PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS. LA TABLA PERIÓDICA.

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1 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS. LA TABLA PERIÓDICA. A partir de la posición de los elementos en la tabla periódica formando grupos y períodos podemos deducir la evolución de algunas propiedades de los átomos. Estudiaremos las siguientes como ejemplo: Radio atómico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad RADIO ATÓMICO. Distancia al nivel de valencia (nivel más externo). Nos informa sobre el tamaño del átomo. En la práctica, se calcula a partir de la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos. Aumenta al bajar en un grupo. Por qué? Se incrementa el número de niveles electrónicos y, por tanto, el tamaño del átomo. Ejemplo: r (K)=0,23 > r (Li)=0,15 Unidades: nm=10-9 m Disminuye al desplazarme hacia la derecha en un periodo. Por qué? A lo largo de un periodo los electrones se sitúan en el mismo nivel (distancia) i la carga nuclear va aumentando (el número atómico es mayor, lo que significa que hay más protones), de modo que, la atracción sobre la nube de electrones es cada vez mayor y se aproximará más al núcleo reduciéndose el tamaño del átomo. Ejemplo: r (Na)=0,19 < r (Cl)=0,10 Formacion de iones: El radio de un ión positivo será más pequeño que el de su átomo neutro. Por qué? Porque hay un exceso de carga positiva (hemos quitado electrones), lo que hace que estos sean atraídos por el núcleo con más fuerza, por tanto el tamaño disminuye. Además, puede haber perdido el último nivel. Ejemplo: r (Li + )=0,06 < r (Li)=0,15 El radio de un ión negativo será más grande que el de su átomo neutro. Por qué? Al ganar electrones, aumentan las fuerzas de repulsión entre ellos y además, la carga positiva queda en defecto respecto a la negativa (menor atracción), en consecuencia el radio aumenta. Ejemplo: r (O 2- )=0,14 > r (O)=0,065 1

2 ENERGÍA DE IONIZACIÓN (Ei) La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido (el último electrón generalmente). Podemos expresarlo así: X + 1ª Ei X + + e - Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. La segunda energía de ionización representa la energía necesaria para arrancar un segundo electrón y su valor es siempre mayor que la primera, ya que el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo neutro y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear: X + + 2ª Ei X 2+ + e - Puedes deducir tú mismo el significado de la tercera energía de ionización y de las posteriores. La energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kj/mol). 1 ev = 1, culombios y 1 voltio = 1, julios Por qué? En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos. Por qué? Esto se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta. Excepciones: Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s 2 y s 2 p 3, respectivamente esto es, configuraciones semillenas (estas configuraciones son más estables debido a la energía de repulsión entre electrones dentro de un mismo orbital). La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón. AFINIDAD ELECTRÓNICA (Ea) Energía que se desprende cuando se forma un ion negativo (gana un electrón) a partir de un átomo neutro. Podríamos decir que representa el interés por capturar electrones. X + 1e - X - + Ea 2

3 Por qué? Porque la energía de atracción disminuye al estar cada vez más alejado el núcleo del electrón a incorporar Por qué? Porque va aumentando la carga del núcleo y esto hace que aumente también la atracción de éste por los electrones. Van ganando interés en convertirse en aniones y tener configuración de gas noble. NOTA: Podemos observar que la evolución en la tabla de la Ei y de la Ea es del mismo tipo. Esto se puede entender viendo que cuanto más Ei necesito para arrancar un electrón de un átomo, es comprensible que más energía desprenderá cuando capture un electrón ya que en definitiva ambas propiedades vienen a cuantificar el interés del átomo por ceder electrones o bien, capturarlos. Si quiere ser ion negativo (anión), no cederá fácilmente sus electrones (alta Ei para arrancar) y tendrá gran interés por capturar electrones (se desprenderá alta Ea). ELECTRONEGATIVIDAD (En) Se define como, En esencia, valora el grado de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones compartidos en un enlace cuando se forma una molécula. A mayor En, mayor atracción. La electronegatividad es una propiedad mediante la cual podremos predecir el tipo de enlace que se dará entre 2 átomos: Cuando la diferencia entre los valores de En de los átomos enlazados es alta, Enlace tipo iónico. Cuando la diferencia entre los valores de En de los átomos enlazados es baja, Enlace tipo covalente. Por qué? Porque el núcleo del átomo se encuentra cada vez más lejos del par de electrones del enlace (los más externos). Por qué? Porque va aumentando la carga del núcleo y esto hace que aumente también la atracción de éste por los electrones (los del enlace con otro átomo). Un elemento muy electronegativo (como por ejemplo el Flúor) tiende a convertirse en ión negativo. 3

4 ALGUNAS IDEAS MÁS SOBRE EL SISTEMA PERIÓDICO. Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su última capa, llamado nivel de valencia, el mismo número de electrones (e - de valencia) alojados en orbitales del mismo tipo. De este modo, quedan ordenados los elementos en el sistema periódico. Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa. Por ello, los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes. Ejemplos: AlcalinosConfiguración más externa: ns 1 AlcalinotérreosConfiguración más externa: ns 2 HalógenosConfiguración más externa: ns 2 np 5 Los elementos se clasifican en 4 bloques según su configuración electrónica: Gases nobles. Son los elementos que tienen los subniveles s y p de la última capa llenos. Configuración electrónica externa ns 2 np 6 Elementos representativos. Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o en un orbital p. Configuración electrónica externans x o ns 2 np x Metales de transición. Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel d. Configuración electrónica externa(n-1)d x ns 2 Metales de transición interna. Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel f. Configuración electrónica externa(n-2)f x (n-1)d 10 ns 2 Sobre los valores de las Energías de los orbitales. Las repulsiones electrón-electrón hacen que la energía de los distintos orbitales de un mismo nivel sea: s < p < d < f Pero, las órbitas de un orbital determinado tienen la misma energía, por ejemplo las 3 del orbital p. La diferencia entre las energías de ionización correspondientes a los electrones de valencia s y p aumenta al descender por un grupo (aumento de la de s respecto de la de p) debido a que los 2 electrones s de la capa de valencia de un elemento pesado pueden comportarse como un par inerte, que es un par de electrones s que están fuertemente ligados al átomo. Dichas diferencias de energías entre los orbitales pueden atribuirse a 2 efectos: - Un electrón s estará más cerca del núcleo que un electrón p. - Un electrón situado cerca de un núcleo, sin otros electrones a su alrededor, sufre la atracción de toda la carga del núcleo. Pero, en un átomo multielectrónico, el electrón sufre la repulsión de los demás electrones, por lo que la atracción neta es menor. Se dice que cada electrón está apantallado de la fuerza atractiva del núcleo por los demás electrones del átomo. Debido a esto, la carga nuclear efectiva es menor que la carga real del núcleo. 4

5 REACTIVIDAD DE LOS ELEMENTOS La reactividad de un elemento es la tendencia que posee a combinarse con otros. Se basa en los electrones que tiene el átomo en el nivel de valencia. Un metal es mucho más reactivo cuanta más tendencia tenga a formar cationes (ceder electrones). Un no metal es mucho más reactivo cuanto más electronegativo sea (tendencia a capturar electrones) Una capa de valencia con 8 electrones resulta especialmente estable. Por ello, todos los elementos tienden a conseguir dicha configuración de gas noble. En la formación de un compuesto, un átomo tiende a intercambiar electrones con otros átomos hasta conseguir una capa de valencia de 8 electrones. Esto se conoce como Regla de octeto. Esta regla permite explicar la carga de los iones que forman los distintos elementos. - Los metales consiguen la configuración de gas noble perdiendo los electrones que les sobran en la última capa. - Los no metales la consiguen más fácilmente ganando los electrones que les faltan para conseguir el octeto. La valencia de un elemento se determina por su disposición electrónica. Y es la capacidad de combinación que tienen los átomos. La valencia iónica de un elemento es el número de electrones que gana o pierde para formar un ión estable. 5