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La tabla periódica de los elementos químicos es una tabla que muestra todos los elementos químicos conocidos de forma sistemática. Los elementos de la tabla periódica están ordenados por su número atómico (Z) y organizados en períodos (filas horizontales) y grupos (columnas verticales). El diseño de la tabla periódica está diseñado para ilustrar las tendencias periódicas , las similitudes y las diferencias en las propiedades de los elementos. La tabla periódica fue descubierta por el químico ruso Dmitri Mendeleev en 1869. La disposición moderna más común de la tabla periódica es muy similar a la propuesta originalmente por Mendeleev. |
Descubrimiento de elementos
El descubrimiento de los elementos químicos abarca miles de años, desde las civilizaciones antiguas que conocían metales como el oro y el cobre, hasta los aceleradores de partículas modernos que crean elementos sintéticos superpesados. Esta cronología muestra cómo ha evolucionado nuestra comprensión de la materia a lo largo de diferentes períodos históricos, con importantes aceleraciones durante la Revolución Científica y el desarrollo de la química moderna.
| Año de descubrimiento del elemento vs. número atómico |
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La cronología del descubrimiento de elementos revela la creciente comprensión de la materia por parte de la humanidad a lo largo de la historia. Elementos antiguos como el cobre (Cu), el plomo (Pb), el oro (Au) y la plata (Ag) se conocían hace miles de años, mientras que el descubrimiento sistemático de elementos se aceleró drásticamente durante los siglos XVIII y XIX gracias a los avances en la química. Los descubrimientos más recientes de elementos sintéticos superpesados continúan ampliando los límites de la tabla periódica en los laboratorios de física modernos.
Propiedades físicas y tendencias periódicas
Las propiedades físicas de los elementos muestran claras tendencias periódicas que siguen la ley periódica. Estas tendencias son consecuencia directa de la estructura electrónica y el tamaño atómico de los elementos. Entre las propiedades físicas clave que demuestran el comportamiento periódico se incluyen:
- radio atómico: Generalmente disminuye a lo largo de un período (de izquierda a derecha) debido al aumento de la carga nuclear y aumenta a lo largo de un grupo debido a capas de electrones adicionales.
- Energía de ionización: Generalmente aumenta a lo largo de un período y disminuye a lo largo de un grupo, siguiendo el patrón inverso del radio atómico.
- Densidad: Muestra patrones complejos pero predecibles: generalmente aumenta a lo largo de los períodos para los metales, con picos notables en los metales de transición, y varía significativamente entre grupos.
- Puntos de fusión y ebullición: Refleja la fuerza de enlace y la estructura cristalina, mostrando máximos periódicos para elementos con fuerte enlace metálico o covalente.
| Densidad de elementos vs. número atómico |
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La gráfica de densidad anterior muestra cómo varía la densidad de los elementos con el número atómico. Entre sus características más destacadas se incluyen la baja densidad de los gases (números atómicos 1, 2, 7, 8, 9, 10, 17, 18, 36, 54, 86 y 118), el aumento general de la densidad de los metales a lo largo de los periodos y las densidades extremadamente altas de los metales del grupo del platino (Os, Ir, Pt) y otros metales de transición pesados.
| Radio atómico empírico vs. número atómico |
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Los radios atómicos empíricos son tamaños atómicos determinados experimentalmente, generalmente medidos mediante cristalografía de rayos X u otros métodos espectroscópicos. Estos valores representan los radios atómicos observados en compuestos reales y muestran claras tendencias periódicas, con radios que disminuyen a lo largo de los períodos debido al aumento de la carga nuclear y al incremento de grupos descendentes debido a capas electrónicas adicionales.
| Radio atómico calculado vs. número atómico |
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Los radios atómicos calculados son tamaños atómicos predichos teóricamente, obtenidos a partir de cálculos de mecánica cuántica y modelos computacionales. Estos valores proporcionan información importante sobre la estructura atómica y suelen complementar las mediciones experimentales, especialmente en el caso de elementos para los que los datos empíricos son limitados o inexistentes.
| Radio de Van der Waals vs Número Atómico |
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Los radios de Van der Waals representan el tamaño efectivo de los átomos en interacciones no enlazantes, incluyendo la nube electrónica. Estas son las mayores mediciones de radios atómicos, ya que representan la extensión total de la densidad electrónica del átomo. Las fuerzas de Van der Waals son cruciales en las interacciones moleculares, el empaquetamiento cristalino y los procesos biológicos.
| Radio covalente vs. número atómico |
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Los radios covalentes representan la mitad de la distancia entre dos átomos idénticos unidos por un solo enlace covalente. Estos valores son fundamentales para predecir las longitudes de enlace en las moléculas y comprender los patrones de enlace químico. Los radios covalentes son menores que los radios de Van der Waals, ya que representan átomos en estrecho contacto.
| Radio metálico vs. número atómico |
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Los radios metálicos se miden en cristales metálicos donde los átomos están unidos mediante enlaces metálicos. Estos valores suelen estar entre los radios covalentes y de Van der Waals, y son cruciales para comprender las propiedades de los metales, como la densidad, la conductividad y las propiedades mecánicas. Solo los elementos metálicos tienen radios metálicos significativos.
| Punto de fusión del elemento vs. número atómico |
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El diagrama de puntos de fusión muestra variaciones drásticas a lo largo de la tabla periódica. Los gases nobles y los halógenos tienen puntos de fusión muy bajos (a menudo inferiores a -100 °C), mientras que los metales refractarios como el tungsteno (W) y el carbono presentan puntos de fusión extremadamente altos. El patrón periódico refleja la fuerza de los enlaces: los metales con enlaces metálicos fuertes y los elementos con redes covalentes fuertes presentan puntos de fusión más altos.
| Punto de ebullición de un elemento vs. número atómico |
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Los puntos de ebullición siguen tendencias similares, pero más pronunciadas, que los puntos de fusión. Los puntos de ebullición extremadamente altos de metales de transición como el renio (Re), el tungsteno (W) y el osmio (Os) reflejan su fuerte enlace metálico. Las caídas periódicas corresponden a gases nobles y otros elementos con enlaces débiles, mientras que los picos se alinean con elementos con fuerte enlace metálico o covalente.
Configuración electrónica y llenado orbital
La disposición de los electrones en los orbitales atómicos sigue tres principios fundamentales que determinan las propiedades químicas de los elementos:
- Principio de Aufbau: Los electrones llenan orbitales en orden creciente de energía, comenzando con el nivel de energía más bajo (1s) y progresando a través de 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, y así sucesivamente.
- Regla de Hund: Al llenar orbitales de igual energía (como los tres orbitales 2p), los electrones ocupan los orbitales individualmente antes de aparearse, con espines paralelos.
- Principio de exclusión de Pauli: Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones y deben tener espines opuestos.
La animación a continuación muestra cómo los electrones llenan progresivamente los orbitales atómicos a medida que avanzamos del hidrógeno (Z=1) al oganesón (Z=118) en la tabla periódica. Cada elemento se muestra durante un segundo, mostrando paso a paso la adición de electrones que determina el comportamiento químico.
| Animación del llenado de orbitales electrónicos |
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Electrón de espín ascendente (↑)
Electrón de espín hacia abajo (↓)
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Este patrón de llenado electrónico explica muchas tendencias periódicas, como el radio atómico, la energía de ionización y la reactividad química. Los elementos con configuraciones electrónicas externas similares (mismo grupo) presentan propiedades químicas similares, lo que constituye la base de la ley periódica. Los metales de transición presentan propiedades únicas debido a sus orbitales d parcialmente llenos, mientras que los lantánidos y actínidos tienen orbitales f parcialmente llenos.
Propiedades electrónicas y tendencias periódicas
Las propiedades electrónicas de los átomos son fundamentales para el comportamiento químico y muestran claras tendencias periódicas. Estas propiedades resultan directamente de la configuración electrónica y la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones de valencia:
- Primera energía de ionización: La energía necesaria para extraer el electrón menos unido de un átomo neutro. Generalmente aumenta a lo largo de los períodos y disminuye en los grupos inferiores, lo que refleja el tamaño atómico y la carga nuclear efectiva.
- Afinidad electrónica: La energía liberada al añadir un electrón a un átomo neutro. Los halógenos presentan las mayores afinidades electrónicas, mientras que los gases nobles presentan valores negativos (adición electrónica desfavorable).
- Electronegatividad: Tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace químico. El flúor es el elemento más electronegativo, con valores que generalmente aumentan a lo largo de los períodos y disminuyen a lo largo de los grupos.
| Primera energía de ionización vs. número atómico |
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La primera energía de ionización muestra tendencias periódicas claras, con máximos en gases nobles y mínimos en metales alcalinos. El patrón de dientes de sierra refleja el efecto de apantallamiento de las capas electrónicas llenas y la estabilidad de ciertas configuraciones electrónicas. Se producen descensos bruscos al entrar en nuevos períodos, a medida que los electrones se incorporan a niveles de energía más altos.
| Afinidad electrónica vs. número atómico |
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Los patrones de afinidad electrónica muestran que los halógenos (F, Cl, Br, I) presentan los valores más altos, lo que refleja su fuerte tendencia a ganar electrones y formar aniones estables. Los gases nobles presentan afinidades electrónicas negativas, lo que indica que la adición de un electrón es energéticamente desfavorable. Las variaciones periódicas reflejan la estructura electrónica y los patrones de llenado orbital.
| Electronegatividad de Pauling vs. Número atómico |
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La electronegatividad en la escala de Pauling muestra al flúor como el elemento más electronegativo (3,98), con claras tendencias periódicas. Los valores generalmente aumentan a lo largo de los períodos y disminuyen a lo largo de los grupos. El patrón periódico refleja el equilibrio entre la carga nuclear y el tamaño atómico, determinando la fuerza con la que los átomos atraen electrones en los enlaces químicos.
Estados de oxidación
Los estados de oxidación (también llamados números de oxidación) representan el grado de oxidación de un átomo en un compuesto. Son cargas hipotéticas que tendría un átomo si todos los enlaces fueran completamente iónicos. Comprender los estados de oxidación es crucial para:
- Balanceo de ecuaciones químicas: Las reacciones de oxidación-reducción requieren una transferencia de electrones equilibrada entre especies.
- Predicción de la formación de compuestos: Los elementos se combinan en proporciones que equilibran sus estados de oxidación para formar compuestos neutros.
- Comprender el comportamiento químico: Los estados de oxidación más altos generalmente corresponden a especies oxidantes más reactivas.
La siguiente gráfica muestra los estados de oxidación máximo y mínimo de cada elemento. Las barras rojas representan los estados de oxidación positivos más altos (más oxidados), mientras que las barras azules representan los estados de oxidación más bajos (más reducidos, incluyendo los estados negativos).
| Estados de oxidación de los elementos vs. número atómico |
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El patrón de estados de oxidación revela tendencias importantes en la tabla periódica. Los metales de transición suelen presentar el rango más amplio de estados de oxidación debido a sus orbitales d parcialmente llenos. Los elementos del grupo principal suelen tener estados de oxidación relacionados con su número de grupo y la regla del octeto. Los gases nobles generalmente tienen estados de oxidación limitados, mientras que elementos altamente electronegativos como el flúor tienen rangos de estados de oxidación muy restringidos.
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