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Para TEMA 2

Sistema Periódico

Contenidos paraFísica y Química

José Manuel Pereira Cordido. Departamento de Física y Química. IES San Clemente. Santiago

José Manuel Pereira Cordido

Doctor en Ciencias

Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente.

Santiago de Compostela

Edición 2013 © Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido © Fotografías: José M. Pereira Cordido © Vídeo: José M. Pereira Cordido

© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido

Registro General de la Propiedad Intelectual. Santiago: 03/2013/695

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Tema 2.-Tabla periódica.

Elementos y compuestos

Las sustancias puras tienen una composición constante que se

puede representar por una fórmula y tienen una serie de propiedades

características que permite identificarlas, como la densidad, los puntos

de fusión y de ebullición, el calor específico, la condutividade eléctrica,

el carácter oxidante... Nos vamos a centrar en las tres primeras.

Una sustancia pura como puede ser el cobre se puede identificar

por: su densidad d = 8,96 g/cm3; lsu punto de fusión p.f.= 1083 º C y

por su punto de ebulición p.eb.= 2595 º C.

Otra sustancia pura como puede ser el agua, se puede

identificar por su densidad d =0,998 g/cm3; su punto de fusión p.f.= 0

º C y por su punto de ebullición p.eb.= 100 º C.

A su vez, las sustancias puras se pueden clasificar en

elementos y compuestos

.

Elementos: están formados por uno solo tipo de átomos, no

se pueden descomponer en sustancias más simple. Ejemplos: el

oxígeno O2, el nitrógeno N

2, la plata…etc.

Compuestos: están formados por diferentes tipos de

átomos. Por métodos químicos se pueden separar en los

elementos que lo forman. Ejemplos: el agua H2O, que se puede

descomponer en hidrógeno H2 y oxígeno O

2; la sal común o cloruro

sódico que se puede descomponer en cloro Cl2

y sodio Na.

tes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa for

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Niveles subniveles nº subniveles e- por subnivel e- por nivel n=1 s 1 2 2 s 1 2 n=2 p 3 6 8 s 1 2 n=3 p 3 6 d 5 10 18 s 1 2 p 3 6 n=4 d 5 10 f 7 14 32

imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir que exista tal tensión entre as valencias do carbono nun composto moi estable é preciso admitir que a forma non é plana. E así é, está demostrado que no ciclohexano e para satisfacer os ángulos de enlace do carbono, a molécula adopta dúas posibles formas non planas como as que se debuxan. Unha que se denomina de configuración en bañeira e outra chamada cadeira que sitúan aos átomos do carbono en planos diferentes. Todo o anterior é evidente e non precisa máis explicación, pero como sempre que se debuxa ao benceno debúxase nun plano, permanece a idea plana sobre a forma real da molécula que, non nos cansaremos de afirmar, non cinciden.Pero debemos de recoñecer que o noso pecado en diante será o mesmo que o doutros, xa que escribiremos aos compostos sobre un papel, plano, e só sacaremos a relucir a forma no espazo á hora de destacar que a representación plana non é No entanto, como nunca se escriben os compostos na forma que realmente teñen, os principiantes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa forma é a dunha liña crebada (con tres dimensións) non plana; pero que se escribe habitualmente cunha estrutura lineal, tan perfectamente xeométrica que tras repetir e repetir a fórmula termina por idenfificarse a fórmula coa forma.E ambas as cousas, como pode verse na figura da esquerda, non coinciden.A todo o longo da química dos compostos orgánicos mantense a tendencia de ecipsar, sen querer este importante aspecto. Así, cando se escriben, e ata se debuxan, algúns compostos cíclicos contribúese a memorizar a súa forma plana cando é imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir queso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser está

JMPereiraCordido. Catedrático de Física y Química . IES San Clemente 1

Más de la mitad de los elementos químicos conocidos se

descubrieron al largo del siglo XIX. La cantidad de elementos

conocidos y la observación de algunas semejanza entre ellos fijo que

los científicos se formularan la necesidad de ordenar y clasifica los

elementos químicos conocidos. Hubo muchos intentos y dificultades

hasta llegar la Tabla Periódica actual.

Hay que tener en cuenta que en el siglo XIX aun no se conocía la

estructura interna de los átomos, por lo que el criterio de orden fue lo

de la masa atómica ("Z" que aún se desconocía). En el siglo XIX el

progreso de la química se debe fundamentalmente a las leyes de las

combinación químicas, de carácter cuantitativo y basadas en la medida

de masas atómicas.

Criterios de clasificación

La tabla periódica de los elementos químicos en su forma actual

procede de otras elaboradas hace ya muchos años, en el transcurso de

los cuales sufrió notables modificaciones. Si bien es cierto que la

Historia de la Químca debe ser tratada en otro lugar, el revisar de

modo muy breve alguno de los momentos cruciales de su evolución,

puede ayudarnos a entender el proceso de una Ciencia.

Anticipamos que hubo dos fases en los intentos de

clasificación:

En una primera etapa:

Los elementos se clasificaron en orden creciente de sus masas

atómicas hasta 1914

En una segunda etapa:

Que comienza en 1914, año en que Moseley demuetra de forma

evidente que la clasificación debe hacerse, necesariamente, sobre la

base de ordenar a los elementos por orden creciente del número de

protones del átomo.

A partir de este año, los elementos se ordenan por orden

creciente del número atómico (Z) y, desde este punto de vista, la tabla

en su forma actual nace con la idea de Moseley.


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Primeros intentos de clasificación

Los primitivos investigadores de la Químca habían dividido a los

elementos en dos grandes grupos de acuerdo con su propiedades:

metales y no metales pero la primera relación entre sus propiedades y

las masas atómicas se establece hacia 1817 por Döbereiner.

Döbereiner

Döbereiner encuentra que entre un grupo de elementos de

propiedades muy parecidas, o bien sus masas atómicas son iguales, o

el elemento de enmedio tiene una masa atómica que es la media

aritmética de los otros dos . De acuerdo con esta idea los elementos

conocidos se ordenan por tríadas.

Formó grupos de tres elementos que tenían propiedades

químicas semejantes y en los que la masa atómica del elemento

central era la media aritmética de la masa atómica de los otros dos

elementos. Así: Cl, Br e I, de masas atómicas 35, 80 y 127

respectivamente; o el caso del Li, Na y K, de masas atómicas, 7, 23 y

39 respectivamente.

De Chancourtois

Después de otras aportaciones que omitimos, y tras cincuenta

años, aparece una clasificación algo artificiosa (en forma de caracol)

debida a De Chancourtois que coloca a los elementos químicos sobre

la superficie de un cilindro y establece una periodicidad de las

propiedades en relación con los números. El orden que utilizó fue el de

las masas atómicas referidas a la masa del oxígeno (en donde el

oxígeno tenía de masa atómica 16).

Newlands

En esta misma época (sobre 1860) surge otra contribución muy

conocida. Se ordenan los elementos por orden creciente de masas

atómicas pero por grupos de ocho elementos. Newlands afirmaba que

la periodicidad de las propiedades surge después del intervalo de ocho

elementos y vincula la armonía en química con la musical.


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Mendelyeev y Meyer.

La aprotación más trascendente por su carácter innovador es

realizada, al parecer de forma independiente, por dos célebres

investigadores Mendelyeev y Meyer.

Mendeleiev dio a conocer su clasificación en 1869 y Meyer

en 1870. El mérito del descubrimiento se le atribuyó a Mendeleiev,

aunque a Meyer también se le reconoció posteriormente su trabajo .

Al principio esta ordenación de elementos no tuvo mucha

aceptación, pero Mendeleiev propuso alterar la orden de algunos

elementos conocidos y dejó huecos para elementos aún no conocidos,

de forma que se cumpliera la periodicidad de las propiedades. Gracias

a esta intuición de suponer la existencia de elementos aún no

conocidos y para los que Mendeleiev había dejado espacio en su tabla,

se descubrieron nuevos elementos químicos.

Las inovaciones que se introducen, sobre la misma idea de

Newlands se refieren a los siguientes aspectos:

1) Se establece una ordenación de elementos en orden creciente de masas atómicas, pero después de hacer un análisis crítico de los valores que entonces se admitían. Se descubren errores en las masas de los elementos cromo, indio, platino...

2) Cuando al ordenarlos, un elemento parecía que no encajaba en aquel lugar, se dejaba un hueco. Esta genial intuición equivalía a admitir que faltaban elementos por descubrir.

3) Se establecieron familias de elementos (períodos) de distinta longitud: cortas y largas.

4) Se predicen propiedades de elementos aún sin descubrir en función de las propiedades de los que se


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encuentran inmediatos en la tabla. El caso del germanio resulta admirable

Con éstas aportaciones la tabla de Mendeleyev- Meyer se parece

bastante a la actual pero sus elementos seguían estando ordenados

por orden creciente de masas atómicas. La ley de periodicidad

establecida por Meneleyev afirma que:

Las propiedades de los elementos varían con la masa

atómica y son función de la estructura de los átomos.

En años posteriores al establecimiento de esta "moderna"

clasificación periódica los esfuerzos se dirigen determinaciones muy

cuidadosas de masa atómicas y al descubrimiento de los elementos

que debían estar, pero no estaban en la tabla.

Así las cosas, en 1914 Moseley dá un vuelco a la situación.

Como ya hemos anticipado, Moseley descubre que los rayos X

producen espectros cuya norma o Ley está regida por el número

atómico.

En la figura de la izquierda

reflejamos la gráfica de la Ley de

Moseley para un reducido número

de elementos.

No entraremos nuevamente a

referirnos a las experiencias de

Moseley ya descritas, simplemente,

resaltar el hecho de que entre sus

conclusiones advertía que el orden

de los elementos clasificados por

número atómico coincide con el

orden creciente de masas atómicas

salvo, cuando el de masa

atómicas entra en colisión con el

orden de las propiedades

químicas.

En definitiva, y dejando al


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margen que la clasificación se hace empleando otro criterio y su

profunda trascendencia , la nueva clasificación no altera en demasía

la situación de los elementos en la tabla.

A partir del descubrimiento de la Ley de Moseley, se acuerda

clasificar a los elementos por orden creciente de su número atómico.

Por tanto, la tabla actualmente en uso emplea el número

atómico como crierio de clasificación.

Su forma actual es la siguiente:

La primera consideración que deseamos hacer sobre la tabla

se refiere a que las masas atómicas se refieren al elemento

número 12, que es el carbono, admitiendo para dicha masa

atómica el valor 12.0000.


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Recordemos, que en un principio, la Quimica refería las masas

atómicas al más pequeño de los elementos (el hidrógeno), luego ya De

Chancourtois decíamos, lo hizo con relación al oxígeno tomando como

base el valor O = 16.

El resultado es que hasta finales del siglo XIX se emplean dos

escalas, una basada en el hidrógeno y otra basada en el oxígeno.

A comienzos del siglo XX fue abandonándose, hasta tal extremo

que hacia 1910 ya nadie empleaba la escala referida al hidrógeno y

todas las masas atómicas se referían al oxígeno.

Al descubrise en 1913 la existencia de diferentes isótopos de un

mismo elemento químico se supuso que existiían en proporciones

constantes, y que, por tanto, las masas atómicas eran invariables. Pero

en 1950 los cuidadosos trabajos de A.O.Nier pusieron de manifiesto

que la composición isotópica del oxígeno no era cosntante, por tanto,

carecía de rigor referir la escala de masas atómicas a un elemento de

composición isotópica variable.

Desde éstas fechas, los físicos y los químicos emplearon dos

escalas. Los primeros referían sus masas atómicas al núclido O=16 y

los segundos al oxígeno que realmente existe (una mecla de isótopos

de composición variable). Los inconvenientes eran notorios no sólo

porque existían dos escalas de masas, si no que también existían

diferentes tablas para los valores de las constantes universales ( Vo, R

y K).

Las discrepancias se zanjan en el año 1961 al acordar la

Comisión Internacional de Masas Atómicas (presidida aquel año por el

español Prof.Dr. T.Batuecas) sustituir las dos en uso por una nueva

escala unificada basada en la masa del núclido de carbono 12 con

elvalor de C= 12.0000.

Obviamente, antes se constató que era mejor que la basada en

otros elementos se se habían considerado, y que su composición

isotópica era constante.

Desde tal ocasión, todas las tablas advierten que la unidad de

masa es la doceava parte del citado elemento referencial de masa

atómica.


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Periodicidades representativas

Al tiempo que recordamos en algunos casos, y conocemos en

otros, pasaremos revista a una serie de propiedades de los elementos

del Sistema Periódico que evidencian su variación periódica. Dado que

tales propiedades caracterizan los comportamientos químicos de los

elementos, tales variaciones son también del comportamiento químico

del elemento.

Relación con las configuraciones electrónicas

La posición de los elementos en la tabla periódica está

relacionada con sus configuraciones electrónicas y puesto que las

propiedades químicas de los elementos están directamente

relacionadas con sus configuraciones electrónicas, la tabla permite

predecir las propiedades químicas de los elementos.

Los elementos se distribuyen en períodos horizontales.

Como consecuencia de ello, los elementos quedan colocados en

columnas o grupos verticales de elementos. Los parecidos químicos

surgen entre los elementos de estas columnas o grupos. A los grupos

se designan con un número y una letra.

Elaboremos la configuración electrónica de algunos elementos.

Para ello, recordemos que en un capítulo anterior sugerimos valernos

de un gráfico que nuevamente reproducimos abajo: 1s

2 s 2p

3 s 3p 3d

4 s 4 p 4d 4f

5 s 5 p 5d 5f

6 s 6p 6d

7 s 7p


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Utilizando el orden de llenado de los diferentes

niveles/subnivels, construimos las configuraciones electrónicas:

C: 1 s 2 2 s 2 2 p 2;

F: 1 s 2 2 s 2 2 p 5;

Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;

Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2;

Cl: 1 s 2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p;

K: 1s 2 2s 22 p 6 3s 2 3p 6 4s1

V: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p6 4s 2 3 d 3;

Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6.

o Veamos que tienen en común elementos del mismo período:

C y F tienen dos niveles. Pertenecen al 2º Período.

Na, Si y Cl tienen tres niveles. Pertenecen al 3erPeriodo.

K,V y Fe tienen cuatro niveles. Pertenecen al 4º Período.

Todos los elementos del mismo período tienen el mismo número d niveles, que a su vez coincide con el número de período.

o Veamos que tienen en común elementos del mismo grupo:

C y Si en su último nivel tienen la configuración s2p2 (4A) .

F y Cl en su último nivel tienen la configuración s2p5 (7A)

Na y K en su último nivel tienen la configuración s1 (1A)


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Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su último nivel y, en nuestro caso, son de un grupo A.

El número de electrones de su última capa coincide con su número de grupo.

Puesto que la configuración electrónica externa determina las

propiedad químicas, todos los elementos del mismo grupo tienen

propiedades químicas similares, ya que su configuración electrónica

externa es similar.

Los electrones del último nivel se denominan electrones de

valencia..

Bloques de la Tabla Periódica

Los elementos de la tabla periódica también se dividen en

bloques, atendend al tipo de subnivel en que se sitúa el último

electrón de su configuración electrónica, electrón que diferencia a un

elemento químico del que ocupa un lugar anterior en la tabla

periódica.

Estos bloques son:

S p d

f


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Los bloques s y p engloban la todos los elementos del grupo A,

llamados elementos representativos. De éstos, los grupos encabezados

por los elementos y B, C, N, O y F pertenecen al bloque p, pues su

último electrón se sitúa en un subnivel p, mientras que los grupos

encabezados por el Li y por el Be pertenecen al bloque s, pues su

último electrón se sitúa en un subnivel "s".

Todos ellos pertenecen a grupos A.

Es de destacar el grupo 8 A o de los gases nobles. Todos los

elementos de este grupo son muy estables, no reaccionan, no se

combinan con otros elementos ni consigo mismos. Su estabilidad la

deben a su configuración externa s2 para el He,, s2p6 para el resto.

Admitiendo esta estabilidad para tal tipo de configuración, la

capacidad de combinación de reacción de los demás elementos

químicos se justifica por la supesta tendencia a conseguir la

configuración estable de los gases nobles.

El bloque d engloba la todos los elementos de los grupos B,

llamados metales de transición, su último electrón se sitúa en un

subnivel d y, a su vez, s engloban en grupos B.

Los elementos del bloque f sitúan su último electrón en un

subnivel f y se denominan metales de transición interna. Como por

ejemplo el Sm, de Z =62, de configuración electrónica: 1s22s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4.

Tanto los elementos del bloque d, como los del bloque f,

reciben el nombre de metales de transición y de transición interna.

En su nivel externo solamente tienen electrones en el subnivel s, como

los elementos de los grupos 1 A y 2 A, pero siguen teniendo

subniveis d o f sin completar. Ya se verá más adelante que esto les

confiere una serie de propiedades químicas similares que se engloban

bajo el término de carácter metálico.

Conocer la relación entre la posición que ocupa un elemento en

la tabla periódica y su configuración electrónica externa, resulta de

muy útil.


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Capacidad de combinación con el hidrógeno

Hay una admirable periodicidad relativa a la capacidad de

combinación con el hidrógeno, de los elementos de las tres primeras

filas o hileras del

Sistema Periódico.

Dado que las filas se

denominan períodos

emplearemos a partir

de ahora dicho

nombre.

La figura de la

izquierda evidencia el

hecho de que la

capacidad de

combinación crece

desde el primer

elemento de la

izquierda del período

hasta el centro del

mismo, luego decrece.

Los mínimos coinciden

con los gases nobles.

La secuencia de compuestos sería:

LiH BeH2, BH3, CH4, NH3, OH2, FH

NaH, MgH2, AlH3, SiH4, PH3, SH2, ClH

Algunos son muy conocidos y tienen nombres específicos pero ,

en general, a dichos compuestos se les llama hidruros.


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Carácter metálico.

Antes de considerar la variación de esta propiedad aclarar que el

carácter de metal es función de conductibilidad eléctrica, térmica brillo

y otras propiedades que distinguen a los metales; y que los metales

por excelencia son los menos conocidos. Los metales más conocidos

son los que tienen más numerosas aplicaciones prácticas y técnicas,

pero su popularidad no se puede identificar con el hecho de que

exhiban de modo ejemplar el comportamiento de metal.

Los metales por excelencia son los de la primera columna del

Sistema Periódico: Li,

Na. K, Rb, Cs, Fr que

son bien poco

conocidos como

metales. Como a las

columnas se les llama

grupos, diremos a

partir de ahora que los

típicos metales son los

del primer grupo del

S.P.

El carácter

metálico dentro de un

grupo, se incrementa

con su número

atómico; de tal suerte

que en la anterior

familia de metales

típicos, el más metal de

todos los metales es el

Francio.

Y en un grupo nada sospechoso de carácter metálico ya que está

bastante hacia la derecha, y en donde se encuentran C, Si, Ge, Sn y Pb

éste incremento del carácter metálico al aumentar el número atómico,

hace que dicho carácter evolucione desde un típico no metal como es

el carbono, hasta un popular metal: el Pb.

La primera figura de la izquierda refleja estas ideas.


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El proceso evolutivo del carácter metálico hace que no sea

posible dibujar una línea de nítida separación entre metales y no

metales, el cambio paulatino hace que algunos elementos típicamente

no metálicos por estar a la derecha del sistema periódico, puedan

tener un notable carácter metálico si su la primera columna del

Sistema Periódico: Li, Na. K, Rb, Cs, Fr que son bien poco conocidos

como metales. Como a las columnas se les llama grupos, diremos a

partir de ahora que los típicos metales son los del primer grupo del

S.P.

El carácter metálico dentro de un grupo, se incrementa con su

número atómico; de tal suerte que en la anterior familia de metales

típicos, el más metal de todos los metales es número atómico es muy

elevado. Este sería el caso del yodo (I).

En el centro del sistema periódico, en una área muy extensa se

encuentran, precisamente, los elementos que representan la evolución

del carácter metálico al no metálico.

Esta región,

indefinida y sin forma

concreta se recoge en

nuestra figura como una

sombra de tono intermedio

entre la región de los

metales típicos y de los no

metales.

Todos los elementos del centro sel S.P. tienen elevado número

atómico y por tanto tendrán bastante carácter metálico...por eso se les

llama elementos de transición o metales de transición. Ahí están los

metales (de transición) más populares...Hierro, Níquel, Plomo,

Estaño....

El carácter metálico o no metálico de los elementos del S.P.

acostumbra a ser utilizado para diferenciar (al menos por su nombre) a

los compuestos que originan con el oxígeno y con el hidrógeno. Así, la

combinación de un metal con oxígeno se denomina óxido, pero si es

con un no metal no merece este nombre. Los metales con el hidrógeno

se dice que producen hidruros pero con los no metales no se designan

así.


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Propiedades de óxidos e hidruros.

Comenzaremos por los óxidos:

Quedamos, en que los metales con el oxígeno producen

compuestos que llamamos óxidos, y que reconocemos habitualmente

por el hecho de que reaccionan con el agua:

Na 2 O + H 2 O −−−−> 2 Na+ + OH −

El resultado es la formación de bases (hidróxidos) y por ello se

diece que dichos óxidos son de carácter básico.

El carácter básico de los óxidos metálicos variará a lo largo del

S.P. de forma análoga a como varía el carácter metálico.

En esta misma línea de razonamiento, afirmaremos que los

óxidos no metálicos son ácidos ya que su reacción con agua es de la

forma:

SO 3 + H 2 O −−−−> H 2 SO 4

El carácter ácido de los óxidos no metálicos variará a lo largo

del S.P. de forma análoga a como varía su carácter metálico.

Ahora consideraremos a los hidruros:

Algo parecido ocurre con los hidruros. Los de los elementos

metálicos se denominan como tales hidruros, que producen reacción

básica al reaccionar con el agua:

H Na + H 2 O −−−−> H 2 + Na ++ OH −

pero los elementos no metales forman un tipo de compuestos

que reacciona con el agua inonizándose y formando ácidos:

H Cl + H 2 O −−−−> H 3 O++ Cl −

Si hacemos referencia a los hidruros de los elementos del

centro-derecha del S.P. como prodrá ser el grupo del Carbono, sus

hidruros no se ionizan en agua , ni se les denomina hidruros (H4 C no

se le llama como hidruro) como tampoco se les llama así a ninguno de


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los siguientes:

H 2O, HF, H Cl, H 2 S

De modo general podemos decir que estos compuesto son más

ácidos a medida que decrece el carácter metálico y por eso el agua es

menos ácida que el clorhídrico, pero una genralización conduciría a

conclusiones erróneas.

La discusión de la variación de la acidez dentro de un grupo o

período no procede ser abordada en este momento.

Estructuras orbitales

Además de los que ya se ha expuesto al hablar, en general, de

las estructuras orbitales a lo largo del Sistema Periódico, dos

consideraciones muy breves sobre las esctructuras electrónicas de los

metales y no metales.

Los metales tienen pocos electrones en los últimos orbtales,

electrones relativamente libres que les confieren las propiedades

típicas de los metales, y que tienden a perder para "intentar" alcanzar

la estructura de órbita completa si hablamos en consonancia con el

idionma de Lewis.

Hablando en tales términos los metales "intentarán" perder de

uno a tres electrones de sus últimos orbitales si tienen ante sí alguien

dispuesto de aceptar la dádiva.

Los no metales que ya hubiesen pasado la barrera de la

estructura de sus orbitales ( s2 p2 ) y están de camino hacia la

estructuctura ( s2 p6 ) se les atribuye el "deseo" de alcanzar la de un

orbital completo a base de ganar un cierto número de elctrones.

En consecuencia, un metal frente a un no metal deben

reaccionar


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Radios atómicos

Para referirse al tamaño de los átomos, y dado que no es

posible medir directamente cuánto ocupan los últimos orbitales

ns 2 n px de un determinado elemento, los químicos se refieren al

radio de los átomos como el de la mitad de la distancia entre dos de

ellos (iguales) unidos por un enlace covalente, puro, sencillo. Para ello se mide experimentalmente la distancia entre dos átomos iguales, en una molécula en que están unidos por un enlace sencillo.

La mitad de dicha distancia se acordó que es el radio

atómico del elemento en cuestión.

Existe una variación

periódica del radio (por tanto,

del volumen) de los elementos,

que se evidencia a lo largo de

un período (una hilera) y

también de un grupo (de una

columna) . Si tenemos enfrente

un S.P. diríamos que hay una

variación de izquierda a

derecha, y de arriba abajo.

A lo largo de un período,

el radio atómico disminuye. Es

decir, existe una contracición

del radio de izquierda a derecha

. En principio, esta contracción

no es lógica ya que cada

elemento se distingue de su

predecesor (del que está a su

izquierda) por tener un protón

más, y un electrón más.


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Si hay contracción es en razón de que importa más, el

incremento de la carga del núcleo que la presencia de un nuevo

electrón. Dicho de otro modo, la incorporación de un protón se

traduce en que todos los electrones de esa misma "capa" del átomo son

atraídos ahora con mayor fuerza.

Acostumbra a decirse que la carga nuclear que, efectivamente,

actúa ahora sobre los electrones, es mayor que antes. Éste incremento

de la carga nuclear efectiva provoca la disminución del radio (y del

volumnen) a lo largo de una hilera del Sistema Periódico.

En la figura de la izquierda puede observarse la importante

disminución del volumen de los átomos ( del Li al F )de la primera

hilera del S.P. Decimos importante dado que el radio del flúor, por las

razones expuestas, llega a ser la mitad que el radio del Litio.

Es más fácil entender el incremento del radio cuando

descendemos en un grupo del Sistema Periódico. En efecto, dentro de

una columna un elemento se diferencia del que esta debajo en que

éste, en que el elemento de

debajo tiene a sus electrones

en un nivel superior de

energía; diríamos empleando

términos clásicos, que sus

electrones están en una

"capa" superior o de un

número cuántico principal

más alto. Es por tanto lógico

que su radio atómico sea

mayor.

A la izquierda hemos

reocgido en una gráfica la

variación de los volúmenes

atómicos desde el hidrógeno

(H) hasta el rubidio ( Rb).

Los máximos de la

gráfica corresponden alLi, Na,

K y Rb.

Los mínimos de la

gráfica corresponden al F, Cl y Br.


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Radios iónicos

Los átomos que han perdido o ganado un electrón se han

transformado en iones. El aspecto energético de esta transformación

se abordará en el siguiente apartado, pero, de momento, nos vamos a

referir a las relaciones de tamaño

Si un átomo pierde uno o más electrones se convierte en un ión

unipositivo, dipositivo...llamado catión. El tamaño del catión es

siempre menor que el átomo ya que la carga nuclear que

efectivamente actúa ahora sobre los restantes electrones es mayor;

tanto mayor, cuantos más electrones haya perdido el átomo. Por tanto,

el catión B+ es menor que el átomo del que procede ( B ) y el catión B++

es menor que el catión B+ y mucho más pequeño que el átomo B .

En la página

anterior, donde figuran

los tamaños relativos de

los átomos se cogen

también las variaciones de

tamaño del litio y sus

cationes.

Un razonamiento idéntico, pero con consecuencias contrarias

puede hacerse para los aniones.

La incorporación de un electrón a un átomo, lleva consigo que la

carga nuclear efectiva sobre los electrones (ahora uno más que los que

había) disminuya. Ahora son retenidos con menos fuerza y el átomo se

expande al transformarse en un anión, por lo tanto el volumen se

incrementa.

Ahora: A => A−> A

mientras que antes la variación de temaño era :

B++ < B+< B .


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Potencial de ionización

Ya hemos visto al hablar de los espectros, que los electrones de

los átomos pueden absorber energía que posteriormente, emiten bajo

la forma de una radiación. A dichos espectros les llamábamos

espectros de emisión, y su estudio e interpretación permitó elaborar

las bases de las actuales ideas sobre la estructura de la materia.

Para entender como varía esta propiedad piensa que para

arrancar ese electrón se debe vencer la fuerza de atracción que el

núcleo del átomo ejerce sobre él.

Se recordamos la lana Ley de Coulomb, la fuerza es:

F = K Q+Q-/d2.

Esta F de atracción sobre el electrón será directamente

proporcional a la carga positiva Q+ del núcleo, a su vez, en relación con

el número atómico Z (número de protóns). La carga negativa Q −será la

del electrón que se pretende arrancar. A su vez, la fuerza de atracción

será inversamente proporcional al tamaño del átomo.

La cantidad de energía absorbida pudiera ser tan elevada que el

electrón fuese separado totalmente del átomo. Equivaldría a llevarlo a

un nivel energético situado en el infinito. Si ésto ocurre, el átomo se

transforma en un ión unipositivo y a dicha cantidad de energía

suministrada se le denomina primer potencial de ionización.

Es decir:

B + energía −−−−> B++ 1e−

si a la energía suministrada la designamos por PI 1 podemos

escribir la ecuación precedente como:

B + P.I.1 −−−−> B++ 1e−

El proceso puede continuar, es decir, el ión B+ puede continuar

perdiendo otro o varios electrones a costa de contribuciones

energéticas cada vez más altas, ya que el ión retiene con mucha mayor

fuerza a los electrones.


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Recordemos que aumentó la carga nuclear efectiva, el ión es

menor y pretendemos arrancar un electrón a un ión y no a un átomo.

Por tanto, los sucesivos potenciales de ionización crecerán muy

rápidamente; tanto, que no es posible imaginar que en procesos

químicos normales existan iones de más de tres cargas positivas.

B++ P.I.2 −−−−> B++ + 1e−

B++ + P.I.3 −−−−> B+++ + 1e−

Procesos en los cuales :

P.I.3 >>> P.I.2 >> P.I.1

Y, natualmente, para originar un ión B+++ hace falta una cantidad

de energía que es la suma de los tres potenciales de ionización.

La cantidad de enegía para estos procesos se expresa

habitualmente en electrón-voltios ( e. V.), diremos, para tener una idea,

que en los procesos químicos habituales es difícil alcanzar energías del

orden de 15 eV.De ahí la dificultad antes mencionada.

En cierto modo, el potencial de ionización es una medida

cuantitativa del mayor o

menor carácter metálico de

un átomo, y si dicho

carácter metálico variaba de

forma periódica, otro tanto

ocurre con los potenciales

de ionización.

La variación

periódica del potencial de

ionización se pone de

manifiesto a lo largo de una

hilera (períododo) del S.P.

como un incremento del

valor del P.I. de los

elementos de la izquierza

hasta los de la derecha del

período.


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Tal como se observa en la gráfica, los potenciales de ionización

crecen desde el Li al Ne, desde el Na al Ar y así sucesivamente. Dentro

de un período crecen de izquierda a derecha. Existen numerosos

factores que determinan

que el crecimiento del

potencial de ionización siga

esta norma general, pero no

entraremos en el detalle de

como influye cada uno.

Admitiremos, a groso

modo, que el factor

determinante es la mayor

proximidad de los

electrones al núcleo; por

tanto, el potencial de

ionización dentro de un

grupo crece a medida que

disminuye el tamaño del

átomo.

Puede verse,

comparando las dos gráficas

de la izquierda (la superior y la inferior) que los potenciales de

ionización crecen en un grupo, mientras que dentro de ese grupo

disminuye el volumen atómico desde la izquierda hasta la derecha.

Si se entienden las razones de la variación del volumen atómico,

las mismas razones que determinan la disminución del volumen sirven

para justificar el incremento del potencial de ionización en un período

del S.P.

Afinidad electrónica.

La facilidad o dificultad de que un átomo se transforme en un

ión negativo, viene determinada por otra propiedad que caracteriza al

elemento químico.

El proceso:

A + 1e− −−−−> A−+ energía


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representa la captura de un electrón por parte de un átomo.

Como puede observarse, el proceso tiene lugar con desprendimiento

de energía.

La cantidad de energía liberada en el proceso de captura de

un primer electrón por parte del átomo se denomina primera

afinidad electrónica.

Al igual que ocurría en el potencial de ionización, el átomo

puede captar un segundo y sucesivos electrones, no obstante, para

que dichos procesos tengan lugar es necesario convencer al átomo.

En efecto, para que tenga lugar el proceso:

A−+ 1e− −−−−> A =

debe suministrarse energía . Resulta lógico que haya que

aportar energía ya que el ión A- repele al electrón que pretendemos

entregarle.En definitiva, la segunda y sucesivas afinidades electrónicas

tienen signo contrario a la primera afinidad electrónica ,y en lugar de

liberarse energía en el proceso se absorbe energía.

En consecuencia, cuando tiene lugar el proceso de captura de

un electrón (el primero) por parte de un átomo, se libera energía en

una cuantía que denominamos primera afinidad electrónica.

A + 1e− −−−−> A−+ A.E.1

pero, se absorbe energía en el proceso:

A−+ 1e−+ A.E.2 −−−−> A =

y lo mismo ocurre en las sucesivas acpetaciones de un electrón

por parte del ión.

La cuantía de los potenciales de ionización y la cuantía y signo

de las afinidades electrónicas son determinantes en el balance

enrgético que posibilita la formación de una pareja de iones (uno

positivo y otro negativo)

Si el balance energético del proceso:

A + 1e− −−−−> A−+ A.E.1

B + P.I.1 −−−−> B++ 1e−

es positivo, es decir, si la energía liberada en el primer proceso


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(si la afinidad electrónica) es suficiente para el segundo proceso

(compensa al potencial de ionización) es posible desde el punto de

vista energético la formación de la pareja de iones A-y B+ .

En definitiva, son los valores de las afinidades electrónica y los

potenciales de ionización las causas determinantes de que -desde el

punto de vista de la energía-sea posible o imposible la formación de

una pareja de iones. Dicha pareja de iones, luego, y en razón de

atracciones electrostáticas podrán llegar a formar una agrupación de

iones unidos por fuerzas de tipo eléctrico. Por tanto, el conocimiento

de las afinidades elecrtónicas y del potencial de ionización permite

hacer previsones sobre las posibilidades de uniones de naturaleza

eléctrica (enlaces iónicos).

Electronegatividad

Hablando en término simples, el potencial de ionización mide

en cierto modo la dificultad de que se le arranque un electrón a un

átomo, mientras que la afinidad electrónica mide la tendencia del

átomo a aceptarlo.

Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un

electrón su corteza (mayor afinidad electrónica), mayor será también

su electronegatividad por lo tanto la variación de la

electronegatividad en la tabla periódica es similar de la dicha

propiedad.

Aumenta al avanzar en un período y disminuye al descender

y un grupo.

Esta propiedad tiene mucho interés desde el punto de vista

químico, pues permite clasificar a los elementos químicos en

electronegativos (valores altos de electronegatividad ) y

electropositivos (valores bajos de electronegatividad ).

Los elementos electronegativos, también llamados no metales,

son elemento que presentan elevada tendencia a ganar electrones

(afinidad electrónica elevada) y poca tendencia a perderlos (energía

de ionización elevada). Es decir, formará preferentemente ións

negativos.


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Elementos electropositivos, también llamados metales,

son elementos con el poca tendencia a ganar electrones (afinidad

electrónica baja) y mucha tendencia perderlos (energía de ionización

baja). Es decir, formarán preferentemente ión positivos.

Tamaño ectronegatividade Energía de ionización Afinidad electrónicla

En la tabla periódica hay marcada una especie de escalera que

incluye al semimetais (características intermedias entre los metales y

los no metales) y que separa a los elementos electronegativos a la

derecha, de los elementos electropositivos a la izquierda.

Mulliken propuso el término de electronegatividad para poder

comparar la mayor o menor apetencia de los electrones por parte de

dos átomos distintos. Mulliken propuso una escala de

electronegatividades basada en una proporcionalidad entre el P.I. y la

A.E.:

Electronegatividad α (P.I. + A.E)

más tarde Pauling establece otra escala con valores relativos, en

la que al flúor se le asigna el valor máximo.


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