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Química inorgánica

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Luis Eduardo Peña Prieto

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©Universidad Distrital Francisco José de Caldas©Facultad de Ciencias y Educación©Luis Eduardo Peña PrietoISBN: 978-958-8782-45-4Primera edición, marzo de 2013

Dirección Sección de PublicacionesRubén Eliécer Carvajalino C.

Coordinación editorialNathalie De la Cuadra N.Hernán EscobarIrina Florián

Diseño de colecciónCarlos Vargas-Kilka Diseño Gráfico

Fotografías:Tatiana Forero Rodríguez

Diagramación y montaje de carátulaMargoth C. de Olivos

Sección de PublicacionesEditorial UDUniversidad Distrital Francisco José de CaldasCarrera 19 No. 33 -39.Teléfono: 3239300 ext. 6206Correo electrónico: [email protected]

Todos los derechos reservados.Esta obra no puede ser reproducida sin el permiso previo escrito de la Sección de Publicaciones de la Universidad Distrital.Hecho en Colombia

Peña Prieto, Luis Eduardo Química inorgánica / Luis Eduardo Peña Prieto. -- Bogotá :Universidad Distrital Francisco José de Caldas, 2013. 302 p. ; cm. ISBN 978-958-8782-45-4 1. Química 2. Química inorgánica 3. Elementos químicos4. Compuestos inorgánicos 5. Reacciones químicas I. Tít. 540 cd 21 ed.A1387676

CEP-Banco de la República-Biblioteca Luis Ángel Arango

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Contenido

Lista de símbolos y abreviaturas �� 15

A manera de prólogo e introducción �� 19

Capítulo 1� Estructura atómica y tabla periódica �� 25

1.1 Orbital atómico ................................................................................261.2 Números cuánticos ..........................................................................271.3 Principio de exclusión de Pauli .......................................................311.4 Configuración electrónica ...............................................................311.5 Efecto de pantalla y poder de penetración ....................................341.6 Carga nuclear efectiva ......................................................................341.7 Propiedades magnéticas de las sustancias .....................................341.8 Regla de Hund ..................................................................................351.9 Principio de construcción ...............................................................361.10 Configuración electrónica y tabla periódica ...............................371.11 Electrones de valencia ...................................................................40

Capítulo 2� Configuración electrónica y propiedades periódicas

de los elementos químicos �� 45

2.1 Ley periódica ....................................................................................452.2 Energía de ionización (i) .................................................................452.3 Afinidad electrónica (F) ..................................................................49

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2.4 Electronegatividad (Ӽ) ....................................................................512.5 Radio atómico y radio iónico ..........................................................52

Capítulo 3� Enlace químico��59

3.1 Enlace iónico ....................................................................................593.2 Enlace covalente ...............................................................................623.3 Enlace químico covalente y geometría molecular ........................643.4 Teorías mecánico−cuánticas del enlace químico ..........................743.5 Enlace metálico ................................................................................973.6 Enlace (puentes) de hidrógeno .......................................................983.7 Fuerzas intermoleculares ...............................................................1003.8 Tipos de cristales ............................................................................102

Capítulo 4� Clasificación y nomenclatura de los compuestos

químicos inorgánicos �� 107

4.1 Óxidos .............................................................................................1074.2 Ácidos ..............................................................................................1124.3 Bases ................................................................................................1154.4 Sales .................................................................................................1184.5 Hidruros ..........................................................................................124

Capítulo 5� Tabla periódica, propiedades físicas y actividad

química de las sustancias químicas inorgánicas �� 129

5.1 Propiedades físicas de los elementos ............................................1295.2 Reactividad química de los elementos .........................................130

Capítulo 6� Métodos de obtención de elementos químicos

en estado libre �� 145

6.1 Métodos químicos para la obtención de elementos en estado libre .......................................................................................1456.2 Métodos electroquímicos para la obtención de elementos en estado libre .......................................................................................1476.3 Separación de elementos entre sí, eliminación de escorias ........147

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Capítulo 7� Química inorgánica descriptiva ��151

7.1 Hidrógeno .......................................................................................1517.2 Elementos del grupo iA. Metales alcalinos (grupo 1) ................1577.3 Elementos del grupo iiA. Metales alcalino−térreos (grupo 2) .. 1657.4. Elementos del grupo iiiA. Elementos térreos (grupo 3) ...........1767.5 Elementos del grupo ivA (grupo 14) ...........................................1907.6 Elementos del grupo vA (grupo 15) ............................................2217.7 Elementos del grupo viA. Calcógenos (grupo 16-) ....................2467.8 Elementos del grupo viiA. Halógenos (grupo 17) ......................2687.9 Elementos del grupo viiiA. Gases nobles (grupo 18) ................289

Referencias bibliográficas �� 299

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A mi esposa, Adriana, que con su dedicación y apoyo incondicional me acompañó durante todo el proceso de

creación de este material; a mis hijos, Sergio Eduardo y Ekaterina, quienes esperan con orgullo la publicación

del libro, y a mi familia que me brinda su cariño y apoyo permanentemente.

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Agradecimientos

A la Universidad Distrital Francisco José de Caldas por el año sabático concedido para la realización de este libro, a la oficina de publicaciones que me acompañó en el pro-

ceso de edición y publicación, a mis estudiantes que inspiraron la idea y dieron origen a los apuntes de preparación de clases que he acumulado durante años de enseñanza, a todas aquellas personas que de una u otra manera aportaron para la culminación exitosa de este proyecto.

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Lista de símbolos y abreviaturas

(ac) acuosoAo angstrom~ aproximadamente∆ calentamientoδ- carga parcial negativaδ+ carga parcial positivah constante de Planckρ densidadӼ electronegatividadē electrón ē(solv) electrón solvatadop enlace piσ enlace sigma↑ espínѱ función de onda(g) gaseoso(l) líquidoλ longitud de ondanm nanómetroms número cuántico de espínmℓ número cuántico magnéticoℓ número cuántico de momento angularn número cuántico principalԎ1/2 periodo de vida media

0298E potencial estándar de reducción

I potencial de ionización

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P presiónTeb punto de ebulliciónTf punto de fusión r radio atómico(s) sólido(conc.) solución concentrada(dil.) solución diluidaT temperatura∆Ho variación de la entalpia

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A manera de Prólogo e Introducción

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A manera de prólogo e introducción

La química inorgánica es una ciencia eminentemente práctica, que tiene sus raíces en las recetas y métodos que antiguas civilizaciones utilizaron para la obtención de me-

tales a partir de menas y minerales, pigmentos para sus pinturas, vidrios y cerámicas, etc.La sistematización de los conocimientos acumulados ha permitido que la química

inorgánica se consolide como una ciencia que estudia las interacciones entre diferentes sustancias de tipo no orgánico. Sin embargo, el vertiginoso desarrollo tecnológico de la sociedad contemporánea ha impulsado actividades, tanto de aplicación, como de inves-tigación, que han llevado al surgimiento de nuevas áreas de la química inorgánica, como lo son la bioinorgánica, la química de los compuestos organometálicos, la química del estado sólido, entre otros.

La química inorgánica es una ciencia dinámica en constante construcción y en ningún caso es un conjunto de nociones y conceptos acabados e invariables. En consecuencia, no es fácil determinar cuál material debe incluirse y cuál no al momento de emprender la agotadora, pero satisfactoria, empresa de escribir un libro de texto. De otra parte, es claro que lo mínimo por incluir es una conceptualización teórica que muestre los principios químicos necesarios (estructura atómica, ley periódica, enlace químico, reactividad química, etc.) para entender el comportamiento químico, la química inorgánica descriptiva y apli-caciones de los elementos y sus compuestos.

El presente libro de texto contiene siete capítulos, organizados de la siguiente manera: el capítulo 1, “Estructura atómica y tabla periódica”, tiene como objetivo mostrar a la luz de la teoría cuántica la estructura interna del átomo, que conlleve a entender la distribución de los electrones alrededor del núcleo. Esto, de una parte, da la posibilidad de construc-ción de un sistema periódico en el cual cada elemento tiene una ubicación específica y única conforme a su número atómico; de otro lado, permite comprender la reactividad química de los elementos, la cual está directamente relacionada con la envolvente elec-trónica.

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El capitulo 2, “Configuración electrónica y propiedades periódicas de los elementos químicos”, es continuación del primer capítulo, y pretende mostrar que muchas propie-dades químicas dependen de la distribución electrónica que tengan los átomos de los elementos. Así, átomos de elementos con configuración electrónica de valencia similar presentan tendencias semejantes en su comportamiento químico y por eso son reuni-dos en un mismo grupo de la tabla periódica, aspecto que facilita su estudio. Entonces, conocer los patrones de variación de las propiedades periódicas redunda en una mejor comprensión de las propiedades químicas.

En el capítulo 3, “Enlace químico”, se busca dar respuesta a preguntas como: ¿por qué se enlazan los átomos de diferentes elementos? ¿Qué fuerzas los mantienen unidos? Tam-bién se estudia la geometría de las moléculas y su relación con propiedades físicas impor-tantes: punto de fusión, punto de ebullición, estado de agregación, etc.

La teoría de Lewis acerca del enlace químico es fácil de entender y útil en la predicción de la geometría molecular. No obstante, no da respuesta a la vital pregunta: ¿cuál es el mecanismo de formación del enlace químico? Para responder a esto se introducen las teorías mecánico−cuánticas del enlace químico: Teoría del Enlace de Valencia y Teoría del Orbital Molecular.

Hasta aquí se analizarán dos tipos de enlace químico: iónico y covalente. Pero, para entender las propiedades físicas y químicas de la mayoría de los elementos que confor-man la tabla periódica, los metales y el singular hidrógeno, se incluyen de manera intro-ductoria el enlace metálico y el enlace (puentes) de hidrógeno. Por otro lado, conocer la estructura cristalina de diferentes sólidos permite comprender su comportamiento físico y químico; por esta razón será un tema tratado en el texto.

Clasificar y nombrar las sustancias químicas inorgánicas facilita su estudio. Por esta razón, se introdujo el capitulo 4, “Clasificación y nomenclatura de los compuestos quími-cos inorgánicos”.

Es importante recordar que el Nomenclatura Committe of the International Union of Pure and Applied Chemistry propuso un nuevo sistema de numeración de los grupos (1−18) de la tabla periódica. Pero como en la actualidad este nuevo sistema no ha sido adoptado universalmente, los grupos se enumeran teniendo en consideración ambos sis-temas: iA (1), iiA (2),…, viiA (17), viiiA (18).

Las propiedades físicas punto de fusión, punto de ebullición, densidad, dureza, entre otras, varían periódicamente y dependen de factores como tipo de estructura, tipo de en-lace químico, fuerzas intermoleculares. Las propiedades químicas están relacionadas con propiedades periódicas como radio atómico, energía de ionización, electronegatividad, así

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A manera de prólogo e introducción

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como con las propiedades ácido−base y propiedades REDOX de las sustancias. La esta-bilidad (o inestabilidad) de una sustancia se determina si se conoce su actividad química frente al agua, ácidos, álcali y agentes oxidantes fuertes. Lo anterior sirve de justificación para la inclusión del capítulo 5, “Tabla periódica, propiedades físicas y actividad química de las sustancias químicas inorgánicas”.

Por la importancia industrial que representa la producción de metales en estado libre, en el capítulo 6, “Métodos de obtención de elementos químicos en estado libre”, se hace una introducción a los diferentes métodos de síntesis, refinación, separación de elemen-tos entre sí y eliminación de escorias.

El capítulo 7, “Química inorgánica descriptiva”, es el capítulo central del presente libro de texto, por la extensión y por presentar el contenido principal.

Por su valor didáctico, en el desarrollo de este capítulo se ha seguido el sistema perió-dico, iniciando con el hidrógeno, que es un elemento singular que no sigue el comporta-miento de los elementos de ningún grupo, sino que presenta un comportamiento físico y químico propio. Seguidamente se estudian las propiedades de los elementos desde el grupo iA (1) hasta el viiiA (18). Los elementos de transición se analizan de manera pa-ralela y comparativa con las propiedades de diferentes tipos de compuestos que forman los elementos representativos. Por ejemplo, los siliciuros de los metales de transición se estudian junto con los siliciuros de los metales alcalinos y alcalino−térreos.

La organización de los contenidos de cada grupo, como mínimo, siempre incluye: pro-piedades periódicas y físicas, propiedades químicas, compuestos en diferentes estados de oxidación y aplicaciones.

En los grupos iA y iiA se muestran las propiedades particulares del litio y berilio, res-pectivamente.

Los dos primeros elementos de cada grupo principal se denominan elementos caracte-rísticos, ya que además de presentar propiedades comunes a sus congéneres de grupo, tie-nen comportamientos individuales característicos. Los restantes elementos de grupo poseen propiedades más cercanas entre sí; por ello, se relaciona por separado la química de los elementos característicos y luego la de los demás elementos de grupo. Por ejemplo, el grupo IVA está constituido por carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb). El estudio de sus propiedades físicas, químicas y aplicaciones se aborda de la siguiente manera:

7.5.3.1 Carbono7.5.3.2 Silicio7.5.3.3 Compuestos de germanio, estaño y plomo7.5.4 Otras aplicaciones

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Cabe anotar que el titulo “Otras aplicaciones” indica que durante la exposición del com-portamiento de los elementos de un grupo (en el ejemplo del grupo IVA) ya se han seña-lado algunas aplicaciones y aquí se está complementando la información.

Los datos de las tablas denominadas “Propiedades periódicas y físicas del grupo X” fueron tomados de diferentes fuentes.

Al final del libro se relacionan todas las referencias bibliográficas usadas. Esto se hace con el propósito de dar los créditos respectivos, y de permitir la ampliación de la consulta del lector interesado, más aún si se tiene en cuenta que ningún libro de química inorgáni-ca está en capacidad de abordar la vasta extensión de información disponible.

Finalmente, se considera que el material seleccionado y la estructura adoptada per-miten, tanto a estudiantes, como a profesores de la Licenciatura en Química de la Uni-versidad Distrital y de otras carreras universitarias, que tengan programas de Química Inorgánica, la construcción significativa, argumentada y crítica de los diferentes concep-tos estructurantes de esta disciplina, a nivel de cursos básicos.

Consciente de que no es un tratado y tampoco pretende ser completo, agradezco todos los comentarios que conduzcan al mejoramiento del material que pongo a disposición de la comunidad académica.

Luis Eduardo Peña PrietoPh. D. en Química

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Capítulo 1

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Capítulo 1Estructura atómica y tabla periódica

Como es sabido, un átomo está formado de núcleo y electrones que giran alrededor de este. En el núcleo se encuentran los protones que son los que le dan la identidad

a cada átomo. Así, el átomo de oxígeno tiene 8 protones, el de cloro, 17 protones; el de es-troncio, 38 protones, etc.; de esta manera, una característica fundamental que diferencia un átomo de otro es el número de protones en el núcleo. A esta cantidad se la denomina número atómico.

Los elementos están formados de átomos, y como consecuencia los elementos químicos se diferencian unos de otros por el número atómico.

Como resultado de las reacciones químicas, el núcleo del átomo no sufre ningún tipo de cambio, mientras que las capas electrónicas que lo rodean sí. Por esta razón, es im-portante estudiar el estado del electrón en el átomo y la configuración electrónica de los átomos de diferentes elementos (Хомченко, 1993, p. 34).

El estado del electrón en el átomo es descrito por la mecánica cuántica, que estudia el movimiento e interacciones de las micropartículas (átomos, moléculas, núcleos atómicos, electrones).

De acuerdo con la mecánica cuántica, las micropartículas tienen propiedades, tanto corpusculares, como ondulatorias; es decir, poseen masa y bajo ciertas condiciones (ele-vadas velocidades) se comportan como ondas. Con relación al electrón, se puede afirmar que como partícula ejerce presión y cómo onda un haz de electrones acelerados sufre fenómenos de la luz, como la difracción.

Conforme al principio de incertidumbre de Heisenberg (1901-1976): “es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente” (Chang, 2002, p. 263); el electrón gira alrededor del núcleo no a través de órbitas de radio definido (como lo postuló equivocadamente Niels Bohr), sino a través de una región alrededor del mismo.

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En 1926 el físico austriaco Erwin Schrödinger, luego de análisis matemáticos muy com-plejos, dedujo la ecuación que lleva su nombre. Esta ecuación describe el movimiento y la energía del electrón alrededor del núcleo, teniendo en cuenta el postulado de Louis de Broglie acerca de la dualidad de propiedades corpusculares-ondulatorias de las micro-partículas en movimiento.

1.1 Orbital atómico

De acuerdo con la teoría mecánico-cuántica y con la resolución de la ecuación de Schrö-dinger para el átomo de hidrógeno, un orbital atómico es la región en el espacio alrededor del núcleo, donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Esta región cons-tituye lo que se denomina “nube electrónica” que posee cierta “densidad electrónica” de carga eléctrica negativa.

Para facilitar la comprensión de estos conceptos, supóngase que es posible fotografiar al electrón millones de veces en un lapso muy corto. En cada fotografía la posición del electrón es representada por un punto. La superposición del conjunto de fotografías da como resultado la nube electrónica. En aquellas regiones donde el número de puntos es mayor, la densidad electrónica también lo es. La máxima densidad electrónica cor-responde a la máxima probabilidad de encontrar al electrón en esa región del espacio alrededor del núcleo.

En las proximidades del núcleo la densidad electrónica es nula. A medida que se aleja de este, la densidad electrónica aumenta y alcanza así su máximo a una distancia ro, luego de la cual la densidad electrónica disminuye paulatinamente y tiende a cero en el infinito (figura 1.1).

A mayor atracción entre el electrón y el núcleo, mayor densidad electrónica y menor radio posee la nube electrónica.

La resolución de la ecuación de Schrödinger permite describir el comportamiento del electrón en el átomo de hidrógeno, que es un sistema de un protón y un electrón. Para ello, se introducen cuatro números cuánticos.

En el caso de átomos polielectrónicos, la ecuación de Schrödinger no tiene solución. Sin embargo, los físicos y químicos utilizan métodos aproximados de resolución que arrojan resultados satisfactorios.

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Estructura atómica y tabla periódica

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Figura 1�1 Distribución radial de la densidad electrónica�

Densidad electrónica

Den

sida

d el

ectr

ónic

a, 4

πr2 Ψ

2

Radio atómico um0 0,5 1

Fuente: elaboración propia.

1.2 Números cuánticos

Un orbital atómico, y en consecuencia un electrón que se encuentra en ese orbital atómico, se puede describir satisfactoriamente con la ayuda de cuatro números cuánticos, a saber:

1. Número cuántico principal (n). Se representa con la letra n y muestra el tamaño del orbital atómico, dentro de los marcos en los cuales gira el electrón alrededor del nú-cleo. A mayor atracción entre el electrón y el núcleo, menor es el tamaño del orbital atómico y menor la energía del electrón. n también muestra el nivel energético en el que se encuentra el electrón. Todos los electrones que poseen energías cercanas ocupan el mismo nivel energético. n toma valores enteros iguales a 1, 2, 3, 4,… A medida que aumenta n, aumenta el tamaño del orbital atómico, disminuye la atrac-ción entre el electrón y el núcleo, y aumenta la energía del electrón. El electrón tiende a encontrarse en el estado de menor energía. Para el átomo de hidrógeno, el electrón se encuentra en el nivel energético n=1, correspondiente al “estado fundamental o basal de energía”; en este estado, el electrón permanece indefinidamente. Todos los estados diferentes al fundamental se conocen como “estados excitados”, (n=2, 3, 4,.., para el átomo de hidrógeno). En el estado fundamental, la atracción entre el electrón y el núcleo es fuerte. Cuando el átomo se encuentra en “estado excitado”, la atracción entre el electrón y el núcleo disminuye, incluso hasta la separación del electrón. En

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“estado excitado”, el electrón puede encontrarse algunas fracciones de segundo (10-8 -10-10 s) (Ахметов, 1988, p. 26). La excitación del átomo ocurre como resultado de calentamiento, descarga eléctrica, absorción de luz, etc. En cualquiera de estos casos, el átomo absorbe únicamente ciertas cantidades de energía (cuantos), correspondi-entes a la diferencia de energía entre dos niveles energéticos del electrón. Una vez ab-sorbida la energía, el electrón regresa a su estado basal, emitiendo la misma cantidad de energía que absorbió (espectro de emisión).

2. Número cuántico de momento angular (ℓ). También es conocido como “número cuántico secundario o de orbital”. Muestra la forma geométrica del orbital atómico, o sea, la forma geométrica de la nube electrónica. ℓ toma valores desde cero hasta (n–1); por ejemplo, si n=1, entonces ℓ=1–1=0, lo que indica que ℓ toma un único valor igual a cero. Si n=2, entonces ℓ=2–1=1. En este caso, ℓ toma valores desde cero hasta 1: ℓ=0,1. Si n=3; así, ℓ=3–1=2 y ℓ=0, 1, 2. Si n=4, entonces, ℓ=4–1=3 y ℓ=0, 1, 2, 3. De esta manera,, en el primer nivel energético (n=1) hay solo un tipo de orbital (ℓ=0); en el segundo nivel energético (n=2), dos tipos de orbitales (ℓ=0,1); en el tercer nivel energético (n=3), tres tipos de orbitales (ℓ=0,1,2); en el cuarto nivel energético (n=4), cuatro tipos de orbitales (ℓ=0,1,2,3). El número cuántico de momento angular (ℓ) es representado a través de las siguientes letras:

ℓ 0 1 2 3 4 5 …

Letra s p d f g h …

El valor de ℓ depende de n:

n ℓ Orbital atómico

1 0 1s

2 0,1 2s,2p

3 0,1,2 3s,3p,3d

4 0,1,2,3 4s,4p,4d,4f

De acuerdo con los resultados de los cálculos mecánico–cuánticos, los orbitales tipo s tienen forma esférica, los de tipo p, forma de dos lóbulos en ángulo de 180o entre sí con relación al núcleo; los de tipo d y f, formas geométricas más complejas.

Es importante tener en cuenta que:• Todos los orbitales que poseen el mismo valor de n pertenecen al mismo nivel

energético.• Los orbitales de tipo p aparecen a partir del segundo nivel energético.

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• Los orbitales de tipo d aparecen a partir del tercer nivel energético.• Los orbitales de tipo f aparecen a partir del cuarto nivel energético.

La figura 1.2 muestra las formas geométricas de los orbitales s, p y d.3. Número cuántico magnético (mℓ). Muestra la orientación espacial del orbital atómico

(figura 1.2). Los valores de mℓ dependen del valor de ℓ: mℓ=2 ℓ+1, desde - ℓ hasta + ℓ, pasando por cero. Por ejemplo: Si ℓ=0 (orbital s), entonces, mℓ=2 ℓ+1=2*0+1=1. Esto significa que un orbital s

solamente tiene una disposición en el espacio alrededor del núcleo. Si ℓ=1 (orbital p), entonces, mℓ=2 ℓ+1=2*1+1=3. O sea, mℓ= -1, 0,+1; lo cual quiere decir que un orbital p puede ser dispuesto de tres maneras diferentes en el espacio alrededor del núcleo. Estas son: px, py, pz. Si ℓ=2 (orbital d), entonces, mℓ=2ℓ+1=2*2+1=5. O sea, mℓ= -2, –1, 0,+1,+2. Esto significa que un orbital d puede ser dispuesto de cinco maneras diferentes en el espacio alrededor del núcleo. Estas son: dz

2, dx2

-y2, dx-y, dx-z, dy-z. Si ℓ=3

(orbital f), entonces, mℓ=2 ℓ+3=2*3+1=7. O sea, mℓ= –3, –2,-1, 0,+1,+2,+3, lo cual muestra que un orbital f puede ser dispuesto de siete maneras diferentes en el espacio alrededor del núcleo:

ℓ mℓ Número de orbitales

0 0 1

1 –1,0,+1 3

2 –2, –1,0,+1,+2 5

3 –3, –2, –1,0,+1,+2,+3 7

Los orbitales atómicos de un mismo subnivel energético (ℓ igual) tienen la misma energía. En un nivel energético dado, hay n subniveles energéticos y n2 orbitales atómicos (Ахметов, 1988, p. 28).

n ℓ Número de orbitales

1 0 1

2 0,1 4

3 0,1,2 9

4 0,1,2,3 16

4. Número cuántico de espín (ms). El electrón, además de girar alrededor del núcleo del átomo a través de diferentes trayectorias (orbitales atómicos), gira alrededor de su propio eje. Este comportamiento se caracteriza introduciendo un cuarto número, denominado “número cuántico de espín” (ms). Espín se puede definir como giro

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sobre su propio eje. El espín del electrón puede tomar los valores 12

+ y/o 12

− , indi-cando giro sobre su propio eje en el sentido de las manecillas del reloj o en sentido contrario.

Figura 1�2 Formas geométricas de los orbitales atómicos s, p y d

X

Z

YOrbitales atómicos tipo s

Z Z Z

XXX

Y Y Y Y

pz px py

Orbitales atómicos tipo p

z

x Y Y

YY

YY

x

x

x

z

zz

z

xY

dyz dxz

dxy dz2

dx2 –v2

Orbitales atómicos tipo d


Resumiendo lo expuesto anteriormente, se puede afirmar que el estado del electrón en el átomo se caracteriza con ayuda de un conjunto de cuatro números cuánticos (n, ℓ, mℓ, ms) que muestran el espín, la energía, el tamaño y la forma del orbital atómico a través del cual gira el electrón alrededor del núcleo. El cambio de estado cuántico (cambio del conjunto

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de cuatro números cuánticos) implica cambios en la nube electrónica. Estos cambios están acompañados de absorción o emisión de cuantos de energía. (Ахметов, 1988, p. 30)

1.3 Principio de exclusión de Pauli

El físico austriaco Wolfgang Pauli (1890–1958), en 1925, formuló el principio que lleva su nombre: “En un mismo átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de cuatro números cuánticos” (Brown, 1993, p. 219). Así, si los electrones se encuentran en el mismo orbital atómico (tienen iguales números cuánticos n, ℓ, mℓ), nece-sariamente deben tener espín contrario, para uno de ellos 1

2sm = + y para el otro 12sm = − .

Como consecuencia del principio de exclusión de Pauli, es claro que en un orbital atómico solo pueden ser ubicados dos electrones con espín contrario.

Teniendo en cuenta que un subnivel energético s está formado por un orbital s; enton-ces, en el subnivel energético s pueden ser ubicados dos electrones. El subnivel energético p consta de tres orbitales, en los cuales pueden ser ubicados máximo seis electrones. En el subnivel energético d (consta de cinco orbitales) pueden ser ubicados diez electrones. En el subnivel energético f (consta de siete orbitales), máximo pueden ser ubicados catorce electrones:

Subnivel energético, ℓ Número de orbitales Número de electrones

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

Puesto que en un nivel energético (n) hay n2 orbitales atómicos, entonces la capacidad electrónica en un nivel energético es 2n2.

La tabla 1.1 muestra los estados cuánticos de los electrones y la capacidad electrónica de los tres primeros niveles energéticos. (Ахметов, 1988, p. 31)

1.4 Configuración electrónica

Esta configuración muestra la distribución electrónica en orbitales, subniveles y niveles ener-géticos de un átomo no excitado (Sanderson, 1964, p. 20). El número de electrones por dis-tribuir está determinado por el número atómico. Estos se distribuyen en niveles energéticos desde el interior hacia el exterior del átomo. En ese mismo sentido, la energía de los orbitales atómicos aumenta y la atracción entre el núcleo y los electrones disminuye. El orden de

Quimica.indb 31 05/04/2013 11:45:09 a.m.


32

llenado de los orbitales atómicos en un átimo polielectrónico se hace de menos a mayor energía, como se muestra a continuación:

1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <4f <5d <6p <7s <5f <6d <7p.La figura 1.3 muestra la energía de los diferentes orbitales atómicos:

Figura 1.3 Diagrama de niveles energéticos.

Energía3p

3— 3s

2 p

2— 2s

1— 1s


Donde, __: orbital atómicoSi en lugar de __, se utiliza una casilla para representar el orbital atómico, el diagrama

se llamaría “diagrama de orbitales atómicos” (figura 1.4).

Figura 1�4 Diagrama de orbitales atómicos�

Energía

3—

2—

1—

1s 2s 2p 3s 3p 3d


Quimica.indb 32 05/04/2013 11:45:11 a.m.


33

Tabla 1�1 Estados cuánticos de los electrones, capacidad electrónica de los tres primeros niveles

energéticos�

Número cuántico principal, n 1 2 3

Número cuántico de momen-to angular, ℓ 0 0 1 0 1 2

Número cuántico magnético, m ℓ

0 0 1 0 -1 0 1 0 -1 2 1 0 -1 -2

Número cuántico de espín, ms12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

± 12

±

Símbolo del orbital atómico 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 3dx2

-y2 3dxz 3dz

2 3dyz 3dxy

Capacidad electrónica del subnivel energético 2 2 6 2 6 10

Capacidad electrónica del nivel energético 2 8 18

Fuente: Axmetob, 1988, p. 31.

Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene un electrón, y su configuración electrónica es la siguiente

Figura 1�5 Representación gráfica de la configuración electrónica

del átomo de hidrógeno�

muestra elnivel energético, n 1 s1

(1) muestra el número de electrones en el subnivel energético

(s) muestra el subnivelenergético, ℓ


El diagrama de niveles energéticos es:Energía

1—↑1s

La flecha (↑) indica la dirección del espín del electrón.

Quimica.indb 33 05/04/2013 11:45:13 a.m.


34

El diagrama de orbitales es:Energía

1— ↑

1s

1.5 Efecto de pantalla y poder de penetración

El efecto de pantalla o apantallamiento es el efecto obstaculizador (escudo) que ejercen los electrones mas internos y que disminuye la atracción electrostática entre el núcleo y el(los) electrón(es) más externo(s). Como resultado, la nube electrónica de los orbitales atómicos externos se hace más difusa (disminuye la densidad electrónica).

El poder de penetración es la capacidad que tienen los orbitales atómicos de disminuir el efecto de pantalla gracias a su simetría con relación al núcleo. El poder de penetración aumenta de la siguiente manera:

f < d < p < sYa se dijo que el orden de llenado de los orbitales atómicos se realiza desde adentro

hacia afuera. Por ello, es de esperarse que se llenen primero los orbitales 3d que los orbi-tales 4s, los orbitales 4d que los orbitales 5s; los orbitales 4f que los orbitales 5d y 6s; los orbitales 5f que los orbitales 6d y 7s. Sin embargo, con frecuencia se observa el llenado inverso de estos orbitales atómicos. Esto se puede explicar por la diferencia de poder de penetración: es más penetrante el orbital 4s que el orbital 3d; el orbital 5s que el orbital 4d; el orbital 6s que el orbital 5d, y este último más penetrante que el orbital 4f; el orbital 7s que el orbital 6d, y este último más penetrante que el orbital 5f.

Cabe resaltar que el orden de llenado de los orbitales atómicos no siempre se cumple, principalmente en el caso de los elementos de transición interna (elementos f). Afortuna-damente este hecho no afecta al comportamiento químico de los elementos.

1.6 Carga nuclear efectiva

Es la carga neta positiva del núcleo que atrae un electrón. Representa la carga nuclear que ejerce influencia sobre cualquier electrón una vez se ha tenido en cuenta el efecto de pantalla (Dominguez, 2006, p. 307) (Manku, 1983, p. 101).

1.7 Propiedades magnéticas de las sustancias

Las sustancias paramagnéticas son aquellas que son atraídas por un imán, debido a que sus átomos poseen un número impar de electrones.

Quimica.indb 34 05/04/2013 11:45:13 a.m.


35

Las sustancias diamagnéticas son aquéllas que son levemente repelidas por un imán, debido a que en sus átomos todos los electrones en los orbitales atómicos se encuentran apareados, es decir, en cada orbital atómico hay dos electrones con espines contrarios.

Experimentalmente se puede determinar no solamente si la sustancia es paramagné-tica, sino también cuántos electrones no apareados están presentes (Chang, 2002, p. 274). Por ejemplo:

1H: 1s1 Paramagnético

↑

2He: 1s2 Diamagnético

↑↓

3Li: 1s2 2s1 Paramagnético

↑

↑↓

4Be: 1s2 2s2 Diamagnético

↑↓

↑↓

5B: 1s2 2s2 2p1 Paramagnético

↑

↑↓

↑↓

1.8 Regla de Hund

Formulada por Frederick Hund (1896−1997), esta regla establece que en un subnivel energético la configuración electrónica más estable es aquella que corresponde al máximo número de espines paralelos. Por ejemplo, la configuración electrónica de carbono es:

6C: 1s2 2s2 2p2

↑

↑↓

↑↓

De la regla de Hund se deduce que los orbitales atómicos que conforman un subnivel energético se llenan con electrones de igual espín uno a uno. Solo después se observa el apa-reamiento electrónico con espines contrarios. Por ejemplo:

Quimica.indb 35 05/04/2013 11:45:14 a.m.


36

7N: 1s2 2s2 2p3

↑ ↑ ↑8O: 1s2 2s2 2p4

↑↓ ↑ ↑9F: 1s2 2s2 2p5

↑↓ ↑↓ ↑10Ne: 1s2 2s2 2p6

↑↓ ↑↓ ↑

1.9 Principio de construcción

Permite escribir la configuración electrónica del átomo de cualquier elemento de la tabla periódica. Para ello se tienen en cuenta las siguientes reglas:

1. “Cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elemen-tos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos” (Chang, 2002, p. 278)

2. La configuración electrónica de los átomos de cada elemento de la tabla periódica es propia y única.

3. Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía y luego los de mayor energía.

4. El llenado electrónico se lleva a cabo teniendo en cuenta el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.

5. Para facilitar la escritura de las configuraciones electrónicas de átomos polielec-trónicos se utiliza el Kernel, que es la configuración electrónica del gas noble del periodo inmediatamente anterior al átomo de interés (Solís, 1994, p. 45). Por ejemplo:a) 11Na: [10Ne] 3s1

donde, [10Ne] –kernel de neón: 1s22s22p6

b) 35Br: [18Ar] 4s23d104p5

donde, [18Ar] –kernel de argón: 1s22s22p63s23p6

c) 79Au: [54Xe] 6s24f145d9

donde, [54Xe] –kernel de xenón: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

Quimica.indb 36 05/04/2013 11:45:14 a.m.


37

1.10 Configuración electrónica y tabla periódica

Los niveles energéticos con número cuántico principal n pueden ser representados con letras, así:

n 1 2 3 4 5 6 7

Letra K L M N O P Q

Teniendo en cuenta:1. El número de subniveles energéticos en un mismo nivel energético es igual a n.2. El subnivel s consta de un orbital atómico; el subnivel p, de 3 orbitales atómicos; el

subnivel d, de 5 orbitales atómicos, y el subnivel f, de 7 orbitales atómicos3. En un orbital atómico pueden ser ubicados máximo dos electrones con espín con-

trario.4. Cada elemento químico se diferencia de otro por su número atómico (número de

protones o electrones).Se construye la tabla periódica moderna basada en los números atómicos de los ele-

mentos. La tabla periódica se organiza en filas horizontales, llamadas periodos, y colum-nas verticales que se denominan grupos.

El primer periodo consta de dos elementos, 1H y 2He, ya que sus átomos tienen un único nivel energético ocupado (n=1). En el primer caso con un electrón, en el segundo con dos.

El segundo y tercer periodos constan de ocho elementos cada uno. En el segundo periodo se llenan los subniveles 2s (dos elementos) y luego 2p (seis elementos) del nivel energético L. Así, este periodo consta de ocho elementos (desde 3Li hasta 10Ne). En el tercer periodo se llenan los subniveles 3s (dos elementos) y luego 3p (seis elementos) del nivel energético M, y de esta manera dicho periodo consta de ocho elementos (desde 11Na hasta 18Ar). En los periodos L y M el nivel de valencia (nivel más externo) consta de subniveles s y p, en los cuales se ubican máximo ocho electrones. Para los elementos del tercer perio-do (M), el subnivel 3d de sus átomos se encuentra vacío.

Elementos s: son todos aquellos elementos para los cuales sus átomos llenan orbitales atómicos s.

Elementos p: son todos los elementos para los cuales sus átomos llenan orbitales atómi-cos p.

Los periodos 1, 2 y 3 se llaman periodos cortos. Elementos d: son todos aquellos elementos para los cuales sus átomos llenan orbitales

atómicos d (Manku, 1983, p. 100).

Quimica.indb 37 05/04/2013 11:45:14 a.m.


38

Los periodos 4 y 5 están formados por 18 elementos: 2 elementos s, 10 elementos d y 6 elementos p.

Periodo 4: elementos s (19K, 20Ca), elementos d (21Sc – 30Zn), elementos p (31Ga – 36Kr).Periodo 5: elementos s (37Rb, 38Sr), elementos d (39Y – 48Cd), elementos p (49I – 54Xe).Cabe anotar que los elementos s y p de los periodos 4 y 5 llenan orbitales atómicos s y p

del nivel energético más externo, mientras que los elementos d llenan orbitales atómi-cos d del penúltimo nivel energético.

El periodo 6 está constituido por 32 elementos: 6s (2 elementos: 55Cs y 56Ba), 4f (14 ele-mentos: 57La – 71Lu), 5d (10 elementos: 72Hf – 80Hg) y 6p (6 elementos: 81Tl – 86Rn).

Elementos f: son todos los elementos para los cuales sus átomos llenan orbitales f. Los elementos f del sexto y séptimo periodos llenan orbitales f del antepenúltimo nivel ener-gético (cuarto y quinto, respectivamente).

El periodo 7 está incompleto: 7s (2 elementos: 55Cs y 56Ba), 5f (14 elementos: 89Ac – 103Lr), 6d (10 elementos: 104Rf – 112Uub) y 6p (6 elementos: 113Elemento – 118Elemento). Al día de hoy se ha descubierto y nombrado hasta el elemento con número atómico 112.

De lo expuesto, fácilmente se concluye que a medida que aumenta el número atómico de los elementos su configuración electrónica de nivel de valencia se repite periódi-camente; de igual forma, se repiten las tendencias en el comportamiento químico de los elementos y sus compuestos (tablas 1.2 A, 1.2 B y numeral 2.1: Ley periódica).

Tabla 1�2 (A) Configuración electrónica y tabla periódica

iA iiA iiiB ivB vB viB viiB {viiiB} iB iiB iiiA ivA vA viA viiA viiiA

(1) (2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12) (13) (14) (15) (16) (17) (18)

ns1

ns2

ns2 np

1

ns2 np

2

ns2 np

3

ns2 np

4

ns2 np

5

ns2 np

6

ns2 (n

-1)d

1

ns2 (n

-1)d

2

ns2

(n-1

)d3

ns1 (n

-1)d

5

ns2

(n-1

)d5

ns2

(n-1

)d6

ns2

(n-1

)d7

ns2 (n

-1)d

8

ns1 (n

-1)d

10

ns2

(n-1

)d10

4f

5f


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39

Tabla 1�2 (B) Configuración electrónica y tabla periódica

iA iiA iiiB ivB vB viB viiB {viiiB} iB iiB iiiA ivA vA viA viiA viiiA

(1) (2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12) (13) (14) (15) (16) (17) (18)

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 5d 6p

7s 6d 7p

Elemen-tos s Elementos d Elementos p

4f

5f

Elementos f


Configuraciones electrónicas establesPor generar nubes electrónicas simétricas alrededor del núcleo, son más estables las

configuraciones electrónicas de los subniveles energéticos semillenos y llenos. Por esta razón, se observa lo siguiente:

La configuración electrónica del cromo es:24Cr: [18Ar] 4s1 3d5

↑ ↑ ↑ ↑ ↑

Con los subniveles 4s y 3d semillenos y no la configuración electrónica esperada, con subnivel 3d incompleto:

24Cr: [18Ar] 4s2 3d4

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑

La configuración electrónica del cobre es,

24Cr: [18Ar] 4s1 3d10

↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Con el subnivel 4s semilleno y subnivel 3d lleno y no la configuración electrónica espe-rada, con subnivel 3d incompleto:

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40

29Cu: [18Ar] 4s2 3d9

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

La configuración electrónica del gadolinio es:64Gd: [54Xe] 6s2 4f7 5d1

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

Con el subnivel 4f semilleno y no la configuración electrónica esperada, con subnivel 4f incompleto:

64Gd: [54Xe] 6s2 4f8

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

1.11 Electrones de valencia

Son aquellos electrones de las capas más externas del átomo, que están directamente implicados en la formación de enlaces químicos cuando el elemento participa en una reacción química.

Los elementos de los grupos iA y iiA tienen 1 y 2 electrones de valencia (ns1 y ns2, res-pectivamente).

Los elementos de los grupos iiiA al viiiA tienen 3–8 electrones de valencia, correspon-dientes a las configuraciones electrónicas ns2np1–ns2np6.

Así, para los elementos s y p son electrones de valencia aquellos que se encuentran en el nivel energético más externo. Además, el número de electrones de valencia coincide con el grupo en el que se encuentra el elemento. Por ejemplo, Na (3s1) tiene un electrón de valencia y se ubica en el grupo IA; B (2s22p1) tiene 3 electrones de valencia y se ubica en el grupo iiiA; Br (4s24p5) tiene 7 electrones de valencia y se ubica en el grupo viiA, y Ar (3s23p6) tiene 8 electrones de valencia y se ubica en el grupo viiiA.

Los elementos de los grupos iiiB−viiiB tienen 3−10 electrones de valencia, corres-pondientes a las configuraciones electrónicas ns2(n−1)d1 – ns2(n-1)d8. Para estos elemen-tos, son electrones de valencia los electrones s del último y los electrones d del penúltimo nivel energético. Desde iiiB hasta viiB el número del grupo coincide con el número de electrones de valencia. Por ejemplo, Sc (4s23d1) tiene 3 electrones de valencia y se ubica en el grupo iiiB, Mn (4s23d5) tiene 7 electrones de valencia y se ubica en el grupo viiB.

En el grupo viiiB se ubican los elementos con configuraciones electrónicas de nivel de valencia ns2(n−1)d6, ns2(n−1)d7, ns2(n−1)d8.

Los elementos de los grupos iB (ns1(n−1)d10) y iiB (ns2(n−1)d10) tienen lleno el sub-nivel d del penúltimo nivel energético; por esta razón, algunos autores asumen que sus

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electrones de valencia son los electrones s del último nivel energético. Además, tienen propiedades similares, tanto con los elementos s, como con los elementos d, y por esto se los considera intermedios entre ellos.

Los elementos de algunos grupos o familias reciben nombres particulares, tales como:iA –elementos alcalinosiiA –elementos alcalino-térreosiiA –elementos térreosviA –elementos calcógenos o anfígenosviiA –elementos halógenosviiiA –gases nobles o inertesiA−viiiA –elementos representativosiiiB−iB, excepto iiB –elementos de transiciónElementos 4f –lantánidosElementos 5f –actínidos

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Quimica.indb 42 05/04/2013 11:45:16 a.m.

Capítulo 2

Quimica.indb 43 05/04/2013 11:45:18 a.m.

Quimica.indb 44 05/04/2013 11:45:18 a.m.

45

Capítulo 2Configuración electrónica y propiedades

periódicas de los elementos químicos

2.1 Ley periódica

Mendeleiev proporcionó su famosa Ley periódica, la cual establece que las propieda-des de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos. Partiendo

de esta base, si los elementos se ordenan de acuerdo con el aumento en los pesos atómi-cos, elementos similares deben presentarse a intervalos regulares.

Como hoy sabemos, las propiedades de los elementos dependen de su configuración electrónica, y en este sentido es útil recordar lo que Moseley propuso como Ley periódica: “Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos. De aquí que, si los elementos están ordenados de acuerdo a sus números atómicos, ele-mentos semejantes deben aparecer a intervalos regulares. Los elementos semejantes se encuentra en el mismo grupo uno abajo del otro” (Manku, 1983, p. 97).

De esta manera, la ley periódica establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen directamente de la configuración electrónica de sus átomos. Por eso es importante estudiar las variaciones de las propiedades periódicas de los elementos a medida que nos trasladamos de izquierda a derecha en un periodo, o de arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica.

2.2 Energía de ionización (i)

Es la energía que se requiere para extraer un electrón de valencia de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental:

( ) 1( ) ,gX g energía X e I++ → +

Quimica.indb 45 05/04/2013 11:45:18 a.m.


46

donde, X(g) –átomo de cualquier elemento, ē –electrón, ( )gX + –catión.Una vez eliminado el electrón, se obtiene un catión X+, con un protón en exceso en su

núcleo con relación al número de electrones que giran alrededor de este. La segunda energía de ionización (I2) es aquella que se requiere para eliminar el segundo

electrón. Es claro que I2>I1, ya que es más difícil sustraer un electrón de carga negativa desde una especie que como un todo tiene carga positiva:

2( ) ( ) 2,g gX energía X e I+ ++ → +

Por las mismas razones, los valores de I3, I4 son cada vez más altos.En la tabla periódica, la energía de ionización (i) aumenta de izquierda a derecha en

un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo. Esto tiene la siguiente ex-plicación: en un periodo, a medida que se avanza de izquierda a derecha, aumenta la carga nuclear positiva, de una parte, así como el número de electrones en el mismo nivel energético, de otra. La atracción entre el núcleo y los electrones de valencia es cada vez mayor; aspecto que hace más difícil la sustracción del electrón de valencia y, en conse-cuencia, mayor el valor de la energía de ionización (I). Por ejemplo, para el periodo 2 se tiene: para el litio, Li, eliminar su electrón de valencia lleva a la formación del catión Li+

que tiene el primer nivel energético lleno (1s2). Por ello, i1 no solamente es baja (529 kJ/mol), sino que es la más pequeña de todos los elementos del periodo L. El belirio, Be, tiene el subnivel 2s lleno (2s2). Eliminar un electrón es más difícil que en el caso del litio y el va-lor de I1 es mayor (899 kJ/mol). El boro, B, tiene un electrón no apareado en el subnivel 2p, que es aislado de la atracción del núcleo por las nubes electrónicas simétricas 1s y 2s. Esto provoca una disminución de I1 (801 kJ/mol) con relación al berilio. Para el carbono, C, dos electrones en 2p aumentan la atracción entre estos y el núcleo, lo que hace más difícil la eliminación de uno de ellos (I1=1086 kJ/mol). La configuración electrónica semillena del nitrógeno (2p3) le hace ganar estabilidad electrónica y aumenta el valor de I1 (1400 kJ/mol). En el caso del oxígeno, O, dos electrones ocupan un mismo orbital atómico 2p. Esto lleva a repulsiones electrostáticas entre ellos, con la consecuente dismi-nución de la energía de ionización I1 (1314 kJ/mol) con relación al nitrógeno. En el flúor, F, aumenta la carga nuclear y la atracción entre el núcleo y los electrones de valencia; por ello, aumenta I1 (1680 kJ/mol). El Neón, Ne, tiene los subniveles 2s y 2p llenos. El átomo es muy estable y es sumamente difícil extraer un electrón; en consecuencia, I1 es el valor más alto del periodo (tabla 2.1).

Claramente, I aumenta de izquierda a derecha. Sin embargo, internamente se observan unos altibajos en los valores de I, que se explican si se tiene en cuenta la configuración

Quimica.indb 46 05/04/2013 11:45:19 a.m.

Configuración electrónica y propiedades periódicas de los elementos químicos

47

electrónica de los elementos (ver: Propiedades magnéticas de las sustancias y Regla de Hund en el capítulo 1: Estructura atómica y tabla periódica). Es necesario recordar que las configuraciones electrónicas semillenas y llenas son más estables (ver: Configuracio-nes electrónicas estables en el capítulo 1: Estructura atómica y tabla periódica).

Tabla 2�1 Comparación de los valores de primera energía de ionización para los elementos del

segundo periodo de la tabla periódica

Elemento Li Be B C N O F Ne

I, kJ/mol 520 899 801 1086 1400 1314 1680 2080

Configuración electrónica 1s22s1 1s22s2 1s22s22p1 s22s22p2 s22s22p3 s22s22p4 s22s22p5 s22s22p6

Fuente: Chang, 2002, p. 305.

En un grupo, a medida que se desciende aumenta la distancia y el efecto de pantalla, y disminuye la atracción entre el núcleo y el(los) electrón(es) de valencia; así mismo, dis-minuye el valor de i1. Así, la tabla 2.2 compara los valores de energía de ionización para los elementos del grupo iA (tabla 2.2).

Para los elementos del grupo iA, la pérdida del electrón de valencia lleva a la formación de un catión con configuración electrónica llena del gas noble del periodo inmediata-mente anterior. Entonces, estos elementos tienen gran tendencia a perder el electrón de valencia, y como resultado poseen los valores más bajos de energía de ionización I1 en la tabla periódica.

Los elementos de los grupos iiA y iiiA tienen 2 y 3 electrones de valencia, respectiva-mente. Para adquirir configuración electrónica estable del gas noble del periodo anterior, ellos tienden a perderlos, y forman cationes de dos y tres cargas positivas (Mg2+, Ca2+, Al3+, Ga3+).

Tabla 2�2 Comparación de los valores de energía de ionización para los elementos del grupo iA de la

tabla periódica

Elemento Configuración electrónica I1, kj/mol1H 1s1 13123Li [ 2He]2s1 520

11Na [ 10Ne]3s1 495.919K [ 18Ar]4s1 418.7

37Rb [ 36Kr]5s1 ~40055Cs [ 54Xe]6s1 ~37187Fr [ 86Rn]7s1 -

Fuente: Chang, 2002, p. 305.

Quimica.indb 47 05/04/2013 11:45:19 a.m.


48

Los metales pierden electrones al entrar en reacción química con otras sustancias químicas. De esta manera, cuanto más fácilmente pierdan los electrones, mayor será el carácter metálico del elemento. En consecuencia, el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en los grupos de la tabla periódica (figura 2.1). Esto es particularmente notorio en el grupo IVA:

Carbono, C –no metalSilicio, Si –semimetalGermanio, Ge –semimetalEstaño, Sn –metalPlomo, Pb –metalDebido a que en un periodo, de izquierda a derecha, cada vez se hace más difícil perder

el electrón (energía de ionización aumenta), en esa misma dirección disminuyen las propiedades metálicas o, si se prefiere, aumentan las propiedades no metálicas.

Los elementos del grupo iA son los elementos con propiedades metálicas más pro-nunciadas, aumentando estas de arriba hacia abajo. Los elementos del grupo viiA son los elementos con las propiedades no metálicas más pronunciadas, aumentando estas de abajo hacia arriba.

Los elementos de transición (elementos d) y los de transición interna (elementos f) son todos metales con tendencia a perder electrones. De otra parte, sus primeras energías de ionización (i1) varían muy poco a medida que se avanza de izquierda a derecha en un periodo o de arriba hacia abajo en un grupo. Por eso, sus propiedades físicas y químicas varían más lentamente que en el caso de los elementos representativos. Los gases nobles tienen nivel de valencia completamente lleno (2 electrones en el caso del helio y 8 elec-trones en el caso de los demás elementos del grupo). Por eso, no presentan propiedades ni metálicas, ni no metálicas. Son elementos inertes químicamente. Sin embargo, su energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo, hecho que hace cada vez más fácil la pér-dida de los electrones de valencia. En este mismo sentido aumenta la reactividad química. Así por ejemplo, se conocen compuestos químicos de Xe y Kr con flúor y oxígeno, los dos elementos más electronegativos de la tabla periódica.

Quimica.indb 48 05/04/2013 11:45:19 a.m.


49

Figura 2�1 Variación de energía de ionización y propiedades metálicas en la tabla periódica

Aum

enta

car

ácte

r met

álic

o

Dism

inuy

e I

Aum

enta

car

ácte

r no

met

álic

o

Aum

enta

I

N O

M E T A L E S

SEM

IMET

ALE

S

M E T A L E S

Aumenta I

Aumenta carácter no metálico

Disminuye I

Aumenta carácter metálico


2.3 Afinidad electrónica (F)

La afinidad electrónica (F) es el efecto energético (liberación o absorción de energía) que resulta del proceso de adición de un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso, y como resultado de esto se forma un anión:

( )( ) gX g e X F−+ → ±donde,X(g) –átomo de cualquier elemento

( )X g− anión

ē –electrónF –efecto energético Una vez adicionado el electrón se obtiene un anión, con un electrón en exceso con rela-

ción al número de protones en el núcleo. La afinidad electrónica numéricamente es igual, pero de signo contrario, a la energía de ionización del anión formado X−:

XFx I −= −

Al igual que la energía de ionización (i), la afinidad electrónica (F) se expresa en kJ/mol, que es la energía que acompaña al proceso de adición de un mol de electrones a un mol de átomos X.

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La medición experimental de la afinidad electrónica es una tarea compleja, ya que solamente se han determinado las afinidades electrónicas de manera rigurosa para áto-mos de algunos elementos. La adición de un segundo electrón a una especie ya cargada negativamente es imposible, por cuanto las fuerzas de repulsión electrónica entre el anión y el electrón adicional son mayores que las fuerzas de atracción entre este y el núcleo. Por esta razón, en estado libre no existen los aniones N3-, O2-, F-. Sin embargo, estos aniones son estables de forma combinada en compuestos iónicos (Na3N, Na2O, NaF), por el con-trario, en solución son totalmente estables cationes como Na+, Mg2+, Al3+, etc.

Si el proceso de adición del electrón es exotérmico (F<0), entonces el átomo adiciona fácilmente el electrón. Cuanto más negativo sea F, mayor facilidad de adición del electrón y mayor afinidad electrónica. Si por el contrario, el proceso de adición del electrón es en-dotérmico (F>0), esto significa que el átomo adiciona con dificultad el electrón. Mientras más positivo sea F, menor es la afinidad electrónica.

En la tabla periódica, la afinidad electrónica (F) aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.

Los elementos del grupo iiA tienen los valores positivos más altos de F, lo que indica que sus afinidades electrónicas son las más bajas. Esto se explica porque su nivel de valen-cia (ns2) está lleno y esta configuración electrónica es estable. Adicionar un electrón implica ubicarlo en el subnivel np (np1), y así queda el anión que se forma con configuración elec-trónica (ns2np1). El efecto de pantalla ejercido por las nubes electrónicas internas es muy fuerte y la atracción núcleo−electrón es muy débil. Para mantenerla se requiere añadir mucha energía. Así las cosas, estos elementos no tienen tendencia al aceptar electrones.

Los elementos del grupo viiA tienen los valores negativos más altos de F y por ello sus afinidades electrónicas son las más altas. Esto se entiende teniendo en cuenta que sus con-figuraciones electrónicas son (ns2np5) y que la adición de un electrón lleva a la formación de un anión con configuración electrónica estable del gas noble que les sigue (ns2np6). Por ejemplo:

Cl + ē → Cl– + energía[Ne]3s23p5 [Ar]

Los gases nobles prácticamente no presentan afinidad electrónica (F≈0), ya que sus niveles energéticos de valencia están llenos y son muy estables.

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2.4 Electronegatividad (Ӽ)

La electronegatividad (Ӽ) de un átomo en una molécula es la capacidad que este tiene para atraer hacia su núcleo la nube electrónica del enlace químico. eses además un con-cepto relativo, puesto que no es posible medir Ӽ para un elemento en estado libre. Aún más, un elemento presenta diferentes valores de Ӽ en diferentes compuestos, dependien-do de factores tales como la valencia (número de enlaces químicos), tipo de compuesto del que hace parte, entre otros.

La electronegatividad (Ӽ) está relacionada con la energía de ionización (I) y la afinidad electrónica (F) del átomo, y de acuerdo con la propuesta de Mulleken (1896-1968), se calcula de la siguiente manera (Petrucci, 1986, p. 139):

Ӽ = ( )1X I F2

= +

La escala de electronegatividad más usada es la establecida por Linus Pauling (1901-1994), la cual se fundamenta en la evaluación de las energías de enlace. En esta escala se asigna un valor de Ӽ=0.7 al cesio, Cs, por ser el elemento menos electronegativo (o más electropositivo) y Ӽ=4.0 al flúor, F, por ser el más electronegativo.

En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un peri-odo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.

El concepto de electronegatividad es valioso al momento de determinar cómo se dis-tribuyen los electrones de enlace en un compuesto químico. Es claro que el elemento que tenga menor electronegatividad cede parcial o totalmente los electrones, y el que tenga mayor valor de Ӽ los acepta parcial o totalmente. A mayor diferencia de electronegativi-dad, más iónico es el enlace químico. De otra parte, se considera que si ∆Ӽ≥1.8, el enlace químico es iónico y si ∆Ӽ<1.8, el enlace es covalente. En este último caso, los electrones de enlace son compartidos. Si ∆Ӽ=0 los electrones de enlace son igualmente compartidos por los dos átomos involucrados y el enlace covalente es no polar. Si 0<∆Ӽ<1.8, el enlace es covalente polar, ya que los electrones son compartidos desigualmente.

La electronegatividad relativa de los átomos de un compuesto permite asignar estados de oxidación a sus elementos. Al elemento de menor electronegatividad se le asigna un estado de oxidación positivo y al más electronegativo, uno negativo (Briceño, 1993, pp. 110, 111). Por ejemplo:

Na–Cl: ӼNa=0.9 y ӼCl=3.0; ∆Ӽ=2.1 → enlace iónico

El estado de oxidación del sodio es +1El estado de oxidación del cloro es –1

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NF3: ӼN=3.0 y ӼF=4.0; ∆Ӽ=2.1 → enlace covalente polarEl estado de oxidación del nitrógeno es +3El estado de oxidación del flúor es –1O2: ӼO=3.5 y ∆Ӽ=0 → enlace covalente no polarEl estado de oxidación del oxígeno es ceroEl concepto de ión más probable está directamente relacionado con el estado de oxida-

ción más estable. (Briceño, 1993, p. 111)

2.5 Radio atómico y radio iónico

De manera absoluta no es posible medir el tamaño de un átomo debido al carácter on-dulatorio del movimiento de sus electrones. Por ello, se mide el radio orbital, que es la distancia desde el núcleo hasta donde la densidad electrónica de la nube electrónica del nivel de valencia es máxima.

El radio atómico no se mide para un átomo en particular, sino al interior de la estruc-tura de un compuesto:

Radio metálico: es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos adyacentes del metal.

Radio iónico: es el radio de un catión o un anión en un compuesto iónico. Se mide por difracción de rayos X.

Radio covalente: para el caso de elementos que forman redes tridimensionales, es la mi-tad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos adyacentes en la red.

Radio molecular: para elementos que existen en forma de moléculas diatómicas senci-llas, es la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos que conforman la molécula.

En la tabla periódica, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. En el primer caso, se debe al aumento pau-latino de la carga nuclear con relación a los electrones que se ubican en el mismo nivel energético externo; en el segundo, al aumento del número cuántico principal, n, y con él, al aumento de las capas electrónicas a medida que se desciende.

El radio atómico cambia bruscamente en los periodos cortos, ya que los electrones se adi-cionan al nivel energético más externo (K, L, M). En los periodos largos, y dentro de una serie de elementos d (por ejemplo, Sc−Cd) o f (por ejemplo, La−Lu), el radio atómico disminuye lentamente, debido a que los electrones se adicionan a los subniveles d o f del penúltimo o antepenúltimo nivel energético (contracción d o f).

En un grupo determinado (iA, por ejemplo), el radio iónico es menor que el radio atómico. El catión se forma como resultado de la pérdida del electrón de valencia (ns1).

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