Tabla Periódica

Tabla periódica y las propiedades periódicas


La tabla periódica clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas. Esto indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos no solo con objeto de facilitar su conocimiento y su descripción, sino, más importante, para las investigaciones que conducen a nuevos avances en el conocimiento de la materia.

Antecedentes:

1. Primera tentativa de clasificación: Tríadas de Döbereiner. Entre 1817 y 1829, Johan Wolfgang Döbereiner, profesor de Química de la Universidad de Jena, expuso su ley de las tríadas, agrupando elementos con propiedades semejantes.
“Si los elementos se dividen en grupos de tres, el peso atómico del elemento de la mitad es parecido al promedio de los pesos atómicos de los extremos”.
Ejemplo:                               Ca/Sr/Ba                                             Cl/Br/I

2.  Segunda tentativa de clasificación: Ley de las octavas de Newlands. En 1864, el químico inglés John A. R.  Newlands observó que dispuestos los elementos en orden crecientes a sus pesos atómicos, después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas.

3. Tercera tentativa de clasificación: Sistema periódico de Mendeleiev. Fue el químico ruso Dimitri Mendeleiev el que estableció la tabla periódica de los elementos comprendiendo el alcance de la ley periódica. Los primeros trabajos de Mendeleiev datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas 1869 en la sociedad Química Rusa. El mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados:

1. Ley periódica: “Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, muestran una evidente periodicidad”.

2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs).

3. La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia.

4. Los elementos más difundidos en la Naturaleza son los de peso atómico pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos.

5. El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades.

6. Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos.

7. En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce el de los elementos adyacentes.

Trabajando de forma independiente, en 1869, Julius Meyer, químico alemán, propuso una clasificación similar a la de Mendeleiev, que pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los elementos.Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

La tabla periódica de Mendeleiev presentaba ciertas irregularidades y problemas. No tiene un lugar fijo para el hidrógeno. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Entonces, cuando se descubrieron nuevos elementos se hicieron presentes algunas discrepancias en la clasificación puesto que para que coincidiera la periodicidad de las propiedades, era necesario a veces colocar un elemento de mayor peso atómico antes que otro de peso atómico menor.

Esta dificultad fue resuelta posteriormente por el físico británico Henry Moseley, quién en 1913, descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear, dando lugar a la modificación de la Ley Periódica.

Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema:

 "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos"

Configuración de la tabla periódica

La tabla periódica actual consta de:

Grupos: Se denominan grupos o familias a las secuencias verticales de los elementos en la tabla periódica. Existen 18 grupos. La presencia de un elemento en un grupo está determinada por el número de electrones de valencia. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por lo tanto características similares entre sí.

Períodos: Secuencia de elementos ordenados de forma horizontal. Existen 7 períodos. El criterio para ubicar los elementos en un período corresponde al número de niveles de energía de sus átomos. Así, en el primer período, solo están el hidrógeno y el helio, que son los únicos elementos cuyos átomos tienen un solo nivel de energía.

Bloques: Las tabla periódica se puede dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos: s, p, d, f.



Grupos 1 y 2: Bloque “s”.  En el subnivel “s” solo caben 2 electrones
Grupos 3 al 12: Bloque “d”. En el subnivel “d” solo caben 10 electrones
Grupos 13 al 18: Bloque “p”. En el subnivel “p” solo caben 6 electrones
Elementos de transición interna. 14 Lantánidos y 14 actínidos: Bloque “f” solo caben 14 electrones

Los elementos del grupo s y p se conocen como elementos representativos

Clasificación de los grupos o familias:

  • Metales: Los metales son buenos conductores de calor y la electricidad, poseen brillo y color característico, son maleables (se pueden laminar sin que se rompan) y dúctiles (pueden deformarse sosteniblemente sin romperse permitiendo obtener alambres o hilos de dicho material). Los metales comprenden la mayor parte de la tabla periódica de los elementos y se separan de los no metales por una línea diagonal entre el boro y el polonio. Los metales alcalinos, metales alcalino - térreos y los elementos de transición son elementos metálicos.
  • Metales alcalinos: Pertenecen al grupo 1 (IA), son el grupo más activo de los metales, ya que tienen un solo electrón en la última capa y lo pueden ceder fácilmente (configuración electrónica ns1). En consecuencia, no se hallan libres en la naturaleza, siempre están formando compuestos como sales, óxidos, hidróxidos e hidruros.
  • Metales alcalino-térreos: Se encuentran situados en el grupo 2 (IIA). Su nombre proviene del nombre que exhibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen la configuración electrónica ns2.
  • Elementos de transición: También llamados metales de transición. Se caracterizan por tener incompleta alguna órbita interior. Tienen propiedades y valencias variables. Son todos metales. Corresponden a los elementos de los grupos 3 al 12. Se denominan de transición porque llenan de forma progresiva el subnivel d.
  • No metales: Los no metales no conducen bien el calor ni la electricidad, son opacos, no son maleables ni dúctiles. Los no metales, excepto el hidrógeno, están situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. Se consideran no metales los siguientes elementos:
            Hidrógeno (H), Carbono (C), Nitrógeno (N), Oxígeno (O), Flúor (F), Fósforo (P), Azufre (S). 
            Cloro (Cl), Selenio (Se), Bromo (Br), Yodo (I), Astato (At)
  • Metaloides: Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. No hay una forma unívoca de distinguir los metaloides de los metales verdaderos, pero generalmente se diferencian en que los metaloides son semiconductores antes que conductores. Son considerados metaloides los siguientes elementos:
      Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te), Polonio (Po)
  • Halógenos: (del griego “formador de sales”) son los elementos que forman el grupo 17 (grupo VIIA), en estado natural se encuentran como moléculas diatónicas químicamente activas X2. Son los elementos más electronegativos de la tabla.
  • Gases nobles: No tienen carácter metálico ni no metálico, son muy poco reactivos, esto se debe a su configuración electrónica, ya que poseen la ultima capa electrónica completa (ocho electrones), lo cual les confiere gran estabilidad. No forman moléculas diatómicas.
  • Elementos de transición interna: También llamados “tierras raras” se dividen en dos series denominadas lantánidos y actínidos, constituidas, cada una de ellas por 14 elementos.


Numerados de izquierda a derecha, según la última recomendación de la IUPAC, los grupos de la tabla periódica son:

  • Grupo de los Metales alcalinos: Elementos situados en el  grupo 1
  • Grupo de los Metales alcalino-térreos: Elementos situados en el  grupo 2
  • Grupo del Escandio: Elementos situados en el  grupo 3
  • Grupo del Titanio: Elementos situados en el  grupo 4
  • Grupo del Vanadio: Elementos situados en el  grupo 5
  • Grupo del Cromo: Elementos situados en el  grupo 6
  • Grupo del Manganeso: Elementos situados en el  grupo 7
  • Grupo del Hierro: Elementos situados en el  grupo 8
  • Grupo del Cobalto: Elementos situados en el  grupo 9
  • Grupo del Níquel: Elementos situados en el  grupo 10
  • Grupo del Cobre: Elementos situados en el  grupo 11
  • Grupo del Zinc: Elementos situados en el  grupo 12
  •  Grupo del Boro: Los elementos térreos o boroideos son los que están situados en el grupo 13 de la tabla periódica. Su nombre proviene de Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%. Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es ns2np1.
  • Grupo del Carbono: El grupo 14 de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IVA), también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).
  • Grupo del Nitrógeno: El grupo del nitrógeno o de los nitrogenoideos conforma el grupo 15 de la tabla periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones de valencia (última capa s2p3).
  • Grupo del Oxigeno: Es el grupo conocido también como anfígenos,  antiguamente como grupo VIA, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio. Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico.
  • Grupo de los Halógenos: Elementos situados en el grupo 17
  • Grupo de los Gases nobles: Elementos situados en el  grupo 18
Propiedades periódicas:

Dentro de la tabla periódica existe una serie de propiedades de los elementos que experimentan una variación regular al desplazarse a través de cada grupo o periodo.
Las más representativas son:

  1. Radio atómico: Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Su magnitud es del orden de unidades änstromg (1 Å= 10-10 m).

Dentro de un grupo de elementos se encuentra que el radio atómico aumenta cuando el número atómico (Z) se incrementa (de arriba abajo). Dentro de un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.




Al bajar por una familia, los átomos crecen, porque al cambiar de periodo añadimos otra capa.

A lo largo de un periodo los átomos disminuyen de tamaño, porque al haber más protones la carga positiva es mayor, eso atrae más a los electrones. Como no hemos cambiado de nivel, los electrones están más atraídos por el núcleo.



Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.

  1. Energía de ionización: Es la energía mínima (KJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo neutro gaseoso en estado fundamental.
Existe una primera energía de ionización cuando se trata de remover el electrón más alejado del núcleo, una segunda energía de ionización para remover el segundo electrón y así sucesivamente. La segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera, porque siempre es más difícil separar un electrón de un ion cargado positivamente que del correspondiente átomo neutro.  La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan “fuertemente” se encuentra unido el electrón al átomo. El potencial de ionización (energía de ionización) aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en cada grupo. Tiene unidades KJ/mol o electrón-voltios.

X(g) à  X+(g) + e-



El átomo gaseoso X se convierte en un anión X+ al remover el electrón menos fuerte unido al átomo en el proceso, entonces la afinidad electronica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso desprende un electrón para formar un catión (ion de carga positiva).

X(g) + energía à  X+(g) + e-

Ejemplo:      Ca (g) + 590 KJ  --------> Ca+(g) + e-





  1. Radio iónico: Es la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12m) o Ansgtroms (1 Å=10-10 m). Éste va aumentando en la tabla de derecha a izquierda por los periodos y de arriba hacia abajo por los grupos.

  1. Afinidad electrónica: Es la cantidad de energía que se intercambia en el proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso en estado fundamental.

X (g) + e-    ---------->    X-(g)

El átomo gaseoso X se convierte en un ion   X- y en el proceso por lo general se absorbe energía, entonces la afinidad electronica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión.



(g) + e + energía  ---------->     X-(g)


Ejemplo:      Be(g) + e- + 241 KJ ------->  Be-(g)        AE= 241 KJ/mol

                       Cl(g) + e-  ------>    Cl-(g) + 348 KJ        AE= -348 KJ/mol


La convención es asignar un valor positivo cuando la energía se absorbe y un valor negativo cuando la energía se libera.

En la primera ecuación la energía (AE= Afinidad electrónica) se absorbe y en la segunda la energía se libera.

La afinidad electrónica varía de forma irregular en la tabla. Los valores de afinidad electrónica se hacen más positivos al moverse de izquierda a derecha en un periodo. La afinidad electrónica de los metales es por lo general menor que la de los no metales.
Dentro de un grupo la variación de los valores de la afinidad electrónica es pequeña. Los halógenos tienen los valores más altos de afinidad electrónica.



  1. Electronegatividad: Es una medida de la capacidad relativa de un átomo o de una molécula para atraer electrones. La escala de electronegatividad fue establecida por el químico norteamericano Linus Pauling. La escala de Pauling es relativa y surge a partir de la asignación de un valor arbitrario de 4 para el Flúor, que es el elemento más electronegativo. La electronegatividad es útil para determinar el tipo de enlace que se puede formar entre dos átomos, puesto que muestra la tendencia de cada uno de ellos a atraer electrones.

       La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla.
       Deben  exceptuarse de esta tendencia a los gases nobles debido a sus estructuras estables.




  1. Disponer cada uno de los siguientes grupos elementos en orden de radios atómicos crecientes.

     a)  Cs, F, K, Cl               b)     N, Te, B, Sr, Sb           c)      Los elementos del segundo período.
    
     2.  Disponer los siguientes elementos  en orden de primeras energías de ionización crecientes. 

Na, Mg, Al, Si

    3. Disponer los siguientes elementos en orden de valores de afinidades electrónicas crecientes, es decir, de    más negativo a más positivo.
K, Br, Cs, Cl

     4.  Disponer los siguientes elementos en orden de electronegatividad creciente.

B, Na, F, O

     5. ¿ La reacción química, He(g) + 2372 KJ   ----->    He+(g) + e-  , corresponde a que propiedad periódica?