Introducción a la Química por Varios Profesores - muestra HTML

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o Símbolo del elemento: Ca

o Número de masa A:

40

o Número de protones p+:20

o Número de neutrones n0: ?

Para calcular el número de neutrones se utiliza la siguiente fórmula:

n0 = A – Z

Como Z = p+, entonces con los datos que se dan para el Ca, A = 40 y p+ = 20,

podemos calcular n0:

n0 = 40 – 20 = 20

33

Tabla 2. Cálculo de partículas Subatómicas.

SÍMBOLO DEL ELEMENTO

S

B

F

K

Fe

C

N

Si

Ne

Cl

Núm. de masa A

11

19

39

57

14

20

35

(A = n0 + Z)

Núm. De protones p+

16

9

6

7

14

17

(p+ = Z)

Núm. De neutrones

18

6

20

31

8

15

10

n0 = A – Z

34

RESUMEN

ÁTOMO

Construido por

Son

Su fórmula es

Con

Partículas subatómicas

Electrón (e–)

e– = p+ = Z

Propiedades:

Carga eléctrica

Su fórmula es

Número de masa

Protón(p+)

p+ = A = n

Número atómico

Su fórmula es

Localización

Neutrón(n )

n = A –p+

Tiene

Es la

Su fórmula es

Masa atómica

Suma porcentual de los

números de masa de

los isótopos que existen

en un elemento

(A1)(% de abundancia de A1)

=

+

100

(A2 )(% de abundancia de A2) ++

100

Donde A1, A2, … , An son la masa

isotópica del mis (mAo elemento

n )(% de abundancia de An )

100

Tiene

Es la

Su fórmula es

Número de masa (A)

Suma de protones y neutrones

A = p+ + n

Tiene

Es el

Número atómico (Z)

Número de protones localizados en el núcleo del átomo

1.16 NÚMEROS CUÁNTICOS

La física clásica no pudo determinar la ubicación exacta de los electrones en el átomo,

por lo cual sugirió los que se conoce como mecánica cuántica, que aportó conocimientos

teóricos para explicar el comportamiento del electrón, derivando parámetros conocidos como

números cuánticos que al tomar valores indican dónde es más probable encontrar un electrón.

Dichos números cuánticos son los siguientes:

1. n: Número cuántico principal, también conocido como espacio energético

fundamental; determina el nivel de energía en el que se localiza un electrón dado;

toma los valores de 1, 2, 3, 4,… , ∞.

2. l: Número cuántico secundario o azimutal, indica el tipo de subnivel o forma de la

nube electrónica: toma valores desde 0, 1, … , n – 1.

Los subniveles están representados por las letras “s”, “p”, “d”, “f”, l amados también

orbitales (figuras 11 a la 14).

Tabla 3. Valores de l de acuerdo al subnivel.

35

index-36_1.jpg

index-36_2.jpg

index-36_3.jpg

index-36_4.jpg

VALOR DE l

SUBNIVEL

l = 0

s

l = 1

p

l = 2

d

l = 3

f

Figura 11. Orientación espacial (3ª dimensión) del orbital s.

Figura 12. Tres orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital p.

Figura 13. Cinco orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital d.

Figura 14. Siete orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital f.

36

index-37_1.jpg

3. m: Número cuántico magnético, representa la orientación espacial del orbital;

toma valores que van desde – l hasta + l.

Tabla 4. Valores de l y m para cada subnivel.

SUBNIVEL VALORES DE l

VALORES DE m

NÚMERO DE

ORIENTACIONES

s

0

0

1

p

1

-1, 0, +1

3

d

2

-2, -1, 0, +1, +2

5

f

3

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

7

En el modelo atómico de Bohr se estableció que los electrones giran alrededor del

núcleo en niveles de energía específicos; cada nivel acepta un número determinado

de electrones de acuerdo con la siguiente ecuación (Tabla 5):

Número de e― = 2n2

y a su vez, cada subnivel acepta 2n electrones, los cuales están distribuidos en cada

subnivel como se indica en la tabla 6.

Tabla 5. Número de electrones que acepta cada nivel.

NÚMERO DE NIVEL

NÚMERO DE ELECTRONES

QUE ACEPTA

1

2

2

8

3

18

4

32

Tabla 6. Distribución de electrones de acuerdo con el subnivel.

NÚMERO DE

DISTRIBUCIÓN DE

NÚMERO DE

SUBNIVEL

ELECTRONES QUE

ELECTRONES EN CADA

ORIENTACIONES

ACEPTA

ORIENTACIÓN

s

1

2

2

p

3

6

2,2,2

d

5

10

2,2,2,2,2

f

7

14

2,2,2,2,2,2,2

4. s: Número cuántico spin, indica la rotación o giro del electrón y sólo puede tomar

dos valores, +½ y – ½; también se pueden representar con vectores:

37

Figura 15. Representación del sentido de giro del número cuántico (s).

Actividades de aprendizaje

1. En equipo y con apoyo de las figuras 11 y 12, elaboren físicamente el orbital “s” y

los tres orbitales “p” (px, py y pz) con su orientación utilizando plastilina, unicel,

alambre, globos, palillos, alguna fruta o los materiales que deseen; asesórate con tu

maestro y preséntalo a tu grupo.

2. Toma en cuenta la teoría de la mecánica cuántica y ne equipo elabora el modelo

físico de Dirac-Jordan del átomo de neón (Ne), resaltando el electrón diferencial con

otro color, usando los materiales que quieras; asesórate con tu maestro, preséntalo

a tus compañeros y compáralo con los demás modelos indicando las diferencias o

coincidencias.

1.17 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Representar los electrones de un átomo por medio de esferas, como se realizó utilizando

el modelo atómico de Bohr, o de manera tridimensional, mediante los orbitales propuestos por la

teoría cuántica, resulta complicado, en particular para elementos con varios electrones; esta

situación generó la necesidad de pensar en una forma de representación más sencilla.

Para construir una estructura que permita representar la configuración electrónica es necesario

tener presentes los principios de la teoría cuántica con respecto a los niveles de energía, los

subniveles y los orbitales, es decir, cumplir con lo especificado en cada uno de los números

cuánticos.

Principio de exclusión de Pauli

Con la determinación de los números cuánticos, y después de realizar una extensa

investigación, Wolfgang Pauli (1900-1958) estableció: En un átomo no pueden existir dos

electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales.

Regla de Hund

Para indicar la forma en que los electrones van ocupando las diferentes orientaciones de

un subnivel existe un principio l amado de máxima multiplicidad o regla de Hund, que dice: En

subniveles con más de una orientación no puede existir apareamiento electrónico si al menos no

existe un electrón en cada orientación.

38

index-39_1.jpg

Donde el apareamiento es tener dos electrones con los tres números cuánticos n, l y m

igual y sólo diferente el spin ( s).

Para ilustrar esta regla, el giro del electrón se representará con flechas hacia arriba (positivo) y

flechas hacia abajo (negativo), con guiones los orbitales, con número los niveles y con letras los

subniveles.

Ejemplo 3

El subnivel “p” tiene 3 orientaciones. No puede l enarse la primera orientación con 2

electrones y dejar la tercera orientación vacía: lo que se debe hacer es acomodar los electrones

de uno en uno en cada orientación y después, si aún hay más electrones por acomodar,

aparearlos (hacer pares), como se muestra a continuación:

Después de haber diseñado varios experimentos para determinar la posición y velocidad

del electrón, en 1927, el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) estableció el principio

conocido como de incertidumbre o de Heisenberg, que sostiene: No es posible conocer al mismo

tiempo la posición y la velocidad de un electrón.

Principio de Aufbau

La palabra Aufbau es de origen alemán y significa construcción o desarrol o. Este

principio sirve para indicarnos la manera en que los electrones van ocupando los diferentes

subniveles y establece lo siguiente: En un átomo, los electrones buscan su acomodo en aquel os

subniveles de menor energía, es decir, aquel os en que su valor de n+1 sea menor.

39

index-40_1.jpg

index-40_2.jpg

Figura 16. Orden de l enado de los subniveles de acuerdo con el valor n+1.

De forma más práctica para el estudiante, puede considerar la figura 17, también

conocida como regla de las diagonales, para el orden de l enado.

Instrucciones para la utilización de la regla de las diagonales (figura 17)

Figura 17. Regla de las diagonales.

Para seguir la secuencia de l enado se debe empezar con la primera flecha en “1s” de

arriba hacia debajo de forma diagonal, hasta terminar con “7p” o antes, dependiendo del número

de electrones del átomo: observarás que los niveles no son consecutivos, y esto se debe a los

traslapes que sufren los subniveles, por lo que la secuencia es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s,

4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7f, 5f, 6d, 7p.

Toma en cuenta que el subnivel “s” tiene una capacidad de 1 a 2 electrones, para “p” es

de 1 a 6 electrones, para “d” es de 1 a 10 electrones y para “f” es de 1 a 14 electrones.

40

index-41_1.jpg

A continuación se muestra en la tabla 7 la secuencia, indicando la cantidad máxima de

electrones para cada subnivel.

Tabla 7. Principio de Aufbau

NIVEL

SUBNIVEL

1

1s2

2

2s2, 2p6

3

3s2, 3p6

4

4s2, 3d10, 4p6

5

5s2, 4d10, 5p6

6

6s2, 4f14, 5d10, 6p6

7

7s2, 5f14, 6d10, 7p6

Configuración electrónica y diagrama energético de átomos

Actualmente, la representación atómica se hace por medio de la configuración electrónica

y de los diagramas energéticos.

Configuración electrónica. Es la representación de la distribución de los elementos en el

átomo, según el nivel y subnivel de energía que ocupan.

Para desarrol ar la configuración electrónica se toma en cuenta el número atómico del

elemento y la regla de las diagonales, recordando la cantidad de electrones que admite cada

subnivel.

De la configuración electrónica se puede obtener la siguiente información:

41

Ejemplo 4. Observa el desarrol o de la configuración electrónica de los siguientes elementos.

4Be

1s2,2s2

7N

1s2,2s2,2p3

15P

1s2,2s2,2p6,3s2,3p3

24Cr

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d4

32Ge

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p2

36Kr

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6

Actividades de aprendizaje

Desarrol a la configuración electrónica de los siguientes elementos, apoyándote en el

ejemplo anterior.

17Cl

33As

24Cr

57La

13Al

95Am

46Pd

27Co

Configuración electrónica utilizando el Kernel

El Kernel es la representación de la configuración electrónica simplificada, partiendo de

un gas noble que está contenida en la configuración del elemento.

Para aplicar el kernel se parte del gas noble cuyo número atómico sea menor al del

elemento que se va a desarrol ar, indicándolo entre corchetes [ ]; a continuación se aplica la

secuencia del diagrama de las diagonales. Toma la figura 17 como referencia de ayuda para la

construcción. En el cuadro “1s” se escribe He; en el “2p”, Ne; en el “3p”, Ar; en el “4p”, Kr; en el

“5p”, Xe y, finalmente, en el cuadro “6p” escribimos Rn. Para obtener el número de electrones de

42

index-43_1.jpg

index-43_2.jpg

cada uno de los gases nobles se realiza la siguiente suma, y de este proceso se obtiene la figura

18.

Figura 18. Orden de l enado de los subniveles con los gases nobles.

Ejemplo 5

Desarrol o de la configuración electrónica del oxígeno (O) con número atómico 8 y del cloro

(Cl) con número atómico 17, utilizando el Kernel.

1. 8O, el gas noble con número atómico menor de 8 es el elemento 2He. Entonces la

configuración electrónica del oxígeno es:

8O [He]2 2s2, 2p4

2. 17Cl, el gas noble con número atómico menor de 17 es el elemento 10Ne.

Entonces, la configuración electrónica del cloro es:

17Cl [Ne]103s2, 3p5

Diagrama electrónico o energético. Es la representación gráfica del nivel y del subnivel de

energía, indicando con vectores (flechas) el giro del electrón y con guiones los orbitales

correspondientes a cada subnivel.

43

index-44_1.jpg

El proceso de colocación de cada una de las flechas (electrones) para cada nivel y subnivel

en el siguiente:

• Para los subniveles “s”, la primera flecha se marca hacia arriba, la segunda se

marca hacia abajo en el mismo orbital.

• Para los subniveles “p” se tienen que ubicar seis flechas; se colocan las tres

primeras señalando hacia arriba de manera consecutiva en los tres orbitales; la

cuarta flecha se coloca señalando hacia abajo en el orbital px; la quinta

señalando hacia abajo en el orbital py, la sexta señalando hacia abajo en el

orbital pz.

• Para los subniveles “d” se tienen que ubicar diez flechas, y se sigue el

procedimiento anterior pero con cinco orbitales.

• Para los subniveles “f” se tienen que ubicar catorce flechas, y se sigue el mismo

procedimiento pero con siete orbitales.

Ejemplo 6.

A continuación se desarrol a el diagrama electrónico del oxígeno con número atómico 8,

indicando el proceso de colocación de cada una de las flechas (electrones) para cada nivel y

subnivel. La flecha más oscura indica el último electrón que ha entrado en el subnivel.

44

index-45_1.jpg

Ejemplo 7.

45

index-46_1.jpg

index-46_2.jpg

index-46_3.jpg

Observa cómo se representa el diagrama electrónico del elemento carbono ( C ), con

número atómico 6.

Electrón diferencial.

Electrón diferencial. Es el último electrón que se adiciona a la configuración electrónica

de un elemento y permite distinguir a un elemento de otro; se puede identificar por el valor de

sus cuatro números cuánticos.

Ejemplo 8.

10Ne tiene la siguiente configuración electrónica:

1s2, 2s2, 2p6

Su diagrama electrónico es:

El último electrón de la configuración electrónica corresponde al electrón diferencial.

46

index-47_1.jpg

Los números cuánticos correspondientes al electrón diferencial son:

• Nivel de energía (coeficiente)

n=2

• Subnivel de energía (letra=”p”)

l=1

• Orientación

m=+1

• Giro del electrón (flecha hacia abajo)

s= –½

Actividades de aprendizaje

1. Desarrolla el diagrama electrónico con kernel para cada uno de los siguientes

elementos y determina los cuatro números cuánticos correspondientes al electrón

diferencial. Observa el ejemplo.

NÚMEROS CUÁNTICOS DEL

ELEMENTO

DIAGRAMA CON KERNEL

ELECTRÓN DIFERENCIAL

n = 3

l = 1

17Cl

m = 0

s = –½

33As

24Cr

57La

13Al

95Am

46Pd

27Co

2. Elabora un mapa conceptual utilizando los conceptos átomo, configuraciones

electrónicas, diagrama energético, números cuánticos, electrón diferencial;

después presenta tu trabajo al grupo; analiza y corrige si es necesario.

3. Ahora reflexiona. Considerando tu compromiso con tu aprendizaje, contesta las

siguientes preguntas y toma decisiones honestas.

47

¿Qué sabía?

¿Qué aprendí?

¿Qué me faltó ¿Qué debo hacer?

aprender?

48

NÚMEROS CUÁNTICOS

Principal (n)

Determina el nivel de energía y toma valores de 1, 2, 3, …, ∞

Azimutal (l)

Indica la forma de la nube electrónica y toma valores desde 0, 1, …, n-1

Magnético (m)

Representa la orientación espacial del orbital y toma valores que van desde –l hasta +l

Spin (s)

Indica la rotación o giro del electrón y toma valores de + ½ y – ½.

Explican el comportamiento y la

ubicación probable del electrón

Se representa con la

Configuración electrónica

Es

La representación de la distribución de los electrones de un átomo en nivel y

subnivel de energía

Se identifica

Electrón diferencial

Último electrón que se adiciona

a la configuración electrónica

Se determina

por medio de Diagramas Aplicando Principio de Pauli

En un átomo no pueden existir

energéticos

dos electrones que tengan los

cuatro números cuánticos iguales.

Regla de Hund

Cuando los electrones se

agregan a orbitales de la misma

energía, lo hacen de uno en uno

en cada orbital antes de

completar el par.

Principio de Aufbau

En un átomo los electrones

buscan su acomodo en aquellos

subniveles de menor energía.

49

ÁTOMO

1.1

1.1.1 Modelo atómico de Dalton

Modelos atómicos

1.1.2 Modelo atómico de Thomson

1.1.3 Modelo atómico de Perrin

1.1.4 Modelo atómico de Rutherford

1.1.5 Modelo atómico de Bohr

1.1.6 Modelo atómico de Sommerfeld

1.1.7 Modelo atómico de Schrödinger

1.1.8 Modelo atómico de Dirac-Jordan

1.2

1.2.1 Número atómico, número de

Partículas subatómicas

masa atómica, masa atómica

1.2

1.3.1 Principio de exclusión de Pauli

Partículas subatómicas

1.3.2 Regla de Hund

1.3.3 Principio de Aufbau

1.3.4 Configuración electrónica y

diagrama energético de átomos

1.3.5 Electrón diferencial

50

RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

Con el propósito de complementar e integrar el conocimiento, realiza las actividades

planteadas a continuación.

1. Resuelve el siguiente crucigrama.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

EclipseCrossword.com

51

Horizontal

5.

Representación gráfica de la distribución de electrones en niveles y subniveles.

7.

Tienen 1,3,5, o bien, 7 orientaciones.

8.

Partícula que gira alrededor del núcleo.

10. Es la suma de las partículas que se encuentran en el núcleo del átomo.

15. En su modelo atómico aparece el parámetro s.

16. Átomo de carbono que contiene seis protones y ocho neutrones.

18. s,p,d,f.

19. n, l, m, s

20. Ordenamiento de electrones en niveles y subniveles.

Vertical

1.

Significa construcción o desarrol o.

2.

Los electrones deben acomodarse primero uno en cada orientación y después aparearse.

3.

Determinó que cada electrón en un átomo tiene números cuánticos diferentes.

4.

Palabra griega que significa indivisible.

6.

Partícula que se encuentra en el núcleo y tiene carga positiva.

9.

Z.

11. El promedio porcentual de los números de masa de los isótopos de cualquier elemento.

12. Desarrol ó un modelo matemático con los parámetros n,l y m.

13. Físico danés que propuso un modelo atómico.

14. Partículas que se encuentran en el núcleo y no tienen carga.

17. Partículas que forman parte del átomo.

2. Aplicando los conocimientos adquiridos en esta unidad, completa los datos

de la siguiente tabla.

52

O

)

)

-

+

0

N

T

e

p

n

e-

N

(Z

(A

E

E

E

A

E

L

E

O

A

. D

-C

IC

S

D

IA

M

IC

S

. D

. D

A

N

O

S

C

E

M

A

M

M

M

R

Ó

R

O

N

L

Ó

M

Ú

Ú

U

R

E

E

E

T

E

N

N

N

U

T

M

IC

R

O

IG

T

F

C

Ú

N

E

IC

. A

. D

E

N

IF

M

M

N

L

Á

D

ÍM

Ú

Ú

O

E

U

U

N

N

C

C

Q

1.18 TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos

elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar

Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del

desarrollo de la química y la física:

El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.

El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.

La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico y

Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las

propiedades periódicas de los elementos.

53

El descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand

descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química

neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su

famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo

XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al

descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos,

sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy.

En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX,

con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de el os nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del

latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

La noción de elemento y las propiedades periódicas

Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica

era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera

posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante

los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas

propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.

La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna

apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al

proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como

precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra "The Sceptical Chymist", donde

denomina elementos " ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por

otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen

inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos

perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de

Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.

A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de

entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su

obra "Tratado elemental de Química". Todo el o condujo a diferenciar en primer lugar

qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles

eran sus propiedades y cómo aislarlos.

El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio

de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre el os, lo que

aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

Los pesos atómicos

A principios del siglo XIX, John Dalton (1766-1844) desarrol ó una nueva

concepción del atomismo, al que l egó gracias a sus estudios meteorológicos y de los

gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un

54

"atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por

Antoine Lavoisier (1743-1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).

Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las

sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo cómo se

combinaban los átomos de las mismas.

Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque

se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo

que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del

oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de

comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a

priori.

Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8

afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la

combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba

con un átomo de wolframio, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o

1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas

relativas (o pesos atómicos como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada

y desarrol ada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron

lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos

atómicos que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de

Karlsruhe en 1860.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine

Lavoisier, 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 Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades

análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann

Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación

gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos

de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre,

selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

55

Triadas de Döbereiner

CaCl

LiCl

H

Azufr

2S

A estos grupos de tres elementos se

Litio

LiO

Calcio

2

SO

CaS

e

les denominó triadas y hacia 1850 ya

H

O

2

se habían encontrado unas 20, lo que

4

indicaba una cierta regularidad entre

los elementos químicos.

NaC

H

SrCl

2S

l

Estronc

2

Selen

e

Sodio

SrS

NaO

io

io

Se

O

H

4

O2

Döbereiner intentó relacionar las

propiedades químicas de estos

elementos (y de sus compuestos) con

BaCl

H

KCl

2T

los pesos atómicos, observando una

Teluri

e

Potasio KO

Bario

2

gran analogía entre ellos, y una

BaS

o

Te

H

variación gradual del primero al último.

O4

O2

En su clasificación de las triadas

(agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de

los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en

medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son

respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos

81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el

elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde

un aparente ordenamiento de triadas.

Chancourtois

En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre

un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados

unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma

generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de Newlands

Ley de las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John

Alexander Reina Newlands comunicó al

Royal Col ege of Chemistry (Real Colegio

1

2

3

4

5

6

7

de Química) su observación de que al

ordenar los elementos en orden creciente

Be

de sus pesos atómicos (prescindiendo del

B

C

N

O

F

Li

9,0

hidrógeno), el octavo elemento a partir de

10,

12,

14,

16,

19,

6,9

cualquier otro tenía unas propiedades muy

8

0

0

0

0

Mg

similares al primero. En esta época, los

Na

24,

llamados gases nobles no habían sido aún

Al

Si

P

S

Cl

23,0

3

descubiertos.

27,

28,

31,

32,

35,

0

1

0

1

5

Esta ley mostraba una cierta

K

Ca

ordenación de los elementos en familias

39,0

40,

(grupos), con propiedades muy parecidas

0

56

index-57_1.jpg

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 periódica de Mendeleiev

En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica

en Alemania. Un año después lo hace Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica

de los elementos.

Por esta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los

criterios siguientes:

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la

valencia.

Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En el a deja casil as libres para elementos por

descubrir.

La primera clasificación periódica de Mendeleiev no tuvo buena acogida al

principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla

Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al

cabo de los años se llamaron familia A y B.

57

En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero,

constituido por los gases nobles descubierto durante esos años. El químico ruso no

aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su

tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el

grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

El gran mérito de Mendeleiev consistió en pronosticar la existencia de elementos.

Dejó casil as vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría

años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al

que l amó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka-sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

La noción de número atómico y la mecánica cuántica

La tabla periódica de Mendeleiev 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 desarrol os 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.

58

Tabla periódica de los elementos

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13

14

15

16

17

18

Periodo

1

2

1

H

He

3

4

5

6

7

8

9

10

2

Li Be

B

C

N

O

F

Ne

11 12

13

14

15

16

17

18

3

Na Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31

32

33

34

35

36

4

K Ca Sc Ti

V

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge

As

Se

Br

Kr

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49

50

51

52

53

54

5

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

55 56

72 73 74 75 76 77 78 79 80 81

82

83

84

85

86

6

*

Cs Ba

Hf Ta

W Re Os

Ir

Pt Au Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

87 88

104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

7

**

Fr Ra

Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

Lantánidos * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

Actínidos ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Alcalinotérre

Lantánido

Alcalinos

Actínidos Metales de transición

os

s

No

Halógen

Gases nobles y

Metales del bloque p Metaloides

metales

os

Transactínidos

59

Clasificación

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los

elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía)

y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1.

Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales

tienen l eno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por el o, son todos

extremadamente no reactivos.

Numerados de izquierda a derecha, según la última recomendación de la IUPAC

(y entre paréntesis según la antigua propuesta de la IUPAC), los grupos de la tabla

periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 (III A): Familia del Escandio

Grupo 4 (IV A): Familia del Titanio

Grupo 5 (V A): Familia del Vanadio

Grupo 6 (VI A): Familia del Cromo

Grupo 7 (VII A): Familia del Manganeso

Grupo 8 (VIII): Familia del Hierro

Grupo 9 (VIII): Familia del Cobalto

Grupo 10 (VIII): Familia del Níquel

Grupo 11 (I B): Familia del Cobre

Grupo 12 (II B): Familia del Zinc

Grupo 13 (III B): los térreos

Grupo 14 (IV B): los carbonoideos

Grupo 15 (V B): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VI B): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VII B): los halógenos

Grupo 18 (0): los gases nobles

60

index-61_1.jpg

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son l amadas períodos. Contrario a

como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen

una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos

de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

Pe