Your SlideShare is downloading. ×
Propiedades periódicas y tabla periódica
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×
Saving this for later? Get the SlideShare app to save on your phone or tablet. Read anywhere, anytime – even offline.
Text the download link to your phone
Standard text messaging rates apply

Propiedades periódicas y tabla periódica

17,174

Published on

Presenta las principales características de estas y la historia de la tabla periódica

Presenta las principales características de estas y la historia de la tabla periódica

0 Comments
2 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
17,174
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
1
Actions
Shares
0
Downloads
55
Comments
0
Likes
2
Embeds 0
No embeds

Report content
Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
No notes for slide

Transcript

  • 1. Los científicos a lo largo del tiempo han notado que ciertos elementos poseen propiedades similares y que algunas de estas propiedades parecen variar con ciertas tendencias definidas. Sumándole la necesidad de clasificar, ordenar los elementos químicos conocidos, surgen diversas clasificaciones y ordenamientos que tienen en cuenta dichas propiedades. Como ejemplos de estas clasificaciones encontramos las triadas de Döbereiner. Este científico, cerca de 1817, relacionó la masa atómica y las propiedades de determinados elementos químicos. Clasificaba los elementos en triadas, es decir de a tres, teniendo estos propiedades similares, masas intermedias, entre otras cosas. Otros ejemplos son el caracol telúrico de Chancourtois, geólogo francés que en 1862 clasifica los elementos en una espiral de acuerdo a su masa y propiedades, y la ley de octavas de Newlands, químico ingles y músico, que propone que las propiedades se repiten cada 8 elementos, similar a la escala musical. La primera representación grafica la realiza el científico Hinrich en 1857, con diversos diagramas. Es finalmente Mendeleiev y Meyer quienes construyen las ideas básicas de lo que hoy conocemos como tabla periódica. Meyer en 1869 argumenta que existe cierta periodicidad en el volumen atómico, elementos similares poseen similar volumen atómico. Mendeleiev usa la masa atómica de los elementos para clasificarlos y dejar en evidencia la periodicidad de ciertas propiedades de los elementos. Este científico realiza varias tablas ya que las va corrigiendo, colocando los elementos en lo que hoy se denominan periodos y grupos, quedando huecos que será llenados por futuros elementos no descubiertos aún. Mendeleiev será el que enuncia la llamada ley periódica: las propiedades de los cuerpos simples así como la forma y propiedades de compuestos de los elementos se encuentran en una relación periódica con respecto a la magnitud de los pesos atómicos de los elementos químicos. Con el trascurso del tiempo diversos científicos descubrieron distintas propiedades nuevas y desarrollaron teorías que permitían una mejor explicación de las propiedades conocidas. Por ejemplo el experimento de Moseley que derivo en el descubrimiento del numero atómico, los trabajos de Werner, Ramsey y otros que descubren nuevos elementos y reestructuran la tabla periódica propuesta por Mendeleiev. Existieron también diversas tablas periódicas que son muy distintas a la actual, incluso tenían formas diversas. Estas se perdieron en el tiempo por tener errores o ser poco prácticas. En 1970 la IUPAC adopta la
  • 2. tabla periódica que conmovemos hoy en día, por lo que se vuelve la más usada y eventualmente la unica aceptada oficialmente. La estructura de la tabla periódica moderna se basa en las configuraciones electrónicas de los elementos químicos. Lo cual, nos permite observar como ciertas propiedades de estos varían con cierta periodicidad a lo largo de los grupos y períodos de ésta. Por ende, denominamos a dichas propiedades, propiedades periódicas. Algunas de ellas son: 1)- Energía de ionización: Podemos decir que un átomo se ioniza cuando pierde un electrón en diferentes procesos químicos. Un ejemplo de estos son las reacciones de óxido-reducción. A partir de esta idea podemos definir la energía de ionización como la energía minima requerida para expulsar un electrón de la envoltura electrónica del átomo monoelectrónico que se va a ionizar. Dicho átomo en cuestión debe de estar en su estado electrónico fundamental, a una atmósfera de presión, a 273 K y en estado gaseoso. En el caso de átomos polielectrónicos, se la define como la minima energía necesaria para eliminar al electrón más externo, es decir, aquel que es menos atraído por el núcleo. Siendo la energía minima requerida para eliminar el siguiente electrón, la segunda energía de ionización de dicho átomo. La energía de ionización, ya sea la primera, la segunda o cualquier otra, puede ser medida por medio de los espectros atómicos. Se mide en e- V o KJ/mol, por convención termodinámica y por ser procesos endotérmicos, sus valores son positivos. Estos valores pueden determinarse de forma directa mediante la técnica denominada ESCA (espectroscopía electrónica para análisis químico). Las energías de ionización en los átomos polielectrónicos van aumentando desde la primera a la segunda y así sucesivamente. Esto se debe al aumento atracción del electrón con el núcleo y la disminución del efecto de apantallamiento a medida que se eliminan electrones. Podemos afirmar que dentro de la tabla periódica, la Energía de ionización varia de forma tal que en rasgos generales se pude decir que de derecha a izquierda, dentro de los periodos, disminuye, y de arriba abajo dentro de los grupos también disminuye. Esta tendencia no es tan marcada dentro de los elementos de transición y los gases nobles. Las excepciones se deben a las repulsiones entre electrones (apantallamiento) y a la variación del carácter penetrante de los orbitales. Todo lo anterior se fundamenta a través del valor del número cuántico principal de cada elemento y de la fluctuación de carga nuclear efectiva que experimenta el electrón. Todos los electrones más externos a lo largo de un periodo se encuentran en orbitales cuyo número cuántico principal es el mismo, por lo que experimentan apantallamientos similares por parte de los electrones restantes. A su vez, la carga nuclear va aumentando progresivamente lo que genera que sea mayor la atracción entre este y el
  • 3. electrón. Siendo este último el fenómeno que provoca en si el aumento de la energía de ionización. En el caso de los grupos, el número cuántico principal de los orbitales que contienen a los electrones más externos de los elementos va aumentando a medida que vamos recorriendo un grupo. Esto es lo que provoca que los electrones estén menos atraídos por el núcleo. En el caso de los gases nobles, al poseer capas electrónicas completas, les confiere una gran estabilidad, lo que conlleva a que posean grandes energías de ionización. 2) Afinidad electrónica: Un átomo neutro puede incorporar un electrón en su envoltura electrónica más externa y convertirse en un anión. Definimos en base a lo anterior la afinidad electrónica como la minima energía necesaria para la formación de un ión negativo a partir de un átomo neutro gaseoso, en su estado electrónico fundamental y en condiciones normales de presión y temperatura. Es un proceso exotérmico, que por convención termodinámica tienen valores negativos en su mayoría. Son valores muy difíciles de determinar, por lo que no se los conoce con mucha precisión. Dentro de la tabla periódica las tendencias de variación de esta propiedad nos permiten decir de forma general que aumenta de derecha a izquierda dentro de un período. Pero dentro de los grupos, no hay tendencias claras. La afinidad se ve influenciada por el aumento natural del número atómico que conlleva un aumento de la carga nuclear efectiva y por el efecto de apantallamiento. Este ultimo afecta debido a que la incorporación de un electrón adicional en los orbitales np, (n-1)d o (n-2)f se ve dificultada por el apantallamiento de los electrones internos de los orbitales ns. Los halógenos son los que poseen mayor afinidad electrónica. En el caso de los gases nobles, debido a su configuración electrónica estable, es difícil de incorporar un electrón. Esto se debe a que, de incorporarse, va a un orbital cuyo número cuántico principal es superior. Por esta razón dicho electrón también experimenta una carga nuclear efectiva menor que la que experimentan otros electrones. 3) Electronegatividad: La electronegatividad es un parámetro empírico definido como la tendencia de un determinado átomo a atraer un electrón externo a él. Podemos observar que, en el caso de un átomo aislado la electronegatividad se ve reflejada por la afinidad electrónica, por lo que adquiere mayor importancia en los casos de átomos enlazados. En dicho caso, es una medida del control que posee un átomo o ambos si calculamos la diferencia de electronegatividad entre ambos, sobre los electrones que comparte, los electrones de la molécula. Si los valores son altos un átomo tendrá más control sobre los electrones, los que a su vez estarán mas cerca de este que del otro átomo involucrado en el enlace.
  • 4. Podemos encontrar varias escalas distintas: Pauling, Mulliken, Allen, entre otras. Cada una de ellas modifica en cierta forma la definición de electronegatividad ya dada en el párrafo anterior. Por ejemplo la de Mulliken la define como la media aritmética entre la energía de ionización y la afinidad electrónica de un determinado átomo, (I+EA)/2. XA= (I1(A)+/EA1(A)/)/2. Su unidad es el eV. Esta definición permite revelar el compromiso, la relación de cada átomo entre su tendencia a ganar o perder electrones. Es decir, la tendencia a liberar electrones externos y la de incorporar electrones libres. Estas propiedades por ser del átomo aislado, no deben ser tomadas directamente para calcular una tabla de electronegatividades, ya que hay que tener en cuenta el átomo en la molécula y no el átomo aislado. Por eso es necesario hacer cálculos de estas propiedades en átomos enlazados para obtener valores aproximados de las electronegatividades. Por medio de esta definición se puede establecer que la electronegatividad varia en la tabla periódica aumentando de derecha a izquierda y de abajo hacia arriba dentro de los grupos. Estas tendencias se deben a que los elementos con baja energía de ionización y de afinidad electrónica van a presentar baja electronegatividad y los que posean valores altos de estas propiedades presentaran valores altos de electronegatividad. Los elementos de gran electronegatividad son llamados elementos electronegativos, son en su mayoría elementos no metales. Mientras que los que presenten baja electronegatividad son llamados electropositivos, son en su mayoría elementos metálicos y semi metálicos o anfóteros. Los elementos de mayor electronegatividad son los halógenos, en especial el Fluor (átomo más electronegativo descubierto) y los de menor electronegatividad son los alcalinos, siendo el elemento más electropositivo el Francio. Por su parte en 1931, Pauling, nos dice que la electronegatividad es el poder de un átomo en una molécula para atraer los electrones hacia si mismo. Su teoría surge de la reacción general: A2 (g) + B2 (g) 2AB (g) y realiza cálculos a partir de diagramas entálpicos de esta reacción. Llegó a la relación: /xa-xb/= 0,208 ∆1/2 , donde delta se calcula como las diferencias de engría de disociación de enlaces de las moléculas A, B y AB. Por lo que se pueden deducir los valores de electronegatividad x. Se expresa en kcal ½ . Pauling adopto arbitrariamente el valor 2,1 para el átomo del elemento hidrógeno. Luego estos valores fueron cambiados cuando se le asigno 4 al átomo del elemento flúor. Xpauling= 0,336(xmulliken-0,615) Otra definición de esta propiedad es la de Allred y Rochow. Estos científicos consideraron a la electronegatividad como la fuerza de atracción entre el átomo y un electrón separado del núcleo una distancia igual al radio covalente. Dicha fuerza electroestática se expresa matemáticamente: Xallred-rochow=F=e2 Zef/r2 , se expresa en dinas, la conversión a la escala de Pauling es: xpauling=0,359Zef/r2 +0,74, r se expresa en amstrongs.
  • 5. 4) Radio atómico: El radio atómico es un parámetro que introduce al volumen atómico, donde los átomos son considerados esferas rígidas. Estrictamente hablando el átomo solitario posee envolturas electrónicas infinitas, puesto que poseen dirección asintótica a cero con respecto al eje de absisas cuando el radio tiende a mas infinito. Por lo cual, el radio atómico se determina en las moléculas diatómicas, donde se toma como radio atómico la mitad de la distancia internuclear. Podemos definir como consecuencia de lo expresado en el párrafo anterior, distintos radios atómicos: radio covalente (átomos enlazados por enlaces covalentes; se pueden realizar dos distinciones: radio de enlace covalente simple y radio de enlace covalente múltiple, dependiendo si el enlace es simple o doble o triple), radio metálico (enlace metálico entre átomos contiguos en un sólido cristalino), radio iónico (átomos enlazados por enlace iónico) y radio de Wan der Waals 8en el caso de los gases nobles sólidos unidos por las fuerzas de Wan der Waals ya que no presentan enlace. En la tabla periódica podemos considerar diversas tendencias de radio atómico, dentro de un período aumentan de izquierda a derecha y dentro de los grupos aumenta de arriba hacia abajo. Existen excepciones debidas a las repulsiones interelectronicas y debidas las fluctuaciones en el carácter penetrante de los orbitales. Por ejemplo en los elementos de transición de la serie segunda y tercera, los radios atómicos son similares, algo que no es esperado. Esto se debe a la contracción lactánida donde aparecen los orbitales f poco penetrantes y de pequeño efecto de pantalla. Sumándosele a lo anterior el hecho de que la carga efectiva nuclear es mayo, el átomo se hace más compacto de lo esperado. Este fenómeno es lo que permite que los radios atómicos de dichas series sean similares, cuando en realidad se espera que no lo sean. Un efecto similar ocurre entre la primera y la segunda serie de los elementos de transición. Los elementos de mayor radio son los elementos alcalinos y los de menor son los gases nobles. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva la cual no es compensada por la inserción de electrones puesto que estos se ubican en orbitales de igual número cuántico principal. La tendencia dentro de los grupos es explicada por el aumento del número cuántico principal del orbital que contiene al los electrones más externos al ir de elemento en elemento de arriba hacia abajo. Podemos decir en general que los átomos electropositivos poseen mayor radio atómico que los electronegativos, puesto que atraen menos sus electrones externos, aumentando así su radio atómico. El comportamiento químico tanto como la polarizabilidad de un átomo se ve influenciado por el radio atómico. La polarizabilidad es la capacidad que tiene un átomo de ser polarizado. Es decir, es la propiedad que presentan las envolturas electrónicas de deformarse en presencia de campos eléctricos externos.
  • 6. La existencia de la periodicidad de estas propiedades se explica entonces a través de la configuración electrónica, los orbitales atómicos y la carga efectiva que experimentan los electrones de un átomo de cierto elemento. Por estas razones, elementos de propiedades similares se encuentran en lugares contiguos o bastante cercanos en la tabla periódica, dentro de una misma familia o en familias contiguas. Muchas de las propiedades químicas y su forma de reaccionar se encuentran sumamente influenciadas por estas propiedades, por lo que el estudio de estas contribuye al entendimiento del comportamiento químico de los elementos. Casabó, J. 2002. “Estructura atómica y enlace químico” Editorial Reverté. España Rogers, G. “Química Inorgánica”. Editorial Mc Graw Hill. México. Agafoshin, N. 1977. “Ley periódica y sistema periódico de los elementos de Mendeleiev”. Editorial Reverté S.A. España. Brown, Lemay, Bursten.2004. “Química. La Ciencia central”. Novena edición. Editorial Pearson. México. Masterton. Slowinski. Stanitsk.1994. “Química general superior”.Sexta edición. Editorial Mc Graw Hill. México. Huheey. Keiter. 1997. “Química inorgánica. Principios de estructura y reactividad”. Editorial Oxford University Press Harla. México. http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla- periodica.htm#ixzz0jlCgpIrL consultada el 25/04710 http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/indice.htm consultada el 25/04/10
  • 7. http://definicion.de/ley-periodica/ Consultada el 25/04/10 http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per7.htm consultada el 25/04/10 http://www.heurema.com/Origenes/Origenes45- EdMetal1/EKADVI%20METALES%20DEL%20SIGLO%20XIX-1.pdf consultada el 25/04/10. http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/hist_chi/text_origin/moseley/Moseley- article.htm consultada el 25/04/10. http://cea.quimicae.unam.mx/~Estru/tabla/08_Numero.htm consultado el 25/04/10. http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/meyer.htm consultado el 25/04/10. http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/evolucion-clasificacion-elementos- quimicos.html?x=20070924klpcnafyq_59.Kes&ap=0 consultado el 25/04/10. http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla-periodica.htm consultada el 25/04/10. http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/tabla-periodica consultada el 25/04/10 http://www.afinidadelectrica.com.ar/articulo.php?IdArticulo=83 consultada el 25/04/10 http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/electronegatividad consultada el 25/04/10

×