Historia y Evolución de la Tabla Periódica
Primeras Clasificaciones de los Elementos
A principios del siglo XIX, se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos. Se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación con su masa. En la época de Dmitri Mendeléyev, solo se conocían unos 63 elementos. Uno de sus grandes éxitos fue dejar vacíos en su tabla, sabiendo que serían ocupados por elementos nuevos y desconocidos, cuyas propiedades fue capaz de predecir. En otros casos, la ordenación por masas atómicas era incompatible con las propiedades químicas.
Tabla Periódica Actual
En 1913, Henry Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico (Z). Al colocar así los elementos en orden, aquellos situados en la misma columna presentan propiedades químicas y físicas similares. Existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un electrón de un átomo y su posición en la tabla periódica, y por tanto, en su reactividad química y la fórmula estequiométrica de los compuestos que forma.
Moseley enunció la Ley Periódica: «Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades.»
Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un electrón de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química y la fórmula estequiométrica de los compuestos que forma.
Clasificación de los Elementos por Bloques
Los elementos se clasifican en 4 grupos o bloques, según el tipo de orbital que esté siendo ocupado por los electrones de valencia:
- Bloque s: Situado a la izquierda de la tabla.
- Bloque p: Situado a la derecha de la tabla.
- Bloque d: Situado en el centro de la tabla.
- Bloque f: Situado en la parte inferior de la tabla.
Carga Nuclear Efectiva (Z*)
La carga nuclear efectiva (Z*) es la carga real que mantiene unido a un electrón al núcleo. Según la Ley de Coulomb, al aumentar el número de protones, aumenta la carga nuclear y, por tanto, el electrón será atraído con mayor fuerza.
Factores que Influyen en la Carga Nuclear Efectiva
- Carga nuclear (Z): A mayor carga nuclear, mayor fuerza de atracción.
- Efecto pantalla (apantallamiento) (σ): Es la repulsión electrónica de los electrones interiores, que reduce la carga nuclear efectiva percibida por los electrones externos.
Ambos efectos son contrapuestos:
- A mayor Z, mayor Z*.
- A mayor apantallamiento, menor Z*.
Propiedades Periódicas de los Elementos
Tamaño del Átomo: Radio Atómico y Radio Iónico
Radio Atómico
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos en una molécula diatómica o la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo en un átomo.
- En un mismo periodo: El radio atómico disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha). En un periodo, el número de capas electrónicas es el mismo, y a medida que avanzamos, el número de protones aumenta, incrementando la carga nuclear y, por tanto, la atracción sobre los electrones más externos.
- En los periodos con elementos de transición: El apantallamiento aumenta, lo que disminuye la carga nuclear efectiva y, consecuentemente, aumenta el tamaño atómico.
- En un grupo: El radio atómico aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones. Cuanto más separadas estén las cargas, menor será la atracción nuclear efectiva.
Radio Iónico
El radio iónico es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano.
- Los cationes son menores que los átomos neutros debido a la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión de electrones).
- Los aniones son mayores que los átomos neutros debido a la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).
Comparación de Tamaños en Especies Isoelectrónicas
Cuando tengamos que comparar una serie de especies químicas (átomos neutros, cationes y aniones) para determinar su tamaño, nos tendremos que fijar en:
- La configuración electrónica.
- La carga nuclear.
En ocasiones, al realizar la configuración electrónica, observaremos que hay especies que tienen la misma configuración electrónica, denominadas isoelectrónicas. Cuando esto ocurra, nos fijaremos en la carga nuclear.
Energía de Ionización (EI)
La energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo que se encuentra en su estado fundamental para arrancarle un electrón.
- Son energías siempre positivas. Para quitar un electrón, suministramos una 1ª energía de ionización o una 2ª energía de ionización, que es mayor que la primera.
- Cuanto más nos desplazamos hacia la derecha en un periodo, mayor será la energía de ionización, pues hay mayor carga nuclear, mayor atracción de electrones y menor tamaño atómico.
- A medida que se desciende en un grupo, la energía de ionización disminuye, pues habrá más capas electrónicas y, por tanto, menor atracción de los electrones hacia el núcleo.
Afinidad Electrónica (AE)
La afinidad electrónica se define como la energía implicada cuando un átomo en estado gaseoso y fundamental gana un electrón.
- Se denomina proceso endotérmico si la energía es suministrada.
- Si es negativa, es exotérmica y libera energía al captar electrones.
- Mayor AE si tienen tendencia a ganar electrones. A mayor energía liberada, mayor AE.
- Baja Afinidad Electrónica: Elemento con poca tendencia a ganar electrones.
Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia relativa que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones cuando se une con otro átomo para formar un enlace químico. Tiene relación con las dos propiedades anteriores (Energía de Ionización y Afinidad Electrónica).
Hablar de un elemento electronegativo significa que los átomos de ese elemento tienen mucha tendencia a atraer electrones. Los elementos más electronegativos serán aquellos que tengan mayor Energía de Ionización (dificultad para perder electrones) y mayor Afinidad Electrónica (gana fácilmente electrones).
- Los elementos más electronegativos se encuentran más a la derecha y arriba en la tabla periódica, siendo el Flúor (F) el de máxima electronegatividad.
- Los que tengan menos electronegatividad estarán más a la izquierda y abajo, siendo el Cesio (Cs) el menos electronegativo.
- El Hidrógeno (H) tiene una electronegatividad intermedia.
Electronegatividad y Tipos de Enlace Químico
- Cuando se unen elementos con una electronegatividad muy diferente, el elemento más electronegativo tenderá a quitar electrones al menos electronegativo, formando un enlace iónico (ej. NaCl).
- Si se unen dos elementos con una electronegatividad alta y similar, como ambos tienden a ganar electrones, se forma un enlace covalente, es decir, comparten electrones.
- Cuando se unen dos elementos con baja electronegatividad, forman un enlace metálico.
La electronegatividad nos ayuda a clasificar los tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos.
Carácter Reductor y Carácter Oxidante
Una sustancia oxidante es aquella que tiene capacidad para oxidar a otra, es decir, para quitarle electrones (típicamente no metales). Una sustancia reductora se entiende como aquella que es capaz de reducir a otra, cediéndole electrones.
- Serán buenos oxidantes aquellos que tengan alta o mayor electronegatividad.
- Los buenos reductores serán aquellos que tengan bajas electronegatividades.