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Tema 3 de la asignatura Fundamentaos de Ciencia de la Materia del primer curso del grado Educación Primaria en la Universidad de Sevilla. ...

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TEMA 3. EL SISTEMA PERIÓDICO

1. Hacia un sistema de organización. 1.1. Descubrimiento de los elementos químicos.

1.2. Primera tabla de sustancias simples. Un elemento es toda sustancia que los químicos no pueden separar en otras más simples por medios químicos. Lavoisier le dio más sentido a este concepto y, además, ordenó los 33 “elementos” conocidos (además de la luz, el calórico y algunos compuestos) en una tabla de sustancias simples, que fue el primer esbozo de una tabla ordenada de los elementos químicos. GRUPOS Sin grupo Grupo 1: Sustancias que pueden ser los elementos de los cuerpos Grupo 2: Sustancias no metálicas oxidables y acidificables

Grupo 3: Sustancias metálicas, oxidables y acidificables Grupo 4: Salificables térreas

ELEMENTOS Luz Calórico, oxígeno, azoe, hidrógeno Azufre, fósforo, carbono, radical, muriático, radical fluórico, radical borácico Antimonio, plata, arsénico, bismuto, cobalto, cobre, estaño, hierro, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, oro, platino, plomo, tunsteno, zinc Cal, magnesia, barita, alúmina, sílica

1.3. Ley de las triadas. Döbereiner manifestó la existencia de grupos de tres elementos, triadas, que presentaban analogías en sus propiedades físicas y químicas. Ordenadas por sus masas atómicas, la masa del elemento central era aproximadamente la media aritmética de las masas de los otros dos. 

Por ejemplo. Elementos Li Ca S Cl

Na Sr Se Br

K Ba Te I

Masas atómicas 7 40 32 35

23 88 79 80

39 137 126 127

Media

Propiedades

23 88,5 79 81

Metales muy reactivos Metales reactivos No metales coloreados No metales muy reactivos

1.4. Congreso de Karlsruhe. El Congreso de Karlsruhe fue celebrado en 1860 y fue el primer congreso internacional de química. Se estableció claramente la diferencia entre los conceptos de átomo y molécula. Cannizzaro defendió la hipótesis de Avogadro, hasta entonces desconocida por la mayoría de los presentes. En base a dicha hipótesis, presentó una nueva tabla de pesos atómicos, que sirvió de base para el rápido desarrollo posterior de la tabla periódica.

1.5. Hélice o tornillo telúrico. Chancourtois propuso una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superficie de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una línea diagonal formando un ángulo de 45º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente, de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línea vertical. Fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico.

1.6. Ley de octavas. Newlands encontró que las propiedades parecían repetirse en cada grupo de siete elementos: “el octavo elemento, a partir de uno dado, es una especia de repetición del primero, como la octava de una escala musical”. Esta clasificación se conoció como ley de las octavas de Newlands, y marcaba la diferencia de los elementos en familias naturales (grupos) y periodos.

1.7. Clasificación de Meyer. Meyer publicó su tabla periódica distribuyendo los elementos conocidos en grupos y subgrupos, basándose en el estudio de algunas propiedades físicas como el volumen atómico, punto de fusión, punto de ebullición, etc. Su tabla apareció publicada un año más tarde que la de Mendeléiev. Asistió al congreso de Karlsruhe y escuchó la conferencia de Cannizzaro y comentó “mis dudas desaparecieron para ser reemplazadas por una tranquila sensación de certeza”.

1.8. Clasificación de Mendeléiev. Mendeléiev agrupó los elementos por sus masas atómicas y sus propiedades químicas, dejando espacios vacíos cuando no concordaban sus propiedades reales con el lugar que parecía corresponderles. Estableció la llamada Ley Periódica que afirmaba que “las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con su masa atómica de una manera periódica”.

Así, predijo las propiedades de algunos de estos elementos aún por descubrir, tales como el escandio (Sc), galio (Ga) y germanio (Ge). Un inconveniente de la tabla de Mendeléiev era que algunos elementos tenían que ser colocados en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el telurio (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

1.9. Ley periódica actual. Moseley descubrió que en el átomo hay una cantidad que se incrementa regularmente al pasar de un elemento al siguiente. Esta cantidad solo puede ser la carga positiva del núcleo central, es decir, el número de protones o número atómico (Z). Propuso la ordenación de los átomos por orden creciente del número atómico, haciendo desaparecer así los problemas que podía presentar la tabla periódica de Mendeléiev. Teniendo en cuenta el trabajo de Moseley, se modificó la definición de la Ley Periódica, que afirmó que “las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas del número atómico”. Moseley murió a los 28 años en la Primera Guerra Mundial.

2. Estructura y organización de la Tabla Periódica. 2.1. La tabla periódica actual. Werner y Paneth propusieron el actual sistema o tabla periódica donde los elementos están ordenados atendiendo a su número atómico creciente, leído de izquierda a derecha y de arriba abajo. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias. Aparte quedan dos filas de 14 elementos cada una para las tierras raras.

2.2. Bloques. La tabla periódica se divide en bloques, dependiendo del tipo de orbital en el que se aloja el electrón más externo del elemento en cuestión. Así, tenemos los bloques s, p, d y f. La estructura de la tabla periódica es tal que los elementos que poseen la misma configuración electrónica en su nivel más externo, se encuentran en la misma columna.

2.3. Configuración electrónica y Tabla Periódica. Eso ocurre porque los elementos químicos están ordenados por orden creciente de número atómico (Z). Y, por tanto, la configuración electrónica de la capa electrónica más externa (o capa de valencia) se repite “periódicamente” a lo largo de toda la tabla.

2.4. Grupos en la tabla periódica. A las columnas verticales de la tabla periódica se las conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar y están numerados de 1 a 18. Dado que los elementos de un mismo grupo presentan el mismo número de electrones en su capa de valencia, tienen propiedades químicas similares.

2.5. Periodos en la tabla periódica. Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas periodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Hasta la fecha hay siete periodos en la tabla periódica, en los que se van llenando los respectivos niveles energéticos, definidos por el número cuántico principal (n).

2.6. Metales, metaloides, no metales. Los elementos se pueden clasificar en tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales.  

Metales. Son la mayoría y están situados a la izquierda de una línea quebrada (en rojo) que se puede trazar a partir del Boro (grupo 13). No metales. Están situados a la derecha de la línea quebrada, además del Hidrogeno (H); son malos conductores del calor y de la electricidad, tienen bajos



puntos de fusión y ebullición, por lo que a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases. Un grupo especial dentro de esta categoría son los llamados gases nobles. Metaloides. Están situados a los lados de la línea quebrada, tienen un comportamiento intermedio, y a que en estado libre y en las propiedades físicas se parecen a los metales, mientras que en las propiedades químicas a los no metales.

3. Propiedades atómicas periódicas. Tal como se ha indicado, la Tabla Periódica refleja la periodicidad en la configuración electrónica de los elementos, por lo que cabe esperar una variación periódica de determinadas propiedades de los elementos que forman los grupos y los períodos. Estas propiedades son: -

Radio atómico. Energía de ionización. Electroafinidad. Electronegatividad. Carácter metálico. 3.1. Radio atómico.

Dado que el conjunto de la nube electrónica de los átomos no tiene límite definido, el tamaño de un átomo no puede ser precisado de un modo simple. 



En un mismo grupo, el radio atómico aumenta de arriba abajo, dado que aumentan los niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor. En un mismo período, el radio atómico disminuye hacia la derecha, ya que aumenta la carga nuclear efectiva (Z), y por ello los electrones de la última capa son atraídos más fuertemente.

3.2. Energía de ionización. La energía de ionización o potencial de ionización (EI) es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso. Es siempre positiva (esto significa que hay que suministrarla al átomo, por lo que es un proceso endotérmico).

Mg (g) + Energía → Mg+ (g) + 1 eLa energía de ionización de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es muy elevada (cuanto más abajo en la tabla, más fácil es arrancarle el electrón). La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los períodos por aumentar Z y disminuir el radio.

3.3. Afinidad electrónica. La afinidad electrónica (AE) es la energía que desprende un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental cuando gana un electrón y forma un ion negativo (anión). Átomo (g) + 1 e- → Anión – (g) + Energía Hay que hacer notar que algunos elementos no desprenden energía cuando ganan un electrón, por el contrario, se les tiene que aportar energía. Para distinguirlas se sigue el siguiente criterio de signos: “la energía absorbida se considera positiva y la energía desprendida, negativa”. Al descender en un grupo, la afinidad electrónica disminuye, ya que aumenta el radio atómico y aunque aumenta la carga nuclear, la atracción que

ejercerá el núcleo sobre el electrón adicional será menor por el efecto de pantalla de los electrones internos. Al descender en un grupo, la afinidad electrónica disminuye, ya que aumenta el radio atómico y aunque aumenta la carga nuclear, la atracción que ejercerá el núcleo sobre el electrón adicional será menor por el efecto de pantalla de los electrones internos.

3.4. Electronegatividad (EN). La electronegatividad es la tendencia de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos con otro átomo, cuando forma un enlace covalente en una molécula. Está relacionada con la energía de ionización y la afinidad electrónica y su variación es semejante, es decir, aumenta de izquierda a derecha en un período y disminuye al bajar en un grupo. Los elementos más electronegativos son los halógenos y los menos electronegativos los metales alcalinos. Para los gases nobles no tiene sentido hablar de electronegatividad, puesto que solo en circunstancias muy extremas pueden formar enlaces.

3.5. Carácter metálico. Un elemento se considera metal, desde el punto de vista electrónico, cuando posee bajas energía de ionización y afinidad electrónica, por lo que ceden fácilmente electrones para transformarse en cationes y son, por tanto, electropositivos.

Los no metales poseen altas energía de ionización y afinidad electrónica, por lo que tienen tendencia a ganar electrones y transformarse en aniones. Son, por tanto, electronegativos. En un grupo, el carácter metálico aumenta al descender, pues el electrón que pierde está más alejado y menos atraído por el núcleo. En un periodo, el carácter metálico aumenta hacia la izquierda, pues hay las mismas capas, pero menos protones para atraer a los electrones y se pueden perder con mayor facilidad.

Resumen variación de las propiedades periódicas...