Son las propiedades que
dependen o que son una función del número atómico. Se llaman periódicas porque
se repiten en la tabla periódica. Esto ocurre debido a que los elementos coinciden en la configuración electrónica en el último nivel.
Es importante aclarar que se
habla de tendencias periódicas porque su comportamiento no es estrictamente periódico;
es decir, existen algunas variaciones con respecto a su periodicidad. Esto debido
entre otros a algunos fenómenos asociados con la mecánica cuántica.
RECORDAR !!!
LEY
PERIÓDICA
“Las propiedades de los elementos
son función periódica de sus números atómicos”
Antes de iniciar con las tendencias periódicas es relevante hablar brevemente de la Carga Nuclear Efectiva (Z*) y el efecto de apantallamiento (σ).
Recordemos que en un átomo, el núcleo contiene los protones (carga positiva) y
en la periferia del mismo se encuentran los electrones con carga
negativa. Los protones y electrones se atraen entre sí por tener cargas opuestas.
Si nos imaginamos al electrón del último nivel de energía, éste si estuviera solo, sería atraído por las cargas positivas del núcleo. Pero esto no ocurre, éste electrón está protegido por una pantalla de protección, que son los electrones de los niveles más bajos, a esto se le conoce como APANTALLAMIENTO, que evita esta atracción.
Si nos imaginamos al electrón del último nivel de energía, éste si estuviera solo, sería atraído por las cargas positivas del núcleo. Pero esto no ocurre, éste electrón está protegido por una pantalla de protección, que son los electrones de los niveles más bajos, a esto se le conoce como APANTALLAMIENTO, que evita esta atracción.
Para
efectos del curso, consideraremos que la constante de apantallamiento σ estará
constituida por el número de electrones que se encuentran en los niveles inferiores
de energía, en donde se encuentra el último electrón.
La
Z* estará definida como
la diferencia entre el número atómico (Z), (que corresponde a los protones,
con carga positiva), menos el número de electrones que conforman el
APANTALLAMIENTO, según fórmula:
Z* = Z - σ
Donde:
Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento)
σ se llama constante de protección o constante pantalla.
Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento)
σ se llama constante de protección o constante pantalla.
Ejemplo:
Si calculamos el Z* del silicio, tenemos que :
Si calculamos el Z* del silicio, tenemos que :
El átomo tiene un Z = 14
σ = 10
Por
tanto, Z* = 14 - 10 = 4.
1. POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E)
En un periodo, aumenta al aumentar el número atómico; pues para la misma capa, a mayor Z más atraídos por el núcleo estarán los electrones.
En un grupo, el volumen atómico aumenta al aumentar Z, pues aumenta el número de niveles de energía.
La
Z* es la carga real que mantiene unido a un e al núcleo. Depende de
la carga nuclear (Z) y el efecto pantalla (apantallamiento, σ) de e interiores
o repulsión electrónica. Ambos efectos
son contrapuestos:
A
mayor Z
mayor Z*
A
mayor apantallamiento menor Z*
Los
metales serán tanto más reactivos cuando pierdan los electrones con mayor
facilidad. Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo.
A continuación se discuten algunas tendencias periódicas importantes para definir varias propiedades en la formación de los enlaces químicos:
A continuación se discuten algunas tendencias periódicas importantes para definir varias propiedades en la formación de los enlaces químicos:
1. POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E)
Es la energía necesaria para
convertir un mol de átomos aislados neutros, en estado gaseoso, en un mol de
iones monopositivos.
X(g) + E1 → X(g)+ + 1e
En un grupo la energía de ionización
disminuye al descender. En un período, la energía de ionización aumenta hacia
la derecha.
VARIACIÓN DE LA
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
En
un grupo, la energía de ionización disminuye al aumentar el Z; pues al aumentar
el número de niveles de energía, los electrones más externos están menos
atraídos por el núcleo y, por lo tanto, es menor la energía necesaria para
separarlos.
En un periodo, aumenta al aumentar el número atómico; pues para la misma capa, a mayor Z más atraídos por el núcleo estarán los electrones.
2. RADIO ATÓMICO (R)
Considerando los átomos como contornos esféricos, el radio atómico es un término de referencia. Se interpreta como el radio de una esfera dentro de
la cual se encuentra la máxima probabilidad de encontrar los electrones de un
átomo.
El
radio atómico es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia.
Por medio del radio atómico es posible determinarse el tamaño del átomo. Se
define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están
enlazados entre sí”.
Numerosas
propiedades físicas incluidas la densidad, temperaturas de fusión y ebullición
están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño es muy difícil
de definir.
VARIACIÓN
En un grupo, el volumen atómico aumenta al aumentar Z, pues aumenta el número de niveles de energía.
En
un periodo, el volumen atómico disminuye al aumentar el Z; ya que, para el
mismo número de niveles aumenta la carga eléctrica del núcleo y de la corteza y
por tanto, la fuerza de atracción.
RADIO IÓNICO
Es
el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo
la estructura electrónica del gas noble más cercano.
Los
cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva
(menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga,
menor será el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán
menores que los alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el
mismo apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad
la carga nuclear de los alcalinos.
Los
aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga
nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor
sea la carga, mayor será el Ion; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán
mayores que los halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el
mismo apantallamiento, mientras que los halógenos superan en una unidad la
carga nuclear de los anfígenos.
En
general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene
mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es
menor al ser menor su carga.
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un anión.
Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas positivas.
Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas negativas.
Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de ionización.
3. AFINIDAD ELECTRÓNICA
O ELECTROAFINIDAD (AE)
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un anión.
X(g) + 1e → E1 + X- (g)
Si
al ganar un electrón se desprende energía, la afinidad electrónica es positiva,
y el ion formado es estable. Si por el contrario se absorbe energía, la
afinidad electrónica es negativa y el ion formado es inestable.
Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas positivas.
Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas negativas.
Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de ionización.
4. ELECTRONEGATIVIDAD (EN)
En
1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de un átomo a
atraer sobre sí los electrones cuando se combina con otro formando un compuesto
químico.
Está íntimamente relacionada con la
energía de ionización y con la afinidad electrónica.
5. NÚMERO O ESTADO DE OXIDACIÓN (EO)
Se denomina número de oxidación a la
carga aparente que tendría un átomo en un compuesto si los electrones fueran cedidos al elemento más electronegativo.
La Valencia es el
máximo número de átomos univalentes (átomos de H o Cl) que pueden combinarse
con un átomo del elemento en consideración.
Ocasionalmente un
mismo elemento puede actuar con distintos números de oxidación, según el compuesto que forme.
El número de
oxidación está relacionado con la configuración electrónica:
En
un mismo grupo los elementos suelen presentar números de oxidación
comunes.
El
número de oxidación más alto coincide con el número de grupo(1-7).
Reglas básicas de asignación de
estados de oxidación de elementos en un compuesto (EO)
El EO de un elemento sin combinar químicamente con
otros es 0.
La suma
de los EO de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ión es la carga del ión.
En sus
compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen EO +1 y los alcalinotérreos (Grupo 2) tienen EO 2+.
En sus
compuestos, el EO del F es 1-.
En los compuestos con los no metales , el EO del H es 1+.
En sus
compuestos, el EO del O es 2-.
En sus compuestos binarios con metales, los elementos del grupo 17 (F, Cl,...) tienen EO 1-, los del grupo 16 (O, S, ...) tienen EO 2- y
los del grupo 15 (N, P, ...) tienen EO 3-.
OXIDO-REDUCCIÓN
OXIDO-REDUCCIÓN
OXIDACIÓN:
Es una reacción química donde una
sustancia cede electrones y por lo tanto aumenta su número de oxidación.
Ejemplo: oxidación del hierro.
Cuando una sustancia se oxida,
siempre es por la acción de otra que se reduce.
REDUCCIÓN :
En química, reducción es el proceso por el cual una
sustancia gana electrones y por lo tanto se presenta disminución en su número
de oxidación.
Ejemplo:
Oxidación
de una lámina de cobre en una solución acuosa que contiene iones plata; estos iones se reducen y se transforman en
plata sólida que se adhiere a la lámina.
2 Na(s) +
Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s)
El
sodio (Na(s)) se oxida
mientras que el cloro (Cl2(g) ) se reduce
El
sodio es el agente reductor y el cloro actua como agente
oxidante.
Buenas noches. ¿Podría sacarme de una duda?¿Por que en los metales de transición los electrones de valencia están repartidos en dos niveles de energía diferentes?
ResponderBorrarputo
Borrartu abuela
Borrar¿Estas son las tendencias de la tabla periodica?
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