QUÍMICA GRADO 10º
HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA
Los seres
humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la
complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los
elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin
embargo, al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de
experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en
realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron
entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera
manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas
atómicas, pero esta
clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos.
Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en
nuestros días
- PRIMERA CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
La primera
clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier (1743-1794), quien
propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o
metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla
periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las
propiedades físicas como químicas.
- TRIADAS DE DOBEREINER
El químico Johan Döbereiner alcanzó a elaborar un informe que mostraba una
relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817.
Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que
él denomina “tríadas”. La tríada del cloro,
del bromo y del yodo es
un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la
triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas
20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.
- OCTAVOS DE NEWLANDS
En 1864, el
químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Real Colegio de Química su observación de que al ordenar los elementos en orden
creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo
elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy
similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido
aún descubiertos.
Esta ley
mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con
propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas
propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la
intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la
escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de
ley de las octavas.
Como a partir
del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por
la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más
tarde fue reconocido por la Royal Society, que
concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
- TABLA PERIODICA DE MENDELEIEVE
En 1869,
Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo
su peso atómico, como lo hizo Newlands antes que él, pero tuvo tres ideas
geniales: no mantuvo fijo el periodo de repetición de propiedades, sino que lo
amplió conforme aumentaba el peso atómico (igual que se ampliaba la anchura de
la gráfica de Meyer). Invirtió el orden de algunos elementos para que cuadraran
sus propiedades con las de los elementos adyacentes, y dejó huecos, indicando
que correspondían a elementos aún no descubiertos.
En tres de los
huecos, predijo las propiedades de los elementos que habrían de descubrirse
(denominándolos ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más tarde se
descubrieron el escandio, el galio y el germanio, cuyas propiedades se
correspondían con las predichas por Mendeleyev, y se descubrió un nuevo grupo
de elementos (los gases nobles) que encontró acomodo en la tabla de Mendeleyev,
se puso de manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino la
importancia y utilidad de la tabla periódica. La tabla periódica era útil y
permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no seguía el orden de
los pesos atómicos.
Hasta los
comienzos de este siglo, cuando físicos como Rutherford, Borh y Heisemberg
pusieron de manifiesto la estructura interna del átomo, no se comprendió la
naturaleza del orden periódico. Pero eso, eso es otra historia...
- TABLA PERIODICA MODERNA
La tabla
periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las
décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles,
las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema
adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de
ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con
propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las
parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace
necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la
agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún
tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry
Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en
1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de
la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía
una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de
alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el
número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.
La explicación
que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los
químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos
producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX
se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los
desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el
sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos
de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus
diferentes propiedades químicas
VIDEO COMPLEMENTARIO
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión. Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos o periodos va a responder a una regla general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el comportamiento, desde un punto de vista químico, de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera de sus propiedades periódicas
- RADIO ATÓMICO
Es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). El radio atómico dependerá del tipo de unión que presenten los átomos.
- En un grupo: el radio atómico aumenta al descender, pues hay más capas de electrones.
- En un período: el radio atómico aumenta hacia la izquierda pues hay las mismas capas pero menos protones para atraer a los electrones.
- Energía de ionización (EI)
Es la energía
necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado
gaseoso. Como resultado, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión).
Una
manera de expresar esta información es la siguiente:
X(g) +
energía → X+ (g) + 1e–
Si el
electrón está débilmente unido, la energía de ionización es baja; si el
electrón está fuertemente unido, la energía de ionización es alta.
- En un grupo: La energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico, ya que los electrones externos están cada vez más alejados del núcleo y por lo tanto cada vez menos atraídos por el núcleo (será más fácil extraerlos).
- En un período: La energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico, ya que para un mismo periodo los electrones se colocan en la misma capa de valencia y al ir aumentando la carga positiva del núcleo, la atracción de ésta sobre los electrones será cada vez mayor.
- Afinidad electónica (AE)
Es
la energía libera a cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón,
formándose un ión gaseoso negativo. El átomo se convertirá en un anión.
Una
representación general de este proceso, en términos energéticos, es la
siguiente:
X(g) + 1e– → X–(g) + energía
Está
comprobado que a mayor electronegatividad, mayor es la tendencia que tiene el
átomo para aceptar un electrón.
- En un grupo: La Afinidad electónica disminuye de arriba hacia abajo a medida que aumenta el número atómico (Z).
- En un período: La Afinidad electónica aumenta a medida que aumenta el número atómico (Z).
- Electronegatividad (EN)
Es
la capacidad que tiene uno de sus átomos de atraer, en un enlace químico
covalente, electrones compartidos con otros átomos.
La
electronegatividad se determina en la escala de Pauling. Al flúor
(F), el elemento más electronegativo, se le asigna el valor 4,0;
al Francio (Fr), el menos electronegativo, le corresponde el 0,7.
- En un grupo: La electronegatividad disminuye al descender, pues el núcleo estará más alejado y atraerá menos a un electrón.
- En un período: La electronegatividad aumenta hacia la derecha pues hay las mismas capas pero más protones para atraer a los electrones y lo hacen con mayor facilidad.
- Carácter metálico
Un
elemento se considera metal, desde un punto de vista electrónico, cuando cede
fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos.
- En un grupo: El carácter metálico aumenta al descender, pues el electrón que pierde está más alejado y menos atraído por el núcleo.
- En un período: El carácter metálico aumenta hacia la izquierda pues hay las mismas capas pero menos protones para atraer a los electrones y se pueden perder con mayor facilidad.
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