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SISTEMA PERIÓDICO DE
LOS ELEMENTOS
La gran cantidad de elementos conocidos hizo, que a principios del
siglo XIX, los químicos dedicaran sus esfuerzos en clasificarlos para
facilitar su estudio y la comprensión de sus propiedades.
Desde el principio se observó que muchos elementos presentaban
semejanzas entre sí, por lo que debía existir una ley que los
relacionase y agrupase en familias.
La búsqueda de esta ley natural se basó en dos criterios
fundamentales:
* Semejanza de las propiedades físicas y químicas.
* La relación de estas propiedades con alguna característica
de los átomos, principalmente con la masa atómica.
• La clasificación periódica de Mendeleiev, más elaborada que la de Meyer,
contenía todos los elementos conocidos hasta entonces, ordenados en una
tabla de doble entrada según los criterios siguientes:
 Masa atómica creciente: de izquierda a derecha en líneas horizontales.
 Semejanza en las propiedades: En columnas verticales los elementos
con propiedades semejantes.
Las propiedades de los elementos debían responder a una ley periódica
que todavía se desconocía.
Esto le llevó a predicciones arriesgadas:



Cuestionó el valor de masa atómica de algunos elementos.
Invirtió el orden de masas atómicas.
Dejó huecos en la tabla.
En 1914 Moseley determinó el número atómico de los elementos y
observó que si se colocaban los elementos en orden creciente de
número atómico, todos quedaban situados en el lugar requerido por
el criterio semejanza de las propiedades
Actualmente la ley periódica se puede enunciar de la siguiente
forma:
Al colocar los elementos en orden creciente de su
número atómico tiene lugar una repetición periódica de
ciertas propiedades físicas o químicas de aquéllos.
Esto es porque las propiedades químicas de los elementos radica
en la configuración electrónica en su nivel más externo o capa de
valencia, y esta se repite periódicamente.
Estructura del sistema
periódico
• Los 112 elementos conocidos, hasta el momento, aparecen
clasificados en orden creciente de su número atómico en 18
columnas o grupos y siete filas o periodos.
• La tabla periódica se estructura según la configuración electrónica
de los elementos. Dicha configuración es la responsable de las
propiedades de estos.
PERIODOS
Los elementos presentan propiedades diferentes que varían
progresivamente desde el comportamiento metálico, para acabar
siempre con un gas noble.
El nivel electrónico en el que se encuentran los electrones de valencia
es siempre el mismo. Cada elemento posee un electrón de valencia más
que el anterior. Ese electrón se llama electrón diferenciador.
Los elementos de un periodo
determinado se caracterizan por
tener los electrones en el mismo
nivel más externo, que es el
número que designa a cada
periodo
Los elementos del mismo periodo tienen sus electrones internos
ordenados como el gas noble del periodo anterior. Dichos electrones
reciben el nombre de kernel.
Na(Z  11)  Ne3s1
Al(Z  13)  Ne3s 2 3 p1
Ni(Z  28)  Ar4s 2 3d 8
GRUPOS
PROPIEDADES
PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO
El tamaño del átomo es difícil de definir por dos razones:
 Se trata de un sistema dinámico de partículas muy influenciado
por los átomos que le rodean.
 Los orbitales que componen la corteza electrónica no tienen
unas dimensiones definidas.
Los átomos no se presentan aislados, excepto los gases nobles,
por lo que el valor que se asigna en la práctica al
radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos
de dos átomos iguales enlazados entre si.
Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren
en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente
o metálico.
En un periodo, al aumentar el número atómico, disminuye el radio
atómico
Esto se debe a que el nivel electrónico más externo es el mismo (aunque
cada vez más poblado), pero la carga nuclear aumenta progresivamente,
por lo que atrae cada vez más a los electrones periféricos, provocando la
contracción a lo largo del periodo.
En un grupo, al aumentar el número
atómico, aumenta el radio atómico.
Esto se debe a que el número de capas
pobladas crece gradualmente, por lo que
el tamaño aumenta.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización, I, es la mínima energía necesaria para
que un átomo neutro de un elemento X, en estado gaseoso y en su
estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel
externo y dé lugar a un ion monopositivo X+, también en estado
gaseoso y en su estado electrónico fundamental.
X ( g )  I  X  ( g )  1e 
Se puede interpretar que esta energía de ionización es la energía
con que el átomo retiene al electrón
• Podemos hablar de 1ª, 2ª, 3ª … energía de ionización, que
corresponde a la energía necesaria para que el átomo ceda el 1º, 2º,
3º … electrón, respectivamente.
• Las sucesivas energías de ionización son cada vez mayores, ya que
el menor número de electrones supone menor apantallamiento sobre
el electrón que ocupa la posición más externa y, por lo tanto, mayor
atracción sobre él.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica, A, es la energía intercambiada en el
proceso por el que un átomo neutro X, en estado gaseoso y en su
estado fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion
mononegativo, también es estado gaseoso y en su estado
electrónico fundamental.
El valor de la afinidad electrónica informa de la tendencia a formar
el anión; cuanta más energía se desprenda en su proceso de
formación, más fácilmente se constituirá el anión.
En un grupo, la A.E. (en valor absoluto)
aumenta a medida que disminuye Z, ya que el
átomo es menor y atrae más al electrón.
En un periodo, aumenta al aumentar Z (con
excepción de los gases nobles, ya que el átomo
es menor y atrae más al electrón.
ELECTRONEGATIVIDAD
• La electronegatividad de un elemento se define como la tendencia
relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos
con los que están enlazados.
• Es por tanto una propiedad de los átomos enlazados.
• En 1939 Pauling estableció una escala arbitraria de
electronegatividades, asignando al átomo más electronegatico, el F,
el valor 4,0 y, a partir de él, el de todos los demás.
En un periodo la electronegatividad
aumenta al aumentar el nº atómico.
En un grupo la electronegatividad
aumenta al disminuir el nº atómico.
Los gases nobles carecen de valor de la electronegatividad, ya que se
caracterizan por su mínima tendencia a formar enlaces con los demás
elementos.
La electronegatividad es muy útil cuando se trata de predecir el tipo de
enlace que forman dos átomos:
Si la diferencia de electronegatividad es muy grande: enlace iónico.
Si la diferencia de electronegatividad es pequeña: covalente, más o
menos polarizado.
CARÁCTER METÁLICO
El carácter metálico es alto en elementos que:
Pierden fácilmente electrones para formar cationes.
Bajas energías de ionización
Bajas afinidades electrónicas
Bajas electronegatividades
El carácter metálico es bajo en elementos que:
Ganan fácilmente electrones para formar aniones
Elevadas energías de ionización
Elevadas afinidades electrónicas
Elevadas electronegatividades