Bloques de la tabla periódica [editar]

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
POLITÉCNICA DE LA FUERZA ARMADA
NÚCLEO VALENCIA – EXTENSIÓN GUACARA
CICLO BÁSICO – INGENIERÍA
CÁTEDRA QUÍMICA GENERAL
Facilitador: Ing. Yosmar Bermúdez
Secciones:
Turno: Diurno
Septiembre de 2009
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Introducción
Desde la antigüedad, los hombres se han preguntado de qué están hechas las cosas. El
primero del que tenemos noticias fue un pensador griego, Tales de Mileto, quien en el siglo
VII antes de Cristo, afirmó que todo estaba constituido a partir de agua, que enrareciéndose
o solidificándose formaba todas las sustancias conocidas. Con posterioridad, otros
pensadores griegos supusieron que la sustancia primigenia era otra. Así, Anaxímenes, en al
siglo VI a. C. creía que era el aire y Heráclito el fuego.
En el siglo V, Empédocles reunió las teorías de sus
predecesores y propuso no una, sino cuatro sustancias
primordiales, los cuatro elementos: Aire, agua, tierra y
fuego. La unión de estos cuatro elementos, en distinta
proporción, daba lugar a la vasta variedad de sustancias
distintas que se presentan en la naturaleza. Aristóteles,
añadió a estos cuatro elementos un quinto: el quinto
elemento, el éter o quintaesencia, que formaba las
estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las
sustancias terrestres.
Tras la muerte de Aristóteles, gracias a las conquistas de Alejandro Magno, sus ideas se
propagaron por todo el mundo conocido, desde España, en occidente, hasta la India, en el
oriente. La mezcla de las teorías de Aristóteles con los conocimientos prácticos de los
pueblos conquistados hicieron surgir una nueva idea: La alquimia. Cuando se fundían
ciertas piedras con carbón, las piedras se convertían en metales, al calentar arena y caliza se
formaba vidrio y similarmente muchas sustancias se transformaban en otras. Los
alquimistas suponían que puesto que todas las sutancias estaban formadas por los cuatro
elementos de Empédocles, se podría, a partir de cualquier sustancia, cambiar su
composición y convertirla en oro, el más valioso de los metales de la antigüedad. Durante
siglos, los alquimistas intentaron encontrar, evidentemente en vano, una sustancia, la piedra
filosofal, que transformaba las sustancias que tocaba en oro, y a la que atribuían
propiedades maravillosas y mágicas.
Las conquistas árabes del siglo VII y VIII pùsieron en contacto a éste pueblo con las
ideas alquimistas, que adoptaron y expandieron por el mundo, y cuando Europa, tras la
caída del imperio romano cayó en la incultura, fueron los árabes, gracias a sus conquistas
en España e Italia, los que difundieron en ella la cultura clásica. El más importante
alquimista árabe fue Yabir (también conocido como Geber) funcionario de Harún alRaschid (el califa de Las mil y una noches) y de su visir Jafar (el conocido malvado de la
película de Disney). Geber añadó dos nuevos elementos a la lista: el mercurio y el azufre.
La mezcla de ambos, en distintas proporciones, originaba todos los metales. Fueron los
árabes los que llamaron a la piedra filosofal al-iksir y de ahí deriva la palabra elixir.
Símbolos alquímicos
Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no
lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos
fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe),
y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el
siglo XVI, Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más
conocido como Paracelso, natural de suiza, introdujo un nuevo
elemento, la sal.
Robert Boyle, en el siglo XVII, desechó todas las ideas de
los elementos alquímicos y definió los elementos químicos
como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas
en otras más simples. Fue la primera definición moderna y
válida de elemento y el nacimiento de una nueva ciencia:
La Química.
Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya
de las ideas alquimistas y aplicando el método científico,
descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las El químico esceptico, de Robert Boyle, marco el
leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus comienzo del final de la alquimia.
principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían
nuevos elementos químicos.
Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton,
recordando las ideas de un filósofo griego,
Demócrito, propuso la teoría atómica, según
la cual, cada elemento estaba formado un tipo
especial de átomo, de forma que todos los
átomos de un elemento eran iguales entre sí,
en tamaño, forma y peso, y distinto de los
átomos de los distintos elementos.
Símbolos de Dalton
Fue el comienzo de la formulación y nomenclatura química, que ya había avanzado a
finales del siglo XVIII Lavoisier.
Conocer las propiedades de los átomos, y en especial su peso, se transformó en la tarea
fundamental de la química y, gracias a las ideas de Avogadro y Cannizaro, durante la
primera mitad del siglo XIX, gran parte de la labor química consistió en determinar os
pesos de los átomos y las formulas químicas de muchos compuestos.
Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se
conocían más de 60 elementos, y saber las propiedades de todos ellos, era imposible para
cualquier químico, pero muy importante para poder realizar su trabajo.
Ya en 1829, un químico alemán, Döbereiner, se percató que algunos elementos debían
guardar cierto orden. Así, el calcio, estroncio y bario formaban compuestos de composición
similar y con propiedades similares, de forma que las propiedades del estroncio eran
intermedias entre las del calcio y las del bario. Otro tanto ocurría con el azufre, selenio y
teluro (las propiedades del selenio eran intermedias entre las del azufre y el teluro) y con el
cloro, bromo y iodo (en este caso, el elemento inetrmedio era el bromo). Es lo que se
conoce como tríadas de Döbereiner.
Las ideas de Döbereiner cayeron en el olvido, aunque muchos químicos intentaron buscar
una relación entre las propiedades de los elementos. En 1864, un químico ingles, Newlands,
descubrió que al ordenar los elementos según su peso atómico, el octavo elemento tenía
propiedades similares al primero, el noveno al segundo y así sucesivamente, cada ocho
elementos, las propiedades se repetían, lo denominó ley de las octavas, recordando los
periodos musicales. Pero las octavas de Newlands no se cumplían siempre, tras las
primeras octavas la ley dejaba de cumplirse.
En 1870, el químico alemán Meyer
estudió los elementos de forma gráfica,
representando el volumen de cada
átomo en función de su peso,
obteniendo una gráfica en ondas cada
vez mayores, los elementos en
posiciones similares de la onda, tenían
propiedades similares, pero las ondas
cada vez eran mayores e integraban a
más elementos. Fue el descubrimiento
de la ley periódica, pero llegó un año
demasiado
tarde.
En 1869, Mendeleyev publicó su tabla Representación grafica de los elementos según Meyer
periódica.
Había
ordenado
los
elementos siguiendo su peso atómico,
como lo hizo Newlands antes que él,
pero tuvo tres ideas geniales: no mantuvo fijo el
periodo de repetición de propiedades, sino que lo
amplió conforme aumentaba el peso atómico (igual que
se ampliaba la anchura de la gráfica de Meyer). Invirtió
el orden de algunos elementos para que cuadraran sus
propiedades con las de los elementos adyacentes, y
dejó huecos, indicando que correspondían a elementos
aún no descubiertos.
Primera tabla publicada por Mendeleyev
En tres de los huecos, predijo las propiedades de los
elementos que habrían de descubrirse (denominándolos
ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más
tarde se descubrieron el escandio, el galio y el
germanio, cuyas propiedades se correspondían con las
predichas por Mendeleyev, y se descubrió un nuevo
grupo de elementos (los gases nobles) que encontró
acomodo en la tabla de Mendeleyev, se puso de
manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino
la importancia y utilidad de la tabla periódica.
La tabla periódica era útil y permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no
seguía el orden de los pesos atómicos. Hasta los comienzos de este siglo, cuando físicos
como Rutherford, Borh y Heisemberg pusieron de manifiesto la estructura interna del
átomo, no se comprendió la naturaleza del orden periódico
Contribución de Werner y Moseley
La tabla periódica larga que en 1895 presentó Alfred Werner, es sin lugar a dudas una de
las que más se utiliza actualmente con algunas adaptaciones y que fue el primer sistema
periódico con la estructura larga que permite separar a los grupos A de los grupos B , la
colaboración de los elementos dentro de la tabla coincide con las configuraciones
electrónicas de los elementos aun cuando fue realizada muchos años antes de que éstas se
conocieran, pero la serie de los lantánidos y la de los actínidos sólo tiene una casilla para
cada una.
Al ordenar los elementos en la tabla periódica, fue natural dar a cada uno un número que
indicara su posición en ella, aunque no se le concedió ningún significado físico hasta que
Rutherford impuso su modelo atómico con un núcleo central diminuto y positivo .
En 1913, el físico inglés Henry Gwyn Moseley generó rayos X de diferentes longitudes de
onda al bombardear sucesivamente con rayos catódicos el núcleo de 42 elementos sólidos
diferentes; la frecuencia de los rayos X depende del metal que forma el ánodo en el tubo de
rayos X .
Al analizar las mediciones de espectros de los rayos X, Moseley señaló que en el átomo
existe una cantidad fundamental, Z , que aumenta por escalones regulares cuando se pasa
de un elemento al siguiente y que sólo puede ser la carga del núcleo central positivo;
además, indicó que Z es igual al número del lugar que ocupa el elemento en la tabla
periódica . A esta cantidad fundamental se le llamó número atómico.
Por ejemplo, el número atómico (Z) y la la longitud de onda (  ) de los rayos X producida
por diferentes elementos:
Elemento
Número atómico (Z)
Longitud de onda ( )
K
19
4
Ti
22
3
Fe
26
2
Moseley encontró que las longitudes de onda de los rayos X se hacen más cortas a medida
que aumenta la carga del núcleo, es decir, al aumentar el número atómico.
El número atómico es el número de orden de un elemento de la tabla periódica y representa,
además, el valor de la carga del núcleo y el número de protones (y el número de
electrones).
Al ordenar los elementos de acuerdo con los números atómicos, se obtiene un sistema
periódico más satisfactorio y se deriva una ley periódica que se conoce con el nombre de la
ley periódica de Moseley que dice :
" las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos ".
Las propiedades periódicas de los elementos, como tamaño atómico, potencial de
ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, etc., dependen del aumento regular de
la carga nuclear de los átomos a medida que su tamaño y complejidad aumentan.
La tabla periódica, cuyo uso está generalizado actualmente, deriva de los trabajos de
Mendeleev, Werner y Moseley ; en ella los elementos se encuentran ordenados según sus
números atómicos crecientes y se rige por la ley periódica de Moseley.
Regla de Hund
La 'regla de Hund' es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los
espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
Al llenar por lámpara orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete
f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir,
que no se cruzan. La partícula mini atómica es mas estable (tiene menos energía) cuando
tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados
(spines opuestos o antiparalelos).
También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund
Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad
energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de
espines).
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben
estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir,
todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un
orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste
deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o antiparalelos). Por ejemplo:
3 electrones en el orbital 2p;
px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0
(px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)
Así, los electrones en un átomo son asignados progresivamente, usando una configuración
ordenada con el fin de asumir las condiciones energéticas más estables. El principio de
Aufbau explica las reglas para llenar orbitales de manera de no violar la Regla de Hund.
Tambien se puede decir de otra forma:
Al existir orbitales equivalentes, primero se completa con electrones el máximo posible de
los mismos y luego se emparejan.
Principio de Exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst
Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números
cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en
día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de
hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin)
El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman
estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo,
los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que
constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas
de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el
(hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman
estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de
fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.
"Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los
mismos números cuánticos".
Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas.
Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos,
lo que para el caso de dos partículas significa que:
(La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al
sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del sistema
completo es |ψψ>. Entonces,
así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos partículas.
Consecuencias
El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de
fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los
átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número
de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les
prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas
electrónicas.
Como ejemplo, es ilustrativo considerar un átomo neutro de helio, que tiene dos electrones
ligados. Estos dos electrones pueden ocupar los estados de mínima energía (1s), si
presentan diferente espín. Esto no viola el principio de Pauli, porque el espín es parte del
estado cuántico del electrón, así que los dos electrones están ocupando diferentes estados
cuánticos (espínorbitales). Sin embargo, el espín sólo puede tomar dos valores propios
diferentes (o, dicho de otra forma, la función que describe al sistema sólo puede tener dos
estados diferentes que sean propios del operador espín ). En un átomo de litio, que
contiene tres electrones ligados, el tercer electrón no puede entrar en un estado 1s, y tiene
que ocupar uno de los estados 2s (de energía superior). De forma análoga, elementos
sucesivos producen capas de energías más y más altas. Las propiedades químicas de un
elemento dependen decisivamente del número de electrones en su capa externa, lo que lleva
a la tabla periódica de los elementos.
El principio de Pauli también es responsable de la estabilidad a gran escala de la materia.
Las moléculas no pueden aproximarse arbitrariamente entre sí, porque los electrones
ligados a cada molécula no pueden entrar en el mismo estado que los electrones de las
moléculas vecinas. Este es el principio que hay tras el término de repulsión r-12 en el
Potencial de Lennard-Jones. Enunciado en palabras llanas, pero didácticas:
En la astronomía se encuentran algunas de las demostraciones más espectaculares de este
efecto, en la forma de enanas blancas y estrellas de neutrones. En ambos objetos, las
estructuras atómicas usuales han sido destruidas por la acción de fuerzas gravitacionales
muy intensas. Sus constituyentes sólo se sustentan por la "presión de degeneración" (que
les prohíbe estar en un mismo estado cuántico). Este estado exótico de la materia se conoce
como materia degenerada. En las enanas blancas, los átomos se mantienen apartados por la
presión de degeneración de los electrones. En las estrellas de neutrones, que presentan
fuerzas gravitacionales aún mayores, los electrones se han fusionado con los protones para
producir neutrones, que tienen una presión de degeneración mayor.
Otro fenómeno físico del que es responsable el principio de Pauli es el ferromagnetismo, en
el que el principio de exclusión implica una energía de intercambio que induce al
alineamiento paralelo de electrones vecinos (que clásicamente se alinearían
antiparalelamente).
Configuración Electrónica
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La
configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
s
p
d
f
n=1
1s
n=2
2s
2p
n=3
3s
3p
3d
n=4
4s
4p
4d
4f
n=5
5s
5p
5d
5f
n=6
6s
6p
6d
n=7
7s
7p
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal
desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del Alemán Aufbau que
significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de
configuración electrónica. Puede formularse como:
sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden
creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los
de mayor energía.
Asi, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la
estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 ó
2 electrones. El subnivel p, puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10
electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura
electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones.
Los electrones se colocan, primero, en los subniveles de menor energía, y cuando estos
están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía más alto. Esto puede
representarse por la siguiente tabla:
s
p
d
f
n=1
2
n=2
2
6
n=3
2
6
10
n=4
2
6
10
14
n=5
2
6
10
14
n=6
2
6
10
n=7
2
6
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior
incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Finalmente la Configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Para determinar la configuración electrónica de un elemento, solo hay que decidir cuantos
electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando con los
de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un
elemento con número atómico más grande tiene un electrón más que el elemento que lo
precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:

Subnivel S, P, D ó F: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos
en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una
configuración fuera de lo común.
Bloques de la tabla periódica [editar]
La forma de la tabla periódica está íntimamente relacionada con la configuración
electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 2
tienen una configuración de [E] ns2 (donde [E] es la configuración del gas inerte
correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa
electrónica más externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximación)
determina las propiedades químicas. Conviene recordar que el hecho de que las
propiedades químicas eran similares para los elementos de un grupo fue descubierto hace
más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuración electrónica. No está
claro como explica la regla de Madelung (que más bien describe) la tabla periodica, ya que
algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en la primera fila de los metales
de transición) serían hj diferentes con un orden de llenado de orbitales distinto.
Regla de exclusion de Pauli
Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón, es en este caso
donde salen los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones
.
También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número
de electrones se han acabado por lo cual el orden que deben de seguir este ordenamiento es
primero los de spin negativo (-1/2) y luego los positivos, esto es en cada nivel.
Regla del octeto
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos
electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene
configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la
cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente
establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que
se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2
electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del
agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a
dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el
oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde
la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de ello:
10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s2
Anomalías de configuración electrónica
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las
cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:
Antisarrus (Antiserruchos)
Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB
Ejemplo:
Grupo VIB:
24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto
24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto
Grupo IB
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto
By pass
Un gran numero de elementos de transición interna presentan este fenómeno, donde el
subnivel <<f>> debe hacer transición al próximo subnivel <<d>>
92U:(86Rn)7s2, 5f4 : es incorrecto
92U:(86Rn)7s2, 5f3, 6d1 : es correcto
64Gd:(54Xe)6s2, 4f8 : es incorrecto
64Gd:(54Xe)6s2, 4f7, 5d1 : es correcto
Energía Relativa de un Orbital
La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números cuánticos
principal y secundario.
ER: n + l
Donde:
n: nivel l: subnivel
Ejemplo:
4s: 4 + 0 : 4
3p: 3 + 1 : 4
4d: 4 + 2 : 6
5f: 5 + 3 : 8
Orbital o REEMPE
En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador
densidad de estados de dos electrones con
. En otras palabras: la región
donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en
forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre provine de Región de Espacio
Energético de Manifestación Probalistica del Electrón.
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica consta de 7 filas horizontales o periodos, numerados del 1 al 7, y de 18
columnas verticales o grupos, numerados del 1 al 18.
Además de esta ordenación, es frecuente referirse a cuatro bloques denominados S, P, D y
F, según sea el orbital ocupado por la capa de valencia.




El bloque S está formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Los elementos del
grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica ns1. Los metales
alcalinotérreos, situados en el grupo 2, tienen configuración ns2.
El bloque P lo forman los grupos del 13 al 18, cuyos electrones de valencia ocupan
los orbitales p. A partir del grupo 13, con configuración externa ns2np1, comienza el
grupo p. Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen configuración electrónica
ns2np5. Los elementos del grupo 18, gases nobles, tienen la capa de valencia
completa, siendo su configuración electrónica ns2np6.
Los elementos del bloque D, denominados elementos de transición, están en el
centro de la tabla, ocupando los grupos del 3 al 12. Los electrones externos ocupan
los orbitales d correspondientes al nivel n–1. Las configuraciones varían desde (n–
1)d1ns2 en el grupo 3, hasta (n–1)d10ns2 en el grupo 12.
El bloque F comprende los elementos de transición interna. Están formados por
dos series de 14 elementos cada una, ocupando los electrones orbitales f del nivel
(n-2). La configuración electrónica, con algunas excepciones, puede escribirse de
forma general como (n–2)f1–14(n–1)d1ns2, tomando n un valor de 6 para los
lantánidos y 7 para los actínidos. Algunas propiedades físicas de los elementos
varían regularmente en función de su configuración electrónica, esto es, de su
posición en la tabla periódica. Por eso se denominan propiedades atómicas
periódicas.
Tabla periódica de los elementos.
Variaciones periódicas
Energía de ionización
Se denomina energía de ionización (EI) a la energía necesaria para separar un electrón de
un átomo gaseoso y formar un ion:
Variación de la energía de ionización en la tabla periódica.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía interna intercambiada cuando
un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un
ion mononegativo:
Variación del valor absoluto de la afinidad electrónica en la tabla periódica.
Electronegatividad
Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un
átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace
químico.
Variación de la electronegatividad en la tabla periódica.
Carácter metálico
El carácter metálico (c.m.) aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los
grupos de los elementos representativos.
Variación del carácter metálico en la tabla periódica.
ESPECIES ISOELECTRÓNICAS
Las especies isoelectrónicas son aquellas que poseen el mismo número de electrones y por
lo tanto el mismo efecto de pantalla.
La carga nuclear efectiva de estas especies depende sólo de la carga nuclear, ya todas
poseen el mismo efecto de pantalla .Por lo tanto a mayor carga nuclear mayor es la carga
nuclear efectiva .
Por lo ejemplo un orden de carga nuclear efectiva entre especies isoelectrónicas es:
Ca2+> K1+ > Ar > Cl1- > S2Mayor menor
RADIO ATÓMICO
Se define como radio atómico la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales
cuando se encuentran uno al lado del otro ( estado sólido)
Elementos de un mismo periodo:
Como se mencionó anteriormente en elementos que se encuentran en mismo periodo el
radio atómico depende de la carga nuclear efectiva. Esta depende principalmente de la
carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. Si la carga nuclear
aumenta la carga nuclear efectiva aumenta también y por lo tanto el radio disminuye ya que
aumenta la atracción del núcleo sobre los electrones externos.
Así el radio atómico del 37Rb es mayor que el del 52Te.
Elementos de un mismo grupo:
Antes se mencionó que si los elementos pertenecen a un mismo grupo la variación de la
carga nuclear efectiva se desprecia ya que la carga nuclear y el efecto de pantalla aumentan
en forma similar y entonces le damos importancia al efecto de pantalla. Al aumentar el
efecto de pantalla, en elementos de un mismo grupo, el radio también aumenta , ya que los
electrones externos se ubican en niveles más externos de energía o sea más alejados del
núcleo.
Así el radio atómico del 83Bi es mayor que el del 6C.
RADIO IÓNICO
Para explicar el radio iónico es necesario comparar el ión con el elemento neutro.
Radio del catión :
Un catión se produce cuando el átomo pierde electrones. Aquí necesitamos analizar que
sucede con la carga nuclear efectiva del catión con respecto de la del átomo neutro. El
catión posee la misma carga nuclear que el átomo neutro sin embargo al perder electrones
disminuye su efecto de pantalla. Al aplicar la fórmula de carga nuclear efectiva al catión el
valor resultante es mayor que el del átomo neutro. Por esta razón al ser mayor la carga
nuclear efectiva en el catión su radio es menor que el del átomo neutro.
Cuánto mayor número de electrones pierda un átomo menor será su radio iónico.
Un orden de radio iónico sería:
S6+ < S4+ < S2+ < S0
menor mayor
Radio de un anión:
Un anión se produce cuando un átomo neutro acepta electrones. De tal forma que el anión
posee la misma carga nuclear que el átomo neutro pero su efecto de pantalla aumenta por lo
tanto su carga nuclear efectiva es menor. Al ser menor la carga nuclear efectiva en mayor
su radio iónico. Cuanto mayor cantidad de electrones acepte un átomo mayor será su radio
iónico.
Un orden de radio iónico sería:
C < C1- < C4Menor mayor.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Se define como la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo o de un catión.
Un átomo puede perder varios electrones pero lo hace de uno en uno. La energía necesaria
para que un átomo pierda su primer electrón se denomina primera energía de ionización.
Para perder el segundo electrón se debe aplicar la segunda energía de ionización y así
sucesivamente.
Para analizar la variación que sufre la primera energía de ionización en elementos de un
mismo periodo se debe recordar que la carga nuclear efectiva depende, principalmente, de
la carga nuclear, ya que se desprecia la variación del efecto de pantalla. Si la carga nuclear
aumenta también aumenta la carga nuclear efectiva y por ende la primera energía de
ionización es mayor, ya que al estar más atraído el electrón por el núcleo se requerirá
utilizar mayor energía para poder sacarlo del átomo.
Así la primera energía de ionización del 53I es mayor que la del 49In.
Para elementos de un mismo grupo la primera energía de ionización depende del efecto de
pantalla ya que se desprecia la variación de la carga nuclear efectiva, pues la carga nuclear
y el efecto de pantalla aumentan en forma similar. A mayor efecto de pantalla menor será la
energía de ionización ya que el electrón externo se encuentra en un nivel superior de
energía y por lo tanto se necesita menos energía para sacarlo del átomo.
Es por esto que la primera energía de ionización del 81Tl es menor que la del 31Ga.
Al comparar las diferentes energías de ionización para un mismo átomo se tiene que la
primera es siempre menor que la segunda, ya que en esta se parte de un catión que como
vimos anteriormente posee mayor carga nuclear efectiva que el átomo neutro. Al ser la
carga nuclear efectiva mayor la energía de ionización también es mayor.
X - 1e- X1+ I Energía de ionización
X1+ - 1e- X2+ II Energía de ionización
Esto explica también porque la tercera energía de ionización es mayor que la segunda y así
sucesivamente.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica es la energía que se absorbe o se libera cuando un átomo acepta un
electrón y se convierte en un anión. Esta energía tiene valores positivos, cuando la energía
es absorbida, o negativos cuando es liberada.
Para elementos de un mismo periodo la afinidad electrónica depende de la carga nuclear
efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto
de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor
afinidad electrónica.
Por ejemplo el 35Br tiene mayor afinidad electrónica que el 19K.
Para elementos que pertenecen a un mismo grupo la afinidad electrónica depende del efecto
de pantalla. La variación de la carga nuclear efectiva se desprecia pues la variación de la
carga nuclear y del efecto de pantalla es similar. A mayor efecto de pantalla menor es la
afinidad electrónica.
Así la afinidad electrónica del 82Pb es menor que la del 32Ge.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es la fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae al par de
electrones de un enlace covalente.
Para elementos de un mismo periodo la electronegatividad depende de la carga nuclear
efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto
de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor
electronegatividad.
La electronegatividad del 84Po es mayor que la del 56Ba.
Para elementos de un mismo grupo la electronegatividad depende del efecto de pantalla. La
variación de la carga nuclear efectiva se desprecia pues la variación de la carga nuclear y
del efecto de pantalla es similar. A mayor efecto de pantalla menor es la electronegatividad.
El 85At posee una electronegatividad menor que la del 17Cl.
BIBLIOGRAFÍA
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