TABLA PERIODICA

Inicialmente, se creía que los elementos básicos eran: agua, tierra, fuego y aire.

Primeras Clasificaciones

Döbereiner

Destacó similitudes entre elementos agrupados en tríos, denominados triadas.

Newlands

Anunció la ley de las octavas: las propiedades se repiten cada 8 elementos.

Meyer

Descubrió la periodicidad en el volumen atómico.

Mendeleiev

En 1869, presentó la primera versión de la tabla periódica.

Clasificación de Elementos

En la tabla periódica, los elementos se clasifican como:

• Metales (reactivos, de transición, pesados)
• No metales
• Metaloides

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

Metales

Buenos conductores de electricidad y calor, resistentes, duros, maleables, dúctiles, con altos puntos de ebullición y fusión, tienen mucha masa para su tamaño, forman aleaciones al mezclarse (excepto el mercurio, que es líquido, y el sodio, que es un metal blando).

No Metales

Malos conductores de electricidad y calor, resistentes pero se desgastan con facilidad, superficie no lisa, se rompen con facilidad (excepto el diamante).

Metaloides

Se encuentran entre los metales y no metales, son sólidos a temperatura ambiente.

Hidrógeno

No tiene características propias de ningún grupo.

Gases Nobles

Inertes en condiciones normales.

Clasificación Electrónica

Cada periodo (fila) está numerado del 1 al 7, según el modelo de Bohr. Las columnas (grupos) indican el número de electrones en el último nivel de energía.

PRINCIPALES TENDENCIAS EN LA TABLA PERIÓDICA

Radio Atómico

Es la mitad de la distancia entre los centros de 2 átomos vecinos. Se mide en angstroms (Å, 10^-10m), nanómetros (nm, 10^-9m) o picómetros (pm, 10^-12m).

Radio Iónico

El tamaño de un ion depende de su carga nuclear, número de electrones y orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

Energía de Ionización

Energía necesaria para arrancar electrones de un átomo. Mide la fuerza con la que el átomo retiene sus electrones.

Variación Periódica

En un periodo, tiende a aumentar al aumentar el número atómico, lo que significa que la energía de ionización es cada vez mayor.

Electronegatividad

Mide la tendencia de un átomo a atraer electrones cuando está químicamente combinado con otro átomo. A mayor electronegatividad, mayor atracción.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí.

Afinidad Electrónica

Energía desprendida cuando un átomo neutro recibe un electrón para formar un ion negativo.

Variación Periódica

Similar a la de la ionización. A partir de estas dos propiedades, se puede analizar la estabilidad de un átomo neutro con su número de electrones.

ENLACE QUÍMICO

La interacción entre 2 o más átomos que se unen para formar una molécula estable.

• Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para lograr mayor estabilidad, es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados.
• Al unirse 2 elementos representativos, ambos tienden a completar su octeto (8 electrones en su última capa) y adquieren la configuración electrónica de un gas noble (s² p⁶).

Iones

• Catión: ion positivo
• Anión: ion negativo

Enlace Iónico

Se establece por cesión de electrones (1 o más) de un átomo metálico a un no metálico.

Enlace Covalente

Se establece por compartición de 1 o más pares de electrones entre 2 átomos de elementos no metálicos.

Enlace Covalente No Polar

Cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales, los electrones están a igual distancia de ambos átomos.

Enlace Covalente Polar

Cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes, el átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones compartidos.

Enlace Metálico

Entre átomos metálicos, que dejan libres electrones s y d, adquiriendo estructura de gas noble y formando un conjunto de iones positivos ordenados en forma de redes. Los electrones liberados se deslocalizan y se mueven libremente.

Enlace Intermolecular

Fuerza de atracción entre moléculas con enlace covalente. Hay dos tipos:

• Fuerzas de Van der Waals: dipolo-dipolo, dispersión de London.
• Enlaces por puentes de hidrógeno.

Tipos de Sustancias

Sustancias Iónicas

• Sólidos duros debido a la fuerte atracción electrostática entre cationes y aniones.
• Frágiles y quebradizos.
• Puntos de fusión elevados.
• Solubles en agua y disolventes polares.
• No conducen electricidad en estado sólido.

Sustancias Metálicas

• Sólidos, duros o blandos.
• Dúctiles y maleables.
• Puntos de fusión moderados o altos.
• Insolubles en todos los disolventes.
• Brillo metálico.
• Densidad elevada.

Sustancias Moleculares

• Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos.
• Puntos de fusión bajos.
• Aislantes.
• Solubilidad variable.

Sustancias Atómicas

• Sólidos muy duros.
• Puntos de fusión muy altos.
• Insolubles en todos los disolventes.
• Aislantes.