Evolución y Propiedades Periódicas de los Elementos Químicos

Identificación de los Elementos

En 1830, el químico sueco John Jacob Berzelius (1779-1848) propuso un método para representar los elementos: utilizar la inicial de su nombre en latín o, en caso de coincidencia, la inicial seguida de otra letra presente en el nombre latín. Por ejemplo: N para nitrógeno, Na para el sodio, Ni para el níquel.

Primeras Agrupaciones de Elementos

Los estudios de principios del siglo XIX revelaron que los elementos podían agruparse en familias con propiedades químicas similares, como la del sodio-potasio o la del cloro-bromo-yodo. Las dos propiedades más investigadas para caracterizar un nuevo elemento eran: el peso atómico (una propiedad física, hoy conocida como masa atómica relativa o Ar) y la valencia (una propiedad química que expresaba la capacidad de combinación de los átomos, hoy conocida como número de oxidación).

Propuesta de Döbereiner

En 1817, Johann Döbereiner (1780-1849) observó que el peso atómico del estroncio era cercano a la media aritmética entre los pesos atómicos del calcio y del bario, y que los tres elementos, por ser químicamente análogos, estaban agrupados en una misma familia. En 1829, estableció esta misma regularidad para varios grupos de tres elementos, a los que llamó triadas, donde el peso atómico del elemento central era casi igual al promedio de los otros dos. Por ejemplo: Cloro (35,47) - Bromo (79,916) - Yodo (126,91), con un promedio de 81,18.

Octavas de Newlands

En 1864, John R. Newlands (1837-1898) ordenó los elementos conocidos hasta entonces en orden creciente según sus pesos atómicos y observó que las propiedades se repetían en periodos de siete, de manera similar a las notas musicales en las octavas de un piano. Las propiedades del octavo elemento en una serie eran análogas a las del primero, por lo que estos periodos de siete elementos recibieron el nombre de octavas de Newlands.

Trabajos Iniciales de Meyer y Mendeleiev

Entre 1868 y 1870, los trabajos de Lothar Meyer (1830-1895) en Alemania y de Dmitri Mendeleiev (1834-1907) en Rusia condujeron al descubrimiento de la ley de periodicidad de los elementos químicos o ley periódica. Meyer ordenó los elementos por peso atómico creciente y relacionó esta magnitud con el volumen atómico. Al representar los volúmenes atómicos en función de los pesos atómicos, Meyer encontró que en el gráfico se formaban picos máximos correspondientes a grupos de elementos con propiedades similares: litio, sodio, potasio, rubidio y cesio. Determinó que cada pico, con sus subidas y bajadas, constituía un periodo de la tabla de elementos.

Tabla Periódica de Mendeleiev

En 1869, Mendeleiev publicó la primera edición de la tabla periódica, que ordenaba los 63 elementos conocidos hasta entonces. Una vez ordenados por peso atómico, Mendeleiev estudió sus propiedades químicas, especialmente sus valencias. Observó que los primeros elementos mostraban un cambio progresivo en sus valencias, con valores crecientes y decrecientes. Estableció así periodos: el primero solo para el hidrógeno, los dos siguientes con siete elementos cada uno y los restantes con más de siete. Para que coincidieran las propiedades, Mendeleiev no dudó en cambiar de lugar algunos elementos y dejó espacios vacíos para elementos aún no descubiertos, prediciendo con exactitud sus propiedades. A partir de los trabajos de Mendeleiev, se estableció la ley periódica de los elementos.

Configuración Electrónica

• Los átomos de los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica externa (CEE).
• Los átomos de los elementos en el mismo periodo tienen el mismo número de niveles de energía.
• Según esta estructuración, la tabla se divide en 4 bloques fundamentales: S, P, D y F, según el último orbital ocupado de la CEE.
• Los bloques S y P corresponden a los elementos representativos e incluyen metales y no metales. Algunos son metaloides, como el silicio o el arsénico.
• Los elementos del bloque D se denominan elementos de transición y son todos metálicos.
• El bloque F está integrado por los elementos de transición interna, que también son metales, la mayoría obtenidos por síntesis artificial.

Carga Nuclear Efectiva

Los electrones internos ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo (Z). Por esta causa, los electrones más externos son atraídos con menor fuerza. La carga neta que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva o Z_ef.

Radio Atómico

De acuerdo con el modelo mecánico-cuántico, la distribución de la densidad electrónica no tiene un límite definido. Sin embargo, si el átomo se considera una esfera, se puede determinar experimentalmente la distancia que separa al electrón más externo del núcleo. Dicha distancia se denomina radio atómico o r_at.

Radios Iónicos

Cuando los átomos neutros pierden o ganan electrones, se transforman en iones: cationes si pierden electrones (carga neta positiva) y aniones si ganan electrones (carga neta negativa). El tamaño de un catión es menor que el del átomo neutro, mientras que el de un anión es mayor.

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.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ion mononegativo.

Electronegatividad (EN)

Es la capacidad relativa de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico con otro átomo.