TEMA 3:PERIODICIDAD

QUÍMICA IB

Periodicidad

El desarrollo de la tabla periódica

Döbereiner: Establece la Ley de las triadas en 1817. Descubre que los elementos Ca, Sr y Ba tienen propiedades similares y que la masa atómica del Sr es aproximadamente la media aritmética de las masas del Ca y el Ba. Clasifica a estos elementos como una triada. Reconoció otras triadas (Cl, Br y I) (S, Se y Te)

Newlands: Establece la Ley de las octavas en 1865. Ordena los elementos hasta entonces conocidos por orden creciente de masa atómica, disponiéndolos en columnas verticales de siete, de forma que los que tenían propiedades parecidas tendían a quedar en la misma fila horizontal.

El desarrollo de la tabla periódica

Mendeleev: En 1869 establece una ordenación de los elementos siguiendo el mismo criterio de Newlands, orden creciente de masa atómica, pero a diferencia de éste, cambia la longitud de las filas y deja huecos en aquellos lugares donde ningún elemento conocido cumplía las propiedades de la columna. Pronosticó las propiedades de elementos desconocidos, descubiertos posteriormente.

Moseley: En 1913 este físico británico utiliza como criterio de ordenación de los elementos el número atómico, Z, en lugar de su masa atómica, estableciendo así la base de la tabla periódica actual.

En la tabla periódica actual los elementos se ordenan por orden de número atómico, Z, creciente. Los elementos que presentan propiedades químicas y físicas similares quedan colocados en columnas verticales llamadas grupos. Existen 18 grupos o columnas, que la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry) recomienda nombrar del 1 al 18, numerados de izquierda a derecha.

Las filas horizontales se numeran del 1 al 7 y se denominan períodos. El número del período coincide con el número cuántico principal, n, del nivel de energía ocupado más alto en el elemento en cuestión. Las propiedades de los elementos situados en una fila cambian de forma progresiva.

El primero, segundo y tercer período se denominan períodos cortos y el resto períodos largos, en estos últimos se sitúan los elementos de transición y de transición interna (lantánidos y actínidos).

La tabla periódica actual

La tabla periódica actual

La configuración electrónica de un elemento permite situarle en la tabla periódica.

El nivel más alto de energía ocupado indica el periodo en el que se sitúa el elemento.

El número de electrones de la capa de valencia indica el grupo al que pertenece el elemento:

ns1: alcalinos ns2: alcalinotérreos ns2np1: boroideos ns2np2: carbonoideos ns2np3: nitrogenoideos ns2np4: anfígenos ns2np5: halógenos ns2np6: gases nobles

La tabla periódica actual

Los elementos denominados de transición tienen el electrón diferenciador en un orbital d, en el nivel anterior al que indica su período.

Los elementos de transición interna tienen el electrón diferenciador en un orbital f, en el nivel del número dos unidades inferior al que indica su período.

Propiedades periódicas

Para describir y explicar correctamente las variaciones periódicas de algunas propiedades físicas, resulta de gran utilidad el concepto de carga nuclear efectiva.

Carga nuclear efectiva: En los átomos polielectrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen la misma atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe al “apantallamiento” que ejercen los electrones más internos sobre los que se encuentran más alejados del núcleo. Deben tenerse en cuenta los siguientes hechos respecto al apantallamiento:

1. Los electrones en un nivel dado son apantallados por electrones de niveles interiores pero no por los electrones de niveles externos.

2. Los niveles llenos internos apantallan a los electrones externos con más eficacia que lo que los electrones en el mismo subnivel se apantallan entre sí.

Para calcular la carga nuclear efectiva se aplica la siguiente ecuación:

Zef = Z – S

Z = carga nuclear real

S = constante de apantallamiento

Propiedades periódicas

Radio atómico El tamaño atómico es difícil de definir. En general, se piensa en

tamaño atómico como el volumen que contiene un 99% de la totalidad de la densidad electrónica alrededor del núcleo.

Radio atómico de un metal: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes en la red tridimensional metálica.

Radio de elementos que existen como moléculas diatómicas: el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos en una molécula específica.

Propiedades periódicas

Radio atómico: Variación en un grupo: a medida que se desciende en un grupo

el radio atómico aumenta según aumenta el número atómico. La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo es la misma en todos los elementos del grupo, pero n (nº cuántico principal) crece a medida que aumenta el número atómico y con el incremento de n aumenta el tamaño de los orbitales.

Variación en un período: el radio atómico disminuye a medida que aumenta el número atómico. La carga nuclear efectiva aumenta al aumentar el número atómico lo que implica que el tamaño del átomo disminuya.

Propiedades periódicas

Radio iónico: Se considera como radio iónico el radio de un anión o un catión, afecta a las

propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Aniones: si un átomo forma un anión su tamaño aumenta, la carga nuclear

permanece constante pero la repulsión resultante de la adición de electrones extiende el dominio de la nube electrónica.

Cationes: un catión es más pequeño que su átomo neutro, el quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón-electrón y se contrae la nube electrónica.

Para iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene sentido si los iones son isoelectrónicos.

Propiedades periódicas

Energía de ionización (EI): la primera energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. Se mide en kJmol-1

X (g) → X+ (g) + e-

Las energías de ionización de los elementos de un período, salvo

pequeñas irregularidades, aumentan al incrementarse el número

atómico. Esta tendencia puede explicarse refiriéndose al incremento de

la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha.

En un grupo, al aumentar el número atómico disminuye la energía de

ionización. Esto es debido, a que al aumentar el número atómico

aumenta también el número de electrones internos y con ello aumenta el

radio atómico y la atracción del núcleo por el electrón de valencia se

hace menor.

Propiedades periódicas

Afinidad electrónica (Eea): Según la IUPAC, es la energía requerida para arrancar un electrón de un anión mononegativo en estado gaseoso.

X- (g) → X (g) + e-

Una definición más común es que la afinidad electrónica es la variación de energía que tiene lugar cuando se le añade un electrón a un átomo neutro en fase gaseosa para dar lugar a un ión negativo gaseoso.

X (g) + e- → X- (g) El proceso anterior puede ser exotérmico, por tanto la afinidad

electrónica será negativa, o endotérmico, en tal caso será positiva. En este último caso, el anión resultante no será estable por lo que no podrá existir en fase gaseosa:

Para el Kr, Eea = 41 kJmol-1, el Kr- no existe

Para el N, Eea = 20 kJmol-1, sin embargo el N-3 existe en estado sólido (Na3N)

Propiedades periódicas

La afinidad electrónica no presenta una variación periódica tan clara como otras propiedades. En general, a lo largo de un período, de izquierda a derecha, los valores de afinidad electrónica se hacen más negativos (con alguna excepción).

El grupo de los halógenos presenta los valores más elevados de afinidad electrónica. Esto es esperable ya que al ganar un electrón alcanzan la configuración estable de gas noble.

En el caso del grupo de los metales alcalinos, los valores de afinidad electrónica se hacen menos negativos al bajar en el grupo. Sin embargo, para los últimos cuatro elementos las variaciones entre ellos son muy pequeñas.

Alcalinos Eea /kJmol-1

Li -60

Na -53

K -48

Rb -47

Cs -46

Fr -47

Propiedades periódicas

Propiedades periódicas

Electronegatividad (χ): de un elemento mide la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones del enlace con otro átomo. Se mide en unidades arbitrarias deducidas por Linus Pauling (escala de Pauling), en dicha escala el flúor es el elemento más electronegativo (4,0).

En un grupo: la electronegatividad disminuye, en general, al descender pues el núcleo del átomo se encuentra lejos del par de electrones que tiende a atraer hacia sí.

En un período: la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, conforme se avanza en ese sentido aumenta la carga nuclear efectiva y, con ella, la tendencia del núcleo a atraer hacia sí el par de electrones de su enlace con otro átomo.

Los elementos con valores muy dispares de electronegatividad tienden a formar enlace iónico, y con valores elevados y semejantes enlace covalente.

Propiedades periódicas

Carácter metálico: los elementos en la tabla periódica se clasifican en metales, no metales y metaloides.

Los metales se caracterizan porque son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables, dúctiles y presentan brillo metálico.

Los no-metales son malos conductores del calor y la electricidad. Son oxidantes, tienen tendencia a captar electrones y, por tanto, a reducirse.

Los metaloides son elementos que presentan propiedades de metal y de no-metal (B, Si, Ge, As, Sb, Te y At). Algunos, como el Si y el Ge son semiconductores.

Propiedades periódicas

El carácter metálico decrece a lo largo de un período y aumenta hacia abajo en un grupo.

Propiedades periódicas

Óxidos metálicos: los óxidos metálicos presentan carácter básico, reaccionan con agua formando hidróxidos del metal:

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)

Óxidos no-metálicos: los óxidos de los no metales presentan carácter ácido, reaccionan con agua formando soluciones ácidas:

CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq)

El dióxido de silicio no es soluble en agua, sin embargo se clasifica como un óxido ácido porque reacciona con hidróxido de sodio dando lugar al silicato y agua:

SiO2 (s) + 2NaOH (aq) → Na2SiO3 (aq) + H2O (l)

El óxido de aluminio se considera anfótero. Puede reaccionar como ácido o como base:

Al2O3 (s) + 2NaOH (aq) + 3 H2O (l) → 2NaAl(OH)4 (aq) (ácido)

Al2O3 (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3(aq) + 3 H2O (l) (base)

Propiedades químicas del grupo 1

Los metales alcalinos presenta una estructura electrónica del nivel exterior de valencia ns1. Son los elementos más electropositivos, muy reactivos para perder el electrón exterior y formar el ión metálico M+ y, en consecuencia, buenos agentes reductores. La reactividad aumenta al bajar en el grupo. Son blandos y muestran, recién cortados, un color blanco argentino que se empaña rápidamente por oxidación al exponer la superficie al aire (debido a ello se guardan en atmósfera inerte o en aceite mineral). Se les llama alcalinos porque reaccionan con agua para formar una solución alcalina (la reacción es más vigorosa a medida que se baja en el grupo):

2 Li (s) + 2 H2O (l) → 2 Li+ (aq) + 2 OH- (aq) + H2 (g)

2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq) + H2 (g)

2 K (s) + 2 H2O (l) → 2 K+ (aq) + 2 OH- (aq) + H2 (g)

Todos reaccionan también con cloro y bromo formando sales iónicas:

2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 Na+Cl- (s)

2 K (s) + Br2 (g) → 2 K+Br- (s)

Propiedades químicas del grupo 17

Los halógenos pueden alcanzar la configuración de gas noble, en todos los casos, mediante la adquisición de un electrón adicional, formando el ión mononegativo X- (ión haluro). Son, por tanto, buenos agentes oxidantes. Su reactividad decrece hacia abajo en el grupo debido a que la última capa está sucesivamente en un nivel más alto de energía y más alejado del núcleo.

El cloro es más oxidante que el bromo, desplaza al ión bromuro en disolución para formar el ión cloruro y bromo. El cloro y el bromo desplazan al ión yoduro:

Cl2 (aq) + 2 Br- (aq) → 2 Cl- (aq) + Br2 (aq)

Cl2 (aq) + 2 I- (aq) → 2 Cl- (aq) + I2 (aq)

Br2 (aq) + 2 I- (aq) → 2 Br- (aq) + I2 (aq) La presencia de iones haluro en disolución puede ser detectada añadiendo

solución de nitrato de plata:

Ag+ (aq) + X- (aq) → AgX (s) → Ag (s) + ½ X2

AgCl = blanco

AgBr = crema

AgI = amarillo

Bibliografía

BALLESTERO JADRAQUE, M. y BARRIO GÓMEZ DE AGÜERO, J. (2002) Física y Química 1º de Bachillerato. Navarra: Oxford

BYLIKIN, S. et al. (2014) Chemistry. Great Britain: Oxford