miércoles, 16 de diciembre de 2009

Desde la antigüedad, elementos como el oro, hierro y el mercurio eran conocidos por el hombre.
En el siglo XVIII, ya se intentaba clasificar los elementos químicos conocidos buscando semejanzas en sus propiedades.
Los elementos se clasificaban en metales nobles (como el oro) por su nula reactividad y otros metales bajos (como el hierro) debido a su gran reactividad y no metales (como el fósforo, oxígeno). Otros como el arsénico no se ajustaba a una de estas dos características, por lo que se hablaba de elementos semimetálicos.
A principios del siglo XIX John Dalton ideo una serie de símbolos circulares para representar los átomos de los elementos conocidos. En 1830 John Jacob Berzelius propuso su método para representar los elementos: utilizar la inicial del nombre en latín, o la inicial seguida de otra letra presente en el nombre latino, si dos o más elementos tenían la misma inicial. A principios de este siglo se conocían cerca de cuarenta elementos.
En 1817 Johann Döbereiner observó que el peso atómico del estroncio esta muy cerca de la media aritmética entre los pesos atómicos del calcio y del bario, y que los tres elemento por ser químicamente análogos estaban agrupados en una misma familia. En 1929 estableció esta misma regularidad de los pesos atómicos para varios grupos de tres elementos a los que llamó triadas, donde el peso atómico del elemento central de la triada era casi igual al promedio de los otros dos. Por ejemplo: calcio, estroncio y bario; cloro, bromo y yodo; litio, sodio y potasio; azufre, selenio, telurio.
En 1886 el químico inglés J.A.R. Newlands intentó agrupar los elementos conocidos en orden creciente de pesos atómicos, para demostrar que cada ocho elementos se repetían aquellos que tenían propiedades similares. De esta manera, el litio, y el sodio estaban separados por una octava. Dada su analogía con la escala musical, esta clasificación tomó el nombre de ley de las octavas.
Entre 1869 y 1971 Dimitri Mendeleiev, en Rusia y Juluis Lothar Meyer en Alemania, presentaron trabajos independientes en los cuales demostraban como los elementos podían clasificarse sistemáticamente con base en sus pesos atómicos.
Al ordenar los elementos de menos a mayor, según el peso atómico, Mendeleiev fue muy cuidadosos e insistente en que solo aquellos elementos con propiedades físicas y químicas semejantes podían formar parte de un grupo o familia. El hueco que quedaba en su ordenación correspondía a elementos aún no descubiertos y las variaciones de posición de alguno de ellos, que debía hacer para ubicarlos apropiadamente en una familia, eran causadas por errores en la determinación de los pesos atómicos. Observando las posiciones de los huecos que quedaban en su clasificación pudo predecir no solamente el peso aproximado de los elementos que faltaban por descubrir, sino también sus propiedades físicas y químicas. Fue así como pudo predecir la existencia del galio y del germanio. Las coincidencias de las predicciones hechas con los datos experimentales resultaron exitosas, por lo que su trabajo recibió gran aceptación quedando así establecida la clasificación periódica de los elementos.
Meyer presentó con mas claridad el principio de periodicidad al trazar una gráfica del volumen atómico de los elementos en función de sus pesos atómicos.
Hasta ese momento si se quisiera dar una definición o un concepto de la ley periódica, habría que decir: “ Al ordenar los elementos en forma creciente de pesos atómicos, periódicamente aparecen elementos con propiedades físicas y químicas semejantes”.
Cuando Rutherford propuso su modelo atómico semejante al sistema solar , observó que la carga del núcleo tenia un valor aproximado a la mitad del peso atómico, de esta manera pudo deducir que la carga del núcleo es igual al número atómico Z.
La hipótesis de Rutherford fue verificada mas tarde por Moseley quien dedujo, a partir de sus trabajos con rayos X que al ordenar los elementos en forma creciente del recién establecido numero atómico, los elementos de propiedades semejantes aparecían en forma periódica.


 Ley periódica
Establecido el concepto de número atómico se formuló la ley periódica prácticamente en los términos que se conocen en la actualidad:
• las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de los números atómicos o,
• al ordenar los elementos según sus números atómicos de menor a mayor, aquellos con semejanzas en sus propiedades físicas y químicas aparecen en forma periódica.
Aunque la clasificación actual de los elementos se hizo a finales del siglo XIX con los estudios de Meyer y Mendeleiev, los avances de los años 20 del siglo XX, especialmente del modelo atómico probabilítico, mostraron que algunos arreglos electrónicos se repiten periódicamente.

 La Tabla periódica actual
La tabla periódica actual se construye ordenando los elementos según sus números atómicos en lugar de ordenarlos, por sus masas atómicas, como lo hacía Mendeleiev.
Además de estar ordenados los elementos por sus números atómicos, la tabla periódica actual se ha elaborado a partir de los siguientes criterios:
• Los elementos se distribuyen en filas o periodos y en columnas o grupos.
• La disposición en grupos se hace de tal manera que los elementos pertenecientes a un mismo grupo tiene la misma configuración electrónica en su nivel más externo llamado de valencia. En cuatro grandes bloques quedan agrupados : s, p, d y f.
• Cada período se inicia cuando comienza a llenarse un nuevo nivel de electrones, el número de un período indica el valor del número cuántico n correspondiente a los orbitales de tipo s o p que están ocupando a medida que se construye el período.

La tabla periódica actual contiene 8 filas horizontales o periodos
Y 18 grupos de elementos. Alguno de esos grupos reciben nombres especiales, como el de los metales alcalinos, metales alcalinotérreros, halógenos, gases inertes o gases nobles.
Además hay dos grupos o familias, los lantánidos y los actínidos, que con frecuencia se representan separados del cuerpo principal de la tabla.




 Propiedades
El conocimiento de la variación de las propiedades de los elementos de la tabla son fundamental para entender la formación de enlaces y predecir el comportamiento químico de algunos elementos. Las propiedades que varían de manera sistemática se denominan propiedades periódicas, de importancia son:

• Carga nuclear efectiva:
Los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo por ese motivo los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor, la carga neta que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva.
En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha en un periodo y en un grupo permanece casi invariable ya que el aumento de la carga nuclear se compensa con el efecto de apantallamiento producido por los electrones internos.

• Volumen de los átomos:
Los primeros estudios sobre el volumen de los átomos fueron realizados por Meyer en 1870. El volumen que él analizó corresponde al ocupado por 6,02 . 10 23 átomos, o sea el volumen de un átomo gramo del elemento. Este volumen se puede calcular por la relación m = v d, donde v= m/d , m es la masa de un átomo gramo o de un mol de átomos.
En general el volumen de los átomos aumenta al descender en los grupos de la tabla periódica. Cuando se recorren los períodos de izquierda a derecha el volumen disminuye inicialmente, para aumentar finalmente un poco otra vez.

• Radio atómico
De acuerdo con el modelo mecánico-cuántico, la distribución de la densidad electrónica de un átomo no tiene límite definido con claridad. Si el átomo se considera una esfera, se puede determinar, en forma experimental, la distancia que separa al electrón más externo del núcleo, dicha distancia se denomina radio atómico.

• Radio iónico
Cuando los átomos neutros pierden o ganan electrones, se transforman en iones. Son cationes si pierden electrones y quedan con carga neta positiva o aniones si ganan electrones y quedan con carga negativa. El tamaño de un catión es menor que el del correspondiente átomo neutro. El tamaño de un anión es mayor que el del átomo neutro de procedencia.
En la tabla periódica, los radios iónicos aumentan de arriba abajo en un grupo, la variación en un período es difícil de analizar, ya que depende de la cantidad de cargas de los iones.

• Energía de ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental. El átomo se convierte en un ion monopositivo ( con una sola carga positiva).
En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo, debido a que cuanto menor es n más pequeño es el átomo y al hallarse los electrones más cerca del núcleo son atraídos con mayor fuerza.

• Afinidad electrónica
Es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental capta un electrón y se convierte en ion mononegativo (con una solo carga negativa).
En la tabla periódica, (en valor absoluto) se incrementa de izquierda a derecha en un período, debido al aumento de la carga nuclear efectiva y disminuye al descender en un grupo por el aumento del tamaño de los átomos, que determina que el nuevo electrón sea atraído con menor fuerza.

• Electronegatividad
Es la capacidad de ese átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico con otro átomo. Linus Pauling uso medidas comparativas de energías de enlace y signó al hidrógeno un valor arbitrario de electronegatividad (2,1), de esta manera pudo calcular los valores para los demás elementos. En la tabla periódica, aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo. Los elementos más electronegativos con el flúor y el oxígeno y el menos electronegativo el cesio.