Sistema periódico y propiedades periódicas

A lo largo del siglo XIX hubo varios intentos de sistematizar los elementos químicos conocidos. Los dos más importantes se deben a Lothar Meyer, que ordenó los elementos agrupándolos en función de sus propiedades físicas, y a Dimitri Mendeleev, que agrupó los elementos químicos en función de sus propiedades químicas.

Sistema periódico moderno

Es la ordenación de los elementos por orden creciente de sus números atómicos, quedando éstos agrupados en filas o períodos y en grupos o columnas.

Los elementos químicos que se encuentran en un mismo grupo o columna se caracterizan por poseer idénticas propiedades químicas. Los grupos representativos son:

* Grupo I A o metales alcalinos: Su último nivel energético ocupado tiene un electrón. La configuración electrónica en este último nivel sería n s1. Son metales muy reactivos y de valencia iónica + 1.

* Grupo II A o metales alcalino-térreos: Su último nivel energético ocupado tiene dos electrones. Por ello su configuración electrónica en el último nivel es n s2. Son metales reactivos y tienen como valencia el valor + 2.

* Grupo III A: Elementos con tres electrones en su último nivel energético y por ello con configuración electrónica n s2 p2. El boro presenta propiedades no metálicas, mientras que en el resto predominan sus propiedades metálicas con valencia principal + 3.

* Grupo IV A: Elementos con cuatro electrones en su último nivel energético y con configuración electrónica n s2 p2. Los pri meros elementos son no metálicos y con valencia covalente 4. Los últimos elementos del grupo son metálicos (Pb y Sn) y de valencias 2 y 4.

* Grupo V A: Elementos con cinco electrones en su último nivel energético y configuración electrónica n s2 p3. Sus propiedades son no metálicas, salvo el último elemento del grupo, el bismuto, cuya valencia es + 3.

* Grupo VI A: Elementos con seis electrones en su último nivel energético y con configuración electrónica n s2 p4, Son no metálicos con valencia – 2. Forman compuestos covalentes con otros elementos no metálicos.

* Grupo VII A o halógenos: Elementos químicos con siete electrones en su último nivel energético y configuración electrónica n s2 p5. Típicamente no metálicos y con valencia iónica – 1.

* Grupo 0 o gases nobles: Elementos químicos con ocho electrones en su último nivel energético n s2 p6. Son prácticamente no reactivos por tener su último nivel electrónico completo.

Dentro del Sistema Periódico se pueden distinguir otros tipos de elementos químicos:

* Elementos de transición: Formado por todos los grupos B (IB a VIIB y VIII) y situados en las filas o períodos 4, 5 y 6. Los elementos de transición son los que van desde el Sc (Z = 21) al Zn (Z = 30), desde el ytrio (Z = 39) al cadmio (Z = 48) y desde el lantano (Z = 51 ) al mercurio (Z = 80). Todos estos elementos tienen carácter metálico y estados de oxidación variable. En su configuración electrónica presentan un subnivel d, completándose al avanzar en el período correspondiente.

* Elementos de transición interna: Formados por los elementos que figuran en la parte inferior del sistema periódico y que van desde el cesio (Z= 58) al lutecio (Z= 71) o familia de los lantánidos y desde el torio (Z = 90) al laurencio (Z = 103) o familia de los actínidos. Tienen carácter metálico y su configuración electrónica presenta un subnivel f que se completa al ir avanzando a lo largo del período.

Períodos

En el sistema periódico moderno, los elementos químicos quedan agrupados en siete filas o períodos (1 a 7). El período en el que se encuentra un elemento químico nos indica el número de niveles energéticos del átomo en su estado fundamental, ocupado parcial o totalmente por electrones. Así, el hidrógeno (período 1) tiene un nivel energético ocupado y el cobre (período 4) tiene cuatro niveles energéticos. Todos los períodos comienzan en un metal alcalino (salvo el primer período que comienza con el hidrógeno) y finalizan en un gas noble.

Ley periódica

Indica que las propiedades de un elemento químico son función periódica de su número atómico.

Nota aclaratoria al cuadro siguiente:
[Ne] significa configuración electrónica del Neón
[Ar] significa configuración electrónica del Argón
[Kr] significa configuración electrónica del Kriptón
[Xe] significa configuración electrónica del Xenón
[Rn] significa configuración electrónica del Radón

SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS

Tabla periódica de los elementos.

Tabla periódica de los elementos.

Propiedades periódicas

Entre las propiedades que varían periódicamente se pueden señalar las siguientes:

Radios atómicos
Los radios atómicos medios (medidos a través de longitudes de enlaces) crecen en los grupos al aumentar el número atómico Z del elemento. A lo largo de un período, el radio medio de los átomos disminuye al aumentar el número atómico.

Energía de ionización
La energía o potencial de ionización es el valor de la energía necesaria para extraer de un átomo aislado, un electrón. El proceso es:
X + Energía —> X+ + 1 e-
La energía de ionización disminuye en un grupo al aumentar el número atómico. En los períodos, la energía de ionización crece al aumentar el número atómico.

Afinidad electrónica
Es el valor de la energía desprendida por un átomo aislado cuando éste capta un electrón. El proceso es X + 1 e- —> X- + Energía
La afinidad electrónica disminuye en los grupos al aumentar el número atómico y en los períodos aumenta al hacerlo el número atómico Z.

Electronegatividad
Medida relativa de la fuerza de atracción que los átomos de dicho elemento ejercen sobre el par de electrones de enlace con otros átomos.

L. Pauling estableció una escala relativa de electronegatividades. Los elementos más electronegativos son el flúor (4,0 de elec tronegatividad), oxígeno (3,5) y cloro (3,10). Los elementos menos electronegativos son el bario y el sodio (0,9), el potasio y rubidio (0,80) y el cesio (0,7).

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