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La Tabla Periódica de los elementos
Importancia de la tabla periódica

Toda la materia del Universo se debe a combinaciones de las
casi 120 sustancias básicas que llamamos elementos.

Al estudiar Química, nos podemos ahogar en los datos si no
percibimos los patrones de comportamiento de los diversos
grupos en que clasificamos esas sustancias.

El
gran valor
de saber
reconocer
los patrones
de
comportamiento y de aprender las reglas y generalizaciones
es que nos ahorran tener que aprender muchos datos
individuales.

La tabla periódica es la herramienta más importante que los
químicos usan para organizar y recordar datos químicos.
Importancia de la tabla periódica

La Química nos ayuda a entender las propiedades de la
materia en términos de los átomos que la componen.

La configuración electrónica de los elementos nos permite
explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas.

Los elementos de una misma columna o grupo de la tabla
periódica contienen el mismo número de electrones en sus
orbitales de capa externa, u orbitales de valencia.

Las propiedades químicas de un elemento dependen de
sus orbitales de valencia, ya que éstos determinan la
forma en que sus átomos interactúan con átomos de otros
elementos.
Antecedentes

Antoine Lavoisier
Padre de la Química Moderna

En 1789, Antoine Lavoisier publicó su
obra más importante fijando los
fundamentos de la Química como una
disciplina genuinamente científica y
estableciendo una definición más clara
de lo que era un elemento químico:
Se entiende por elemento toda aquella
sustancia que no puede descomponerse en otras más sencillas.
Lavoisier presentó además la primera tabla de los elementos
que, aunque muy incompleta, se puede considerar como la
base a partir de la cual surgió la tabla periódica moderna.
Antecedentes

A principios del siglo XIX, los avances en la Química
hicieron más fácil aislar los elementos de sus
compuestos.

En consecuencia, el número de elementos químicos
conocidos se duplicó de 27 a 63 hacia el año 1865. Al
aumentar este número, los científicos comenzaron a
buscar patrones en sus propiedades e investigar la
posibilidad de clasificarlos en formas útiles.
En 1860 el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de
manifiesto el hecho de que algunos elementos (por
ejemplo el O2) poseen moléculas que contienen dos
átomos.
Esta aclaración permitió que los químicos lograran tener
una lista consistente de elementos.


Antecedentes

La ley periódica surge en forma empírica antes de ser
conocidos sus verdaderos fundamentos.

Sus descubridores y antecesores nada sabían de
electrones, protones, neutrones y, menos aún, de la
configuración electrónica.

Los científicos de la época tampoco tenían conocimiento
del concepto del número atómico; los primeros intentos por
encontrar un comportamiento periódico fueron hechos
ordenando los elementos según su masa atómica.

No obstante, tanto la ley como el sistema por ella
conformado, fueron de gran valor para el desarrollo de la
Química de fines del siglo XIX.
Antecedentes

Berzelius, Jöns Jakob, barón de, (17791848), químico sueco, considerado uno de
los fundadores de la Química moderna.






Clasificó a los elementos en metales y no
metales (como había hecho Lavoisier).
Descubrió y aisló varios elementos químicos.
Introdujo el término catalizador y explicó la
naturaleza e importancia de la catálisis.
Introdujo también el sistema actual de notación química: N (Nitrongen) para el nitrógeno, Na (Natrium) para el sodio, Ni (Nickel) para el
níquel, Nb (Niobe) para el niobio.
Desarrolló una teoría que establece que los compuestos químicos
están formados por componentes de carga negativa y positiva.
Todo su trabajo teórico se basaba en una elaborada medición
experimental.
Antecedentes
Johann Wolfgang Döbereiner (1827)
Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación
entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades; él observó
que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que
se presentaban en tríadas.
Nombre
Masa
Atómica
Nombre
Masa
Atómica
Nombre
Masa
Atómica
Calcio
40.1
Azufre
32.1
Cloro
35.5
Estroncio
87.6
Selenio
79.1
Bromo
79.9
Bario
137.3
Telurio
127.6
Iodo
126.9
Suma
extremos
177.4
159.7
162.4
Promedio
88.7
79.85
81.2
Encontró que la
masa atómica del
elemento intermedio
es igual al promedio
de los otros dos, y lo
mismo las propiedades químicas y
físicas.
Debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión
existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas
moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de
Döbereiner.
Antecedentes
John A. R. Newlands




En 1864, el químico inglés Newlands comunicó a la Real Sociedad
Inglesa de Química su observación de que al ordenar los
elementos en orden creciente de sus pesos atómicos
(prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de
cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero.
Llamó a esta repetición periódica la ley de las octavas, por su
analogía con la escala musical.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse la regla, esta
ordenación no fue apreciada por la comunidad científica, que lo
menospreció y ridiculizó.
23 años más tarde, fue reconocido por la Royal Society, que
concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
La tabla periódica de Mendeleev

En 1869 Dimitri Mendeleev en Rusia -basándose en la
variación de las propiedades químicas- y un año después
Julius Lothar Meyer en Alemania -basándose en la
variación del volumen atómico- publicaron esquemas de
clasificación de los elementos casi idénticos.

Los trabajos de Mendeleev y de Meyer condujeron al
descubrimiento de la ley de periodicidad de los elementos
químicos o ley periódica de los elementos:
Las propiedades químicas y físicas similares ocurren
periódicamente si los elementos se acomodan en orden de
masa atómica creciente, es decir, las propiedades de los
elementos son función periódica de sus masas atómicas.
La tabla periódica de Mendeleev

Aunque en lo esencial ambos llegaron a la misma
conclusión, se le da el crédito a Mendeleev porque éste
promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y se
adelantó un año en la publicación de sus hallazgos, con lo
que estimuló una gran cantidad de trabajos nuevos en
Química.

Además de lo anterior, el trabajo de Mendeleev fue más
extenso y llegó incluso a predecir la existencia y
propiedades de elementos desconocidos en ese momento.

Por ejemplo, tanto el galio (Ga) como el germanio (Ge)
eran desconocidos en esa época. Mendeleev predijo
audazmente su existencia y propiedades, refiriéndose a
ellos como eka-aluminio y eka-silicio, por los elementos
abajo de los cuales aparecen en la tabla periódica.
La tabla periódica de Mendeleev








Es, Ekasilicio (Mendeleev 1871)
Peso atómico: 72.
Peso específico: 5.5.
Elemento
grís
oscuro
y
por
calcinación dará un polvo blanco de
EsO2.
El elemento descompondrá el vapor
de agua con dificultad.
Los ácidos tendrán una acción ligera,
los álcalis nula.
La acción del sodio sobre el EsO2 o
sobre EsK2F6 dará el elemento
El óxido EsO2 será refringente y
tendrá un peso específico de 4.7.
El EsCl4 será un líquido con punto de
ebullición debajo de 100°C y un peso
especifico de 1.9 a 0 °C.
Ge, Germanio (Winkler 1886)
 Peso atómico: 72.6
 Peso específico: 5.86
 Elemento blanco grisáceo y por
ignición da un polvo blanco de GeO2 .
 El elemento no descompone el agua.
 No es atacado por el HCl, pero sí por
el Agua regia.
 Se obtiene por reducción del GeO3 y
del GeK2F6 con Na.
 El GeO2 es refringente y su peso
específico es de 4.703
 El GeCl4 tiene un punto de ebullición
de 86.5°C y un peso específico de
1.88 a 20°C
El gran parecido del germanio con el elemento predicho por
Mendeleev fue lo que lo ayudó a conseguir finalmente la aceptación
general de este sistema de ordenación, que es el precursor más
importante de la moderna tabla periódica.
El número atómico
Electrones alta energía
Rayos X
En 1913, dos años después de que
Rutherford propusiera el modelo
nuclear del átomo, un físico inglés
llamado Henry Moseley (18871915) desarrolló el concepto de los
números atómicos.
Moseley determinó las frecuencias de los rayos X emitidos después de que
diferentes elementos se bombardeaban con electrones de alta energía, y vio
que cada elemento produce rayos X con una frecuencia característica;
además, observó que por lo general la frecuencia aumentaba al aumentar la
masa atómica.
Moseley acomodó las frecuencias de rayos X en orden asignándoles un
número entero singular, llamado número atómico, a cada elemento. Ahora
sabemos que el número atómico es igual tanto al número de protones en el
núcleo como al número de electrones que hay en el átomo.
El número atómico

Ley periódica de Moseley establece que las propiedades
físicas y químicas de los elementos son función periódica
de sus números atómicos

El concepto de número atómico aclaró algunos problemas
del modelo temprano de la tabla periódica, que se basaba
en masas atómicas.
Elemento

Masa Atómica Número Atómico
Argón (Ar)
39.948
18
Potasio (K)
39.098
19
Los estudios de Moseley también predijeron "agujeros" en
la tabla periódica, que posteriormente dieron lugar al
descubrimiento de nuevos elementos.
Tipos de Elementos
http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm
Propiedades de los elementos
Metales
Metaloides
Buenos
conductores del
calor y la
electricidad
Son maleables y
dúctiles
Conducen la
Malos conductores
electricidad en
del calor y la
ciertas condiciones electricidad
La mayoría no son
maleables ni
dúctiles
Sus puntos de
Sus puntos de
fusión y ebullición fusión y ebullición
son altos
son medios
Al reaccionar cede Al reaccionar se
sus electrones
puede comportar
como metal o como
no metal
No metales
No son maleables
ni dúctiles
Sus puntos de
fusión y ebullición
son bajos
Al reaccionar
comparte o acepta
electrones
Propiedades físicas de metales y no metales
Metales
No metales
Sólidos excepto el Hg, que es
líquido
Alta densidad
Sólidos y gases excepto el Br,
que es líquido
Baja densidad
Alta temperatura de fusión
Baja temperatura de fusión
Tienen brillo
Son dúctiles
No tienen brillo, excepto el
Yodo
No son dúctiles
Son maleables
No son maleables, son frágiles
Buenos conductores del calor
Malos conductores del calor
Alta conductividad eléctrica
Baja conductividad eléctrica
Propiedades químicas de metales y no metales
Metales
No metales
En general poseen 1, 2 ó 3
electrones de valencia
Tiene 4 ó más electrones de
valencia, excepto el Hidrógeno
Forman cationes (iones positivos) al Forman aniones (iones negativos) al
ceder sus electrones de valencia
ganar electrones
Forman compuestos iónicos con los Forman compuestos iónicos al
no metales
reaccionar con los metales
En estado sólido presentan enlace
metálico
No reaccionan entre sí, al
mezclarse forman una aleación
La mayoría forma moléculas
diatómicas mediante enlace
covalente
Al reaccionar entre sí forman
compuestos covalentes
metal + halógeno  sal
metal + oxígeno  óxido metálico
no metal + no metal  comp. covalente
no metal + oxígeno  óxido no metálico
Estructura
Períodos
PERÍODO: Renglón de elementos donde las propiedades
químicas van cambiando paulatinamente.
Existen 7 PERÍODOS, con 2, 8, 8, 18, 18, 32 y 32 elementos
respectivamente.
Estructura
Grupos
GRUPO: Columna de la tabla con elementos cuyas
propiedades químicas son semejantes.
Existen 18 GRUPOS, algunas con nombres particulares, la
mayoría toma el nombre del elemento inicial de la familia.
Estructura
s
p
f
d
BLOQUE: Conjunto de grupos o familias que tienen
propiedades comunes y semejanzas en su estructura interna.
Existen 3 BLOQUES de elementos: Representativos, Transición o
metales pesados y Transición interna o tierras raras.
Propiedades periódicas

Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse
con base en su posición en la tabla periódica, sobre todo
en forma comparativa de unos con otros.

La ordenación periódica de los elementos, se realizó de
forma que elementos con propiedades químicas similares
quedaran en la misma columna, logrando que algunas
propiedades aumentaran o disminuyeran regularmente al
bajar en el grupo.

De esta forma, manejar correctamente la tabla periódica
significa conocer las propiedades de cada grupo de
elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma y
sus propiedades, carácter metálico, etc.
Radio atómico

Un átomo contiene tantos electrones como protones tiene
en su núcleo, de forma que es eléctricamente neutro; los
electrones se distribuyen en capas concéntricas alrededor
del núcleo.

En las interacciones entre los distintos átomos sólo
intervienen los electrones situados en su capa exterior, ya
que son los que se encuentran más lejos del núcleo y los
que están atraídos más débilmente, por lo que se pierden
con mayor facilidad.

Es común llamar a los electrones de la capa exterior
electrones de valencia. Los electrones de las capas
interiores se llaman electrones internos.

El radio atómico es la distancia media entre los electrones
de valencia y el núcleo.
Energía de ionización

Es la cantidad de energía que se requiere para eliminar el
electrón más débilmente unido al átomo.

La energía de ionización en los períodos aumenta de
izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo
hacia arriba.

Dos factores influyen sobre la energía de ionización:


Por una parte será mayor cuanto más atraído esté el
electrón que se pierde por el núcleo atómico.
Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho
electrones en su capa de valencia, acercarse a este
ideal disminuirá la energía de ionización, y alejarse de
él la aumentará.
Cuando el átomo
pierde electrones,
se forma un ion
con una o varias
cargas
positivas
que recibe el nombre de catión.
En general, los
cationes son iones
metálicos.
El radio de un
catión siempre es
menor que el del
átomo del que
procede.
Afinidad electrónica

Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana
un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a
ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los
periodos hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba.

Como la energía de ionización, la afinidad electrónica
dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que
debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes
y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de
valencia con ocho electrones.

A diferencia de la energía de ionización, la medición de la
afinidad electrónica es complicada; sólo en muy pocos
casos puede realizarse de forma directa y los datos que se
tienen no son completamente confiables.
Cuando un átomo
gana electrones, se
forma un ion con
una o varias cargas
negativas que recibe
el nombre de anión.
En general, los aniones son iones no
metálicos.
Los aniones siempre
tienen
un
radio
mayor que el de los
átomos de los que
proceden.
Electronegatividad

Es una medida de la atracción que ejerce un átomo de una
molécula sobre los electrones del enlace.
H:H
H
:F
En la tabla periódica la
electronegatividad en los períodos aumenta de izquierda a
derecha y en los grupos
aumenta de abajo hacia
arriba.
El enlace químico

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos
átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la
transferencia total o parcial de electrones para adquirir
ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases nobles.

Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o
comparten uno o varios electrones de valencia.

Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con
otros para formar nuevas substancias denominadas
compuestos.

El compuesto resultante es química y físicamente diferente
de los elementos que lo originaron.
Conceptos básicos de los enlaces químicos
Resulta útil clasificar los enlaces químicos en tres grupos
amplios: (1) enlaces iónicos, (2) enlaces covalentes y (3)
enlaces metálicos.
1. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas
electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta;
los iones pueden formarse a partir de átomos por la
transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de
la interacción entre metales de la extrema izquierda de
la tabla periódica (cationes) y no metales de la extrema
derecha (aniones).
El enlace iónico

11Na
1s22s22p63s1
11Na
+
1s22s22p6
[Ne]
17Cl
1s22s22p63s23p5

17Cl
1s22s22p63s23p6
[Ar]
Características de los compuestos iónicos

Están formados por metal + no metal.

No forman moléculas, existen como un agregado de
aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

Los metales ceden electrones formando cationes, los no
metales aceptan electrones formando aniones.

Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido
o un gas.

En solución acuosa, son buenos conductores de la
electricidad.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Son solubles en solventes polares como el agua.
Conceptos básicos de los enlaces químicos
2. Un enlace covalente es el resultado de compartir
electrones entre dos átomos.
 Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se
observan en las interacciones de los elementos no
metálicos entre sí.

Características del enlace covalente




Se caracterizan por la compartición de electrones. Los
átomos no ganan ni pierden electrones, los comparten.
Está formado por elementos no metálicos; pueden ser 2 ó
más no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o
triples, dependiendo de los elementos que se enlazan.
El enlace covalente puede ser:
Dif. en EN
Enlace covalente no
polar
Los electrones se
comparten por igual.
Enlace covalente polar
Los electrones se
comparten de manera
desigual.
0
0.1 a 1.9
Características del enlace covalente
Un enlace covalente diferente es el que se llama
enlace covalente coordinado (enlace dativo)
cuando el par electrónico compartido es puesto
por el mismo átomo.
Este enlace en nada se puede distinguir de un
enlace covalente típico, ya que sus características no se modifican.
Características de los compuestos covalentes:




Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido,
líquido o gaseoso.
En general, son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.
Son solubles en solventes no polares como benceno,
tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares
como el agua.
Molécula: la partícula más pequeña de
una sustancia, que mantiene las
propiedades químicas específicas de
esa sustancia.
La mayor parte de la materia se
compone de moléculas o iones; sólo los
gases nobles existen como átomos
aislados.
Muchos elementos se encuentran en la
naturaleza en forma molecular (oxígeno,
O2; ozono, O3).
Los compuestos que están formados por
moléculas se denominan compues-tos
moleculares; por lo general, los
compuestos moleculares sólo contienen
no metales.
Imágenes tomadas de “Química, la Ciencia Central”, Brown, LeMay, Bursten
Ed. Pearson Prentice Hall, 7a. Edición, 1998
Conceptos básicos de los enlaces químicos
3. El enlace metálico se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas.
 En estos casos ninguno de los átomos tiene más
posibilidades que el otro de perder o ganar los
electrones.
 La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la
compartición de electrones entre muchos átomos.
Se crea una nube de electrones que
es compartida por todos los núcleos
de los átomos que ceden electrones al
conjunto.
Los electrones que se comparten se
encuentran deslocalizados entre los
átomos que los comparten.
Conceptos básicos de los enlaces químicos

Existe una teoría llamada "teoría del electrón libre", que
pretende explicar las propiedades del estado metálico.

Esta teoría supone que los electrones externos de los
átomos metálicos, se liberan de éstos, ya que están
débilmente unidos; los átomos adquieren carga positiva.

Los electrones se agrupan en un mar electrónico que sirve
como material de unión que impide que se separen los
iones positivos.

Los electrones son compartidos por los átomos, pero
pueden moverse a través del sólido, por lo que estos
materiales tienen buena conductividad térmica y eléctrica,
brillo, maleabilidad y ductilidad.
Conceptos básicos de los enlaces químicos
Enlace Iónico
Baja energía
de ionización
Alta afinidad
electrónica
H <0
H >0
Cationes
(1A y 2A)
Enlace Covalente
Aniones
(7A y O2)
Compuesto Iónico
Sólo participan algunos e- de valencia,
los otros son pares libres. (También
están los e- internos).
La fuerza que mantiene unidos a los
átomos en la molécula se llama
energía de enlace.
Mismo elemento
Moléculas
Estabilidad = f(energía reticular)
Compuesto
Iónico
Covalente
polar
2.0
Diferencia en electronegatividad
Covalente
Resumen



En resumen, la tabla periódica es una herramienta útil que
correlaciona las propiedades de los elementos de una
forma sistemática y ayuda a hacer predicciones con
respecto al comportamiento químico.
Pocas sistematizaciones en la historia de la ciencia
pueden rivalizar con el concepto de la ley periódica de los
elementos como una clarísima revelación del orden que
existe en el universo.
En el patrón rítmico de las propiedades de los elementos,
estas unidades arquitectónicas con las que se ha
construido el universo no cambian en forma caprichosa,
sino siguiendo un orden que hemos logrado explicar y
ahora nos es de gran utilidad.
Línea del tiempo de la tabla periódica (1)
www.scribd.com/doc/4025134/Recta-historica-de-la-tabla-periodica
Línea del tiempo de la tabla periódica (2)
www.scribd.com/doc/4025134/Recta-historica-de-la-tabla-periodica