2. PERIODICIDAD QUIMICA

INTRODUCCION.

Con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas podemos comprender porque determinados elementos tienen propiedades semejantes. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica.

ACTIVIDAD 1:

El alumno debe adquirir una Tabla Periódica para fines de una mejor comprensión del tema en desarrollo. Esta será requerida y validada por el profesor asignado a la materia.

CLASIFICACIONES PERIDICAS INICIALES.

En base a la información de las propiedades químicas en común los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos.

Algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica son:

1. Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamadas triadas.

2. John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

3. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

TABLA PERIODICA ACTUAL.

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.

Ley periódica: → "Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

Lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.

ORGANIZACION DE LA TABLA PERIODICA.

1. Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos.
2. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias, los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B.
3. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición.
4. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
5. La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles.
6. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales (son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico) y al lado derecho a los no metales (pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido).
7. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides (poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales).

Referencias de Consulta de la Tabla Periódica.

- Tabla Periódica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:

http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/vyhledav/varianty/spanels2.html

- Tabla Periódica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:

http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/tperiodica1.pdf

CONFIGURACION ELECTRONICA.

Como ya se ha mencionado, los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por los números cuánticos.

- n: El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

- l: El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

- m: El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto.

Cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1, 0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

- s: Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

LLENADO DE ORBITALES.

Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la derecha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado. Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.

ACTIVIDAD 2:

El alumno debe consultar el siguiente link así como realizar ejercicios dentro y fuera del aula para una clara comprensión de la Configuración Electrónica de los elementos.

Configuración Electrónica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de: http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm

LOCALIZACION DE LOS ELEMENTOS.

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

1. Elementos representativos (Grupos A): Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) La cual en forma ascendente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5.

c) El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

a) Grupo IA: Alcalinos
b) Grupo IIA: Alcalinotérreos
c) Grupo VIIA: Halógenos
d) Grupo VIIIA: Gases nobles

2. Elementos de transición (Grupos B): Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Si la suma es 3, 4, 5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9,

b) La cual en forma ascendente es; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d9 5s2.

c) El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.

3. Elementos de tierras raras (Lantánidos y Actínidos): Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s, f-d-s o d-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

Referencias:

- Elementos Químicos. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.educaplus.org/sp2002/index1.html
-Glosario de Química. Recopilado en Oct. 09, 2008 de: http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/vyhledav/varianty/spanels2.html
- Tabla periódica, configuración electrónica y propiedades periódicas. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?GUID=123.456.789.000&ID=136396