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Propiedades Periódicas
• Al analizar la ordenación de
los átomos en la tabla
periódica, observamos que,
en los grupos, las
propiedades de estos son
semejantes y en los
períodos tienen una
variación que podemos
explicar. Pero es importante
destacar que las
propiedades de los átomos
son debidas a la naturaleza
de los mismos, y no a su
localización en la tabla.
Propiedades Periódicas
•
Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica
cuando se ordenan estos por orden creciente de su número atómico. Son propiedades
periódicas:
a) Radio atómico
b) La energía de ionización.
c) La afinidad electrónica.
d) La electronegatividad.
h) El número de oxidación.
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a) Radio atómico: con frecuencia se piensa que los átomos son objetos
esféricos con límites bien definidos. Sin embargo, una conclusión obtenida
de estudios recientes, es que el átomo no tiene límites definidos que
determinen su tamaño.
El radio atómico es difícil de definir para un átomo aislado, sin embargo,
en el caso de que dos átomos se unan entre sí, como Cl2 o Br2 , puede
definirse el radio atómico como “la mitad de la distancia de dos átomos
iguales que están enlazados entre sí”.
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•
Pueden deducirse algunas tendencias
de la variación del tamaño atómico
en la tabla periódica:
a) Descendiendo en un grupo, se
produce un aumento del radio
atómico debido a que aumenta el
número de niveles ocupados por los
electrones; por ejemplo, los
elementos que pertenecen al grupo 1
de la tabla periódica, tienen un
electrón en su última órbita de
energía; el sodio (Na) y el potasio (K)
pertenecen a este grupo. El potasio
se encuentra debajo del sodio debido
a que el sodio tiene tres niveles de
energía donde se encuentran los
electrones, mientras el potasio tiene
4 (observar figura); por lo tanto, al ir
descendiendo en un grupo, va
aumentando el número de niveles de
energía y por ende el radio atómico
también va creciendo.
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b) Moviéndonos de izquierda a
derecha en un mismo período, se
produce una disminución del radio
atómico ya que por cada lugar que se
avanza aumenta en uno el número de
protones y de electrones, los cuales se
ubican en el mismo nivel, produciendo
que las fuerzas de atracción aumenten
por aumento de la carga nuclear
efectiva, comprimiendo al átomo; por
ejemplo el sodio y el cloro se
encuentran en el mismo periodo de la
tabla periódica por lo tanto tienen el
mismo número de niveles de energía
(3), pero distinto número de electrones
en el último nivel (el sodio 1 y el cloro
7), por lo tanto tienen distinto número
de protones en el núcleo (sodio 11 y el
cloro 17); como consecuencia el núcleo
del átomo de cloro es más grande y
ejerce una mayor fuerza eléctrica (que
la del sodio) sobre sus electrones
comprimiendo al átomo y reduciendo
el tamaño del radio atómico.
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• Los átomos eléctricamente son neutros, esto quiere decir que el número de
protones que tienen en su núcleo es igual al numero de electrones que giran
alrededor de él. Los átomos que pertenecen al grupo 1 de la tabla periódica
tienen un electrón en su última órbita; sí este electrón es donado a otro
átomo, se convierte en un ión positivo porque ahora hay más protones en el
núcleo que electrones en las órbitas. La formación de un catión (ión positivo)
no solamente vacía los subniveles que se extienden en el espacio sino que
disminuyen la repulsión entre electrones.
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• En consecuencia, los cationes
(iones positivos) son más
pequeños que los átomos de
los que provienen. En la figura
se muestran los tamaños de
los radios atómicos de algunos
elementos y los respectivos
radios de sus iones. Los radios
iónicos son más pequeños que
los radios atómicos.
• De igual forma los iones sodio
(Na+), potasio (K+), rubidio
(Rb+), son considerablemente
más pequeños que los átomos
de los que derivan.
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• Ahora consideremos los
elementos del grupo VII A flúor
(F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo
(I). Estos elementos, tienen 7
electrones en su última órbita y
captan un electrón para
conseguir los ocho que tienden a
tener en su última órbita,
originando la formación de un
anión (ión negativo) con carga -1.
Estos ocho electrones, se repelen
entre sí más fuertemente que los
siete originales, produciendo la
expansión de la nube electrónica.
El ión F- es mucho más
voluminoso que el átomo de F.
• Un razonamiento similar indica
que el ión cloro (Cl-), bromo (Br-)
y iodo (I-) son mayores que los
átomos de los que derivan. En
consecuencia, los aniones son
más grandes que los átomos de
los que provienen.
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• Conclusiones:
a) En un mismo grupo de la tabla
periódica, los elementos situados
en la parte superior tienen un
menor radio atómico que los
situados en la parte inferior; o
sea, el radio atómico aumenta, en
un grupo, conforme se desciende
por el mismo.
b) En un mismo periodo el radio
atómico disminuye hacia la
derecha, debido a que los
electrones de la última capa
estarán más fuertemente atraídos
por los protones del núcleo.
c) El radio de iones positivos es
menor que el de sus respectivos
átomos, mientras que el radio de
iones negativos es mayor qu el de
sus respectivos átomos.
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b) Energía de ionización: también
llamado potencial de ionización, “es
la energía necesaria para extraer un
e– de un átomo neutro en estado
gaseoso y de ésta manera formar un
ión positivo (catión)”.
Dentro de un grupo, la energía o
potencial de ionización disminuye a
medida que aumenta el número
atómico (Z), es decir de arriba a
abajo. Esto se debe a que los
elementos que se encuentran en la
parte inferior de cada grupo tienen
un radio mayor que los elementos de
la parte superior; por lo tanto, la
fuerza que el núcleo ejerce sobre los
electrones de la última órbita es
menor debido a que están más
alejados, por lo que se requiere de
menor energía para desprenderlos
del átomo.
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•
•
•
Dentro de un periodo, la energía o
potencial de ionización aumenta de
izquierda a derecha, por que los
átomos colocados hacia la derecha
en la tabla periódica tienen un mayor
número de protones (Z) y un menor
radio atómico que los colocados en el
lado izquierdo. Por lo cual, los
elementos del grupo 1A (los metales
alcalinos) tienen las menores
energías de ionización.
Cada uno de estos elementos tiene
un electrón en la última órbita, el
cual es energéticamente fácil de
quitar, por ello los elementos de este
grupo forman cationes (iones
positivos).
Cabe destacar que las energías de
ionización de los gases nobles (grupo
8A) son mayores que todas las
demás, debido a ello son
químicamente inertes.
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•
•
c) Afinidad electrónica: “es la energía
intercambiada cuando un átomo gaseoso
captura un e– y forma un anión”.
Entre más negativa sea la afinidad
electrónica, mayor será la tendencia del
átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los
elementos que presentan energías más
negativas son los halógenos (grupo 7A),
debido a que la electronegatividad o
capacidad para ganar electrones de estos
elementos es muy alta.
La afinidad electrónica no presenta un
aumento o disminución de forma ordenada
dentro de la tabla periódica, más bien de
forma desordenada, a pesar de que presenta
algunos patrones como por ejemplo que los
no metales poseen afinidades electrónicas
más bajas que los metales.
En forma global podemos decir que la
afinidad electrónica crece hacia la derecha
en los “periodos” y en un mismo “grupo”
hacia arriba.
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d) Electronegatividad: es la tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de
otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones,
se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente
electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo
pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”•
.
La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los e– son más atraídos
por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor
número de protones “Z” y una menor distancia. En otras palabras, en la tabla
periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de
abajo hacia arriba en un grupo.