Propiedades periodicas

I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga), curso 2014/15
Química 2º Bto., Propiedades Periódicas, pág. 1
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Propiedades periódicas de los elementos son aquellas cuyos valores varían de un modo regular (salvo
algunas excepciones) y periódico al ir considerando los elementos en su orden establecido en el Sistema
Periódico. Por tanto, aún sin conocer sus valores concretos, sí podemos predecirlos cualitativamente o
compararlos a partir de las posiciones que ocupan los elementos en el S.P.
Estudiaremos las siguientes: radio atómico (relacionado directamente con el tamaño y el volumen del
átomo), energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico.
1. Factores que influyen en las propiedades periódicas
Todas las prop. periódicas dependen de la atracción del átomo sobre sus electrones más externos (los de
su capa de valencia). Si centramos el estudio sobre uno de estos electrones, al que llamaremos e¯ más
externo, podemos considerar en principio que la atracción que sufre por parte del átomo viene dada por la
fuerza de Coulomb con que lo atrae el núcleo:
F=
K⋅Ze⋅e
r2
donde:
Z es el número atómico del elemento
e es la carga eléctrica (sin tomar en cuenta el signo) del electrón
Ze es la carga eléctrica del núcleo
r es la distancia entre el núcleo y el electrón más externo, vale decir, el radio del átomo
•
•
•
•
Sin embargo, la atracción real del átomo sobre el e¯ más externo es menor, debido al efecto pantalla (e.p.)
o apantallamiento (a): repulsión que sobre el e¯ más externo ejercen el resto de electrones del átomo.
Los electrones de las capas más internas que la de valencia se encuentran mucho más cerca del núcleo
que el e¯ más externo, por lo que el e.p. de cada uno de ellos puede ser considerado equivalente a la
atracción de un protón (en realidad también hay pequeñas diferencias entre sus e.p.: los e¯ del subnivel 3d
apantallan a los de la capa 4 menos que los e¯ del 3s, y estos menos que los de la capa 2, etc.). Los e¯ de
la capa de valencia no se encuentran situados cerca del núcleo, sino dispersos por una región de mayor
volumen, por lo que su e.p. sobre el e¯ más externo es menor, aunque no despreciable.
Por tanto es más exacto considerar que el átomo atrae al e¯ más externo “como si” la carga eléctrica del
núcleo fuese menor, y así definimos carga nuclear efectiva Z ӿ como la carga que tendría un núcleo que
atrajese al e¯ más externo en ausencia de otros e¯ como lo hace el núcleo del átomo real. La carga nuclear
efectiva puede evaluarse: Z ӿ = Z −e . p . donde el e.p. de cada e¯ interno puede tomarse como 1 (igual
al cómputo de cada protón en Z) y el e.p. de cada e¯ de la capa de valencia es <1.
De este modo, si consideramos que la atracción del átomo sobre el e¯ más externo viene dada por
K⋅Z ӿ⋅e2
r2
F=
podemos concluir que esta atracción será mayor cuanto mayor sea la carga nuclear
efectiva y cuanto menor sea la distancia entre el núcleo y dicho e¯.
Ejercicio 1: Evalúa y compara el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva de los elementos de un mismo
grupo, por ejemplo, del grupo 1. ¿Qué conclusiones puedes obtener?
Especie
química
Config. electrónica
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
Li
1s22s1
3
e.p. (1s2) ~ 2
0
Z* ~ 3 - 2 = 1
Na
1s 2s 2p 3s
11
e.p. (1s 2s 2p ) ~ 10
0
Z* ~ 11 - 10 = 1
K
1s 2s 2p 3s 3p 4s
19
e.p. (1s 2s 2p 3s 3p ) ~ 18
0
Z* ~ 19 - 18 = 1
Z
~Z-1
0
Z* ~ Z - (Z - 1) = 1
3
11
19
...
2
2
2
2
6
6
2
...ns
1
1
6
1
2
2
2
2
6
6
2
6
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Al descender a lo largo de un grupo del S.P. el número atómico de los elementos va aumentando. También
aumenta en igual cantidad el número de e¯, por lo que también aumenta el e.p. Ahora bien, la config.
electrónica de la capa de valencia es la misma, los e¯ que aumentan de un elemento al siguiente son todos
internos, por lo que el aumento en el e.p. es equivalente al aumento en Z. De este modo, la carga nuclear
efectiva de todos los elementos de un mismo grupo es prácticamente la misma.
Ej. 2: Evalúa y compara el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva de los elementos de un mismo período,
por ejemplo, del período 2. ¿Qué conclusiones puedes obtener?
Especie
química
Config.
electrónica
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa valencia
Z* = Z - e.p.
3
Li
2
1s 2s
1
3
e.p. (1s ) ~ 2
0
Z* ~ 3 - 2 = 1
Be
1s 2s
2
2
4
e.p. (1s ) ~ 2
e.p. (2s ) < 1
1 < Z*< 2
B
1s 2s 2p
1
5
e.p. (1s ) ~ 2
e.p. (2s ) > e.p. (Be)
Z*(B) > Z*(Be)
C
1s22s22p2
6
e.p. (1s2 ) ~ 2
e.p. (2s22p1) > e.p. (B)
Z*(C) > Z*(B)
2
4
2
5
6
2
2
1
2
2
...
Al desplazarnos hacia la dcha. a lo largo de un período del S.P., el número atómico de los elementos va
aumentando de uno en uno. También aumenta de uno en uno el núm. de e¯, por lo que el e.p. también
aumenta. Ahora bien, la capa de valencia es la misma, por lo que el nuevo e¯ entra siempre en la misma
capa y su e.p. es menor que uno. El aumento en Z es por tanto mayor que el aumento en e.p., por lo que la
carga nuclear efectiva de los elementos de un período aumenta conforme nos desplazamos hacia la dcha.
Ej. 3: Evalúa y compara el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva de un elemento cualquiera con los de
su catión y su anión monovalentes, por ejemplo, para los casos del Na, del Ne y del Fe. ¿Qué conclusiones
puedes obtener?
Especie
química
Config. electrónica
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa valencia
Z* = Z - e.p.
11
e.p. (1s 2s 2p ) ~ 10
0
Z* ~ 11 - 10 = 1
11
e.p. (1s ) ~ 2
e.p. (2s 2p )
Z*(Na+) >> Z*(Na)
1s22s22p63s2
11
e.p. (1s22s22p6) ~ 10
e.p. (3s1)
Z*(Na¯) < Z*(Na)
Config. electrónica
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa valencia
Z* = Z - e.p.
Ne
1s22s22p6
10
e.p. (1s2) ~ 2
e.p. (2s22p5)
Z*(Ne)
Ne
1s 2s 2p
10
e.p. (1s ) ~ 2
e.p. (2s 2p )
Z*(Ne+) > Z*(Ne)
1s22s22p63s1
10
e.p. (1s22s22p6) ~ 10
0
~0
Config. electrónica
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
Fe
1s22s22p63s23p64s23d6
26
e.p. (1s22s22p63s23p63d6) ~ 24
e.p. (4s1)
Z*(Fe)
Fe
5
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
26
e.p. (1s 2s 2p 3s 3p 3d ) ~ 23
e.p. (4s )
Z*(Fe+) > Z*(Fe)
1s22s22p63s23p64s23d7
26
e.p. (1s22s22p63s23p63d7) ~ 25
e.p. (4s1)
Z*(Fe¯) < Z*(Fe)
Na
1s 2s 2p 3s
Na
1s 2s 2p
2
11
11
11
+
2
Na¯
Especie
química
10
10
10
+
26
26
26
2
Ne¯
Especie
química
+
Fe¯
2
2
2
6
6
2
2
2
1
6
5
6
2
2
2
6
2
2
2
2
2
6
2
2
6
5
5
4
1
La carga nuclear efectiva sobre el e¯ más externo de un catión es siempre mayor que la que existe sobre el
e¯ más externo del átomo neutro correspondiente. Esto es así porque cuando un átomo pierde uno o más
electrones, su número atómico no varía, pero el e.p. se reduce.
La carga nuclear efectiva sobre el e¯ más externo de un anión es siempre menor que la que existe sobre el
e¯ más externo del átomo neutro correspondiente. Esto es así porque cuando un átomo gana uno o más
electrones, su número atómico no varía, pero el e.p. aumenta. En el caso de los gases nobles, la atracción
que ejercerían sus átomos sobre un e¯ adicional sería prácticamente nula.
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2. Radio atómico
Radio atómico es la distancia desde el centro del átomo (centro del núcleo) al e¯ más externo. Esta
definición no es muy precisa, ya que en el modelo cuántico los e¯ no ocupan una posición determinada,
sino una región del espacio, un orbital atómico. Por otra parte, el radio de un átomo variará en función de los
átomos vecinos con los que el propio átomo pueda estar enlazado o no, además de otros factores.
Experimentalmente se pueden medir distancias interatómicas entre átomos unidos que forman moléculas o
cristales. En el caso de que estas moléculas o cristales estén formados por átomos iguales, se toma como
radio atómico la mitad de la distancia entre dos átomos. Los cálculos basados en el Modelo Cuántico
concuerdan bastante bien con estas medidas experimentales.
Factores que influyen en el radio atómico:
Capa de valencia. Cuanto más externa sea ésta, más alejados del núcleo están los e¯ que la ocupan, y
mayor es el radio atómico. Recuérdese que en el modelo de Bohr el radio de cada órbita permitida es
directamente proporcional al cuadrado del número cuántico principal ( r = a⋅n2 ). Podría parecer por tanto
que los radios de todos los elementos de un período del S.P. son mayores que los radios de todos los
elementos de períodos anteriores, y menores que los radios de los elementos de períodos superiores, pero
esto no siempre es así, porque intervienen otros factores. Lo que sí se puede afirmar es que para los
elementos de un mismo grupo del S.P., el radio atómico aumenta al desplazarnos hacia abajo, ya que sus
capas de valencia están cada vez más alejadas del núcleo.
Carga nuclear efectiva. Cabría esperar que todos los elementos de un mismo período del S.P. tuviesen
radios similares, ya que su capa de valencia es la misma, pero esto tampoco es así. Al desplazarnos hacia
la derecha en cualquier período del S.P., el radio atómico de los elementos va disminuyendo, pues aunque
su capa de valencia es la misma, la carga nuclear efectiva sobre el e¯ más externo va aumentando, por lo
que éste cada vez está más atraído por el núcleo.
En general, por tanto, el radio atómico de los elementos es mayor cuanto más abajo y a la izquierda se
encuentren en el S.P. El elemento de mayor tamaño es el francio, y el de menor tamaño el helio.
Estas tendencias generales tienen pocas excepciones, debidas a peculiaridades de algunas configuraciones
electrónicas de la capa de valencia.
Radio iónico:
En general, el radio de un catión es considerablemente menor que el radio del átomo neutro
correspondiente, puesto que la carga nuclear es la misma mientras que el e.p. sobre el e¯ más externo es
menor, ya que hay menos e¯ en la corteza. Como consecuencia, la carga nuclear efectiva, es decir, la
atracción sobre el e¯ más externo, siempre es mayor en el catión que en el átomo neutro. La disminución
del radio es más acusada todavía si la capa de valencia del catión es menor que la del átomo neutro, como
ocurre en los cationes monovalentes del grupo 1, en los divalentes del grupo 2, etc.
En general, el radio de un anión es considerablemente mayor que el radio del átomo neutro
correspondiente, puesto que la carga nuclear es la misma mientras que el e.p. sobre el e¯ más externo es
mayor, ya que hay más e¯ en la corteza. Como consecuencia, la carga nuclear efectiva sobre el e¯ más
externo siempre es menor en el anión que en el átomo neutro.
Ej. 4: Ordena los siguientes átomos de menor a mayor tamaño: Mg, Al, B y K
Especie
química
12
Config. electrónica
Capa de
valencia
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
3
12
e.p. (1s 2s 2p ) ~ 10
e.p. (3s )
2 - e.p. (3s1)
Mg
1s 2s 2p 3s
Al
1s22s22p63s23p1
3
13
e.p. (1s22s22p6) ~ 10
e.p. (3s2)
3 - e.p. (3s2)
B
1s22s22p1
2
5
e.p. (1s2) ~ 2
e.p. (2s2)
3 - e.p. (2s2)
K
1s22s22p63s23p64s1
4
19
e.p. (1s22s22p63s23p6) ~ 18
0
1
13
5
19
2
2
6
2
2
2
6
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El radio atómico es mayor cuanto mayor sea la capa de valencia del átomo y cuanto menor sea la carga
nuclear efectiva sobre su e¯ más externo, pues entonces dicho e¯ se encuentra menos atraído por el
núcleo.
La capa de valencia de Mg y Al es la misma, la 2ª, pero la carga nuclear efectiva es mayor para el Al, luego
su radio será menor:
r(Al) < r(Mg)
B y Al pertenecen al mismo grupo del S.P., el grupo 13, por lo que su conf. electrónica de valencia es la
misma, y su carga nuclear efectiva también es la misma. Sin embargo, la capa de valencia del B es la 2ª,
por lo que su radio es menor que el del Al, cuya capa de valencia es la 3ª:
r(B) < r(Al) < r(Mg)
La capa de valencia del K es la 4ª, y además su carga nuclear efectiva es la menor de los cuatro elementos
considerados, por lo que su radio sin duda es el mayor:
r(B) < r(Al) < r(Mg) < r(K)
Ej. 5: Clasifica por orden creciente de sus radios las siguientes especies químicas: H, H¯, He, He+, He¯, Li+
Especie
química
Config. electrónica
Capa de
valencia
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
1
H
1s1
1
1
0
0
1
H¯
1s
2
1
1
0
e.p. (1s )
1 - e.p. (1s1)
2
He
1s2
1
2
0
e.p. (1s1)
2 - e.p. (1s1)
He+
1s1
1
2
0
0
2
He¯
1s22s1
2
2
e.p. (1s2) ~ 2
0
Li
1s
1
3
0
e.p. (1s )
1
2
2
3
+
2
1
~0
1
3 - e.p. (1s1)
El radio atómico es mayor cuanto mayor sea la capa de valencia y cuanto menor sea la carga nuclear
efectiva sobre el e¯ más externo, ya que entonces dicho e¯ se encuentra menos atraído por el núcleo.
Para todas las especies estudiadas, la capa de valencia es la 1ª excepto para el 2He¯, para el que es la 2ª.
Por otra parte, la carga nuclear efectiva para esta especie es la menor de todas. Ambas razones nos hacen
concluir que su radio será el mayor de todos.
Para ordenar los radios del resto de especies nos fijaremos en sus cargas nucleares efectivas. Algunas de
estas especies presentan e.p. y otras no. En las que lo presentan, se trata siempre del e.p. de un e¯ de la
capa de valencia, menor que la atracción de un protón. Por tanto, podemos ordenar las especies por orden
creciente de carga nuclear efectiva:
Especie
H¯
H
He
He+
Li+
Z*
Z*(H¯) < 1
1
1 < Z*(He) < 2
2
2 < Z*(Li+) < 3
Por lo que el orden creciente de radios será:
r(Li+) < r(He+) < r(He) < r(H) < r(H¯) < r(He¯)
3. Energía de ionización
Energía de ionización (EI) o potencial de ionización (I, o PI) de un elemento es la mínima energía que hay
que darle a un átomo neutro de dicho elemento en estado aislado, gaseoso y fundamental para arrancar su
e¯ más externo. Es la energía asociada al proceso
X(g) → X+(g) + e¯
+
que, por tanto, podemos expresar
X(g) + EI → X (g) + e¯
Es una cantidad de energía, por lo que se puede medir y expresar en J, en kJ, o en eV. Si se expresa en
J/mol o en kJ/mol se refiere a la mínima cantidad de energía que hay que darle a cada uno de los átomos
de un mol de ellos para arrancar el e¯ más externo de cada uno de ellos.
Su valor es siempre positivo, lo que indica que para arrancar un e¯ de cualquier átomo neutro siempre hay
que darle energía.
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Podemos decir, por tanto, que la EI mide la tendencia de un elemento a formar cationes. Cuanto mayor es
su valor, más difícilmente los forma.
Factores que influyen en la energía de ionización:
La EI será mayor cuanto mayor sea la atracción del e¯ más externo por parte del átomo, por lo que
dependerá de los factores ya considerados: radio atómico y carga nuclear efectiva. Por tanto podemos
deducir las siguientes conclusiones, válidas en general salvo ciertas excepciones que se explican más
adelante:
Para los elementos de un mismo grupo del S.P., la EI disminuye al desplazarnos hacia abajo, ya que sus
radios atómicos son cada vez mayores mientras que la carga nuclear efectiva permanece constante, por lo
que el e¯ más externo está cada vez menos atraído por el núcleo.
Para los elementos de un mismo período del S.P., la EI aumenta al desplazarnos hacia la derecha, ya que
sus radios atómicos son cada vez menores y la carga nuclear efectiva es cada vez mayor, por lo que el e¯
más externo está cada vez más atraído por el núcleo.
Las excepciones antes citadas se deben a ciertas peculiaridades de algunas configuraciones electrónicas
de la capa de valencia:
Los elementos de los grupos cuya configuración electrónica de valencia es bastante estable tienen valores
de EI más altos de lo esperado, pues para ellos perder un e¯ implica perder dicha conf. estable. Por un
motivo similar, los elementos de los grupos que al perder un e¯ alcanzan una configuración electrónica de
valencia bastante estable tienen valores de EI más bajos de lo esperado.
Así, varios elementos del grupo 2 (conf. de valencia ns2), como Be o Mg, tienen valores de EI más altos que
los elementos de sus mismos períodos del grupo 13 (conf. de valencia ns2p1), B y Al respectivamente. Del
mismo modo, las EI de N, P y As (grupo 15, conf. ns2p3) son mayores que las de O, S y Se respectivamente
(grupo 15, conf. ns2p4).
Segunda energía de ionización de un elemento:
Es la mínima energía que hay que darle a un catión monovalente de dicho elemento en estado aislado,
gaseoso y fundamental para arrancar su e¯ más externo. Es la energía asociada al proceso X+ → X2+ + e¯
La 2ª EI de cualquier elemento es siempre mayor que la 1ª, pues en este caso hay que arrancar un e¯ de un
átomo que ya tiene carga positiva. La 3ª EI y sucesivas son cada vez mayores.
Ej. 6: Clasifica por orden creciente de energía de ionización los átomos de números atómicos 6, 11, 14 y 19
Especie
Capa de
química Config. electrónica valencia
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
A
1s22s22p2
2
6
e.p. (1s2) ~ 2
B
1s22s22p63s1
3
11
e.p. (1s22s22p6) ~ 10
14
C
1s 2s 2p 3s 3p
3
14
e.p. (1s 2s 2p ) ~ 10
19
D
1s22s22p63s23p64s1
4
19
e.p. (1s22s22p63s23p6) ~ 18
6
11
2
2
6
2
2
2
2
Z* = Z - e.p.
e.p. (2s22p1) ~ 4 - e.p. (2s22p1)
6
0
~1
e.p. (3s 3p ) ~ 4 - e.p. (3s23p1)
2
0
1
~1
La EI es mayor cuanto mayor es la atracción del e¯ más externo por parte del átomo, luego es mayor cuanto
menor es el radio atómico y cuanto mayor es la carga nuclear efectiva.
Por el análisis de las configuraciones electrónicas se observa que el elemento A, de núm. atómico 6, debe
ser el de menor radio, ya que su capa de valencia es la 2ª -más cercana al núcleo que las de los demás- y
su carga nuclear efectiva es bastante grande. Su e¯ más externo será el más fuertemente atraído, y su EI
será la mayor.
El elemento C, de núm. atómico 14, pertenece al mismo grupo que A, grupo 14, puesto que tiene su misma
conf. electrónica de valencia. Su carga nuclear efectiva es la misma que la de A, pero su radio es mayor,
pues su capa de valencia es la 3ª. Su e¯ más externo está menos atraído, y su EI es menor: EI(C) < EI(A)
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El elemento B, de núm. atómico 11, pertenece al mismo período que C, el 2º, puesto que su capa de
valencia es la misma. Pero tiene menor carga nuclear efectiva, por lo que su radio es mayor. Estas dos
condiciones hacen que su e¯ más externo esté menos atraído aún, y que su EI sea menor:
EI(B) < EI(C) < EI(A)
El elemento D, de núm. atómico 19, pertenece al mismo grupo que B, grupo 1. Tendrá el mayor radio de los
cuatro, pues su capa de valencia es la 4ª, la más alejada del núcleo, y su Z* es la menor (junto con la de B).
Su e¯ más externo será el menos atraído, y su EI será la menor:
EI(D) < EI(B) < EI(C) < EI(A)
Ej. 7: ¿Por qué la energía de ionización del Mn (Z = 25) es mayor que la del Fe (Z = 26)?
25
Mn: 1s22s22p63s23p64s23d5;
Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6
26
Ambos elementos tienen sus e¯ de valencia en la capa 4ª y aproximadamente el mismo número de e¯, por
lo que sus radios serán similares. Aún así, el Fe tiene mayor carga nuclear efectiva, pues tiene un protón
más en el núcleo y su e.p. no es mucho mayor que el del Mn. Por tanto, el e¯ más externo del Fe estará
más atraído por el núcleo que el del Mn y parece que la EI del primero debería ser mayor que la del
segundo.
Si es al contrario, sólo puede deberse a que el Mn tiene el subnivel 3d semilleno, con 5 e¯, es decir, una
conf. electrónica relativamente estable que perdería si se le arrancase un e¯. En el caso del Fe sucede al
contrario, su conf. electrónica no es especialmente estable (6 e¯ en el subnivel 3d), pero sí lo será si pierde
un e¯, por lo que este proceso estará favorecido energéticamente. Ello provoca que la EI del Fe sea menor
que la del Mn, a pesar de encontrarse aquel elemento a la derecha de éste en el S.P.
4. Afinidad electrónica
Afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía que intercambia con el entorno un átomo neutro de
dicho elemento en estado aislado, gaseoso y fundamental cuando capta un e¯. Es la energía asociada al
proceso
X(g) + e¯ → X¯(g)
Al igual que la energía de ionización, es una cantidad de energía, por lo que se puede medir y expresar en
J, kJ, o eV si se refiere a un átomo, y en J/mol o kJ/mol si se refiere a un mol de ellos.
Para ciertos elementos, como la mayor parte de los no metales y algunos metales, el proceso de ganancia
de un e¯ es exotérmico, es decir, el átomo pierde energía. Se dice que un elemento tiene mayor AE que otro
si libera más energía al ganar un e¯. Para estos elementos la literatura científica suele dar la AE como
negativa, pero algunos textos la dan como positiva, lo que puede inducir a errores.
Para otros elementos, como los gases nobles y muchos metales, el proceso es endotérmico, o sea, hay que
darle energía a uno de sus átomos para que acepte el nuevo e¯, ya que ello le conduce a un estado de
mayor energía. En esos casos los textos científicos suelen expresar la AE con signo positivo, aunque
algunos que definen la AE como “energía liberada al ganar un e¯“ la dan como nula, ya que estos
elementos no liberan ninguna energía en el proceso (la ganan).
Podemos decir, por tanto, que la AE mide la tendencia de un elemento a formar aniones. Cuanto mayor es
su valor (cuanto más negativa es), más fácilmente los forma.
Factores que influyen en la afinidad electrónica:
La AE será mayor cuanto mayor sea la atracción del nuevo e¯ ganado por parte del átomo, por lo que en
principio dependerá del radio atómico y de la carga nuclear efectiva del anión monovalente, no del átomo
neutro. Por tanto podemos deducir las siguientes conclusiones:
Para los elementos de un mismo grupo del S.P., la AE disminuye (se hace menos negativa) al desplazarnos
hacia abajo, ya que sus radios atómicos son cada vez mayores mientras que la carga nuclear efectiva
permanece constante, por lo que el nuevo e¯ está cada vez menos atraído por el núcleo.
IES Las Viñas, Dpto. F.Q., Prof. V. Climent Llorca
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Química 2º Bto., Propiedades Periódicas, pág. 7
Para los elementos de un mismo período del S.P., la AE aumenta al desplazarnos hacia la derecha, ya que
sus radios atómicos son cada vez menores y la carga nuclear efectiva es cada vez mayor, por lo que el
nuevo e¯ está cada vez más atraído por el núcleo.
Sin embargo estas tendencias tienen muchas más excepciones que en el caso de la EI, ya que en todos los
casos la atracción del nuevo e¯ por parte del átomo es pequeña, y cobra mucha más importancia la
estabilidad de las configuraciones electrónicas que el átomo pierde y adquiere en el proceso:
•
•
•
•
•
Los gases nobles (grupo 18) tienen AE nula, o incluso positiva, ya que al ganar un e¯ pierden su
conf. estable.
Los halógenos (grupo 17) tienen altos valores de AE (muy negativos), ya que al ganar un e¯
adquieren conf. de gas noble.
Los elementos de los grupos 16, 14 y 13 tienen valores menos altos (menos negativos), por este
orden. Lo mismo les sucede a los metales alcalinos (grupo 1), ya que ganando un e¯ completan su
subnivel ns y adquieren una cierta estabilidad.
Los elementos del grupo 15 tienen valores negativos pero muy bajos en sus AE, pues
transformándose en aniones pierden su conf. ns2p3, relativamente estable.
Los metales alcalinotérreos (grupo 2) tienen muy poca AE (valores muy positivos), pues al ganar un
e¯ pasan de tener conf. ns2 a ns2p1, mucho menos estable.
Segunda afinidad electrónica de un elemento:
Es la energía que intercambia con el entorno un anión monovalente de dicho elemento en estado aislado,
gaseoso y fundamental cuando gana un nuevo e¯. Su valor es siempre positivo, pues un anión ya no tiene
ninguna tendencia a aceptar un nuevo e¯. Por este motivo no se encuentran aniones divalentes aislados ni
tampoco en disolución acuosa, aunque sí se les encuentra formando parte de compuestos iónicos,
estabilizados por los cationes vecinos (óxidos, sulfuros, etc.).
Ej. 8: Indica el elemento de mayor afinidad electrónica entre los de números atómicos 2, 11, 17 y 25
El de núm. atómico 2 es un gas noble, el helio, de conf. electrónica 1s2. Su AE es nula o incluso positiva,
pues ganando un e¯ perdería su conf. tan estable.
El de Z = 25, de conf. electrónica 1s22s22p63s23p64s23d5 también tendrá una AE muy baja, nula o positiva,
pues al ganar un e¯ también adoptaría una conf. electrónica menos estable. Por otra parte, su capa de
valencia es la 4ª, más alejada del núcleo que la del resto de elementos comparados.
El de Z = 11 tiene conf. electrónica 1s22s22p63s1. Su capa de valencia es la 3ª, más próxima al núcleo que la
del elemento anterior. Además, ganando un e¯ consigue una conf. electrónica más estable, con elsubnivel
3s lleno. Por ambas razones su AE será mayor que las de los elementos de Z = 2 y de Z = 25.
La conf. electrónica del elemento de Z = 17 es 1s22s22p63s23p5. Se trata de un halógeno, del grupo 17. Su
capa de valencia es la 3ª, al igual que la del elemento anterior. Pero su AE será la mayor de los cuatro
elementos, ya que si gana un e¯ consigue conf. de gas noble, la más estable.
5. Electronegatividad
Electronegatividad (EN) de un elemento es la tendencia relativa de uno de sus átomos para atraer hacia sí
el par de e¯ compartidos en un enlace covalente.
Evidentemente, la electronegatividad de un elemento (tendencia a atraer e¯) está relacionada de algún
modo con su energía de ionización (resistencia a perderlos) y con su afinidad electrónica (facilidad para
ganarlos). R. Mulliken estableció la primera escala de EN de los elementos definiendo esta magnitud como
la media entre la EI y la AE.
Sin embargo, la EN no es una cantidad de energía que se gane o pierda en ningún proceso, por lo que no
se puede medir directamente ni expresar en unidades de energía.
L. Pauling, en 1939, estableció otra escala de EN cualitativa, adimensional, analizando la polaridad de los
enlaces covalentes, es decir, cómo se distribuye la carga eléctrica en dichos enlaces. Asignó valores
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arbitrarios a las EN de todos los elementos, dando el valor más alto (4,0) al fluor, y el más bajo (0,7) al
francio.
Otros científicos definieron de otros modos la EN y establecieron otras escalas con valores ligeramente
diferentes, pero en todas ellas se cumplen las siguientes tendencias generales:
La EN de los elementos del S.P. aumenta al desplazarnos hacia arriba en un grupo y a la derecha en un
período, salvo algunas excepciones, lo que concuerda con las tendencias generales de variación de la EI y
de la AE.
Para los gases nobles no está definida la EN, ya que estos elementos no forman enlaces.
En http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad se pueden encontrar las escalas de EN de Mulliken y
Pauling. Para el estudiante de 2º Bto. basta con recordar la siguiente secuencia de elementos ordenados
(aproximadamente) por orden decreciente de sus EN:
F, O, Cl, N, Br, I, S, C, resto de no metales incluido el H, metales
Esta magnitud es muy útil para determinar el tipo de enlace que formarán dos átomos:
•
•
•
Si la diferencia entre sus EN es muy grande formarán enlace iónico, el elemento más
electronegativo formará el anión y el otro el catión.
Si ambos átomos tienen EN altas pero no muy diferentes, formarán enlace covalente, pero el
elemento más electronegativo atraerá hacia sí el par de e¯ más que el otro, resultando una
polarización eléctrica del enlace que será tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de EN.
Si ambos átomos tienen EN bajas, formarán enlace metálico.
La EN también es el criterio para asignar los números de oxidación a los átomos en un compuesto o ion: el
átomo más electronegativo actuará con núm. de ox. negativo, y los restantes con núm. de ox. positivos.
Ej. 9: Indica el elemento de mayor electronegatividad entre los de números atómicos 2, 11, 17 y 25
Especie
química
Config. electrónica
A
1s
B
17
25
2
Capa de
valencia Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
1
2
0
e.p. (1s )
1 < Z* < 2
1s 2s 2p 3s
3
11
~ 10
0
~1
C
1s22s22p63s23p5
3
17
~ 10
D
1s22s22p63s23p64s2 3d5
4
25 e.p. (1s22s22p63s23p63d5) ~ 23
11
2
2
2
6
1
1
e.p. (3s23p4) ~ 7 - e.p. (3s23p4)
e.p. (4s1)
Z* ~ 2 - e.p. (4s1)
1 < Z* < 2
El elemento A es un gas noble, es el helio. Para los gases nobles no está definida la EN, ya que no forman
enlaces.
Los elementos B y C tienen la misma capa de valencia, la 3ª, pero el C tiene una carga nuclear efectiva
sobre su e¯ más externo mayor que la de B, por lo que tendrá menor radio y mayor EI. También tendrá un
alto valor de EA, ya que ganando un e¯ adquiere estructura de gas noble.
En cuanto a B, tendrá un bajo valor de EI, ya que perdiendo un e¯ adquiere estructura de gas noble.
El elemento C tiene como capa de valencia la 4ª, y su carga Z*, aún siendo mayor que la de B, es menor
que la de C. Por estos motivos su radio será mayor que el de C, y su EN también
Por estos motivos concluimos que el elemento de mayor electronegatividad será C, el de núm. atómico 17.
También cabe señalar que se trata de un halógeno, del grupo 17 período 3º, se trata del cloro.
6. Carácter metálico
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El carácter metálico de los elementos no es una propiedad, sino un conjunto de propiedades:
•
Tendencia a formar cationes para alcanzar estructuras electrónicas de valencia más estables.
•
Baja EI: facilidad para perder e¯.
•
Baja AE: escasa tendencia a ganar e¯.
•
Baja EN: escasa tendencia a atraer los e¯ compartidos en un enlace covalente.
Se dice que un elemento tiene un carácter metálico tanto mayor cuanto más acusadas tiene las propiedades
enumeradas. En coherencia con ello, se dice que un elemento tiene un carácter no metálico tanto mayor
cuanto más acusadas tiene las propiedades contrarias: tendencia a formar aniones y altos valores de EI, AE
y EN.
De las tendencias generales de variación de EI, AE y EN en el S.P., se deduce que el carácter metálico de
los elementos aumenta en general cuanto más abajo y a la izquierda se sitúen en el S.P., y que el carácter
no metálico aumenta en general cuanto más arriba y a la derecha se sitúen en el S.P.
Puesto que la variación del carácter metálico es gradual a lo largo del S.P., existen ciertos elementos cuyas
propiedades son intermedias entre las que definen este carácter y las que definen el no metálico. Se trata
de los semimetales, que ocupan posiciones intermedias en el S.P.: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At.
Ej. 10: Ordena los elementos que se nombran a continuación según su carácter metálico: S, Cl, Na, Si y Al.
Especie
química
Config. electrónica
Capa de
valencia
Z
E.p. e¯ internos
E.p. e¯ capa
valencia
Z* = Z - e.p.
S
1s22s22p63s23p4
3
16
~ 10
e.p. (3s23p3)
Z* ~ 6 - e.p. (3s23p3)
Cl
1s22s22p63s23p5
3
17
~ 10
e.p. (3s23p4)
Z* ~ 7 - e.p. (3s23p4)
Na
1s22s22p63s1
~ 10
0
~1
16
17
11
3
11
Si
2
1s 2s 2p 3s 3p
3
14
~ 10
e.p. (3s 3p )
Z* ~ 4 - e.p. (3s23p1)
Al
1s22s22p63s23p1
3
13
~ 10
e.p. (3s2)
Z* ~ 3 - e.p. (3s2)
14
13
2
2
6
2
2
1
Todos los elementos tienen la misma capa de valencia. la 3ª. Sus cargas nucleares van aumentando en este
orden: 11Na, 13Al, 14Si, 16S, 17Cl. En el mismo orden va aumentando también el efecto pantalla, pero siempre
en menor proporción que la carga nuclear, por lo que el valor efectivo de ésta, Z*, también aumenta en el
mismo orden.
Al estar cada vez más retenido el e¯ más externo, el radio es cada vez menor, y por todas estas razones la
EI, la AE y la EN irán aumentando en general en el mismo orden.
El carácter metálico de los elementos consiste en presentar bajos valores de EI, AE y EN, por lo que este
carácter aumentará para los elementos estudiados en el orden inverso al considerado. Ordenados los
elementos de mayor a menor carácter metálico: 11Na, 13Al, 14Si, 16S, 17Cl
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