Clasificación periódica de los elementos

Objetivos: 1.- Conocer cómo están ubicados los elementos en la tabla periódica. 2.- Identificar las propiedades periódicas de los elementos químicos. 3. -Explicar las propiedades periódicas que presentan los elementos químicos dentro de la tabla periódica.


Contenido


Los elementos se encuentran reunidos en grupos y periodos.
Grupo: Los elementos químicos se hallan encolumnados en grupos. Aquellos que pertenecen a un mismo grupo presentan propiedades químicas similares. Por ejemplo, los del grupo IA de los metales alcalinos (a excepción del hidrógeno, que no es metal) presentan propiedades altamente metálicas, siendo electropositivos y los del grupo VII A de los halógenos presentan propiedades No metálicas, y son muy electronegativos.


Periodo: Cada una de las filas horizontales constituye un periodo. Los elementos que pertenecen a un mismo periodo se caracterizan porque sus propiedades físicas y químicas varían gradualmente. Por ejemplo, el primer elemento presenta carácter metálico, pero va disminuyendo, apareciendo elementos con carácter No metálicos, siendo el último elemento netamente No metálico.

Importancia de la clasificación periódica:
1) Facilitó el estudio sistemático de los elementos, es decir, conociendo las propiedades químicas de un elemento, ellas se pueden aplicar, aproximadamente, a los demás elementos que corresponden al mismo grupo.
Ejemplo: Elementos del grupo IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

2) Permitió que se corrigieran las masas atómicas de algunos elementos, mal considerado en su época.
3) Permitió pronosticar las propiedades de elementos no conocidos hasta ese momento.

4) Permitió conocer la valencia principal de un elemento por su ubicación en los grupos. Por ejemplo: Los elementos del grupo I: tienen valencia I, los del grupo II: valencia II, los del grupo III: valencia III, los del grupo IV: valencia IV.
A partir del grupo V la valencia disminuye, las cuales se pueden calcular restando de 8 el número de grupo. Esto es: los del grupo V tienen valencia (8 5) = 3; los del grupo VI tienen valencia (8 6) = 2; y los del grupo VII tienen valencia (8 7) = 1.

Al descubrirse los gases nobles, raros o inertes, se observó que podían ser ubicados en la tabla periódica en un grupo especial, posterior al grupo VII. Se lo denominó “grupo cero”, y corresponde a elementos de valencia nula.


Completo la valencia principal de los elementos ubicados en los siguientes grupos:
Grupo. Valencia principal.

I =
II =
III =
IV =
V =
VI =
VII =
VIII o cero =

¿Qué inconvenientes presenta esta clasificación periódica?
1) El hidrógeno no tiene una ubicación precisa, esto es, está ubicado en el grupo IA por ser monovalente.

2) Los elementos denominados de “tierras raras” (lantánidos y actínidos) ocupan el lugar de un solo elemento cada uno.

Propiedades periódicas.
Existen ciertas propiedades que varían de manera sistemática, denominadas propiedades periódicas, entre las cuales podemos mencionar.

1) Carga nuclear efectiva: Se refiere a que los electrones que se hallan más cercanos al núcleo (estos son los electrones internos) ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo (Z), por tal razón, los electrones más externos (estos electrones ocupan orbitales de mayor energía) son atraídos por el núcleo con una fuerza menor, la carga neta que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva; y en la tabla periódica crece de izquierda a derecha en un mismo periodo, pero en un mismo grupo prácticamente no varía a pesar del aumento en el número atómico, esto es debido al apantallamiento producido por los electrones internos.


2) Radio atómico: Se refiere a la distancia que separa al último electrón, esto es, al más externo del núcleo atómico, a dicha distancia se la denomina radio atómico. El radio atómico de los átomos de los elementos disminuye de izquierda a derecha, ya que al aumentar en ese sentido la carga nuclear efectiva, los electrones externos son más atraídos hacia el núcleo, y el radio es menor. En un mismo grupo, el radio atómico aumenta
de arriba hacia abajo, ya que en ese sentido aumenta el número cuántico principal, y por lo tanto, el tamaño de los orbitales.


3) Radios iónicos: Como ya sabemos, los átomos neutros al perder o ganar electrones se trasforman en iones. Se denominan cationes a los átomos de los elementos que pierden electrones (quedan con carga positiva) y aniones a los átomos de los elementos que ganan dichos electrones (quedan con carga negativa).

El tamaño de un catión es menor al tamaño de su átomo neutro, pero el tamaño de un anión es mayor al de su átomo neutro correspondiente.

En la tabla periódica, los radios iónicos aumentan de arriba abajo en un mismo grupo, la variación en los periodos es difícil analizar, ya que depende de la cantidad de cargas de los iones.

4) Energía de ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental o normal (de menor energía). El átomo se convierte en un ión monopositivo, esto es, con una sola carga positiva.
En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un mismo periodo, y de abajo para arriba en un mismo grupo de elementos.


5) Afinidad electrónica: Es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, capta o gana un electrón y se convierte en un ión mononegativo.

La afinidad electrónica crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.


6) Electronegatividad: Se define como la capacidad que tienen los átomos de los elementos de atraer electrones de un enlace químico con otro átomo.

Linus Pauling empleó medidas comparativas de energías de enlace y asignó al hidrógeno un valor arbitrario de electronegatividad (2,1), pudiendo de esta forma calcular los valores de electronegatividades para los demás elementos,

Valores de electronegatividad de Pauling para los elementos representativos.

En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un mismo periodo, y de abajo para arriba en un mismo grupo.
Los elementos más electronegativos son el flúor y el oxígeno, mientras que el menos electronegativo es el cesio.

Valores de electronegatividad de Pauling para los elementos representativos.

1
H: 2,1
Li: 1,0
Na: 0,9
K: 0,8
Rb: 0,8
Cs: 0,7
2
Be: 1,5
Mg: 1,2
Ca: 1,0
Sr: 1,0
Ba: 0,9
13
B: 2,0
Al: 1,5
Ga: 1,0
In: 1,7
Ti: 1,7
14
C: 2,5
Si: 1,8
Ge: 1,8
Sn: 1,8
Pb: 1,8
15
N: 3,0
P: 2,1
As: 2,0
Sb: 1,9
Bi: 1,9
16
O: 3,5
S: 2,5
Se: 2,4
Te: 2,1
Po: 2,0
17
F: 4,0
Cl: 3,0
Br: 2,8
I: 2,5
At: 2,2
La electronegatividad es una propiedad muy importante, ya que permite comparar el carácter metálico y no metálico de uno y otro elemento; todos los metales tienen valores de electronegatividad inferiores a 2, mientras que los elementos no metálicos tienen valores de electronegatividad superiores a 2.


Observaciones: En siguientes ediciones daremos ejercicios sobre las propiedades periódicas de los elementos químicos.