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Sesión 8
Tema: RELACIONES PERIÓDICAS ENTRE LOS ELEMENTOS
I. Objetivos de la sesión:
Después de estudia r este capítulo Ud. debería ser capaz de:
a) Explicar el concepto de periodicidad química.
b)
c)
Discutir la relació n entre los electrones de valencia o estructura ele ctrónica externa y las propiedades químicas de lo s
elementos.
Describir algunas tendencia s periódicas, de la s propie dades físicas y químicas de átomos y iones.
II. Temas
Variaciones periódicas de las propiedades físicas. Como se ha visto, las configuraciones electrónicas de
los elementos muestran una variación periódica al aumentar el número atómico. En consecuencia, los
elementos también presentan variaciones periódicas en cuanto a su comportamiento tanto físico como
químico.
Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición,
están relacionadas con el tamaño de los átomos. A medida que se desciende en un grupo, se encuentra
que el tamaño de los átomos aumenta
según aumenta el número atómico. El
tamaño del átomo generalmente disminuirá
si nos movemos de izquierda a derecha en
un mismo período. Así, a medida que la
carga nuclear aumenta, el volumen del
átomo disminuye.
Los metales tienden a perder uno o más
electrones, formando iones positivos, que
son más pequeños que los átomos
neutros. Los no metales tienden a ganar
electrones, formando iones cargados
negativamente, que son más grandes que
los átomos de los que se originaron. En la
medida en que comparemos iones
similares (con igual carga), se observa la
misma variación periódica de los radios
iónicos que para los átomos neutros.
Energía de ionización. La mayor o menor facilid ad
conque se puede separar un ele ctrón de un átomo
neutro o de un ió n, se puede medir en funció n de la
energía de ionización. La energía de ionizació n es la
mínima energía requerid a para quitar un electrón de un
átomo gaseoso en su estado fundamental. La magnitud
de la energía de io nización es una medid a del esfuerzo Fig. 8.1. Radio s atómicos (en picómetros) de ele mentos representativos, de
acuerdo con su posición en la tabla periódica
necesario para que un átomo libere un ele ctrón, o de
cuán "fuertemente" está enla zado un electrón al núcleo
en el átomo. A mayor energía de ionización, es más difícil quitar el electrón.
Energías de ionización de átomos polielectrónicos. Para un átomo polielectrónico, la cantidad de energía requerida para quitar
el primer electrón del átomo en su estado fundamental se llama primera energía de ionización (I1). A diferencia de un átomo que
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para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la
información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos
términos y condiciones de la información en cualquier momento.
se encuentre en fase condensada (líquido y sólid o), un átomo en fase gaseosa está virtualmente sin influ encia de sus vecin os. La
segunda energía de ionizació n (I2) corresponde a la energía necesaria para quitar un segundo ele ctrón de un átomo, y la tercera
energía de ionizació n (I3) la necesaria para quitar el tercero, y así sucesivamente.
Después que un electrón se ha quitado de un átomo neutro, la repulsió n entre lo s electrones remanentes disminuye.
Dado que la carga nucle ar permanece constante, se necesita mayor energía para sacar otro electrón del io n cargado
positivamente. Así, las energías de io nización siempre aumentan en el sig uie nte orden:
I1 < I2 < I3 < ...
Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos
metales tiene un ele ctrón de valencia (la configuración electrónica externa es ns1). En consecuencia es energéticamente fácil
quitar un ele ctrón de un átomo de un metal alcalin o para formar un ion unipositivo (Li+, Na +, K+,... ). Al perder un ele ctrón,
adquieren las config uraciones ele ctrónicas de los gases nobles in mediatamente precedentes en la tabla perió dica.
El grupo de ele mentos 2A (lo s metales alcalin otérreos) tienen valo res más altos para la primera energía de io nización
que los metales alcalinos. Los metale s alcalinotérreos tie nen dos electrones de valencia (la configuración ele ctrónica externa es
ns2). La mayoría de los compuestos de los metales alcalin otérreos contienen iones dipositivos (Mg 2+, Ca 2+, Sr2+, Ba 2+). Al perder 2
electrones estos metales alcalin otérreos logran la config uración ele ctrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
Los metales tienen rela tivamente bajos valores de energías de ionizació n, mientras que los no metales poseen valores
de energías de ionización mucho mayores. La diferencia en la s energías de io nización explica por qué lo s metales sie mpre
forman cationes y los no metale s forman aniones en lo s compuestos ió nicos. En un grupo dado, la energía de ionizació n
disminuye al aumentar el número atómico (esto es, hacia abajo de la tabla en un grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen
configuracio nes electrónicas externas similares. Sin embargo, a medida que aumenta el número cuántico prin cipal n, aumenta de
igual manera la distancia promedio de lo s electrones de valencia con respecto al núcle o. Una mayor separación entre el ele ctrón y
el núcleo significa atracció n más débil, de tal manera que se hace más fácil quitar los electrones al ir de un ele mento a otro hacia
abajo del grupo. Asi mismo, el carácter metálico de los elementos en un grupo aumenta de arriba hacia abajo. Esta tendencia es
particularmente notable para los elementos de los grupos 3A a 7A. Por ejemplo, en el grupo 4A se nota que el carbono es un no
metal, el silicio y el germanio son metaloides, y el estaño y el plomo son metale s.
Afinidad electrónica. Otra propiedad de los átomos que influ ye en su comportamiento químico es su habilidad para aceptar uno
o más electrones. Esta habilidad se mide por la afinid ad electrónica, la cual es el cambio de energía cuando un átomo acepta un
electrón en el estado gaseoso.
La tendencia a aceptar ele ctrones aumenta al moverse de izquierda a derecha a lo largo de un período. Las afinidades
electrónicas de los metales son por lo general mucho menores que las de los no metales. Los valores difieren poco en un grupo
dado. Los haló genos (grupo 7A) tienen los valores de afinidad electrónica más negativos. Esto no sorprende si se observa que al
aceptar un electrón, cada átomo de halógeno adquie re la config uración del gas noble que le sigue de inmedia to. Por ejemplo, la
configuració n electrónica del F− es ls22s22p 6 o [Ne]; para CI− es [Ne]3s23p 6 o [Ar]; y así sucesivamente. Los gases nobles, que
tienen los orbitale s externos s y p completos, no tienen tendencia a aceptar ele ctrones.
Electronegatividad. Cuando dos átomos diferentes se unen para formar un compuesto, comparten uno o más pares de
electrones. Los núcle os de los diferentes átomos tienen distintas capacidades de atraer un par de ele ctrones. La tendencia de
cada átomo a atraer el par de electrones del enla ce se conoce como su electronegativid ad. Así, el o los pares de electrones
compartidos son atraídos más por el átomo con la mayor ele ctronegatividad o poder de atracció n de pares ele ctrónicos.
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Aumento de la electronegatividad
Aumento de la ele ctronegatividad
1
IA
1
H
2.1
3
Li
1.0
11
Na
0.9
19
K
0.8
37
Rb
0.8
55
Cs
0.7
87
Fr
0.7
2
IIA
Z
X
E
4
Be
1.5
12
Mg
1.2
20
Ca
1.0
38
Sr
1.0
56
Ba
0.9
88
Ra
0.9
3
3B
21
Sc
1.3
39
Y
1.2
57
La
1.0-
4
4B
22
Ti
1.5
40
Zr
1.4
72
Hf
1.3
5
5B
23
V
1.6
41
Nb
1.6
73
Ta
1.5
13
IIIA
14
IVA
15
VA
16
17
VIA VIIA
5
B
2.0
13
Al
1.5
31
Ga
1.6
49
In
1.7
81
Tl
1.8
6
C
2.5
14
Si
1.8
32
Ge
1.8
50
Sn
1.8
82
Pb
1.9
7
N
3.0
15
P
2.1
33
As
2.0
51
Sb
1.9
83
Bi
1.9
8
O
3.5
16
S
2.5
34
Se
2.4
52
Te
2.1
84
Po
2.0
= Nº Atómico
= Símbolo
= Electronegatividad
6
6B
24
Cr
1.6
42
Mo
1.8
74
W
1.7
7
7B
25
Mn
1.5
43
Tc
1.9
75
Re
1.9
8
9
10
¡---- -8B- ----¡
26
27
28
Fe Co Ni
1.8 1.9 1.9
44
45
46
Ru Rh Pd
2.2 2.2 2.2
76
77
78
Os
Ir
Pt
2.2 2.2 2.2
11
1B
29
Cu
1.9
47
Ag
1.9
79
Au
2.4
12
2B
30
Zn
1.6
48
Cd
1.7
80
Hg
1.9
9
F
4.0
17
Cl
3.0
35
Br
2.8
53
I
2.5
85
At
2.2
Tabla 8.2. Valores de electronegatividad y tendencias periódicas.
Como se puede aprecia r en la tabla anterio r, los no metale s tienden a tener altos valores de electronegatividad,
comparados con los metales. Como los gases noble s no tienden a ganar, perder ni a compartir ele ctrones, se les asignan valo res
de ele ctronegatividad igual a 0.
Cuestionario.
1.
Los elementos que tienen energías de ionización altas generalmente tienen afinid ades electrónicas más negativas. ¿Por
qué?
2.
Dos átomos tienen la s siguientes configuraciones ele ctrónicas: 1s22s22p 6 y 1s22s22p 63s1. La primera energía de ionizació n
de uno es 2080 kJ/mol y la del otro es 496 kJ/mol. Asigne cada valor de energía de io nización a cada una de las
configuracio nes electrónicas propuestas. Justifique su asignació n.
3.
Acomode las sig uie ntes especies en pares isoelectrónicos (que tienen el mismo número de lectrones): O+, Ar, S2-, Ne, Cs+,
N3+, As3-, N , Xe.
4.
Expliq ue por qué lo s metales alcalinos tienen una mayor afinidad por los ele ctrones que los metales alcalin o térreos.
III. Actividad previa. Syllabus sesión 7
IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicio s prácticos
V. Lectura post-sesión. Por defin ir
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