TEMA 2 DE QUIMICA LAS PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA

El estudio de la  materia  y de sus propiedades  en el mundo occidental  , empezó ya en la antigüedad , siglo V con los griegos . Se describía el mundo material como la combinación de cuatro elementos. Tierra , agua , aire , y fuego.

A medida  que  se  iban  descubriendo  nuevos  elementos  los  químicos  iban  descubriendo analogías en sus propiedades.

Existe por tanto una ley natural  que relaciona  los distintos elementos y los agrupa  en función de sus propiedades.

DÖBERNIER en 1829 , hizo la primera clasificación de os elementos en  triadas , conjunto de tres  elementos de propiedades  muy similares. El central  tenía el peso atómico medio de los extremos de la triada.

Li	Ca	Cl	S
Na	Sr	Br	Se
k	Ba	I	Te

NEWLAND , 1866 , formuló la ley de las  octavas. En aquella  época  se hablaba  de pesos

atómicos y no de masas atómicas. Estos agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las primeras propiedades periódicas.

MENDELEIEV  Y MEYER  , 1869 , tomando de partida los estudios anteriores establecieron la primera tabla de elementos basándose en:

-Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas.

-Agruparlos en función de sus propiedades . En el caso de Mendeleiev en  columnas.

Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en ese momento no habian sido aún descubiertos .Prediciendo incluso algunas  de sus propiedades  . Así predijo la existencia del elemento  Germanio  ,  al  que  inicialmente  se  le  denominó Ekasilicio  por  sus  propiedades semejantes al Silicio.

Posteriormente a partir  de la ley dada por Moseley , 1913 ,  relacionaba  la frecuencia de la radiación emitida (rayos X) cuando incidían electrones sobre los metales , con el denominado número atómico Z. Por tanto  determina que el número atómico es una propiedad esencial de cada elemento .En la actualidad se sabe que ese número coincide con el número de protones del núcleo .Esto permitió asignar lugares definitivos en el sistema periódico.

Propiedades periódicas generales:

1.-Radio atómico

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia  entre los centros de dos átomos vecinos.

 Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms Ă( 10-10m), nanómetros (nm, 10-9   m)

picometro (pm, 10-12 m).

Variación periódica del Radio atómico.

F=K .Zef / r2

-Aumenta Zef al aumentar la carga nuclear(protones)

-Disminuye con el numero de electrones(apantalla- miento)

Zef= Z-S(apant)

•      Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan  niveles que están  más  alejados  del núcleo, los orbitales de mayor   energía   son   cada   vez   más   grandes,   y   además,    el   efecto   de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente  muy lentamente  de un período a otro).

•      Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento  de la carga del núcleo atrae con   más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).

•      En el caso de los elementos de transición,  las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden  a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes atómicos van disminuyendo  hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones  se hacen  importantes, observándose  un crecimiento  paulatin o tras llegar a un mínimo.

RESUMEN

Los radios atómicos aumentan  en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo

2.-Radio iónicos

La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido.

El tamaño  de un ion depende de:

•      Su carga nuclear.

•      Número de electrones.

•       Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

Variación periódica

•      Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.

•      Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.

•      Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva

RESUMEN

Los radios iónicos, en general, aumentan  al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

3.-Potencial de ionización

Energía  necesaria  para  arrancar un  e-    de un  átomo  aislado  en  fase  gaseosa  en  su  estado fundamental  y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental  más un electrón sin  energía  cinética.  Siempre  se les asigna  un  valor  positivo, por  tratarse  de una  reacción endotérmica (abosorve energía).

2º Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.

Energía de  ionización  total  para llegar a  un  ion determinado  es la suma  de los  sucesivos potenciales de ionización.

       Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.

       Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.

       El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

Energía de ionización	Tendencia del elemento	Tipo de compuesto
Baja	Perder electrones y dar iones positivos	Iónicos
Elevada	Compartir electrones	Covalentes
Muy elevada	Ganar electrones y dar iones negativos	Iónicos

Variación periódica:

•       Dentro de una familia, el aumento  del número de electrones tiende a reducir el potencial  de ionización  debido  a los efectos combinados  del tamaño  y de efecto   pantalla.  Al  descender  en   un   grupo,  se   obtienen   átomos   más voluminosos  en los que  los electrones están  menos  retenidos, por lo que  el potencial de ionización decrecerá.

•      En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia  que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas  el radio atómico,  la energía de ionización  sea cada  vez mayor.

•      En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos  muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

  

•      Ejemplo

Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K.

El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y las tendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:

•      Na,  P  y  Ar  están  en  la  misma  fila  de  la  tabla  periódica,  por  lo  que

P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar.

Departamento de Física y Química . Química. 2º de Bachillerato.

•      Ne y Ar son gases nobles. Puesto que el Ne presenta un menor número atómico es esperable que P.I.Ar<P.I.Ne.

•      De igual modo, el Na y el K son metales alcalinos, por lo que atendiendo a su disposición en el sistema periódico, lo esperable es que P.I.K<P.I.Na.

•      A partir de estas observaciones concluimos que las energías de ionización siguen el orden P.I.K<P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar<P.I.Ne.

(*) Aún no se han llevado a cabo medidas exactas de las energías de ionización (ni de los pesos atómicos y otras propiedades) de algunos elementos, especialmente los  actínidos. Algunos de ellos son radiactivos y otros son muy raros y es difícil obtener una cantidad suficiente para efectuar determinaciones precisas.

4.-Afinidad electrónica

Energía  desprendida  en  un  proceso  en  el que  un  determinado  átomo  neutro  gaseoso  en  estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.

Este proceso de captación de electrones suele ser   favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).

Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables.

La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.

Variación periódica

    La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.

•      Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del oxígeno,      el             flúor                                    y                      el                           cloro                                                                                                                                                     .

                       •      En resumen:

Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

5.Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

•      Pauling  la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala  de Pauling,  cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

   

•      La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

•      Un  átomo  con  una  afinidad  electrónica  muy negativa  y  un  potencial  de ionización elevado, atraerá  electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

•      El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken  promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:

XM  = 0,0085 (P.I. + A.E.) Variación periódica

•      Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a

derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

•      Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

•      El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

•      El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.

•      Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

•      Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

Ejemplo:

Compuesto	F2	HF	LiF
Diferencia de  electronegatividad	4.0 - 4.0 = 0	4.0 - 2.1 = 1.9	4.0 - 1.0 = 3.0
Tipo de enlace	Covalente     no polar	Covalente      polar	Iónico

La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones  de un  enlace.  Cuanto  mayor sea  la  diferencia  de electronegatividad  entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.

Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico

5.1 Carácter metálico

Se  entiende  por metal  un  elemento  con  pocos  electrones  en  su  última  capa  (  1  ó  2)  y excepcionalmente  (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos.

El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones.

Por tanto  a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará.

Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad  electrónica al aumentar , hace que el átomo  tenga  tendencia   a  captar  electrones  (mayor  electronegatividad),  y  por  tanto   el carácter metálico disminuirá


ACTIVIDAD:   

1)  Identifique cales son los periodos y cuales los grupos o familias de la tabla periodica.
2)  De acuerdo con las caracteristicas de los elementos ubique los grupos de elementos en la tabla periodica.