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SISTEMA DE ACCESO COMÚN A LAS CARRERAS DE INGENIERÍA DE LA UNaM
IV.2.1 LA TABLA PERIÓDICA
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer,
publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy
similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se
basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de
Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron
sorpresivamente similares.
Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al
incrementar el peso atómico.
Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en
secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas similares
quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas
de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico. Su tabla periódica de
1872 contenía los 62 elementos conocidos en esa época.
Considérense los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la
tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para
producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos
se disuelven en agua para producir soluciones que conducen electricidad. Los elementos del
"Gruppe II" forman compuestos como BeCl2, MgBr2, y CaCl2, y también compuestos con O
y S del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.
Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en
cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba"
algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para
construir la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observadas del germanio,
que no fue descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto
ekasilicio, porque quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los
elementos vecinos al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las
propiedades de este último. Algunos valores modernos de propiedades del germanio
difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos de los valores en que
Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los valores obtenidos en 1886
para el elemento Ge.
En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progreso es lento
y difícil. Sin embargo, existen individuos excepcionales que desarrollan conceptos y
técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.
Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de
pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla.
Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que
correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se
debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los
valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo
que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la
ley periódica prácticamente en la forma que se conoce en la actualidad:
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.
La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número
atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas
similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actualidad son ordenamientos de este
tipo.
Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como
periodos.
Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se
encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a
través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se
emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA,
con excepción del H, se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se
llaman tierras alcalinas o metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se
llaman halógenos que significa "formadores de sales", y los elementos del grupo O se
llaman gases nobles (o raros).
Diferencias entré el grupo A y el B
Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera
arbitraria, y en algunas tablas se encuentran invertidos. Otras más designan a los grupos
numerándolos del 1 al 18. Los elementos que se encuentran dentro del grupo del mismo
número pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen
de la designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de
grupo tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl
(IA) y AgCl (IB); MgCl2 (IIA) y ZnCl2 (IIB). Como se verá, las variaciones de las
propiedades de los grupos B a lo largo de una línea no son tan notables como las
variaciones que se observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos
B se añaden electrones a los orbitales d, (n – l), en donde n representa el nivel de energía
más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen mayor influencia sobre
las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a un orbital interno d se producen
cambios menos notables en las propiedades que al añadir un electrón a un orbital s o p
externo.
A continuación, se da una clasificación muy útil de los elementos:
Gases nobles Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como gases
inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se sabe
que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con
excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior
ocupado. Sus estructuras pueden representarse como . . . ns2np6.
Elementos representativos Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman
elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados.
Su "último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones
diferentes y bastante regulares de sus propiedades con su número atómico.
Elementos de transición d Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla
periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de
transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos
alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos en la derecha. Todos
ellos son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro
modo, los elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8
a 18 electrones (es el siguiente al más alto ocupado). Se conocen como:
Primera serie de transición: 21Sc a 29Cu
Segunda serie de transición: 39Y a 47Ag
Tercera serie de transición: .57La y 72Hf a 79Au
Cuarta serie de transición: (está incompleta) 89Ac y elementos del 104 al 111
De manera estricta, los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son metales
de transición d porque sus "últimos" electrones penetran a orbitales s. Suelen estudiarse
junto con los metales de transición d porque sus propiedades químicas son similares.
Elementos de transición interna Estos elementos se conocen en ocasiones como
elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales f.
En ellos, el segundo nivel con respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde
18 hasta 32 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan
entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:
Primera serie de transición interna (lantánidos): 58Ce a 71Lu
Segunda serie de transición interna (actínidos): 90Th a 103Lr
2.2 - ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La primera energía de ionización, (EI1) también conocida como primer potencial de
ionización, es:
La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con
menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1
Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI1), es 590 kJ/mol:
Ca(g) + 590 kJ ——» Ca+(g) + e
La segunda energía de ionización (EI2), es la cantidad de energía que se requiere para
desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa así:
Ca+ (g) + 1145 kJ ——» Ca2+(g) + e
Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más difícil
desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.
Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a
los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar a un electrón de la
fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas indican que los electrones
se eliminan con facilidad y por tanto, se forma fácilmente un ión positivo (catión).
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a predecir si
es probable que el elemento forme compuestos iónicos o moleculares (covalentes). Los
elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder electrones,
dando lugar a iones con carga positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización
intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares compartiendo electrones con
otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta, por ejemplo, el grupo
VIA y el VIIA, a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).
IV.2.2 AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define como:
La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso
aislado para formar un ión con carga - 1
Por convención se asigna valor positivo a la energía que se absorbe y valor negativo a la
que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía.
Las afinidades electrónicas del berilio y el cloro pueden representarse como sigue:
Be(g) + e - + 241 kJ ——» Be- (g) AE = 241 kJ/mol
Cl(g) + e - ——» Cl- (g) + 348 kJ AE = - 348kJ/mol
La primera ecuación indica que cuando los átomos de berilio gaseoso ganan un electrón
para formar iones gaseosos de Be–, se absorben 241 kJ/mol de iones (reacción
endotérmica). La segunda ecuación dice que cuando un mol de átomo gaseoso de cloro
gana un electrón para formar iones cloro gaseosos, se liberan 348 kJ de energía (reacción
exotérmica).
La afinidad electrónica es la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro.
El proceso mediante el cual el átomo neutro X gana un electrón
(AE), X(g) + e - ——» X- (g)
(AE) no es el inverso del proceso de ionización, X+ (g) + e- ——» X(g)
El primero se inicia en un átomo neutro, mientras que el segundo se inicia en un ión
positivo. Por tanto, (EI1) y AE no tienen el mismo valor y signos opuestos.
Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad
para formar iones negativos (aniones). Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen
más negativas de izquierda a derecha a lo largo de una línea en la tabla periódica
(excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los
grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a
derecha. Los halógenos que tienen la configuración electrónica externa ns2 np5, tienen
afinidades electrónicas de tipo más negativo.
Forman aniones estables con configuración de gas noble, . . . ns2 np6, al obtener un electrón.
La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo al igual que la energía de
ionización, aunque es difícil de medir.
Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo largo
de un periodo. La tendencia general es que las afinidades electrónicas de los elementos se
hacen más negativas de izquierda a derecha en cada periodo. Algunas excepciones notables
son los elementos del grupo IIA y del grupo VA. Éstos tienen valores menos negativos
(más. positivos) de lo que sugiere la tendencia. La afinidad electrónica de un metal HA es
muy positiva porque implica la adición de un electrón a un átomo que tiene orbitales ns
completamente llenos y orbitales np vacíos. Los valores para los elementos VA son
ligeramente menos negativos de lo esperado porque implican la adición de un electrón a un
conjunto semilleno y relativamente estable de orbitales np (ns2 np3 ——» ns2 np4).
La adición de un segundo electrón para formar un ión con carga 2 – siempre es
endotérmica, de manera que las afinidades electrónicas de aniones siempre son positivas.
IV.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los
electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.
Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria llamada
escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más alta de todos los
elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros
elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier
otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.
Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de
izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los
grupos
Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto
las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que
se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla periódica y altas para los que están en
la parte superior derecha.
Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para predecir el
tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de
electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El
elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más
electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a
formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el
elemento más electronegativo atrae más a los electrones.
IV.2.4 METALES, NO METALES Y METALOIDES
Al principio del capítulo se clasificaron los elementos de diversas maneras, basándose en
sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de clasificación, los elementos suelen
dividirse en tres clases: metales, no metales y metaloides.
Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea es zig-zag son metales (con
excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales.
Esta clasificación es algo arbitraria y hay varios elementos que no se adaptan bien a
cualquiera de estas clases.
Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semimetales)
porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los nometales.
La propiedades físicas y químicas que permiten distinguir a los metales de los no-metales se
resumen en las tablas 2-1 y 2-2. Las propiedades generales de los metales y los no-metales
son opuestas. No todos los metales y no-metales poseen dichas propiedades, pero las
comparten en grado variable. Las propiedades físicas de los metales pueden explicarse
basándose en el enlace metálico de los sólidos. La fuerza del enlace metálico en sí depende
del número de electrones, en especial electrones desapareados que se encuentran más allá
de la "última" capa con configuración de gas noble.
Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades
características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaloides como el
silicio, el germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son importantes para
los circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son aislantes a
temperaturas inferiores, pero algunos son conductores a temperaturas más altas.
.
El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como metal.
Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad, pero su
conductividad eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las conductividades de los
metales disminuyen al elevarse la temperatura.