(Ciencias de Joseleg)(Química)(Lenguaje químico)(La tabla periódica) (Ejercicios resueltos)(Introducción)(Historia)(Bloques y grupos de la tabla periódica)(Períodos y otras agrupaciones de la tabla periódica)(Propiedades periódicas)(Tendencias de las propiedades periódicas)(Los límites de la tabla periódica)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)
La tabla periódica
se emplea para predecir fenómenos usando la ley periódica, que básicamente es
una tendencia a la repetición de propiedades entre un periodo y otro, lo cual
provoca la aparición de familias con propiedades físicas y químicas
compartidas, lo cual a su vez nos permite predecir algunos valores relativos de
la tabla sin tenerla a la mano, el problema es que debemos tener una imagen
mental relativa de los elementos de la tabla en la cabeza, por ejemplo, saber
que el sodio se encuentra a la izquierda y el cloro a la derecha. Las tendencias entre grupos y periodos son las
más evidentes, los grupos o familias por ejemplo se definen inicialmente al
compartir reacciones químicas semejantes, debido a que sus configuraciones
electrónicas en la capa de valencia son iguales, pero esto no implica que
siempre se vean igual, a medida que nos movemos a la derecha de la tabla, los
miembros de una misma familia pueden parecer adoptados, sobre todo los de
abajo, para términos prácticos las familias de la tabla serán las ocho familias
clásicas que en el sistema CAS se nombran como IA hasta VIIIA sin contar las B,
además tenemos dos grandes familias de bloque, los metales de transición o
bloque d y las tierras raras o bloque f.
Para ser francos la
tabla periódica fue primero, y las tendencias después. Esto se debe a que
varias características de las tendencias periódicas son propiedades que se
midieron después de que la tabla estuviera establecida en su forma general, ya
fuera porque no se habían creado algunas líneas de investigación o a la falta
de tecnología. En cualquier caso, una vez que una propiedad elemental fue
acuñada y medida, la comparación fue inevitable, lo cual al graficar genera una
serie de tendencias. La gráfica general es la de
curvas periódicas como el latir de un corazón, es decir, en ciclos
periódicos. Antes de empezar a estudiar los grupos individuales, tomemos otro
vistazo de las tendencias generales. Hemos dicho que los elementos de un mismo
grupo poseen propiedades químicas semejantes debido a que poseen una configuración
electrónica similar en sus últimos niveles de energía (por eso reciben el
nombre de electrones de valencia, porque son aquellos que valen a la hora de
realizar reacciones químicas).
Aunque el postulado
anterior es correcto en su aplicación general, debe tomarse con pinzas, como
todo en química. Los químicos han sabido desde hace mucho tiempo que el primer
miembro de cada grupo se diferencia del resto de los miembros del mismo grupo
(el litio no presenta prácticamente las mismas propiedades que los miembros de
los metales alcalinos por ejemplo). Del mismo modo, el berilio es bastante
atípico con respecto a los demás miembros de los metales alcalinotérreos. Los
periodos tenemos repeticiones periódicas de las propiedades de los elementos.
Las propiedades periódicas presentan tendencias tanto a lo largo de un grupo
como de un periodo, por lo que parecen moverse diagonalmente, muchas de estas
tendencias están relacionadas a los electrones y la atracción del núcleo sobre
estos, por lo que al final podremos combinarlas todas bajo la
electronegatividad.
Otra tendencia
general de los elementos representativos es la relación en diagonal. La
relación en diagonal es una similitud entre pares de elementos de diferentes
grupos y periodos de la tabla periódica.
Específicamente,
los primeros tres miembros del segundo periodo (Li, Be y B) exhiben muchas
similitudes con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la
tabla periódica estándar. La razón para este fenómeno es la similitud entre la
densidad de carga de sus cationes (la densidad de carga es la carga de un ión
dividida entre su volumen). Los cationes con densidades de carga similares
reaccionan de manera similar con aniones formando el mismo tipo de compuestos.
Por lo tanto, la química del litio se parece mucho a la del magnesio en muchas
características; lo mismo va para el berilio y el aluminio, o para el boro y el
silicio.
Cada una de estas
parejas exhibe una relación diagonal. Hay que tener en mente que la
generalización de la regularidad en las propiedades químicas aplica más
fuertemente a aquellos grupos representativos (del IA al VIIIA también
conocidos como 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18) cuyos miembros pertenecen a un
solo tipo de sustancia (metal o no metal). Por lo anterior, los grupos con
propiedades más similares entre si serán los 1 y 2 ya que en ambos solo tenemos
metales; y los grupos 17 y 18 ya que en ellos solo existen no metales. En los
grupos 14, 15 y 16 donde los elementos cambian entre metales, no metales y
metaloides debemos esperar una variación mucho mayor entre las propiedades
químicas de cada grupo. En conclusión, los metales alcalinos y alcalinoterreos
se parecen entre sí, y los halógenos y los afígenos se parecen entre sí.
El número atómico representa la cantidad de protones que tiene un elemento, y como tal identifica la identidad del elemento, antes del descubrimiento del protón el número atómico se definía con respecto a la carga del núcleo. Durante la era del núcleo se descubrió que un mismo elemento podía presentar átomos con diferentes masas atómicas, esto conllevó a la definición de los isótopos. Sin embargo, todos los isótopos coinciden con la cantidad de protones en el núcleo y por eso se los identifica como un mismo elemento.
Figura 23. Tendencia del número atómico y el peso atómico, en azul el
elemento con el menor y el rojo el elemento con el mayor número/peso atómico
hasta el momento.
Aunque el carácter metálico disminuye de forma continua de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, clásicamente entablamos límites claros entre las categorías de metal, metaloide y no metal.
Figura 26. Crecimiento del radio atómico para los primeros 5 periodos e la
tabla periódica. Podemos ver claramente que el radio crece como esperaríamos
para los primeros niveles, pero que en los niveles más altos existen
desviaciones.
El volumen atómico
es difícil de definir debido a que la nube de electrones se dispersa de manera
indefinida desde el núcleo. Aunque definimos el límite de los orbitales como el
volumen que representa al 90% de la probabilidad de encontrar a un electrón,
tal límite es arbitrario. Bien, aunque generalmente decimos que el radio
atómico crece desde la derecha gasta la izquierda y de arriba para abajo, tal
como se muestra en las gráficas de muchos libros básicos. La verdad es que, de
hecho, es así, pero con ciertos matices.
Es la energía necesaria para que un electrón sea despedido el átomo formando un ion positivo. En consecuencia, para átomos poli-electrónicos se pueden definir energías para varios electrones. En las tablas periódicas se presenta la energía del primer electrón. La energía de ionización "tiende" a crecer de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha, de este modo, el elemento que más fácilmente pierde electrones es el francio, y el que más difícilmente pierde sus electrones es el helio.
Figura 28. La gráfica que muestra las energías de ionización de los primeros
90 átomos de la tabla periódica. Podemos darnos cuenta que los gases nobles
tienen energías de ionización muy altas, lo que tiene sentido, pues esta
energía refleja que prácticamente nunca pierden sus electrones. Sin embargo,
hay otros detalles, los gases nobles más pesados tienen potenciales de
ionización más bajos, lo que tal vez explique por qué ellos si pueden generar
enlaces en ciertas situaciones. El elemento más electronegativo que no es un
gas noble es el flúor.
Siempre es un
proceso endergónico, es decir, requiere energía, pero esta energía cambia
dependiendo del tipo de átomo, algunos liberan sus electrones muy fácilmente, y
en ese caso decimos que tienen bajas energía de ionización, mientras que otros
elementos liberan sus electrones muy difícilmente, y en ese caso diremos que
tienen altas energía de ionización.
La energía de
ionización será más grande a medida que el ion se hace más pequeño, debido a
que la fuerza relativa entre la atracción del núcleo y la repulsión de los
electrones favorece la retención de los electrones. En otras palabras, a medida
que un electrón pierde electrones, no solo se hace más pequeño, también empieza
a retener los electrones e le restan con mayor fuerza. Nuevamente debido a que
a mayor atracción del núcleo por electrones la energía de ionización es más
alta, podemos emplear la propiedad de electronegatividad para inferir la energía
de ionización.
Figura 29. (a) En el radio de elementos metálicos, podemos notar que los
radios de los elementos neutros son casi el doble de grandes que los de sus
iones, y eso que solo han perdido uno de sus electrones. (b) Radio atómico de
elementos no metálicos, en rojo sus estados neutrales diatómicos, en rojo sus
formas iónicas. Los elementos no metálicos tienen la tendencia constante a
capturar electrones, y al hacerlo sus radios e incrementan, y lo hacen
bastante, con un solo electrón de más estos iones prácticamente duplican su
radio.
Es el radio de un
catión o un anión. Es una propiedad importante, debido a que afecta las
propiedades físicas y químicas de los compuestos iónicos como las sales. Cuando
un átomo central se convierte en un ión, esperamos un cambio de tamaño. Sí el
átomo forma un anión, es decir, si gana electrones, su tamaño o radio atómico
se incrementa, debido a que la carga nuclear de atracción permanece constante,
pero la repulsión entre los electrones se incrementa, esto causa que las
funciones de onda de los electrones se expandan, debido a que cada electrón
hace que los demás se alejen de sí mismo.
Si el átomo forma un catión, es decir, si pierde electrones, esperamos que su radio atómico se contraiga, esto se debe a que la repulsión entre los electrones disminuye, mientras que a carga atractiva del núcleo permanece constante. La nube de electrones se contrae, lo que causa que los cationes sean más pequeños que sus átomos neutros.
Figura 30. Los elementos metálicos tienden a generar iones con cargas
positivas con radios pequeños, mientras que los elementos no metálicos tienden
a generar iones con cargas negativos con mayores radios.
En general, los
átomos metálicos tienden a disminuir su radio atómico, mientras que los no
metales “exceptuando los gases nobles” tendrán a hacerse más grandes.
Un tipo de
ejercicio de lápiz y papel común es determinar el número de átomos alineados en
una distancia macroscópica. Y para ello necesitamos usar las propiedades
periódicas de redio o diámetro atómico. En ingeniería y otras áreas técnicas,
el símbolo o variable para el diámetro es similar en tamaño y diseño a ø, y el radio se simboliza como r.
La afinidad electrónica
de un átomo es la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón a
un átomo neutro para formar un ion negativo. Aunque la afinidad electrónica
varía mucho, surgen algunos patrones. Generalmente, los no metales tienen
valores de afinidad de electrones más positivos que los metales. El cloro atrae
con mayor fuerza un electrón extra. Las afinidades electrónicas de los gases
nobles no se han medido de manera concluyente, por lo que pueden tener o no
valores ligeramente negativos.
La afinidad electrónica
generalmente aumenta a lo largo de un período. Esto es causado por el relleno
de la capa de valencia del átomo; un átomo del grupo 17 libera más energía que
un átomo del grupo 1 al obtener un electrón porque obtiene una capa de valencia
llena y, por lo tanto, es más estable.
Se esperaría una
tendencia a la disminución de los grupos descendentes de afinidad electrónica.
El electrón adicional estará ingresando en un orbital más alejado del núcleo.
Como tal, este electrón se sentiría menos atraído por el núcleo y liberaría
menos energía cuando se agregará. Al descender un grupo, alrededor de un tercio
de los elementos son anómalos, con elementos más pesados que tienen
afinidades electrónicas más altas que sus congéneres más ligeros. En gran
parte, esto se debe a la escasa protección de los electrones d y f. Una
disminución uniforme en la afinidad electrónica solo se aplica a los átomos del
grupo 1.
La electronegatividad es quizá la propiedad periódica que más nos servirá en nuestro estudio del enlace químico, ya que ella nos dice cuando un átomo puede formar alguno de los grandes tipos de enlace químico.
Podemos definir a
la electronegatividad como la propiedad que tiene un núcleo atómico de atraer
los electrones a su alrededor. Los
electrones atraídos a su alrededor pueden ser tanto los propios como los
ajenos. La electronegatividad tiene diferentes escalas, la más comunes la de
Pauling aunque formalmente se expresa como un escalar adimensional. La
electronegatividad tiende a crecer de izquierda a derecha y de abajo hacia
arriba, aunque pueden existir desviaciones en los bloques d y f.
Esto implica que
los elementos con grandes electronegatividades tienen en sus estados
fundamentales pequeños radios atómicos, debido a que las nubes de electrones
están fuertemente atraídas a sus núcleos. También implica que os elementos con
grandes electronegatividades pueden atraer electrones muy fácilmente de otras
fuentes. La electronegatividad crece de izquierda a derecha y de abajo hacia
arriba omitiendo a los gases nobles generalmente. De este modo en sentidos
prácticos ele elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo
es el francio.
Es el potencial
para formar enlaces o combinaciones. Un elemento con una valencia de 1 se unirá
con un átomo de otro elemento mediante un enlace simple. Si tiene una valencia
de dos se puede enlazar con otros dos átomos o formar un enlace doble. Las valencias no son entidades fijas, muchos
elementos tienen valencias variables que no siguen la regla del octeto; tales
casos se explican mejor mediante la hibridación, y son la mayoría.
De izquierda a derecha a través de los cuatro bloques de la tabla larga o de 32 columnas de la tabla periódica hay una serie de grupos de elementos de enlace o puente, ubicados aproximadamente entre cada bloque. Estos grupos, como los metaloides, muestran propiedades en el medio, o que son una mezcla de grupos a cada lado. Químicamente, los elementos del grupo 3, escandio, itrio, lantano y actinio se comportan en gran medida como metales alcalinotérreos o, más generalmente, bloquean metales pero tienen algunas de las propiedades físicas de los metales de transición. El Lutecio y lawrencio, al final del final del bloque f, pueden constituir otro grupo de enlace o puente. El lutecio se comporta químicamente como lantánido, pero muestra una mezcla de propiedades físicas de lantánidos y del metal de transición. El lawrencio, como un análogo del lutecio, podría mostrarse como mezcla de características de tierras raras y metales de transición.
Figura 32. Tabla periódica de 32 columnas que muestra, de izquierda a
derecha, la ubicación del grupo 3; lutecio y lawrencio; grupos 11-12; y los
gases nobles.
Los metales de acuñación en
el grupo 11 (cobre, plata y oro) son químicamente capaces de actuar como
metales de transición o como metales representativos. El grupo 12 de metales
volátiles, zinc, cadmio y mercurio a veces se considera que une el bloque d al
bloque p. En teoría, son elementos d bloque, pero tienen pocas propiedades de
metal de transición y se parecen más a sus vecinos de bloque p en el grupo 13. Los
gases nobles relativamente inertes, en el grupo 18, unen los grupos de
elementos más reactivos en la tabla periódica: los halógenos en el grupo 17 y
los metales alcalinos en el grupo 1.
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