La tabla periódica es el “mapa” de la Química; sugiere nuevas avenidas de investigación para el químico profesional y es una guía para estudiantes, a medida que






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PERIODICIDAD

La tabla periódica es el “mapa” de la Química; sugiere nuevas avenidas de investigación para el químico profesional y es una guía para estudiantes, a medida que entrega varias observaciones y revela un orden oculto. La Química no es el estudio de una colección de elementos aleatorios, sino de las tendencias y patrones de sus propiedades físicas y químicas.

La tabla periódica es una demostración notable del orden de la materia. Fue propuesta inicialmente por el químico ruso Dmitri Mendeleyev. Anteriormente, se intentó organizar los, en aquel entonces, 62 elementos; pero fue Mendeleyev quien tuvo la visión de los elementos tienen un espacio asignado, así que dejó espacios donde no se ajustaba ningún elemento. Fue una idea científica muy poderosa, ya que realizó predicciones acerca de elementos, que todavía no habían sido descubiertos, que se ajustarían en esos espacios. Cuando dichos elementos fueron descubiertos posteriormente, la concordancia entre las propiedades predichas y las propiedades reales fueron notables.

Mendeleyev no tenía conocimiento que la estructura atómica. Con el beneficio en retrospectiva, es evidente que la periodicidad de los elementos es una consecuencia directa de la periodicidad de la configuración electrónica en los átomos. La posición de un elemento en la tabla periódica está basada en el sub nivel del electrón con mayor energía en su estado normal.

LA TABLA PERIÓDICA

Si han visitado un supermercado, podrán apreciar la importancia de un sistema de clasificación. Los productos similares están agrupados juntos para ayudar a encontrar lo que se necesita. De manera similar, un químico sabe qué tipo de elemento puede encontrarse en distintas partes de la tabla periódica. Los elementos están organizados en orden creciente de número atómico, la cual sabemos que es una propiedad fundamental de los elementos (el número de protones en el núcleo atómico). Al no haber números atómicos faltantes, podemos estar seguros que la búsqueda de elementos nuevos en la naturaleza ha llegado a su fin.

La única manera de extender la tabla periódica es elaborando elementos artificialmente. Ahora hay alrededor de 110 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Las columnas de la tabla se llaman grupos y las filas se llaman períodos.

En la tabla periódica del cuadernillo de datos se muestran los grupos principales numerados del 1 al 7, con la última columna en el extremo derecho numerada como “0”. La brecha entre el grupo 2 y el grupo 3 está ocupada por los metales de transición desde el cuarto período en adelante.

La posición de un elemento está relacionada con el arreglo electrónico de su átomo. El elemento sodio, por ejemplo, está en el período 3 ya que tiene tres niveles de energía ocupados y en el grupo 1, ya que tiene solamente un electrón es el último nivel.

La configuración electrónica presenta una descripción más fina ya que la estructura de bloques de la tabla periódica está basada en los subniveles electrónicos del átomo. La posición de un elemento en la tabla periódica está basada en el subnivel donde se encuentra el electrón más energético en estado normal.

La siguiente tabla muestra la relación entre el período y grupo de un elemento y su arreglo electrónico. El número de grupo proporciona el número de electrones en el nivel más externo (electrones de valencia). El período proporciona el número de niveles ocupados. El arreglo electrónico de los gases nobles se ajusta a este patrón si se considera que tiene 0 electrones en su último nivel. El arreglo electrónico del Helio, por ejemplo, puede ser considerado como 2,0.

Elemento

Período

Grupo

Arreglo electrónico

Configuración electrónica

Helio

1

0

2

1s2

Litio

2

1

2, 1

1s22s1

Carbono

2

4

2, 4

1s22s22p2

Aluminio

3

3

2, 8, 3

1s22s22p63s23p1

Cloro

3

7

2, 8, 7

1s22s22p63s23p5

Potasio

4

1

2, 8, 8, 1

1s22s22p63s23p64s1

Calcio

4

2

2, 8, 8, 2

1s22s22p63s23p64s2

El número de electrones en el nivel más externo con números atómicos mayores se puede deducir del grupo en el cual se encuentran.

PROPIEDADES FÍSICAS

Los elementos en la tabla periódica están organizados para mostrar como las propiedades se repiten periódicamente.

Esta periodicidad de los elementos se ve reflejada en sus propiedades físicas. El radio atómico e iónico, la electronegatividad y la energía de ionización son de particular interés ya que estos explican la periodicidad de las propiedades químicas.

Es útil el concepto de carga nuclear efectiva para explicar las tendencias tanto en las propiedades físicas como químicas.

Carga nuclear efectiva

La carga nuclear efectiva de un átomo está dada por el número atómico, y así aumenta de uno en uno sucesivamente en la tabla periódica a medida que se agrega un protón al núcleo. Los electrones externos, los cuales determinan muchas de las propiedades físicas y químicas del átomo no sienten completamente la atracción a esta carga ya que se encuentran escudados del núcleo y repelidos por los electrones internos. La presencia de electrones internos reduce la atracción que genera el núcleo a los electrones externos. La carga efectiva que experimentan los electrones externos es menor que la carga nuclear total.

Consideremos, por ejemplo, al átomo de sodio mostrado a continuación. La carga nuclear está dada por el número atómico del elemento. El electrón externo que se encuentra en el tercer nivel de energía está escudado de los 11 protones por los 10 electrones encontrados en el primer y segundo nivel de energía.



Consideremos los primeros cuatro elementos en el Período 3 como se muestra en la siguiente tabla.

Elemento

Na

Mg

Al

Si

Carga nuclear

11

12

13

14

Arreglo electrónico

2, 8, 1

2, 8, 2

2, 8, 3

2, 8, 4

A medida que un período recorre de izquierda a derecha, se añade un protón al núcleo y se añade un electrón al nivel más externo. La carga efectiva aumenta con la carga nuclear, pero no hay un cambio en el número interno de electrones.

Los cambios hacia abajo en un grupo pueden ilustrarse al considerar los elementos del grupo 1 como se muestra en la tabla a continuación.

Elemento

Carga nuclear

Configuración electrónica

Li

3

2, 1

Na

11

2, 8, 1

K

19

2, 8, 8, 1

Al descender en el grupo, se incrementa la carga nuclear e incrementa el número de electrones internos; ambos incrementan de 8 en 8 entre elementos sucesivos. La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones externos permanece aproximadamente igual hacia abajo en un grupo.

Radio atómico

El concepto de radio atómico no es tan sencillo como podría pensarse. Los electrones ocupan orbitales atómicos, los cuales muestran la descripción de la probabilidad de ubicación de los electrones, pero no tiene límites. El radio atómico se mide como la mitad de la distancia entre dos núcleos vecinos. Para varios propósitos, sin embargo, se considera como la distancia entre el núcleo y el electrón más externo del átomo de Bohr.

La tabla 8 del cuadernillo de datos muestra el incremento del radio atómico hacia abajo en un grupo, y la disminución de éste a lo largo de un período. Para explicar la tendencia en un grupo consideremos, por ejemplo, los elementos de grupo 1 como se muestra a continuación.

Elemento

Arreglo electrónico

No. De niveles ocupados

Radio / 10-2m

Li

2, 1

2

152

Na

2, 8, 1

3

186

K

2, 8, 8, 1

4

231

Rb

2, 8, 8, .., 1

5

244

Cs

2, 8, 8, .., .., 1

6

262

El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo, a medida que se aumenta el número de niveles electrónicos. La tendencia a lo largo de un período se muestra en la siguiente tabla.

Elemento

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Radio atómico /10-12m

186

160

143

117

110

104

99

--

Todos estos elementos ocupan tres niveles de energía. La atracción entre el núcleo y los electrones externos aumenta a medida que aumenta la carga nuclear, así que existe una disminución en el radio atómico a lo largo del período.

El átomo de cloro tiene un radio atómico de casi la mitad del átomo de sodio.

Radio Iónico

Los radios atómico e iónico de los elementos de período 3 se encuentran a continuación:

Elemento

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Radio atómico /10-12 m

186

160

143

117

110

104

99

Radio iónico /10-12 m

98

(Na+)

65

(Mg2+)

45

(Al3+)

42 (Si4+)

271 (Si4-)

212

(P3-)

190

(S2-)

181

(Cl-)

Se puede identificar cinco tendencias:

Los iones positivos son más pequeños que los átomos de los cuales provienen.

Los iones negativos son más grades que los átomos de los cuales provienen.

El radio iónico disminuye desde los grupos 1 al 4 para iones positivos. A pesar de que los iones Na+, Mg2+, Al3+ y Si+4 tienen el mismo arreglo electrónico (2,8), la disminución del radio iónico se debe al incremento a la carga nuclear a lo largo del período . El aumento de atracción entre el núcleo y los electrones, jala el nivel más externo hacia el núcleo.

El radio iónico disminuye desde los grupos 4 al 7 para iones negativos. Los iones S4-, P3-, S2- y Cl- tiene el mismo arreglo electrónico (2,8,8). La disminución del radio iónico se debe al incremento de la carga nuclear a lo largo del período como se explicó anteriormente.

Los iones positivos son más pequeños que los iones negativos, debido a que los primeros tiene solamente dos niveles electrónicos ocupados, mientras que los segundos ocupan tres. Esto explica la gran diferencia entre el radio iónico del Si4+ y del Si4-, y la discontinuidad en el medio de la tabla.

El radio iónico aumenta hacia abajo en un grupo a medida que los niveles electrónicos aumentan.

Energía de Ionización

La primera energía de ionización es la medida de atracción entre el núcleo y los electrones externos. Se pueden observar dos tendencias generales:

Las energías de ionización aumentan a lo largo de un período El incremento de la carga nuclear efectiva causa un incremento en la atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo, lo que hace que sea más difícil removerlos.

Las energías de ionización disminuyen hacia abajo en un grupo. El electrón es removido del nivel electrónico más lejano al núcleo. A pesar de que la carga nuclear aumenta, la carga nuclear efectiva es casi la misma, debido al blindaje de los electrones internos, y por lo tanto el aumento de la distancia entre el electrón y el núcleo, reduce la atracción entre ellos.

Las pequeñas partidas de esta tendencia proporcionan evidencia de la división de los niveles de energía en subniveles. Así, los elementos del grupo 3, con configuración electrónica ns2np1, tienen energías de ionización menores que los elementos del grupo 2, con configuración electrónica ns2, ya que los orbitales p tienen mayor energía que los orbitales s. La caída entre los grupos 5 y 6 ocurre ya que el electrón removido del elemento del grupo 6, a diferencia del elemento de grupo 5, es tomado de un orbital p doblemente ocupado. Es más sencillo remover este electrón ya que es repelido por su compañero.

La tendencia de la energía de ionización es inversa a la tendencia del radio atómico. Ambas tendencias son indicadores de la atracción entre el núcleo y los electrones externos.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento es la medida de la habilidad de sus átomos de atraer electrones en un enlace covalente. Está relacionada con la energía de ionización, ya que también es una medida de la atracción entre el núcleo y los electrones externos (en este caso de los electrones de enlace).

Un elemento con una electronegatividad alta tiene un poder fuerte de atracción de electrones fuerte y un elemento con una electronegatividad baja tiene un poder débil de atracción de electrones. El concepto fue ideado originalmente por el químico americano Linus Pauling y sus valores están dados en el cuadernillo de datos. Las tendencias generales son las mismas de las de la energía de ionización.

La electronegatividad aumenta a lo largo de un período debido al aumento de la carga nuclear, lo que causa una atracción entre el núcleo y los electrones del enlace.

La electronegatividad disminuye hacia abajo en un grupo. Los electrones del enlace están más lejanos del núcleo por lo tanto la atracción es menor.

El elemento más electronegativo está en el extremo superior derecho de la tabla periódica, y el menos electronegativo está en el extremo inferior izquierdo. Debido a que el concepto no aplica para los elementos del grupo 0, los cuales no forman enlaces covalentes, Pauling asignó el valor más alto (de 4.0) al flúor y el menor valor (de 0.7) al cesio.

A pesar de que las tendencias de la energía de ionización son iguales a la electronegatividad, son propiedades distintas. Las energías de ionización se puedes medir directamente y son propiedades de átomos gaseosos. La electronegatividad es una propiedad de un átomo en una molécula y sus valores se derivan indirectamente de datos de energía de enlace.

Puntos de fusión

La comparación entre los puntos de fusión de distintos elementos es más complicado ya que depende tanto del tipo de enlace que forma como de su estructura. Sin embargo, se puede explicar las tendencias de los grupos 1 y 7 ya que sus elementos se enlazan de forma similar. Las tendencias en ambos grupos se muestran en la siguiente tabla.

Elemento

Punto de fusión (K)

Elemento

Punto de fusión (K)

Li

454

F2

54

Na

371

Cl2

172

K

337

Br2

266

Rb

312

I2

387

Cs

302

At2

575

Los puntos de fusión disminuyen hacia abajo en el grupo 1. Los elementos de este grupo tiene estructuras metálicas que están unidas entre ellas por fuerzas de atracción entre los electrones externos deslocalizados y los iones cargados positivamente Esta atracción disminuye con la distancia.

Los puntos de fusión aumentan hacia abajo en el grupo 7. Los elementos de este grupo tienen estructuras moleculares que están unidas por fuerzas intermoleculares de van der Waals. Éstas aumentan con el aumento del número de electrones en una molécula.

Los puntos de fusión generalmente aumentan a lo largo de un período y alcanzan un máximo en el grupo 4 y luego bajan al mínimo hasta el grupo 0. En el período 3 por ejemplo, los enlaces cambian desde metálico (Na, Mg y Al), hacia covalente (Si), hacia atracciones débiles de van der Waals (P4, S8, Cl2) y finalmente átomos simples (Ar). Todos los elementos del grupo 3 son sólidos a temperatura ambiente, excepto el cloro y el argón.

PROPIEDADES QUÍMICAS

Las propiedades químicas de los elementos están determinadas por el arreglo electrónico en sus átomos. Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares ya que tienen el mismo número de electrones en su orbital externo. Los metales alcalinos del grupo 1, por ejemplo, todos tienen un electrón en su último nivel y los halógenos del grupo 7 tienen siete electrones externos. Las tendencias en sus propiedades químicas están relacionadas con las tendencias de sus propiedades físicas.

Grupo 0: los gases nobles

Para entender la reactividad de los elementos es importante considerar al grupo 0, el cual contiene los elementos menos reactivos – los gases nobles. Esta familia distante de elementos fueron descubiertos a finales del siglo 19, luego de que Mendeleyev publicó su tabla.

  • Con gases incoloros

  • Son monoatómicos: existen como átomos simples

  • Son muy no reactivos.

Su falta de reactividad puede ser explicada por la incapacidad de sus átomos de perder o ganar electrones. Ellos no forman iones positivos, generalmente, ya que tienen sus niveles más altos de energía. Ellos no forman iones negativos ya que electrones extra tendría que ser añadidos a un nivel de energía superior, el cual no sentiría atracción nuclear, ya que los protones están escudados por los electrones internos. Con la excepción del helio, todos tienen 8 electrones en su último nivel; completando un octeto. El helio tiene completo el primer nivel de energía con dos electrones.

La reactividad de los elementos en otros grupos puede ser explicada por tener niveles incompletos. Ellos pierden o ganan electrones para alcanzar el arreglo electrónico del gas noble más cercano.

Los elementos de los grupos 1 al 3 pierden electrones para alcanzar el arreglo electrónico del gas noble más cercano con el menor número atómico, y son por generalmente metales. Los elementos en los grupos del 5 al 7 ganan electrones para adoptar el arreglo electrónico del gas noble más cercano a la derecha de la tabla periódica, y son generalmente no metales. Algunos elementos en el medio de la tabla presentan propiedades intermedias y son llamados metaloides.

Grupo 1: los metales alcalinos

Todos los elementos son metales plateados que son demasiado reactivos como para ser encontrados en la naturaleza y son almacenados en aceite para prevenir el contacto con agua y aire. Las propiedades de los primeros tres elementos se resumen en la siguiente tabla:

Propiedades físicas

Propiedades químicas

Son buenos conductores de electricidad.

Tienen bajas densidades.

Tienen superficies grises al momento de ser cortadas con un cuchillo.

Son metales muy reactivos.

Forman compuestos iónicos con no metales.


Forman iones cargados M+, obteniendo un octeto estable de gas noble. Su baja energía de ionización muestra la facilidad con la cual pierden un electrón. La reactividad aumenta hacia abajo en el grupo a medida que los elementos con mayor número atómico tienen menor energía de ionización. Su habilidad de conducir electricidad está relacionada con la movilidad del electrón externo.

Reacción con agua

Los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno y el hidróxido del metal. Al dejar caer un pedazo de alguno de los primeros tres elementos en un erlenmeyer con agua destilada, sucede lo siguiente:

El litio flota y reacciona lentamente. Libera hidrógeno, pero mantiene su forma.

El sodio reacciona con un desprendimiento de hidrógeno vigoroso. El calor producido es suficiente para derretir el metal que no ha reaccionad, el cual forma una mola que se mueve sobre la superficie del agua.

El potasio reacciona más vigorosamente liberando hidrógeno y produce suficiente calor para encender el hidrógeno producido. La llama es de un color lila característico y una pequeña bola se mueve sobre la superficie.

Los metales se denominan alcalinos porque la solución resultante es alcanina debido a la presencia del ion hidroxilo.

Por ejemplo, con el potasio:

2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(ac) + H2(g)

El hidróxido de potasio es un compuesto iónico el cual se disocia en agua, por lo tanto es más apropiado escribir la ecuación de la siguiente manera:

2K(s) + 2H2O(l) → 2K+ + 2OH-(ac) + H2(g)

La reacción se vuelve más vigorosa al bajar en el grupo. El elemento más reactivo, el cesio, tiene la menor energía de ionización por lo que forma iones positivos más rápidamente.

Grupo 7: los halógenos

Los elementos del grupo 7 existen como moléculas diatómicas, X2. Sus propiedades físicas y químicas se resumen en la siguiente tabla:

Propiedades físicas

Propiedades químicas

  • Son coloreados

  • Muestran un cambio gradual desde gases (F2 y Cl2), a líquido (Br2) a sólidos (I2 y At2)

  • Son no metales muy reactivos. La reactividad disminuye hacia abajo en el grupo.

  • Forman compuestos iónicos con metales o compuestos covalentes con otros no metales.


La tendencia en la reactividad se puede explicar por la rapidez con la cual los elementos aceptan electrones. Los núcleos de estos elementos tienen una carga nuclear alta y por lo tanto ejerce una fuerza de atracción a cualquier electrón de otros átomos. Este electrón puede entonces ocupar el último nivel de energía del átomo del halógeno y completar el octeto estable. La atracción es mayor para el átomo más pequeño, flúor, el cuál es el no metal más reactivo de la tabla periódica. La reactividad disminuye hacia abajo en el grupo debido a que el radio atómico aumenta y la atracción por los electrones disminuye.

Reacción con los metales del grupo 1

Los halógenos reaccionan con los metales del grupo 1 para formar haluros. El átomo del halógeno gana un electrón de elemento del grupo 1 para formar un ion haluro X-. Los iones resultantes tienen ambos el octeto estable de un gas noble. Por ejemplo:

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

La fuerza electrostática entre los iones de carga positiva Na+ y Cl-, enlaza a los iones. El electrón externo del sodio se mueve como un arpón hacia el cloro. Cuando se completa la transferencia, los iones son atraídos por las cargas opuestas.

La reacción más vigorosa ocurre entre los elementos más lejanos en la tabla periódica: el metal alcalino más reactivo, francio, en la base del grupo 1, con el halógeno más reactivo, el flúor, en la cima del grupo 7.

Reacciones de desplazamiento

La reactividad relativa de los elementos también se puede observar al ponerlos en competencia directa por un electrón extra. Cuando se burbujea cloro en una solución de bromuro de potasio, la solución cambia de incolora a anaranjada debido a la producción de bromo.

2KBr(ac) + Cl2(ac) → 2KCl(ac) + Br2(ac)

2Br-(ac) + Cl2(ac) → 2Cl-(ac) + Br2(ac)

El núcleo del cloro tiene una atracción más fuerte por el electrón que el núcleo del bromo debido a su radio atómico más pequeño, por lo tanto le quita el electrón del bromuro. El cloro adquiere el electrón y forma el ion cloruro. El bromuro pierde su electrón y forma bromo.

Los haluros

Los halógenos forman sales insolubles con plata. Añadir una solución que contenga haluro a una solución que contenga iones plata produce un precipitado el cual es útil para identificar al haluro.

Ag+(ag) + X-(ac) →AgX(s)

  1. ¿Cuántos electrones están contenidos en el último nivel del iodo?

  2. Utilizar la tabla periódica del cuadernillo de datos para identificar la posición de los siguientes elementos:

Elemento

Helio

Cloro

Bario

Francio

Período













Grupo
















  1. El fósforo están en el período 3 y grupo 6 de la tabla periódica.

    1. Distinguir entre los térmicos período y grupo.

    2. Establecer el arreglo electrónico del fósforo y relacionarlo con su posición en la tabla periódica.

  2. ¿Cuántos electrones de valencia están presentes en los átomos del elemento con número atómico 51?

  3. Explicar a qué se refiere el radio atómico de un elemento.

  4. En la tabla 8 del cuadernillo de datos, se encuentra el radio atómico de los elementos.

    1. Explicar por qué no hay valores de radio atómico para los gases nobles.

    2. Describir y explicar la tendencia del radio atómico a lo largo de los elementos del período 3.

  5. Describir y explicar la tendencia del radio en los siguientes iones: O2-, F-, Ne, Na+ y Mg2+

  6. Explicar por qué el azufre tiene un punto de fusión mayor que el fósforo.

  7. ¿Qué propiedad física generalmente aumenta hacia abajo en un grupo, pero disminuye de izquierda a derecha en un período?

    A.

    Punto de fusión

    C.

    Energía de ionización

    B.

    Electronegatividad

    D.

    Radio atómico

  8. Los elementos de la tabla periódica están organizados en orden creciente de:

    A.

    Masa atómica relativa

    C.

    Carga nuclear

    B.

    Radio iónico

    D.

    Energía de ionización

  9. ¿Cuál es el orden decreciente de radio para las siguientes especies? Cl, Cl- y Cl+?

  10. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene la mayor electronegatividad?

    A.

    Be

    C.

    Ca

    B.

    Cl

    D.

    Br

  11. Establecer dos observaciones que se podrían hacer durante la reacción entre sodio y agua. Indicar la ecuación de la reacción.

  12. ¿Cómo varía la reactividad de los metales alcalinos y de los halógenos hacia abajo en sus grupos?

  13. ¿Qué propiedad de los halógenos aumenta desde el flúor al yodo?

    A.

    Carga iónica

    C.

    Punto de fusión del elemento

    B.

    Electronegatividad

    D.

    Reactividad química con metales

  14. ¿Qué par de elementos tiene sus propiedades químicas más similares?

A.

N y S

C.

P y Cl

B.

N y P

D.

N y Cl

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