Definiciones Básicas de Química

  • Átomo: Constituido principalmente por 3 partículas subatómicas (protón, neutrón y electrón). Se diferencian por el número de protones que poseen, cantidad que permanece invariable.
  • Protón: Partícula subatómica de carga positiva ubicada en el núcleo del átomo.
  • Neutrón: Partícula subatómica sin carga ubicada en el núcleo del átomo.
  • Elemento químico: Se conocen 118 elementos químicos en total; 92 son de origen natural, y los de mayor número de protones se obtienen de forma sintética. Se identifican por el número de protones que poseen.
  • Número atómico: Es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo y se representa con la letra “Z”. Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones, y este valor nos lo da Z.
  • 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”.
  • Isótopo: Todos los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferentes números de masa (A) se denominan isótopos. En 1912, J. J. Thomson dedujo que el 90% de los átomos tenían una masa determinada y que los átomos restantes eran un 10% más pesados.
  • Masa isotópica: Es la masa atómica relativa de un isótopo. Se mide en un espectrómetro de masas, para ello se fija convencionalmente una unidad, llamada unidad de masa atómica (UMA).
  • Masa atómica: Es la media de las masas isotópicas, ponderada de acuerdo con las abundancias en la naturaleza de los isótopos del elemento. En un valor medio ponderado, debemos dar más importancia a la cantidad que representa al isótopo con mayor abundancia.

Historia y Evolución de la Tabla Periódica

En el siglo XIX, cuando aún no se conocía la estructura del átomo, algunos químicos desarrollaron las primeras tablas periódicas ordenando los elementos por la masa atómica. Ya en 1864, John Newlands observó que, si ordenaba los elementos de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes.

En 1869, Mendeleev y Meyer, basándose en la repetición periódica y regular de sus propiedades, propusieron una mejor organización para los elementos. Esta nueva agrupación tuvo una gran aceptación y para el año 1900 ya se habían incluido 30 elementos más.

La tabla anterior tenía incongruencias, como que el peso del argón fuera mayor al del potasio. Estas discrepancias se disiparon con el descubrimiento de Henry Moseley en 1913, quien encontró una correlación entre el número atómico y la frecuencia de los rayos X. Moseley descubrió además que el aumento del número atómico concordaba con el de la masa atómica, haciendo que la tabla se reestructurara según lo que hoy se conoce como la Ley de Periodicidad: “Las propiedades químicas y físicas de los elementos son una función periódica de su número atómico”.

Características Esenciales de la Tabla Periódica Moderna

Uno de sus propósitos es suministrar información valiosa, agrupando los elementos de manera útil. A continuación, se detallan los aspectos más importantes:

  1. En la tabla están representados todos los elementos químicos conocidos, con su nombre, símbolo químico, número atómico, masa atómica, número de electrones por orbital, número de isótopos, etc.
  2. Todos los elementos químicos se encuentran ordenados horizontalmente en orden creciente de su número atómico, el cual representa el número de protones del núcleo de su átomo y el de electrones que se encuentran en la envoltura electrónica.
  3. A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como “grupos”.

    Grupos Principales de la Tabla Periódica

    • Grupo 1 (IA): Metales alcalinos
    • Grupo 2 (IIA): Metales alcalinotérreos
    • Grupo 3 (IIIB): Familia del Escandio
    • Grupo 4 (IVB): Familia del Titanio
    • Grupo 5 (VB): Familia del Vanadio
    • Grupo 6 (VIB): Familia del Cromo
    • Grupo 7 (VIIB): Familia del Manganeso
    • Grupo 8 (VIIIB): Familia del Hierro
    • Grupo 9 (VIIIB): Familia del Cobalto
    • Grupo 10 (VIIIB): Familia del Níquel
    • Grupo 11 (IB): Familia del Cobre
    • Grupo 12 (IIB): Familia del Zinc
    • Grupo 13 (IIIA): Térreos (o Grupo del Boro)
    • Grupo 14 (IVA): Carbonoideos
    • Grupo 15 (VA): Nitrogenoideos
    • Grupo 16 (VIA): Calcógenos o Anfígenos
    • Grupo 17 (VIIA): Halógenos
    • Grupo 18 (VIIIA): Gases Nobles
  4. Ciertas agrupaciones de elementos tienen nombres especiales.

    Agrupaciones Especiales de Elementos

    • Metales alcalinos: Todos los elementos que se encuentran en el grupo 1, con excepción del hidrógeno, de difícil ubicación en la tabla.
    • Metales alcalinotérreos: Todos los elementos del grupo 2.
    • Halógenos: Todos los elementos del grupo 17.
    • Gases nobles: Todos los elementos del grupo 18.
    • Elementos de transición: Todos los elementos de los grupos 3 al 12.
    • Elementos lantánidos: Elementos con número atómico desde el 57 al 71.
    • Elementos actínidos: Elementos con número atómico desde el 89 al 103.
  5. La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.

    Bloques de la Tabla Periódica

    • Bloque s: Son aquellos situados en los grupos 1 y 2, incluyendo al helio.
    • Bloque p: Son aquellos situados en los grupos 13 a 18, excluyendo al helio.
    • Bloque d: Son aquellos situados en los grupos 3 a 12.
    • Bloque f: Son dos series, una comenzando a partir del elemento lantano y la otra a partir del actinio; por ello, a los elementos de estas series se les llama lantánidos y actínidos.
  6. Otra gran división de la tabla periódica es la que se refiere a metales, no metales y metaloides.

Propiedades Periódicas de los Elementos

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la tabla periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y períodos de esta.

  1. Tamaño de los átomos: Radio atómico. Es la distancia al núcleo que comprende el 95% de la densidad de carga electrónica. Sin embargo, lo único que se puede medir es la distancia entre los núcleos de átomos adyacentes (distancia internuclear).
    • Radio covalente: Es la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente simple.
    • Radio metálico: Para los metales, se define como la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos contiguos del metal sólido cristalino.
    • Radio iónico: Está basado en la distancia existente entre los núcleos de iones unidos por un enlace iónico.
  2. Energía de ionización: Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débilmente retenido y formar un catión.
    • Alcalinos: Los elementos del Grupo 1 poseen la menor energía de ionización.
    • Gases Nobles: Poseen la mayor energía de ionización, ya que su última capa está completa.
    • Grupo del Boro: Boro, Aluminio, Galio, Indio y Talio exhiben una anomalía respecto a las reglas anteriores. Esto se debe a que en este grupo comienzan a rellenarse los orbitales p.
    • Grupo del Oxígeno: También presentan una energía de ionización ligeramente menor, debido en este caso a un efecto de repulsión entre electrones que ocupan un mismo orbital p.
    • La energía de ionización aumenta en el mismo sentido que la electronegatividad.
  3. Electroafinidad o afinidad electrónica: Es la energía que se desprende cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón para convertirse en un ion negativo. Puede ser positiva o negativa, aunque suele ser exotérmica.
    • Afinidad electrónica negativa (se desprende energía): Se da cuando los átomos adquieren una configuración más estable al captar un electrón, por lo que predominará la fuerza atractiva.
    • Afinidad electrónica positiva (se absorbe energía): Se da cuando hay que proporcionar energía al átomo para que capte el electrón.
    • La afinidad electrónica normalmente presenta un valor negativo, aumenta hacia la derecha en un mismo período, aumenta hacia arriba en un mismo Grupo o Columna de la Tabla Periódica y varía en el mismo sentido que la electronegatividad.
    • Las mayores afinidades electrónicas las presentan los halógenos (Flúor, Cloro, Bromo, Yodo).
    • El nitrógeno presenta una anomalía, ya que su afinidad electrónica es mucho menor que la de los elementos vecinos.
  4. Electronegatividad: De acuerdo con L. Pauling, es la fuerza con que un átomo atrae hacia sí mismo los electrones que lo unen con otro átomo. En un mismo grupo, disminuye hacia abajo, debido a que los átomos son cada vez más grandes y el electrón adquirido está cada vez más alejado del núcleo. La importancia de esta propiedad estriba en su utilidad para predecir el carácter oxidante de un elemento químico, ya que un elemento actúa como oxidante cuando es capaz de aceptar electrones. Crece inversamente al radio atómico y en el mismo sentido que la electroafinidad y la energía de ionización.

Mol y Número de Avogadro: Conceptos Cuantitativos

La magnitud del SI que describe una cantidad de sustancia, relacionándola con un número de partículas de esa sustancia, se denomina mol (cantidad de sustancia que contiene el mismo número de entidades elementales que el número de átomos de carbono-12). El número de entidades elementales en un mol es la constante de Avogadro, NA.