SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

La gran cantidad de elementos conocidos hizo, que a principios del siglo XIX, los químicos dedicaran sus esfuerzos en clasificarlos para facilitar su estudio y la comprensión de sus propiedades. Desde el principio se observó que muchos elementos presentaban semejanzas entre sí, por lo que debía existir una ley que los relacionase y agrupase en familias. La búsqueda de esta ley natural se basó en dos criterios fundamentales: * Semejanza de las propiedades físicas y químicas. * La relación de estas propiedades con alguna característica de los átomos, principalmente con la masa atómica.

La clasificación periódica de Mendeleiev, más elaborada que la de Meyer, contenía todos los elementos conocidos hasta entonces, ordenados en una tabla de doble entrada según los criterios siguientes: Masa atómica creciente: de izquierda a derecha en líneas horizontales. Semejanza en las propiedades: En columnas verticales los elementos con propiedades semejantes. Las propiedades de los elementos debían responder a una ley periódica que todavía se desconocía. Esto le llevó a predicciones arriesgadas: Cuestionó el valor de masa atómica de algunos elementos. Invirtió el orden de masas atómicas. Dejó huecos en la tabla.

En 1914 Moseley determinó el número atómico de los elementos y observó que si se colocaban los elementos en orden creciente de número atómico, todos quedaban situados en el lugar requerido por el criterio semejanza de las propiedades Actualmente la ley periódica se puede enunciar de la siguiente forma: Esto es porque las propiedades químicas de los elementos radica en la configuración electrónica en su nivel más externo o capa de valencia, y esta se repite periódicamente. Al colocar los elementos en orden creciente de su número atómico tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas de aquéllos.

Estructura del sistema periódico

Los 112 elementos conocidos, hasta el momento, aparecen clasificados en orden creciente de su número atómico en 18 columnas o grupos y siete filas o periodos. La tabla periódica se estructura según la configuración electrónica de los elementos. Dicha configuración es la responsable de las propiedades de estos.

PERIODOS Los elementos presentan propiedades diferentes que varían progresivamente desde el comportamiento metálico, para acabar siempre con un gas noble. El nivel electrónico en el que se encuentran los electrones de valencia es siempre el mismo. Cada elemento posee un electrón de valencia más que el anterior. Ese electrón se llama electrón diferenciador. Los elementos de un periodo determinado se caracterizan por tener los electrones en el mismo nivel más externo, que es el número que designa a cada periodo

Los elementos del mismo periodo tienen sus electrones internos ordenados como el gas noble del periodo anterior. Dichos electrones reciben el nombre de kernel.

GRUPOS

PROPIEDADES PERIÓDICAS

RADIO ATÓMICO El tamaño del átomo es difícil de definir por dos razones: Se trata de un sistema dinámico de partículas muy influenciado por los átomos que le rodean. Los orbitales que componen la corteza electrónica no tienen unas dimensiones definidas. Los átomos no se presentan aislados, excepto los gases nobles, por lo que el valor que se asigna en la práctica al radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre si. Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico.

Esto se debe a que el nivel electrónico más externo es el mismo (aunque cada vez más poblado), pero la carga nuclear aumenta progresivamente, por lo que atrae cada vez más a los electrones periféricos, provocando la contracción a lo largo del periodo. En un periodo, al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico En un grupo, al aumentar el número atómico, aumenta el radio atómico. Esto se debe a que el número de capas pobladas crece gradualmente, por lo que el tamaño aumenta.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN La energía de ionización, I, es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro de un elemento X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo X+, también en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. Se puede interpretar que esta energía de ionización es la energía con que el átomo retiene al electrón

Podemos hablar de 1ª, 2ª, 3ª … energía de ionización, que corresponde a la energía necesaria para que el átomo ceda el 1º, 2º, 3º … electrón, respectivamente. Las sucesivas energías de ionización son cada vez mayores, ya que el menor número de electrones supone menor apantallamiento sobre el electrón que ocupa la posición más externa y, por lo tanto, mayor atracción sobre él.

AFINIDAD ELECTRÓNICA La afinidad electrónica, A, es la energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro X, en estado gaseoso y en su estado fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion mononegativo, también es estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. El valor de la afinidad electrónica informa de la tendencia a formar el anión; cuanta más energía se desprenda en su proceso de formación, más fácilmente se constituirá el anión.

En un grupo, la A.E. (en valor absoluto) aumenta a medida que disminuye Z, ya que el átomo es menor y atrae más al electrón. En un periodo, aumenta al aumentar Z (con excepción de los gases nobles, ya que el átomo es menor y atrae más al electrón.

ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad de un elemento se define como la tendencia relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos con los que están enlazados. Es por tanto una propiedad de los átomos enlazados. En 1939 Pauling estableció una escala arbitraria de electronegatividades, asignando al átomo más electronegatico, el F, el valor 4,0 y, a partir de él, el de todos los demás.

En un periodo la electronegatividad aumenta al aumentar el nº atómico. En un grupo la electronegatividad aumenta al disminuir el nº atómico. Los gases nobles carecen de valor de la electronegatividad, ya que se caracterizan por su mínima tendencia a formar enlaces con los demás elementos. La electronegatividad es muy útil cuando se trata de predecir el tipo de enlace que forman dos átomos: Si la diferencia de electronegatividad es muy grande: enlace iónico. Si la diferencia de electronegatividad es pequeña: covalente, más o menos polarizado.

CARÁCTER METÁLICO

El carácter metálico es alto en elementos que: Pierden fácilmente electrones para formar cationes. Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades El carácter metálico es bajo en elementos que: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades