Tabla periódica de los elementos químicos.

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

 La tabla periódica e un ordenamiento de todos los elementos químicos en base a su número atómico creciente en 1 a 1, comenzando con el 1.

  En la tabla periódica de los elementos químicos se encuentran divididos en:

a-Grupos: son ordenamientos verticales que se numeran del 1 a 18. Todos los elementos que integran un mismo grupo se caracterizan por poseer propiedades físicas y químicas similares.

  Las propiedades químicas se deben principalmente a los electrones del último nivel energético (CEE). Las propiedades físicas se deben a la estructura del núcleo.

b- Periodo: son ordenamientos horizontales que se numeran del 1 a 18. Todos comienzan  en el grupo n° 1 y terminan en el n° 18. 

     El número de periodo me indica la cantidad de niveles de energía que tienen dicho elemento químico.

     Se propusieron varias tablas periódicas hasta llegar a la actual llamada tabla periódica moderna , que se basa en la ley periódica. Las propiedades de los elementos químicos  y sus compuestos dependen de la estructura del átomo y varían con el número atómico.

Cualquier elemento químico puede ser ubicado en la tabla periódica a partir de: nombre, símbolo atómico, CEE, o conociendo el grupo y el periodo.

En general los elementos químicos se pueden clasificar en:

a-Metales: son todos sólidos, salvo el mercurio que es líquido (T° ambiente), sus moléculas son monoatómicas, son buenos conductores del calor y electricidad, poseen brillo característico.

   En la TP el carácter metálico aumenta de derecha a izquierda y de arriba hacia abajo siendo el Francio el de mayor carácter metálico.

b-No Metales: pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso, son malos conductores del calor y de la electricidad, sus moléculas pueden ser mono, bi o poliatómicos.

c-Gases inertes o nobles: corresponden al grupo 18 únicamente , sus moléculas son monoatómicsas, no conducen calor ni electricidad.

   Se caracterizan por no formar compuestos químicos ya que en el último nivel tienen 8 electrones (orbital completo). Salvo el helio que tiene dos electrones. 

    Según la configuración electrónica externa los elementos se pueden dividir en: A-elementos representativos: grupo 1,2,13,14,15,16 y 17. B-elementos de transición se subdividen en transmisión propiamente dicha y transición interna, corresponden al grupo del 3 al 12.

Electronegatividad.

  Es al capacidad de un átomo para atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros átomos cuando forma molécula. En la TP de abajo hacia arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los periodos. Por lo tanto los elementos no metálicos son los que tienen mayor elctronegatividad.

Potencia de ionización.

  Es la energía necesaria para arrancarle e- a cada átomo de un elemento en estado gaseoso y transformarlo en ión positivo. 

   Aumenta desde abajo hacia arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los periodos.

Afinidad electrónica.

   Es la energía liberada cuando uno de los átomos de un determinado elemento pasa al estado gaseoso toma un electrón para transformarse en un ión negativo. Aumenta de abajo hacia arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los periodos.

Radio atómico.

     Es la distancia que hay desde el centro de núcleo hasta el nivel de energía más externa que contenga e-.    

   Aumenta desde derecha a izquierda en los periodos y de arriba a abajo en los grupos. 

Configuración electrónica.

Configuración electrónica: es la distribución de los electrones en los distintos orbitales. Consta de: un número que indica nivel de energía, una letra (s, p, d, f) que indica el tipo de orbital y por último otro número colocado como supraíndice que corresponde a la cantidad de electrones que se ubicaron en el orbital. 

Origen histórico.

Niels Bohr fue el primero en proponer que la periodicidad en las propiedades de los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5 Su propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la estructura de capas del azufre como 2.8.6.6 Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner podían describir correctamente los cambios del espectro atómico en un campo magnético (efecto Zeeman).

*Para realizar la configuración electrónica se sigue la regla de los diagonales o diagrama de Pauling.

El diagrama de Linus Pauling (o diagrama de Pauling) es un diagrama realizado por el químico estadounidense Linus Carl Pauling para ayudar en la distribución de los electrones en los subniveles de la electrosfera. 

Según el principio de exclusión de Pauling cada orbital sólo puede ser ocupado por dos electrones que giran en sentido orbitario.

Por otra parte y de acuerdo a la regla de Hund en un subnivel con diferentes orbitales, se debe ir llenando cada orbital con un sólo electrón y con el mismo spin (mismo sentido de giro). Así tenemos:

                     1 orbital s con 2e- 

                     3 orbitales con p con 6e-

                     5 orbitales d con 10e-

                     7 orbitales f con 17e-

Átomo

Se considera al átomo como una esfera prácticamente vacía, constituído por un núcleo central que tiene los protones positivos y los neutrones sin carga y prácticamente toda la masa del átomo. Los electrones con carga negativa y masa despreciable se ubican en la nube electrónica que es el espacio entre el núcleo y la superficie externa del átomo. 

a- Protón (h+): Tiene carga positiva y una unidad de masa atómica y se encuentra ubicado en el núcleo del átomo.
b- Neutrón (n): No tiene carga y tiene una unidad de masa atómica y se ubica en el núcleo.
c- Electrón (e-): tiene carga negativa, masa despreciable y se ubica en la zona externa del átomo. 

Las propiedades físicas de la materia depende de la masa de los átomos (Núcleo) y las químicas de los electrones externos. 

La distribución de los electrones en la nube electrónica no se arbitraria sino respetando leyes eléctricas y magnéticas. estos lugares permitidos reciben el nombre de niveles de energía que se identifican con números enteros comenzando con el 1 y se refiere a a energía Cinética del electrón.

  el nivel de energía el electrón puede moverse en  determinadas zonas llamadas orbitales atómicos(región del espacio que rodea al núcleo donde es máxima  la probabilidad de encontrara al electrón).

   En general el numero máximo de electrones que se pueda encontrar por el nivel esta dado por la fórmula 2.n2 dónde n es el nivel de energía, y el número de órbitas por fórmula n2.

           

                  n:1                                       n:2                              n:3
                 2.1² = 2e-                            2.2² = 8e-                   2.3² = 18e-
                 1² = 1 orbitales                    2² = 4 orbitales          3²  = orbitales  

Según el principio de exclusión de Paul cada orbital sólo puede ser ocupado por dos electrones que giran en sentido orbitario.

Por otra parte y de acuerdo a la regla de Hund en un subnivel con diferentes orbitales, se debe ir llenando cada orbital con un sólo electrón y con el mismo spin (mismo sentido de giro). Así tenemos:

                     1 orbital s con 2e- 

                     3 orbitales con p con 6e-

                     5 orbitales d con 10e-

                     7 orbitales f con 17e-

Experimento de Rutherford.

Experimento de Rutherford.

El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro, fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en 1911,1 bajo la dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de Mánchester. Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la negación del modelo atómico de Thomson y la propuesta de un modelo nuclear para el átomo.

El experimento consistió en hacer incidir un haz de partículas alfa sobre una fina lámina de oro y observar cómo dicha lámina afectaba a la trayectoria de los rayos.

Las partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva, el polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo, el plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño orificio practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía la lámina de metal. Y, para la detección de trayectoria de las partículas, se empleó una pantalla con sulfuro de cinc que produce pequeños destellos cada vez que una partícula alfa choca con él.

Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria:

la carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de forma homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000 km/s), las fuerzas eléctricas serían muy débiles e insuficientes para conseguir desviar las partículas alfa;

además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían con muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes direcciones.

Pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la fuente de polonio, aproximadamente una de cada 8.000 partículas al utilizar una finísima lámina de oro con unos 200 átomos de espesor. En palabras de Rutherford ese resultado era «tan sorprendente como si le disparases un proyectil de 15 pulgadas a un pedazo de papel tisú y rebotase hacia ti»'.

Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa.

El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y formaban una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinida. También calculó que el radio atómico, según los resultados del experimento, era diez mil veces mayor que el radio del núcleo mismo, lo que implicaba un gran espacio vacío en el átomo.

Blog de Química: Estructura atómica.

Historia: modelos atomicos. 

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)