Tabla periodica

ANTECEDENTES HISTÓRICOS DE LA TABLA
PERIÓDICA

Jöhns Jacob Berzelius (1779-1848)
fue el primero que hizo la clasificación de los
elementos en metales y no metales
estableciendo las primeras diferencias entre
unos y otros, esta sencilla clasificación fue
insuficiente para un conocimiento detallado
de los elementos.
Maestro: Benito Garay

Triadas de Döbereiner:
En 1817 Döbereiner descubrió que cuando
tres elementos con propiedades físicas y
químicas son semejantes se pueden agrupar
en orden creciente de sus pesos atómicos,
el elemento central es la media aritmética
aproximada de los pesos atómicos de los
extremos.

A estos grupos les llamo triadas y la ley se llamó
"Ley de las Triadas”. Ejemplos:
Elemento
Cloro
Bromo
Yodo

Peso atómico
35.5
80
127
Promedio: 81.2

Elemento

Peso atómico

Calcio

40

Estroncio

87.6

Bario

137.4
Promedio: 88.7

Elemento
Potasio
Rubidio
Cesio

Peso atómico
39.391
85.48
132.91
Promedio: 86


M. PETTENKOFER
En 1850, estableció que en los grupos
formados por elementos de caracteres y
conducta química semejantes las
diferencias entre los equivalentes químicos
de los elementos del grupo, resultan
aproximadamente divisibles entre 8.


J. H. GLADSTONE
En 1853 ordenó por primera vez a los
elementos conocidos en aquella fecha por el
valor ascendente de sus pesos atómicos.
Observó que en algunos casos la diferencia
entre los pesos atómicos de los elementos
contiguos era excesiva y que los elementos
semejantes tienen pesos atómicos casi
semejantes o que eran múltiplos de otros.

TABLA ESPIRAL
También conocida como Tornillo telúrico, Hélice o
caracol telúrico.

En 1862 Beguyer de Chancourtois construyó
un cilindro dividido en 16 líneas verticales y
formando un ángulo de 45° con la base; al que
llamó Hélice o caracol telúrico, sobre el colocó
en espiral a los elementos, en orden creciente
de sus pesos atómicos y encontró que los
elementos semejantes caían en la misma
línea; es decir aparecían periódicamente.

LEY DE LAS OCTAVAS
John A. R. Newlands (1838-1898) químico inglés,
consideró que debería existir una clasificación
natural tomando en cuenta sus pesos atómicos y
propuso en 1864 la llamada Ley de las Octavas,
que dice:
“si se colocan los elementos en orden creciente de
sus pesos atómicos, después de cada 7 elementos
aparece un octavo, cuyas propiedades son
semejantes al primero”.

Ordenó los primeros 17 elementos de acuerdo a sus
pesos atómicos, comenzando por el hidrógeno de la
siguiente manera:
H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K
Ca

Después tomó en cuenta que los metales Li, Na,
K, Rb y Cs, son los metales alcalinos cuyas
propiedades físicas y químicas son similares (se
oxidan fácilmente al ponerse en contacto con el
oxígeno del aire, reaccionan en forma violenta y
explosiva con el agua y arden vigorosamente en
una atmósfera de cloro.


al observar cuidadosamente la lista que ordenó, vio que
muchos metales estaban ubicados a cada siete elementos
como se muestra a continuación:
H Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

Sorprendido con sus observaciones revisó los metales Be,
Mg, Ca, Sr, Ba y Ra, elementos conocidos con el nombre
de metales alcalinoterreos, obteniendo lo siguiente:
H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca


Enseguida, revisó los elementos F, Cl, Br y I,
conocidos con el nombre de halógenos:
H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P

S Cl K Ca

Lo que le permitió formularse la Ley Periódica,
conocida como la Ley de las Octavas que dice:
"si se colocan los elementos en orden
creciente de sus pesos atómicos, después
de 7 elementos aparece un octavo cuyas
propiedades son semejantes al primero".


Al ordenar los elementos mencionados en una tabla de 7
columnas se obtuvo el comienzo de una tabla periódica
como se muestra a continuación:
I

II

III

IV

V

VI

VII

Li

Be

B

C

N

O

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

K

Ca

H


Newlands habría quedado muy satisfecho si
todos los elementos hubieran seguido este
sencillo plan.
Desgraciadamente para Newlands a fines
del siglo XIX se descubrió un grupo de
elementos gaseosos inertes, cuyos pesos
atómicos se encuentran comprendidos entre
el halógeno y el siguiente metal alcalino, por
lo que se creó un nuevo grupo denominado
"grupo cero" (gases nobles).


El trabajo de Newlands fue leído ante la Chemical
Society en 1866 y sus distinguidos miembros de
esa época se atrevieron a ridiculizarlo al preguntar
irónicamente si Newlands había ordenado los
elementos en forma alfabética, por lo que su trabajo
no fue publicado por la sociedad aunque su idea
había sido publicada en la revista Chemical News,
lo que originó su renuncia a la arriesgada
especulación científica refugiándose en la industria
del azúcar, no obstante en 1882 la Royal Society le
concedió la Medalla Davy por su descubrimiento de
la periodicidad de los elementos químicos.


KARL HENRICH

Concluyó que las propiedades de
los elementos químicos son
función de sus pesos atómicos.


W. ODLING
En 1865 dio a conocer una tabla con los
elementos colocados en orden ascendente
de sus pesos atómicos y en cinco
columnas.
Las semejanzas entre los elementos se
expresan en dirección horizontal. Dicha
tabla es muy semejante a la publicada por
primera vez por Mendeleiev.

Sistema periódico de Dimitri I.
Mendeleiev y Lothar Meyer.

En 1869, el científico ruso Dimitri I. Mendeleiev (18341907) profesor de química de San Petersburgo y, Julius
Lothar Meyer (1830-1900) químico alemán, profesor de
química en Tubingen, Alemania; trabajando de modo
independiente llegaron simultáneamente a ordenar los
elementos, basándose en sus masas atómicas y
concluyeron que las propiedades físicas y químicas de
los elementos son funciones periódicas de sus pesos
atómicos,

dicho de otra manera:
"al ordenar los elementos en forma
creciente de sus pesos atómicos,
después de ciertos intervalos (periodos)
se repiten las propiedades de los
elementos pertenecientes a la misma
familia".


Esta ley se cambió cuando se descubrieron
los isótopos.
y actualmente dice:
“Las propiedades de los elementos
varían periódicamente cuando los
elementos se ordenan en forma
creciente de sus números
atómicos".


En 1871, publicó otro artículo en el que
presentó la significancia y valor de la
clasificación de los elementos en forma tan
excelente que recibió la más seria atención
de los químicos de todo el mundo.
En este artículo predijo que con el tiempo se
descubrirían ciertos elementos adicionales e
intentó predecir los pesos atómicos y las
propiedades en detalle de tres de ellos.
posteriormente se descubrieron dichos
elementos que justificaron lo que predijo.


Mendeleiev resolvió el problema de los elementos
descubiertos, dividiendo así los períodos largos de la
clasificación en dos subgrupos.

En la última década del siglo XIX se
descubrieron los gases nobles (He, Ne, Ar,
Kr, Xe y Rn), que fueron situados entre un
halógeno del grupo VII y un metal alcalino
del grupo I.


La excepción es el argón cuyo peso
atómico exacto es de 39.948 y que se
sitúa antes del potasio (peso atómico de
39.102), por pertenecer al grupo 0, otros
casos en que debe invertirse son el
cobalto antes que el níquel y el telurio
antes que el yodo.


Varios casos como estos se presentaron
en la época de Mendeleiev, quien sugirió
que tales pesos estaban equivocados,
teniendo razón en todos los casos
excepto en los tres mencionados.


PRIMERA TABLA DE MENDELEIEV ( 1869)

Mendeleiev fue un gran sabio con visión casi profética, al
dejar en su Tabla Periódica el hueco correspondiente a los
elementos desconocidos anticipando sus propiedades con
genial aproximación.
Por ejemplo, el germanio era un elemento desconocido en
su tiempo; Mendeleiev lo llamó Eka-Silicio y dejó el hueco
correspondiente para acomodarlo, de modo que a cada
elemento le correspondiera el lugar que debería ocupar
conforme a sus propiedades.

Certeramente predijo las propiedades del elemento aún no
descubierto que evidentemente tenía que estar entre el
silicio y el estaño.

Quince años después, Winkler, químico alemán,
descubrió el germanio y comprobó las propiedades.
Otros elementos cuya existencia predijo son:
Galio, al que llamó: Eka-Aluminio.
Escandio, al que llamó: Eka-Boro.
Tecnecio, al que llamó: Eka-Manganeso.
Polonio, al que llamó: Eka-Talio.


DEFECTOS DE LA TABLA DE MENDELEIEV.
a)

Posición invertida de pares de elementos : Co – Ni;
Te – I, Ar – K

b)

Difícil de ajustar a las tierras raras.

c)

Los elementos transitorios ocupan lugar excepcional
y al acomodarlos en otros grupos, no satisfizo su
acomodo.

d)

La colocación en grupos desatiende algunas
analogías químicas.

e)

Una notable dificultad en la posición del Hidrógeno.

Elaboró un trabajo que denominó “La Naturaleza
de los elementos químicos como una función de
los pesos atómicos”
Fue publicado en 1869; su tabla muestra que las
propiedades de los elementos son en su mayor
parte funciones periódicas del peso atómico.
Completó su trabajo con la gráfica de volúmenes
atómicos, que es una manifestación de la
repetición periódica de muchas propiedades.
La Tabla de Meyer constaba de 9 grupos
verticales, con semejanza en sentido horizontal y
la periodicidad en el vertical.


Alfred Werner en 1895 realizó una
clasificación periódica que lleva su
nombre.
Las ventajas que presenta esta tabla son:
1.

Fue la primera con la estructura larga que
permite que queden separadas las series
“A” y “B”.

2.

Hace coincidir la estructura electrónica de
los elementos con su colocación dentro de
la tabla.


La desventaja que presenta es que en la
serie de los Lantánidos y Actínidos sólo
tiene una casilla para cada uno.
El mérito que tiene es que fue realizada
muchos años antes de que se conocieran
las configuraciones electrónicas de los
elementos.


BASADAS EN EL NÚMERO ATÓMICO.

En 1914, Henry G. J. Moseley
introdujo el NÚMERO ATÓMICO
que determina de una manera más
aproximada las propiedades de los
elementos.


Basándose en experimentos con rayos X
emitidos por los elementos, dedujo que estos
tienen un orden numérico, y a este orden
numérico corresponde un espectro
determinado y una posición del elemento en
el orden numérico que Moseley descubrió y al
cual llamó NÚMERO ATÓMICO.

A partir de este descubrimiento las
demás clasificaciones periódicas se
basaron en el NÚMERO ATÓMICO


La llamada forma larga de la tabla periódica
actual (basada en la tabla de Alfred Werner.

ESTA FORMADA
POR 18 COLUMNAS
O GRUPOS

LOS RESTANTES
CORRESPONDEN A LA
DENOMINACIÓN DE
SUBGRUPOS “B”


LOS 2 PRIMEROS Y
LOS 6 ULTIMOS
CONSTITUYEN LOS
SUBGRUPOS “A”

EN LOS SUBGRUPOS “A” SE ENCUENTRAN LOS
ÁTOMOS QUE SIGUEN LAS LEYES DE LA
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA; ESTOS GRUPOS NOS
INDICAN LOS ELECTRONES DEL ÚLTIMO NIVEL DE
ENERGÍA DE CADA ELEMENTO.

POR LO QUE LOS ELEMENTOS DE LOS GRUPOS
“A” SE DENOMINAN REPRESENTATIVOS.

EN LOS GRUPOS “B” SE HALLAN LOS ÁTOMOS
QUE SON POCO REACTIVOS Y QUE PRESENTAN
MUCHAS VECES MODALIDADES DIFERENTES


HORIZONTALMENTE LA TABLA ESTA
DIVIDIDA EN 7 PERIÓDOS, QUE
CORRESPONDEN AL NÚMERO DE
NIVELES DE ENERGÍA QUE SE
ENCUENTRAN RODEANDO AL NÚCLEO
DEL ELEMENTO.


CLASIFICACIÓN PERIÓDICA MODERNA

LA QUÍMICA MODERNA EXIGE
EL USO DE LA
CLASIFICACIÓN CUÁNTICA
DE LOS ELEMENTOS EN
LUGAR DE LA TABLA
DENOMINADA LARGA.

LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
MODERNA SE BASA EN LA
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA DE LOS
ÁTOMOS MEDIANTE EL
CONCEPTO CUÁNTICO
ONDULATORIO.


ORGANIZACIÓN
DE LA
TABLA PERIÓDICA


La Tabla Periódica es la ordenación y
clasificación de los elementos químicos
en grupos y períodos.
Los períodos son el conjunto de elementos
que se encuentran en una fila de la tabla
periódica y se enumeran del 1 al 7.
Esta tabla se divide en ocho grupos o familias
(columnas), los grupos están escritos en
números romanos del I al VIII y subdivididos
en grupos A y B que se leen verticalmente.


En la parte central de la tabla se encuentran
los grupos B, representados en diez columnas
y que expresan los símbolos de los elementos
de transición o metales de transición.
Las columnas verticales IIIB y VIIIB están del
lado izquierdo, la columna VIIIB abarca tres
familias.
Los grupos IB y IIB están colocados a la
derecha del grupo VIIIB.


Los Lantánidos y los Actínidos se colocan
fuera de la tabla, de manera que no tienen un
lugar definido, ni por orden creciente de su
número atómico, ni por el lugar que ocupan los
electrones en los orbitales que les
corresponden.
Los elementos que se encuentran en la parte
inferior de la tabla se llaman metales de
transición interna y lo forman los lantánidos o
tierras raras y los actínidos.


Los grupos IA y IIA contienen los metales más
activos; el IA a excepción del hidrógeno se
llama "Familia de los Metales Alcalinos"; al
grupo IIA se le llama "Metales Alcalinoterreos".
En el otro extremo de la tabla están los grupos IIIA al
VIIIA en donde se encuentran los no metales y los metales
representativos (Al, Ge, Sb, Po, Ga, Sn, Bi, In, Pb, Tl)
separados por una línea en forma de escalera. El grupo
VIA se llama "Familia de los Calcógenos", el grupo VIIA se
conoce como la "Familia de los Halógenos" y a los
elementos de la última columna de la derecha se llama
"Gases Nobles" o "Grupo Cero".


Los metales típicos son duros, lustrosos,
buenos conductores de calor y electricidad.
Los no-metales son por lo general, gases y
sólidos quebradizos a temperatura ambiente,
con superficies opacas y sirven como
aislantes.
Las características de los metales es que
tienen pocos electrones en su capa externa,
en tanto que los no-metales tienen más
electrones; por regla general, los elementos
con 3 o menos electrones en su capa de
valencia se les considera como metales y los
elementos con cinco o más electrones, se les
denomina como no-metales.

Los elementos que tienen propiedades, tanto de metal
como de no-metal se les llama metaloides, por ejemplo
el silicio que se utiliza en la manufactura de los "chips"
de las computadoras.
Los elementos cercanos a la línea que divide a los
metales y de los no-metales, son generalmente
metaloides.
Los elementos del grupo IB hasta el VIIIB tienen uno o
dos electrones en su capa externa y tienen propiedades
metálicas.
Los elementos desde el 57 al 71 y del 89 al 103, tienen
características similares, con dos electrones en su capa
externa, por lo que se clasifican como metales.


Los elementos con número atómico mayor que
92 (número atómico del Uranio) se les llaman
“transuránidos” y son artificiales.
En resumen: La tabla periódica en su conjunto,
se forma por los metales que están localizados
a la izquierda y los no-metales a la derecha; la
mayoría de los elementos son metálicos, esto
es, que sus átomos contienen uno, dos o tres
electrones en su nivel energético más externo.
Los elementos más estables son los gases
nobles o inertes, porque tienen completa la
capa de valencia.

Otra forma de clasificar los
elementos de la tabla periódica, es de
acuerdo con la configuración
electrónica, en cuatro grupos:
elementos de bloque " s ", elementos de
bloque " p ", elementos de bloque " d " y
elementos de bloque " f " distribuidos
de la siguiente manera:


Los elementos que se encuentran a la derecha
del grupo "p" se les denomina gases nobles o
inertes.
Los elementos que forman los grupos “s” y “p”
excepto los gases nobles se les llama
elementos representativos.
Los elementos del grupo "d " se les denomina
metales de transición.
Los del grupo “f ” se llaman metales de
transición interna o tierras raras, también se
les conoce como lantánidos y actínidos.


Aquellos elementos que están en los subgrupos
encabezados por una “B”, tienen su electrón de más
alta energía en un subnivel d, o sea, en un nivel más
bajo que el de la capa más externa.
Por lo tanto, la configuración de cualquier elemento en
1
el grupo IA terminará en s. Esta configuración
significa que la capa externa de cada átomo en el
grupo IA contiene un electrón.
1

El coeficiente de s se puede encontrar fácilmente en
la tabla porque el número del período indica el nivel
energético externo.


RELACIÓN ENTRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA
PERIÓDICA.

La Tabla Periódica se construyó, originalmente, colocando
los elementos con propiedades similares en una columna.
Nosotros sabemos ahora que las propiedades químicas de
un átomo están determinadas por su configuración
electrónica. Por lo tanto, la tabla se ha construido
basándose en las configuraciones electrónicas. Invirtiendo
el procedimiento a través del cual se construyó la tabla, se
puede utilizar la tabla para “leer” la configuración electrónica
de un elemento. Los elementos en los subgrupos
encabezadas por la “A” tienen su electrón de más alta
energía en un subnivel externo s ó p.


Por ejemplo:
El potasio está en el cuarto período del grupo IA. Por lo
tanto, la configuración electrónica que se escribe para la
capa externa del potasio es 4s 1 . El sobrescrito en s1
indica el número del grupo. El coeficiente, en 4s 1, indica
el número del período. Para busca el litio en la Tabla
Periódica se hace lo siguiente: a) localiza al grupo en
que se encuentra (I A), b) después localiza el período (2)
y c) finalmente escribe la configuración (recordando que
1
la última capa del grupo I A tiene orbital s) es decir, 2s .


Localiza el grupo II A en la Tabla Periódica. ¿Cómo
termina la configuración electrónica de todos los
elementos en este grupo? Este mismo procedimiento
puede utilizarse para los grupos, desde el III A hasta el
VIII A. Aquí las terminaciones, en vez de s 1 o s2 son desde
p 1 hasta p 6, precedidas por un coeficiente que es el
mismo que el número de ese período. Por ejemplo, el
1
boro 5B, está en el grupo IIIA que le corresponde al
subnivel p , el nivel será entonces el número del período
(2), dando1así 5B: 2d en su último nivel energético.


Para los grupos desde el IIIB hasta IIB (elementos de
1
10
transición), las terminaciones son desde el d hasta d ,
precedidas por un coeficiente que es uno menos que el
número del período. Recuerda que para los elementos
de transición, el subnivel d siempre está precedido por
un subnivel s, cuyo número cuántico principal es mayor
por uno. Ejemplo, para saber la configuración del
vanadio 23V, primero se identifica el grupo y período
donde se encuentra (grupo VB y período 4), entonces se
escribe 4s 2, 3d 3 (porque al grupo IIIB le corresponde d 1 ,
2
3
el grupo IVB d y el grupo VB le corresponde d ) y al
3
2
ordenar los niveles se obtiene que 23V: 3d ,4s .


1

Para los lantánidos, las terminaciones son desde f hasta
f 14 precedidas por un coeficiente que corresponde dos
menos que el número del período.
Para comprender algunas de las excepciones a la Regla
de las Diagonales, es necesario conocer que hay una
especial estabilidad asociada con algunas configuraciones
electrónicas en un átomo. Tú ya debes saber, que un
átomo con ocho electrones en su capa externa tiene está
estabilidad. Un átomo que tiene un subnivel lleno, o a
medio llenar es un poco más estable que un átomo que no
tiene ningún arreglo especial.


Por lo tanto, con la Regla de las Diagonales se predice
que el cromo 24Cr, tiene dos electrones en su subnivel
4s y cuatro electrones en su subnivel 3d. En la realidad,
tiene un electrón en su subnivel 4s y 5 electrones en su
subnivel 3d.
Fíjate en que se ha intercambiado un electrón entre dos
subniveles muy cercanos. El átomo tiene, por lo tanto, dos
subniveles a medio llenar, en vez de un subnivel
completamente lleno y uno sin ningún arreglo especial. En el
cobre 29Cu se observa un patrón similar. Se predice que el
cobre tiene dos electrones en 4s y 9 electrones 3d. En
realidad, tiene un electrón en su subnivel 4s y 10 electrones
en su subnivel 3d.

La tabla está ordenada en función de sus
números atómicos que como ya se mencionó en
páginas anteriores, este corresponde al número
de protones o de electrones de un átomo neutro.

A la fecha se han descubierto 112 elementos, el
último fue el 9 de febrero de 1996. Desde hace
20 años, Peter Armbruster y Sigurd Hofmann de
Alemania, sueñan con descubrir el elemento 114,
ya que se cree, será más estable a la
desintegración radiactiva que sus antecesores.


SON PERIÓDICAS AQUELLAS PROPIEDADES QUE
DIRECTA O INDIRECTAMENTE DEPENDEN DEL
NÚMERO DE ELECTRONES DE SUS ÁTOMOS, COMO
POR EJEMPLO:
•LA

DENSIDAD.

•EL

VOLUMEN ATÓMICO.

•LA

COMPRESIBILIDAD.

•PROPIEDADES

MECÁNICAS (DUREZA, TENACIDAD).

•CONDUCTIVIDAD
•LA

DILATACIÓN.

•LA

TÉRMICA Y ELÉCTRICA.

VALENCIA.

•TAMAÑO

DE LOS ELEMENTOS.

•ELECTRONEGATIVIDAD.
•POTENCIAL
•AFINIDAD

DE IONIZACIÓN.

ELECTRÓNICA


Las propiedades periódicas importantes de
los elementos químicos son:
el potencial de ionización, la afinidad
electrónica, radio atómico, el radio
iónico y la valencia.


Energía de ionización o potencial de ionización.
Se define como la cantidad de energía que se necesita
para eliminar del átomo o del ión el electrón que esté
unido en forma más débil para formar un ión positivo.
Esta energía se puede expresar en unidades de
kilocalorías/mol, kilojoules/mol y en electrón-volt.
Las equivalencias de estas unidades son:
1 ev = 96.5 KJ/mol (kilojoule por mol)
1 ev = 23 kcal/mol (kilocaloría por mol)


El proceso de ionización se puede representar de la siguiente manera:
Elemento + energía → Elemento(+) + e¯

El Elemento (+) representa la forma del ión del elemento
después de haberle eliminado un electrón y e¯
corresponde al electrón que ha sido eliminado.
La energía de ionización tiende a aumentar según
aumenta el número atómico horizontalmente (por
período).
En cada columna o grupo hay una disminución
gradual en la energía de ionización según
aumenta el número atómico.

Los factores que afectan la energía de ionización
son:
La carga nuclear (número de protones). A mayor
carga nuclear, mayor energía de ionización.
El efecto de pantalla. Mientras mayor es el efecto
de pantalla, menor es la energía de ionización.
El radio. Mientras mayor es la distancia entre el
núcleo y los electrones externos del átomo,
menor es la energía de ionización.
El subnivel externo. Un electrón en un subnivel
que está lleno o a medio llenar, requiere
energía adicional para ser removido.

AFINIDAD ELECTRÓNICA
La atracción de un átomo por un electrón
se conoce como la afinidad electrónica.
Una forma de representar este proceso es el siguiente:
Elemento(gas) + e¯ → Elemento(¯ ) (gas) + energía


Por ejemplo:

La afinidad electrónica del hidrógeno es 73 kJ/mol, lo
que indica que se desprenden 73 kJ de energía
cuando un mol de átomos de Hidrógeno acepta un
electrón y se convierte en un ion hidruro H 1- :
H(g) + e¯ → H(g) ¯
∆E = - 73 kJ/mol (el signo negativo indica que la energía se
desprende).
Donde ∆E significa la variación de energía ya sea que se
gane o se pierda.


Los mismos factores que afectan la energía de
ionización, también afectarán la afinidad electrónica.
En general a mayor afinidad electrónica, se puede
esperar un aumento en la energía de ionización.
Los metales poseen una baja afinidad electrónica. Los no-metales tienen
las afinidades electrónicas altas.
A pesar de no ser tan regulares como las energías de ionización, las
afinidades electrónicas demuestran tendencias periódicas. Observa el
grupo que está encabezado por el hidrógeno. Mientras descendemos
por el grupo, la tendencia general es una disminución en la capacidad
de ganar electrones. Debemos esperar esta tendencia, ya que los
átomos que se encuentran más abajo en la columna son más grandes.
Como consecuencia, el núcleo está más distante del nivel más externo y
atrae los electrones con menor fuerza.

ELECTRONEGATIVIDAD
La capacidad de un átomo para unirse con otro, depende
de su estructura atómica y sus propiedades.
La propiedad de los átomos de atraer hacia sí los pares
electrónicos comunes que los enlazan con otros átomos
lleva el nombre de electronegatividad.
El concepto de electronegatividad fue introducido
originalmente por Linus Pauling en 1932.


El flúor tiene asignada el valor más alto (4.0).
Conforme pasamos de derecha a izquierda a través de un
período se presenta una disminución en la electronegatividad.
Los elementos del extremo izquierdo tienen valores bajos.
Los elementos de la derecha tienen valores altos.

Las electronegatividades disminuyen conforme
descendemos en un grupo de la tabla periódica,
como puedes observar en los valores de las
electronegatividades de los halógenos:
F, 4.0; Cl, 3.0; Br, 2.8; y el I, 2.5.

Los valores de la electronegatividad sirven para predicción
del tipo de enlace que formarán los átomos de los elementos
(iónicos o covalentes).
Además, las electronegatividades se pueden utilizar para
predecir la polaridad de los enlaces covalentes.
Cuanto más alejados estén los valores de electronegatividad
de dos elementos, más polar debe ser el enlace.
Así, el enlace entre el H(2.1) y el N(3.0) es más polar que
el existente entre el H(2.1) y el C(2.5).


RAZONES POR LAS QUE ALGUNOS ELEMENTOS SON MÁS
ELECTRONEGATIVOS QUE OTROS:

Mientras más pequeño es el radio de un átomo, la fuerza de
atracción entre el núcleo y los electrones es mayor.
La Ley de Coulomb establece que la fuerza de atracción entre un
protón y un electrón se incrementa conforme disminuye la distancia
entre estas dos partículas. Mientras más pequeño es el átomo,
tiene menos niveles de energía y en consecuencia ejerce una
atracción más fuerte sobre los electrones de enlace. A la inversa,
un átomo más grande con más niveles de energía tiene menos
atracción sobre los electrones de enlace. El átomo de nitrógeno
tiene un radio más pequeño que el átomo de carbono; por esto, el
nitrógeno ejerce una atracción mayor que la del carbono sobre los
electrones de su capa externa y por lo tanto tiene una mayor
electronegatividad.

Los átomos que tienen menos niveles de energía entre
el núcleo y el nivel de energía externo son más
electronegativos que los que cuentan con más niveles
de energía intermedios.
Los niveles de energía intermedios protegen a los
electrones que se encuentran en la capa externa del
efecto electrostático completo del núcleo con carga
positiva.
Esto se conoce como efecto de protección o escudo.
Por esta razón, el flúor es más electronegativo que el
cloro y este es más electronegativo que el bromo.


Cuando se va llenando el mismo nivel de energía
en un período, la electronegatividad aumenta
conforme se incrementa la carga nuclear.
Por lo tanto, el flúor (número atómico 9 con 9
protones) es más electronegativo que el oxígeno
(número atómico 8 con 8 protones).


RADIO ATÓMICO
Si se supone que los átomos y los iones monoatómicos son de
forma esférica, las dimensiones se pueden expresar en función
de radios atómicos e iónicos en unidades de Angstroms.
(1Aº = 1x10-8 cm).

El radio de un átomo generalmente aumenta dentro de
un grupo de arriba hacia abajo; por ejemplo, los átomos
de yodo son mayores que los átomos de bromo, y los de
potasio son mayores que los de sodio.


En un período, al ir de un elemento a otro de izquierda a derecha, el
radio atómico decrece.
El aumento en la carga nuclear, sin aumento correspondiente en los
niveles de energía de los electrones, en un período de elementos
representativos, conduce a que los electrones del nivel externo de
energía sean atraídos con más intensidad hacia el núcleo, ya que la
carga nuclear se incrementa de izquierda a derecha, las dimensiones
atómicas disminuyen de izquierda a derecha.
El aumento en las dimensiones atómicas con un grupo dado, se debe a
que los electrones de niveles superiores de energía están localizados
más lejos del núcleo, además de que el efecto de pantalla de los
electrones de los niveles internos de energía disminuye la atracción entre
el núcleo y los electrones del nivel externo.


Al aumentar el número de electrones en los niveles internos
de energía, los electrones del nivel externo ocupan
volúmenes mayores.
Los iones positivos (cationes) resultan de la pérdida de
electrones de la capa de valencia y por lo tanto se espera
que sean menores que los átomos originales.
Los iones negativos se forman por la ganancia de
electrones en el nivel externo de energía, lo que implica
que estos iones sean mayores que los átomos originales.


Son aquellas que dependen directamente de la constitución
del núcleo de los átomos o de los electrones profundos de
la corteza.
Ejemplos de propiedades aperiódicas que dependen
del núcleo: el número atómico, el peso atómico, el calor
atómico, la radiactividad, el número de isótopos o
hílidos.
Ejemplos de propiedades aperiódicas que dependen de
los electrones profundos: Los rayos X

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