TABLA PERIÓDICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS

 
 

Entendemos por propiedad periódica toda aquella propiedad de los elementos químicos cuyos valores se repiten cíclicamente a medida que avanzamos en el sistema periódico.

Al representar una propiedad periódica frente al número atómico obtenemos un perfil en dientes de sierra típico. En la figura se representa la evolución del radio atómico a lo largo del sistema periódico.

Propiedades periódicas hay muchas, te animamos a que las busques en la excelente web de Educaplus

Nosotros vamos a limitarnos a cuatro de ellas:

- RADIO ATÓMICO

- ENERGÍA DE IONIZACIÓN

- AFINIDAD ELECTRÓNICA

- ELECTRONEGATIVIDAD

-Densidad

- Estados de agregación de la materia

-Clasificación de la materia

- Mezclas y sustancias puras

- Métodos de separación de mezclas

- ¿Qué es un elemento químico?

- Compuestos químicos

- Moléculas y redes cristalinas

 

RADIO ATÓMICO

El radio de los átomos individuales no puede ser medido. La nube electrónica que rodea el núcleo no tiene un límite que nos permita decir donde acaba el átomo. Lo único que podemos medir son las distancias entre núcleos cuando tenemos dos átomos unidos entre sí. Por ello solemos referirnos al radio covalente o al radio metálico.

El radio covalente de un átomo es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente. De forma similar, definimos el radio metálico como la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos metálicos enlazados en una red cristalina.

¿Cómo cambia el radio atómico en el sistema periódico?

AUMENTA a medida que bajamos en un grupo

AUMENTA si nos desplazamos hacia la izquierda en un periodo

El aumento del radio atómico a medida que bajamos en un grupo se debe al aumento de capas electrónicas. El potasio, por ejemplo, tiene 4 capas electrónicas y, sin embargo, el sodio solo tiene 3. A medida que aumenta la distancia de los electrones al núcleo decrece rápidamente la atracción eléctrica y aumenta mucho el tamaño.

El comportamiento del radio atómico en un periodo puede resultar raro. De hecho, cuando se les pregunta, muchas personas piensan que el aumento del radio atómico debería producirse a medida que nos desplazamos hacia la derecha. La razón, dicen, es que en ese sentido los átomos tienen cada vez más electrones, por tanto, razonan, deberían tener más volumen. En este razonamiento hay un error: se considera el aumento de electrones en la corteza electrónica pero no se considera el aumento de protones (carga eléctrica) en el núcleo. Es verdad que, por ejemplo, el calcio tiene un electrón más que el potasio, pero también es verdad que tiene un protón más. ¿Qué efecto tiene más influencia? ¿La repulsión entre el nuevo electrón y los demás electrones, o el aumento de atracción que supone la incorporación de un nuevo protón al núcleo?. El mayor efecto lo produce el protón. Para explicar este hecho, recurrimos al concepto de carga nuclear efectiva, es decir, a la carga positiva que realmente atrae al electrón más externo del átomo.

¿Qué es la carga nuclear efectiva?

¿Qué carga eléctrica neta atrae a uno de los electrones más externos del átomo de fósforo?

Desde luego no es +15, porque entre los 15 protones del núcleo y los 5 electrones más externos hay 10 electrones colocados en dos niveles diferentes niveles que apantallan al núcleo. En este caso diríamos que la carga nuclear efectiva que notan los electrones más externos del fósforo es +5.

En definitiva, una manera sencilla de estimar la carga nuclear efectiva es la siguiente: Restar del número de protones del núcleo, el número de electrones situados en capas por debajo de la capa de valencia. Los electrones de la capa de valencia tienen poco efecto sobre la carga nuclear efectiva.

Cl : Z efec = 17 - 10 = 7

O : Z efec = 8 - 2 = 6

N : Z efec = 7 - 2 = 5

Ca : Z efec = 20 -18 = 2

El cálculo exacto de la carga nuclear efectiva se lo debemos a Slater. En él se tiene en cuenta el grado de apantallamiento de los electrones según el nivel y el subnivel que ocupan.

Como vemos, en todos los periodos, la carga nuclear efectiva aumenta hacia la derecha, por tanto, el radio atómico debe aumentar en sentido contrario, es decir, hacia la izquierda. El electrón solitario de los alcalinos es atraido por la menor carga nuclear efectiva, por eso los alcalinos son los átomos con mayor radio dentro de un periodo. Lo contrario podríamos decir de los átomos de los gases nobles.

La siguiente imagen muestra los dientes de sierra que aparecen cuando representamos el radio atómico frente al número atómico. En lo alto de los picos aparecen los alcalinos, en la base los gases nobles (o los halógenos cuando no se les tiene en cuenta). Hay que tener cuenta que hay gran incertidumbre acerca del tamaño de los átomos de los gases nobles, por eso muchas veces no se les tiene en cuenta en estos gráficos.

¿QUÉ OCURRE CON EL TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS CUANDO GANAN O PIERDEN ELECTRONES?

Resulta llamativo el efecto tan intenso que puede llegar a tener un solo electrón en el tamaño de los átomos. Cuando un átomo de sodio pierde un electrón y se convierte en un ion de sodio, su radio disminuye drásticamente hasta la mitad. El ion conserva los 11 protones del núcleo y 10 electrones de la corteza, sin embargo, la carga nuclear efectiva debe crecer mucho.

Lo contrario podemos decir del cloro cuando gana un electrón convirtiéndose en un ion cloro. Su radio casi se duplica

Puede usar esta simulación de Cal Poly Pomona para comprobar lo que ha aprendido acerca del tamaño de los átomos

 

También te puede resultar útil la siguiente web de Chemistry Solutions de la AACT:

 

ENERGÍA (ENTALPÍA) DE IONIZACIÓN

La primera energía de ionización es la mínima cantidad de energía necesaria para que un mol de átomos de una sustancia en estado gaseoso pierdan el electrón más externo.

Un átomo tiene tantas energías de ionización como electrones. A continuación se indican las tres primera energías de ionización del magnesio.

La primera energía de ionización es una propiedad periódica. En el máximo de los dientes de sierra están los gases nobles, en el mínimo los alcalinos. Justamente al revés que el radio atómico.

AUMENTA AL SUBIR EN UN GRUPO

AUMENTA AL DESPLAZARNOS HACIA LA DERECHA EN UN PERIODO

¿De qué factores depende la energía de ionización?

- La carga del núcleo: Cuanto mayor sea la carga del núcleo, más fuertemente serán atraídos los electrones y más energía se necesitará para arrancarlos.

- La distancia al núcleo: Cuanto mayor sea la distancia de los electrones al núcleo menor será la fuerza eléctrica que los una. La fuerza eléctrica disminuye rápidamente con la distancia.

- El apantallamiento del núcleo: Ya lo hemos indicado en el apartado del radio atómico, los electrones de las capas internas apantallan el núcleo y los electrones más externos sienten menos carga de la esperable. Los electrones de una misma capa no se apantallan entre ellos

- Apareamiento: Si dos electrones comparten un mismo orbital existe una débil repulsión eléctrica que implica una cierta inestabilizacón

Evolución de la energía de activación en los tres primeros periodos

Hidrógeno: configuración 1s1. Un solo electrón muy próximo al núcleo, sin apantallamiento. Energía de ionización muy alta 1310 kJ/mol

Helio: configuración 1s2. Dos electrones muy próximos al núcleo, sin apantallamiento. La carga nuclear efectiva que notan los electrones es el doble que en el caso del hidrógeno. Energía de ionización muy alta 2370 kJ/mol.

Litio: configuración 1s2 2s1. Un electrón en la segunda capa, más alejado del núcelo. Apantallamiento producido por la primera capa, por tanto, la carga nuclear efectiva es +1. Energía de ionización baja 519 kJ/mol.

La tendencia general en los periodos 2 y 3 es la misma, la energía de ionización aumenta gradualmente desde el alcalino hasta el gas noble. La razón es simple: en ese sentido aumenta la carga nuclear efectiva y, en consecuencia, la energía necesaria para arrancar el electrón. Pero hay excepciones.

Berilio-Boro: El berilio tiene una energía de ionización de 900 kJ/mol y el boro de 799 kJ/mol. ¿Por qué no se cumple la tendencia general de aumento con el número atómico? Dos razones lo explican:

- El boro tiene configuración 1s2 2s2 2p1. Por tanto tiene un electrón en el orbital 2p, es decir, más alejado del núcleo que los electrones 2s (mayor distancia implica menor atracción y, por tanto, menor energía de ionización)

-Los dos electrones de valencia del berilio solo están apantallados por los dos electrones s de la capa 1. Sin embargo, el electrón 2p1 del boro está apantallado por los dos electrones s de la capa 1 y, parcialmente, por los dos electrones s de la capa 2. Una disminución de la carga nucelar efectiva implica una disminución de la energía de ionización.

Lo mismo puede decirse de la pareja Mg-Al del tercer periodo (736 y 577 kJ/mol, respectivamente)

Nitrógeno-Oxígeno: El nitrógeno tiene una energía de ionización de 1400 kJ/mol y el oxígeno de 1310 kJ/mol. ¿Por qué no se cumple la tendencia general de aumento con el número atómico? Una razón lo explica:

- La configuración electrónica del nitrógeno es 1s2 2s2 2p3, es decir, tiene tres electrones desapareados en los orbitales 2p. Sin embargo, el oxígeno tiene configuración 1s2 2s2 2p4, es decir, tiene un orbital p con dos electrones apareados. Esta situación con dos electrones en el mismo orbital introduce una repulsión adicional que facilita la sustracción de uno de esos electrones.

Lo mismo puede decirse de la pareja P-S del tercer periodo.

Las sucesivas energías de ionización

Las sucesivas energías de ionización muestran un patrón muy interesante. Por ejemplo, en el magnesio la segunda es aproximadamente el doble que la primera, sin embargo, la tercera es mucho mayor. Hay un salto energético muy grande entre la segunda y la tercera energías de ionización del magnesio. La razón es simple. El ion Mg2+ se resiste a perder un nuevo electrón porque su configuración electrónica es similar a la de un gas noble. La configuración de gas noble presenta una gran estabilidad y su ruptura necesita de un gran aporte de energía. Ese mismo comportamiento lo podemos ver en los demás elementos.

LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN EXPERIMENTA UN AUMENTO BRUSCO CUANDO LA PÉRDIDA DEL ELECTRÓN IMPLICA LA RUPTURA DE UNA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA ESPECIALMENTE ESTABLE, COMO POR EJEMPLO s2p6 DE LOS GASES NOBLES.

 

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica es la energía intercambiada (ganada o perdida) por un mol de átomos (o iones) en estado gaseoso cuando ganan un electrón. La Primera afinidad supone la ganancia de un electrón. La Segunda supone la ganancia de un segundo electrón ....

La ganancia de un electrón por parte del átomo de oxígeno es un proceso exotérmico. La ganancia del segundo es un proceso fuertemente endotérmico. Introducir un electrón en un ion negativo requiere ese gasto energético.

¿Cómo cambia la afinidad electrónica en el sistema periódico?

AUMENTA AL SUBIR EN UN GRUPO

AUMENTA AL DESPLAZARNOS HACIA LA DERECHA EN UN PERIODO

Igual que la Energía de ionización

 

 

 

 

 

 

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento es una medida de la tendencia que muestran sus átomos a atraer hacia sí los electrones de enlace.

En las moléculas HF y H2O, los átomos de F y de O atraen hacia sí los electrones de enlace con el hidrógeno. Ambos son más electronegativos que el hidrógeno. En torno a ellos la densidad electrónica es alta.

¿Cómo cambia la electronegatividad en el sistema periódico?

AUMENTA AL SUBIR EN UN GRUPO

AUMENTA AL DESPLAZARNOS HACIA LA DERECHA EN UN PERIODO

El elemento más electronegativo del sistema periódico es el Fluor.

Escala de electronegatividad de Pauling