Contenidos para Física y Química

Documento parcial

Para TEMA 2

Sistema Periódico

Contenidos para

Física y Química

José Manuel Pereira Cordido Doctor en Ciencias

Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente.

Santiago de Compostela

Edición 2013

© Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido © Fotografías: José M. Pereira Cordido

© Vídeo: José M. Pereira Cordido

© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido

Tema 2.-Tabla periódica.

Elementos y compuestos

Las sustancias puras tienen una composición constante que se puede representar por una fórmula y tienen una serie de propiedades características que permite identificarlas, como la densidad, los puntos de fusión y de ebullición, el calor específico, la condutividade eléctrica, el carácter oxidante... Nos vamos a centrar en las tres primeras.

Una sustancia pura como puede ser el cobre se puede identificar por: su densidad d = 8,96 g/cm3_{; lsu punto de fusión p.f.= 1083 º C y} por su punto de ebulición p.eb.= 2595 º C.

Otra sustancia pura como puede ser el agua, se puede identificar por su densidad d =0,998 g/cm3_{; su punto de fusión p.f.= 0} º C y por su punto de ebullición p.eb.= 100 º C.

A su vez, las sustancias puras se pueden clasificar en elementos y compuestos

.

Elementos:

están formados por uno solo tipo de átomos, no se pueden descomponer en sustancias más simple. Ejemplos: el oxígeno O₂, el nitrógeno N₂, la plata…etc.

Compuestos:

están formados por diferentes tipos de átomos. Por métodos químicos se pueden separar en los elementos que lo forman. Ejemplos: el agua H₂O, que se puede descomponer en hidrógeno H₂ y oxígeno O₂; la sal común o cloruro sódico que se puede descomponer en cloro Cl₂ y sodio Na.

Más de la mitad de los elementos químicos conocidos se descubrieron al largo del siglo XIX. La cantidad de elementos conocidos y la observación de algunas semejanza entre ellos fijo que los científicos se formularan la necesidad de ordenar y clasifica los elementos químicos conocidos. Hubo muchos intentos y dificultades hasta llegar la Tabla Periódica actual.

Hay que tener en cuenta que en el siglo XIX aun no se conocía la estructura interna de los átomos, por lo que el criterio de orden fue lo de la masa atómica ("Z" que aún se desconocía). En el siglo XIX el progreso de la química se debe fundamentalmente a las leyes de las combinación químicas, de carácter cuantitativo y basadas en la medida de masas atómicas.

Criterios de clasificación

La tabla periódica de los elementos químicos en su forma actual procede de otras elaboradas hace ya muchos años, en el transcurso de los cuales sufrió notables modificaciones. Si bien es cierto que la Historia de la Químca debe ser tratada en otro lugar, el revisar de modo muy breve alguno de los momentos cruciales de su evolución, puede ayudarnos a entender el proceso de una Ciencia.

Anticipamos que hubo dos fases en los intentos de clasificación:

ƒ

En una primera etapa:

Los elementos se clasificaron en orden creciente de sus masas atómicas hasta 1914

ƒ

En una segunda etapa:

Que comienza en 1914, año en que Moseley demuetra de forma evidente que la clasificación debe hacerse, necesariamente, sobre la base de ordenar a los elementos por orden creciente del número de protones del átomo.

A partir de este año, los elementos se ordenan por orden creciente del número atómico (Z) y, desde este punto de vista, la tabla en su forma actual nace con la idea de Moseley.

Primeros intentos de clasificación

Los primitivos investigadores de la Químca habían dividido a los elementos en dos grandes grupos de acuerdo con su propiedades: metales y no metales pero la primera relación entre sus propiedades y las masas atómicas se establece hacia 1817 por Döbereiner.

Döbereiner

Döbereiner encuentra que entre un grupo de elementos de propiedades muy parecidas, o bien sus masas atómicas son iguales, o el elemento de enmedio tiene una masa atómica que es la media aritmética de los otros dos . De acuerdo con esta idea los elementos conocidos se ordenan por tríadas.

Formó grupos de tres elementos que tenían propiedades químicas semejantes y en los que la masa atómica del elemento central era la media aritmética de la masa atómica de los otros dos elementos. Así: Cl, Br e I, de masas atómicas 35, 80 y 127 respectivamente; o el caso del Li, Na y K, de masas atómicas, 7, 23 y 39 respectivamente.

De Chancourtois

Después de otras aportaciones que omitimos, y tras cincuenta años, aparece una clasificación algo artificiosa (en forma de caracol) debida a De Chancourtois que coloca a los elementos químicos sobre la superficie de un cilindro y establece una periodicidad de las propiedades en relación con los números. El orden que utilizó fue el de las masas atómicas referidas a la masa del oxígeno (en donde el oxígeno tenía de masa atómica 16).

Newlands

En esta misma época (sobre 1860) surge otra contribución muy conocida. Se ordenan los elementos por orden creciente de masas atómicas pero por grupos de ocho elementos. Newlands afirmaba que la periodicidad de las propiedades surge después del intervalo de ocho elementos y vincula la armonía en química con la musical.

Mendelyeev y Meyer.

La aprotación más trascendente por su carácter innovador es realizada, al parecer de forma independiente, por dos célebres investigadores Mendelyeev y Meyer.

Mendeleiev dio a conocer su clasificación en 1869 y Meyer en 1870. El mérito del descubrimiento se le atribuyó a Mendeleiev, aunque a Meyer también se le reconoció posteriormente su trabajo .

Al principio esta ordenación de elementos no tuvo mucha aceptación, pero Mendeleiev propuso alterar la orden de algunos elementos conocidos y dejó huecos para elementos aún no conocidos, de forma que se cumpliera la periodicidad de las propiedades. Gracias a esta intuición de suponer la existencia de elementos aún no conocidos y para los que Mendeleiev había dejado espacio en su tabla, se descubrieron nuevos elementos químicos.

Las inovaciones que se introducen, sobre la misma idea de Newlands se refieren a los siguientes aspectos:

ƒ

1) Se establece una ordenación de elementos en orden

creciente de masas atómicas, pero después de hacer un

análisis crítico de los valores que entonces se admitían.

Se descubren errores en las masas de los elementos

cromo, indio, platino...

ƒ

2) Cuando al ordenarlos, un elemento parecía que no

encajaba en aquel lugar, se dejaba un hueco. Esta genial

intuición equivalía a admitir que faltaban elementos por

descubrir.

ƒ

3) Se establecieron familias de elementos (períodos)

de distinta longitud: cortas y largas.

ƒ

4) Se predicen propiedades de elementos aún sin

encuentran inmediatos en la tabla. El caso del germanio

resulta admirable

Con éstas aportaciones la tabla de Mendeleyev- Meyer se parece bastante a la actual pero sus elementos seguían estando ordenados por orden creciente de masas atómicas. La ley de periodicidad establecida por Meneleyev afirma que:

Las propiedades de los elementos varían con la masa atómica y son función de la estructura de los átomos.

En años posteriores al establecimiento de esta "moderna" clasificación periódica los esfuerzos se dirigen determinaciones muy cuidadosas de masa atómicas y al descubrimiento de los elementos que debían estar, pero no estaban en la tabla.

Así las cosas, en 1914 Moseley dá un vuelco a la situación.

Como ya hemos anticipado, Moseley descubre que los rayos X producen espectros cuya norma o Ley está regida por el número atómico.

En la figura de la izquierda reflejamos la gráfica de la Ley de Moseley para un reducido número de elementos.

No entraremos nuevamente a referirnos a las experiencias de Moseley ya descritas, simplemente, resaltar el hecho de que entre sus conclusiones advertía que el orden de los elementos clasificados por número atómico coincide con el orden creciente de masas atómicas salvo, cuando el de masa atómicas entra en colisión con el orden de las propiedades químicas.

margen que la clasificación se hace empleando otro criterio y su profunda trascendencia , la nueva clasificación no altera en demasía la situación de los elementos en la tabla.

A partir del descubrimiento de la Ley de Moseley, se acuerda clasificar a los elementos por orden creciente de su número atómico.

Por tanto, la tabla actualmente en uso emplea el número atómico como crierio de clasificación.

Su forma actual es la siguiente:

La primera consideración que deseamos hacer sobre la tabla se refiere a que las masas atómicas se refieren al elemento número 12, que es el carbono, admitiendo para dicha masa atómica el valor 12.0000.

Recordemos, que en un principio, la Quimica refería las masas atómicas al más pequeño de los elementos (el hidrógeno), luego ya De Chancourtois decíamos, lo hizo con relación al oxígeno tomando como base el valor O = 16.

El resultado es que hasta finales del siglo XIX se emplean dos escalas, una basada en el hidrógeno y otra basada en el oxígeno.

A comienzos del siglo XX fue abandonándose, hasta tal extremo que hacia 1910 ya nadie empleaba la escala referida al hidrógeno y todas las masas atómicas se referían al oxígeno.

Al descubrise en 1913 la existencia de diferentes isótopos de un mismo elemento químico se supuso que existiían en proporciones constantes, y que, por tanto, las masas atómicas eran invariables. Pero en 1950 los cuidadosos trabajos de A.O.Nier pusieron de manifiesto que la composición isotópica del oxígeno no era cosntante, por tanto, carecía de rigor referir la escala de masas atómicas a un elemento de composición isotópica variable.

Desde éstas fechas, los físicos y los químicos emplearon dos escalas. Los primeros referían sus masas atómicas al núclido O=16 y los segundos al oxígeno que realmente existe (una mecla de isótopos de composición variable). Los inconvenientes eran notorios no sólo porque existían dos escalas de masas, si no que también existían diferentes tablas para los valores de las constantes universales ( Vo, R y K).

Las discrepancias se zanjan en el año 1961 al acordar la Comisión Internacional de Masas Atómicas (presidida aquel año por el español Prof.Dr. T.Batuecas) sustituir las dos en uso por una nueva escala unificada basada en la masa del núclido de carbono 12 con elvalor de C= 12.0000.

Obviamente, antes se constató que era mejor que la basada en otros elementos se se habían considerado, y que su composición isotópica era constante.

Desde tal ocasión, todas las tablas advierten que la unidad de masa es la doceava parte del citado elemento referencial de masa atómica.

Periodicidades representativas

Al tiempo que recordamos en algunos casos, y conocemos en otros, pasaremos revista a una serie de propiedades de los elementos del Sistema Periódico que evidencian su variación periódica. Dado que tales propiedades caracterizan los comportamientos químicos de los elementos, tales variaciones son también del comportamiento químico del elemento.

ƒ

Relación con las configuraciones electrónicas

La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones electrónicas y puesto que las propiedades químicas de los elementos están directamente relacionadas con sus configuraciones electrónicas, la tabla permite predecir las propiedades químicas de los elementos.

Los elementos se distribuyen en períodos horizontales.

Como consecuencia de ello, los elementos quedan colocados en columnas o grupos verticales de elementos. Los parecidos químicos surgen entre los elementos de estas columnas o grupos. A los grupos se designan con un número y una letra.

Elaboremos la configuración electrónica de algunos elementos. Para ello, recordemos que en un capítulo anterior sugerimos valernos de un gráfico que nuevamente reproducimos abajo:

1s 2 s 2p 3 s 3p 3d 4 s 4 p 4d 4f 5 s 5 p 5d 5f 6 s 6p 6d 7 s 7p

Utilizando el orden de llenado de los diferentes niveles/subnivels, construimos las configuraciones electrónicas:

C: 1 s 2 _{2 s} 2 _{2 p} 2_; F: 1 s 2 _{2 s} 2 _{2 p} 5_; Na: 1s 2 _2s 2 _2p 6 _3s 1_; Si: 1s 2 _2s 2 _2p 6 _3s 2 _3p 2_; Cl: 1 s 2 _{2 s}2 _{2 p}6 _{3 s}2 _{3 p;} K: 1s 2 _2s 2_{2 p} 6 _3s 2 _3p 6 _4s1 V: 1s 2 _2s 2 _2p 6 _3s 2 _3p6 _4s 2 _{3 d} 3_; Fe: 1s 2 _2s 2 _2p 6 _3s 2 _3p 6 _4s 2 _3d 6_.

o

Veamos que tienen en común elementos del mismo período:

C y F tienen dos niveles. Pertenecen al 2º Período. Na, Si y Cl tienen tres niveles. Pertenecen al 3er_Periodo. K,V y Fe tienen cuatro niveles. Pertenecen al 4º Período.

Todos los elementos del mismo período tienen el mismo

número d niveles, que a su vez coincide con el número de

período.

o

Veamos que tienen en común elementos del mismo grupo:

C y Si en su último nivel tienen la configuración s2_p2_{ (4A) .} F y Cl en su último nivel tienen la configuración s2_p5_{ (7A)} Na y K en su último nivel tienen la configuración s1_{ (1A)}

Todos los elementos del mismo grupo tienen una

configuración similar en su último nivel y, en nuestro caso,

son de un grupo A.

El número de electrones de su última capa coincide con su

número de grupo.

Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedad químicas, todos los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configuración electrónica externa es similar.

Los electrones del último nivel se denominan electrones de valencia..

Bloques de la Tabla Periódica

Los elementos de la tabla periódica también se dividen en bloques, atendend al tipo de subnivel en que se sitúa el último electrón de su configuración electrónica, electrón que diferencia a un elemento químico del que ocupa un lugar anterior en la tabla periódica.

Estos bloques son:

S p

d

Los bloques s y p engloban la todos los elementos del grupo A, llamados elementos representativos. De éstos, los grupos encabezados por los elementos y B, C, N, O y F pertenecen al bloque p, pues su último electrón se sitúa en un subnivel p, mientras que los grupos encabezados por el Li y por el Be pertenecen al bloque s, pues su último electrón se sitúa en un subnivel "s".

Todos ellos pertenecen a grupos A.

Es de destacar el grupo 8 A o de los gases nobles. Todos los elementos de este grupo son muy estables, no reaccionan, no se combinan con otros elementos ni consigo mismos. Su estabilidad la deben a su configuración externa s2 _{para el He,}, _s2_p6 _{para el resto.} Admitiendo esta estabilidad para tal tipo de configuración, la capacidad de combinación de reacción de los demás elementos químicos se justifica por la supesta tendencia a conseguir la configuración estable de los gases nobles.

El bloque d engloba la todos los elementos de los grupos B, llamados metales de transición, su último electrón se sitúa en un subnivel d y, a su vez, s engloban en grupos B.

Los elementos del bloque f sitúan su último electrón en un subnivel f y se denominan metales de transición interna. Como por ejemplo el Sm, de Z =62, de configuración electrónica: 1s2_2s2 2_p6 3_s2 3_p6 4s2 _3d10 _4p6 _5s2 _4d10 _5p6 6_s2 4_f4_.

Tanto los elementos del bloque d, como los del bloque f, reciben el nombre de metales de transición y de transición interna. En su nivel externo solamente tienen electrones en el subnivel s, como los elementos de los grupos 1 A y 2 A, pero siguen teniendo subniveis d o f sin completar. Ya se verá más adelante que esto les confiere una serie de propiedades químicas similares que se engloban bajo el término de carácter metálico.

Conocer la relación entre la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica y su configuración electrónica externa, resulta de muy útil.

Capacidad de combinación con el hidrógeno

Hay una admirable periodicidad relativa a la capacidad de combinación con el hidrógeno, de los elementos de las tres primeras

filas o hileras del Sistema Periódico. Dado que las filas se denominan períodos emplearemos a partir de ahora dicho nombre. La figura de la izquierda evidencia el hecho de que la capacidad de combinación crece desde el primer elemento de la izquierda del período hasta el centro del mismo, luego decrece. Los mínimos coinciden con los gases nobles.

La secuencia de compuestos sería:

LiH BeH

2

, BH

3

, CH

4

, NH

3

, OH

2

, FH

NaH, MgH

2

, AlH

3

, SiH

4

, PH

3

, SH

2

, ClH

Algunos son muy conocidos y tienen nombres específicos pero , en general, a dichos compuestos se les llama hidruros.

Carácter metálico.

Antes de considerar la variación de esta propiedad aclarar que el carácter de metal es función de conductibilidad eléctrica, térmica brillo y otras propiedades que distinguen a los metales; y que los metales por excelencia son los menos conocidos. Los metales más conocidos son los que tienen más numerosas aplicaciones prácticas y técnicas, pero su popularidad no se puede identificar con el hecho de que exhiban de modo ejemplar el comportamiento de metal.

Los metales por excelencia son los de la primera columna del Sistema Periódico: Li, Na. K, Rb, Cs, Fr que son bien poco conocidos como metales. Como a las

columnas se les llama grupos, diremos a partir de ahora que los típicos metales son los del primer grupo del S.P.

El carácter metálico dentro de un

grupo, se incrementa con su número atómico; de tal suerte que en la anterior familia de metales típicos, el más metal de todos los metales es el Francio.

Y en un grupo nada sospechoso de carácter metálico ya que está bastante hacia la derecha, y en donde se encuentran C, Si, Ge, Sn y Pb éste incremento del carácter metálico al aumentar el número atómico, hace que dicho carácter evolucione desde un típico no metal como es el carbono, hasta un popular metal: el Pb.

El proceso evolutivo del carácter metálico hace que no sea posible dibujar una línea de nítida separación entre metales y no metales, el cambio paulatino hace que algunos elementos típicamente no metálicos por estar a la derecha del sistema periódico, puedan tener un notable carácter metálico si su la primera columna del Sistema Periódico: Li, Na. K, Rb, Cs, Fr que son bien poco conocidos como metales. Como a las columnas se les llama grupos, diremos a partir de ahora que los típicos metales son los del primer grupo del S.P.

El carácter metálico dentro de un grupo, se incrementa con su número atómico; de tal suerte que en la anterior familia de metales típicos, el más metal de todos los metales es número atómico es muy elevado. Este sería el caso del yodo (I).

En el centro del sistema periódico, en una área muy extensa se encuentran, precisamente, los elementos que representan la evolución del carácter metálico al no metálico.

Esta región, indefinida y sin forma

concreta se recoge en nuestra figura como una sombra de tono intermedio entre la región de los metales típicos y de los no metales.

Todos los elementos del centro sel S.P. tienen elevado número atómico y por tanto tendrán bastante carácter metálico...por eso se les llama elementos de transición o metales de transición. Ahí están los metales (de transición) más populares...Hierro, Níquel, Plomo, Estaño....

El carácter metálico o no metálico de los elementos del S.P. acostumbra a ser utilizado para diferenciar (al menos por su nombre) a los compuestos que originan con el oxígeno y con el hidrógeno. Así, la combinación de un metal con oxígeno se denomina óxido, pero si es con un no metal no merece este nombre. Los metales con el hidrógeno se dice que producen hidruros pero con los no metales no se designan así.

Propiedades de óxidos e hidruros.

Comenzaremos por los óxidos:

Quedamos, en que los metales con el oxígeno producen compuestos que llamamos óxidos, y que reconocemos habitualmente por el hecho de que reaccionan con el agua:

Na 2 O + H 2 O −−−−> 2 Na+ + OH −

El resultado es la formación de bases (hidróxidos) y por ello se diece que dichos óxidos son de carácter básico.

El carácter básico de los óxidos metálicos variará a lo largo del S.P. de forma análoga a como varía el carácter metálico.

En esta misma línea de razonamiento, afirmaremos que los óxidos no metálicos son ácidos ya que su reacción con agua es de la forma:

SO 3 + H 2 O −−−−> H 2 SO 4

El carácter ácido de los óxidos no metálicos variará a lo largo del S.P. de forma análoga a como varía su carácter metálico.

Ahora consideraremos a los hidruros:

Algo parecido ocurre con los hidruros. Los de los elementos metálicos se denominan como tales hidruros, que producen reacción básica al reaccionar con el agua:

H Na + H 2 O −−−−> H 2 + Na ++ OH −

pero los elementos no metales forman un tipo de compuestos que reacciona con el agua inonizándose y formando ácidos:

H Cl + H 2 O −−−−> H 3 O++ Cl −

Si hacemos referencia a los hidruros de los elementos del centro-derecha del S.P. como prodrá ser el grupo del Carbono, sus hidruros no se ionizan en agua , ni se les denomina hidruros (H4 C no

los siguientes:

H 2O, HF, H Cl, H 2 S

De modo general podemos decir que estos compuesto son más ácidos a medida que decrece el carácter metálico y por eso el agua es menos ácida que el clorhídrico, pero una genralización conduciría a conclusiones erróneas.

La discusión de la variación de la acidez dentro de un grupo o período no procede ser abordada en este momento.

Estructuras orbitales

Además de los que ya se ha expuesto al hablar, en general, de las estructuras orbitales a lo largo del Sistema Periódico, dos consideraciones muy breves sobre las esctructuras electrónicas de los metales y no metales.

Los metales tienen pocos electrones en los últimos orbtales, electrones relativamente libres que les confieren las propiedades típicas de los metales, y que tienden a perder para "intentar" alcanzar la estructura de órbita completa si hablamos en consonancia con el idionma de Lewis.

Hablando en tales términos los metales "intentarán" perder de uno a tres electrones de sus últimos orbitales si tienen ante sí alguien dispuesto de aceptar la dádiva.

Los no metales que ya hubiesen pasado la barrera de la estructura de sus orbitales ( s2 _p2 _{) y están de camino hacia la} estructuctura ( s2 _p6 _{) se les atribuye el "deseo" de alcanzar la de un} orbital completo a base de ganar un cierto número de elctrones.

En consecuencia, un metal frente a un no metal deben reaccionar

Radios atómicos

Para referirse al tamaño de los átomos, y dado que no es posible medir directamente cuánto ocupan los últimos orbitales

ns 2 _{n p}x _{de un determinado elemento, los químicos se refieren al} radio de los átomos como el de la mitad de la distancia entre dos de ellos (iguales) unidos por un enlace covalente, puro, sencillo.

Para ello se mide experimentalmente la distancia entre dos átomos iguales, en una molécula en que están unidos por un enlace sencillo.

La mitad de dicha distancia se acordó que es el radio atómico del elemento en cuestión.

Existe una variación periódica del radio (por tanto, del volumen) de los elementos, que se evidencia a lo largo de un período (una hilera) y también de un grupo (de una columna) . Si tenemos enfrente un S.P. diríamos que hay una variación de izquierda a derecha, y de arriba abajo.

A lo largo de un período, el radio atómico disminuye. Es decir, existe una contracición del radio de izquierda a derecha . En principio, esta contracción no es lógica ya que cada elemento se distingue de su predecesor (del que está a su izquierda) por tener un protón más, y un electrón más.

Si hay contracción es en razón de que importa más, el incremento de la carga del núcleo que la presencia de un nuevo electrón. Dicho de otro modo, la incorporación de un protón se traduce en que todos los electrones de esa misma "capa" del átomo son atraídos ahora con mayor fuerza.

Acostumbra a decirse que la carga nuclear que, efectivamente, actúa ahora sobre los electrones, es mayor que antes. Éste incremento de la carga nuclear efectiva provoca la disminución del radio (y del volumnen) a lo largo de una hilera del Sistema Periódico.

En la figura de la izquierda puede observarse la importante disminución del volumen de los átomos ( del Li al F )de la primera hilera del S.P. Decimos importante dado que el radio del flúor, por las razones expuestas, llega a ser la mitad que el radio del Litio.

Es más fácil entender el incremento del radio cuando descendemos en un grupo del Sistema Periódico. En efecto, dentro de una columna un elemento se diferencia del que esta debajo en que éste, en que el elemento de debajo tiene a sus electrones en un nivel superior de energía; diríamos empleando términos clásicos, que sus electrones están en una "capa" superior o de un número cuántico principal más alto. Es por tanto lógico que su radio atómico sea mayor.

A la izquierda hemos reocgido en una gráfica la variación de los volúmenes atómicos desde el hidrógeno (H) hasta el rubidio ( Rb).

Los máximos de la gráfica corresponden alLi, Na, K y Rb.

Los mínimos de la gráfica corresponden al F, Cl y Br.

Radios iónicos

Los átomos que han perdido o ganado un electrón se han transformado en iones. El aspecto energético de esta transformación se abordará en el siguiente apartado, pero, de momento, nos vamos a referir a las relaciones de tamaño

Si un átomo pierde uno o más electrones se convierte en un ión unipositivo, dipositivo...llamado catión. El tamaño del catión es siempre menor que el átomo ya que la carga nuclear que efectivamente actúa ahora sobre los restantes electrones es mayor; tanto mayor, cuantos más electrones haya perdido el átomo. Por tanto, el catión B+ _{es menor que el átomo del que procede ( B ) y el catión B}++ es menor que el catión B+ _{y mucho más pequeño que el átomo B .}

En la página anterior, donde figuran los tamaños relativos de los átomos se cogen también las variaciones de tamaño del litio y sus cationes.

Un razonamiento idéntico, pero con consecuencias contrarias puede hacerse para los aniones.

La incorporación de un electrón a un átomo, lleva consigo que la carga nuclear efectiva sobre los electrones (ahora uno más que los que había) disminuya. Ahora son retenidos con menos fuerza y el átomo se expande al transformarse en un anión, por lo tanto el volumen se incrementa.

Ahora: A =_{> A}−_{> A}

mientras que antes la variación de temaño era : B++ < B+< B .

Potencial de ionización

Ya hemos visto al hablar de los espectros, que los electrones de los átomos pueden absorber energía que posteriormente, emiten bajo la forma de una radiación. A dichos espectros les llamábamos espectros de emisión, y su estudio e interpretación permitó elaborar las bases de las actuales ideas sobre la estructura de la materia.

Para entender como varía esta propiedad piensa que para arrancar ese electrón se debe vencer la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre él.

Se recordamos la lana Ley de Coulomb, la fuerza es: F = K Q+_Q-_/d2_.

Esta F de atracción sobre el electrón será directamente proporcional a la carga positiva Q+ _{del núcleo, a su vez, en relación con} el número atómico Z (número de protóns). La carga negativa Q−_{será la}

del electrón que se pretende arrancar. A su vez, la fuerza de atracción será inversamente proporcional al tamaño del átomo.

La cantidad de energía absorbida pudiera ser tan elevada que el electrón fuese separado totalmente del átomo. Equivaldría a llevarlo a un nivel energético situado en el infinito. Si ésto ocurre, el átomo se transforma en un ión unipositivo y a dicha cantidad de energía suministrada se le denomina primer potencial de ionización.

Es decir:

B + energía −−−−> B+_{+ 1e}−

si a la energía suministrada la designamos por PI 1 podemos escribir la ecuación precedente como:

B + P.I.1 −−−−> B+_{+ 1e}−

El proceso puede continuar, es decir, el ión B+ _{puede continuar} perdiendo otro o varios electrones a costa de contribuciones energéticas cada vez más altas, ya que el ión retiene con mucha mayor fuerza a los electrones.

Recordemos que aumentó la carga nuclear efectiva, el ión es menor y pretendemos arrancar un electrón a un ión y no a un átomo. Por tanto, los sucesivos potenciales de ionización crecerán muy rápidamente; tanto, que no es posible imaginar que en procesos químicos normales existan iones de más de tres cargas positivas.

B+_{+ P.I.2 −−−−> B}++ _{+ 1e}− B++ _{+ P.I.3 −−−−> B}+++ _{+ 1e}− Procesos en los cuales :

P.I.3 >>> P.I.2 >> P.I.1

Y, natualmente, para originar un ión B+++ _{hace falta una cantidad} de energía que es la suma de los tres potenciales de ionización.

La cantidad de enegía para estos procesos se expresa habitualmente en electrón-voltios ( e. V.), diremos, para tener una idea, que en los procesos químicos habituales es difícil alcanzar energías del orden de 15 eV.De ahí la dificultad antes mencionada.

En cierto modo, el potencial de ionización es una medida cuantitativa del mayor o menor carácter metálico de un átomo, y si dicho carácter metálico variaba de forma periódica, otro tanto ocurre con los potenciales de ionización.

La variación periódica del potencial de

ionización se pone de manifiesto a lo largo de una hilera (períododo) del S.P. como un incremento del valor del P.I. de los elementos de la izquierza hasta los de la derecha del período.

Tal como se observa en la gráfica, los potenciales de ionización crecen desde el Li al Ne, desde el Na al Ar y así sucesivamente. Dentro de un período crecen de izquierda a derecha. Existen numerosos

factores que determinan que el crecimiento del potencial de ionización siga esta norma general, pero no entraremos en el detalle de como influye cada uno.

Admitiremos, a groso modo, que el factor determinante es la mayor proximidad de los electrones al núcleo; por tanto, el potencial de ionización dentro de un grupo crece a medida que disminuye el tamaño del átomo.

Puede verse, comparando las dos gráficas

de la izquierda (la superior y la inferior) que los potenciales de ionización crecen en un grupo, mientras que dentro de ese grupo disminuye el volumen atómico desde la izquierda hasta la derecha.

Si se entienden las razones de la variación del volumen atómico, las mismas razones que determinan la disminución del volumen sirven para justificar el incremento del potencial de ionización en un período del S.P.

Afinidad electrónica.

La facilidad o dificultad de que un átomo se transforme en un ión negativo, viene determinada por otra propiedad que caracteriza al elemento químico.

El proceso:

representa la captura de un electrón por parte de un átomo. Como puede observarse, el proceso tiene lugar con desprendimiento de energía.

La cantidad de energía liberada en el proceso de captura de un primer electrón por parte del átomo se denomina primera afinidad electrónica.

Al igual que ocurría en el potencial de ionización, el átomo puede captar un segundo y sucesivos electrones, no obstante, para que dichos procesos tengan lugar es necesario convencer al átomo.

En efecto, para que tenga lugar el proceso:

A−_{+ 1e}− _{−−−−> A} =

debe suministrarse energía . Resulta lógico que haya que aportar energía ya que el ión A- _{repele al electrón que pretendemos} entregarle.En definitiva, la segunda y sucesivas afinidades electrónicas tienen signo contrario a la primera afinidad electrónica ,y en lugar de liberarse energía en el proceso se absorbe energía.

En consecuencia, cuando tiene lugar el proceso de captura de un electrón (el primero) por parte de un átomo, se libera energía en una cuantía que denominamos primera afinidad electrónica.

A + 1e− _{−−−−> A}−_{+ A.E.1}

pero, se absorbe energía en el proceso:

A−+ 1e−+ A.E.2 −−−−> A =

y lo mismo ocurre en las sucesivas acpetaciones de un electrón por parte del ión.

La cuantía de los potenciales de ionización y la cuantía y signo de las afinidades electrónicas son determinantes en el balance enrgético que posibilita la formación de una pareja de iones (uno positivo y otro negativo)

Si el balance energético del proceso:

A + 1e− _{−−−−> A}−_{+ A.E.1}

B + P.I.1 −−−−> B+_{+ 1e}−

(si la afinidad electrónica) es suficiente para el segundo proceso (compensa al potencial de ionización) es posible desde el punto de vista energético la formación de la pareja de iones A-_{y B}+ _.

En definitiva, son los valores de las afinidades electrónica y los potenciales de ionización las causas determinantes de que -desde el punto de vista de la energía-sea posible o imposible la formación de una pareja de iones. Dicha pareja de iones, luego, y en razón de atracciones electrostáticas podrán llegar a formar una agrupación de iones unidos por fuerzas de tipo eléctrico. Por tanto, el conocimiento de las afinidades elecrtónicas y del potencial de ionización permite hacer previsones sobre las posibilidades de uniones de naturaleza eléctrica (enlaces iónicos).

Electronegatividad

Hablando en término simples, el potencial de ionización mide en cierto modo la dificultad de que se le arranque un electrón a un átomo, mientras que la afinidad electrónica mide la tendencia del átomo a aceptarlo.

Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón su corteza (mayor afinidad electrónica), mayor será también su electronegatividad por lo tanto la variación de la electronegatividad en la tabla periódica es similar de la dicha propiedad.

Aumenta al avanzar en un período y disminuye al descender y un grupo.

Esta propiedad tiene mucho interés desde el punto de vista químico, pues permite clasificar a los elementos químicos en electronegativos (valores altos de electronegatividad ) y electropositivos (valores bajos de electronegatividad ).

Los elementos electronegativos, también llamados no metales, son elemento que presentan elevada tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica elevada) y poca tendencia a perderlos (energía de ionización elevada). Es decir, formará preferentemente ións negativos.

Elementos electropositivos, también llamados metales, son elementos con el poca tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica baja) y mucha tendencia perderlos (energía de ionización baja). Es decir, formarán preferentemente ión positivos.

Tamaño ectronegatividade Energía de ionización Afinidad electrónicla

En la tabla periódica hay marcada una especie de escalera que incluye al semimetais (características intermedias entre los metales y los no metales) y que separa a los elementos electronegativos a la derecha, de los elementos electropositivos a la izquierda.

Mulliken propuso el término de electronegatividad para poder comparar la mayor o menor apetencia de los electrones por parte de dos átomos distintos. Mulliken propuso una escala de electronegatividades basada en una proporcionalidad entre el P.I. y la A.E.:

Electronegatividad

α

(P.I. + A.E)

más tarde Pauling establece otra escala con valores relativos, en la que al flúor se le asigna el valor máximo.