Propiedades atómicas de los elementos químicos

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Propiedades atómicas
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Concepto:Las propiedades atómicas determinan el comportamiento de un elemento en el sistema periódico de Mendeleiev.

Las propiedades atómicas de los elementos químicos definen el comportamiento, propiedades y aplicaciones, así como las diferentes reacciones en las que intervienen los elementos químicos dentro del sistema periódico.

Contenido

Propiedades atómicas

Carga nuclear efectiva: es la diferencia que existe entre la carga nuclear real del átomo y la constante de apantallamiento. Zef=Z-s, donde Z es la carga nuclear real y sigma se llama constante de apantallamiento. Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico.

Radio atómico

La distancia promedio que hay desde el núcleo hasta el electrón de la última capa es lo que se conoce con el nombre de radio atómico. A lo largo de un periodo hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacia el núcleo.

Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable en el tamaño atómico. En este caso al aumentar el número atómico, aumenta la cantidad de niveles de energía, por lo que el átomo aumenta su tamaño, encontrándose los electrones más alejados del núcleo, donde son atraídos con menor fuerza.

Medir directamente el radio atómico es muy difícil ya que el tamaño de un átomo se piensa como el volumen que contienen el 90% de la totalidad de la densidad electrónica. Así el radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes Analicemos la tendencia periódica en un periodo, siempre teniendo en cuenta que el radio atómico esta determinado por cuán fuerte atrae el núcleo a los electrones.

A mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán mas fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. En el Segundo período de la tabla periódica, para los elementos del Li al F el número de niveles es el mismo: 2, es decir, todos tienen un orbital 1s lleno y el subnivel 2 pasa de tener 1 electrón en el Litio a tener 7 en el caso del Flúor. Como resultado la carga nuclear efectiva aumenta, por lo tanto hay una mayor atracción del núcleo por los últimos electrones y estos tienden a acercarse, provocando que el radio atómico disminuya constantemente del Litio al Fluor.

Radio iónico

El radio iónico es el radio de un anión o de un catión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico Cuando un átomo neutro se convierte en un anión, su tamaño o radio aumenta, dado que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión resultante de la adición de un electrón es mayor. Por otra parte un catión es menor que su átomo neutro, dado que al quitar electrones reduce la repulsión electrónica y se contrae la nube electrónica En un grupo el radio atómico y el radio iónico varían de igual forma, es decir al descender en un grupo el radio atómico aumenta y el radio iónico también. Para iones derivados de elementos de diferentes grupos la comparación solo tiene significado si los iones son isoelectrónicos. Si se analizan iones isoelectrónicos se encuentra que los aniones son más grandes que los cationes.

Energía de ionización

La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. Esta magnitud es una medida del esfuerzo necesario para quitarle un electrón a un átomo o de cuán fuertemente esta enlazado un electrón al núcleo en el átomo. A mayor energía de ionización, es más difícil quitar el electrón. La energía de ionización es una energía absorbida por átomos (o iones) por lo cual será siempre una energía positiva.

La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo; la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y tercero es igualmente mayor que la segunda. Una vez adquirida la configuración de gas noble, como lo es el caso del Na1+, Be2+ y Mg2+ la próxima energía de ionización es muy alta. Esto explica por que una vez se ha obtenido la configuración de gas noble, no se puede remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química.

En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico. Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas similares. Sin embargo a medida que aumenta el número cuántico principal n aumenta de igual manera la distancia promedio de los últimos electrones con respecto al núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el núcleo significa una atracción más débil, de tal manera que se hace más fácil quitar el electrón a medida que descendemos en un grupo.

Electronegatividad

La tendencia general de un átomo para tener electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta es determina a partir de la electroafinidad y de la energía de ionización. Sin embargo, no es una medida de energía, pero sí una simple tendencia de los átomos para atraer electrones.

Hay diferentes escalas de electronegatividad, pero la más común es la escala que realizó Linus Paulig. La siguiente tabla muestra una lista de las electronegatividades de los elementos según la escala de Linus Pauling. Se puede notar que hay un aumento en la electronegatividad a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un periodo y una disminución a medida que bajamos en un grupo. Este concepto es muy útil para predecir el tipo de enlace, para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos y para la polaridad de enlaces y moléculas.

La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso. Vamos a analizar en este caso también el cambio de energía cuando se forma un ión univalente. Esta es una energía que se libera y tendrá un valor negativo. Mientras más negativa sea la afinidad electrónica mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.

En un período al aumentar el número atómico los valores se hacen más negativos, es decir es mayor la afinidad electrónica, y esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y se reduce el radio atómico. Al descender en un grupo, aún cuando a partir del Segundo periodo hay una estabilización de la carga nuclear efectiva, debido al aumento del radio atómico habrá una disminución de la afinidad electrónica.

Carácter metálico

Es la facilidad que tiene un átomo para oxidarse y aumentar su número de oxidación.
En un grupo el carácter metálico aumenta al aumentar el número atómico, los electrones están más separados del núcleo por lo que son cedidos con mayor facilidad.
En un período al disminuir el tamaño del átomo, el átomo se contrae, los electrones son atraídos con mayor fuerza y el carácter metálico disminuye.

Número de oxidación

Número de oxidación : Este es un valor positivo o negativo que no solamente describe la capacidad de combinación de un átomo sino que también da una indicación de cómo están ordenados los electrones en el compuesto.

  1. Para un elemento en estado libre o no combinado es siempre cero.
  2. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un compuesto es igual a cero.
  3. El número de oxidación de un ión es igual a su carga.
  4. La suma de los números de oxidación de los átomos en un ión poliatómico debe ser siempre igual a al carga del ión.
  5. Algunos números de oxidación más comunes son:
  • Grupo IA: 1+
  • Grupo IIA: 2+
  • El Hidrógeno es generalmente 1+, excepto en los hidruros en donde es 1-.
  • El Oxígeno es usualmente 2-, excepto en los peróxidos como el H2O2 y Na2O2, donde es 1-. En superóxidos como KO2 es 1/2.
  • Grupo VIIA: 1-.
  • Aluminio (grupo IIIA): 3+, Zn 2+, Ag 1+.
  • Sn y Pb: 2+ y 4+, Cu y Hg: 1+ y 2+, Fe: 2+ y 3+.
  • Todos los otros metales similares a estos cinco últimos, tienen más de un estado de oxidación o se dice que tienen estado de oxidación variable. Estos cinco son los más comunes y por tanto deben aprenderse.

Variaciones periódicas en los estados de oxidación

En la predicción de variaciones periódicas de los estados de oxidación debemos considerar tres tipos de elementos diferentes; no metales, metales representativos y metales de transición.
Los no metales generalmente tienen diferentes estados de oxidación con excepción del flúor. El estado de oxidación mínimo es igual al número del grupo menos ocho, como lo es 1- para los elementos del grupo VII, 2- para los no metales del VI y así sucesivamente. El máximo estado de oxidación es igual al número de grupo.
Los metales representativos en los grupos I y II y el aluminio, como lo hemos visto, solamente presentan un estado de oxidación. Para los metales siguientes a la serie de transición hay dos estados de oxidación posible para cada uno. Estos corresponden al caso donde los electrones p (electrones de los orbitales p) son utilizados o cuando se utilizan los electrones s y p. Por esta razón el estaño y el plomo con la configuración s2 y p2 pueden ser 2+ ó 4+.

Manifestación en la tabla periódica

En el grupo IA de la tabla periódica se comportan de la forma siguiente:

Al átomo de Li hay que aplicarle mayor energía de ionización para arrancar los electrones de la última capa.

Fuentes

Referencias bibliográficas

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