UNIDAD TRES

UNIDAD TRES

3.                  CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS

3.1.            Tabla periódica

3.2.            Clases de elementos

3.2.1.      Elementos representativos

3.2.2.      Gases nobles

3.2.3.      Elementos de transición

3.2.4.      Elementos de transición interna

3.3.            Características de periodos, ejemplos y familias

3.3.1.      Periodo

3.3.2.      Grupos y familias

3.4.            Electrones de valencia

3.5.             Propiedades periódicas de los elementos químicos

3.5.1.      Densidad

3.5.2.      Volumen atómico

3.5.3.      Punto de fusión

3.5.4.      Potencial de ionización

3.5.5.      Afinidad electrónica

3.5.6.      Electronegatividad

3.5.7.      Valencia máxima positiva

3.6.            Peso atómico

3.6.1.      Peso atómico relativo

TABLA PERIODICA

La Tabla Periódica de los elementos es un esquema donde los elementos químicos están ordenados según su número atómico creciente, en periodos y familias.

Los químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos elementos tienen propiedades semejantes.

En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.

Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.

Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables progresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras propiedades de los mismos.

Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades similares y que presentaban una variación regular.

Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando los periodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran desestimados.

En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.

Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos que tuvo una importancia definitiva.

Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico, Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de los distintos periodos) de los elementos.

Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en sus propiedades físicas.

La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la existencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun no se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.

Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación.

La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.

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 (Plutonio, Pu; Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio, Es; Fermio, Fm; Mendelevio, Md; y Nobelio, No).

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

CLASES DE ELEMENTOS

Los elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos. A continuación se detallan los elementos conocidos, ordenados por su número atómico.

Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Los elementos representativos están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

por ejemplo el Z=35

La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA: Alcalinos

Grupo IIA Alcalinotérreos

Grupo VIIA: Halógenos

Grupo VIIIA: Gases nobles

GASES NOBLES

Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.

El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).

Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.

Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.

Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

ELEMENTOS DE TRANSICION

Estos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son metales, pero debido a que sus átomos son pequeños, son duros, quebradizos y tienen puntos de fusión altos. Estos metales son buenos conductores del calor y de la electricidad. A condiciones normales el Mercurio es líquido.

Los elementos de transición llenan progresivamente su tercer nivel de energía hasta completarlo con 18 electrones; algunos de los elementos también ocupan el nivel 3d. Con excepción del Cromo y del Cobre, todos tienen dos electrones en el cuarto nivel (4s). Esta irregularidad ocurre en esos dos elementos ya que los sub niveles llenos y semillenos poseen una estabilidad adicional.

Los elementos del grupo B presentan varios estados de oxidación. Esto se debe a que todos los electrones de los niveles 3d y 4s los utilizan para formar enlaces químicos.

El Hierro, la Plata, el Cobre y el Oro, son elementos de transición que presentan características diferentes de los demás elementos que conforman la familia. Por eso son analizados por separado.

El Hierro se encuentra de formas múltiples en la naturaleza formando distintas aleaciones con otros elementos. Cuando el Hierro es puro, es casi blanco, compacto y blando. Químicamente es un metal muy activo y funciona con estados de oxidación +2 y +3. Cuando se expone a la humedad o al aire forma un óxido férrico hidratado. Por sus propiedades físicas, el Hierro es utilizado en la fabricación de herramientas y gran variedad de equipos.

En la naturaleza el Cobre se encuentra libre y combinado. Es un metal rojizo, lustroso, maleable y es gran conductor tanto del calor como de la electricidad. El estado de oxidación cuando forma compuestos es +1 y +2. Por la gran cantidad de usos que se le pueden dar, el Cobre es considerado como el segundo metal en importancia después del Hierro. El Cobre entra en la producción de muchas aleaciones en la que aporta resistencia, dureza, resistencia a la corrosión y propiedades valiosas para trabajos mecánicos.

La Plata se encuentra en la naturaleza en estado metálico y es el más blanco de todos los metales. Después del Oro, la Plata es el metal mas maleable y dúctil de los metales y es el mejor conductor de la electricidad. Cuando forma compuestos su número de oxidación es +1. Principalmente es utilizado en la fabricación de monedas y en la puntas de los instrumentos eléctricos.

En la naturaleza el Oro se encuentra libre. En estado masivo es amarillo, pero en forma pulverizada es bronceado. Es el más maleable y más dúctil de todos los metales. Es blando y se considera como uno de los más inertes. En estado de oxidación +1 forma compuestos aurosos y cuando su oxidación es +3 forma compuestos áuricos. El Oro se utiliza en el trabajo de la orfebrería de joyas y ornamentos. Su pureza es medida en Kilates o en grados de ley.

Los elementos de Z= 58 a Z=71 son elementos de transición interna y su característica es el llenado gradual de los orbitales 4f. Junto con el Lantano (Z= 57) que se les parece mucho, forman el grupo de los Lantánidos. Estos metales se encuentran principalmente como óxidos y se dividen en dos grupos: el Cerio Z= 57-62, y el Itrio Z=39. 63-71. Los óxidos Lantánidos se emplean extensamente en materiales fosforescentes para la televisión.

La gran similitud entre las propiedades de los Lantánidos se debe a que las diferencias entre sus configuraciones electrónicas se encuentran esencialmente en los orbitales f de una capa interna (n=4), en la que sus electrones tienen un papel secundario en la formación de enlaces. El estado de oxidación más común en sus compuestos es +3.

Los elementos desde el Protactinio (Z=90) hasta el Laurencio (Z=103) se conocen como actínidos. Todos son de transición interna ya que tienen orbitales 5f parcialmente ocupados. Debido a que los elementos ubicados más allá del Uranio (Z=92) deben ser "hechos por el hombre" (ya que sus núcleos se desintegran rápidamente por ser tan pesados), es muy difícil determinar sus propiedades físicas y químicas. Por eso, lo único que se ha podido determinar es que son metálicos y que su comportamiento químico es bastante similar al de los Lantánidos.

ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA

Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y actínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominan transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima, pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos).

Grupo 3:

Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.

Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.

Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.

Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.

Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.

Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.

Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.

Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo.

Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.

Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.

Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.

CARACTERISTICAS DE PERIODOS EJEMPLOS Y FAMILIAS

PERIODOS Y GRUPOS

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre.

El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades.

PERIODO 1 (2 elementos)

PERIODO 3 (8 elementos)

PERIODO 4 (18 elementos)

PERIODO 6 (32 elementos)

Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.

Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s¹, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s².  Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d⁶4s² y 3d⁷4s², en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.

 Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:

Grupos 1 y 2	Elemento de transición	Grupos 13 a 18	Elementos de transición interna
Nsx	(N -1)dx Ns2	(N -1)d10 Ns2px	(N -2)fx (N -1)d0 Ns2

ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía de determinado átomo son llamados electrones de valencia. Son los que posibilitan la reacción de un átomo con otro, del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen  facilidad o predisposición para participar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la superficie externa del átomo son capaces de interactuar con electrones de otro átomo, éstos son los electrones de valencia.

Los enlaces  formados pueden ser del tipo iónico, covalente o de traslape de orbitales. En el enlace iónico los electrones de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el que tiene mayor afinidad por los mismos. Pongamos por ejemplo el átomo de sodio, que tiene un solo electrón de valencia, y lo pierde con facilidad. Frente a un átomo de cloro, el cual tiene siete electrones de valencia y predisposición a ganar uno más y completar ocho electrones (regla del octeto) el sodio cederá el suyo, formándose un enlace iónico.

En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni ganados, sino que se comparten. Supongamos dos átomos de hidrógeno. Cada átomo tiene un electrón de valencia en su orbital 1s, necesitando ambos un electrón más para completar el orbital. Entonces, al reaccionar entre ellos, los orbitales 1s de ambos se solapan y  los átomos pasan a compartir los electrones, y así completar los dos su orbital, formándose la molécula  H_2.

En los átomos que presentan varios electrones de valencia, se podrán observar varios enlaces, con el mismo átomo o con átomos distintos.

Los  símbolos de Lewis  o símbolos de electrón punto son una manera muy sencilla de representar los electrones de valencia de un átomo y de visualizar los que participan en enlaces y los que quedan solitarios. En este tipo de representación observamos  el símbolo químico del elemento rodeado de un cierto número de puntos, que representan los electrones de valencia. El símbolo químico representaría el núcleo del átomo y los electrones internos.

El par de electrones compartidos brinda a cada átomo de hidrógeno dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.

Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre átomos. Los electrones de valencia que no participan del enlace se representan como puntos alrededor del átomo correspondiente. Solo se representan los electrones de valencia.

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS

DENSIDAD

La densidad de un elemento indica el grado de empaquetamiento de sus átomos. Se da en kilogramos por metro cúbico. Por ejemplo, el magnesio (Mg) tiene una densidad a 293 K (20ºC) de 1738 kg/m3. Esto significa que un trozo de magnesio de forma cúbica, de dimensiones de 1 x 1 x 1 m, a temperatura ambiente (293 K), tendrá una masa de 1783 kilogramos. Cuanto mayor es la densidad, más pesado es el elemento. La densidades se dan de la siguiente forma:

- En las hojas se dan a 20ºC o 25ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases).

- En las tablas se toman a 20ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases, salvo excepciones).

- En las gráficas se han dado a 20ºC (sólidos y líquidos) y en el punto de ebullición de sus líquidos (gases).

Se dan tablas y gráficas para ver la variación de esta propiedad periódica.

VOLUMEN ATOMICO

Volumen que ocupa un mol de átomos de un elemento. Se ha determinado dividiendo la masa molar (g/mol) por la densidad (g/cm3) a 20ºC (sólidos y líquidos) o en el punto de ebullición (gases). Se dan tablas y gráficos para ver la variación de esta propiedad periódica. Las gráficas indican que los elementos del mismo grupo ocupan lugares análogos en las mismas, siendo los alcalinos los que están en los puntos más altos y los metales de transición, en los mínimos.

PUNTO DE FUSION

El punto de fusión de cualquier elemento es la temperatura a la cual el elemento cambia de estado sólido a líquido o al contrario. Esta magnitud se puede emplear para cualquier sustancia, aunque no sea un elemento, como, por ejemplo, el agua. El agua congela (solidifica) y el hielo funde a 0ºC; por tanto el punto de fusión del agua es 0ºC (273 K). El punto de fusión de una sustancia es también el punto de congelación.

Se expresa en grados Celsius (ºC) en las hojas de los elementos y en Kelvin (K) en las tablas y gráficos. Para obtener las temperaturas absolutas se ha empleado la expresión: T(K) = t(ºC) + 273. Los valores exactos se obtienen empleando 273,15.

Se da una tabla de estado físico de los elementos a 293 K y tablas y gráficos que muestran la variación de esta propiedad periódica.

POTENCIAL DE IONIZACION

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol.

Valores altos indican carácter no metálico del elemento.

Los factores de que depende el potencial de ionización son:

La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético.

La carga del núcleo

El efecto pantalla de los electrones subyacentes

La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)

Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos.

La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendo del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<....

AFINIDAD ELECTRONICA

Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud dificil de medir y en muchos casos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomo gaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay que suministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol.

Valores altos indican carácter no metálico del elemento.

Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad.

Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17 (halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) y azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre los electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la energía global por ganancia de los dos electrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en las reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).

Se dan tablas y gráficos de la afinidad electrónica de los elementos.

ELECTRONEGATIVIDAD

Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda.

Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.

Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la afinidad electrónica

VALENCIA MAXIMA POSITIVA (NOX)

El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).

PESO ATOMICO

PESO ATOMICO RELATIVO

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.[4] Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y no es incorrecto hacer así, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.

 



Número atómico	Nombre	Símbolo	Periodo, Grupo	Masa atómica (g/Mol)	Densidad (g/cm³) a 20°C	Fusión  (°C)	Ebullición  (°C)	Año de su descubrimiento	Descubridor
1	Hidrógeno	H	1, 1	1.00794(7)(2) (3) (4)	0.084 g/l	-259.1	-252.69	1766	Cavendish
2	Helio	He	1, 18	4.002602(2)(2) (4)	0.17 g/l	-272.2	-268.9	1895	Ramsay y Cleve
3	Litio	Li	2, 1	6.941(2)(2) (3) (4) (5)	0.53	180.5	1317	1817	Arfwedson
4	Berilio	Be	2, 2	9.012182(3)	1.85	1278	2970	1797	Vauquelin
5	Boro	B	2, 13	10.811(7)(2) (3) (4)	2.46	2300	2550	1808	Davy y Gay-Lussac
6	Carbono	C	2, 14	12.0107(8)(2) (4)	3.51	3550	4827	Prehistoria	Desconocido
7	Nitrógeno	N	2, 15	14.0067(2)(2) (4)	1.17 g/l	-209.9	-195.8	1772	Rutherford
8	Oxígeno	O	2, 16	15.9994(3)(2) (4)	1.33 g/l	-218.4	-182.9	1774	Priestly y Scheele
9	Flúor	F	2, 17	18.9984032(5)	1.58 g/l	-219.6	-188.1	1886	Moissan
10	Neón	Ne	2, 18	20.1797(6)(2) (3)	0.84 g/l	-248.7	-246.1	1898	Ramsay y Travers
11	Sodio	Na	3, 1	22.98976928(2)	0.97	97.8	892	1807	Davy
12	Magnesio	Mg	3, 2	24.3050(6)	1.74	648.8	1107	1755	Black
13	Aluminio	Al	3, 13	26.9815386(8)	2.70	660.5	2467	1825	Oersted
14	Silicio	Si	3, 14	28.0855(3)(4)	2.33	1410	2355	1824	Berzelius
15	Fósforo	P	3, 15	30.973762(2)	1.82	44 (P4)	280 (P4)	1669	Brand
16	Azufre	S	3, 16	32.065(5)(2) (4)	2.06	113	444.7	Prehistoria	Desconocido
17	Cloro	Cl	3, 17	35.453(2)(2) (3) (4)	2.95 g/l	-34.6	-101	1774	Scheele
18	Argón	Ar	3, 18	39.948(1)(2) (4)	1.66 g/l	-189.4	-185.9	1894	Ramsay y Rayleigh
19	Potasio	K	4, 1	39.0983(1)	0.86	63.7	774	1807	Davy
20	Calcio	Ca	4, 2	40.078(4)(2)	1.54	839	1487	1808	Davy
21	Escandio	Sc	4, 3	44.955912(6)	2.99	1539	2832	1879	Nilson
22	Titanio	Ti	4, 4	47.867(1)	4.51	1660	3260	1791	Gregor y Klaproth
23	Vanadio	V	4, 5	50.9415(1)	6.09	1890	3380	1801	del Río
24	Cromo	Cr	4, 6	51.9961(6)	7.14	1857	2482	1797	Vauquelin
25	Manganeso	Mn	4, 7	54.938045(5)	7.44	1244	2097	1774	Gahn
26	Hierro	Fe	4, 8	55.845(2)	7.87	1535	2750	Prehistoria	Desconocido
27	Cobalto	Co	4, 9	58.933195(5)	8.89	1495	2870	1735	Brandt
28	Níquel	Ni	4, 10	58.6934(2)	8.91	1453	2732	1751	Cronstedt
29	Cobre	Cu	4, 11	63.546(3)(4)	8.92	1083.5	2595	Prehistoria	Desconocido
30	Zinc	Zn	4, 12	65.409(4)	7.14	419.6	907	Prehistoria	Desconocido
31	Galio	Ga	4, 13	69.723(1)	5.91	29.8	2403	1875	Lecoq de Boisbaudran
32	Germanio	Ge	4, 14	72.64(1)	5.32	937.4	2830	1886	Winkler
33	Arsénico	As	4, 15	74.92160(2)	5.72	613	613 (sublimación)	ca. 1250	Albertus Magnus
34	Selenio	Se	4, 16	78.96(3)(4)	4.82	217	685	1817	Berzelius
35	Bromo	Br	4, 17	79.904(1)	3.14	-7.3	58.8	1826	Balard
36	Kriptón	Kr	4, 18	83.798(2)(2) (3)	3.48 g/l	-156.6	-152.3	1898	Ramsay y Travers
37	Rubidio	Rb	5, 1	85.4678(3)(2)	1.53	39	688	1861	Bunsen y Kirchhoff
38	Estroncio	Sr	5, 2	87.62(1)(2) (4)	2.63	769	1384	1790	Crawford
39	Itrio	Y	5, 3	88.90585(2)	4.47	1523	3337	1794	Gadolin
40	Circonio	Zr	5, 4	91.224(2)(2)	6.51	1852	4377	1789	Klaproth
41	Niobio	Nb	5, 5	92.906 38(2)	8.58	2468	4927	1801	Hatchett
42	Molibdeno	Mo	5, 6	95.94(2)(2)	10.28	2617	5560	1778	Scheele
43	Tecnecio	Tc	5, 7	[98.9063](1)	11.49	2172	5030	1937	Perrier y Segrè
44	Rutenio	Ru	5, 8	101.07(2)(2)	12.45	2310	3900	1844	Klaus
45	Rodio	Rh	5, 9	102.90550(2)	12.41	1966	3727	1803	Wollaston
46	Paladio	Pd	5, 10	106.42(1)(2)	12.02	1552	3140	1803	Wollaston
47	Plata	Ag	5, 11	107.8682(2)(2)	10.49	961.9	2212	Prehistoria	Desconocido
48	Cadmio	Cd	5, 12	112.411(8)(2)	8.64	321	765	1817	Strohmeyer y Hermann
49	Indio	In	5, 13	114.818(3)	7.31	156.2	2080	1863	Reich y Richter
50	Estaño	Sn	5, 14	118.710(7)(2)	7.29	232	2270	Prehistoria	Desconocido
51	Antimonio	Sb	5, 15	121.760(1)(2)	6.69	630.7	1750	Prehistoria	Desconocido
52	Telurio	Te	5, 16	127.60(3)(2)	6.25	449.6	990	1782	von Reichenstein
53	Yodo	I	5, 17	126.90447(3)	4.94	113.5	184.4	1811	Courtois
54	Xenón	Xe	5, 18	131.293(6)(2) (3)	4.49 g/l	-111.9	-107	1898	Ramsay y Travers
55	Cesio	Cs	6, 1	132.9054519(2)	1.90	28.4	690	1860	Kirchhoff y Bunsen
56	Bario	Ba	6, 2	137.327(7)	3.65	725	1640	1808	Davy
57	Lantano	La	6	138.90547(7)(2)	6.16	920	3454	1839	Mosander
58	Cerio	Ce	6	140.116(1)(2)	6.77	798	3257	1803	von Hisinger y Berzelius
59	Praseodimio	Pr	6	140.90765(2)	6.48	931	3212	1895	von Welsbach
60	Neodimio	Nd	6	144.242(3)(2)	7.00	1010	3127	1895	von Welsbach
61	Prometio	Pm	6	[146.9151](1)	7.22	1080	2730	1945	Marinsky y Glendenin
62	Samario	Sm	6	150.36(2)(2)	7.54	1072	1778	1879	Lecoq de Boisbaudran
63	Europio	Eu	6	151.964(1)(2)	5.25	822	1597	1901	Demarçay
64	Gadolinio	Gd	6	157.25(3)(2)	7.89	1311	3233	1880	de Marignac
65	Terbio	Tb	6	158.92535(2)	8.25	1360	3041	1843	Mosander
66	Disprosio	Dy	6	162.500(1)(2)	8.56	1409	2335	1886	Lecoq de Boisbaudran
67	Holmio	Ho	6	164.93032(2)	8.78	1470	2720	1878	Soret
68	Erbio	Er	6	167.259(3)(2)	9.05	1522	2510	1842	Mosander
69	Tulio	Tm	6	168.93421(2)	9.32	1545	1727	1879	Cleve
70	Iterbio	Yb	6	173.04(3)(2)	6.97	824	1193	1878	de Marignac
71	Lutecio	Lu	6, 3	174.967(1)(2)	9.84	1656	3315	1907	Urbain
72	Hafnio	Hf	6, 4	178.49(2)	13.31	2150	5400	1923	Coster y de Hevesy
73	Tantalio	Ta	6, 5	180.9479(1)	16.68	2996	5425	1802	Ekeberg
74	Wolframio	W	6, 6	183.84(1)	19.26	3407	5927	1783	Elhuyar
75	Renio	Re	6, 7	186.207(1)	21.03	3180	5627	1925	Noddack, Tacke y Berg
76	Osmio	Os	6, 8	190.23(3)(2)	22.61	3045	5027	1803	Tennant
77	Iridio	Ir	6, 9	192.217(3)	22.65	2410	4130	1803	Tennant
78	Platino	Pt	6, 10	195.084(9)	21.45	1772	3827	1557	Scaliger
79	Oro	Au	6, 11	196.966569(4)	19.32	1064.4	2940	Prehistoria	Desconocido
80	Mercurio	Hg	6, 12	200.59(2)	13.55	-38.9	356.6	Prehistoria	Desconocido
81	Talio	Tl	6, 13	204.3833(2)	11.85	303.6	1457	1861	Crookes
82	Plomo	Pb	6, 14	207.2(1)(2) (4)	11.34	327.5	1740	Prehistoria	Desconocido
83	Bismuto	Bi	6, 15	208.98040(1)	9.80	271.4	1560	1540	Geoffroy
84	Polonio	Po	6, 16	[208.9824](1)	9.20	254	962	1898	Marie y Pierre Curie
85	Astato	At	6, 17	[209.9871](1)		302	337	1940	Corson y MacKenzie
86	Radón	Rn	6, 18	[222.0176](1)	9.23 g/l	-71	-61.8	1900	Dorn
87	Francio	Fr	7, 1	[223.0197](1)		27	677	1939	Perey
88	Radio	Ra	7, 2	[226.0254](1)	5.50	700	1140	1898	Marie y Pierre Curie
89	Actinio	Ac	7	[227.0278](1)	10.07	1047	3197	1899	Debierne
90	Torio	Th	7	232.03806(2)(1) (2)	11.72	1750	4787	1829	Berzelius
91	Protactinio	Pa	7	231.03588(2)(1)	15.37	1554	4030	1917	Soddy, Cranston y Hahn
92	Uranio	U	7	238.02891(3)(1) (2) (3)	18.97	1132.4	3818	1789	Klaproth
93	Neptunio	Np	7	[237.0482](1)	20.48	640	3902	1940	McMillan y Abelson
94	Plutonio	Pu	7	[244.0642](1)	19.74	641	3327	1940	Seaborg
95	Americio	Am	7	[243.0614](1)	13.67	994	2607	1944	Seaborg
96	Curio	Cm	7	[247.0703](1)	13.51	1340		1944	Seaborg
97	Berkelio	Bk	7	[247.0703](1)	13.25	986		1949	Seaborg
98	Californio	Cf	7	[251.0796](1)	15.1	900		1950	Seaborg
99	Einsteinio	Es	7	[252.0829](1)		860		1952	Seaborg
100	Fermio	Fm	7	[257.0951](1)				1952	Seaborg
101	Mendelevio	Md	7	[258.0986](1)				1955	Seaborg
102	Nobelio	No	7	[259.1009](1)				1958	Seaborg
103	Lawrencio	Lr	7, 3	[260.1053](1)				1961	Ghiorso
104	Rutherfordio	Rf	7, 4	[261.1087](1)				1964/69	Flerov
105	Dubnio	Db	7, 5	[262.1138](1)				1967/70	Flerov
106	Seaborgio	Sg	7, 6	[263.1182](1)				1974	Flerov
107	Bohrio	Bh	7, 7	[262.1229](1)				1976	Oganessian
108	Hassio	Hs	7, 8	[265](1)				1984	GSI (*)
109	Meitnerio	Mt	7, 9	[266](1)				1982	GSI
110	Darmstadtio	Ds	7, 10	[269](1)				1994	GSI
111	Roentgenio	Rg	7, 11	[272](1)				1994	GSI
112	Copernicio	Cn	7, 12	[285](1)				1996	GSI
113	Ununtrio	Uut	7, 13	[284](1)				2004	JINR (*), LLNL (*)
114	Ununquadio	Uuq	7, 14	[289](1)				1999	JINR
115	Ununpentio	Uup	7, 15	[288](1)				2004	JINR, LLNL
116	Ununhexio	Uuh	7, 16	[290](1)				2006	JINR, LLNL(**)
117	Ununseptio	Uus	7, 17	(1)				2009-2010	JINR
118	Ununoctio	Uuo	7, 18	[294](1)				2006	JINR, LLNL(**)