Cronología histórica de la tabla periódica:

Cronología histórica de la tabla periódica:
La semejanza de las propiedades físicas y químicas de ciertos elementos sugirió a los científicos del siglo XIX
la posibilidad de ordenarlos sistemáticamente o agruparlos de a acuerdo con determinado criterio.
En 1817 Döbereiner observó que, por afinidad de sus propiedades químicas, muchos elementos podían ser
agrupados de a tres (tríadas). Así ocurría, por ejemplo, con el Litio, el Sodio y el Potasio. Verificó entonces
que el peso atómico del elemento central de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente, promediando el de
los otros dos:
A (Li) = 6.939
A (Na) = 22.989 A(Li) + A(K)/2=
A (K) = 39.102
= (6.939 + 39.102)/2= 23 " A(Na)
Del mismo modo, el peso atómico del estroncio resulta ser aproximadamente igual al promedio de las masas
atómicas del calcio y del bario. Estos tres elementos poseen propiedades semejantes.
La importancia del trabajo de Döbereiner radica en que fue el 1° intento de clasificación de los elementos. En
su época eran muy pocos los elementos conocidos y los valores de los pesos atómicos todavía estaban en
discusión.
Hacia 1860, el conocimiento de mayor número de elementos motivó nuevas propuestas de clasificación. En
1864 el químico inglés Newlands intentó ordenar los elementos, de acuerdo con su peso atómico creciente
observando que, después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas propiedades químicas (es decir que
el octavo elemento tenía propiedades similares a las del primero). Por su analogía con la escala musical, la
clasificación fue llamada ley de las octavas.
En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la presencia de los elementos
pertenecientes a una misma tríada (por ejemplo, Li, Na y K).
Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades
similares. lo mismo ocurre con el Be (berilio), que presenta propiedades químicas similares al Mg (magnesio);
con el B (boro) y el Al (aluminio), y así sucesivamente.
Si bien el trabajo de Newlands fue incompleto, resultó de importancia, ya que puso en evidencia la estrecha
relación existente entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas y químicas.
Tabla periódica de Mendeleiev:
1
En el año 1869, el genial químico ruso Dimitri Mendeleiev se propuso hallar una ley de la naturaleza, válida
para toda clasificación sistemática de los elementos.
Clasificó todos los elementos conocidos en su época en orden creciente de sus pesos atómicos, estableciendo
una relación entre ellos y sus propiedades químicas.
Independientemente, el alemán Lothar Meyer propuso una clasificación de los elementos relacionando los
pesos atómicos con las propiedades físicas, tales como el punto de fusión, de ebullición, etc.
En su clasificación, Mendeleiev no consideró el hidrogeno porque sus propiedades no coincidían con las de
otros elementos. Tampoco figuran en ella los gases nobles, porque no habían sido descubiertos aun.
La ley periódica de Mendeleiev puede ser enunciada del siguiente modo:
Los elementos están reunidos en grupos y períodos.
GRUPOS:
Los elementos están encolumnados en grupos. Aquellos que pertenecen a un mismo grupo (a excepción de los
del grupo VIII) presentan propiedades químicas similares. Por ejemplo los elementos del primer grupo−Li
(litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (rubidio) y Cs (cesio)− constituyen la familia de los metales alcalinos, con
propiedades análogas: son blandos y livianos; tienen carácter fuertemente metálico; son buenos conductores
del calor y de la electricidad; se oxidan con facilidad.
Los elementos del grupo II− Be (berilio), Mg (magnesio), Ca (calcio), Sr (estroncio) y Ba (bario)− constituyen
la familia de los alcalino− térreos.
Los del séptimo grupo− F (flúor), Cl (cloro), Br (bromo), I (yodo)− constituyen la familia de los halógenos.
Se caracterizan por tener carácter no metálico.
Cada uno de los 7 primeros grupos se divide a su vez en dos subgrupos, llamados A y B, de acuerdo con la
similitud química de los elementos. Por ejemplo en el grupo I están ubicados Li (litio), Na (sodio), K
(potasio), Cu (cobre), Ag (plata), y Cs (cesio) por tener propiedades comunes (carácter metálico, por ejemplo).
Pro el cobre, la plata y el oro presentan algunas propiedades específicas, como la alta conductividad eléctrica,
que no poseen los demás elementos del mismo grupo. Por lo tanto, el Li, Na, K, Cu, Ag, Cs y Rb constituyen
el subgrupo A, mientras que el Cu, Ag y Au pertenecen al subgrupo B.
El grupo VIII incluye diversos elementos − hierro, cobalto, níquel− cuyas propiedades no se corresponden con
las de los otros. La ubicación de estos elementos no resultó satisfactoria.
I
II
III
IV
V
VI
VII
AB
H
Li
Na
K
AB
AB
AB
AB
AB
AB
Be
Mg
Ca
Cu
Rb
Ag
B
Al
(1)
Zn
Sr
Cd
C
Si
Ti
(2)
Y
In
N
P
V
(3)
Zr
Sn
O
S
Cr
As
Nb
Sb
F
Cl
Mn
Se
Mo
Te
VIII
1
2
3
4
5
Fe Co Ni
Ru Rh Pd
Br
Os Ir Pt
I
2
6
Cs
Au
Ba
Hg
La
Ti
Pb
7
Th
(1) Eka−Boro (2) Eka− Aluminio (3)Eka−Silicio
Ta
Bi
U
W
Tabla modificada de Mendeleiev.
GRUPOS
PERÍODOS
PERÍODOS:
Cada una de las filas horizontales constituye un período. Los elementos que pertenecen a un mismo período se
caracterizan porque sus propiedades físicas y químicas varían gradualmente: el primer elemento presenta
carácter metálico, pero a medida que avanza horizontalmente el carácter metálico disminuye y aparece el no
metálico, siendo el último elemento netamente no metálico.
Mendeleiev tuvo que dejar espacios vacíos para colocar los elementos en sus correspondientes grupos. Sugirió
que los espacios vacíos debían estar ocupados por elementos no conocidos hasta ese momento, cuyas
propiedades se podían predecir por su ubicación en la tabla.
Así, por ejemplo Mendeleiev predijo las propiedades de un elemento desconocido, al que llamó eka−silicio
(germanio); predijo las propiedades del galio (eka−aluminio)y las propiedades del escandio (eka−boro).
Peso atómico
Eka−silicio
72
Germanio
72.6
Densidad
5.5
5.47
Color
gris oscuro
blanco grisáceo
Formación del óxido
Es O2
Ge O2
Formación del cloruro
Es Cl4
Ge Cl4
Peso atómico
Eka−alumino
68
Galio
69.72
Densidad
5.9
5.94
Punto de fusión
bajo
30.15°C
Además, Mendeleiev alteró el ordenamiento horizontal de algunos elementos en orden creciente de sus pesos
atómicos, para respetar las propiedades químicas dentro de los grupos. Por ejemplo: colocó al telurio (masa
atómica 127.60) antes que el yodo (masa atómica 126.9044). De esta manera el yodo quedaba ubicado en el
mismo grupo el flúor, el cloro y el bromo, cuyas propiedades son análogas.
TIPOS DE TABLA
Cada autor siente la tentación de dibujar una tabla donde, según él, se manejan mejor los conceptos de
3
periodicidad química
Las tablas más importantes, y que detallaremos son las que comúnmente se conocen como;
Tabla Corta
Tabla Larga
Tabla Larga extendida
La tabla corta es una derivación directa de la propuesta original de Mendeleiev−Meyer; se le fueron
introduciendo modificaciones a medida que se avanzaba en el tiempo y en el conocimiento; ya se advierte la
presencia de un grupo vertical más; el grupo gases nobles, desconocidos por Mendeleiev. El uso de este tipo
de tabla corta ha desaparecido en la actualidad.
Ver gráfica
La tabla Larga es una modificación muy útil, suele ser conocida como tabla de Both. Se construye de tal
forma que refleja la teoría de Both sobre la distribución electrónica. En las verticales se encuentran los
elementos cuya distribución electrónica final es coincidente, en esencia la tabla larga deriva de la original de
Mendeleiev, extendiendo los períodos largos (cuarto, quinto y sexto) y cortando en dos los períodos cortos
para acomodar en el medio a las series de los elementos de transición. Así se generan períodos largos pero
solo a partir del cuarto período.
El sistema más antiguo, pero que puede encontrarse en varios autores es el que se muestra, tomado de
Cartmell−Fowles;
Se da el nombre Grupo A a los ocho primeros de izquierda a derecha se nomencla así a los elementos
denominados representativos y como Grupo B a los de transición.
Otro sistema propuesto por Pierce observece la posición que se establece para el Hidrógeno y el Helio y las
acotaciones en cuanto a similitud electrónica y de propiedades; son colocados abajo los 18 grupos de
elementos.
Ver gráfica.
La Tabla Larga Extendida es la representación más moderna, el inconveniente es que los gráficos se hacen
muy extensos, la misma sigue al recorrerla por número atómico creciente el llenado de órbitas propuesto por
Borth; posee 32 columnas y el primer periodo tiene 2 elementos, el segundo y tercero tienen 8, el cuarto y
quinto tienen 18 elementos, el sexto período 32 elementos y el séptimo hasta el momento se agota con 106
elementos.
Ver gráfica.
Aplicación de la ecuación de Schrüdinger al átomo de hidrógeno
Para ver cómo cambió la mecánica cuántica la visión del átomo, se analizará el átomo más sencillo, el de
hidrógeno, con un protón y un electrón. Cuando se resuelve la ecuación de Schrodinger para el átomo de
hidrógeno, proporciona dos tipos de valiosa información: especifica los posibles estados energéticos que el
electrón puede ocupar e identifica las correspondientes funciones de onda () del electrón asociadas con cada
estado energético. Estos estados energéticos y funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números.
Recuérdese que la probabilidad de encontrar un electrón en una región está dada por el cuadrado de la función
4
de onda, . Por lo cual, una vez que se conocen los valores de y las energías, se puede calcular y
construir una visión completa del átomo de hidrógeno.
Esta información acerca del átomo de hidrógeno es útil pero no suficiente. El mundo de las sustancias
químicas y de las reacciones implica sistemas considerablemente más complejos que el sencillo átomo de
hidrógeno. Sin embargo, resulta que la ecuación de Schrodinger no se puede resolver con exactitud para
átomos que tengan más de un electrón. Aun en el caso del helio, que sólo tiene dos electrones, las matemáticas
resultan demasiado complejas para ser manejadas. Parecería, por lo tanto, que la ecuación de Schrodinger
sufre de las mismas limitaciones que la teoría atómica original de Bohr (en la práctica sólo se puede aplicar al
átomo de hidrógeno). A pesar de todo, la situación no es desesperada. Los químicos y los físicos han
aprendido a darle la vuelta a este tipo de dificultades utilizando métodos de aproximación. Por ejemplo, a
pesar de que el comportamiento de los electrones en átomos polielectrónicos (esto es, átomos que contienen
dos o más electrones), no es el mismo que en el átomo de hidrógeno. Se supone que la diferencia
probablemente no sea demasiado grande. Basándose en esta suposición, se pueden usar las energías y las
funciones de onda obtenidas para el átomo de hidrógeno como una buena aproximación del comportamiento
de los electrones en átomos más complejos. De hecho, se ha encontrado que este enfoque proporciona una
buena descripción del comportamiento de los electrones con átomos complejos.
Dado que el átomo de hidrógeno sirve como punto de partida o modelo para todos los otros átomos, se
necesita una idea clara de la descripción mecánica cuántica de este sistema. La solución de la ecuación de
Schrodinger muestra que las energías que un electrón puede poseer en el átomo de hidrógeno están dadas por
la misma expresión obtenida por Bohr. Ambas teorías, la de Bohr y la de la mecánica cuántica, por tanto,
muestran que la energía de un electrón en el átomo de hidrógeno está cuantizada. Difieren, sin embargo, en la
descripción del comportamiento de los electrones con respecto al núcleo.
Como el electrón no tiene una posición bien definida en el átomo, se encuentra conveniente utilizar términos
como densidad electrónica, nube de carga electrónica o simplemente nube de carga para representar el
concepto de probabilidad (estos términos tienen en esencia el mismo significado). Básicamente, la densidad
electrónica proporciona la probabilidad de que un electrón se encuentre en una región particular en un átomo.
Las regiones con alta densidad electrónica representan una probabilidad alta de localizar al electrón, mientras
que lo contrario es válido para regiones de baja densidad electrónica.
Para distinguir la descripción mecánico−cuántica del modelo de Bohr, se reemplaza "órbita" con el término
orbital u orbital atómico. Un orbital se puede pensar como la función de onda () de un electrón. El cuadrado
de la función de onda define la distribución de la densidad electrónica en el espacio alrededor del núcleo.
Cuando se dice que un electrón está en cierto orbital, se quiere decir que la distribución de la densidad
electrónica o la probabilidad de localizar al electrón en el espacio está descrita por el cuadrado de la función
de onda asociada con ese orbital. Un orbital atómico en consecuencia tiene una energía característica, así
como una distribución característica de la densidad electrónica.
NÚMEROS CUÁNTICOS:
La mecánica cuántica establece que se requieren tres números cuánticos para describir la distribución de los
electrones en el hidrogeno. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrodinger
para el átomo de H. Se denomina número cuántico principal, número cuántico de momento angular y número
cuántico magnético. Estos números cuánticos se usaran para describir orbitales atómicos y para identificar los
electrones que se ubican en ellos. Un 4° número cuántico que describe el comportamiento de un electrón en
específico (el n° cuántico espin) completa la descripción de los electrones en los átomos.
Número cuántico principal n:
Caracteriza al nivel energético correspondiente y delimita la región donde pueden hallarse con mayor
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probabilidad los electrones. El número n puede tomar valores enteros: 1, 2, 3, .........infinito.
Esto indica, que teóricamente, podemos tener infinitos niveles de energía. El nivel de energía mínima le
corresponde al número cuántico 1, sigue el 2, etc.
Número cuántico azimutal o secundario l:
El número cuántico de momento angular (l), indica la forma de los orbitales. Los valores de l dependen del
valor del número cuántico principal, n. Para un valor dado de n, l tiene todos los valores enteros posibles de 0
a (n−1). Si n = 1, hay un solo valor de l, esto es l = n−1 = 1−1 = 0. Si n = 2, hay dos valores de l dados por 0 y
1. Si n = 3, hay tres valores de l, dados por 0, 1 y 2. El valor de l en general se designa por las letras s, p, d,...
como sigue:
L
Nombre del orbital
012345
Spdfgh
Así, si l = 0, se tiene un orbital s, si l= 1, se tiene un orbital p y así sucesivamente.
La secuencia peculiar de las letras (s, p, d, f) tienen un origen histórico. Los físicos que estudiaron los
espectros de emisión atómica trataron de relacionar las líneas del espectro observadas con los estados de
energía específicos implicados en las transiciones. Notaron que algunas de las líneas eran agudas (sharp en
inglés), algunas eran dispersas o difusas, y algunas eran muy fuertes y se referían a ellas como principales.
Subsecuentemente, asignaron las letras iniciales de cada adjetivo a aquellos estados de energía. Sin embargo,
después de la letra d la designación del orbital sigue un orden alfabético, empezando con la letra f.
Un conjunto de orbitales con el mismo n a menudo recibe el nombre de capa (o nivel). Uno o más orbitales
con los mismos valores de n y l se llaman subcapa (o nivel). Por ejemplo, con n = 2 está compuesta por dos
subcapas, l= 0 y l = 1. Estas subcapas se llaman 2s y 2p.
Número cuántico magnético ml:
El número cuántico magnético, ml, describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de una subcapa, el
valor de ml depende del valor del número cuántico de momento angular, l. Para cierto valor de l hay (2l + 1)
valores enteros de ml como sigue:
−l, (−l+1), ......0, ..........(+l−1), + l
Si l = 0, entonces ml = 0. Si l = 1, entonces hay [(2*1) + 1] o sea, tres valores de ml es decir −1, 0 y 1. Si l = 2,
entonces hay [(2*2) + 1] cinco valores de ml −2, −1, 0, 1 y 2. El número de valores de ml indica el número de
orbitales de una subcapa con un valor específico de l.
El número cuántico de espín −electrónico (ms)
Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de hidrógeno y de sodio indican la necesidad de
un cuarto número para describir al electrón en un átomo. Los experimentos muestran que las líneas de
espectro de emisión se pueden desdoblar mediante la aplicación de un campo magnético externo. La única
forma en que los físicos pudieron explicar estos resultados fue considerando que los electrones actúan como
pequeños imanes. Si se piensa que los electrones giran sobre su propio eje, como lo hace la tierra, se pueden
explicar sus propiedades magnéticas. De acuerdo con la teoría electromagnética, una carga que gira genera un
campo magnético, y es este movimiento lo que hace que el electrón se comporte como un imán. Para tomar el
espín del electrón en consideración, es necesario introducir un cuarto número cuántico, llamado número
cuántico de espín electrónico (ms), el cual tiene valores de +1/2 y −1/2. Estos valores corresponden a los dos
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posibles movimientos de giro del electrón.
ORBITALES ATÓMICOS:
Los números cuánticos permiten analizar con mayor profundidad los orbitales atómicos de los átomos de
hidrógeno, de helio, y de átomos polieléctricos. La siguiente tabla muestra la relación entre los números
cuánticos y los orbitales atómicos:
n
l
ml
Núm. De orbitales
0
0
1
0
0
1
1
−1, 0, 1
3
0
0
1
1
−1, 0, 1
3
2
−2, −1, 0, 1, 2
5
.
.
.
.
.
.
.
.
.
1
2
3
.
.
.
.
.
Designación de los
orbitales atómicos.
1s
2s
2px, 2py, 2pz
3s
3px, 3py, 3pz
3dxy, 3dyz, 3dxz,
3dx2−y2, 3dz2
.
.
.
Se ve que cuando l = 0, (2l+1) =1 hay un solo valor de ml y entonces se tiene un orbital s. Se ve que cuando l
= 1, (2l+1) =3 hay tres valores de ml o hay tres orbitales p, llamados px, py y pz. Cuando l = 2, (2l+1) =5 y los
correspondientes cinco orbitales d se identifican con subíndices más elaborados.
Orbitales s: un orbital no tiene la forma bien definida porque la función de onda que caracteriza al orbital se
extiende desde el núcleo hasta el infinito. En este sentido es difícil decir cómo se ve un orbital.
Aunque en un principio un electrón se puede encontrar en cualquier lugar, se sabe que la mayor parte del
tiempo está muy cerca del núcleo.
Todos los orbitales s tienen forma esférica pero difieren en tamaño, el cual aumenta al aumentar el número
cuántico principal.
Orbitales p: debe quedar claro que los orbitales p comienzan con el número cuántico principal n= 2. Si n = 1
entonces el número cuántico de momento angular l, puede asumir solo el valor de 0; en consecuencia, hay
sólo un orbital 1s. Cuando l = 1 el número cuántico magnético ml puede tener valores de −1, 0, 1. Empezando
con n = 2 y l = 1, se tendrán por lo tanto tres orbitales 2p: 2px,2py y 2pz. La letra del subíndice indica el eje a
lo largo del cual se encuentra orientado el orbital. Estos tres orbitales son idénticos en tamaño, forma, y
energía; difieren entre sí sólo en su orientación. Cada orbital p se puede imaginar como dos lóbulos, el núcleo
está en el centro del orbital p. Al igual que en los orbitales s, los orbitales p aumentan en tamaño de 2p a 3p a
4p y así sucesivamente.
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Orbitales d y otros orbitales de mayor energía: cuando l = 2 hay 5 valores de ml que corresponden a 5
orbitales de d. El valor mínimo de n para un orbital d es 3. Debido a que l nunca puede mayor que n−1,
cuando n = 3 y l = 2, se tienen los 5 orbitales 3d (3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2−y2, 3dz2). Las diferentes
orientaciones de los orbitales d corresponden a los diferentes valores de ml pero nuevamente no hay una
correspondencia directa entre una orientación dada y una valor de ml. Todos los orbitales 3d de un átomo son
idénticos en energía. Los orbitales d para los cuales n es mayor que 3 (4d, 5d,.....) tienen formas similares.
Los orbitales f son importantes para explicar el comportamiento de elementos con número atómico mayor de
57 a pesar de que sus formas son difíciles de representar.
Diagrama de contorno de los tres orbitales 2p. Estos orbitales son idénticos en su forma y energía.
Diagrama de contorno de los cinco orbitales 3d.
La energía de los orbitales:
A pesar de las dificultades teóricas que Bohr experimentó al ampliar la utilidad de su modelo del átomo, su
noción fundamental sobre niveles de energía de los electrones se ha mantenido e incorporado a los conceptos
de la mecánica cuántica.
La energía de un electrón en un átomo de hidrogeno está determinada sólo por su número cuántico principal.
Así, las energías de los orbitales del hidrógeno aumentan como sigue:
1s< 2s = 2p< 3s = 3p = 3d< 4s = 4p = 4d = 4f< ...
a pesar de que la distribución de densidad electrónica es diferente en los orbitales 2s y 2p, los electrones del
hidrógeno tienen la misma energía ya sea en los orbitales 2s o en el 2p. Se dice que los orbitales que tienen la
misma energía están degenerados. El orbital 1s en un átomo de hidrógeno corresponde a la condición de
máxima estabilidad y se llama estado fundamental; un electrón que se ubique en este orbital será el más
fuertemente atraído por el núcleo. Un electrón en 2s, 2p u otros orbitales superiores en un átomo de hidrogeno
estará en un estado excitado.
El diagrama energético es diferente para átomos polielectrónicos. La energía de un electrón de un átomo
polielectrónicos, a diferencia del átomo de hidrogeno, depende no solo de su número cuántico principal sino
también de su número cuántico de momento angular. En un átomo polielectrónicos, el subnivel 3d está muy
cerca del subnivel energético 4s. La energía total de un átomo depende no solo de la suma de las energías de
los orbitales sino también de la energía de repulsión electrónica en estos orbitales. Resulta que la energía total
de un átomo es menor cuando se llena la subcapa 4s antes que la 3d.
El orden de llenado de los subniveles atómicos en átomo polielectrónico. Se empieza con el orbital 1s y se
continúa hacia abajo siguiendo la dirección de las flechas. Así el orden es el siguiente: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d ..
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Para entender el comportamiento electrónico de átomos polielectrónicos, se debe conocer primero la
configuración electrónica del átomo.
La configuración electrónica de un átomo informa cómo están distribuidos los electrones entre los diversos
orbitales atómicos.
El electrón en su estado fundamental del átomo de hidrogeno debe estar en el orbital 1s, por lo que su
configuración electrónica es 1s1:
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La configuración electrónica también se puede representar por un diagrama de orbital que muestra el espín del
electrón:
La configuración electrónica también se puede representar por un diagrama de orbital que muestra el espín del
electrón:
Donde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de giro del electrón. La caja
representa un orbital atómico.
EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI:
La configuración electrónica de átomos formados por más de un electrón se construye por el principio de
Pauli. El mismo establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos. Si
dos electrones en un átomo deben tener los mismos valores de n, l y ml (es decir estos dos electrones están en
el mismo orbital atómico), entonces deben tener diferentes valores de ms. Enunciando de otra forma el
principio: sólo dos electrones pueden existir en el mismo orbital atómico, y estos electrones deben tener
espines opuestos. Consideremos el átomo de helio que tiene dos electrones; las tres posibles maneras de
colocar los dos electrones en el orbital 1s son:
Los diagramas a) y b) están prohibidos por el principio de exclusión de Pauli. En el diagrama a), ambos
electrones tienen el espín hacia arriba y tendrán los mismos números cuánticos (1, 0, 0, +1/2); en el b) ambos
electrones tienen el espín hacia abajo y tendrán los números cuánticos (1, 0, 0, −1/2). Sólo la configuración c)
es físicamente aceptable, porque un electrón tienen los números cuánticos (1, 0, 0, +1/2) y el otro tienen (1, 0,
0, −1/2). Así es que el átomo de helio tiene la siguiente configuración:
DIAMAGNETISMO Y PARAMAGNETISMO:
El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica. Se puede
comprobar con una simple observación. Si dos electrones en el orbital 1s de un átomo de helio tienen el
mismo espín, o son paralelos ( o ), sus campos magnéticos se reforzaran uno con otro. Tal distribución haría
del helio un átomo paramagnético. Las sustancias paramagneticas son aquellas que son atraídas por un imán.
Por otro lado, si los espines de los electrones están apareados o son antiparalelos entre sí ( o ) , los efectos
magnéticos se cancelan y los átomos son diamagnéticos. Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son
repelidas por un imán.
En forma experimental se encuentra que el átomo de helio es diamagnético en su estado fundamental, en
concordancia con el principio de exclusión de Pauli. Una regla general útil para tener en mente es que
cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético, porque se necesita un número
par de electrones para completar el apareamiento. Por otro lado, los átomos que tienen un número par de
electrones pueden ser tanto diamagnéticos o paramagnéticos.
Como otro ejemplo se considerará el átomo de litio, que tiene tres electrones. El 3° electrón no puede estar en
el electrón 1s porque inevitablemente tendría los 4 números cuánticos iguales al de uno de los dos primeros
electrones. En consecuencia, este electrón entra en el siguiente orbital (energéticamente accesible), que es el
orbital 2s.
Reglas generales para asignar electrones a orbitales atómicos:
Es posible formular algunas reglas generales para determinar el máximo número de electrones que se pueden
asignar a los diversos subniveles y orbitales para un valor dado de n.
• Cada capa o nivel principal de número cuántico n tiene n subniveles. Por ejemplo si n = 2, hay dos
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subniveles (los dos valores de l) de números cuánticos de momento angular 0 y 1.
• Cada subnivel de número cuántico l tiene 2l + 1 orbitales. Por ejemplo si l = 1, hay tres orbitales p.
• No se pueden colocar más de dos electrones en cada orbital. En consecuencia, el máximo número de
electrones es simplemente el doble del número de orbitales que se emplean.
Clasificación periódica de los elementos
La figura que se muestra a continuación muestra la tabla periódica junto con la configuración electrónica de
los electrones más externos de los elementos en su estado fundamental.
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los
elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los
lantanoides y los actinoides. Con referencia a la figura, los elementos representativos (también llamados
elementos de los grupos principales) son los elementos de los grupos 1A a 7A, todos los cuales tienen
incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal Con excepción del helio, los gases
nobles (de los elementos del grupo 8A) todos tienen el mismo subnivel p completo. (Las configuraciones
electrónicas son ls2 para el helio y ns2np6 para los otros gases nobles, donde n es el número cuántico
principal de la capa o nivel más externo.) Los metales de transición son los elementos de los grupos 1B y del
3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d
incompletos. (Algunas veces se hace referencia a estos metales como los elementos transicionales del bloque
d.) Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd y Hg, los cuales ni son representativos ni son metales
transicionales. A los lantánidos y actínidos algunas veces se les llama elementos de transición interna del
bloque f porque tienen subniveles f incompletos.
La figura siguiente diferencia los grupos de elementos analizados aquí.
Resulta un modelo claro cuando se examinan las configuraciones electrónicas de los elementos de un grupo
específico. Primero se analizarán los elementos representativos. Se observa que todos los miembros del grupo
lA, metales alcalinos, tienen configuraciones electrónicas externas similares; todos tienen kernel de gas noble
y una configuración nsl para el electrón más externo. En forma similar, metales alcalinotérreos del grupo 2A
tienen kernel de gas noble y una configuración nS2 para los dos electrones más externos. Los electrones más
externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico, comúnmente reciben el nombre de
electrones de Valencia. La similitud de las configuraciones electrónicas externas (esto es, que tengan el
mismo número de electrones de valencia) es lo que los hace parecidos a los elementos de un grupo entre sí en
su comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Por
ejemplo, los halógenos (el grupo 7A), todos con la configuración electrónica externa nS2np5, tienen
propiedades muy similares como grupo. Es necesario, sin embargo, ser cauteloso al predecir propiedades
cuando los elementos cambian de no metales a metaloides o metales. Por ejemplo, los elementos del grupo 4A
tienen todos la misma configuración externa, nS2np2, pero hay mucha diversidad en cuanto a las propiedades
químicas de estos elementos; el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides, y el estaño y
el plomo son metales.
Como grupo, los gases nobles se comportan de modo muy similar. Con excepción del kriptón y el xenón, el
resto de estos elementos son totalmente inertes desde el punto de vista químico. La razón radica en que estos
elementos tienen completamente llenos los subniveles externos ns y np, condición que implica una gran
estabilidad. A pesar de que la configuración electrónica externa de los metales transicionales no es siempre la
misma dentro de un grupo, y no hay un modelo regular en el cambio de la configuración electrónica de un
metal hacia el siguiente en el mismo periodo, todos los metales transicionales comparten muchas
características que los colocan aparte de otros elementos. Esto es porque todos estos metales tienen el subnivel
d incompleto. Asimismo, los elementos lantánidos (y actínidos) se parecen entre sí dentro de cada serie
porque tienen el subnivel f incompleto.
10
METALES Y NO METALES:
Los metales son aquellos elementos que tienden a donar electrones, es decir, a convertirse en cationes. Los
no metales son aquellos elementos que tienen fuerte tendencia a aceptar electrones, es decir, a convertirse en
aniones.
Propiedades físicas características de los metales:
Los metales tienen una serie de propiedades físicas características:
• Los metales tienen brillo; las superficies brillantes del oro, plata, níquel y cobre son ejemplos familiares de
esta propiedad.
• Son maleables, capaces de ser martillados hasta hojas muy delgadas o láminas. El metal más maleable es el
oro, el cual ha sido batido en láminas tan delgadas que poniendo 300,000 de ellas, una sobre otra, su
espesor apenas llega a ser de unos 2.5 cm.
• Son dúctiles, capaces de ser estirados en alambre. El platino, por ejemplo, se puede convertir en un alambre
tan fino que no se puede ver a simple vista.
• Son buenos conductores del calor. Su conductividad calorífica decrece a medida que su temperatura
aumenta.
• Son buenos conductores de la electricidad. La plata tiene la más alta conductividad eléctrica, entre los
metales, pero suele utilizarse el cobre debido a su menor costo. La conductividad eléctrica también
disminuye al aumentar la temperatura.
Los metales en lo particular quizá no posean todas estas propiedades. Estas son, sin embargo, las propiedades
generales del estado metálico, y un metal perfecto las tendrá todas.
Los metales tienen propiedades físicas muy diferentes. Todos con excepción del mercurio, son sólidos a la
temperatura ambiente. Sus puntos de fusión varían ampliamente. Difieren mucho en su resistencia a la
tensión, esto es, la facilidad con que se parten en dos al estirarlos.
Propiedades químicas características de un metal:
Los metales también tienen propiedades químicas características, la más señalada es la tendencia a perder
electrones y formar cationes, en tanto que su segunda propiedad principal es la formación de óxidos no
volátiles, que son anhídridos básicos. También:
• Muchos, pero no todos los metales, tienen valores de E0 superiores a 0 voltios. Tales metales, por tanto,
desplazarán teoricamente al hidrogeno gaseoso de las soluciones ácidas. Por ejemplo para el cobalto: E0
Co/Co+2 = 0.28 voltios. Por tanto en teoría:
Co (s) + 2H3O +1 (1M) = Co+2 (aq) + H2 (g) + 2H2O
• Los metales que tienen valores de E0 mayores de 0.41 voltios teóricamente deben liberar hidrógeno
gaseoso del agua pura. El estroncio (E0 Sr/Sr+2 = +2.89 voltios), por ejemplo, lo hace así:
Sr (s) + 2H2O (l) = H2 (g) + Sr+2 (aq) + 2OH−1 (aq).
Algunos metales liberan hidrogeno gaseosos en solución fuertemente alcalina formando iones complejos con
los iones oxhidrilo. El cinc, por ejemplo, se comporta de esta manera:
Zn (s) + 2OH−1 (aq) + 2H2O (l) = H2 (g) + Zn(OH)4−2 (aq).
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Ion tetrahidroxicincato (II)
• Ciertos metales reducen el vapor de agua.
No metales:
Las propiedades que caracterizan a los no metales son.
• Sustancias simples.
• Sólidas (azufre, yodo, etc.), líquida (bromo), gaseosas (nitrógeno, oxigeno, cloro, hidrogeno, etc.).
• No tienen brillo metálico, excepto el yodo.
• No conducen la corriente eléctrica, excepto el grafito.
• No son buenos conductores del calor.
• Los sólidos son generalmente quebradizos.
• No son dúctiles ni maleables.
METALES DE TRANSICIÓN Y DE TRANSICIÓN INTERNA:
Los metales de transición tienen como característica propia las subcapas d incompleta o fácilmente dan lugar a
iones con subcapas d incompletas.
Propiedades físicas generales:
La mayoría de los metales de transición tienen una estructura de empaque compacto en la que cada átomo
tiene un número de coordinación 12. Además, estos elementos tienen radios atómicos relativamente pequeños.
El efecto combinado de empaquetamiento compacto y tamaño atómico pequeño produce enlaces metálicos
fuertes. Por lo tanto, los metales de transición tienen densidades mayores, puntos de ebullición y de fusión
superiores, y calores de fusión y vaporización más altos que los metales de los grupos 1ª o 1 y 2A o 2, que los
metales del grupo 2B o 12.
Estados de oxidación:
Los metales de transición adquieren diversos estados de oxidación en sus compuestos mediante la pérdida de
uno o más electrones. Los estados de oxidación más comunes de cada elemento incluyen +2, +3 o ambos.
Estados de oxidación
Sc
+3
Ti
+4
+3
+2
V
Cr
+5
+4
+3
+2
+6
+5
+4
+3
+2
Mn
+7
+6
+5
+4
+3
+2
Fe
Co
Ni
Cu
+6
+5
+4
+3
+2
+4
+3
+2
+3
+2
+3
+2
+1
Color:
Los iones de los grupos I, II, y III son incoloros. Cuando uno de sus compuestos es coloreado, se debe al
anión. Los aniones cloruro, sulfato, nitrato, por nombrar solo tres, son incoloros, por lo que los cloruros,
sulfatatos y nitratos de los elementos de los grupos I, II y III son todos blancos. Sin embargo, para los
12
elementos de transición la existencia de cationes coloridos es tan característica como la variedad de números
de oxidación. Además los aniones de los elementos de transición, tales como el permanganato, Mno4−1,
(púrpura oscuro), y dicromato, Cr2o7−2, (anaranjado brillante), también muestran color.
La siguiente tabla muestra algunos de los colores de los elementos de transición del período cuatro y los
estados de oxidación.
+2
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
+3
Incoloro
Violeta
Verde
Verde
violeta
Azul
Rosa
Verde−pálido Ambar
Rosa
Azul
Verde
Azul
Incoloro
+4
+5
Incoloro
azul
Rojo
+6
+7
Amarillo−anaranjado
verde
púrpura
Los elementos de transición son paramagnéticos:
Muchos de los compuestos de los elementos de transición son paramagnéticos. El paramagnetismo se cree que
es debido a la presencia de electrones desapareados en los iones. Un electrón que gira alrededor de su propio
eje, por ser una carga en movimiento
Engendra débiles campos, eléctrico y magnético. El campo magnético es el que origina el paramagnetismo.
La presencia de electrones desapareados en los orbitales d de los iones de los elementos de transición es la
fuente de su paramagnetismo.
Propiedades catalíticas:
Muchos de los metales de transición y sus compuestos son buenos catalizadores tanto para reacciones
inorgánicas como orgánicas y para procesos electroquímicos. Esta actividad catalítica se cree que es debida a
la presencia de orbitales d, desocupados o parcialmente desocupados. Ejemplo: el uso del platino como
catalizador en las reacciones de hidrogenación.
TIERRAS RARAS:
Lantánidos, grupo de elementos químicos del sistema periódico conocidos también como tierras raras. Este
grupo incluye los elementos con números atómicos del 58 al 71, que nombrados por orden son: cerio,
praseodimio, neodimio, promecio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio y
lutecio, aunque con frecuencia, el lantano también se incluye en este grupo.
Propiedades
Químicamente, la mayoría de los lantánidos son trivalentes. Sólo el cerio forma compuestos con valencia +4.
La mayoría de los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos. Una aleación compuesta por
hierro y lantánidos, llamada mischmetal, es pirofórica: al rasparla produce chispas. Se usa en los encendedores
de cigarros, en las lámparas de seguridad de los mineros, y en los mecanismos automáticos de iluminación por
13
gas. El mischmetal se usa también para producir aleaciones de aluminio y magnesio, y algunos tipos de acero.
El europio se usa como activador del fósforo. En un tubo de televisión en color proporciona el color rojo.
Separación
Los lantánidos se separan de los otros elementos del mineral mediante la precipitación con el reactivo
adecuado. La separación de los lantánidos entre sí, por medios químicos ordinarios, es muy difícil porque sus
propiedades químicas son similares, y el aislamiento de uno de los elementos puede implicar cientos de
cristalizaciones fraccionadas. Utilizando los métodos de intercambio iónico, se puede llevar a cabo la
separación de un solo elemento con más facilidad y precisión.
Los óxidos de los lantánidos, debido a su escasez, se llamaron en principio tierras raras, nombre que se
extendió más tarde al grupo de elementos. Sin embargo, las tierras raras se encuentran en minerales que son
más abundantes que los de otros metales, por ejemplo, los del grupo del platino. La fuente principal de las
tierras raras es el mineral monacita. Otros minerales menos frecuentes que contienen cantidades pequeñas de
tierras raras son: la cerita, la gadolinita y la samarsquita.
Actínidos, grupo de 15 elementos radiactivos del sistema periódico con números atómicos entre 89 y 103.
Sólo los cuatro primeros se han encontrado en la naturaleza en cantidades apreciables; los demás han sido
producidos artificialmente. Los elementos con números atómicos 93 y siguientes se llaman elementos
transuránicos. Los que constituyen el grupo de actínidos son, por orden de número atómico creciente: actinio,
torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berquelio, californio, einstenio, fermio,
mendelevio, nobelio y laurencio.
Representación de los elementos libres en las ecuaciones químicas
Habiendo clasificado los elementos de acuerdo con sus configuraciones electrónicas, es posible estudiar la
forma en que los químicos representan los metales, metaloides y no metales que aparecen en las ecuaciones
químicas como elementos libres. Dado que los metales no existen en unidades discretas moleculares, siempre
se usan sus fórmulas empíricas en las ecuaciones químicas. Las fórmulas empíricas son, desde luego, las
mismas que los símbolos que representan los elementos. Por ejemplo, la fórmula empírica del hierro es Fe, la
misma que el símbolo del elemento.
Para los no metales no hay una regla sencilla. El carbono, por ejemplo, existe como una red tridimensional de
átomos, y se usa su fórmula empírica (C) para representarlo en las ecuaciones químicas. Dado que el
hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y los halógenos existen como moléculas diatómicas, se usan sus fórmulas
moleculares (H2, N2, 02, F2, Cl2, Br2, I2). La forma estable del fósforo, existe como moléculas de P4 y
entonces utiliza P4. A pesar de que la forma estable del azufre es S8, los químicos usan a menudo su fórmula
empírica en las ecuaciones químicas. Así, en lugar de escribir la combustión del azufre como:
S8(s) + 802(g) 8SO2 (g)
Se suele escribir simplemente
S(s) + 02 (g) SO2 (g)
Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas, así es que se usan sus símbolos: He, Ne, Ar, Kr,
Xe y Rn. Los metaloides, al igual que los metales, existen todos en redes complejas tridimensionales, y se
representan también con sus fórmulas empíricas, esto es, sus símbolos: B, Si, Ge y así sucesivamente.
Conriguraciones electrónicas de cationes y aniones
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Se han analizado las configuraciones electrónicas de los elementos, pero dado que muchos compuestos
iónicos están formados por aniones y/o cationes, es útil saber cómo se escriben las configuraciones
electrónicas de estas especies iónicas. El procedimiento para escribir las configuraciones electrónicas de los
iones sólo requiere una ligera ampliación del método utilizado para átomos neutros. Se agruparán los iones en
dos categorías para su análisis.
Iones derivados de los elementos representativos
En la formación de un catión a partir de un átomo neutro de un elemento representativo, se pierden uno o más
electrones del nivel ocupado más alto n. A continuación, se encuentran las configuraciones electrónicas de
algunos átomos neutros y sus correspondientes cationes:
Na [Ne] 3s1 Na + [Ne]
Ca [Ar] 4s2 Ca 2+ [Ar]
Nótese cómo cada ion tienen una configuración estable de gas noble.
En la formación de un anión, uno o más electrones se agregan al nivel n más alto
parcialmente lleno. Considérese el siguiente ejemplo:
H 1s1 H− 1s2 o [He]
Como puede verse de nuevo, todos los aniones tienen configuraciones estables de gas noble. Así es que la
característica de la mayoría de los elementos representativos es que los iones derivados de sus átomos neutros
tienen configuraciones externas de gases notables nslnpl. lones, o átomos e iones, que tienen el mismo número
de electrones, y en consecuencia la misma configuración electrónica en el estado fundamental, se dice que son
isoelectrónicos. Así H− y He son isoelectrónicos; F−, Na+ y Ne son isoelectrónicos y así sucesivamente.
Cationes derivados de metales transicionales
En los metales de la primera serie de transición (de Se a Cu), el orbital 4s se llena siempre primero que los
orbitales 3d. Considérese el magnesio, cuya configuración electrónica es [Ar]4S23d5. Cuando se forma el ion
Mn2+, se esperaría que los dos electrones saldrían del orbital 3d para producir [Ar]4S23d3. De hecho, la
configuración electrónica del Mn2+ es [Ar]3d5. Se podrá entender esta inesperada secuencia al comprender
que las interacciones electrón−electrón y electrón−núcleo en un átomo neutro pueden ser muy diferentes de
las que se dan en su ion. Así, mientras que el orbital 4s siempre se llena primero que el orbital 3d en Mn, los
electrones se pierden primero del orbital 4s al formar Mn2+, porque el orbital 3d es más estable que el orbital
4s en los iones de los metales de transición. En consecuencia, al formar un catión de un átomo de un metal
transicional, los electrones siempre se sacan primero del orbital ns y después de los orbitales (n − l)d.
Manténgase presente que la mayoría de los metales transicionales pueden formar más de un catión y que a
menudo los cationes no son isoelectrónicos del gas noble precedente.
Variaciones periódicas de las propiedades físicas
Como se ha visto, las configuraciones electrónicas de los elementos muestran una variación periódica al
aumentar el número atómico. En consecuencia, los elementos también presentan variaciones periódicas en
cuanto a su comportamiento tanto físico como químico. En esta sección y en las dos siguientes, se examinarán
algunas propiedades físicas de los elementos en un grupo y a lo largo de un periodo y las propiedades que
influyen en el comportamiento químico de los elementos. Sólo que antes de ver estos puntos, se analizará el
15
concepto de carga nuclear efectiva, el cual es de utilidad para entender mejor estos temas.
Carga nuclear efectiva
El concepto de carga nuclear efectiva es muy útil al analizar las propiedades de los átomos polielectrónicos.
Considérese el átomo de helio. La carga nuclear del helio es +2 pero la fuerza total de esta carga +2 es
parcialmente disminuida por las repulsiones mutuas de los dos electrones ls. En otras palabras, en lo que al
electrón se refiere, la carga nuclear parece ser menor de +2. Por esta razón se dice que cada electrón ls está
"protegido" del núcleo por otro electrón 1s y la carga nuclear efectiva, Zef está dada por
Zef = Z − or
donde Z es la carga nuclear real y o(sigma) se llama constante de apantallamiento (también llamada constante
pantalla).
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. Las mediciones muestran que se requieren 2373 kJ de energía
para remover el primer electrón de 1 mol de átomos de He y 5248 kJ de energía para remover el electrón
restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la
repulsión electrón−electrón, o el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada
electrón. En el He+ hay presente un solo electrón, así es que no hay apantallamiento y el electrón siente el
efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente, se requiere de mucho más energía para quitar el segundo
electrón.
Por último, es útil recordar los siguientes hechos acerca del apantallamiento:l) los electrones en un nivel dado
son apantallados por electrones de niveles interiores pero no por los electrones de niveles externos, y 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. Se hará mención más adelante a estos hechos en el análisis de las
propiedades físicas y químicas de los elementos.
Radio atómico
Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición, están
relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es difícil de definir. La densidad
electrónica en el átomo se extiende más allá del núcleo. En la práctica, por lo general se piensa en tamaño
atómico como el volumen que contiene un 90% de la totalidad de la densidad electrónica alrededor del núcleo.
Varias técnicas permiten estimar el tamaño de un átomo. Considérese en primer lugar los elementos
metálicos. La estructura de los metales es muy variada, pero todos ellos comparten una característica: sus
átomos están enlazados uno a otro en una extensa red tridimensional. Así es que el radio atómico de un metal
es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes [Fig. siguiente]. Para elementos que
existen como moléculas diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de
los dos átomos en una molécula específica [Fig. siguiente].
La figura anterior muestra el radio atómico de muchos elementos de acuerdo con su posición en la tabla
periódica, y la figura de abajo es una gráfica del radio atómico de estos elementos en función de sus números
atómicos. Las tendencias periódicas son evidentes. Al estudiar las tendencias conviene tener en mente que los
radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A
mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el
radio atómico. Considérese el segundo periodo de elementos del Li al F. Al desplazarse de izquierda a
derecha, se encuentra que el número de electrones de la carga interna (ls2) permanece constante, mientras que
la carga nuclear aumenta. Los electrones que se agregan para balancear la creciente carga nuclear efectiva
16
aumenta constantemente mientras que el número cuántico principal permanece constante (n = 2). Por ejemplo,
el electrón externo 2s del litio es "protegido" del núcleo (que tiene 3 protones) por los dos electrones ls. Como
una aproximación, se puede suponer que el efecto de apantallamiento de los dos electrones ls cancela dos
cargas positivas del núcleo. Entonces el electrón 2s sólo siente la atracción debida a un protón en el núcleo, o
la carga nuclear efectiva es + 1. En el berilio (ls22s2) cada uno de los electrones 2s es apantallado por los
electrones internos ls, mismos que cancelan dos de las cuatro cargas positivas del núcleo. Como los electrones
ls no se apantallan entre sí de modo tan eficaz, el resultado neto es que la carga nuclear efectiva de cada
electrón 2s es mayor de +1. Así, a medida que aumenta la carga nuclear efectiva, el radio atómico disminuye
constantemente del litio al flúor.
A medida que se desciende en un grupo, por ejemplo, el grupo lA, se encuentra que el radio atómico aumenta
según aumenta el número atómico. Para los metales alcalinos la carga nuclear efectiva sobre el electrón más
externo permanece constante (+l) pero n crece. Como el tamaño de los orbitales aumenta con el incremento
del número cuántico principal n, el tamaño de los átomos metálicos aumenta del Li al Cs. El mismo
razonamiento se puede aplicar a los elementos de los otros grupos.
Radio lónico
El radio cónico es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas
de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto iónico depende del
tamaño relativo de sus cationes y aniones.
Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un
anión, su tamaño (o radio) aumenta, dado que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión
resultante de la adición de electrón(es) extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es
más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón−electrón
y se contrae la nube electrónica, La figura siguiente muestra los cambios de tamaño cuando los metales
alcalinos se convierten en cationes, y los halógenos en aniones.
la figura de abajo muestra los cambios de tamaño cuando un átomo de litio reacciona con un átomo de flúor
para formar una unidad de LiF.
Y la siguiente muestra los radios iónicos de iones derivados de los elementos más familiares, acomodados de
acuerdo con su posición en la tabla periódica.
Se observa que en algunas regiones existen tendencias paralelas entre el radio atómico y el radio iónico. Por
ejemplo, de la parte superior a la parte inferior de la tabla periódica, ambos, el radio atómico y el radio iónico,
aumentan. Para iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene significado si
los iones son isoelectrónicos. Si se examinan iones isoelectrónicos, se encuentra que los aniones son más
grandes que los cationes. Por ejemplo, el Na+ es menor que el F−. Ambos iones tienen el mismo número de
electrones, pero el Na (Z = 11) tiene más protones que el F (Z = 9). La mayor carga nuclear efectiva del Na+
produce un menor radio.
Al considerar los cationes isoelectrónicos, se observa que los radios de iones tripositivos (esto es, iones que
tengan tres cargas positivas), que a su vez son más pequeños que los iones unipositivos (esto es, iones que
tengan una carga positiva). Esta tendencia se aprecia en forma adecuada con los tamaños de tres iones
isoelectrónicos del tercer periodo: Al3+, Mg2+ y Na+. El ion Al3+ tiene el mismo número de electrones que
el Mg2+, pero tiene un protón de más, lo cual provoca que la nube electrónica del Al3+ sea atraída hacia el
núcleo más fuertemente que en el caso del ion Mg2+. El radio menor del Mg2+ comparado con el del sodio
Na+ tiene una explicación similar. Al revisar los aniones isoelectrónicos, se encuentra que el radio aumenta de
los iones uninegativos (esto es, con carga l−) a los de carga dinegativa (2−), y así sucesivamente. Así el ion
óxido es mayor que el ion fluoruro, porque el oxígeno tiene menos protones que el fluoruro; la nube
17
electrónica se expande con una mayor extensión en el 02−.
Variación de las propiedades físicas a lo largo de un periodo
Al desplazarse de izquierda a derecha en un periodo, hay una transición de metales a metaloides y a no
metales.
Considérese el tercer periodo de elementos del sodio al argón.
La siguiente tabla muestra diversas propiedades físicas de los elementos del tercer periodo.
Los calores molares de fusión y evaporación de una sustancia son las energías (en kJ) requeridas para fundir y
evaporar un mol de una sustancia en sus puntos de fusión y ebullición, respectivamente. Los términos
"conductividad eléctricas y "conductividad térmica" se usan aquí cualitativamente para indicar la habilidad de
un elemento para conducir la electricidad y el calor. El sodio, el primer elemento del tercer periodo, es un
metal muy reactivo, mientras que el cloro, el penúltimo elemento del mismo periodo, es un no metal, también
muy reactivo. Entre ellos, los elementos muestran una transición gradual de propiedades metálicas a
propiedades no metálicas. Nótese que el punto de fusión, el calor molar de fusión, el punto de ebullición y el
calor molar de vaporización aumentan del sodio al silicio y luego caen a valores bajos hasta el argón. El sodio,
magnesio y aluminio tienen redes atómicas tridimensionales, y estos átomos se enlazan por fuerzas
características del estado metálico. El silicio es metaloide y tiene una estructura gigante tridimensional en la
cual los átomos de silicio están enlazados muy fuertemente. (Ésta es la razón por la cual los calores de fusión
y evaporación llegan a un máximo en el silicio. Mientras la fuerza de atracción entre los átomos sea mayor,
mayor será la cantidad de energía requerida para llevar a cabo la transición de sólido a líquido, o de líquido a
vapor.)
Empezando con el fósforo, los elementos existen en unidades moleculares sencillas discretas (P4, S8, CI2, y
Ar). Estas moléculas o átomos (de argón) están enlazadas por fuerzas relativamente débiles llamadas fuerzas
intermoleculares que operan entre las moléculas. En consecuencia, tienen menores calores de fusión y
evaporación que los metales y el silicio.
La densidad de un elemento depende de tres cantidades: la masa atómica, el tamaño de los átomos y la forma
en la cual los átomos se encuentran empacados en el estado de condensado. Se ve que la densidad, como otras
propiedades de los elementos, aumenta a medida que se avanza hacia el centro de la tabla y entonces
disminuyen rápido al avanzar hacia la derecha. Esto es congruente con el hecho de que los metales son buenos
conductores del calor y de la electricidad, mientras que los no metales son malos conductores en ambos casos.
Nótese que el silicio, un metaloide, tiene propiedades intermedias.
Se observan tendencias similares para los elementos representativos en otros periodos. Como se observó
antes, los metales transicionales, los lantánidos y los actínidos no muestran esta clase de variación periódica.
Predicción de propiedades físicas
Uno de los beneficios del conocimiento de las tendencias periódicas de las propiedades físicas es que se
pueden 1 predecir las propiedades de los elementos. Supóngase que se quiere predecir el punto de ebullición
de un elemento. Una posibilidad es utilizar los puntos de ebullición conocidos de los vecinos inmediatos del
mismo grupo. En algunos casos se encuentra que el punto de ebullición del elemento es muy cercano al
promedio de los puntos de ebullición de los elementos inmediatos superior e inferior en el grupo.
Energía de ionización
Antes de analizar las variaciones periódicas de las propiedades químicas, se requiere considerar dos conceptos
18
que juegan un papel importante al determinar si los átomos de los elementos formarán preferencialmente
compuestos iónicos o moleculares: la energía de ionización y la afinidad electrónica.
La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su
estado fundamental. La magnitud de la energía de ionización es una medida de esfuerzo necesario para que un
átomo libere un electrón, o de cuán "fuertemente" está enlazado un electrón al núcleo en el átomo. A mayor
energía de ionización, es más difícil quitar el electrón.
Energías de lonización de átomos polielectrónicos
Para un átomo polielectrónico, la cantidad de energía requerida para quitar el primer
electrón del átomo en su estado fundamental es,
energía + X (g) X+ (g) + e−
y se llama primera energía de ionización (I1). En la ecuación anterior, X representa un átomo de cualquier
elemento, e es un electrón y g desde luego denota el estado gaseoso. A diferencia de un átomo que se
encuentre en fase condensada (líquido y sólido), un átomo en fase gaseosa está virtualmente sin influencia de
sus vecinos. La segunda energía de ionización (I2) y la tercera energía de ionización (I3) se muestran en las
siguientes ecuaciones:
energía + X+ (g) X2+ (g) + e− segunda ionización
energía + X2+ (g) X3+ (g) + e− tercera ionización
El patrón continúa para la eliminación de los electrones subsecuentes.
Después de que un electrón se ha quitado de un átomo neutro, la repulsión entre los electrones remanentes
disminuye. Dado que la carga nuclear permanece constante, se necesita mayor energía para sacar otro electrón
del ion cargado positivamente. Así, las energías de ionización siempre aumentan en el siguiente orden:
I1<I2<I3<...........
Por convención, la energía absorbida por átomos (o iones) en el proceso de ionización tiene un valor positivo.
Así que las energías de ionización son todas cantidades positivas.
La siguiente figura muestra la variación de la primera energía de ionización con el número atómico.
La gráfica exhibe en forma clara la periodicidad en la estabilidad del electrón atado con menos fuerza al
núcleo. Nótese que, salvo algunas pequeñas irregularidades, las energías de ionización de los elementos de un
periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Se puede explicar esta tendencia refiriéndose al
incremento de la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha (como en el caso de la variación de los radios
atómicos). Una mayor carga efectiva implica un electrón externo más fuertemente enlazado, y por lo tanto una
primera energía de ionización mayor. Una característica notable en la figura son los máximos que
corresponden a los gases nobles. Esto es congruente con el hecho de que la mayoría de los gases nobles son
químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. De hecho, el helio tiene la primera
energía de ionización más elevada entre todos los elementos.
Los elementos del grupo lA (los metales alcalinos) en la parte inferior de la gráfica tienen las menores
energías de ionización. Cada uno de estos metales tiene un electrón de valencia (la configuración electrónica
externa es nsl), el cual está apantallado de manera eficaz por los niveles internos completamente llenos. En
19
consecuencia es energéticamente fácil quitar un electrón de un átomo de un metal alcalino para formar un ion
unipositivo (Li+, Na+, K+, . . .). En forma significativa, las configuraciones electrónicas de estos iones son
isoelectrónicas de los gases nobles inmediatamente precedentes en la tabla periódica.
El grupo de elementos 2A (los metales alcalinotérreos) tienen valores más altos para la primera energía de
ionización que los metales alcalinos. Los metales alcalinotérreos tienen dos electrones de valencia (la
configuración electrónica externa es ns2. Debido a que estos dos electrones no se apantallan bien entre sí, la
carga nuclear efectiva de un átomo de metal alcalinotérreo es mayor que la del átomo del metal alcalino que le
precede en cada periodo. La mayoría de los compuestos de los metales alcalinotérreos contienen iones
dipositivos (Mg2+, Ca2+, Sr2+ , Ba2+). El ion Be2+es isoelectrónico con Li+ y con He, el Mg2+ es
isoelectrónico con Na+ y del Ne, y así sucesivamente.
Del análisis precedente, se ve que los metales tienen relativamente bajos valores de energías de ionización,
mientras que los no metales poseen mucho mayores valores de energías de ionización. Las energías de
ionización de los no metales. La diferencia en las energías de ionización explica por qué los metales siempre
forman cationes y los no metales forman aniones en los compuestos iónicos. En un grupo dado, la energía de
ionización disminuye al aumentar el número atómico (esto es, hacia abajo de la tabla en un grupo). 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 electrones
de valencia con respecto al núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el núcleo significa atracción más
débil, de tal manera que se hace más fácil quitar los electrones al ir de un elemento a otro hacia abajo del
grupo. Asimismo, el carácter metálico de los elementos en un grupo aumenta de arriba hacia abajo. Esta
tendencia es particularmente notable para los elementos de los grupos 3A a 7A. Por ejemplo, en el grupo 4A
se nota que el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides, y el estaño y el plomo son
metales.
Aun cuando la tendencia general en la tabla periódica es que las energías de ionización aumenten de izquierda
a derecha, existen algunas irregularidades. La primera ocurre al ir del grupo 2A al 3A (por ejemplo, del Be al
B y del Mg al Al). Todos los elementos del grupo 3A tiene un solo electrón en el subnivel externo (nS2npl), el
cual está bien apantallado por los electrones internos y por los electrones nS2. En consecuencia, se necesita
menos energía para quitar el electrón p que para quitar un electrón apareado s del mismo nivel energético
principal. Esto explica las energías de ionización menores del grupo 3A comparadas con las de los elementos
del grupo 2A del mismo periodo. La segunda irregularidad ocurre entre los grupos 5A y 6A (por ejemplo, de
N a 0 y de P a S). En los elementos del grupo 5A (ns2np3), los electrones p están en tres orbitales separados
de acuerdo con la regla de Hund. En el grupo 6A (ns2np4) el electrón adicional debe aparearse con uno de los
tres electrones p. La proximidad entre dos electrones en el mismo orbital provoca una gran repulsión
electrostática, lo cual facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo 6A, aun cuando la carga
nuclear aumenta en una unidad. Por lo cual las energías de ionización de los elementos del grupo 6A son
menores que las del grupo 5A del mismo periodo.
La importancia de la energía de ionización radica en la íntima relación entre la configuración electrónica (una
propiedad microscópica). Como se verá las propiedades químicas de cualquier átomo están relacionadas con
la configuración de los electrones de valencia del átomo y la estabilidad de estos electrones se refleja
directamente en las energías de ionización de los átomos.
Afinidad electrónica
Otra propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su habilidad para aceptar uno o
más electrones. Esta habilidad se mide por la afinidad electrónica, la cual es el cambio de energía cuando un
átomo acepta un electrón en el estado gaseoso. La ecuación es
X(g) + e− X−(g)
20
donde X es un átomo de un elemento. De acuerdo con la convención usada en termodinámica, se asigna un
valor negativo a la afinidad electrónica cuando
se libera energía. Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar
un electrón. La figura que se muestra a continuación es una gráfica de los valores de los primeros 20
elementos contra el número atómico.
La tendencia a aceptar electrones aumenta globalmente (esto es, los valores de afinidad electrónica se hacen
más negativos) al moverse de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. Las afinidades electrónicas de los
metales son por lo general más positivas (o menos negativas) que las de los no metales. Los valores difieren
poco en un grupo dado. Los halógenos (grupo 7A) tienen los valores de afinidad electrónica más negativos.
Esto no sorprende si se observa que al aceptar un electrón, cada átomo de halógeno adquiere la configuración
del gas noble que le sigue de inmediato. Por ejemplo, la configuración electrónica del F− es ls22s22p6 o [Ne];
para CI− es [Ne]3s23p6 o [Ar]; y así sucesivamente. Los gases nobles, que tienen los subniveles externos s y
p completos, no tienen tendencia a aceptar electrones.
La afinidad electrónica del oxígeno tiene un valor negativo, lo cual significa que el proceso
O(g) + e− O−(g)
es favorable. Por otro lado, la afinidad electrónica del ion O−,
O− (g) + e− 02−(g)
es positiva (780 kJ/mol) aun cuando el ion 02− es isoelectrónico del gas noble Ne. Este proceso es
desfavorable en fase gaseosa, porque el aumento en la repulsión electrón − electrón supera la estabilidad
ganada al adquirir la configuración de un gas noble. Sin embargo, nótese que los iones 02− son comunes en
los compuestos iónicos ,en los sólidos, estos iones son estabilizados por los cationes vecinos.
Variación de las propiedades químicas
La energía de ionización y la afinidad electrónica son dos características que ayudan al químico a entender los
tipos de reacciones que efectúan los elementos y la naturaleza de los compuestos que forman. Utilizando estos
conceptos, se puede indagar el comportamiento químico de los elementos en forma sistemática, poniendo
especial atención a la relación entre las propiedades químicas y las configuraciones electrónicas.
Se ha visto que al desplazarse a lo largo de un periodo de izquierda a derecha, el carácter metálico de los
elementos disminuye. Así como al moverse en un grupo de la tabla periódica hacia abajo, el carácter metálico
de los elementos aumenta. Con base en estas tendencias y el conocimiento de que los metales por lo común
tienen bajos valores de energías de ionización, mientras que los no metales tienen comúnmente altos valores
(más negativos) de afinidad electrónica, a menudo es posible predecir lo que ocurrirá desde el punto de vista
químico cuando los átomos de algunos de estos elementos reaccionan entre sí. El siguiente análisis sólo se
enfoca a los elementos representativos.
Tendencias generales de las propiedades químicas
En esta parte se hará una revisión global de las tendencias. Se ha dicho que los elementos del mismo grupo se
parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen configuraciones electrónicas externas similares.
Esta afirmación, aun cuando es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos
han sabido desde hace mucho tiempo que el primer miembro de cada grupo (esto es, el elemento del segundo
periodo, del litio al flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Así, aunque el litio exhibe
muchas de las propiedades características de los metales alcalinos, difiere en algunos aspectos del resto de los
21
metales del grupo lA. De modo similar, el berilio es hasta cierto punto atípico respecto a los demás elementos
del grupo A, y así sucesivamente. La razón de la diferencia estriba en el tamaño muy pequeño del primer
miembro de cada grupo.
Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos es la relación diagonal. La
relación diagonal se refiere a las similitudes que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y
periodos de la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del segundo periodo (Li, Be
y B) exhiben muchas similitudes con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la tabla
periódica. La química del litio se parece a la del magnesio en algunos aspectos; lo mismo es válida para el
berilio y el aluminio, así como para el boro y el silicio. Entonces se dice que cada par de estos elemento tiene
relación diagonal.
Al comparar las propiedades de los elementos del mismo grupo, es conveniente tener presente que la
comparación es más válida si se trata de elementos del mismo tipo. Estos lineamientos se aplican a los
elementos de los grupos lA y 2A, que son todos metales, y a los elementos del grupo 7A, que son todos no
metales. De los grupos 3A a 6A, donde los elementos cambian de no metales a metales, o de no metales a
metaloides, es natural esperar una gran variación en las propiedades químicas aun cuando los elementos del
mismo grupo tengan configuraciones externas similares.
1
1
Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de
sus pesos atómicos.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Denota el n° de electrones en el orbital o subnivel
1s1
22
denota el n° cuántico principal n. Denota el n° cuántico de momento angular l.
He
a)1s2 b)1s2 c)1s2
H 1s1
He
23