Historia y Evolución de la Tabla Periódica

Contribución de Mendeléyev

Mendeléyev desarrolló una primera versión de la tabla periódica que contenía 63 elementos. Se percató de que al clasificar los elementos químicos según sus masas atómicas, emergía una periodicidad en algunas de sus propiedades. Los elementos fueron clasificados en agrupaciones horizontales y dispuestas verticalmente.

Anomalías en la Tabla Periódica de Mendeléyev

• No existía un lugar definido para el hidrógeno; podía ubicarse en el grupo de los halógenos o en el de los metales alcalinos.
• No se establecía una separación clara entre metales y no metales.

Configuración Electrónica de los Átomos

La configuración electrónica es una representación numérica de los orbitales atómicos. Permite visualizar de manera rápida y sencilla la cantidad de electrones presentes en cada uno de los orbitales de un átomo.

Principio de Construcción Progresiva (Principio de Aufbau)

Para determinar la configuración electrónica, el modelo atómico actual emplea el principio de Aufbau. Al avanzar de un elemento al siguiente en la tabla periódica, a medida que el número atómico ($Z$) aumenta en una unidad, se añade un protón y también un nuevo electrón. Este electrón ocupará sucesivamente los orbitales en un orden específico.

Orden de Llenado de Orbitales

El orden de llenado se sigue mediante el diagrama conocido como diagrama de Möeller, que ordena los orbitales de menor a mayor energía:

• Capacidad de electrones por tipo de orbital:
  • Orbital $s$: 1 o 2 electrones.
  • Orbital $p$: 1 a 6 electrones.
  • Orbital $d$: 1 a 10 electrones.
  • Orbital $f$: 1 a 14 electrones.
• Capacidad máxima por capa electrónica ($n$):
  • $1^{ ext{a}}$ capa: máximo 2 electrones.
  • $2^{ ext{a}}$ capa: máximo 8 electrones.
  • $3^{ ext{a}}$ capa: máximo 18 electrones.
  • Capas subsiguientes: máximo 32 electrones.

Notación Simplificada

Para elementos con números atómicos ($Z$) muy elevados, la configuración electrónica se puede expresar mediante la notación simplificada. Esta notación se refiere al gas noble que precede al elemento en la tabla periódica (escrito entre corchetes), seguido de los electrones restantes del átomo. Ejemplo: $\text{[He] } 2s^2 2p^2$.

Propiedades Periódicas Fundamentales

Radio Atómico

Se define como la distancia entre el centro del núcleo y el electrón más externo.

Variación en la Tabla Periódica

• En los grupos: aumenta al descender.
• En los periodos: aumenta hacia la derecha.

Radio Iónico

Variación en la Tabla Periódica

• Aniones: Los radios aumentan con respecto a sus átomos neutros predecesores. Esto se debe a la repulsión de la nube electrónica al recibir un electrón adicional. Cuanto mayor sea el número de electrones intermedios, mayor es el apantallamiento y menor la carga nuclear efectiva ($Z_{\text{ef}}$), lo que incrementa el radio iónico. La carga nuclear efectiva se calcula como: $Z_{\text{ef}} = Z – a$ (donde $a$ es el número de electrones internos).
• Cationes: Los radios disminuyen respecto a sus átomos neutros predecesores.
• En un grupo, los radios iónicos aumentan hacia abajo.
• En un periodo, los radios iónicos disminuyen hacia la derecha debido al aumento de la carga nuclear efectiva.
• Para iones positivos con cargas diferentes, a mayor carga, menor tamaño.

Potencial de Ionización ($E_i$)

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en su estado neutro y gaseoso.

• Primera Energía de Ionización ($E_{i1}$): $\text{X}(g) + \text{energía} \rightarrow \text{X}^+ (g) + e^-$.
• Segunda Energía de Ionización ($E_{i2}$): $\text{X}^+(g) + \text{energía} \rightarrow \text{X}^{2+} (g) + e^-$.

Los potenciales de ionización subsiguientes son progresivamente mayores, ya que al extraer electrones, la carga positiva neta del núcleo aumenta, incrementando la atracción sobre los electrones restantes.

Variación en la Tabla Periódica

• En los grupos: aumentan de abajo hacia arriba.
• En los periodos: aumentan hacia la derecha.

Afinidad Electrónica ($AE$)

Se define como la cantidad de energía que se desprende o se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ion negativo.

La convención establece un valor positivo si se absorbe energía y un valor negativo si se libera.

Variación en la Tabla Periódica

• En el periodo: aumenta de izquierda a derecha.
• En los grupos: aumenta de abajo hacia arriba.

Electronegatividad ($\chi$)

Es la tendencia que tiene un átomo de un elemento a atraer hacia sí los electrones compartidos con otro átomo cuando está combinado químicamente. Un valor elevado de electronegatividad indica una fuerte tendencia a atraer los electrones del enlace.

Variación en la Tabla Periódica

• En los grupos: aumenta de abajo hacia arriba.
• En los periodos: aumenta de izquierda a derecha.

Carácter Metálico

Está inversamente relacionado con la electronegatividad. Los metales presentan baja electronegatividad y se localizan en la zona izquierda y central del sistema periódico actual. En los grupos de la derecha, el carácter metálico aumenta hacia abajo al incrementarse el número atómico.

Reactividad Química

La reactividad se compara según la posición en la tabla periódica:

• Metales: La reactividad aumenta hacia abajo en los grupos y hacia la izquierda en los periodos.
• No Metales: La reactividad aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

Tipos de Enlace Químico

El enlace químico es cualquier forma de unión entre átomos. La máxima estabilidad se alcanza cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Clasificación basada en la Electronegatividad

Existen tres tipos principales de enlaces químicos basados en la diferencia de electronegatividades:

Enlace Iónico

Se forma entre elementos con electronegatividades muy diferentes. Ocurre típicamente entre un metal (baja energía de ionización) y un no metal (alta afinidad electrónica).

Enlace Covalente

Se forma entre dos no metales que poseen alta afinidad electrónica y tienden a ganar electrones. La unión se establece mediante la compartición de electrones.

Enlace Metálico

Se forma en elementos con baja electronegatividad y gran tendencia a formar cationes. Los electrones se comparten de manera colectiva (mar de electrones).

Detalles del Enlace Iónico

Es la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

Valencia Iónica

Es el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ion estable.

Redes Iónicas

El cristal iónico está constituido por una celda unidad que se repite indefinidamente en las tres direcciones espaciales. La descripción geométrica de estos cristales se basa en:

• El tipo de malla.
• El índice de coordinación.
• La neutralidad eléctrica.
• La simetría y la compactación.
• El tamaño de los iones.

Es importante notar que en un compuesto iónico no se habla de moléculas, ya que el cristal está formado por un número muy grande de iones de cargas opuestas.

Representación de la Tabla Periódica (Esquema Simplificado)

h li na k rb cs fr/ be mg ca sr ba/ sc y la ac/ ti zr hf/ v nb ta db/ cr mo w sg/ mn tc re bh/ fe ru os hs/ co rh ir mt/ ni pd pt ds/ cu ag au rg/ zn cd hg cn/ b al ga in tl/ c si ge sn pb fi/ n p as sb bi uup/ o s se te po lv/ f cl br i at uus/ he ne ar kr xe rn uuo.

Ciclo de Born-Haber

Para calcular la energía reticular ($E_r$) mediante el ciclo de Born-Haber, se siguen los siguientes pasos:

1. Igualar la ecuación de formación del compuesto iónico.
2. Calcular la Energía de Sublimación ($E_{\text{sub}}$) y la Energía de Ionización ($E_i$) del componente metálico.
3. Para el componente no metálico: Calcular la Energía de Disociación ($E_{\text{disoc}}$) y la Afinidad Electrónica ($AE$).
4. Calcular la Energía Reticular ($E_r$): $E_r = E_{\text{sub}} – E_i – E_{\text{disoc}} – AE$. (Nota: La fórmula presentada en el original parece simplificada o enfocada en una resta específica de términos energéticos).

Números Cuánticos

Los números cuánticos que describen el estado de un electrón son:

• $n$ (Principal): $1, 2, 3, \dots$
• $l$ (Azimutal): $0 (s), 1 (p), 2 (d), \dots$
• $m_l$ (Magnético): $-l, \dots, 0, \dots, +l$
• $m_s$ (Spin): $\pm 1/2$