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Oposiciones Secundaria – Física y Química Temario Específico – Tema 40

TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA (Oposiciones de Enseñanza Secundaria) ------------------------------------------------------------------------------TEMA 40 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS. Esquema 1. Historia de la Clasificación Periódica de los elementos químicos. 1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos. 1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier, Dumas. 1.3. Triadas de Döbereiner. 1.4. Octavas de Newlands. 1.5. Ordenación de Mendelejew. 1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos. 1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew. 1.8. Estudio general de la Tabla Periódica. 2. Distribución de los electrones en los átomos. 2.1. Principio de mínima energía. 2.2. Principio de exclusión de Pauli. 2.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund. 2.4. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico. 3. Propiedades periódicas. 3.1. Radio atómico y Número atómico. 3.2. Potencial de ionización. 3.3. Afinidad electrónica. 3.4. Electronegatividad. 3.5. Otras propiedades periódicas. 4. Estudio experimental del Potencial de Ionización.

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TEMA 40 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.

1. HISTORIA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Una de las partes más importantes y valiosas de la teoría química es la ley periódica. En su forma moderna, establece sencillamente que las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número atómico. Es por ello que la clasificación periódica de los elementos constituye un esquema de organización de los elementos que nos permite manejar de forma eficaz la gran cantidad de elementos y compuestos que forman el mundo físico. Aunque no sea el aspecto de mayor interés de la cuestión, no está de más recordar brevemente los esfuerzos históricos por conseguir una clasificación de los elementos químicos que se iban descubriendo hasta completar toda la serie natural que actualmente se conoce. Hoy los esfuerzos se dirigen ya hacia la creación de nuevos elementos producidos artificialmente. 1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos. La idea de elemento químico, establecida por Boyle y desarrollada más tarde por Lavoisier, condujo a establecer un criterio claro para saber qué sustancias de las entonces conocidas eran elementos. Posteriormente, al descubrir nuevos elementos en el estudio de las propiedades de los cuerpos, desarrollar procedimientos para aislar estos nuevos elementos a partir de sus compuestos. La identificación de toda la serie de elementos naturales, hoy completa, ha exigido muchos años de intensa labor investigadora y actualmente la investigación en este campo está dirigida a crear nuevos elementos producidos artificialmente mediante reacciones nucleares. El estudio sistemático de las propiedades de los elementos, tanto de los conocidos de siempre como de los nuevos que se iban descubriendo, puso de manifiesto entre ellos, ciertas semejanzas de comportamiento físico y químico, tal como las existentes entre el cloro, bromo y iodo o entre el sodio y potasio, los cuales se comportan químicamente de manera parecida. Esto indujo a los investigadores a buscar una clasificación de los elementos químicos, no solo para facilitar su conocimiento y descripción en función de propiedades, análogas o antagónicas, sino para trazar caminos de investigación química que conduzcan a nuevos conocimientos de la materia. 1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier Dumas. La primera división de los elementos atendiendo a su aspecto y propiedades físicas fue en metales y no metales, llamados antiguamente metaloides.

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Lavoisier agrupa a las sustancias elementales en elementos no metálicos formadores de ácidos y elementos metálicos formadores de sales, etc. Dumas estableció varias familias naturales de elementos con propiedades químicas claramente semejantes como: los halógenos (cloro, bromo y iodo), los anfígenos (azufre, selenio y telurio), los alcalinos (litio, sodio, potasio), etc. Estas divisiones de los elementos tenían un carácter limitado y excluyente y en algunos casos eran completamente artificiosas. La determinación de las masas atómicas proporcionó la base muy sólida para la clasificación general de los elementos, al ser la masa de los átomos su propiedad común más significativa. 1.3. Triadas de Döbereiner. El primero que propuso una clasificación parcial de los elementos basada en su masa atómica fue Dobereiner (1780-1849) quien, en 1817, observó que la masa atómica del Estroncio (en realidad, el peso de combinación) era aproximadamente igual al valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario, elementos químicamente análogos al Estroncio. Más tarde mostró la existencia de otros grupos de tres elementos, que se denominaron triadas (Cloro, Bromo y Yodo; Litio, Sodio y Potasio; Azufre, Selenio y Telurio) en los que aparecía la misma relación entre la masa atómica del elemento intermedio y la media de las masas atómicas de los extremos según puede observarse en el cuadro siguiente, con los valores actuales de masas atómicas: Calcio 40’08 Estroncio 87’63 Bario 137’36

Cloro 35’46 Bromo 79’92 Yodo 126’91

Litio Sodio Potasio

6’94 Azufre 32’07 22’99 Selenio 78’96 39’10 Teluro 127’61

Valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario: 88'72 Valor medio de las masas atómicas del Cloro y del Iodo: 81'185 Valor medio de las masas atómicas del Litio y del Potasio: 23'02 Valor medio de las masas atómicas del Azufre y del Teluro: 79'84 Podemos observar que en estas triadas, la masa atómica del elemento intermedio es aproximadamente igual a la media de las masas atómicas de los otros dos elementos, primero y tercero. Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas 20 triadas, lo que indicaba la existencia entre los elementos de una cierta regularidad. A pesar de ésto, otros químicos demostraron que en realidad los elementos debían agruparse en series de más de tres elementos análogos, así, a la triada del Cloro, Bromo y Iodo, hubo que agregarle el Flúor de igual manera que hubo que agregar el Magnesio a la triada inicialmente formada por el Calcio, Estroncio y Bario. En 1862, Chancourtois diseñó un diagrama tridimensional donde los elementos se situaban en una hélice arrollada sobre un cilindro vertical, por orden creciente de masas at6micas. Los elementos que presentaban analogías caían prácticamente sobre la misma generatriz del cilindro y, por tanto, aparecía una cierta repetición periódica de propiedades. El diagrama de Chancourtois no fue aceptado pues pareció muy complicado y ortopédico y recibió muy poca atención.

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1.4. Octavas de Newlands. En 1864, el químico inglés John Newlands publicó que ordenando los elementos en orden creciente de sus masas atómicas, sin contar al Hidrógeno, sus propiedades químicas se repiten cada ocho elementos. Como entonces aún no estaban descubiertos los gases inertes, la repetición periódica de las propiedades podía comenzar en cualquier elemento y que el octavo contado a partir de cualquiera de ellos, podía considerarse como una repetición del primero de manera análoga a las notas de la escala musical. En la tabla siguiente puede verse la disposición de los elementos para las dos primeras filas, llamadas desde entonces periodos. El trabajo de Newlands, que fue precursor del Sistema Periódico, fue menospreciado por sus contemporáneos y no se permitió su publicación en la revista de la Royal Society. Sólo 23 años después la propia Royal Society reconoció el trabajo de Newlands y le concedió un alto galardón. 1 Li 6’9 Na 23’0

2 Be 9’0 Mg 24’3

3 B 10’8 Al 27’0

4 C 12’0 Si 28’1

5 N 14’0 P 31’0

6 O 16’0 S 32’1

7 F 19’0 Cl 35’5

Exceptuando el Hidrógeno, los siete elementos siguientes: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno y Flúor difieren marcadamente entre ellos en propiedades físicas y químicas y en sus valencias, pero los siete elementos que siguen: Sodio, Magnesio, Aluminio, Silicio, Fósforo, Azufre y Cloro, son muy parecidos a los elementos respectivos anteriores de la primera octava. La tercera octava comienza con el Potasio, análogo al Litio y Sodio, al que sigue el Calcio, parecido al Berilio y Magnesio, pero más allá de estos dos elementos, la ley de Las octavas de Newlands ya no puede aplicarse, pues hasta llegar al Bromo, el elemento más próximo parecido al Cloro, existen diecisiete elementos en vez de siete. 1.5. Ordenación de Mendelejew. La siguiente etapa en la historia de la clasificación periódica de los elementos químicos tuvo lugar en 1869, desarrollada independientemente por el alemán Lothar Meyer y el ruso Dimitri Mendelejew. Ninguno de ellos conocían los trabajos de Newlands. Lothar Meyer publicó una tabla periódica incompleta que amplió más tarde hasta incluir 56 elementos, en grupos y subgrupos. Observó que se obtenían curvas periódicas al representar diversas propiedades como volúmenes atómicos, puntos de fusión y ebullición, comportamiento electroquímico, etc. Mendelejew, en 1869, presentó su trabajo La relación de las propiedades de los elementos con su peso atómico, en el cual estudia las relaciones entre propiedades físicas y químicas de los elementos y en especial, la valencia y las masas atómicas y encontró una repetición periódica de las propiedades de los elementos y de sus correspondientes compuestos cuando los elementos se ordenaban en orden creciente de sus masas atómicas. Los periodos no tenían siempre la misma longitud, a diferencia de lo supuesto por Newlands, pero en cada uno existía una variación semejante y gradual de las propiedades de los elementos de manera que los elementos de un mismo grupo o familia se correspondían en los sucesivos periodos.

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Sobre esta base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas, Mendelejew publicó su tabla, donde ordenaba todos los elementos conocidos en aquel tiempo, unos 63, de forma que los elementos análogos de cada fa milia aparecían situados en la misma fila horizontal y no como actualmente es costumbre, en la misma columna o grupo. Mendelejew estaba convencido de que la clasificación de elementos que proponía era la correcta y no dudó en dejar vacíos aquellos lugares de la tabla donde no existiese elemento conocido así como invertir el orden de algunos de ellos, como Teluro y Yodo, e incluso suponer dudosas las masas atómicas de algunos elementos. Años más tarde Mendelejew modificó su tabla variando la posición de algunos elementos como consecuencia de valores más exactos de sus masas atómicas.

I

H=1

Li=7

Primera Tabla Periódica de Mendelejew (1869) II III IV V Ti=50 Zr=90 V=51 Nb=94 Cr=52 Mo=96 Mn=55 Rh=104’4 Fe=56 Ru=104’4 Co=59 Pd=106’6 Cu=63’4 Ag=108 Be=9’4 Mg=24 Zn=65’2 Cd=112 B=11 Al=27’4 ¿?=68 Ur=116 C=12 Si=28 ¿?=70 Sn=118 N=14 P=31 As=75 Sb=122 O=16 S=32 Se=79’4 Te=128 F=19 Cl=35’5 Br=80 I=127 Na=23 K=39 Rb=85’4 Cs=133 Ca=40 Sr=87’6 Ba=137 ¿?=45 Ce=92 ¿Er=56 La=94 ¿Yt=60 Di=95 ¿In=75’6 Th=118?

VI ¿?=180 Ta=182 W=186 Pt=197’4 Ir=198 Os=199 Hg=200 Au=197? Bi=210

Tl=204 Pb=207

En 1871, Mendelejew y Meyer propusieron conjuntamente una tabla con ocho columnas obtenida por desdoblamiento de los periodos largos en dos periodos extremos de siete elementos (grupos I al VII, subgrupos a y b) y un grupo central formado por tres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron dispuestos en filas horizontales y los grupos distribuidos en columnas tal como se presenta en los sistemas periódicos modernos. El descubrimiento del Helio, primer gas noble, causó a Mendelejew una gran contrariedad pues el nuevo elemento no encajaba en ningún lugar de la tabla, pero más tarde resultó ser una valiosa y definitiva confirmación de la ley periódica ya que el helio, y los demás gases inertes que se descubrieron seguidamente, constituyeron el grupo 0 de la tabla ubicado en el extremo derecho de ella. Algunos de los huecos dejados por Mendelejew en su tabla periódica, correspondientes a elementos aún desconocidos y que él denominó con el prefijo eka- mas el nombre del elemento de encima, fueron descubiertos aún en vida de Mendelejew, confirmando plenamente sus predicciones. Ejemplo: el eka-silicio era el germanio, (1886).

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Tabla Periódica de Mendelejew y Meyer, modificada (1962) Periodo. I II III

IV

V

VI

VII

Grupo 1 a b 1 H 3 Li 11 Na 19 K 29 Cu 37 Rb 47 Ag 55 Cs 79 Au 87 Fr

Grupo 2 a b

4 Be 12 Mg 20 Ca

Grupo 3 a b

Grupo 4 a b

Grupo 5 a b

Grupo 6 a b

Grupo 7 a b

5 B 13 Al

6 C 14 Si

7 N 15 P

8 O 16 S

9 F 17 Cl

21 Sc 30 Zn

38 Sr

22 Ti 31 Ga

39 Y 48 Ca

56 Ba 80 Hg 88 Ra

(*) Elementos Lantánidos (Tierras Raras) (#) Elementos Actínidos

32 Ge 40 Zr

49 In 57 La (*)

60 Nd 92 U

42 Mo

43 Tc

74 W 83 Bi

64 65 Gd Tb 96 97 Cm Bk

28 Ni 36 Kr

44 Ru

75 Re

106

27 Co

45 Rh

46 Pd

53 I

84 Po

61 62 63 Pm Sm Eu 93 94 95 Np Pu A m

26 Fe 35 Br

52 Te

73 Ta

105

25 Mn 34 Se

51 Sb

82 Pb 104

59 Pr 91 Pa

33 As

50 Sn

81 Tl

24 Cr

41 Nb

72 Hf

89 Ac (#) 58 Ce 90 Th

23 V

Grupo 0 2 He 10 Ne 18 A

Grupo 8

54 Xe 76 Os

77 Ir

78 Pt

85 At 107

66 Dy 98 Cf

86 Rn 108 109 110

67 Ho 99 Es

68 69 70 71 Er Tm Yb Lu 100 101 102 103 Fm Mv No Lw

1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos. Cuando Mendelejew propuso su tabla periódica no sólo dejó algunos espacios vacíos con objeto de que los elementos conocidos se pudieran situar en sus grupos correspondientes, con arreglo a las propiedades químicas que presentaban, sino que predijo que estos lugares vacíos correspondían a elementos aún desconocidos. Mendelejew dio a cada uno de estos elementos por descubrir, un nombre provisional formado por el elemento inmediato superior conocido y un prefijo, tomado del sánscrito (eka=primero, dwi=segundo), que indicaba el número de espacios existentes en la tabla por debajo del elemento de referencia. Como las propiedades de un elemento eran, en general, intermedias entre las de los elementos de encima y debajo de él, pudo establecer las propiedades de los elementos desconocidos así como el carácter químico de sus compuestos. Los elementos desconocidos de la tabla de Mendelejew, 10 en total, fueron posteriormente descubiertos 8 de ellos, entre los que uno se obtuvo artificialmente (el Tecnecio) y los dos restantes no pueden existir puesto que corresponden a dos lugares no vacíos en las tablas periódicas actuales. Tales elementos son: Eka-aluminio Galio Eka-silicio Germanio Eka-boro Escandio Eka-cesio Francio Dwi-cesio no existe Eka-niobio no existe Eka-tántalo Protactinio Dwi-telurio Polonio Eka-manganeso Tecnecio

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Dwi-manganeso

Renio

El descubrimiento de estos elementos y la concordancia extraordinaria entre las propiedades de estos elementos recién descubiertos con las predicciones de Mendelejew contribuyeron a confirmar definitivamente la Ley periódica y dieron un gran valor a la Tabla que fue considerada desde entonces como base de toda sistematización en la química mineral. Sin embargo, Mendelejew no hizo previsión alguna sobre la existencia de los elementos del grupo 0, o Gases Inertes. Tras el descubrimiento del Helio (1895), que fue negado por Mendelejew, y posteriormente del Argón (1894), resultó evidente añadir un nuevo grupo al Sistema Periódico pues los elementos descubiertos no encajaban en los huecos. No obstante, en el nuevo grupo 0 había vacantes para otros tres elementos que fueron encontrados poco después (1898) y son el Neón, el Kriptón y el Xenón. 1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew. La clasificación periódica de los elementos de Mendelejew, aunque constituyó una de las aportaciones teóricas más importantes que ayudaron grandemente al desarrollo de la Química, contiene un cierto número de irregularidades que es importante tener presente a la hora de su estudio: a) El Hidrógeno no tiene un lugar fijo en la tabla. La posición del hidrógeno varía en las distintas formas de tablas periódicas, pues si bien en unas, por sus propiedades lo incluyen entre los no metales (con el grupo de Halógenos) en otras tablas lo incluyen en el grupo I (con el grupo de Alcalinos) debido a su propiedad química de ser reemplazado en los ácidos por los metales. b) La distribución de los elementos no sigue siempre el orden creciente de sus masas atómicas. Para poder agrupar los elementos según sus propiedades, fue necesario en ciertos casos, alterar el orden de pares de elementos colocando delante el de mayor masa atómica. Tal caso ocurre con los pares de elementos siguientes: Argón y Potasio, Cobalto y Níquel, Teluro y Iodo y finalmente Torio y Protactinio. c) La continuidad aparente de los elementos se rompe. La ordenación continua de los elementos en la tabla se rompe en el Lantano (periodo 6º) al que le sigue el Hafnio saltándose 14 elementos (tierras raras) que al no tener cabida en la tabla se colocan como un grupo aparte. Igualmente ocurre con los elementos situados tras el Actinio. d) La Tabla periódica no clasifica correctamente a los elementos por sus valencias. Muchos elementos presentan valencias diversas y una sola de ellas, en general no la más importante, queda destacada al situar el elemento en un lugar determinado de la tabla periódica. Los elementos Cobre, Plata y Oro, están situados en el grupo Ib al lado de los alcalinos, Ia a pesar de que difieren completamente de éstos. Esta colocación destaca la valencia 1 para aquellos elementos a pesar de que el Cobre actúa norma lmente con valencia 2 y el Oro con valencia 3. De manera análoga la tabla periódica ignora la variabilidad de la valencia de otros muchos elementos tal como el Hierro, Manganeso, Cromo, Vanadio, etc.

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e) No existe una frontera definida entre metales y no metales. Tanto en los grupos como en los periodos existe una mezcla de metales y no metales, por ejemplo, el Cloro y el Manganeso están en el mismo grupo VII, el Carbono y el Titanio están en el mismo grupo IV, etc. La división inicial de metales y no metales no queda de manifiesto en la Tabla Periódica. No obstante, esta separación se hace patente en la tabla periódica larga. f) No se establecen relaciones cuantitativas. La ley periódica expresa que las propiedades de los elementos dependen de sus masas atómicas, en general sólo pueden establecerse relaciones cualitativas pero no cuantitativas, ya que éstas no varían de manera uniforme. Mientras las masas atómicas del Cobalto y Níquel difieren sólo en 0'23, las Zinc y el Galio difieren en 4'34, etc. Estas anomalías hacen de la ley periódica de Mendelejew una buena aproximación de la realidad natural de los elementos químicos pero no constituye una expresión exacta de la misma. 1.8. Estudio general de la Tabla Periódica. Los elementos químicos actualmente conocidos se agrupan en 7 periodos (el último incompleto). Los periodos II y III contienen 8 elementos cada uno, los cuales determinan los grupos I al VII y el grupo 0 (gases inertes) de la tabla. En estos dos periodos, la valencia máxima del elemento respecto al oxígeno es igual al número del grupo, pero la valencia respecto al hidrógeno o al cloro, aunque aumenta regularmente hasta el grupo IV, disminuye después hasta llegar al valor unidad para los elementos del grupo VII. Los dos periodos empiezan con un metal alcalino y terminan, tras un halógeno, con un gas inerte del grupo 0, por lo que, de izquierda a derecha, en el orden creciente de pesos atómicos, el carácter metálico va disminuyendo para aumentar, correspondientemente, el carácter no metálico. Las propiedades físicas varían también de una manera uniforme (ejemplo: variación de los volúmenes atómicos y de los puntos de fusión con la masa atómica). El periodo I contiene únicamente dos elementos, el Hidrógeno y el Helio. Cuando el grupo 0 de los gases inertes no se conocía, el Hidrógeno, que estaba antepuesto a todos, no tenía lugar adecuado en la Tabla Periódica y se dejaba aislado o se colocaba en el grupo I con los alcalinos, por la semejanza de fórmulas entre los ácidos y las correspondientes sales alcalinas: HCl y NaCl; HNO3 y KNO3 ; H2 SO4 y Na2 SO4 , etc. Posteriormente se descubrieron los gases inertes y se agregó el grupo 0 por la no reactividad de sus elementos (valencia nula), y el Hidrógeno puede ya tener un puesto propio. Actualmente hay razones para situar el grupo 0 a la derecha de la Tabla por ser cada gas inerte el último elemento de cada periodo, como se verá después con la configuración electrónica. Entonces el Hidrógeno debe anteceder al Helio, lo mismo que los halógenos anteceden a los gases nobles, el Hidrógeno se sitúa actualmente en el grupo VII, puesto que también es más parecido en sus propiedades físicas y químicas a los elementos halógenos que a los metales alcalinos. Los demás periodos comprenden análogamente los elementos que empiezan con un metal alcalino y terminan con un gas noble, con excepción del periodo 7°, que está incompleto. Los periodos IV y V contienen 18 elementos, los cuales para referirlos a los 8 grupos de la Tabla se dividen en un primer subperiodo de 7 elementos (elementos a,

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grupos largos), un subperiodo de 3 elementos muy parecidos que forman parte del gr upo VIII, otro subperiodos de 7 elementos (elementos b, grupos cortos) y finalmente el elemento gas inerte del grupo 0. El periodo VI contiene 32 elementos pero 14 de ellos, dispuestos secuencialmente y de propiedades físicas y químicas prácticamente iguales, no tienen cabida en la Tabla y han de colocarse fuera de ella (son los llamados elementos de las tierras raras, los cuales siguen al Lantano, por lo que también se llaman Lantánidos), y los 18 elementos restantes pueden distribuirse de conformidad a sus propiedades, como los elementos de los periodos cuarto y quinto, con los que se corresponden. Finalmente, el periodo VII está incompleto, pues si por analogía se supone que debe contener 32 elementos, como el sexto periodo, solamente se conocen 17 elementos, de los que los 11 últimos que siguen al Uranio, han sido producidos artificialmente desde 1940 por reacciones nucleares y han resultado de vida efímera. Hasta esta fecha en que la Tabla Periódica terminaba en el Uranio, los 6 elementos que entonces comprendía el séptimo periodo, se situaban en los subgrupos a de la tabla, pero actualmente hay motivos para situar fuera de la misma, los elementos que siguen al actinio, (Actínidos), de manera análoga a los Lantánidos del sexto periodo con los cuales pueden relacionarse. Los elementos distribuidos en estos siete periodos, quedan a su vez clasificados 9 columnas o grupos que a partir del cuarto periodo se subdividen, como ya se ha indicado, en dos subgrupos a y b, que comprenden elementos químicamente análogos o congéneres. Los elementos de los periodos segundo y tercero, determinantes de los grupos, por lo que se denominan a veces como elementos tipo, son más parecidos a los elementos de uno de los subgrupos que a los del otro, en especial los elementos de los grupos extremos. Los elementos tipo de los grupos I y II son muy análogos a los elementos de los subgrupos a, mientras que los elementos tipo de los grupos III al VII son muy parecidos a los elementos de los subgrupos b. Los elementos de los subgrupos a y b situados en un mismo grupo no tienen muchas semejanzas en sus propiedades física y químicas. Sólo en los grupos III y IV la semejanza de propiedades es algo mayor. La coincidencia de elementos dispares en el mismo grupo (por ejemplo, los halógenos y la familia del manganeso o anfígenos y la familia del Cromo) pueden evitarse desplegando la Tabla Periódica de Mendelejew en una nueva tabla periódica de 18 columnas (determinadas por los elementos de los periodos IV y V) con lo cual, los subgrupos a y b quedan alejados. Este tipo de tabla se conoce como Tabla Larga, en oposición a la tabla corta que hemos estudiado. El modo de relacionarse los elementos de los tres primeros periodos, ahora incompletos, con las 18 columnas de la tabla larga, da lugar a distintas formas de la misma, si bien en todas ellas se mantiene, en general, la designación de grupos y subgrupos establecida en la tabla corta. El lugar o puesto que ocupa cada elemento químico en la tabla periódica, se conoce como número atómico del correspondiente elemento que coincide con el número de protones de su núcleo o electrones en su átomo neutro.

2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS Los trabajos de Mendelejew y de Meyer de clasificar los elementos químicos en grupos de propiedades semejantes, que concluyeron con el establecimiento de la Tabla

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Periódica, se realizaron antes de conocerse la estructura atómica de sus átomos. La clasificación se hizo basándose en las propiedades físicas (Meyer) o basándose en las propiedades químicas (Mendelejew). Pero fue después Moseley, discípulo de Rutherford, quien en 1912 condujo al actual sistema periódico, al ordenar los elementos, no por su masa atómica, sino por su número atómico creciente. Se basó en un experimento senc illo que consistía en exponer los distintos elementos a la acción de los rayos catódicos (constituidos por un flujo de electrones). Los elementos emitían a su vez unas radiaciones electromagnéticas, denominadas rayos X. Se obtenía así el espectro de rayos X de cada uno de esos elementos. Sistema Periódico Largo I II III IV V VI VII

1a 1 H 3 LI 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr

2a

4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra

3ª

21 Sc 39 Y 57 La * 89 Ac *

4a

22 Ti 40 Zr 72 Hf 104 Ku

5a

6ª

7a

23 V 41 Nb 73 Ta 105 Ha

24 Cr 42 Mo 74 W

25 Mn 43 Tc 75 Re

58 Ce 90 Th

59 Pr 91 Pa

60 Nd 92 U

8

1b

2b

3b

4b

5b

6b

7b

6 C 14 Si 31 Ge 50 Sn 82 Pb

7 N 15 P 33 As 51 Sb 83 Bi

8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po

9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At

0 2 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn

67 Ho 99 Es

68 Er 100 Fm

69 Tm 101 Md

70 Yb 102 No

71 Lu 103 Lw

26 Fe 44 Ru 76 Os

27 Co 45 Rh 77 Ir

28 Ni 46 Pd 78 Pt

29 Cu 47 Ag 79 Au

30 Zn 48 Cd 80 Hg

5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl

61 Pm 93 Np

62 Sm 94 Pu

63 Eu 95 Am

64 Gd 96 Cm

65 Tb 97 Bk

66 Dy 98 Cf

*

*

Lantánidos

** Actínidos

Moseley observó que la frecuencia de una raya determinada del espectro de rayos X dependía de un número entero cuyo valor aumentaba de uno en uno, según el número de orden del elemento en la tabla periódica (o número atómico). De esto se dedujo que ese número atómico sería igual al número de cargas eléctricas del núcleo. Esta correspondencia entre la frecuencia ν, y el número atómico Z, la obtuvo experimentalmente porque al representar ν frente a Z resultaba una línea recta. Este hecho le llevó a pensar que el número atómico estaba en íntima conexión con el comportamiento del átomo y que, por tanto, resultaría más conveniente ordenar los elementos según su carga nuclear. El éxito de esta idea fue completo pues con la nueva tabla periódica se corrigieron las anomalías existentes en la tabla de Mendelejew. Los elementos FIG. 1 de propiedades parecidas se colocaron en la misma columna y después de algunas variaciones en la forma se llegó a la Tabla o Sistema Periódico actual, de Werner, o Sistema Periódico La rgo, que consta de 18 columnas (familias o grupos) y de siete periodos (líneas horizo ntales). La importancia de la clasificación periódica es enorme, pues permite deducir muchas propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico. 10/ 24

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Oposiciones Secundaria – Física y Química Temario Específico – Tema 40

Será necesario saber ahora cómo se van disponiendo los electrones en los átomos siguiendo el orden creciente de sus números atómicos. Es decir, conocer la configuración electrónica de un determinado átomo dado su número atómico. Para ello, consideraremos que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos a los del hidrógeno, aunque no sean idénticos. Para construir la configuración electrónica de los átomos en su estado normal o fundamental (el de menor energía), se aplica el proceso de construcción que se basa en los siguientes principios o postulados: 2.1. Principio de mínima energía. En el átomo en estado normal los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía. Estos niveles energéticos se conocen a partir de los datos experimentales suministrados por los espectros atómicos, siguiendo, por su contenido creciente de energía, el orden que se expresa a continuación: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 6s < 4f < 5d < 6p Hay que destacar que para un mismo valor de n (número cuántico principal), el orden energético de los orbitales es s