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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
Dmitri 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.
Fuente Consultada:
Enciclopedia NUEVO Investiguemos Ciencia Integrada Tomo 3 |
