Unidad 3: Clasificación periódica de los elementos
1. EVOLUCIÓN HISTÓRICA 1.1. Introducción
• La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la Química y la Física:
◦ El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
◦ El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
◦ La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
◦ Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos y el surgimiento de nuevos elementos
1.2. Clasificación de Lavoisier
• La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición.
• Aunque muy práctica y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.
1.3. Triadas de Döbereiner
• El químico alemán Döbereiner intentó en 1817 agrupar los elementos de propiedades análogas, relacionando esta agrupación con los pesos atómicos.
• Las triadas de Döbereiner ponen de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último.
• Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
Litio LiOHLiCl Calcio CaCl2
CaSO4 Azufre
H2S
SO2 Sodio NaOHNaCl Estroncio SrCl2
SrSO4 Selenio
H2Se
SeO2 Potasio KOHKCl Bario BaCl2
BaSO4 Teluro
H2Te
TeO2 Triadas de Döbereiner (https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elementos).
1.4. Hélice de Chancourtois
• Chancourtois construyó en 1864 una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical.
• Chancourtois utilizó un cilindro vertical con 16 líneas equidistantes en su superficie paralelas al eje del cilindro. A continuación dibujó una hélice a 45° del eje y ubicó en ella a los elementos en orden creciente de su peso atómico.
• Los elementos que diferían entre sí en peso atómico en aproximadamente 16 unidades o múltiplos de 16 caen más o menos en la misma línea vertical, y estos elementos tenían propiedades similares, lo que indicaba cierta periodicidad.
• El diagrama de Chancourtois pareció muy complicado a la comunidad científica, y recibió poca atención.
Hélice telúrica de Chancourtois (http://cea.quimicae.unam.mx/estru/tabla/05_Parametros.htm).
1.5. Ley de las octavas de Newlands
• Newlands publicó en 1864 su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero (en esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos).
• Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
• Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó.
Li 6,9 Be 9,0 B 10,8 C 12,0 N 14,0 O 16,0 F 19,0 Na 23,0 24,3Mg 27,0Al 28,1Si 31,0P 32,1S 35,5Cl K 39,0 40,0Ca
1.6. Tabla periódica de Mendeléyev
• En 1869, el ruso Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos. Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes: ◦ Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
◦ Los agruparon en filas o periodos de distinta longitud.
◦ Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades químicas similares, como la valencia. • La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias
modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
◦ En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
• Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
Tabla periódica de Mendeléyev publicada en 1872 (https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elementos). Licencia CC Attribution-ShareAlike 3.0 Unported (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/).
• El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
2. EL SISTEMA PERIÓDICO MODERNO 2.1. Tabla periódica de Mendeléyev
• La tabla periódica de los elementos (atribuida a Mendeléyev) clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conocidos hasta la fecha conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
◦ Los elementos se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos.
◦ A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos:
▪ Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma configuración electrónica de la capa de valencia. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
▪ Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos (3-12) y los ocho restantes largos (1-2 y 13-18). Los elementos de un mismo grupo se denominan:
Grupo 1: metales alcalinos Grupo 2: metales alcalinotérreos. Grupo 3: familia del Escandio. Grupo 4: familia del Titanio. Grupo 5: familia del Vanadio. Grupo 6: familia del Cromo. Grupo 7: familia del Manganeso. Grupo 8: familia del Hierro. Grupo 9: familia del Cobalto. Grupo 10: familia del Níquel. Grupo 11: familia del Cobre. Grupo 12: familia del Zinc. Grupo 13: térreos o boroideos. Grupo 14: carbonoideos. Grupo 15: nitrogenoideos .
Grupo 16: calcógenos o anfígenos. Grupo 17: halógenos.
Grupo 18: gases nobles.
◦ Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos:
▪ Hay 7 periodos en la tabla periódica, de los cuales tres son periodos cortos (1-3), dos son medios (4-5) y el resto son largos (6-7).
◦ La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
▪ Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
▪ Los elementos del grupo d se denominan elementos de transición.
▪ Los elementos del grupo f se denominan elementos de transición interna (lantánidos y actínidos).
◦ Los elementos se clasifican en función de sus características físico-químicas en elementos metálicos, no metálicos y semimetales o metaloides (Cf. Sección 2.3).
1. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más externos, identifica el grupo de la tabla periódica al que pertenecen. Indica el símbolo, el número atómico y el periodo del primer elemento de dicho grupo.
a) ns2 np4
b) ns2
c) ns2 np1
Tabla periódica de los elementos (http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elemento ) Licencia CC Attribution 3.0 Unported (http://creativecommons.org/licenses/by/3.0/deed.en).
2.2. Elementos químicos en la tabla periódica7
Z Nombre Símbolo Periodo,Grupo
Masa atómica8 (g·mol-1)(±) Densidad a 20 ºC (g·cm-3) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Configuración electrónica en su estado fundamental9 1 Hidrógeno H 1, 1 1,00794(7) 0,084 g/l -259,1 -252,69 1s1 2 Helio He 1, 18 4,002602(2) 0,17 g/l -272,2 -268,9 1s2 3 Litio Li 2, 1 6,941(2) 0,53 180,5 1317 [He] 2s1 4 Berilio Be 2, 2 9,012182(3) 1,85 1278 2970 [He] 2s2 5 Boro B 2, 13 10,811(7) 2,46 2300 2550 [He] 2s2 2p1 6 Carbono C 2, 14 12,0107(8) 3,51 3550 4827 [He] 2s2 2p2 7 Nitrógeno N 2, 15 14,0067(2) 1,17 g/l -209,9 -195,8 [He] 2s2 2p3 8 Oxígeno O 2, 16 15,9994(3) 1,33 g/l -218,4 -182,9 [He] 2s2 2p4 9 Flúor F 2, 17 18,9984032(5) 1,58 g/l -219,6 -188,1 [He] 2s2 2p5 10 Neón Ne 2, 18 20,1797(6) 0,84 g/l -248,7 -246,1 [He] 2s2 2p6 11 Sodio Na 3, 1 22,98976928(2) 0,97 97,8 892 [Ne] 3s1 12 Magnesio Mg 3, 2 24,3050(6) 1,74 648,8 1107 [Ne] 3s2 13 Aluminio Al 3, 13 26,9815386(8) 2,70 660,5 2467 [Ne] 3s2 3p1 14 Silicio Si 3, 14 28,0855(3) 2,33 1410 2355 [Ne] 3s2 3p2 15 Fósforo P 3, 15 30,973762(2) 1,82 44 (P4) 280 (P4) [Ne] 3s2 3p3 16 Azufre S 3, 16 32,065(5) 2,06 113 444,7 [Ne] 3s2 3p4 17 Cloro Cl 3, 17 35,453(2) 2,95 g/l -34,6 -101 [Ne] 3s2 3p5 18 Argón Ar 3, 18 39,948(1) 1,66 g/l -189,4 -185,9 [Ne] 3s2 3p6 19 Potasio K 4, 1 39,0983(1) 0,86 63,7 774 [Ar] 4s1 20 Calcio Ca 4, 2 40,078(4)1 1,54 839 1487 [Ar] 4s2 21 Escandio Sc 4, 3 44,955912(6) 2,99 1539 2832 [Ar] 4s2 3d1 22 Titanio Ti 4, 4 47,867(1) 4,51 1660 3260 [Ar] 4s2 3d2 23 Vanadio V 4, 5 50,9415(1) 6,09 1890 3380 [Ar] 4s2 3d3 24 Cromo Cr 4, 6 51,9961(6) 7,14 1857 2482 [Ar] 4s1 3d5 25 Manganeso Mn 4, 7 54,938045(5) 7,44 1244 2097 [Ar] 4s2 3d5 26 Hierro Fe 4, 8 55,845(2) 7,87 1535 2750 [Ar] 4s2 3d6 27 Cobalto Co 4, 9 58,933200(9) 8,89 1495 2870 [Ar] 4s2 3d7
28 Níquel Ni 4, 10 58,6934(2) 8,91 1453 2732 [Ar] [Ar] 4s4s21 3d 3d89
29 Cobre Cu 4, 11 63,546(3) 8,92 1083,5 2595 [Ar] 4s1 3d10
30 Zinc Zn 4, 12 65,409(4) 7,14 419,6 907 [Ar] 4s2 3d10
31 Galio Ga 4, 13 69,723(1) 5,91 29,8 2403 [Ar] 4s2 3d10 4p1
32 Germanio Ge 4, 14 72,64(1) 5,32 937,4 2830 [Ar] 4s2 3d10 4p2
33 Arsénico As 4, 15 74,92160(2) 5,72 613 (sublimación)613 [Ar] 4s2 3d10 4p3
34 Selenio Se 4, 16 78,96(3) 4,82 217 685 [Ar] 4s2 3d10 4p4
35 Bromo Br 4, 17 79,904(1) 3,14 -7,3 58,8 [Ar] 4s2 3d10 4p5
36 Kriptón Kr 4, 18 83,798(2) 3,48 g/l -156,6 -152,3 [Ar] 4s2 3d10 4p6
37 Rubidio Rb 5, 1 85,4678(3) 1,53 39 688 [Kr] 5s1
7 Fuentes: https://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_químico , https://en.wikipedia.org/wiki/Electron_configuration https://en.wikipedia.org/wiki/Electron_configurations_of_the_elements_(data_page)
8 Las masas atómicas entre corchetes corresponden a elementos que no tienen un nucleoide estable, y su valor entre corchetes indica el número másico del isótopo con mayor duración de dicho elemento.
9 Las configuraciones electrónicas en el estado fundamental en rojo son excepciones a la regla de Madelung. Las configuraciones electrónicas de los elementos más allá del rutherfordio no han sido verificadas empíricamente, pero se espera que sigan la regla de Madelung sin excepciones hasta el elemento 120.
Z Nombre Símbolo Periodo,Grupo Masa atómica (g·mol-1)(±) Densidad a 20 ºC (g·cm-3) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Configuración electrónica en su estado fundamental 38 Estroncio Sr 5, 2 87,62(1) 2,63 769 1384 [Kr] 5s2 39 Itrio Y 5, 3 88,90585(2) 4,47 1523 3337 [Kr] 5s2 4d1 40 Circonio Zr 5, 4 91,224(2) 6,51 1852 4377 [Kr] 5s2 4d2 41 Niobio Nb 5, 5 92,906 38(2) 8,58 2468 4927 [Kr] 5s1 4d4 42 Molibdeno Mo 5, 6 95,94(2) 10,28 2617 5560 [Kr] 5s1 4d5 43 Tecnecio Tc 5, 7 [98,9063] 11,49 2172 5030 [Kr] 5s2 4d5 44 Rutenio Ru 5, 8 101,07(2) 12,45 2310 3900 [Kr] 5s1 4d7 45 Rodio Rh 5, 9 102,90550(2) 12,41 1966 3727 [Kr] 5s1 4d8 46 Paladio Pd 5, 10 106,42(1) 12,02 1552 3140 [Kr] 4d10 47 Plata Ag 5, 11 107,8682(2) 10,49 961,9 2212 [Kr] 5s1 4d10 48 Cadmio Cd 5, 12 112,411(8) 8,64 321 765 [Kr] 5s2 4d10 49 Indio In 5, 13 114,818(3) 7,31 156,2 2080 [Kr] 5s2 4d10 5p1 50 Estaño Sn 5, 14 118,710(7) 7,29 232 2270 [Kr] 5s2 4d10 5p2 51 Antimonio Sb 5, 15 121,760(1) 6,69 630,7 1750 [Kr] 5s2 4d10 5p3 52 Teluro Te 5, 16 127,60(3) 6,25 449,6 990 [Kr] 5s2 4d10 5p4 53 Yodo I 5, 17 126,90447(3) 4,94 113,5 184,4 [Kr] 5s2 4d10 5p5 54 Xenón Xe 5, 18 131,293(6) 4,49 g/l -111,9 -107 [Kr] 5s2 4d10 5p6 55 Cesio Cs 6, 1 132,9054519(2) 1,90 28,4 690 [Xe] 6s1 56 Bario Ba 6, 2 137,327(7) 3,65 725 1640 [Xe] 6s2 57 Lantano La 6 138,90547(7) 6,16 920 3454 [Xe] 6s2 5d1 58 Cerio Ce 6 140,116(1) 6,77 798 3257 [Xe] 6s2 4f1 5d1 59 Praseodimio Pr 6 140,90765(2) 6,48 931 3212 [Xe] 6s2 4f3 60 Neodimio Nd 6 144,242(3) 7,00 1010 3127 [Xe] 6s2 4f4 61 Prometio Pm 6 [146,9151] 7,22 1080 2730 [Xe] 6s2 4f5 62 Samario Sm 6 150,36(2) 7,54 1072 1778 [Xe] 6s2 4f6 63 Europio Eu 6 151,964(1) 5,25 822 1597 [Xe] 6s2 4f7 64 Gadolinio Gd 6 157,25(3) 7,89 1311 3233 [Xe] 6s2 4f7 5d1 65 Terbio Tb 6 158,92535(2) 8,25 1360 3041 [Xe] 6s2 4f9 66 Disprosio Dy 6 162,500(1) 8,56 1409 2335 [Xe] 6s2 4f10 67 Holmio Ho 6 164,93032(2) 8,78 1470 2720 [Xe] 6s2 4f11 68 Erbio Er 6 167,259(3) 9,05 1522 2510 [Xe] 6s2 4f12 69 Tulio Tm 6 168,93421(2) 9,32 1545 1727 [Xe] 6s2 4f13 70 Iterbio Yb 6 173,04(3) 6,97 824 1193 [Xe] 6s2 4f14 71 Lutecio Lu 6, 3 174,967(1) 9,84 1656 3315 [Xe] 6s2 4f14 5d1 72 Hafnio Hf 6, 4 178,49(2) 13,31 2150 5400 [Xe] 6s2 4f14 5d2 73 Tantalio Ta 6, 5 180,9479(1) 16,68 2996 5425 [Xe] 6s2 4f14 5d3 74 Wolframio W 6, 6 183,84(1) 19,26 3407 5927 [Xe] 6s2 4f14 5d4 75 Renio Re 6, 7 186,207(1) 21,03 3180 5627 [Xe] 6s2 4f14 5d5 76 Osmio Os 6, 8 190,23(3) 22,61 3045 5027 [Xe] 6s2 4f14 5d6 77 Iridio Ir 6, 9 192,217(3) 22,56 2410 4130 [Xe] 6s2 4f14 5d7 78 Platino Pt 6, 10 195,084(9) 21,45 1772 3827 [Xe] 6s1 4f14 5d9 79 Oro Au 6, 11 196,966569(4) 19,32 1064,4 2940 [Xe] 6s1 4f14 5d10 80 Mercurio Hg 6, 12 200,59(2) 13,55 -38,9 356,6 [Xe] 6s2 4f14 5d10 81 Talio Tl 6, 13 204,3833(2) 11,85 303,6 1457 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1 82 Plomo Pb 6, 14 207,2(1) 11,34 327,5 1740 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2
Z Nombre Símbolo Periodo,Grupo Masa atómica (g·mol-1)(±) Densidad a 20 ºC (g·cm-3) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Configuración electrónica en su estado fundamental 83 Bismuto Bi 6, 15 208,98040(1) 9,80 271,4 1560 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p3 84 Polonio Po 6, 16 [208,9824] 9,20 254 962 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4 85 Astato At 6, 17 [209,9871] 302 337 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5 86 Radón Rn 6, 18 [222,0176] 9,23 g/l -71 -61,8 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6 87 Francio Fr 7, 1 [223,0197] 27 677 [Rn] 7s1 88 Radio Ra 7, 2 [226,0254] 5,50 700 1140 [Rn] 7s2 89 Actinio Ac 7 [227,0278] 10,07 1047 3197 [Rn] 7s2 6d1 90 Torio Th 7 232,03806(2) 11,72 1750 4787 [Rn] 7s2 6d2 91 Protactinio Pa 7 231,03588(2) 15,37 1554 4030 [Rn] 7s2 5f2 6d1 92 Uranio U 7 238,02891(3) 18,97 1132,4 3818 [Rn] 7s2 5f3 6d1 93 Neptunio Np 7 [237,0482] 20,48 640 3902 [Rn] 7s2 5f4 6d1 94 Plutonio Pu 7 [244,0642] 19,74 641 3327 [Rn] 7s2 5f6 95 Americio Am 7 [243,0614] 13,67 994 2607 [Rn] 7s2 5f7 96 Curio Cm 7 [247,0703] 13,51 1340 [Rn] 7s2 5f7 6d1 97 Berkelio Bk 7 [247,0703] 13,25 986 [Rn] 7s2 5f9 98 Californio Cf 7 [251,0796] 15,1 900 [Rn] 7s2 5f10 99 Einstenio Es 7 [252,0829] 860 [Rn] 7s2 5f11 100 Fermio Fm 7 [257,0951] [Rn] 7s2 5f12 101 Mendelevio Md 7 [258,0986] [Rn] 7s2 5f13 102 Nobelio No 7 [259,1009] [Rn] 7s2 5f14 103 Laurencio Lr 7, 3 [260,1053] [Rn] 7s2 5f14 7p1 104 Rutherfordio Rf 7, 4 [261,1087] [Rn] 7s2 5f14 6d2 105 Dubnio Db 7, 5 [262,1138] [Rn] 7s2 5f14 6d3 106 Seaborgio Sg 7, 6 [263,1182] [Rn] 7s2 5f14 6d4 107 Bohrio Bh 7, 7 [262,1229] [Rn] 7s2 5f14 6d5 108 Hassio Hs 7, 8 [265] [Rn] 7s2 5f14 6d6 109 Meitnerio Mt 7, 9 [266] [Rn] 7s2 5f14 6d7 110 Darmstadtio Ds 7, 10 [269] [Rn] 7s2 5f14 6d8 111 Roentgenio Rg 7, 11 [272] [Rn] 7s2 5f14 6d9 112 Copernicio Cn 7, 12 [285] [Rn] 7s2 5f14 6d10 113 Ununtrio Uut 7, 13 [284] [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p1 114 Flerovio Fl 7, 14 [289] [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p2 115 Ununpentio Uup 7, 15 [288] [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p3 116 Livermorio Lv 7, 16 [290] [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p4 117 Ununseptio Uus 7, 17 [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p5 118 Ununoctio Uuo 7, 18 [294] [Rn] 7s2 5f14 6d10 7p6
2.3. Carácter metálico de los elementos
• Los metales son materiales caracterizados por ser buenos conductores del calor y la electricidad. ◦ Aparecen en la izquierda de la tabla periódica.
◦ Desde el punto de vista de la ciencia de materiales, los metales son materiales en los que existe un solapamiento entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico).
• Los no metales son materiales caracterizados por ser deficientes conductores del calor y la electricidad (excepto el carbono en su forma alotrópica de grafito).
◦ Aparecen en la derecha de la tabla periódica.
• Los semimetales o metaloides son materiales que se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales.
◦ Dentro de la tabla periódica los metaloides se encuentran en línea diagonal desde el boro al astato. Los elementos que se encuentran encima a la derecha son no metales, y los que se encuentran debajo a la izquierda son metales.
2. Considera los elementos siguientes: Ti (Z = 22), Mn (Z = 25), Ni (Z = 28) y Zn (Z = 30). a) Indica el grupo y el periodo a los que pertenece cada uno de los elementos. b) Justifica si alguno de ellos conduce la electricidad en estado sólido.
3. Cuatro elementos diferentes, A, B, C y D tienen número atómico 6, 9, 13 y 19 respectivamente. Determina para cada uno de ellos:
a) El número de electrones de valencia. b) Su clasificación en metales y no metales. 3. PROPIEDADES ATÓMICAS PERIÓDICAS
3.1. Apantallamiento. Carga nuclear efectiva
• En los átomos polielectrónicos, se denomina apantallamiento,
a
, a la atenuación de la fuerza atractiva sobre el electrón, debida a la atracción electrostática por el núcleo, debido a la repulsión electrostática de los electrones en capas inferiores y del mismo nivel energético, lo que produce una disminución de la fuerza atractiva neta sobre el electrón.• La carga nuclear efectiva,
Z
* , de un átomo con número atómicoZ
, es la carga positiva netaexperimentada por un electrón en un átomo polielectrónico, una vez deducido el efecto del apantallamiento:
◦
Z
*=
Z −a
◦ Aunque su determinación (mediante las reglas de Slater) excede el contenido de este curso, cabe señalarse que:
▪ En los grupos, la carga nuclear efectiva no varía.
3.2. Radio atómico
• El radio atómico está definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes iguales en un sólido metálico o una molécula de una sustancia covalente. Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo:
◦ En los grupos, el radio atómico aumenta de arriba a abajo.
Al avanzar a lo largo de un grupo la carga nuclear efectiva permanece constante, mientras que aumenta el número de niveles electrónicos ocupados, por lo que el radio atómico es mayor.
◦ En los períodos, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Al avanzar a lo largo de un periodo se incrementa la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo, manteniéndose constante el número de niveles electrónicos ocupados. La intensidad de la atracción entre el electrón y el núcleo aumenta, por lo que disminuye la distancia entre ellos.
Radios covalentes (en pm) determinados empíricamente, publicados por J. C. Slater en 1964. (https://en.wikipedia.org/wiki/Atomic_radius).
3.3. Radio iónico
• El radio iónico está relacionado con el radio atómico, y se define de igual manera, pero en iones.
◦ En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye el apantallamiento y aumenta la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo, de modo que el radio iónico es menor que el atómico.
◦ En el caso de los aniones el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa aumenta el apantallamiento y disminuye la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.
Radios (en pm) de algunos átomos como elementos neutros (gris) y cationes (rojo) o aniones (azul) derivados de dichos átomos. (https://en.wikipedia.org/wiki/Ionic_radius).
3.4. Energía de ionización
• La energía de ionización es la energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo de un elemento en estado gaseoso y en su estado fundamental.
◦ Al tratarse de energía absorbida, tiene signo positivo.
◦ En términos generales, presenta una variación inversa al radio atómico: ▪ En los grupos, la energía de ionización decrece de arriba a abajo.
Al avanzar a lo largo de un grupo la carga nuclear efectiva no varía, pero el radio atómico aumenta, por lo que disminuye la atracción nuclear sobre el electrón más externo y se hace menor la energía de ionización.
▪ En los períodos, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha.
Al avanzar a lo largo de un periodo se incrementa la carga nuclear efectiva y disminuye el radio atómico, por lo que aumenta la atracción nuclear sobre el electrón más externo y se hace mayor la energía de ionización.
• Es posible definir la 2ª energía de ionización, 3ª energía de ionización, etc., conforme se van separando un segundo, tercero, etc. electrón del átomo.
◦ Estas energías aumentan conforme se van separando los electrones, pues disminuye el apantallamiento, la carga nuclear efectiva aumenta y el radio iónico disminuye, por lo que aumenta la atracción nuclear sobre el electrón más externo y se hace mayor la energía necesaria para separarlo del átomo.
3.5. Afinidad electrónica
• La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion mononegativo.
◦ Al tratarse de energía cedida, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando las fuerzas de repulsión sean más intensas que las atractivas, tendrá signo positivo.
◦ En términos generales, su valor absoluto presenta una variación igual a la energía de ionización: ▪ En los grupos la afinidad electrónica decrece de arriba a abajo.
▪ En los periodos la afinidad electrónica crece de izquierda a derecha.
• Es posible definir la 2ª afinidad electrónica, 3ª afinidad electrónica, etc., conforme se van añadiendo un segundo, tercero, etc. electrón al átomo.
◦ Estas energías son siempre positivas, pues los aniones no presentan tendencia a aceptar electrones.
3.6. Electronegatividad
• La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
◦ En términos estrictos, la electronegatividad no es una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas.
◦ No se puede determinar experimentalmente de manera directa, sino indirectamente a partir de otras magnitudes.
◦ Está íntimamente relacionado con la energía de ionización y la afinidad electrónica, y de hecho presenta en términos generales una variación igual:
▪ En los grupos la electronegatividad decrece de arriba a abajo. ▪ En los periodos la electronegatividad crece de izquierda a derecha.
Electronegatividad de los elementos, medida en la escala de Pauling (https://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad).
4. Considera un elemento X del grupo de los alcalinotérreos y un elemento Y del grupo de los halógenos.
a) Si X e Y se encuentran en el mismo periodo, determina cuál tiene mayor radio atómico. b) Si X e Y se encuentran en el mismo periodo, determina cuál tiene mayor afinidad
electrónica.
c) Si X se encuentra en el periodo siguiente a Y, determina qué iones de ambos elementos tienen la misma configuración electrónica.
d) Determina cuál de los dos iones del apartado anterior tiene mayor radio atómico. 5. Considera los elementos de números atómicos 9 y 11.
a) Identifícalos con nombre y símbolo, y escribe sus configuraciones electrónicas. b) Justifica cual tiene mayor segundo potencial de ionización.
c) Justifica cuál es el más electronegativo.
6. La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración electrónica es 1s2 2s1, son 520 y 7 300 kJ·mol-1, respectivamente.
a) Indica qué elemento es el elemento A, así como el grupo y periodo a los que pertenece. b) Define el término energía de ionización. Justifica la gran diferencia existente entre los
valores de la primera y la segunda energía de ionización del átomo A.
c) Ordena las especies A, A+ y A2+ de menor a mayor tamaño. Justifica la respuesta.
d) Indica qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie iónica A+.
