Enlace iónico y covalente

Enlace químicoLa teoría del enlace químico explica el origen de los enlaces entre dos o más átomos y permite calcular las energías involucradas en la formación de esos enlaces. Para simplificar, puedes reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico.Los enlaces formados entre dos elementos cualesquiera, ocurren entre electrones, específicamente entre electrones que se encuentran en la última capa de cada elemento. Dichos electrones reciben el nombre de electrones de valencia.Para ilustrar un elemento con sus electrones de valencia, se utiliza una estructura llamada estructura de Lewis, que indica precisamente sólo los electrones de la última capa del átomo.Por ejemplo: La estructura de Lewis para el H es: , lo que indica que tiene sólo un electrón. La estructura de Lewis para C, el cual tiene un z=6, y, por tanto, cuatro electrones en su   última capa, es:Ejercicio: Establece la estructura de Lewis para los elementos: Li, B, O y N.La reactividad de un elemento depende, en términos generales, de cuántos electrones tenga para completar su configuración electrónica, o sea para alcanzar la configuración de cualquier gas noble, es decir con todos los orbitales completos. De acuerdo a ello, y para simplificar la cuenta de electrones, cualquier átomo que tenga orbitales p incompletos debe cumplir con la regla del octeto,es decir ocho electrones en su último nivel. Para el H y He se cumple con la regla de dueto: dos electrones en el último nivel. El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre sí y también entre los núcleos. El modelo más simple es el enlace iónico. Para que un enlace sea iónico debe existir una apreciable diferencia de electronegatividad, de modo que uno de los átomos atraiga con más fuerza un electrón y ambos quedan cargados. De este modo, este modelo de enlace supone que ambos iones se comportan como cargas puntuales e interaccionan de acuerdo a la ley de Coulomb. Este tipo de enlaces es típico de moléculas formadas por un elemento del grupo 7A (halógenos) y un elemento del grupo 1A (alcalinos). Los halógenos son muy electronegativos porque les falta sólo un electrón para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. Esto hace que atraigan un electrón del elemento alcalino. Los alcalinos tienen un electrón en la última capa, y lo liberan fácilmente para cumplir con la regla del octeto. Ambos elementos quedan cargados: el halógeno negativo y el alcalino, positivo:

Figura 1: Esquema de formación de un enlace iónico

El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se distribuyen espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un papel mural, pero dispuestos de manera tridimensional.

Figura 2: Sólido cristalino ordenado producto del enlace iónico

En un compuesto iónico hay un completo balance de la carga eléctrica. Así por ejemplo, si se dispone de iones aluminio (III) (Al+3) y óxido (O-2), la condición de electroneutralidad se puede expresar de este modo: si en un cristal de óxido de aluminio hay iones Al3+ y iones O2-, entonces para que exista neutralidad deberán existir dos iones Al3+ y tres iones O2- en el compuesto sólido Al2O3.

La principal característica de un enlace covalente es que en él se comparten los electrones desapareados de la capa de valencia, de modo que cada elemento que participa en el enlace cumple con la regla del octeto. Este enlace es típico de moléculas diatómicas como H2. En este caso, cada uno de los átomos posee un electrón de valencia y la interacción de ambos electrones desapareados para formar la molécula H2 puede ser representada mediante la estructura , en la cual se cumple la regla de dueto.

Si observamos el agua, vemos que el oxígeno tiene seis electrones de valencia,  de los cuales dos están apareados en el orbital s, mientras que el orbital p tiene electrones apareados y dos desapareados. Estos últimos participarán en el enlace covalente que se formará con el H, que sólo tiene un electrón de valencia. 

Figura 3: Esquema de un enlace covalente

Existen dos tipos de enlace covalentes:

1. Enlace covalente apolar, que se produce entre moléculas de similar electronegatividad como, por ejemplo, en las moléculas de hidrocarburos, donde la electronegatividad del hidrógeno y del carbono es similar, formando un compuesto sin polos. Las moléculas homonucleares (de igual átomo) forman enlaces apolares, debido a que tienen igual electronegatividad.

2. Enlace covalente polar: se forma entre moléculas de diferente electronegatividad, lo que hace que los electrones se orienten más hacia un átomo que hacia el otro; esto crea una densidad de electrones mayor en un átomo y forma, por tanto, un polo.

3. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero los electrones compartidos los aporta un solo átomo. Por ejemplo, la formación de ión amonio (NH4+). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como H+, el cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.

Figura 4: Representación de los enlaces

La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace.

El enlace H-H en la molécula de H2 se forma por el traslape de los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen entre sí, pero aumenta la atracción de los núcleos por los electrones. Esta atracción es mayor que la repulsión, por lo que la energía potencial es negativa. El sistema es más estable cuando la energía potencial es mínima, lo que se logra cuando existe el máximo contacto entre las dos nubes electrónicas, y por lo tanto, ocurre cuando se ha formado la molécula de H2.

Propiedades periódicas

De acuerdo con la Ley Periódica, las propiedades de los elementos varían en forma periódica en relación con el número atómico. Es así  que a lo largo de un mismo período las propiedades físicas y químicas que presentan los diferentes elementos se modifican en forma gradual.

Aumento de la carga nuclear y efecto de apantallamiento

Los electrones de los elementos pertenecientes al mismo período se distribuyen en el mismo número de niveles principales de energía. Al aumentar el número atómico a lo largo de un período, aumenta el número de protones, y por lo tanto se incrementa la atracción del núcleo positivo por los electrones más externos. A esta situación se la denomina efecto de aumento de la carga nuclear, y puede indicarse que a lo largo de un período, a mayor número atómico (Z) mayor atracción del núcleo por los electrones.

A lo largo de un grupo, es decir de arriba hacia abajo en la tabla periódica, a mayor número atómico (Z) aumentan los niveles de energía, y por lo tanto los electrones más externos se encuentran menos atraídos por el núcleo ya que están más alejados de éste. Además, las capas intermedias de electrones disminuyen la atracción entre el núcleo y los electrones exteriores: este fenómeno se denomina efecto de apantallamiento de los electrones intermedios. Conclusión: a lo largo de un grupo, a mayor número atómico menor atracción del núcleo por los electrones externos, debido a los efectos de aumento del número de niveles de energía y de apantallamiento.

Carácter metálico

El carácter metálico se relaciona con la tendencia de un elemento a perder electrones; los metales tienden a perder electrones, mientras que los no metales tienden a ganarlos.

Los elementos del grupo 17 o VIIA, por ejemplo, son no metales típicos, ya que su configuración electrónica externa es ns2np7, y tenderán a tomar un electrón para lograr la configuración electrónica externa del gas noble más cercano. Los elementos del grupo 1 o IA son metales característicos, ya que tienden a perder el electrón más externo con facilidad.

A lo largo de un período, por efecto de la carga nuclear, a mayor número atómico los electrones están más atraídos por el núcleo, por lo que disminuye el carácter metálico. A lo largo de un grupo, debido a los efectos de apantallamiento y de aumento de niveles de energía, a mayor número atómico los electrones están menos atraídos por el núcleo, por lo que aumenta el carácter metálico.

Radio atómico

¿Cuál es el tamaño de un átomo?

Para determinarlo, se define la distancia promedio entre el núcleo y el electrón más externo del átomo. Experimentalmente, se calcula como la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos de una sustancia simple que forma moléculas diatómicas. El valor obtenido se denomina radio atómico y se mide en angstrom o nanómetros (nm). También se utiliza el pm (picometro, 1 pm=10-12 m)

 

Dentro de un grupo el radio atómico aumenta hacia abajo, ya que a mayor Z, los electrones se distribuyen en más niveles de energía. En cambio, a lo largo de un período, a medida que el valor de Z crece, aumenta la carga eléctrica positiva del núcleo y esto genera una atracción mayor para con los electrones externos. Debido a esto, el radio atómico disminuye en la medida que Z es mayor. Resumiendo: en un grupo, el radio atómico es directamente proporcional al valor de Z pero en un período, el radio atómico es inversamente proporcional al valor de Z.

Energía de ionización

Se define como la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido de un átomo gaseoso en su estado de menor energía. Cuando esto ocurre, se forma un ion monopositivo.

Las energías de ionización de los elementos de un período aumentan a mayor número atómico (Z), ya que al aumentar la carga del núcleo hace que el electrón más externo se encuentre más atraído por el núcleo y, por lo tanto, habrá que entregar mayor cantidad de energía para arrancarlo. A lo largo de un grupo, la energía de ionización disminuye con el aumento del número atómico (Z), ya que el electrón externo está cada vez menos atraído por el núcleo debido al aumento de los niveles de energía y al mayor efecto de apantallamiento ejercido por los electrones de las capas intermedias. La energía de ionización puede vincularse mediante una proporcionalidad inversa con el radio atómico: a menor radio atómico, mayor energía de ionización, por el contrario a mayor radio atómico, menor energía de ionización.

Electronegatividad y Enlace Químico

¿Qué relación existe entre electronegatividad y enlace químico?

La electronegatividad es útil para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

La diferencia de electronegatividades que hay entre los elementos que se unen determina el tipo de unión química o enlace que se ha de formar.

La electronegatividad es una medida de tendencia que tienen los átomos de atraer los electrones de un enlace. Linus Pauling fue quien confeccionó una escala de electronegatividades para los elementos. Esta escala no tiene unidades y el maximo valor (4) corresponde al elemento más electronegativo.

Algo más:

Electronegatividad

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo. La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electronegatividad, desarrolló esta escala en 1932.
Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas ni medidas. Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el flúor. Al francio, el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor de 0,7. A todos los elementos restantes se les dio un valor entre estos dos extremos.
En un grupo la tendencia a perder electrones aumenta a medida que bajamos en el grupo. Los electrones estarán más lejos del núcleo cuanto más abajo nos encontremos en el grupo, resultará más fácil que los pierda y más difícil que los gane. La electronegatividad disminuye al bajar en el grupo.
En un período la tendencia a perder electrones disminuye a medida que avanzamos en el período, los electrones se encuentran más unidos al núcleo. Por tanto, a medida que avanzamos aumentará la tendencia a ganar electrones más que a perderlos y aumentará la electronegatividad.

¿Qué es un enlace químico?

Podríamos definirlo como la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula. Se puede expresar gráficamente de la siguiente manera:

En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.
Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia).
Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.
En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.

Gases nobles

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

Electrones de Valencia

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia o grupo (que corresponden a las 18 divisiones verticales) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana.
Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos IA (o grupo 1) y IB (o grupo 11); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos IIA y IIB (o grupos 2 y 12), y cuatro para los elementos de los grupos IVB y IVA (o grupos 4 y 14).

Todos los átomos de los gases nobles (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia, excepto el helio, que tiene dos. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles.

Esta configuración electrónica de los gases nobles les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.

Regla del octeto

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, semejante a la de un gas noble (ocho electrones), esta configuración les proporciona gran estabilidad.

Estructura o Notación de Lewis

La notación o estructura de Lewis es una representación gráfica que muestra la cantidad de electrones de valencia que hay en el último orbital.

La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, la cantidad de electrones de valencia se representan con puntos alrededor del elemento químico (símbolo), por ejemplo:

Tabla periódica

Evolución de la Tabla periódica

Aunque Dmitri Mendeleiev es considerado a menudo el "padre" de la tabla periódica, su estructura actual es el fruto del trabajo de muchos científicos.

Los orígenes:

Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de los elementos individuales. Aunque elementos como oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento tuvo lugar en 1669 cuando Hennig Brand descubrió el fósforo. 

Durante los siguientes 200 años, se adquirió un gran conocimiento sobre las propiedades de los elementos y de sus compuestos. En 1869, habían sido descubiertos un total de 63 elementos. Como el número de elementos conocidos iba creciendo, los científicos empezaron a buscar patrones en sus propiedades y a desarrollar esquemas para su clasificación.

Ley de las tríadas

En 1817 Johann Dobereiner  observó que el peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario, elementos que poseen propiedades químicas similares.

En 1829, tras descubrir la tríada de halógenos compuesta por cloro, bromo y yodo, y la tríada de metales alcalinos litio, sodio y potasio, propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada (la Ley de Tríadas).

Esta nueva idea de tríadas se convirtió en un área de estudio muy popular. Entre 1829 y 1858 varios científicos (Jean Baptiste Dumas, Leopold Gmelin, Ernst Lenssen, el von de Max Pettenkofer, y J.P. Cooke) encontraron que estos tipos de relaciones químicas se extendían más allá de las tríadas.

Durante este tiempo se añadió el flúor al grupo de los halógenos; se agruparon oxígeno, azufre, selenio y teluro en una familia mientras que nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto fueron clasificados en otra.

Las investigaciones llevadas a cabo presentaban la dificultad de que no siempre se disponía de valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de regularidades.

El tornillo telúrico

Primeros intentos de diseño de una tabla periódica:

Si una tabla periódica se considera como una clasificación de los elementos químicos que demuestran la periodicidad de las propiedades físicas y químicas, habría que atribuir la primera tabla periódica (publicada en 1862) al geólogo francés, A.E. Beguyer de Chancourtois.

De Chancourtois dispuso los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos sobre una curva helicoidal en el espacio, de manera que los puntos que se correspondían sobre las sucesivas vueltas de la hélice, diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos, estaban situados en tales puntos, lo que sugería una repetición periódica de las propiedades. Esta disposición se conoce como tornillo telúrico.

Esto llevó a Chancourtois a proponer que las propiedades de los elementos son las propiedades de los números. De Chancourtois fue el primero en observar que las propiedades se repetían cada siete elementos, y usando esta representación pudo predecir la estequiometría de varios óxidos metálicos. Desgraciadamente, incluyó en su clasificación algunos iones y compuestos además de los elementos.

Ley de las Octavas

John Newlands, un químico inglés, redactó un trabajo en 1863 en el que clasificaba los 56 elementos estableciendo 11 grupos basados en propiedades físicas similares y mencionaba que en muchos pares de elementos similares existían diferencias en la masa atómica relacionadas con algún múltiplo de ocho.

En 1864 Newlands publicó su versión de la tabla periódica y propuso la Ley de las Octavas (por analogía con los siete intervalos de la escala musical). Esta ley establecía que un elemento dado presentaría unas propiedades análogas al octavo elemento siguiendo la tabla.

Meyer y Mendeleiev

¿Quién es creador de la tabla periódica?

Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer  o el ruso Dmitri Mendeleiev.

Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta.

En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.

Dmitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), el menor de 17 hermanos, nació en el pueblo Siberiano de Tobolsk donde su padre era profesor de literatura rusa y filosofía (Mendeleiev en 1904).

Mendeleiev no fue considerado un buen estudiante en su juventud en parte debido a su aversión por las lenguas clásicas, que eran un requisito educativo importante en aquel momento, aunque sí mostró destreza para las matemáticas y la ciencia.

Tras la muerte de su padre, se trasladó a S. Petersburgo para estudiar en la universidad, graduándose en 1856. Mendeleiev impresionó tanto a sus instructores que le fue ofrecido un puesto para enseñar química. Tras pasar los años 1859 y 1860 en Alemania ampliando sus estudios retornó a su puesto de profesor en el que estuvo hasta 1890. 

En este periodo escribió un libro de texto sobre química inorgánica, Principios de Química, que tuvo trece ediciones (la última en 1947) en el que organizaba los elementos conocidos en familias que presentaban propiedades similares. La primera parte del texto se consagró a la química, bien conocida, de los halógenos.

Luego, comenzó con la química de los elementos metálicos ordenándolos según su poder de combinación: metales alcalinos primero (poder de combinación de uno), los alcalinotérreos (dos), etc. Sin embargo, era difícil clasificar metales como cobre y mercurio que a veces presentaban valor 1 y otras veces 2.

Mientras intentaba buscar una salida a este dilema, Mendeleiev encontró relaciones entre las propiedades y los pesos atómicos de los halógenos, los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, concretamente en las series Cl-K-Ca, Br-Rb-Sr y I-Cs-Ba. En un esfuerzo por generalizar este comportamiento a otros elementos, creó una ficha para cada uno de los 63 elementos conocidos en la que presentaba el símbolo del elemento, su peso atómico y sus propiedades físicas y químicas características.

Cuando Mendeleiev colocó las tarjetas en una mesa en orden creciente de pesos atómicos disponiéndolas como en un solitario quedó formada la tabla periódica. En 1869 desarrolló la ley periódica y publicó su trabajo Relación de las Propiedades de los Elementos y sus Pesos Atómicos. La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

En el momento que Mendeleiev desarrolló su tabla periódica, las masas atómicas experimentalmente determinadas no siempre eran exactas, y reordenó de nuevo los elementos a pesar de sus masas aceptadas. Por ejemplo, cambió el peso del berilio de 14 a 9. Esto colocó al berilio en el Grupo 2 encima del magnesio cuyas propiedades se parecían más que donde se había colocado antes (encima del nitrógeno).

En total Mendeleiev tuvo que mover 17 elementos a nuevas posiciones para poner sus propiedades en correlación con otros elementos. Estos cambios indicaron que había errores en los pesos atómicos aceptados de algunos elementos y se rehicieron los cálculos para muchos de ellos.

Sin embargo, aún después de que las correcciones fueron hechas, algunos elementos todavía necesitaron ser colocados en un orden diferente del que se deducía de sus pesos atómicos. A partir de los huecos presentes en su tabla, Mendeleiev predijo la existencia y las propiedades de elementos desconocidos que él llamó eka-aluminio, eka-boro, y eka-silicio.

Más tarde se descubrieron el galio, el escandio y el germanio coincidiendo con sus predicciones. Además del hecho que la tabla de Mendeleiev se publicó antes que la de Meyers, su trabajo era más extenso, prediciendo la existencia de otros elementos no conocidos en ese momento.

Un nuevo grupo de elementos

Descubrimiento de los Gases Nobles

En 1895 Lord Rayleigh informó del descubrimiento de un nuevo elemento gaseoso, llamado argón, que resultaba ser químicamente inerte. Este elemento no encajaba en ninguno de los grupos conocidos de la tabla periódica.En 1898, William Ramsey sugirió que el argón se colocara entre el cloro y el potasio en una familia con el helio, a pesar del hecho de que el peso atómico del argón era mayor que el del potasio. Este grupo fue llamado "grupo cero" debido a la valencia cero de estos elementos. Ramsey predijo con precisión el descubrimiento futuro del neón y sus propiedades.

El número atómico como criterio de ordenación

La estructura atómica y la tabla periódica

Aunque la tabla de Mendeleiev demostró la naturaleza periódica de los elementos, la explicación de por qué las propiedades de los elementos se repiten periódicamente tuno que esperar hasta el siglo XX.

En 1911 Ernest Rutherford  publicó sus estudios sobre la emisión de partículas alfa por núcleos de átomos pesados que llevaron a la determinación de la carga nuclear. Demostró que la carga nuclear en un núcleo era proporcional al peso atómico del elemento.

También en 1911, A. van der Broek propuso que el peso atómico de un elemento era aproximadamente igual a la carga. Esta carga, más tarde llamada número atómico, podría usarse para numerar los elementos dentro de la tabla periódica.

En 1913, Henry Moseley publicó los resultados de sus medidas de las longitudes de onda de las líneas espectrales de emisión de rayos X observando que la ordenación de los elementos por estas longitudes de onda coincidía con la ordenación obtenida con el criterio de los números atómicos.

Con el descubrimiento de isótopos de los elementos, se puso de manifiesto que el peso atómico no era el criterio que marcaba la ley periódica como Mendeleiev, Meyers y otros habían propuesto, sino que las propiedades de los elementos variaban periódicamente con número atómico.

La pregunta de por qué la ley periódica existe se contestó gracias al conocimiento y comprensión de la estructura electrónica de los elementos que comenzó con los estudios de Niels Bohr sobre la organización de los electrones en capas y con los descubrimientos de G.N. Lewis sobre los enlaces de pares de electrones.

Descubrimiento

La tabla periódica moderna

Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son el resultado de los trabajos de Glenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su descubrimiento del plutonio en 1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102.

Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.

En las tablas escolares suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masa atómica de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datos sobre los elementos.

Bloque "s": La configuración electrónica externa es ns1 ns2, formado por H y los grupos IA y IIA de los elementos representativos.

Bloque "p": La configuración electrónica externa es ns2npx, donde x varía entre 1 y 6. Formado por los grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA de los elementos representativos.

Bloque "d": La configuración electrónica finaliza en un subnivel d; formado por todos los elementos de transición, grupos IB al VIIIB, (3 a 12)

Bloque "f": La configuración electrónica finaliza en un subnivel f, formado por todos los elementos de transición interna.

Descripción de la Tabla Periódica

Los elementos se hallan distribuidos:

• En 7 filas denominadas Periodos.
• En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos: 8 grupos A y 8 grupos B.

Períodos:

• Son las filas horizontales.
• Nos indica el último nivel de energía del elemento.
• Existen 7 periodos o niveles.

Grupos:

• Son agrupaciones verticales.
• Nos indican que poseen propiedades químicas semejantes debido a que poseen los mismos electrones de valencia.
• En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.

Grupo A:

• Están situados a los extremos de la tabla periódica.
• Nos indican el número de electrones de la última capa y se presentan en números romanos.
• Terminan en el subnivel “s” y “p”.

Grupo B

• Están situados en la zona central de la tabla periódica.
• El número de electrones de la última capa no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable.
• La configuración electrónica termina en el subnivel “d”.
• Los elementos de transición interna: llamados tierras raras, su configuración electrónica termina en “f”
• Tienen 8 grupos. El grupo VIIIB tiene 3 casilleros.

El número atómico y el número másico

La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento Hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1, los de helio tienen 2 protones y Z =2, los de litio, 3 protones y Z = 3,…

Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z.

El número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.

 

En el ejemplo, tendríamos un átomo del elemento neón, con 10 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza (es neutro). Tendría también: 22-10 = 12 neutrones.

La estructura del átomo

La noción de átomo es una idea atractiva y muy antigua propuesta por los pensadores de la Antigua Grecia, alrededor del siglo V a.C.. La palabra átomo, en el lenguaje de los pensadores griegos, hace referencia a una porción de materia, un fragmento imposible de ser dividido en partes más pequeñas. (La palabra átomo viene del griego “a” que significa “sin” y de “tomon” que quiere decir “corte” o “cortar” ósea que significaría algo así como “sin corte” lo cual hace referencia a que es la partícula más pequeña más pequeña que se conocía y era indivisible).

Tuvieron que transcurrir casi dos milenios y medio (año 1900), y acumularse gran cantidad de evidencias, para convencer a la comunidad científica de la existencia de los átomos. Entre otras cosas se descubrió que estos están conformados por partículas más pequeñas llamadas subatómicas. Un cambio importante en la concepción que los griegos tenían del átomo.

Precisamente en 1897, se descubrió la primera partícula subatómica, al investigar el paso de la electricidad por una mezcla de gases. Estos estudios comenzaron en 1855 con el desarrollo de un dispositivo por parte del físico alemán Julius Plucker, luego mejorado por el químico inglés William Crookes, y llamado entonces tubo de Crookes.

Este dispositivo consistía en un tubo de vidrio alargado y cerrado que en su interior contenía gases a baja presión. Tenía también dos placas metálicas o electrodos ubicados en sus extremos que al ser conectados a una fuente de alto voltaje eléctrico, generaban un haz luminoso que recorría el tubo.

Crookes denominó cátodo a la placa de la cual partía el haz, al que llamó rayo catódico. Este rayo se desplazaba en línea recta pero podía ser desviado si a las paredes del tubo se acercaban imanes o cuerpos cargados eléctricamente. Este fenómeno sugería que los rayos catódicos estaban constituídos por pequeñisimas partículas con carga eléctrica negativa. Ese mismo año el inglés Joseph Thomson demostró la idea de Crookes y estableció la relación entre la carga y la masa de estas partículas llamadas electrones. En 1909, el estadounidense  Robert Millikan calculó el valor de la masa de un electrón que es casi 2000 veces menor que la del átomo más liviano, el hidrógeno. Así quedo descartada la idea de que el átomo era el fragmento más pequeño de materia, la evidencia mostraba al electrón como una partícula subatómica.

Actividades:

1.- Investigar sobre la vida de William Crookes

2.- ¿Cuál fue la primera partícula subatómica descubierta?

3.- Describan y esquematicen las partes fundamentales de un tubo de rayos catódicos.

4.- ¿Qué evidencias demuestran que los átomos están formados por partículas?

5.- Explicar qué es una corriente eléctrica.

6.- ¿Qué efectos tiene un campo magnético sobre una corriente eléctrica?