Tabla periodica de los elementos quimicos Tabla de Mendeleiev


El estudio del átomo llevó a establecer algunas propiedades de los elementos químicos, que al ser comparadas con las de otros elementos, observaban similitudes, ofreciendo posibilidad de clasificación. Durante el siglo XIX Se acrecentó el interés por encontrar la manera de clasificar los elementos.

En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleyev ideó un ingenioso catálogo de los elementos, la tabla periódica. Observó que los elementos parecen distribuirse en familias, que se repiten periódicamente, con propiedades químicas semejantes.

Siguiendo este criterio, anotó el símbolo químico y el peso atómico de todos los elementos conocidos y los ordenó, según su peso, en orden de menor a mayor; también colocó los elementos con propiedades semejantes en columnas verticales. De este modo formó un esquema, una especie de mapa donde los elementos aparecen ordenados en familias verticales y en períodos horizontales.

El hidrógeno, el más ligero de los elementos, ocupa un lugar algo apartado del conjunto, debido a sus propiedades especiales. En tiempo de Mendeleiev se creía que el átomo era indivisible, pero el descubrimiento de los rayos X y de la radiactividad provocaron la primera duda. Actualmente sabemos que el átomo está constituido por tres clases principales de partículas: protones, neutrones y electrones.

Protones y neutrones constituyen el núcleo del átomo. Los electrones, que giran en órbita alrededor del núcleo, determinan las propiedades químicas y, en consecuencia, la situación de los elementos en la tabla periódica.

A la izquierda de la tabla aparecen representaciones simplificadas de los átomos de los elementos pertenecientes a la familia de los metales alcalinos; sobre la misma se hallan los elementos del segundo período. Adviértase que todos los metales alcalinos poseen un solo electrón en la órbita externa; precisamente esta estructura similar es causa de su semejanza en las propiedades químicas.

En el segundo período la situación es completamente diferente. Aunque cada átomo tiene dos órbitas, varía el número de electrones de la exterior. La diferencia de estructura provoca la diferencia de propiedades. Según crece el número de electrones de la órbita exterior, las propiedades varían de izquierda a derecha, es decir, de los metales a los metaloides.

Cuando se completan los ocho electrones posibles de la órbita exterior (neón), concluye el segundo período. El sodio, que inicia el tercer período, posee una órbita más con un electrón. Los períodos aumentan y se hacen más complejos a medida que crece el número de órbitas.

También aumenta el número de electrones en las órbitas sucesivas. Los átomos pesados son los menos estables: todos los elementos posteriores al bismuto, cuyo número atómico es 83, son radiactivos.

Los elementos reciben un nombre que responde en algún:; casos a raíces latinas, y en otro en honor a la persona que los descubre. Éstos se abrevian en símbolos, si tiene una sola letras deberá, ser mayúscula y si lo componen dos, la primera mayúscula y la segunda minúscula por ejemplo nitrógeno (N) y  sodio (Na), respectivamente.

PRIMERAS CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS:

Las tríadas de Dobereiner: En 1829, Dobereiner, químico alemán, clasificó los elementos conocidos. Agrupaba tres elementos con características observables similares. La clave de esta forma de organización era el hecho de que para uno de los elementos que formaban el grupo, la masa era el valor promedio de las masas de los tres elementos, por ejemplo (Li, Na, K) cuyas masas son 7, 23, y 39 gramos respectivamente. Si sumas los tres datos y los divides entre el número de elementos (3) te da exactamente el valor de la masa del Na, el cual se ubica en la mitad. Clasificación dispendiosa y no muy exacta para nuevos elementos.

Octavas de Newlands: En 1864, Newlands, químico inglés, clasificó los elementos en grupos de ocho, por lo que se conocen como octavas de Newlands. Esta clasificación hacía alusión al término de periodicidad, ya que según la teoría, las propiedades de algunos elementos conocidos se repetían cada ocho elementos y básicamente las organizó en orden ascendente de sus pesos atómicos.

Mendeleiev y Meyer: la tabla periódica: En 1869 Dimitri Mendeleiev, químico ruso, retoma los estudios realizados anteriormente y basándose también en propiedades periódicas de los elementos, los organiza por orden de pesos atómicos ascendentes y, con algunas propiedades más, agrupó los elementos por familias en las que incluyó a los elementos con mayor cantidad de similitudes. Paralelamente Meyer, físico alemán, realizaba estudios basado en los mismos principios, pero añadió estudios de algunas propiedades físicas, que también resultaron ser periódicas, tales como el radio atómico. El gran aporte de Mendeleiev es la base de la tabla periódica actual, ya que dejó los espacios para elementos aún no descubiertos, que respondían a sitios vacíos en la tabla periódica.

REGIONES DE LA TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica esta dividida a nivel general en metales y no metales. Sin embargo, hay otra diferenciación, que la divide en regiones, división basada en los subniveles energéticos que ocupan los electrones del ultimo nivel. Así la tabla periódica está dividida en la región s, la región p, la región d y la región f. Por ejemplo, en la región s se ubican los elementos cuyos e- finalicen su distribución en el subnivel s. En esta sección nos ocuparemos de las regiones d y f de la tabla periódica, correspondientes a los elementos de transición.

Elementos de transición
Los átomos de los elementos siempre tienden a ser estables energéticamente, por lo cual ceden, comparten o pierden electrones. Esta estructura estable coincide cuando en su último nivel hay ocho electrones, pero en el caso de este grupo particular de elementos, se suspende el llenado del último nivel para completar primero el penúltimo nivel. Por esta razón aunque los demás elementos de la tabla periódica tiendan a realizar sus enlaces utilizando los electrones del último nivel de energía, éstos lo hacen tanto con los electrones del último nivel, como con los del penúltimo. Se caracterizan además, por poseer gran cantidad de estados de oxidación, es decir, que involucran diferentes cantidades de electrones para intervenir en un enlace, lo que hace que formen varios compuestos. Los elementos que pertenecen a este grupo especial, son los pertenecientes a los lantánidos, actínidos y tierras raras.

Electronegatividad
Si se analizan las propiedades de los elementos químicos, también se puede establecer que hay periodicidad teniendo en cuenta la electronegatividad de los elementos químicos, que básicamente es la tendencia que tienen los átomos de atraer o captar electrones; son ejemplo de ello el oxígeno y el cloro, ya que la electronegatividad aumenta en un periodo de izquierda a derecha y en un grupo de abajo hacia arriba. Y si localizas estos dos elementos se ubican en los lugares más electronegativos de la tabla periódica. Este concepto fue establecido por L. Pauling, quien determinó valores de electronegatividad para cada uno de los elementos; algunos ejemplos se muestran en la tabla que sigue:

Na Mg Al P Cl F Br I At Fr
0.9 1.2 1.5 2.1 3.0 4.0 2.8 2.5 2.2 0.7

Por otra parte y como compensación, existe otro grupo de átomos que tiende a perder los elec-trones, siendo estos los electropositivos. Por ejemplo el sodio y el calcio al poseer solamente 1 y 2 electrones, respectivamente, en su último nivel tienden a cederlos. De esta manera empieza también a evidenciarse la afinidad entre ellos, dado que el átomo que tiende a capturar se complementaría en un enlace químico con uno que tienda a ceder o perder electrones.

Valencia
Para establecer de qué manera los átomos se relacionan, es necesario saber la cantidad de electrones que un átomo puede atraer (ganar), ceder (perder) o compartir con otro átomo, concepto que se conoce con el nombre de valencia. La ilustración 3.16, muestra la forma como se relacionan dos átomos de dos elementos, para formar un compuesto: el átomo de sodio pierde un electrón, es decir su valencia es 1 y el átomo de cloro gana 1 electrón, entonces su valencia también es 1. En síntesis, la valencia es el poder de combinación de un elemento con otro, dado por los electrones del último nivel.

Enlace
La unión entre los átomos se denomina enlace, que es una fuerza de atracción lo suficientemente intensa como para permitir que los átomos involucrados funcionen como una unidad. Se realiza básicamente entre los electrones del ultimo nivel de energía y se produce cuando .las fuerzas de atracción superan las de repulsión, clasificándose, según la manera de establecer la unión. Así pues:

Enlace iónico: se origina cuando un átomo cede y otro captura los electrones.
Enlace covalente: se origina cuando los átomos involucrados comparten sus electrones, dado que tienen la misma fuerza de atracción.

tabla periodica de mendeleiv

Ver Una Tabla Periódica Con Mas Datos

TABLA ACTUAL CON PESOS ATÓMICOS APROXIMADOS

N° Atómico Nombre Elemento Símbolo N° Protones N° Electrones Peso Atómico
1 hidrógeno H 1 0 1,0
2 helio He 2 2 4,0
3 litio U 3 4 6,9
4 berilio Be 4 5 9,0
5 boro 6 5 6 10,8
6 carbono C 6 6 12,0
7 nitrógeno N 7 7 14,0
8 oxígeno 0 8 8 16,0
9 flúor F 9 10 19,0
10 neón Ne 10 10 20,2
11 sodio Na 11 12 23,0
12 magnesio Mg 12 12 24,3
13 aluminio Al 13 14 27,0
14 silicio Si 14 14 28,1
15 fósforo P 15 16 31,0
16 azufre S 16 16 32,1
17 cloro Cl 17 18 35,5
18 argón A 18 22 39,9
19 potasio K 19 20 39,1
20 calcio Ca 20 20 40,1
21 escandio Se 21 24 45,0
22 titanio Ti 22 26 47,9
23 vanadio V 23 28 50,9
24 cromo Cr 24 28 52,0
25 manganeso Mu 25 30 54,9
26 hierro Fe 26 30 55,8
27 cobalto Co 27 32 58,9
28 níquel Ni 28 30 58,7
29 cobre Cu 29 34 63,5
30 cinc Xn 30 34 65,4
31 galio Ga 31 38 69,7
32 germanio Se 32 42 72,6
33 arsénico As 33 42 74,9
34 seienio Se 34 46 79,0
35 bromo Br 35 44 79,9
36 criptón Kr 36 48 83,8
37 rubidio Rb 37 48 85,5
38 estroncio Sr 38 50 87,6
39 itrio Y 39 50 88,9
40 zirconio Zr 40 50 91,2
41 niobio Nb 41 52 92,9
42 tnolibdeno Mo 42 56 95,9
43 tecnecio Te 43 56 (99)
44 rurenic- Ru 44 58 101,1
45 rodio Rh 45 58 102,9
46 paíadio Pd 46 60 106,4
47 plata Ag 47 60 107,9
; 48 cadmio Cd 48 66 112,4
49 indio In 49 66 114,8
50 estaño Sn 50 70 118,7
51 antimonio Sb 51 70 121,8
52 teluro Te 52 78 127,6
53 yodo 1 53 74 126,9
54 xenón Xe 54 78 131,3
55 cesio Cs 55 78 132,9
56 bario Ba S6 82 137,3
57 laura no La 57 82 138,9
58 ceño Ce m 82 140,1
59 praseodimio Pr 59 82 140,9
60 neodimio Nd 60 82 144,2
61 prometió Pm 61 86 (147)
62 samarlo Sm 62 90 150,4
63 europio Eu 63 90 152,0
64 gadolinio Gd 64 94 157,3
65 terbio Tb 65 94 158,9
66 disprosío Dy 66 98 162,5
67 holmio Ho 67 98 164,9
68 erbio Er 68 98 167,3
69 tuiio Tm 69 100 168,9
70 iterbio Yb 104 173,0
71 lutecio Lu 71 104 175,0
72 hafnio Hf 72 108 178,5
73 tantalio Ta 73 108 180,9
74 volframio W 74 110 183,9
75 renio Re 75 112 186,2
76 osmio Os 76 116 190,2
77 iridio Ir 77 116 192,2
78 platino Pt 78 117 195,1
79 oro Áu 79 118 197,0
80 mercurio H9 80 122 200,6
81 íalio TI 81 124 204,4
82 plomo Pb 82 126 207,2
83 bismuto Bi 83 126 209,0
84 pofonio Po 84 125 (299)
85 astatino At 85 125 (210)
86 radón Rn 86 136 (222)
87 francio Fr 87 136 (223!
88 radío Ra 88 138 (226,0)
89 actinio Ac 89 138 (227)
90 torio Th 90 142 (232,0)
91 protactinio Pa 91 140 (231)
92 uranio U 92 146 (238,0)
93 neptunio Np 93 144 (237)
94 plutonio Pu 94 150 (244)
95 americio Am 95 148 (243)
96 curio Cm 96 151 (247)
97 berkelio Ble 97 152 (249)
98 californio Cf ?8 151 (249)
99 einstenio Es 99 155 (254)
100 fermio Fm 100 153 (253)
101 mendelevio Md 101 155 (256)
102 nobelio No 102 152 (254)
103 laurencio Lw 103 154 (257)

ALGO MAS…
EL GENIO  INTRÉPIDO
A fines del siglo pasado flotaba ya en la atmósfera científica la idea de que al ordenar los elementos por peso atómico creciente aquellos de propiedades químicas comparables reaparecían en forma periódica. Por ejemplo, la serie alcalina litio-sodio-potasio-rubidio-cesio, o los halógenos flúor-cloro-bromo-yodo (algunos fueron descubiertos después).

Pero, a pesar de que en los más livianos dicha repetición tenía lugar de ocho en ocho y en los más pesados cada dieciocho elementos, había muchas lagunas y contradicciones.

Dimitri Mendeleiev elaboró una tabla en cuyas casillas se ordenaban en forma horizontal los pesos atómicos y vertical las “familias” de elementos químicamente similares.

Mendeleiev

Pero en su época se conocían menos de 45 cuerpos simples de los 103 que hoy forman la tabla periódica. El mérito capital del sabio ruso consistió en considerar que las fallas y vacíos del cuadro no eran imputables a éste, sino a los químicos que aún no habían descubierto el elemento destinado a intercalarse en el lugar que se le reservaba.

Así Mendeleiev vaticinó sin errores el peso atómico probable de varios elementos desconocidos, sus propiedades químicas esenciales y hasta las probables combinaciones naturales en cuyo interior se ocultaban.

Hubo dificultades. Fue necesario invertir, sin razón plausible, el potasio y el argón (hoy sabemos que una variedad de este último posee un neutrón más en su núcleo). Tampoco se sabía que la primera órbita periférica del átomo se satura con dos electrones (hidrógeno-helio), la siguiente con ocho,  etc.

Pero a pesar de su carácter empírico y sus enormes carencias, lo tabla de Mendeleiev resultó un armo prodigiosa para lo investigación científica y fue inmenso su buen éxito.

Fuente Consultada: Enciclopedia NUEVO Investiguemos Ciencia Integrada  Tomo 3

Ver: Naturaleza de la Materia

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