Tabla Periódica de los Elementos Químicos

Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z). Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares.

Grupos y Periodos

• Grupos: Columnas de la tabla.
• Periodos: Filas de la tabla.

Especies con Carga Eléctrica: Iones

Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, un ion.

• Si gana electrones, hay un exceso de estos, el ion será negativo, un anión.
• Si pierde electrones, hay un defecto de estos, el ion será positivo, un catión.

Clasificación de los Elementos

• Metales: Forman fácilmente iones positivos. Pierden fácilmente electrones para formar cationes. Bajas energías de ionización, bajas afinidades electrónicas, bajas electronegatividades. Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales. Reaccionan perdiendo electrones. Su carácter metálico disminuye al avanzar en un periodo y aumenta al descender en un grupo.
• No metales: Forman fácilmente iones negativos. Elevadas energías de ionización, elevadas afinidades electrónicas, elevadas electronegatividades. Forman compuestos con los metales y con otros no metales. Reaccionan ganando electrones. Su carácter no metálico aumenta al avanzar en un periodo y al ascender en un grupo.
• Semimetales: Forman con dificultad iones positivos. Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
• Gases nobles: No forman iones.
• Elementos representativos (Grupo A): Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o p.
• Metales de transición (Grupo B): Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d.
• Metales de transición interna: Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f.
• Excepciones: El hidrógeno de configuración 1s¹ no tiene un sitio definido dentro de los bloques.

Tendencias en la Tabla Periódica

• En un grupo: El tamaño atómico aumenta al descender.
• Efecto de contracción: Al descender en un grupo, aumenta el número atómico y la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y disminuye el tamaño.
• Efecto de apantallamiento: Al descender en un grupo, aumenta el número de capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta.
• En un periodo: El tamaño atómico disminuye al avanzar.

Grupos de la Tabla Periódica

Grupos TP = s (1-alcalinos, 2- alcalinotérreos) / p (13- Térreos, 14 – carbonoideos, 15 nitrogenoideos, 16 anfígenos, 17 halógenos, 18 gases nobles) / d (3-12 – elementos de transición)

Hay 118 elementos: 87 metales (26 radiactivos, 16 fabricados por el hombre), 11 gases a presión y temperatura normales, 6 gases nobles monoatómicos, 2 líquidos. 7 líneas horizontales = periodo.

Propiedades Periódicas

• Radio atómico: Corresponde al tamaño efectivo de un átomo cuando está formando un compuesto covalente normal con otro átomo. En los grupos aumenta de arriba abajo y en los periodos disminuye de izquierda a derecha.
• Volumen atómico: Es el espacio que usa el átomo en el universo, varía igual que el radio (proporcional a él). El volumen iónico depende de la carga del átomo.
• Potencial de ionización: Cantidad de energía necesaria para retirar el último electrón de un átomo. Se mide en Kcal/mol y eV.
• Electroafinidad: Cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón al átomo. En los grupos aumenta de abajo hacia arriba y en los periodos aumenta de izquierda a derecha.

Configuración Electrónica

La configuración electrónica se describe utilizando los orbitales s, p, d y f.

Ejemplo de configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶

• He (Helio) = 2: 1s²
• Ne (Neón) = 10
• Ar (Argón) = 18

Excepciones en la Configuración Electrónica

Algunos elementos presentan configuraciones electrónicas que son más estables.

• Cr (Cromo) – Z: 24: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵
• Cu (Cobre) – Z: 29: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

Configuración Electrónica en Iones

Los átomos tienden a estabilizarse cambiando su configuración electrónica a la del gas noble más cercano. Los metales entregan electrones (formando cationes).

Historia de la Tabla Periódica

• Johan Döbereiner: Propuso las tríadas, agrupando elementos con propiedades químicas similares.
• John Newlands: Propuso las octavas, ordenando los elementos según el aumento de masa atómica.
• Dimitri Mendeleev: Ordenó los elementos según su masa atómica.
• Henry Moseley: En 1913 determinó la carga nuclear (número atómico) de los elementos. Reagrupó los elementos según su número atómico.
• Lothar Meyer: Publicó su propia tabla periódica con los elementos ordenados de menor a mayor masa atómica.

Mendeleev propuso que si el peso atómico de un elemento lo colocaba en el grupo incorrecto, entonces el peso atómico debía estar mal medido.

Columnas -> grupos o familias (similares). Filas -> periodos (nivel energético). Grupo 1A: reactivo con H₂. Grupo 7A: Halógenos, formadores de sales, reactivos con H. Mismo grupo, último nivel = configuración.

Grupos Representativos y de Transición

• Grupo A: Elementos representativos (orbitales s, p).
• Grupo B: Elementos de transición (orbital d).
• Transición interna: (orbital f).

Subgrupos:

• IA: Alcalinos (ns¹).
• IIA: Alcalinotérreos (ns²).
• IIIA: Térreos (ns²np¹).
• IVA: Carbonoideos.
• VA: Nitrogenoideos.
• VIA: Calcógenos o Anfígenos.
• VIIA: Halógenos.
• VIIIA: Gases nobles (ns²np⁶).

Características de Algunos Grupos

• IA – Metales alcalinos: Metales blandos de color gris, de baja densidad. Reaccionan rápidamente con agua y O₂. Se guardan en recipientes al vacío.
• IIA – Alcalinotérreos: Mayor punto de fusión que los alcalinos, baja densidad.
• IIIA: Incluye un metaloide de punto de fusión muy alto y no metales. Forman iones de carga positiva (+3) (bórax o aluminio).
• IVA – Familia del carbono: Presentan organización cristalina como el diamante. Alótropos: formas diferentes de un mismo elemento.
• VA: Cambio notorio en apariencia de arriba abajo.
• VIA – Familia del oxígeno: Tienen 6 electrones de valencia. Propiedades metálicas y no metálicas.
• VIIA – Halógenos: Formadores de sales. Cada átomo tiene 7 electrones de valencia. Son diatómicos (2 átomos por molécula).
• VIIIA – Gases nobles.