla que ejercen los otros electrones (cuando
descendemos en el mismo grupo.
X + 1e- -----> X- + AE
Su valor absoluto crece en la tabla periódica hacia la derecha con lo que los elementos
con mayor afinidad electrónica son los halógenos.
La animación ilustra la variación de la afinidad electrónica y del potencial de
ionización:
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Electronegatividad
La electronegatividad una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre el
par electrónico compartido en un enlace covalente.
Su valor aumenta en la tabla periódica de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Así como se puede observar los no metales tienen una electronegatividad alta mientras
que los metales la tienen mas baja
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 (diferencia menor que 1,7)
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Enlace químico
Un poco de historia
Berzelius: Con su teoría dualística se ocupa también del estudio del enlace. Considera que los
átomos poseen dos polos de signos opuestos pero predominando uno de ellos sobre el otro (en
los electronegativos el negatovo y en los electropositivos el positivo).
Estas ideas no eran muy aplicables en los compuestos orgánicos.
Davy: Sugiere la naturaleza eléctrica de las combinaciones químicas produciéndose en primer
lugar la electrificación de las partículas que por la acción de fuerzas electrostáticas producen la
estabilidad de la combinación química.
Helmoltz: Las fuerzas químicas más intensas son de origen eléctrico. Los átomos están unidos a
sus cargas eléctricas y las cargas eléctricas opuestas se unen entre si.
Kossel: La teoría nuclear del átomo elaborada por Rutherford abre la puerta a las modernas
teorías de la valencia. Señala que entre un halogeno y el alcalino siguiente hay un gas noble y
que la formación de los iones negativo y positivo respectivamente dan a cad uno de ellos la
estructura de un gas noble que corresponde a una configuración mu estable con ocho electrones
en la capa mas externa. Según esto en el NaCl el ión sodio y el ión cloruro son estables y se
mantienen unidos por fuerzas electrostáticas.
Postula por tanto la transferencia de electrones de unos átomos electropositivos a otros
electronegativos formándose de esta manera el enlace iónico por atracción electrostática entre
los iones que se forman.
Lewis: Establece que los átomos tienen una parte más interna positiva
compuesta por el núcleo y los electrones de las capas internas y otra capa más
externa que puede llegar hasta ocho electrones. El octeto completo
correspondería a una configuración electrónica estable y por tanto los átomos
tenderían a alcanzarla.
En unos casos se formarían iones negativos y positivos lo que no difiere de lo
postulado por Kossel. Sin embargo en otros casos (moléculas no polares) no se
habla de cesión sino de compartición de electrones.
Langmur: Extiende estas ideas y llama enlace covalente al que procede de la
compartición de electrones. Sus estudios fueron muy variados desde el
desarrollo de la lámpara de tungsteno hasta la investigación de la física de las
nubes que llevó mas tarde al desarrollo de la inducción artificial de lluviaen
pasando por el aparato de descarga de electrones, las bombas de vacío y en la
soldadura de hidrógeno atómico.
Sin embargo en este momento lo que mas nos interesa es que Langmuir junto a
G. Lewis desarrolla una teoría del enlace y la valencia basada en la
configuración electrónica de los átomos que intervienen y conocida como teoría
de Langmuir-Lewis.
"Por sus descubrimientos e investigaciones en la química de superficies" en
1932 con el Premio Nobel de Química.
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Enlace iónico
Si tenemos un elemento de los más electronegativos como por ejemplo el cloro y otro
con un potencial de ionización bajo como por ejemplo el sodio ocurrirá que el sodio
puede dejar en libertad uno de sus electrones que a su vez ganaría el átomo de cloro.
El átomo que gana un electrón queda cargado negativamente (ión negativo o anión) y el
que lo pierde con carga positiva (ión positivo o catión). Estos iones se rodean en el
espacio de iones de signo contrario dando lugar a una estructura tridimensional que se
llama edificio cristalino o red iónica.
Propiedades de los compuestos iónicos
Debido a la gran fuerza que mantiene unido cada ion con los que lo rodean:
Puntos de fusión y ebullición muy elevados debido a que fundir el compuesto equivale a
romper la red y la energía reticular es muy grande.
La solubilidad en disolventes apolares es prácticamente nula.
Dado que la atracción entre iones depende de la carga, cuando estas son grandes el
compuesto suele ser insoluble en agua (BaSO4, AlPO4...)
Sin embargo algunos de estos compuestos son muy solubles en disolventes polares
como el agua, esto es debido a que cada ión es rodeado por moléculas de agua y la
energía de hidratación es mayor que la energía reticular.
Estos sólidos presentan una estructura cristalina y tienen gran dureza, sin embargo se
parten fácilmente por percusión dado que esto podría generar en un momento
determinado el enfrentamiento de iones de cargas del mismo signo.
No conducen la corriente eléctrica cuando están en estado sólido. Debido a que las
cargas (iones) están fuertemente retenidas por los iones que las rodean de signo
contrario.
Cuando los iones se pueden mover libremente (ocurre cuando están disueltos en agua o
fundidos):
Son buenos conductores de la corriente eléctrica.
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Enlace covalente
Cuando dos elementos tienen una configuración electrónica próxima a la de un gas
noble faltándoles a ambos pocos electrones para llegar a los ocho en la capa más externa
lo que ocurre es que pueden poner en juego dichos electrones de la capa más externa
compartiéndolos y formando de esta forma un enlace compartido o covalente.
Suele darse este tipo de enlace entre átomos que se encuentran entre los no metales en la
tabla periódica (con electronegatividades parecidas y elevadas).
Las ideas de Lewis acerca del enlace covalente fueron pioneras también lo fueron sus
esquemas de enlaces en los que cada electrón se representaba por un punto y cada par
electrónico por un segmento de esta manera se pueden explicar los enlaces de la
mayoría de las moléculas covalentes.
Para realizar estos esquemas procederemos de la siguiente forma:
En primer lugar determinamos la configuración electrónica de cada uno de los
átomos que formará parte del enlace.
A continuación se representa el átomo rodeado de los electrones de la capa más
externa.
Se colocan todos los átomos que forman la molécula en la forma más simétrica
posible (con el tiempo se sabe pronto cuál debe ir en el centro).
Se considera que cada uno de los átomos trata de alcanzar ocho electrones en
la capa más externa para lo que compartirá con los otros un número de
electrones suficiente para lograr el octeto en la capa externa.
H
H
H
H
metano
En algunas ocasiones el par electrónico compartido lo aporta uno de los elementos. Se dice que es un
enlace covalente dativo y se representa por una flecha que va desde el elemento que pone el par
compartido (dador) hacia el elemento que comparte el par sin aportar electrones (aceptor).
Casi todos los compuestos covalentes se pueden explicar en esta forma considerando
siempre que los átomos que forman los enlaces son mas estables cuando en la capa más
externa tienen ocho electrones igual que los gases nobles. Regla del Octeto. (también
aquí hay excepciones por ejemplo PCl5 )
La valencia covalente será el número de electrones compartidos por cada elemento
para formar el enlace.
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Propiedades de los compuestos covalentes
Puesto que este enlace se produce entre átomos de elementos con afinidades
electrónicas altas y similares lo que implica que ambos átomos no tienen ninguna
tendencia a ceder electrones sino que lo que hacen es compartirlos.
Estos electrones compartidos están localizados entre los núcleos de los átomos que los
comparten en enlaces muy fuertes lo que conlleva que las propiedades de los
compuestos covalentes son las siguientes:
Teniendo en cuenta que las interacciones entre las moléculas son pequeñas:
Puntos de fusión y ebullición bajos. Los de masa molecular pequeña son gases.
Los de masas moleculares mayores son líquidos o sólidos aunque estos últimos
son blandos y amorfos.
Debido a la gran localización de los electrones de valencia en el enlace:
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Son insolubles en disolventes polares y más solubles en disolventes apolares. Si
las moléculas son polares son solubles en el agua que forma puentes de
hidrógeno con ellos
Sólidos covalentes
Estudiaremos el ejemplo del dióxido de silicio aunque hay muchos mas casos.
El SiO2 tiene propiedades totalmente distintas a las del CO2 con tratarse de elementos
muy próximos dentro del mismo grupo IVa ¿Cuál es la razón de unas propiedades tan
diferente?
El CO2 forma moléculas independientes con escasas interacciones entre ellas.
En el caso del SiO2 cada átomo de silicio se dispone en forma tetraédrica formando
enlaces con cuatro oxígenos que a su vez están enlazados cada uno de ellos a otro átomo
de silicio. El conjunto es una molécula gigante en la que los enlaces son covalentes.
SiO2
grafito
diamante
Por la gran fortaleza de estos enlaces se derivan propiedades mecánicas de este tipo de
compuestos:
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Gran dureza.
Insolubilidad
No conductores.
Esta misma estructura se presenta en elementos como B, C, Si, Ge, As, Sb...
Enlace metálico
En este tipo de enlace los electrones no pertenecen a un ión determinado ni están
compartidos y localizados entre dos átomos. En este tipo de enlace los electrones de la
última capa de valencia de los metales están deslocalizados.
Esto significa que los átomos metálicos forman iones, que se
localizan en los nudos de una red (red metálica) mientras que
los electrones de las capas más externas (electrones de valencia)
se mueven libremente a lo largo de toda la red formando una
especie de nube electrónica.
El enlace metálico se da entre átomos con las siguientes
características:
Baja energía de ionización.
Orbitales de valencia vacíos.
La estructura metálica aludida antes es mucho mas estable que lo sería si el enlace fuese
covalente entre dos átomos metálicos compartiendo los electrones de valencia, que por
una parte serían pocos y no lograrían que ninguno de los átomos que forma el enlace
tuviese estructura electrónica mas externa similar a la del gas noble mas cercano.. En la
estructura de red metálica los iones que ocupan los nudos de la red pierden sus
electrones de valencia y adquieren en su capa mas externa la misma configuración que
el gas noble anterior mas próximo a ellos, por otra parte los electrones se moverían
libres por toda la red lo que explica muchas de las propiedades de los metales.
El número de iones metálicos que rodean a cada ion recibe el nombre de número de
coordinación y depende del tamaño de los iones. En casi todos los casos el número de
coordinación es elevado lo que implica que la densidad de los metales es elevada.
Propiedades de los metales:
Por la gran movilidad de los electrones de la capa de valencia:
Presentan una elevada conductividad térmica y eléctrica.
Brillo metálico
Por el colchón creado por la nube electrónica se puede explicar su:
Ductilidad capacidad de ser estirados formando hilos muy finos.
Maleabilidad capacidad de ser trabajados formando láminas muy finas.
La dureza varía mucho de unos metales a otros:
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Los alcalinos y alcalinoterreos son blandos y los elementos de transisción son
duros.
Debido a la gran estabilidad de la red metálica:
Su punto de fusión suele ser elevado o al menos relativamente elevado.
Fuerzas de Van der Waals
Como se ha visto anteriormente la interacción entre moléculas covalentes es poco
importante. No obstante si las moléculas son polares puede existir una fuerza de
atracción entre los dipolos y aun en el caso de que no lo sean es posible que el
movimiento de las cargas cree dipolos ocasionalmente lo que
hace que se produzcan en otras moléculas dipolos inducidos y de
esta forma aparezcan fuerzas intermoleculares.
La energía del enlace de van der Waals es pequeña, de 1 a 2
kcal/mol. Sin embargo tiene importancia en muchos procesos
como puede ser la síntesis de proteinas en los seres vivos.
Distinguimos tres clases de enlace de van der Waals:
•
•
•
Interacción entre dipolos permanentes. Tienen lugar entre moléculas polares
como el HCl. Se origina una atracción electrostática entre zonas con exceso de
carga negativa o positiva de moléculas próximas Cuanto mayor sea la polaridad
de la molécula (diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman),
más fuerte será la interacción.
Interacción dipolo permanente-dipolo inducido. Se produce entre una molécula
polar y otra apolar. En este caso la molécula polar induce un dipolo en la
molécula apolar y así se crea posteriormente una atracción eléctrica entre los
dipolos (el permanente y el inducido).
Interacción entre dos dipolos instantáneos. (Fuerzas de London) Se da en todos
los compuestos covalentes apolares debido a que por el movimiento de las
cargas pueden aparecer dipolos instantáneos que inducen otros dipolos en
moléculas próximas apareciendo en este momento una interacción instantánea
muy débil.
Enlace por puente de hidrógeno
Cuando se considera la serie H2Te, H2Se, H2S se aprecia que los puntos de fusión y de
ebullición muestran el orden creciente esperado a la
vista de la disminución de pesos moleculares y de las
fuerzas de Van der Waals (el efecto predominante, el
de dispersión, disminuye al hacerlo Z para elementos
de estructura similar). De acuerdo con esta secuencia,
seguida en el caso de toda la serie de los gases nobles,
cabria esperar en el caso del agua valores de -100 ºC
y -80 ºC para los respectivos p.f. y p.eb. del H2O.
Como es bien conocido los valores reales son mucho
más altos: la justificación está en la formación de puentes de hidrógeno que tienen la
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extraordinaria propiedad de duplicar el valor del punto de ebullición del agua en la
escala Kelvin de temperatura.
Esta misma circunstancia se observa con el fluoruro de hidrógeno respecto al resto de la
serie HX, y con el amoniaco respecto a la serie XH3. La existencia de este efecto tanto
en el p.f. como en el p.eb. se debe interpretar como que parte de las uniones de
hidrógeno existentes en los cristales del sólido se rompen en la fusión, pero que otras
(más de la mitad del total) se mantienen en el líquido aún en el punto de ebullición y se
rompen por la vaporización. Incluso, los fuertes puentes de hidrógeno existentes en el
fluoruro de hidrógeno persisten en el vapor que se encuentra polimerizado en un cierto
grado.
Los puentes de hidrógeno son responsables de las propiedades
especiales del agua y amoniaco: valores anormalmente
elevados de los puntos de fusión y de ebullición, constante
dieléctrica, calor de fusión y vaporización. En el caso del agua
es igualmente singular la estructura muy abierta del hielo con
muy baja densidad, lo que hace que sea uno de los raros casos
en que una sustancia sólida a flote en su fundido: igualmente
singular es la dilatación anómala del agua líquida que hace que
alcance su máxima densidad a unos 4 °C .
En el caso de las substancias orgánicas los puentes de hidrógeno son muy frecuentes en los alcoholes y en
los ácidos carboxílicos con la formación de las correspondientes agrupaciones poliméricas y efecto
consiguiente sobre las propiedades.
Además de los casos, de uniones entre átomos de moléculas distintas (uniones intermoleculares), también
existen muchos casos de uniones de hidrógeno entre átomos de una misma molécula (uniones
intramolecuares). Así por ejemplo el nitrofenol presenta uniones hidrógeno en su forma orto, que se
ponen de manifiesto por la diferencia entre los p.f. y eb., por relación a las formes meta y para. Más
importante sin duda son las uniones, de hidrógeno N—H•••••0 en las proteínas, puestas de manifiesto por
Pauling y Corey (11954). Igualmente de excepcional importancia son la, uniones N—H•••••O y N—
H•••••N que se presentan en los ácidos nucleicos.