Tabla periódica con su sistema (descripción, propiedades periódicas)

La tabla periódica

La tabla periódica actual fue establecida en 1944 e incorpora elementos desconocidos en la época de Mendeléiev, y es atribuida Seaborg. En esta se ordenan los elementos de acuerdo a su número atómico. Según Seaborg, las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico. 

Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas comunes al tener una configuración electrónica similar a su capa de valencia. Tanto los lantánidos como los actínidos se consideran incluidos en las casillas 57 y 89, respectivamente. 

El primer elemento, el hidrógeno, aunque tiene una estructura en su capa de valencia similar a la de los alcalinos, su comportamiento químico no se parece en nada al de estos metales. 

Su ubicación en la tabla es problemática.Los elementos del primer grupo de transición tienen la configuración (n-1)d1 ns2. Pero debido a que la energía de los orbitales «d» y «f» es muy parecida, tienen esa configuración tanto La y Ac como Lu y Lr. Razón por la que este grupo está integrado en unas tablas por Sc, Y, La y Ac y, en otras, por Sc, Y, Lu y Lr.

Propiedades periódicas

La energía de ionización

Se debería hablar detenidamente de primera energía de ionización al arrancarse el primer electrón, segunda energía de ionización cuando arrancamos el segundo.

Es la tercera energía de ionización para el tercero, y así consecutivamente. Esta fuerza dependerá de la fuerza con la que el electrón esté ligado al núcleo, y ésta aumentará si la carga del núcleo es grande y la distancia pequeña. 

Tomando en cuanta que al desplazarnos a la derecha en un periodo los electrones de la capa de la valencia se sitúan a la misma distancia del núcleo.

Mientras que el número de protones crece, la energía de ionización crecerá en sentido contrario, la derecha. Por eso observamos una tendencia a crecer hacia la derecha en la tabla. 

Si descendemos en un grupo la distancia al núcleo aumenta, mientras que la carga nuclear no aumenta significativamente. Esto debido a que los electrones situados en órbitas inferiores “apantallan” en gran medida la carga del núcleo. Esto hace que la carga efectiva sobre los electrones más externos sea menor de la esperada. 

La energía de ionización disminuye a medida que se desciende en un grupo. Considerando la variación en conjunto diremos que los elementos con una energía de ionización elevada se situarán en la parte superior derecha de la tabla periódica. Los que tienen una energía de ionización más baja lo harán en la parte inferior izquierda de la tabla.

Afinidad electrónica

Debido a que generalmente se desprende energía el signo de la AE es negativo (el átomo libera energía), si hay que suministrar energía el signo será positivo. La variación de la afinidad electrónica en el sistema periódico, será idéntica a la mostrada al hablar de la energía de ionización: 

  • Si un elemento tiende a captar electrones (afinidad electrónica alta) no tenderá a cederlos, debiendo de comunicar una gran energía para lograrlo. 
  • Si un elemento tiende a ceder electrones habrá que comunicarle poca energía y no tenderá a captarlos (afinidad electrónica baja).

Electronegatividad

La electronegatividad se encarga de medir la tendencia de los elementos a captar electrones. Podríamos definir operativamente la electronegatividad como una suma conceptual (no algebraica) de la energía de ionización y la afinidad electrónica. 

Por una “suma conceptual” se quiere dar a entender que:

  • Si se tiene una energía de ionización alta y una afinidad electrónica alta, tendremos una electronegatividad alta.
  • Con una energía de ionización baja y afinidad electrónica baja, tendremos electronegatividad baja.
  • Una electronegatividad alta denota gran apetencia por los electrones, los metales no lo hacen mucho.  
  • Una electronegatividad baja indica, por supuesto, una tendencia a perder electrones, los metales tienen electronegatividades bajas. 

Debido a que la energía de ionización y de afinidad electrónica varían siempre en el mismo sentido. Podemos deducir entonces que en un periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha. En un grupo, los elementos más electronegativos son situados más arriba y hacia la derecha, y esta electronegatividad disminuye a medida se desciende.

Por tanto, en conjunto, la electronegatividad aumenta hacia arriba y la derecha. La electronegatividad no es medible experimentalmente sino que debe calcularse indirectamente a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

La escala de electronegatividad más usada es la propuesta por Pauling, en ella el elemento más electronegativo es el flúor.

Tamaño de los átomos

El tamaño de los átomos se ve condicionado por tres factores: el número de sus capas, el número de electrones sitiados en la última capa o capa de valencia. Esto se debe a que los electrones al ser de carga negativa se repelen y tienden a separarse unos de otros, y por la carga efectiva del núcleo. 

Si nos situamos en un grupo, los átomos poseerán un mayor tamaño, a medida descendemos en el sistema periódico. En los periodos cortos, y a medida que vamos hacia la derecha, la carga nuclear efectiva aumenta.

Gracias a que el efecto pantalla de los electrones situados en un mismo nivel es muy pequeño con lo que se produce una disminución del tamaño de los átomos. Esto porque el efecto de repulsión entre los electrones no es grande debido a que no existe una gran acumulación en la capa. 

En los periodos largos, el tamaño decrece desde la izquierda hacia el centro y aumenta desde éste a la derecha. Los átomos más pequeños se encuentran situados hacia la mitad periodo.

Una de las técnicas usadas para determinar el tamaño de los átomos es medir la distancia entre núcleos en moléculas covalentes homonucleares (H2) y dividir dicha distancia por dos. 

Como en este caso los átomos están unidos por un enlace covalente hablamos de radio covalente. Para el caso del H2 la distancia entre los núcleos (distancia de enlace) es de 75 pm. Luego el radio covalente del átomo de H es 37 pm.

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