CLASE 6 Propiedades Periódicas de los Elementos

La similitud de configuraciones electrónicas de valencia es lo que hace que los elementos en un mismo grupo tengan un comportamiento químico parecido.

Por tanto, todos los metales alcalinos (los elementos del grupo 1A), por ejemplo, tienen la configuración electrónica de valencia ns¹ y tienden a perder un electrón para formar los cationes monopositivos. De manera similar, todos los metales alcalinotérreos (los elementos del grupo 2A) tienen una configuración electrónica de valencia ns², y todos tienden a perder dos electrones para formar los cationes dipositivos. Sin embargo, debemos tener cuidado al predecir las propiedades de los elementos con base únicamente en su “pertenencia a un grupo”. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 4A tienen las mismas configuraciones electrónicas de valencia ns²np², pero hay una variación notable en las propiedades químicas entre los elementos: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides y el estaño y el plomo son metales.

Clasificación periódica de los elementos Clasificación periódica de los elementos

  

Como grupo, los gases nobles se comportan de manera muy similar. El helio y el neón son químicamente inertes, y hay algunos ejemplos de compuestos formados por los otros gases nobles. Esta carencia de reactividad química se debe a sus subniveles ns y np completamente llenos, una condición que suele correlacionarse con una gran estabilidad. Aunque la configuración electrónica de valencia de los metales de transición no siempre es la misma dentro de un grupo y no hay un patrón regular en el cambio de la configuración electrónica de un metal al siguiente en el mismo periodo, todos los metales de transición comparten muchas características que los distinguen de los demás elementos. La razón es que todos estos metales tienen un subnivel d incompleto. De igual manera, los elementos lantánidos (y los actínidos) se parecen entre sí, pues tienen subniveles f sin completar.

INTERACCIONES ELECTRÓN-ELECTRÓN Y NÚCLEO-ELECTRÓN 

Para entender las propiedades de los átomos, debemos conocer no sólo las configuraciones electrónicas, sino también la fuerza de la atracción entre los electrones exteriores y el núcleo. La fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia media entre el núcleo y el electrón. La fuerza de atracción se incrementa al aumentar la carga nuclear, y disminuye a medida que el electrón se aleja del núcleo.

En un átomo con muchos electrones, cada electrón es simultáneamente atraído hacia el núcleo y repelido por los otros electrones. En general, hay tantas repulsiones electrón-electrón que es imposible analizar la situación con exactitud. Lo que sí podemos hacer es estimar la energía de cada electrón considerando su interacción con el entorno promedio creado por el núcleo y los demás electrones del átomo. Esto nos permite tratar a cada electrón individualmente, como si se estuviera moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo y la densidad electrónica circundante de los otros electrones.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA 

Campo eléctrico generado por una carga situada en el núcleo.

La carga nuclear efectiva, Zef , que actúa sobre un electrón es igual al número de protones del núcleo, Z, menos el promedio de electrones, S, que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:

Zef = Z – S

Muchas de las propiedades de los átomos dependen de la carga nuclear efectiva que experimentan sus electrones exteriores (o de valencia). Toda densidad electrónica entre el núcleo y un electrón exterior reduce la carga nuclear efectiva que actúa sobre ese electrón. Decimos que la densidad electrónica debida a los electrones internos escuda a los electrones exteriores de la carga cabal del núcleo. Dado que los electrones internos están situados principalmente entre el núcleo y los electrones externos, son muy eficientes para escudar a estos últimos. En cambio, los electrones que están en la misma capa casi no se escudan mutuamente del núcleo. Por ello, la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores depende primordialmente de la diferencia entre la carga del núcleo y la carga de los electrones internos.

EJEMPLO

El magnesio (número atómico 12), por ejemplo, tiene una configuración electrónica de [Ne]3s^2. La carga nuclear del átomo es 12, y el centro interno del Ne consta de 10 electrones. Por tanto, de forma muy aproximada, cabría esperar que cada electrón de la capa exterior experimente una carga nuclear efectiva de 12 - 10=+ 2.

 VARIACIONES DE LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA EN UN PERIODO

La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de cualquier fila (periodo) de la tabla periódica. Aunque el número de electrones internos no cambia cuando avanzamos por un periodo, la carga nuclear real sí aumenta. Los electrones de capa exterior que se añaden para equilibrar la carga nuclear creciente se escudan mutuamente de manera poco ineficaz. Por tanto, la carga nuclear efectiva aumenta continuamente.

Los electrones internos 1s^2 del litio (1s^2 2s^1) escudan al electrón exterior 2s de la carga 3 del núcleo de forma muy eficaz. Por ello, el electrón exterior experimenta una carga nuclear efectiva de aproximadamente 

3 - 2= +1.

En el caso del berilio (1s^2 2s^2), la carga nuclear efectiva que cada electrón exterior experimenta es mayor; en este caso, los electrones internos 1s^2 están escudando un núcleo 4, y cada electrón 2s sólo escuda parcialmente del núcleo al otro. Por ello, la carga nuclear efectiva que cada electrón experimenta es de aproximadamente 4 – 2= +2.

VARIACIONES DE CARGA NUCLEAR EFECTIVA EN UN GRUPO

Al bajar por una familia, la carga nuclear efectiva que los electrones de capa exterior experimentan cambian mucho menos que a lo ancho de un periodo.

Por ejemplo, cabría esperar que la carga nuclear efectiva para los electrones exteriores del litio y el sodio sea casi la misma, aproximadamente 3 – 2= +1 para el litio y 11 – 10= +1 para el sodio. Sin embargo, la realidad es que la carga nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de electrones internas no pueden escudar tan bien de la carga nuclear a los electrones exteriores. No obstante, el ligero cambio en la carga nuclear efectiva que se observa al bajar por una familia es de menor importancia que el aumento que se da a lo ancho de un periodo.

TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Y DE LOS IONES TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Y DE LOS IONES

 Una de las propiedades importantes de un átomo o ion es su tamaño. A menudo pensamos en los átomos y los iones como objetos esféricos duros. Sin embargo, según el modelo de la mecánica cuántica, los átomos y los iones no tienen fronteras bien definidas en las que la distribución electrónica se vuelve cero. Los bordes de los átomos y los iones son un tanto “borrosos”. No obstante, hay varias formas de definir el tamaño de un átomo con base en las distancias entre los átomos en diversas situaciones.

Los científicos han desarrollado diversos medios para medir las distancias que separan a los núcleos en las moléculas. Con base en observaciones de esas distancias en muchas moléculas, es posible asignar a cada elemento un radio atómico de enlace. 

Por ejemplo, en la molécula de I2 , la distancia que separa los núcleos de yodo es de 2.66 Å. Con base en esto, definimos el radio atómico de enlace del yodo como 1.33 Å.

Tendencias periódicas en los radios atómicos

• Dentro de cada columna (grupo), el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por la columna. Esta tendencia es resultado primordialmente del aumento en el número cuántico principal (n) de los electrones externos. Al bajar por un grupo, los electrones externos pasan más tiempo lejos del núcleo, lo que hace que aumente el tamaño del átomo.  
• Dentro de cada fila (periodo), el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos de izquierda a derecha. El principal factor que influye en esta tendencia es el aumento en la carga nuclear efectiva (Zef) al avanzar por una fila. Al aumentar, la carga nuclear efectiva atrae a los electrones, incluidos los exteriores, más cerca del núcleo, y esto hace que disminuya el radio.

Tendencias en los tamaños de los iones 

Los tamaños de los iones se basan en las distancias entre iones en los compuestos iónicos. Al igual que el tamaño de un átomo, el tamaño de un ion depende de su carga nuclear, del número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de capa externa. 

La formación de un catión desocupa los orbitales más extendidos en el espacio y también reduce las repulsiones electrón-electrón totales. El resultado es que los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores. 

Lo contrario sucede con los aniones. Cuando se añaden electrones a un átomo neutro para formar un anión, el aumento en las repulsiones electrón-electrón hace que los electrones se extiendan más en el espacio. Por tanto, los aniones son más grandes que sus átomos progenitores.

En iones de la misma carga, el tamaño aumenta al bajar por un grupo de la tabla periódica. Al aumentar el número cuántico principal del orbital ocupado más exterior de un ion, aumenta el tamaño del ion. 

El efecto de una variación en la carga nuclear, sobre los radios iónicos, se aprecia en una serie isoelectrónica de iones. El término isoelectrónica implica que los iones poseen el mismo número de electrones. Por ejemplo, todos los iones de la serie O^2-, F-, Na+, Mg^2+ y Al^3+ tienen 10 electrones. En esta serie, la carga nuclear aumenta continuamente en el orden que se da. (Recuerde que la carga del núcleo de un átomo o un ion monoatómico está dada por el número atómico del elemento.) 

Puesto que el número de electrones es constante, el radio del ion disminuye al aumentar la carga nuclear, porque los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

 La facilidad con que los electrones se pueden sacar de un átomo es un indicador importante del comportamiento químico del átomo. 

La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.

Variaciones en las energías sucesivas de ionización

En general, los átomos más pequeños tienen energías de ionización más altas. Los mismos factores que influyen en el tamaño atómico también influyen en las energías de ionización. La energía requerida para eliminar un electrón de la capa exterior depende tanto de la carga nuclear efectiva como de la distancia media entre el electrón y el núcleo. Un aumento de la carga nuclear efectiva, o una disminución de la distancia al núcleo, aumentan la atracción entre el electrón y el núcleo. Al aumentar esta atracción, se hace más difícil quitar el electrón y por ende aumenta la energía de ionización.

  

 Al movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto un aumento en la carga nuclear efectiva como una disminución en el radio atómico, lo que hace que la energía de ionización aumente. En cambio, cuando bajamos por una columna, el radio atómico aumenta, mientras que la carga nuclear efectiva casi no cambia. Así, la atracción entre el núcleo y el electrón disminuye, y la energía de ionización disminuye también.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

 La mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa. 

El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido. 

En casi todos los casos, se libera energía cuando se agrega un electrón. Por ejemplo, la adición de un electrón a un átomo de cloro va acompañada por un cambio de energía de 349 kJ/mol, donde el signo negativo indica que se libera energía durante el proceso. Por tanto, decimos que la afinidad electrónica de Cl es 349 kJ/mol:

 Cl(g) + e- → Cl-(g)     ΔE = -349 kJ/mol

Diferencias entre la energía de ionización y la afinidad electrónica:

La energía de ionización mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón, mientras que la afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomo gana un electrón. 

Cuanto mayor sea la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativa será la afinidad electrónica del átomo. Para algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el átomo y el electrón separados: 

Ar(g) + e- → Ar-(g) ΔE > 0

Puesto que ΔE > 0, el ion Ar es inestable y no se forma.

En general, la afinidad electrónica se vuelve más negativa conforme avanzamos por cada fila hacia los halógenos. Los halógenos, a los que sólo les falta un electrón para tener una subcapa p llena, tienen las afinidades electrónicas más negativas. Al ganar un electrón, un átomo de halógeno forma un ion negativo estable que tiene la configuración de un gas noble. La adición de un electrón a un gas noble, en cambio, requeriría que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor energía. La ocupación de una subcapa de más alta energía no es favorable desde el punto de vista energético, así que la afinidad electrónica es muy positiva. Las afinidades electrónicas del Be y del Mg son positivas por la misma razón; el electrón adicional residiría en una subcapa p que antes estaba vacía y que tiene mayor energía. Las afinidades electrónicas de los elementos del grupo 5A (N, P, As, Sb) también son interesantes. Dado que estos elementos tienen subcapas p llenas hasta la mitad, el electrón adicional se debe colocar en un orbital que ya está ocupado, lo que causa mayores repulsiones electrón-electrón. En consecuencia, estos elementos tienen afinidad electrónica positiva (N) o menos negativa que la de sus vecinos a la izquierda.

  

Las afinidades electrónicas no cambian mucho conforme bajamos en un grupo. Por ejemplo, consideremos las afinidades electrónicas de los halógenos. En el caso del F, el electrón adicional ocupa un orbital 2p, en el del Cl, ocupa un orbital 3p, en el del Br, ocupa un orbital 4p, etcétera. Así, conforme avanzamos del F al I, la distancia media entre el electrón añadido y el núcleo aumenta continuamente, lo que hace que la atracción entre el núcleo y el electrón disminuya. Sin embargo, el orbital que contiene el electrón más externo está cada vez más disperso conforme avanzamos del F al I, lo que reduce las repulsiones electrón-electrón. Así, la menor atracción electrón- núcleo se compensa por la disminución en las repulsiones electrón-electrón.

CLASE 5 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

En un sistema en donde existen varios elementos se hace necesario el orden, como en todos los órdenes de la naturaleza los elementos químicos también necesitan estar ordenados de acuerdo a algún criterio de esta necesidad es que nace la clasificación periódica de los elementos que se expresa en la TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.

Devenir de la Clasificación Periódica de los Elementos

En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea respecto de los átomos y las moléculas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica para los químicos de aquella época, quienes pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con las masas atómicas. 

Tríadas de Döbereiner:

 En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo, los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas. 

 Ley de las octavas de Newlands:
 En 1864, el químico inglés John Newlands1 observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes. Newlands se refirió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin embargo, tal “ley” resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio, por lo cual el trabajo de Newlands fue rechazado por la comunidad científica.

 Tabla periódica de Mendeléyev: 
En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer propusieron de manera independiente una disposición en tablas mucho más amplia para los elementos, basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades. El sistema de clasificación de Mendeleev superó sobremanera al de Newlands, en particular en dos aspectos. Primero, agrupó los elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus propiedades, y segundo, por- que hizo viable la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Por ejemplo, Mendeleev planteó la existencia de un elemento desconocido que llamó eka- aluminio y predijo algunas de sus propiedades (eka es una palabra en sánscrito que significa “primero”; así, el eka-aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio en el mismo grupo). Cuando se descubrió el galio cuatro años más tarde, notó que sus propiedades coincidían significativamente con las propiedades que pronosticó para el eka-aluminio:

La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces. En 1900 ya se habían incorporado en la lista alrededor de 30 elementos más, con lo que se completaron algunos de los espacios vacíos. En la figura  de abajo,se muestra una tabla cronológica del descubrimiento de los elementos. A pesar de que esta tabla periódica tuvo gran éxito, sus primeras versiones mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual . Pero ningún químico colocaría el argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad diferente a la masa atómica debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que dicha propiedad se relaciona con el número atómico, concepto desconocido para Mendeleev y sus contemporáneos.

Al utilizar los datos experimentales de dispersión de partículas alfa, Rutherford calculó el número de cargas positivas que había en el núcleo de algunos elementos, pero la importancia de esos números se comprendió unos años más tarde. En 1913, el joven físico inglés, Henry Moseley, descubrió una correlación entre lo que él llamó número atómico y la frecuencia de los rayos X que se generaban al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Moseley observó que la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos se podía correlacionar con la ecuación.

donde v es la frecuencia de los rayos X emitidos y a y b son constantes para todos los elementos. Así, a partir de la raíz cuadrada de la frecuencia medida de los rayos X emitidos, es posible determinar el número atómico de un elemento. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Por ejemplo, el calcio es el vigésimo elemento en orden de masa atómica creciente y tiene un número atómico de 20. Ahora cobraban sentido las discrepancias que habían desconcertado a los antiguos científicos. El número atómico del argón es 18, y el del potasio, 19, por lo que este último debe colocarse después del argón en la tabla periódica.
Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. Como ya se sabe, el número atómico también señala el número de electrones en los átomos de un elemento. La configuración electrónica de los elementos ayuda a explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas. La importancia y la utilidad de la tabla periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo, se predicen, con bastante exactitud, las propiedades de cualquier elemento, aun cuando sea un elemento poco conocido.

Clasificación periódica de los elementos (según Configuración Electrónica Externa)

Agrupamiento según familias en la tabla periódica moderna

La reactividad química de los elementos está determinada en gran parte por sus electrones de valencia, que son los electrones que ocupan el nivel de energía externo. Para los elementos representativos, los electrones de valencia son los que ocupan el más alto nivel de energía n. Todos los electrones que no son de valencia en un átomo reciben el nombre de electrones internos. Al observar una vez más las configuraciones electrónicas de los elementos representativos, surge un patrón claro: todos los elementos en un grupo determinado tienen el mismo número y tipo de electrones de valencia. La similitud de configuraciones electrónicas de valencia es lo que hace que los elementos en un mismo grupo tengan un comportamiento químico parecido.

TABLA PERIÓDICA MODERNA