T-6 Teoría atómica-S.P.

El siguiente tema comprende dos juntos: Estructura atómica y sistema periódico.

Los ejercicios de PAU de este tema son los siguientes.

En la actualidad se conocen 109 elementos químicos que se colocan en una tabla, conocida como Sistema Periódico de los Elementos Químicos, en orden creciente de número atómico, como hizo Mendeleiev.

La tabla se puede dividir en filas horizontales y columnas verticales. Las filas constituyen periodos, a lo largo de los cuales el número atómico aumenta . A su vez, los electrones van completando la capa de valencia, lo que provoca variaciones armónicas en las propiedades físico-químicas de los elementos. Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas electrónicas completas. Es la última capa la que se va completando a medida que se avanza por éste.

Teniendo en cuenta la periodicidad de los elementos de la tabla, podemos hacernos una idea de lo enormemente útil que nos resulta la tabla periódica, ya que nos permite predecir las propiedades de un elemento a partir de su posición en la tabla periódica, por similitud con las de otros conocidos de su familia o periodo.

Las configuraciones de los elementos de la tabla periódica están relacionadas con su posición y ésta con sus propiedades químicas. Así al discurrir por un periodo, se van añadiendo más electrones y las propiedades van modificándose progresivamente.

Se observa que los periodos de la TP coinciden con el número de capas o niveles de los elementos, con la diferencia que cada elemento tiene un electrón más que su predecesor (por eso sus propiedades van cambiando progresivamente). En cambio, en un grupo los elementos poseen el mismo número de electrones de valencia (de ahí sus propiedades químicas similares).

Todo lo dicho anteriormente, podemos observarlo en la siguiente tabla:

Periodo	Grupo I	Grupo II	Grupo III	Grupo IV	Grupo V	Grupo VI	Grupo VII
2	Li [He] 2s1	Be [He] 2s2	B [He] 2s2 2p1	C [He] 2s2 2p2	N  [He] 2s2 2p3	O [He] 2s2 2p4	F  [He] 2s2 2p5
3	Na [Ne] 3s1	Mg  [Ne] 3s3	Al  [Ne] 3s2 3p1	Si [Ne] 3s2 3p2	P  [Ne] 3s2 3p3	S [Ne] 3s2 3p4	Cl  [Ne] 3s2 3p5
4	K  [Ar] 4s1	Ca  [Ar] 4s2	Ga [Ar] 3d10 4s2 4p1	Ge [Ar] 3d10 4s2 4p2	As [Ar] 3d10 4s2 4p3	Se  [Ar] 3d10 4s2 4p4	Br  [Ar] 3d10 4s2 4p5
5	Rb [Kr] 5s1	Sr [Kr] 5s2	In [Kr] 4d10 5s2 5p1	Sn [Kr] 4d10 5s2 5p2	Sb [Kr] 4d10 5s2 5p3	Te [Kr] 4d10 5s2 5p4	I [Kr] 4d10 5s2 5p5

Vemos así que los elementos del periodo 3, tienen sus electrones de valencia completando la capa o nivel 3. Se comienza en el Na y se termina en el Ar, que está situado tras el Cl.

Por lo que se refiere a los grupos, observamos que los elementos de una misma familia tienen los mismos electrones de valencia, como por ejemplo los elementos del grupo de los halógenos (G. VII) tienen todos ellos 7 electrones de valencia y sus configuraciones son ns2 np5, siendo n el periodo del elemento.

La relación entre configuración electrónica y sistema periódico comentado antes, se puede ver en la siguiente figura:


El químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-1895) fue el primero en investigar la periodicidad de las propiedades de los elementos de la tabla periódica. Una forma de hacerlo es representar dichas propiedades frente al número atómico (Z). Así podemos ver cómo varían algunas de las propiedades periódicas.

• Tamaño atómico. Se ve en la ilustración, como aumenta en un grupo ya que el número de capas va aumentando, mientras que en un periodo los electrones que se añaden están en la misma capa, la carga nuclear efectiva aumenta, lo que supone una mayor atracción del núcleo hacia los electrones y se produce una contracción del volumen.

                                                                               
• Energía de Ionización.  Podemos ver cómo en la gráfica de la izquierda los valores máximos corresponden a los elementos de los gases nobles y los mínimos a los de los metales alcalinos (grupo IA). Así en un grupo, al aumentar el número atómico ( al bajar en el grupo) la E.I. disminuye ya que aumenta el número de capas, el electrón de la última capa está cada vez a una distancia mayor, y aunque aumenta también el número de protones, el apantallamiento de los electrones de la capas internas es muy grande, con lo que la atracción por parte del núcleo es menor y cuesta menos energía sustraer un electrón. En un periodo, la E.I. aumenta al aumentar Z, pues los electrones se van situando en el mismo nivel, y la carga nuclear efectiva aumenta progresivamente, siendo mayor la atracción del electrón más externo y el núcleo.

• La  Afinidad electrónica, tiene que ver con la energía intercambiada al aceptar un electrón un átomo neutro.

En un grupo, disminuye gradualmente al bajar, ya que el electrón se introduciría cada vez más alejado del núcleo, y por tanto menos atraído por él.

En un periodo, aumenta hacia la derecha, de forma general, pero con bastantes irregularidades, que se explican con las estabilidades de las configuraciones electrónicas conseguidas.

• La Electronegatividad.  
  Es la tendencia de un átomo de atraer hacia sí los electrones del átomo con que se encuentra unido. No se puede medir de forma directa.
  
  La tendencia general en las variaciones periódicas de la electronegatividad es la misma que para la afinidad electrónica. Obsérvese que, en realidad, la electronegatividad no es una propiedad atómica, ya que se refiere a un átomo dentro de una molécula (por ello varía ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas).

Por último. En este enlace tenéis ejercicios de propiedades resueltos para que los podáis consultar.