La Tabla Periódica

La tabla periódica es una disposición de los elementos químicos, ordenados por el número atómico, según su configuración electrónica y las propiedades químicas. A continuación te cuento todo sobre la tabla periódica 😄.

• Echa un vistazo al artículo de Tierras raras si no sabes lo que son.

Historia

En 1817 J. Döbereiner encontró similitudes entre conjuntos de tres elementos (triadas): Ca, Sr, Ba; Cl, Br, I; S, Se, Te. En 1863 J. Newlands ordenó los elementos por su masa atómica, y observó que se repite un ciclo de propiedades comunes cada 8 elementos (Ley de las octavas).

En 1869 Mendeleiev y Meyer sugieren el mismo patrón organizando los elementos conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa atómica creciente. Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masa atómicas, algunas propiedades se repiten periódicamente. Para asegurar que los patrones de las propiedades se ajustaran a la estructura de la tabla fue necesario dejar espacios vacíos. Esos espacios se correspondían con elementos desconocidos.

En los éxitos de Mendeleiev se encuentran los huecos que se corresponderían a los elementos por descubrir: Sc, Ga, Ge y Tc. Corrigió las masas atómicas de algunos elementos: I, Te, In, U.

Los problemas de Mendeleiev en la ordenación fueron: los elementos no siempre encajaban en el grupo con propiedades coincidentes por lo que tuvo que invertir el orden de Ni y Co, I y Te. Se estaban descubriendo nuevos elementos como el holmio y samario para los que no había hueco previsto. En algunos casos los elementos del mismo grupo eran muy diferentes en cuanto a su reactividad química. Para establecer un grupo, tenía que conocer un elemento, no se conocían a los gases nobles y no se había dejado espacio para ellos.

En 1913 H. Moseley descubrió realizando experimentos con rayos X, que al incidir un haz de rayos X en un elemento, los átomos del elemento emiten rayos X de una frecuencia característica. Las frecuencias están correlacionadas con las cargas nucleares Z. v = A(Z – b)²

Permitió predecir nuevos elementos (Tc, Pm, Re) que se descubrieron posteriormente. Encontró que al ordenar los elementos con respecto a Z se eliminaban las irregularidades de Mendeleiev basadas en la masa atómica y se definían con exactitud los huecos para los que era necesario encontrar elementos.

Los elementos más comunes

Los elementos más abundantes de la tabla periódica que se encuentran en la corteza terrestre, las aguas superficiales y la atmósfera son:

• Oxígeno: en la naturaleza se combina con todos los elementos excepto F y Cl. O₃ ozono estratosférico crucial en la protección de radiación ultravioleta. O₂ uso industrial de tratamiento de aguas y fabricación de acero.
• Nitrógeno: N₂ muy abundante (78%). Utilización en fertilizantes, explosivos, propelentes.
• Silicio: rocas sedimentarias, silicatos. Elemento crucial para la microelectrónica.
• Aluminio: metal muy abundante pero muy disperso. Utilización en industria aeronáutica por su ligereza y resistencia. Sales de Al en la industria alimentaria (levadura química).
• Sodio: se obtiene de los océanos y de minas de sal. Multitud de usos en la industria química.
• Calcio: formación de dientes y huesos. Se obtiene de CaCO₃, CaCO₄, yeso, fluorita.
• Hierro: fundamental en la fabricación de acero, metal estructural esencial.
• Magnesio: se obtiene del agua de mar. Se emplea para fabricar aleaciones ligeras.
• Potasio: principal uso en fertilizantes.
• Titanio: metal abundante pero caro de obtener. Ligero, inerte químicamente, alta resistencia mecánica.

Los elementos de un grupo

Los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares. Aunque tienen propiedades químicas similares, cada elemento tiene sus peculiaridades. Hay excepciones de los metales de transición en las configuraciones electrónicas. Entre los orbitales (n-1)d y ns existe pequeña diferencia de energía.

El trasvase de electrones del orbital ns a orbitales (n-1)d se puede ver favorecido por la estabilidad de las configuraciones esféricas, es decir, subniveles completos, completos a la mitad o vacíos.

Pueden hacerse razonamientos similares para los lantánidos y actínidos para excepciones análogas con orbitales (n-2)f y (n-1)d.

Al formar catines los electrones se sacan primero de los orbitales np, luego ns y finalmente (n-1)d.

Metales y no metales

Una tendencia periódica fundamental es la división de los elementos en metales, no metales y metaloides. Los metales se encuentran en el centro e izquierda de la tabla, los no metales están arriba a la derecha, y los metaloides son la división entre metales y no metales.

Metales

La mayor parte son maleables, pueden convertirse en láminas y pueden estirarse para formar hilos. Todos los metales a temperatura ambiente son sólidos excepto el mercurio que es un líquido. Presentan bajas energías de ionización y tienen tendencia a perder electrones (oxidarse) cuando están implicados en reacciones químicas.

Los metales alcalinos del grupo 1 tienen estado de oxidación +1 (pierden el electrón de la capa ns). Los metales alcalinoterreos del grupo 2 tienen estado de oxidación +2 (pierden dos electrones de la capa ns). En los metales de transición la variedad de estados de oxidación es muy amplia.

Los compuestos formados por un metal y un no metal suelen ser compuestos iónicos. La mayor parte de los óxidos metálicos son óxidos básicos, en otras palabras, cuando se disuelven en agua reaccionan para dar hidróxidos metálicos.

Na_2O (s) + H_2O (l) \rightarrow 2NaOH (aq)

No metales

Los puntos de fusión de los no metales son generalmente más bajos que los metales. Los compuestos formados por no metales son sustancias moleculares.

Los no metales cuando reaccionan con los metales tienden a ganar electrones formándose aniones. La mayor parte de los óxidos no metálicos son óxidos ácidos, se disuelven en agua para formar ácidos:

CO_2 (g) + H_2O (l) \rightarrow H_2CO_3 (aq)

Los óxidos no metálicos pueden combinarse con bases formando sales:

CO_2 (g) + 2NaOH (aq) \rightarrow Na_2CO_3 (aq) + H_2O(l) 

Metaloides

Presentan propiedades intermedias entre metales y no metales. Por ejemplo, el silicio presenta brillo metálico pero es quebradizo en lugar de maleable, y además es un mal conductor del calor y la electricidad en comparación con los metales.

Varios de los metaloides son semiconductores y constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de chips y y circuitos en los ordenadores.

Propiedades periódicas

Todas las propiedades periódicas dependen en algún modo de la carga nuclear efectiva y de la distancia del electrón al núcleo.

Radio atómico

El radio atómico se relaciona con el tamaño de los orbitales externos (el número cuántico principal n) y la carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la atracción ejercida por el núcleo positivo, y experimentada por un electrón en un nivel de energía externo. Es menor que la carga nuclear real, debido a que la atracción de los electrones de la capa externa por el núcleo está compensada parcialmente por la repulsión que sufren por los electrones situados en capas más internas, este efecto se conoce como apantallamiento.

La carga nuclear efectiva (Z_ef) es igual al número de protones en el núcleo (Z) menos el promedio de electrones entre el electrón en cuestión y el núcleo (S).

Z_{ef} = Z - S

Para calcular el efecto pantalla S, los electrones se clasifican en grupos. Cada orbital forma un grupo, excepto los orbitales s y p de cada nivel, que constituyen un grupo único. El valor de S se obtiene aplicando las reglas de Slater:

1. Los electrones situados en orbitales más externos que el electrón considerado no ejercen efecto pantalla.
2. Para cada uno de los electrones restantes de un mismo grupo 0,35; excepto para electrones 1s, para los que se resta 0,30.
3. Si el electrón considerado es s o p 0,85 unidades por cada electrón del grupo inferior y 1 unidad por cada electrón de los grupos más internos.
4. Si el electrón considerado es d o f, 1 unidad por cada electrón de niveles inferiores.

_9F: 1s^22s^22p^5; S2(s,p)
 = (6 * 0,35) + (2*0,85) = 3,80\\
Z_{ef} = 9 - 3,80 = 5,20

En un periodo, Z_ef aumenta de izquierda a derecha, y en un grupo permanece bastante constante tras un ligero aumento inicial.

La capacidad de un electrón para apantallar electrones externos depende de la forma del orbital. A medida que te alejas del núcleo la probabilidad de encontrar al electrón más cerca del núcleo es: ns > np > nd > nf. Los orbitales s son los más cercanos al núcleo y por lo cual los que menos sufren el efecto pantalla, pero los que ejercen un mayor efecto sobre orbitales d más externos.

El radio atómico disminuye a lo largo de un período. Los electrones se colocan en orbitales con el mismo n pero se contraen de manera progresiva por el aumento de carga nuclear efectiva que soportan los electrones externos. Este aumento se debe a que Z aumenta una unidad al pasar al elemento siguiente, pero el apantallamiento lo hace más débilmente, los electrones de una misma capa. Se apantallan mal entre sí.

Al bajar en un grupo el tamaño de los átomos aumenta ya que el número cuántico principal aumenta. Los electrones de valencia, los más externos permanecen constantes. Los electrones con efecto de pantalla aumentan pero también la carga nuclear.

La contracción de los lantánidos restringe el aumento del radio iónico del periodo 5 al periodo 6. La carga nuclear efectiva aumenta a medida que avanza el periodo 6 de los lantánidos (4f). Esto provoca que la carga nuclear efectiva para los metales que llenan orbitales 5d sea mayor de lo esperado. El tamaño de los metales que llenan orbitales 4d es similar a los que llenan orbitales 5d.

Radio iónico

Cuando un átomo metálico pierde uno o más electrones formándose un ion positivo hay un exceso de carga nuclear actuando sobre los electrones del catión resultante, por lo cual los cationes son más pequeños que el átomo del que proceden.

Los aniones son mayores que los átomos de los que proceden. Su carga nuclear Z es constante pero su carga nuclear efectiva Z_ef disminuye debido a la presencia de electrones adicionales, la fuerza de atracción sobre los electrones es menor y las repulsiones entre ellos aumentan. Los radios iónicos de aniones isoelectrónicos son tan mayores cuanto más negativa sea su carga.

Energía de ionización

La energía de ionización mide la fuerza con la que un átomo mantiene unidos sus electrones. Cuanto mayor es el valor de la energía de ionización más difícil es arrancar el electrón. Es siempre más difícil arrancar un electrón de un catión que el correspondiente a un átomo neutro.

El primer potencial de ionización se define como la energía necesaria para separar el electrón menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar un ion de carga +1.

Ca(g) \rightarrow Ca^+ (g) + 1e^-

El segundo potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del átomo.

Ca^+(g) \rightarrow Ca^{2+}(g) +1e^-

Se observa un importante aumento del potencial de ionización al arrancar electrones de los niveles internos, con valores más bajos de n, que están más cercanos al núcleo y por lo cual sufren una mayor atracción.

El comportamiento es inverso al del radio atómico, disminuye al bajar en un grupo y aumenta a lo largo de un periodo. Al bajar en un grupo la distancia al núcleo aumenta y la atracción que el núcleo ejerce sobre el electrón disminuye. A lo largo de un periodo la carga nuclear efectiva aumenta y la distancia del electrón al núcleo disminuye, el núcleo ejerce mayor atracción.

Las primeras energías de ionización de los elementos del grupo 13 (B, Al, Ga, In, Tl) son excepciones a las tendencias horizontales generales, son más bajas que los elementos del grupo 2 porque tienen únicamente un electrón en sus orbitales p más externos.

Los elementos del grupo 15 tiene valores altos, estos elementos tienen 3 orbitales p semiocupados, mientras que los del grupo 16 tienen valores más bajos, son excepción a la tendencia horizontal porque arrancar un electrón significa llegar a tener 3 orbitales p semiocupados, situación más estable.

Afinidad electrónica

Los átomos pueden ganar electrones para formar iones negativos (aniones). La afinidad electrónica es el cambio de energía asociado al proceso en el que un átomo aislado gaseoso gana un electrón para formar un ion con carga -1.

La tendencia de la afinidad electrónica en la tabla periódica es tomar valores más negativos a medida que se avanza en un periodo, a lo largo de un grupo no cambia significativamente. La variación de la afinidad a lo largo de la tabla no es regular.

Los halógenos, grupo 17, son lo que presentan mayor tendencia a captar electrones ya que adquieren la configuración de gas noble ns²np⁶, presentan afinidades negativas y valores altos en valor absoluto. Los grupo 2 y 18 tienen capas s y p llenas, un electrón adicional se colocaría en un orbital de mayor energía, los valores de afinidad son por tanto positivos, el proceso no es favorable. El grupo 15 es una irregularidad en la tendencia, tienen valores negativos pero menores que en el 14, ya que un electrón adicional los llevaría de una configuración ns²np³ con orbitales p semillenos a una situación más inestable ns²np⁴.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cuando está químicamente combinado con otro elemento. Los elementos con electronegatividades altas, los no metales, a menudo ganan electrones para formar aniones, los elementos con electronegatividades bajas a menudo pierden electrones para formar cationes. La electronegatividad se ha cuantificado según diferentes escalas:

• Pauling: basadas en datos de fuerza de enlace.
• Alfred-Rochow: tamaño y la carga nuclear efectiva.
• Mulliken: basada en EI y AE.
• Allen: basadas en datos espectroscópicos.

La escala de Pauling asigna al F el máximo valor de electronegatividad (4,0), el resto de valores están referenciados al valor del F. Se basa en analizar el carácter iónico de un enlace covalente en términos de resonancia, suponiendo que la entalpía de resonancia iónica es una medida de la participación iónica en el enlace y por lo cual la diferencia de electronegatividad entre los átomos.

A-B\longleftrightarrow A^+B^-

La energía de enlace E(A-B) en una molécula es siempre mayor que la media de la suma de las energías de las moléculas A-A y B-B. Pauling denominó a esta diferencia la energía de resonancia iónica y propuso que estaba relacionada con la diferencia de electronegatividad entre los átomos A y B. La energía de resonancia iónica se calcula:

\triangle (AB) = E(AB)-\frac{[E(AA)]+[E(BB)]}{2}

La diferencia de energía se debe a la atracción electrostática entre átomos parcialmente cargados en moléculas AB. Se debe a la contribución iónica en el enlace covalente. Pauling propuso la siguiente ecuación sustituyendo la media aritmética por la más exacta media geométrica.

E(AB) = [E(AA)*E(BB)]^{1/2}+96.48(\chi_A - \chi_B)^2

E(AB) se expresa en kJ mol^-1. 1 eV = 96.48 kJ mol^-1. Pauling encontró que la mayor diferencia de electronegatividad era la presentada entre F y Cs. Tomando como referencia el valor del F fijó su escala de electronegatividades. Según esta escala la electronegatividad aumenta al ir de la derecha de la tabal periódica y hacia arriba en un grupo. Para elementos representativos (bloque s y p) la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de abajo a arriba en un grupo.

Carácter iónico

Pauling estableció la idea de que el carácter iónico de un enlace varía con la diferencia de electronegatividad.

Propiedades químicas

Ayuda a predecir la dirección de la polaridad eléctrica de un enlace covalente heteronuclear. Ejemplo: el enlace C-H de un hidrocarburo es polar en el mismo sentido que el del enlace O-H en el agua pero de mucha menor intensidad. La polaridad del enlace Si-H en los silanos está cambiada. Los H en los silanos se comportan más como hidruros H^– que como protones H⁺.

Principio de singularidad

La química de los elementos del segundo periodo es a menudo significativamente diferente a la de los distintos elementos de sus respectivos grupos. Las razones esenciales por la que los primeros elementos de los grupos son diferentes:

1. Su excepcional pequeño tamaño. Las afinidades electrónicas de los primeros elementos son inesperadamente bajas. Es más difícil añadir un electrón a estos átomos. Hay un alto grado de carácter covalente en los compuestos de los primeros elementos.

2. Su intensa habilidad para formar enlaces π. El pequeño tamaño incrementa la probabilidad de formación de enlaces π. Los enlaces π conllevan un solapamiento lateral entre dos orbitales p. Si los dos átomos son grandes el solapamiento lateral del tipo π será menos efectivo.

3. La indisponibilidad de los orbitales d en estos elementos. Los orbitales d son de energía suficientemente baja como para ser ocupados sin un excesivo gasto de energía de promoción.

Efecto diagonal

Existe una relación diagonal entre la química del primer elemento de un grupo y la del segundo del grupo siguiente. Este efecto sólo es importante para los primeros tres grupos.

Efecto del par inerte

Los electrones de valencia (5s² y 6s²) son menos reactivos de lo que cabría esperar basándose en las tendencias de la carga nuclear efectiva, tamaños iónicos y energías de ionización. Pueden formar compuestos donde el estado de oxidación es dos unidades inferior que la esperada valencia del grupo.

Conforme se desciende en el grupo disminuye la tendencia a formar compuestos en los que el elemento se encuentra en su máximo estado de oxidación.

Espero que te haya gustado el artículo y, sobre todo, que te sirva de ayuda. ¿Tienes alguna duda o sugerencia? Puedes dejar tu opinión en los comentarios. ¡Gracias por llegar hasta aquí!