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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)

-------------------------------------------------------------------------------TEMA 40

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOSQUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LACONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNADE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Esquema

1. Historia de la Clasificación Periódica de los elementos químicos.1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos.1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier, Dumas.1.3. Triadas de Döbereiner.1.4. Octavas de Newlands.1.5. Ordenación de Mendelejew.1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos.1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew.1.8. Estudio general de la Tabla Periódica.

2. Distribución de los electrones en los átomos.2.1. Principio de mínima energía.2.2. Principio de exclusión de Pauli.2.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund.2.4. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico.

3. Propiedades periódicas.3.1. Radio atómico y Número atómico.3.2. Potencial de ionización.3.3. Afinidad electrónica.3.4. Electronegatividad.3.5. Otras propiedades periódicas.

4. Estudio experimental del Potencial de Ionización.

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TEMA 40

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOSQUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LACONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNADE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.

1. HISTORIA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMEN-TOS QUÍMICOS

Una de las partes más importantes y valiosas de la teoría química es la ley perió-dica. En su forma moderna, establece sencillamente que las propiedades de los elemen-tos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varíansistemáticamente con el número atómico. Es por ello que la clasificación periódica delos elementos constituye un esquema de organización de los elementos que nos permitemanejar de forma eficaz la gran cantidad de elementos y compuestos que forman elmundo físico.

Aunque no sea el aspecto de mayor interés de la cuestión, no está de más recordarbrevemente los esfuerzos históricos por conseguir una clasificación de los elementosquímicos que se iban descubriendo hasta completar toda la serie natural que actualmentese conoce. Hoy los esfuerzos se dirigen ya hacia la creación de nuevos elementos pro-ducidos artificialmente.

1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos.

La idea de elemento químico, establecida por Boyle y desarrollada más tarde porLavoisier, condujo a establecer un criterio claro para saber qué sustancias de las enton-ces conocidas eran elementos. Posteriormente, al descubrir nuevos elementos en el es-tudio de las propiedades de los cuerpos, desarrollar procedimientos para aislar estosnuevos elementos a partir de sus compuestos. La identificación de toda la serie de ele-mentos naturales, hoy completa, ha exigido muchos años de intensa labor investigadoray actualmente la investigación en este campo está dirigida a crear nuevos elementosproducidos artificialmente mediante reacciones nucleares.

El estudio sistemático de las propiedades de los elementos, tanto de los conocidosde siempre como de los nuevos que se iban descubriendo, puso de manifiesto entreellos, ciertas semejanzas de comportamiento físico y químico, tal como las existentesentre el cloro, bromo y iodo o entre el sodio y potasio, los cuales se comportan quími-camente de manera parecida. Esto indujo a los investigadores a buscar una clasificaciónde los elementos químicos, no solo para facilitar su conocimiento y descripción en fun-ción de propiedades, análogas o antagónicas, sino para trazar caminos de investigaciónquímica que conduzcan a nuevos conocimientos de la materia.

1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier Dumas.

La primera división de los elementos atendiendo a su aspecto y propiedades físi-cas fue en metales y no metales, llamados antiguamente metaloides.

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Lavoisier agrupa a las sustancias elementales en elementos no metálicos formado-res de ácidos y elementos metálicos formadores de sales, etc. Dumas estableció variasfamilias naturales de elementos con propiedades químicas claramente semejantes como:los halógenos (cloro, bromo y iodo), los anfígenos (azufre, selenio y telurio), los alcali-nos (litio, sodio, potasio), etc. Estas divisiones de los elementos tenían un carácter limi-tado y excluyente y en algunos casos eran completamente artificiosas.

La determinación de las masas atómicas proporcionó la base muy sólida para laclasificación general de los elementos, al ser la masa de los átomos su propiedad comúnmás significativa.

1.3. Triadas de Döbereiner.

El primero que propuso una clasificación parcial de los elementos basada en sumasa atómica fue Dobereiner (1780-1849) quien, en 1817, observó que la masa atómicadel Estroncio (en realidad, el peso de combinación) era aproximadamente igual al valormedio de las masas atómicas del Calcio y del Bario, elementos químicamente análogosal Estroncio. Más tarde mostró la existencia de otros grupos de tres elementos, que sedenominaron triadas (Cloro, Bromo y Yodo; Litio, Sodio y Potasio; Azufre, Selenio yTelurio) en los que aparecía la misma relación entre la masa atómica del elemento in-termedio y la media de las masas atómicas de los extremos según puede observarse enel cuadro siguiente, con los valores actuales de masas atómicas:

Calcio 40’08Estroncio 87’63Bario 137’36

Cloro 35’46Bromo 79’92Yodo 126’91

Litio 6’94Sodio 22’99Potasio 39’10

Azufre 32’07Selenio 78’96Teluro 127’61

Valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario: 88'72Valor medio de las masas atómicas del Cloro y del Iodo: 81'185Valor medio de las masas atómicas del Litio y del Potasio: 23'02Valor medio de las masas atómicas del Azufre y del Teluro: 79'84

Podemos observar que en estas triadas, la masa atómica del elemento intermedioes aproximadamente igual a la media de las masas atómicas de los otros dos elementos,primero y tercero. Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas 20 triadas,lo que indicaba la existencia entre los elementos de una cierta regularidad.

A pesar de ésto, otros químicos demostraron que en realidad los elementos debíanagruparse en series de más de tres elementos análogos, así, a la triada del Cloro, Bromoy Iodo, hubo que agregarle el Flúor de igual manera que hubo que agregar el Magnesioa la triada inicialmente formada por el Calcio, Estroncio y Bario.

En 1862, Chancourtois diseñó un diagrama tridimensional donde los elementos sesituaban en una hélice arrollada sobre un cilindro vertical, por orden creciente de masasat6micas. Los elementos que presentaban analogías caían prácticamente sobre la mismageneratriz del cilindro y, por tanto, aparecía una cierta repetición periódica de propieda-des. El diagrama de Chancourtois no fue aceptado pues pareció muy complicado y orto-pédico y recibió muy poca atención.

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1.4. Octavas de Newlands.

En 1864, el químico inglés John Newlands publicó que ordenando los elementosen orden creciente de sus masas atómicas, sin contar al Hidrógeno, sus propiedadesquímicas se repiten cada ocho elementos. Como entonces aún no estaban descubiertoslos gases inertes, la repetición periódica de las propiedades podía comenzar en cualquierelemento y que el octavo contado a partir de cualquiera de ellos, podía considerarsecomo una repetición del primero de manera análoga a las notas de la escala musical.

En la tabla siguiente puede verse la disposición de los elementos para las dos pri-meras filas, llamadas desde entonces periodos. El trabajo de Newlands, que fue precur-sor del Sistema Periódico, fue menospreciado por sus contemporáneos y no se permitiósu publicación en la revista de la Royal Society. Sólo 23 años después la propia RoyalSociety reconoció el trabajo de Newlands y le concedió un alto galardón.

1 2 3 4 5 6 7Li6’9

Be9’0

B10’8

C12’0

N14’0

O16’0

F19’0

Na23’0

Mg24’3

Al27’0

Si28’1

P31’0

S32’1

Cl35’5

Exceptuando el Hidrógeno, los siete elementos siguientes: Litio, Berilio, Boro,Carbono, Nitrógeno, Oxígeno y Flúor difieren marcadamente entre ellos en propiedadesfísicas y químicas y en sus valencias, pero los siete elementos que siguen: Sodio, Mag-nesio, Aluminio, Silicio, Fósforo, Azufre y Cloro, son muy parecidos a los elementosrespectivos anteriores de la primera octava. La tercera octava comienza con el Potasio,análogo al Litio y Sodio, al que sigue el Calcio, parecido al Berilio y Magnesio, peromás allá de estos dos elementos, la ley de Las octavas de Newlands ya no puede aplicar-se, pues hasta llegar al Bromo, el elemento más próximo parecido al Cloro, existen die-cisiete elementos en vez de siete.

1.5. Ordenación de Mendelejew.

La siguiente etapa en la historia de la clasificación periódica de los elementosquímicos tuvo lugar en 1869, desarrollada independientemente por el alemán LotharMeyer y el ruso Dimitri Mendelejew. Ninguno de ellos conocían los trabajos deNewlands. Lothar Meyer publicó una tabla periódica incompleta que amplió más tardehasta incluir 56 elementos, en grupos y subgrupos. Observó que se obtenían curvas pe-riódicas al representar diversas propiedades como volúmenes atómicos, puntos de fu-sión y ebullición, comportamiento electroquímico, etc.

Mendelejew, en 1869, presentó su trabajo La relación de las propiedades de loselementos con su peso atómico, en el cual estudia las relaciones entre propiedades físi-cas y químicas de los elementos y en especial, la valencia y las masas atómicas y en-contró una repetición periódica de las propiedades de los elementos y de sus correspon-dientes compuestos cuando los elementos se ordenaban en orden creciente de sus masasatómicas. Los periodos no tenían siempre la misma longitud, a diferencia de lo supuestopor Newlands, pero en cada uno existía una variación semejante y gradual de las pro-piedades de los elementos de manera que los elementos de un mismo grupo o familia secorrespondían en los sucesivos periodos.

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Sobre esta base de que las propiedades de los elementos son función periódica desus masas atómicas, Mendelejew publicó su tabla, donde ordenaba todos los elementosconocidos en aquel tiempo, unos 63, de forma que los elementos análogos de cada fa-milia aparecían situados en la misma fila horizontal y no como actualmente es costum-bre, en la misma columna o grupo.

Mendelejew estaba convencido de que la clasificación de elementos que proponíaera la correcta y no dudó en dejar vacíos aquellos lugares de la tabla donde no existieseelemento conocido así como invertir el orden de algunos de ellos, como Teluro y Yodo,e incluso suponer dudosas las masas atómicas de algunos elementos. Años más tardeMendelejew modificó su tabla variando la posición de algunos elementos como conse-cuencia de valores más exactos de sus masas atómicas.

Primera Tabla Periódica de Mendelejew (1869)I II III IV V VI

H=1

Li=7

Be=9’4B=11C=12N=14O=16F=19Na=23

Mg=24Al=27’4Si=28P=31S=32Cl=35’5K=39Ca=40¿?=45¿Er=56¿Yt=60¿In=75’6

Ti=50V=51Cr=52Mn=55Fe=56Co=59Cu=63’4Zn=65’2¿?=68¿?=70As=75Se=79’4Br=80Rb=85’4Sr=87’6Ce=92La=94Di=95Th=118?

Zr=90Nb=94Mo=96Rh=104’4Ru=104’4Pd=106’6Ag=108Cd=112Ur=116Sn=118Sb=122Te=128I=127Cs=133Ba=137

¿?=180Ta=182W=186Pt=197’4Ir=198Os=199Hg=200

Au=197?

Bi=210

Tl=204Pb=207

En 1871, Mendelejew y Meyer propusieron conjuntamente una tabla con ochocolumnas obtenida por desdoblamiento de los periodos largos en dos periodos extremosde siete elementos (grupos I al VII, subgrupos a y b) y un grupo central formado portres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron dispuestos en filas hori-zontales y los grupos distribuidos en columnas tal como se presenta en los sistemas pe-riódicos modernos. El descubrimiento del Helio, primer gas noble, causó a Mendelejewuna gran contrariedad pues el nuevo elemento no encajaba en ningún lugar de la tabla,pero más tarde resultó ser una valiosa y definitiva confirmación de la ley periódica yaque el helio, y los demás gases inertes que se descubrieron seguidamente, constituyeronel grupo 0 de la tabla ubicado en el extremo derecho de ella.

Algunos de los huecos dejados por Mendelejew en su tabla periódica, correspon-dientes a elementos aún desconocidos y que él denominó con el prefijo eka- mas elnombre del elemento de encima, fueron descubiertos aún en vida de Mendelejew, con-firmando plenamente sus predicciones. Ejemplo: el eka-silicio era el germanio, (1886).

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Tabla Periódica de Mendelejew y Meyer, modificada (1962)Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6 Grupo 7Pe-

riodo. a b a b a b a b a b a b a b Grupo 8 Grupo0

I 1H

2He

II 3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

III 11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18A

IV

19K

29Cu

20Ca

30Zn

21Sc

31Ga

22Ti

32Ge

23V

33As

24Cr

34Se

25Mn

35Br

26Fe

27Co

28Ni

36Kr

V

37Rb

47Ag

38Sr

48Ca

39Y

49In

40Zr

50Sn

41Nb

51Sb

42Mo

52Te

43Tc

53I

44Ru

45Rh

46Pd

54Xe

VI

55Cs

79Au

56Ba

80Hg

57La(*) 81

Tl

72Hf

82Pb

73Ta

83Bi

74W

84Po

75Re

85At

76Os

77Ir

78Pt

86Rn

VII87Fr

88Ra

89Ac(#)

104 105 106 107 108 109 110

(*) Elementos Lantánidos (Tierras Raras)

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

(#) Elementos Actínidos 90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Mv

102No

103Lw

1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos.

Cuando Mendelejew propuso su tabla periódica no sólo dejó algunos espacios va-cíos con objeto de que los elementos conocidos se pudieran situar en sus grupos corres-pondientes, con arreglo a las propiedades químicas que presentaban, sino que predijoque estos lugares vacíos correspondían a elementos aún desconocidos. Mendelejew dioa cada uno de estos elementos por descubrir, un nombre provisional formado por elelemento inmediato superior conocido y un prefijo, tomado del sánscrito (eka=primero,dwi=segundo), que indicaba el número de espacios existentes en la tabla por debajo delelemento de referencia. Como las propiedades de un elemento eran, en general, inter-medias entre las de los elementos de encima y debajo de él, pudo establecer las propie-dades de los elementos desconocidos así como el carácter químico de sus compuestos.

Los elementos desconocidos de la tabla de Mendelejew, 10 en total, fueron poste-riormente descubiertos 8 de ellos, entre los que uno se obtuvo artificialmente (el Tecne-cio) y los dos restantes no pueden existir puesto que corresponden a dos lugares no va-cíos en las tablas periódicas actuales. Tales elementos son:

Eka-aluminio GalioEka-silicio GermanioEka-boro EscandioEka-cesio FrancioDwi-cesio no existeEka-niobio no existeEka-tántalo ProtactinioDwi-telurio PolonioEka-manganeso Tecnecio

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Dwi-manganeso Renio

El descubrimiento de estos elementos y la concordancia extraordinaria entre laspropiedades de estos elementos recién descubiertos con las predicciones de Mendelejewcontribuyeron a confirmar definitivamente la Ley periódica y dieron un gran valor a laTabla que fue considerada desde entonces como base de toda sistematización en la quí-mica mineral.

Sin embargo, Mendelejew no hizo previsión alguna sobre la existencia de loselementos del grupo 0, o Gases Inertes. Tras el descubrimiento del Helio (1895), quefue negado por Mendelejew, y posteriormente del Argón (1894), resultó evidente añadirun nuevo grupo al Sistema Periódico pues los elementos descubiertos no encajaban enlos huecos. No obstante, en el nuevo grupo 0 había vacantes para otros tres elementosque fueron encontrados poco después (1898) y son el Neón, el Kriptón y el Xenón.

1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew.

La clasificación periódica de los elementos de Mendelejew, aunque constituyóuna de las aportaciones teóricas más importantes que ayudaron grandemente al desarro-llo de la Química, contiene un cierto número de irregularidades que es importante tenerpresente a la hora de su estudio:

a) El Hidrógeno no tiene un lugar fijo en la tabla. La posición del hidrógeno varíaen las distintas formas de tablas periódicas, pues si bien en unas, por sus propiedades loincluyen entre los no metales (con el grupo de Halógenos) en otras tablas lo incluyen enel grupo I (con el grupo de Alcalinos) debido a su propiedad química de ser reemplaza-do en los ácidos por los metales.

b) La distribución de los elementos no sigue siempre el orden creciente de susmasas atómicas. Para poder agrupar los elementos según sus propiedades, fue necesarioen ciertos casos, alterar el orden de pares de elementos colocando delante el de mayormasa atómica. Tal caso ocurre con los pares de elementos siguientes: Argón y Potasio,Cobalto y Níquel, Teluro y Iodo y finalmente Torio y Protactinio.

c) La continuidad aparente de los elementos se rompe. La ordenación continua delos elementos en la tabla se rompe en el Lantano (periodo 6º) al que le sigue el Hafniosaltándose 14 elementos (tierras raras) que al no tener cabida en la tabla se colocan co-mo un grupo aparte. Igualmente ocurre con los elementos situados tras el Actinio.

d) La Tabla periódica no clasifica correctamente a los elementos por sus valen-cias. Muchos elementos presentan valencias diversas y una sola de ellas, en general nola más importante, queda destacada al situar el elemento en un lugar determinado de latabla periódica. Los elementos Cobre, Plata y Oro, están situados en el grupo Ib al ladode los alcalinos, Ia a pesar de que difieren completamente de éstos. Esta colocacióndestaca la valencia 1 para aquellos elementos a pesar de que el Cobre actúa norma l-mente con valencia 2 y el Oro con valencia 3. De manera análoga la tabla periódica ig-nora la variabilidad de la valencia de otros muchos elementos tal como el Hierro, Man-ganeso, Cromo, Vanadio, etc.

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e) No existe una frontera definida entre metales y no metales. Tanto en los gruposcomo en los periodos existe una mezcla de metales y no metales, por ejemplo, el Cloroy el Manganeso están en el mismo grupo VII, el Carbono y el Titanio están en el mismogrupo IV, etc. La división inicial de metales y no metales no queda de manifiesto en laTabla Periódica. No obstante, esta separación se hace patente en la tabla periódica larga.

f) No se establecen relaciones cuantitativas. La ley periódica expresa que las pro-piedades de los elementos dependen de sus masas atómicas, en general sólo pueden es-tablecerse relaciones cualitativas pero no cuantitativas, ya que éstas no varían de manerauniforme. Mientras las masas atómicas del Cobalto y Níquel difieren sólo en 0'23, lasZinc y el Galio difieren en 4'34, etc.

Estas anomalías hacen de la ley periódica de Mendelejew una buena aproximaciónde la realidad natural de los elementos químicos pero no constituye una expresiónexacta de la misma.

1.8. Estudio general de la Tabla Periódica.

Los elementos químicos actualmente conocidos se agrupan en 7 periodos (el últi-mo incompleto). Los periodos II y III contienen 8 elementos cada uno, los cuales de-terminan los grupos I al VII y el grupo 0 (gases inertes) de la tabla. En estos dos perio-dos, la valencia máxima del elemento respecto al oxígeno es igual al número del grupo,pero la valencia respecto al hidrógeno o al cloro, aunque aumenta regularmente hasta elgrupo IV, disminuye después hasta llegar al valor unidad para los elementos del grupoVII. Los dos periodos empiezan con un metal alcalino y terminan, tras un halógeno, conun gas inerte del grupo 0, por lo que, de izquierda a derecha, en el orden creciente depesos atómicos, el carácter metálico va disminuyendo para aumentar, correspondiente-mente, el carácter no metálico. Las propiedades físicas varían también de una manerauniforme (ejemplo: variación de los volúmenes atómicos y de los puntos de fusión conla masa atómica).

El periodo I contiene únicamente dos elementos, el Hidrógeno y el Helio. Cuandoel grupo 0 de los gases inertes no se conocía, el Hidrógeno, que estaba antepuesto a to-dos, no tenía lugar adecuado en la Tabla Periódica y se dejaba aislado o se colocaba enel grupo I con los alcalinos, por la semejanza de fórmulas entre los ácidos y las corres-pondientes sales alcalinas: HCl y NaCl; HNO3 y KNO3; H2SO4 y Na2SO4, etc. Poste-riormente se descubrieron los gases inertes y se agregó el grupo 0 por la no reactividadde sus elementos (valencia nula), y el Hidrógeno puede ya tener un puesto propio.

Actualmente hay razones para situar el grupo 0 a la derecha de la Tabla por sercada gas inerte el último elemento de cada periodo, como se verá después con la confi-guración electrónica. Entonces el Hidrógeno debe anteceder al Helio, lo mismo que loshalógenos anteceden a los gases nobles, el Hidrógeno se sitúa actualmente en el grupoVII, puesto que también es más parecido en sus propiedades físicas y químicas a loselementos halógenos que a los metales alcalinos.

Los demás periodos comprenden análogamente los elementos que empiezan conun metal alcalino y terminan con un gas noble, con excepción del periodo 7°, que estáincompleto. Los periodos IV y V contienen 18 elementos, los cuales para referirlos a los8 grupos de la Tabla se dividen en un primer subperiodo de 7 elementos (elementos a,

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grupos largos), un subperiodo de 3 elementos muy parecidos que forman parte del gru-po VIII, otro subperiodos de 7 elementos (elementos b, grupos cortos) y finalmente elelemento gas inerte del grupo 0.

El periodo VI contiene 32 elementos pero 14 de ellos, dispuestos secuencialmentey de propiedades físicas y químicas prácticamente iguales, no tienen cabida en la Tablay han de colocarse fuera de ella (son los llamados elementos de las tierras raras, loscuales siguen al Lantano, por lo que también se llaman Lantánidos), y los 18 elementosrestantes pueden distribuirse de conformidad a sus propiedades, como los elementos delos periodos cuarto y quinto, con los que se corresponden.

Finalmente, el periodo VII está incompleto, pues si por analogía se supone quedebe contener 32 elementos, como el sexto periodo, solamente se conocen 17 elemen-tos, de los que los 11 últimos que siguen al Uranio, han sido producidos artificialmentedesde 1940 por reacciones nucleares y han resultado de vida efímera. Hasta esta fechaen que la Tabla Periódica terminaba en el Uranio, los 6 elementos que entonces com-prendía el séptimo periodo, se situaban en los subgrupos a de la tabla, pero actualmentehay motivos para situar fuera de la misma, los elementos que siguen al actinio, (Actíni-dos), de manera análoga a los Lantánidos del sexto periodo con los cuales pueden rela-cionarse.

Los elementos distribuidos en estos siete periodos, quedan a su vez clasificados 9columnas o grupos que a partir del cuarto periodo se subdividen, como ya se ha indica-do, en dos subgrupos a y b, que comprenden elementos químicamente análogos o con-géneres. Los elementos de los periodos segundo y tercero, determinantes de los grupos,por lo que se denominan a veces como elementos tipo, son más parecidos a los elemen-tos de uno de los subgrupos que a los del otro, en especial los elementos de los gruposextremos. Los elementos tipo de los grupos I y II son muy análogos a los elementos delos subgrupos a, mientras que los elementos tipo de los grupos III al VII son muy pare-cidos a los elementos de los subgrupos b.

Los elementos de los subgrupos a y b situados en un mismo grupo no tienen mu-chas semejanzas en sus propiedades física y químicas. Sólo en los grupos III y IV lasemejanza de propiedades es algo mayor. La coincidencia de elementos dispares en elmismo grupo (por ejemplo, los halógenos y la familia del manganeso o anfígenos y lafamilia del Cromo) pueden evitarse desplegando la Tabla Periódica de Mendelejew enuna nueva tabla periódica de 18 columnas (determinadas por los elementos de los perio-dos IV y V) con lo cual, los subgrupos a y b quedan alejados. Este tipo de tabla se co-noce como Tabla Larga, en oposición a la tabla corta que hemos estudiado. El modo derelacionarse los elementos de los tres primeros periodos, ahora incompletos, con las 18columnas de la tabla larga, da lugar a distintas formas de la misma, si bien en todas ellasse mantiene, en general, la designación de grupos y subgrupos establecida en la tablacorta. El lugar o puesto que ocupa cada elemento químico en la tabla periódica, se co-noce como número atómico del correspondiente elemento que coincide con el númerode protones de su núcleo o electrones en su átomo neutro.

2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS

Los trabajos de Mendelejew y de Meyer de clasificar los elementos químicos engrupos de propiedades semejantes, que concluyeron con el establecimiento de la Tabla

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Periódica, se realizaron antes de conocerse la estructura atómica de sus átomos. La cla-sificación se hizo basándose en las propiedades físicas (Meyer) o basándose en las pro-piedades químicas (Mendelejew). Pero fue después Moseley, discípulo de Rutherford,quien en 1912 condujo al actual sistema periódico, al ordenar los elementos, no por sumasa atómica, sino por su número atómico creciente. Se basó en un experimento senc i-llo que consistía en exponer los distintos elementos a la acción de los rayos catódicos(constituidos por un flujo de electrones). Los elementos emitían a su vez unas radiacio-nes electromagnéticas, denominadas rayos X. Se obtenía así el espectro de rayos X decada uno de esos elementos.

Sistema Periódico Largo1a 2a 3ª 4a 5a 6ª 7a 8 1b 2b 3b 4b 5b 6b 7b 0

I 1H

2He

II 3LI

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

III 11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

IV 19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

31Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

V 37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

VI 55Cs

56Ba

57La*

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

VII87Fr

88Ra

89Ac*

*

104Ku

105Ha

* Lantánidos 58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

** Actínidos 90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lw

Moseley observó que la frecuencia de una raya determinada del espectro de rayosX dependía de un número entero cuyo valor aumentaba de uno en uno, según el númerode orden del elemento en la tabla periódica (o número atómico). De esto se dedujo queese número atómico sería igual al número de cargas eléctricas del núcleo.

Esta correspondencia entre la frecuencia ν, yel número atómico Z, la obtuvo experimentalmenteporque al representar ν frente a Z resultaba unalínea recta.

Este hecho le llevó a pensar que el númeroatómico estaba en íntima conexión con el compor-tamiento del átomo y que, por tanto, resultaría másconveniente ordenar los elementos según su carganuclear. El éxito de esta idea fue completo pues conla nueva tabla periódica se corrigieron las anomalíasexistentes en la tabla de Mendelejew. Los elementosde propiedades parecidas se colocaron en la mismacolumna y después de algunas variaciones en la for-

FIG. 1

ma se llegó a la Tabla o Sistema Periódico actual, de Werner, o Sistema Periódico La r-go, que consta de 18 columnas (familias o grupos) y de siete periodos (líneas horizon-tales). La importancia de la clasificación periódica es enorme, pues permite deducir mu-chas propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico.

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Será necesario saber ahora cómo se van disponiendo los electrones en los átomossiguiendo el orden creciente de sus números atómicos. Es decir, conocer la configura-ción electrónica de un determinado átomo dado su número atómico. Para ello, conside-raremos que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos a los del hidróge-no, aunque no sean idénticos. Para construir la configuración electrónica de los átomosen su estado normal o fundamental (el de menor energía), se aplica el proceso de cons-trucción que se basa en los siguientes principios o postulados:

2.1. Principio de mínima energía.

En el átomo en estado normal los electrones se colocan en los orbitales disponi-bles de menor energía. Estos niveles energéticos se conocen a partir de los datos expe-rimentales suministrados por los espectros atómicos, siguiendo, por su contenido cre-ciente de energía, el orden que se expresa a continuación:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 6s < 4f < 5d < 6p

Hay que destacar que para un mismo valor de n (número cuántico principal), elorden energético de los orbitales es s<p<d (excepto en el hidrógeno en que tienen lamisma energía) y que los orbitales 3d tienen mayor energía que el 4s, los 4d mayor queel 5s, los 4f mayor que los 5p y que el 6s, etc. aunque estas secuencias energéticas entresubniveles no se cumplen exactamente para todos los elementos.

2.2. Principio de exclusión de Pauli.

En un mismo átomo nunca puede haber dos electrones con los cuatro númeroscuánticos iguales. Este principio fue establecido en 1925 por el físico suizo WolfgangPauli, tras numerosas observaciones de los espectros atómicos. Por ejemplo, si en unátomo hay dos electrones que tienen iguales los números cuánticos n, l y m, habrá detener el número cuántico s diferente. De aquí se deduce que existe una limitación para elnúmero de electrones que pueden ocupar un mismo orbital. Únicamente podrá haber doselectrones (con spines opuestos o antiparalelos), ya que el número s sólo puede tomardos valores distintos 1/2 y -1/2 (el spin se representa por una pequeña flecha, [↑], y elspin opuesto, por otra de sentido contrario [↓]). Como en un nivel de número cuánticoprincipal n, hay n2 orbitales, podrán existir en ese piso 2n2 electrones como máximo.

2.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Cuando una serie de orbitales degenerados (p,d o f) se están completando, loselectrones se distribuyen manteniéndose con spines paralelos, mientras esto sea posible,estrenando y ocupando los suborbitales mientras alguno queda vacío. Por ejemplo, si secolocan dos electrones en los orbitales 2p, habría, en principio,tres posibilidades, que son las expresadas en la fig.2. En el estadofundamental, la disposición de los electrones es la (a), según estaregla de máxima multiplicidad, pues es la más estable. En lasotras dos configuraciones los spines de los electrones son antipa-ralelos. Esta regla de Hund, es una regla empírica, nacida de laaportación de los datos experimentales en el átomo, especial-mente de los estudios espectroscópicos. FIG. 2

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Teniendo en cuenta estas normas, se podrá construir la configuración electrónicade cualquier elemento en su estado normal. Cuando al átomo se le comunica una ener-gía, algunos electrones podrán saltar a orbitales superiores de mayor energía o contradi-rán la regla de máxima multiplicidad de Hund, con lo que pasará aun estado excitado.

2.4. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico.

Con todo lo anterior se puede ya representar la configuración electrónica de loselementos según su situación en el Sistema Periódico, es decir, se puede justificar elpropio Sistema Periódico. Si nos fijamos en él podemos observar que el primer periodotiene sólo dos elementos: el Hidrógeno (1s1) y Helio (1s2).

El segundo periodo contiene ocho elementos, comenzando en el Litio (1s22s1) yfinalizando en el Neón (1s22s22p6). La configuración de los ocho elementos de este pe-riodo será:

Litio………… 1s22s1

Berilio……… 1s22s2

Boro………… 1s22s22p1

Carbono…….. 1s22s22p2

Nitrógeno…… 1s22s22p3

Oxígeno…….. 1s22s22p4

Flúor………... 1s22s22p5

Neón………... 1s22s22p6

Para abreviar, la configuración electrónica puede escribirse también indicandosolamente los electrones de la última capa, mientras que los de las capas internas, queya están llenas, se representan con las letras correspondientes, K, L, M,... o bien, con elsímbolo del gas noble (grupo 0) precedente. Así, por ejemplo, el tercer periodo, en elque hay también 8 elementos, comienza con el Sodio y finaliza en el Argón:

Sodio……..… (Ne) 3s1

Magnesio….. (Ne) 3s2

Aluminio….. (Ne) 3s23p1

Silicio…….. (Ne) 3s23p2

Fósforo…… (Ne) 3s23p3

Azufre……. (Ne) 3s23p4

Cloro…….. (Ne) 3s23p5

Argón……. (Ne) 3s23p6

En el cuarto periodo existen 18 elementos, comenzando con el Potasio (Ar)4s1,continuando en el Calcio, pero al llegar al Escandio, el electrón no se sitúa en un orbital4p, sino que lo hace en el orbital disponible de menor energía, que es uno de los 3d.Comienza así un conjunto de diez elementos en los que se van a introducir un total diezelectrones en los cinco orbitales 3d. Cuando éstos se han completado en el Zinc, el si-guiente electrón se coloca en un orbital 4p, en el Galio, hasta llegar al Kriptón de es-tructura (Ar)4s23d104p6:

Potasio…………… (Ar)4s1

Calcio……………. (Ar)4s2

Escandio………. (Ar)4s23d1

Titanio………… (Ar)4s23d2

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Vanadio………. (Ar)4s23d3

Cromo………… (Ar)4s13d5

Manganeso…… (Ar)4s23d5

Hierro………… (Ar)4s23d6

Cobalto………. (Ar)4s23d7

Níquel………... (Ar)4s23d8

Cobre………… (Ar)4s13d10

Zinc………….. (Ar)4s23d10

Galio…………… (Ar)4s23d104p1

Germanio………. (Ar)4s23d104p2

Arsénico……….. (Ar)4s23d104p3

Selenio…………. (Ar)4s23d104p4

Bromo…………. (Ar)4s23d104p5

Kriptón………… (Ar)4s23d104p6

En el quinto periodo la configuración es semejante al periodo anterior:

Rubidio…….…… (Kr)5s1

Estroncio……..… (Kr)5s2

Ytrio………… (Kr)5s24d1

Zirconio…….. (Kr)5s24d2

Niobio………. (Kr)5s14d4

Molibdeno….. (Kr)5s14d5

Tecnecio……. (Kr)5s24d5

Rutenio……… (Kr)5s14d7

Rodio……….. (Kr)5s14d8

Paladio……… (Kr)5s04d10

Plata………… (Kr)5s14d10

Cadmio……… (Kr)5s24d10

Indio…………… (Kr)5s24d105p1

Estaño…………. (Kr)5s24d105p2

Antimonio…….. (Kr)5s24d105p3

Teluro…………. (Kr)5s24d105p4

Iodo………….… (Kr)5s24d105p5

Xenón…………. (Kr)5s24d105p6

El sexto periodo contiene 32 elementos, comienza con el Cesio (Xe)6s1, y al llegaral elemento Z=57, el Lantano, el electrón correspondiente se introduce en un orbital 5d.Pero en el siguiente elemento el siguiente electrón no ocupará un orbital 5d, sino unorbital 4f, de menor energía. Comienza así una nueva serie en la que se van llenandoesos siete orbitales 4f y donde caben 14 electrones, luego comprenderá 14 elementosdesde el Cerio (Xe)6s25d04f2, hasta el Lutecio (Xe)6s25d14f14. Al llegar al elemento si-guiente, El Hafnio, el electrón se vuelve a situar en orbitales 5d y así sucesivamentehasta el Mercurio. El periodo termina en el Radón (Xe) 6s24f145d106p6:

Cesio…………………. (Xe)6s1

Bario…………………. (Xe)6s2

Lantano…………… (Xe)6s25d1

Cerio…………… (Xe)6s25d04f2

Praseodimio……. (Xe)6s25d04f3

14/24

Neodimio………. (Xe)6s25d04f4

Prometio………. (Xe)6s25d04f5

Samario……….. (Xe)6s25d04f6

Europio……….. (Xe)6s25d04f7

Gadolinio……… (Xe)6s25d14f7

Terbio…………. (Xe)6s25d04f9

Disprosio……… (Xe)6s25d04f10

Holmio………… (Xe)6s25d04f11

Erbio…………... (Xe)6s25d04f12

Tulio…………… (Xe)6s25d04f13

Yterbio………… (Xe)6s25d04f14

Lutecio………… (Xe)6s25d14f14

Hafnio…………….. (Xe)6s25d24f14

Tantalio…………… (Xe)6s25d34f14

Wolframio………… (Xe)6s25d44f14

Renio……………... (Xe)6s25d54f14

Osmio…………….. (Xe)6s25d64f14

Iridio……………… (Xe)6s25d74f14

Platino……………. (Xe)6s15d94f14

Oro……………….. (Xe)6s15d104f14

Mercurio…………. (Xe)6s25d104f14

Talio………………… (Xe)6s25d104f146p1

Plomo………………. (Xe)6s25d104f146p2

Bismuto…………….. (Xe)6s25d104f146p3

Polonio……………… (Xe)6s25d104f146p4

Astato……………….. (Xe)6s25d104f146p5

Radón……………….. (Xe)6s25d104f146p6

En el séptimo y último periodo vuelve a suceder la mismo que en el periodo ante-rior. Comienza en el Francio (alcalino) de estructura (Rn)7s1 y al llegar al Actinio seinicia la ocupación del orbital 6d, pero en el elemento que le sigue, el Torio, se estrenael orbital 5f comenzando así otra serie de 14 elementos (actínidos) que termina en elLawrencio. La mayoría de estos elementos son inestables, los elementos que siguen alUranio (transuránicos) no existen en la naturaleza, pues han sido obtenidos en el labo-ratorio por procesos de reacciones nucleares, y han resultado ser de vidas muy efímeras.

Francio….……………. (Rn)7s1

Radio…………………. (Rn)7s2

Actinio..…………… (Rn)7s26d1

Torio…………… (Rn)7s26d25f0

Protactinio..……. (Rn)7s26d15f2

Uranio….………. (Rn)7s26d15f3

Neptunio……….. (Rn)7s26d05f5

Plutonio……….. (Rn)7s26d05f6

Americio……….. (Rn)7s26d05f7

Curio…………… (Rn)7s26d15f7

Berkelio..………. (Rn)7s26d15f8

Californio……… (Rn)7s26d05f10

Einstenio..……… (Rn)7s26d05f11

Fermio…..……... (Rn)7s26d05f12

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Mendelevio..…… (Rn)7s26d05f13

Nobelio………… (Rn)7s26d05f14

Lawrencio……… (Rn)7s26d15f14

Como resumen del estudio del Sistema Periódico, diremos que en él se puedendistinguir los siguientes tipos de elementos:

- Elementos de los grupos principales: son ocho grupos, Ia (metales alcalinos), IIa(metales alcalino-térreos), IIIa (grupo del Boro o boroideos), IVa (Carbonoideos), Va(Nitrogenoideos), VIa (Anfígenos), VIIa (Halógenos) y 0 (Gases Inertes o Nobles).

- Elementos de Transición: series de l0 elementos situados entre las columnas IIIbhasta IIb, en los periodos 4, 5 y 6 (primera, segunda y tercera serie de transición respec-tivamente). En el periodo 7, la serie de transición correspondiente (cuarta) está incom-pleta (sólo tiene un elemento) y en ella se acaba el Sistema Periódico. En todos estoselementos de transición se están llenando los orbitales d de la penúltima capa, (n-1)d.

- Elementos de Transición Interna: series de 14 elementos, situada cada serie enlos periodos 6 y 7. En ellos se están llenando los orbitales f de la antepenúltima capa,(n−2)f. No tienen cabida en la tabla periódica, por lo que se sitúan fuera de ella. Estaríanincluidos dentro de las casillas del Lantano y del Actinio, por lo que también se les de-nominan Lantánidos y Actínidos, además de Tierras Raras.

Cada periodo comienza pues, por un metal alcalino (excepto el primero, que em-pieza por el Hidrógeno) y termina en un gas noble. Examinando las configuracioneselectrónicas externas de cada grupo del sistema periódico, resulta que son:

- Metales alcalinos…………………… ns1

- Metales alcalino-térreos…….………. ns2

- Metales de transición………….……. ns2(n-1)dvariable

- Metales de transición interna….……. ns2(n-1)d0-2(n-2)fvariable

- Boroideos (grupo del Boro)………… ns2np1

- Carbonoideos ………………………. ns2np2

- Nitrogenoideos……………………… ns2np3

- Anfígenos…………………………… ns2np4

- Halógenos…………………………… ns2np5

- Gases Inertes o Nobles……………… ns2np6

El número n del nivel más externo es igual al número del periodo. En los ele-mentos de transición y en los lantánidos y actínidos, en algunos casos, hay pequeñasalteraciones en la ocupación de los orbitales más externos, por ejemplo, el cromo y elcobre, tienen como configuraciones 3d54s1 y 3d104s1, respectivamente y no las que ca-bría esperar de seguir la secuencia normal: 3d44s2 y 3d94s2. El hecho de que el nivelcuántico interior esté lleno o semilleno, parece que le confiere una estabilidad adicional.Esto es debido a que las diferencias energéticas entre estas dos formas son sumamentepequeñas, pero, en general las configuraciones electrónicas son las indicadas.

Resulta así que todos los elementos situados en una misma columna tienen igualconfiguración electrónica. Por otra parte, en el sistema periódico, los elementos se en-cuentran ordenados de tal forma que en la misma columna están situados los de propie-

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dades químicas parecidas por eso, las propiedades químicas dependerán de la configura-ción electrónica externa, es decir, de los electrones que ocupan los orbitales de mayorenergía. Por esto, es muy frecuente representar la estructura atómica según el simbolis-mo de Lewis, que consiste en rodear al símbolo del elemento por tantos puntos comoelectrones externos tenga.

En los elementos de transición de un mismo periodo, el número de electrones delorbital más externo es igual a ns2, por lo que tendrán una gran semejanza en sus propie-dades químicas, siendo mayor en el mismo periodo que en el mismo grupo. Este fenó-meno también ocurre en los elementos de transición interna.

Por último, los Gases Inertes son elementos muy poco reactivos, y esa gran esta-bilidad puede atribuirse a su configuración electrónica completa. Al dirigirse todo en lanaturaleza hacia un estado de máxima estabilidad (mínima energía), los demás elemen-tos tenderán a adquirir esta configuración de gas inerte o gas noble, o sea, a tener com-pletos sus orbitales más externos.

3. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Al analizar un periodo de izquierda a derecha, se observa que existe una gradaciónen muchas de las propiedades de los elementos que lo integran, al ir aumentando el nú-mero atómico, es decir, el número de electrones externos. Hay, pues, una periodicidaden las propiedades de cada línea horizontal del sistema periódico. Este hecho está deacuerdo con la ley de periodicidad de Mendelejew: las propiedades de los elementos noson arbitrarias, sino que dependen de su estructura y varían con la masa atómica demodo sistemático.

Ahora ya estamos en disposición de comprender que las propiedades no dependende la masa atómica, sino del número atómico y de la disposición de los electrones ex-ternos. A continuación estudiaremos algunas de las más importantes de estas propieda-des periódicas.

3.1. Radio atómico y Volumen atómico.

Como no es posiblemedir el radio de un áto-mo aislado, para estudiarsu variación en el sistemaperiódico, se acude a larepresentación gráfica delvolumen atómico, (obte-nido por el cociente entrela masa atómica y la den-sidad) frente al númeroatómico. Así, se observaque en un mismo periodoel elemento de mayor vo-lumen atómico, es el me- FIG. 3

tal alcalino y que a medida que se avanza en ese periodo va disminuyendo, con ciertas

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irregularidades, para volver a aumentar al llegar al metal alcalino del periodo siguiente yque, además, tiene un volumen superior al del metal alcalino anterior.

Estas variaciones en la tabla periódico, pueden interpretarse de una forma teórica:

a) En un mismo grupo, el radio atómico aumentará con el número cuántico principal,n, de la capa externa, es decir, al descender en ese grupo.

b) En un mismo periodo todos los elementos tienen el mismo número n externo, peroal avanzar hacia la derecha, va aumentando la carga positiva del núcleo por adición su-cesiva de un protón. Como la carga positiva del núcleo está muy concentrada en un es-pacio muy pequeño, el campo eléctrico creado por ella aumenta mucho, con lo cualatrae más a los electrones y las capas electrónicas se comprimen, Por tanto, al avanzaren un periodo, el radio, en general, disminuye. Esta secuencia general también puedeexplicarse atendiendo a la fórmula del radio de Bohr:

22

22

4 nZehn

rπ

=

3.2. Potencial de Ionización.

El Potencial de Ionización se define como el cambio de entalpía necesaria parallevar el electrón más externo de un átomo gaseoso (es decir, el electrón unido con mí-nima energía) hasta el infinito y producir así un ion positivo también en estado gaseoso,supuesto realizado este proceso a 0 K.

IEegAgA −+→ −+ )()(Es un proceso endoenergético, pues hay que comunicar una energía para vencer la

atracción electrostática del núcleo y arrancar ese electrón. Se mide experimentalmentepor métodos espectroscópicos y se suele expresar en electrón-voltios por átomo y enkilocalorías por mol o en kilojulios por mol:

molKJ

molKcal

átomoeV

5'96231 ==

En definitiva, mide la tendencia de un átomo para formar iones positivos. Cuantomenor sea la energía de ionización, será más fácil arrancarle un electrón y mayor será sutendencia a formar iones positivos.

Definida así, éstaserá la primera energíade ionización. Al re-presentar gráficamentelos valores correspon-dientes a los elementosdel sistema periódicoen orden creciente delnúmero atómico Z, seobserva cómo varía pe-riódicamente. En cadaperiodo aumenta con Zsiendo el gas inerte elde mayor energía de io FIG. 4

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nización. Al pasar al siguiente periodo, el valor es inferior al del correspondiente ele-mento del mismo grupo del periodo anterior.

La justificación de estas regularidades es la siguiente:

a) Al descender en un grupo, el número n de la capa más externa aumenta y el radioatómico también. Al estar más separado el electrón externo, la acción del núcleo sobreél, es menor y se necesita menos energía para separarlo. La energía de ionización dismi-nuye al descender en un grupo.

b) En un periodo, el número n es el mismo, pero de izquierda a derecha aumenta lacarga nuclear, con lo cual, la atracción del núcleo es mayor y la energía de ionizacióntambién aumenta en este sentido. Hay algunas irregularidades en esta gradación, que seexplican principalmente mediante el efecto de apantallamiento de los electrones inter-nos. Como este apantallamiento disminuye el efecto de atracción del núcleo, lo que ha-brá de tenerse en cuenta no es sólo la carga nuclear, Z, sino la carga nuclear efectiva, Z*,resultado de sustraer a aquella la acción de apantallamiento de los electrones internos:Z*=Z-σ (siendo σ=constante de pantalla). Esta constante de pantalla no varía de formaregular, lo que será causa de esas pequeñas anomalías.

En definitiva, cuanto más bajo y a la izquierda del Sistema Periódico se encuentreun elemento, menor será su energía de ionización. Por el contrario, cuanto más arriba ya la derecha se encuentre, mayor será la energía de ionización.

De la fórmula obtenida de la energía de un orbital, se puede deducir la mismaconclusión: la energía es directamente proporcional a Z e inversamente proporcional an, ya que la energía de ionización será igual a la energía del orbital que ocupa el elec-trón, con signo cambiado:

22

4222hn

meZE

π−=

Existe también una segunda, tercera, etc. energías de ionización. Al ion A+ podríaarrancársele un nuevo electrón:

22

IEeAA −+→ −++

y a este nuevo ion se le puede arrancar un siguiente electrón:

332

IEeAA −+→ −++

Se cumple, además que 321 III EEE << , etc., ya que al haber menos electrones, laatracción del núcleo sobre ellos es mayor. Por este motivo, sólo son estables, en general,los iones positivos con una o dos cargas, y es muy difícil obtener cationes con más detres. Este salto en el valor de las sucesivas energías de ionización es más brusco cuandose rompe una estructura de gas noble, es decir, una configuración electrónica completa.Así, la segunda energía de ionización del litio es mucho mayor que la del berilio.

3.3. Afinidad electrónica.

La Afinidad Electrónica es el cambio de entalpía que se produce en el paso de unelectrón, con energía cinética cero, desde el infinito hasta el orbital disponible de menorenergía de un átomo gaseoso, para formar un ion negativo también gaseoso, supuesto

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realizado este proceso a 0 K:

AEgAegA +→+ −− )()(donde EA es la entalpía llamada Afinidad Electrónica. Se trata en general, de un procesoexoenergético, pues al aproximar cargas eléctricas opuestas (un electrón se aproxima alcampo eléctrico positivo de un núcleo) se desprende una energía. Mide así la tendenciaa formar iones negativos. A mayor afinidad electrónica más energía se desprende en eseproceso y mayor será la tendencia del elemento a formar iones negativos.

Es más difícil la determinación experimental de esta magnitud que la de las ener-gías de ionización. También se mide en electrón-voltios, en Kcal/mol o en KJ/mol. Suvariación en el Sistema Periódico es análoga a la de las energías de ionización (aunquecon más irregularidades), puesto que también aumenta con la atracción nuclear.

En general la Afinidad Electrónica, disminuye en un grupo cuando aumenta ennúmero cuántico principal del orbital más externo y aumenta con el número atómicocuando n es el mismo. Por tanto, las mayores afinidades electrónicas corresponden a loselementos situados más arriba y a la derecha del sistema periódico, excluidos gasesinertes o gases nobles.

Así definida, ésta es la primera Afinidad Electrónica. Asimismo, existen una se-gunda, tercera, etc., afinidades electrónicas, pero los procesos correspondientes son yaendoenergéticos, pues al aproximarse un electrón a un ion negativo habrá que venceruna fuerte repulsión electrostática.

3.4. Electronegatividad.

La Electronegatividad es según la definición de Linus Pauling, el poder o tenden-cia de un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí, los electrones de su enlacecon otro átomo. Estará, pues, íntimamente relacionada con la energía de ionización ycon la afinidad electrónica. Sin embargo, no se puede medir directamente, sino que seha de hacer con relación a otro elemento. Por ello, hay dificultades en su determinacióny se han establecido distintas escalas y definiciones:

a) Escala de Mulliken. Es muy intuitiva, ya que define la electronegatividad, EN, co-mo la media aritmética de la afinidad electrónica EA y la energía de ionización EI de unátomo: EN=(EA+EI)/2 sin embargo tiene el inconveniente de que EA y EI son diferentesen el átomo aislado a cuando se encuentra formando un compuesto.

b) Escala de Pauling. Es más utilizada que la anterior y su cálculo se basa en valoresde energías de enlace. Pauling sugirió que la diferencia en las electronegatividades dedos átomos está relacionada con la diferencia entre la energía real de un enlace entreellos y la energía que debía esperarse para un enlace covalente puro entre los mismos.

En ambas escalas los valores numéricos de las electronegatividades son diferen-tes, pero los valores relativos son análogos. Según la definición de Mulliken, se deduceque los elementos de mayor energía de ionización y de mayor afinidad electrónica seránlos de electronegatividades más elevadas, por ello, también habrá una variación periódi-ca de la electronegatividad. La electronegatividad aumenta en el Sistema Periódico deabajo a arriba y de izquierda a derecha. La importancia del conocimiento de este hechoestriba en que con frecuencia, las diferencias de electronegatividades pueden ser rela-

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cionadas semicuantitativamente, aunque de forma empírica, con propiedades de los en-laces tales como los momentos dipolares y las energías de enlace.

3.5. Otras propiedades periódicas.

La electronegatividad proporciona la explicación de muchas otras propiedades fí-sico-químicas de los elementos. Sirve así para clasificarlos en dos grandes grupos, se-gún la acción del núcleo sobre los electrones externos:

- Elementos electronegativos o no metales. Son elementos con tendencia a captarelectrones y formar iones negativos, porque los valores de su energía de ionización yafinidad electrónica son altos, es decir, su electronegatividad es elevada. Tienen nume-rosos electrones externos.

- Elementos no electronegativos o metales. Son elementos con tendencia a perderelectrones y formar iones positivos, porque su afinidad electrónica y energía de ioniza-ción y, por tanto, sus electronegatividades, son bajas. Tienen pocos electrones externos.

Dentro de los metales hay que distinguir los metales de los grupos principales, losde transición y los de transición interna. Los metales más activos, es decir, los de mayorcarácter metálico, son los situados más abajo y a la izquierda del sistema periódico, esdecir: Cesio, Francio, etc. y los no metales más activos, por el contrario, se hallan en laparte superior derecha, excluyendo a los gases inertes, es decir: Flúor, Cloro, Oxígeno,etc. Podría trazarse en el sistema periódico una línea divisoria, casi en diagonal, meta-les/no metales. Los elementos próximos a esta línea muestran muchas veces propieda-des intermedias (semimetales o semiconductores).

FIG. 5

El carácter metálico es también una propiedad periódica, ya que cada periodo co-mienza por un metal más activo, disminuyendo el carácter metálico al avanzar a la dere-cha en el Sistema Periódico. En un periodo largo existe siempre la secuencia: metal→metal transición → no metal → gas inerte.

Otras muchas propiedades están relacionadas también con la variación de la elec-tronegatividad. Tal es el caso del carácter reductor (relacionado con la capacidad dedonar electrones) u oxidante (relacionado con la capacidad de captar electrones) de unelemento. Los más electronegativos serán oxidantes y los menos electronegativos, losmetales, serán reductores.

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Lo mismo ocurre con otras propiedades como el carácter de los hidruros, la acidezo la basicidad de los compuestos hidroxigenados que forman los elementos, etc. quedependen igualmente de la electronegatividad.

4. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE POTENCIAL DE IONIZACIÓN

Como ejemplo, vamos a estudiar experimentalmente el Potencial de Ionización,que es el voltaje correspondiente a la energía requerida para eliminar completamente unelectrón de un átomo gaseoso, sin que se transmita al electrón libre energía cinética re-sidual alguna.

El Potencial de Ionización puede determinarse experimentalmente bombardeandoun gas con electrones que han sido acelerados en un tubo de vacío por medio de unadiferencia de potencial eléctrica entre una rejilla G y un filamento caliente F que emiteelectrones. Fig.6. Los electrones emitidos por el filamento caliente son acelerados porun potencial regulable desde el filamento y la rejilla. La placa P es ligeramente negativarespecto a la rejilla. Se regula la presión delgas en el tubo, de modo que se produzcanpocas colisiones de electrones con átomosentre F y G, pero que sean probables las coli-siones entre G y P. A medida que aumenta elpotencial entre F y G, los electrones proce-dentes del filamento entran en el espacio entreG y P con energía creciente. Las colisionesentre los electrones y los átomos del gas pue-den ser de dos clases:

FIG. 6

1) Si los electrones acelerados tienen una energía cinética insuficiente para provocarun cambio de un nivel energético a otro, en los átomos con los que chocan, se dice quelas colisiones son elásticas.

2) Las colisiones son inelásticas cuando aumentamos el potencial, pues los electronesacelerados poseen energía cinética suficiente para excitar a un electrón orbital, desde unnivel energético hasta el siguiente nivel superior. En esta colisión, no se conserva laenergía cinética total. Aumenta el contenido de energía del átomo golpeado, y con ellose modifican sus órbitas electrónicas y el átomo pasa aun estado excitado. El electrónque choca puede perder gran cantidad de energía cinética, tanta que le haga regresar a larejilla G.

Como el contenido de energía del átomo y sus electrones orbitales está netamentecuantizado, solamente se producen colisiones inelásticas a energías superiores a valoresbien definidos correspondientes a transiciones entre estados de energía permitidos. Estoes, con un potencial de aceleración creciente entre F y G se observa que la corriente dela placa desciende bruscamente a ciertos potenciales definidos llamados PotencialesCríticos. Estos potenciales críticos miden la aparición de cambios permitidos en el con-tenido de energía de los átomos bombardeados. Así, por ejemplo, el Helio presenta po-tenciales críticos de 19’75, 20’55, 21’20, 22’90, 23’60,.... y 24’5 Voltios.

El potencial crítico más alto es el llamado Potencial de Ionización, esto es, laenergía mínima necesaria para arrancar completamente un electrón al átomo. La energíacorrespondiente a éste u otro de los potenciales críticos puede proceder también de la

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radiación electromagnética en forma de luz, rayos X, etc.

El potencial de ionización del átomo de un solo electrón, el Hidrógeno, puedepredecirse por la fórmula deducida en el modelo de Bohr. La ionización del átomo nor-mal de hidrogeno (estado fundamental) corresponde a la transición n1=1 a n2=∞ para lacual la ecuación sería:

595'13/10.1783'2112 11

223

422

==

∞−=∆− − átomoergios

nchmeZ

Eπ

eV/átomo

Esta transición está representada como límite superior de estados de energía con-vergentes de la fig.7 y ha sido confirmada por la observación experimental. Los poten-ciales de ionización medidos de los átomos del sistema periódico, conforme varía sunúmero atómico, se indican en la fig.4 y muestran una gran periodicidad que guardarelación con las propiedades químicas.

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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-rial Marín. 1968. BARCELONA.

Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.

Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva EditorialInteramericana, S.A. 1986. MEJICO.

Bodie E.DOUGLAS y Darl H.MCDANIEL. Conceptos y Modelos de QuímicaInorgánica. Editorial Reverté. BARCELONA.

E.CARTMELLK y G.W.A FOWLES. Valencia y Estructura Molecular. EditorialReverté. 1970. BARCELONA.

Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción alos Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.

J.MORCILLO. Temas Básicos de Química. Editorial Alhambra-Universidad.MADRID.

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Tratamiento Didáctico----------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS

Estudio de la ordenación sistemática de los elementos químicos, mediante su desa-rrollo histórico, mostrando los distintos criterios adoptados para lograr la clasificación.

Exponer la periodicidad de las propiedades de los elementos y relacionarla con suclasificación sistemática.

Explicar e interpretar la clasificación periódica de los elementos con su configura-ción electrónica.

Iniciar al alumnado en el estudio experimental de las propiedades físicas y químicasde los elementos y relacionarlas con su ordenación.UBICACIÓN

El tema puede ubicarse en el 2°curso de Bachillerato dentro de la materia de Quími-ca, constituyendo un tema de carácter básico para el estudio posterior de la materia.TEMPORALIZACIÓN

Se expondrá el tema en un tiempo que dependerá del curso y nivel que se imparta. Sepodrá explicar el tema completo en un máximo de 4 h.METODOLOGIA

Explicación cronológica de la historia del sistema periódico, destacando los esfue r-zos de los investigadores por encontrar criterios adecuados de ordenación, los fracasos ylos logros en el proceso, y su influencia en el posterior desarrollo de la ciencia química.

Destacar en toda la explicación la relación directa entre la configuración electrónicay la ordenación periódica, poniendo claramente de manifiesto, que la distribución enperiodos y grupos corresponde a configuraciones electrónicas equivalentes. Destacarigualmente las anomalías e interpretarlas.

Conectar la configuración electrónica de los elementos, en la clasificación periódica,con las propiedades físicas y químicas y su carácter periódico.CONTENIDOS MINIMOS

Idea básica del sistema periódico según Z (número atómico)Principales propiedades periódicas y su variación.Descripción completa del sistema periódico.Configuración electrónica de los elementos según Z.Grupos más destacables del S.P.Propiedades más importantes del S.P.Su explicación por la configuración electrónica.

MATERIALES Y RECURSOS DIDÁCTICOSSistema periódico mural.Transparencias para retroproyector de ordenaciones antigua, tablas, gráficos de pro-

piedades periódicas y diagramas de configuraciones electrónicas.EVALUACIÓN

Ejercicio escrito sobre cuestiones fundamentales del tema y conceptos básicos rela-cionados con el sistema periódico. Valoración del conocimiento del sistema periódicocompleto.

Conocimiento de las configuraciones electrónicas de los elementos y su construccióna partir de la posición en el sistema periódico.

Conocimiento de propiedades periódicas de los distintos grupos.