PERIODICIDAD QUÍMICA II Propiedades periódicas comparadas en

42
Las recomendaciones 1997-2009 de la IUPAC,
para los nombres y símbolos de los últimos
elementos son las siguientes:
104. Rf . RUTHERFORDIO
En honor a Rutherford
105.Db. DUBNIO
Laboratorio ruso donde se descubrió
106.Sg. SEABORGIO
Por Seaborg, investigador de los 5f
107.Bh. BOHRIO
En honor de Niels Bohr
108.Hs. HASSIO.
Estado alemán donde está el
laboratorio de Darmstadt donde
se descubrió.
109.Mt. MEITNERIO.
En honor a Lise Meitner.
110. Ds. DARMSTADTIO
Por Darmstadt (Alemania)
111. Rg. ROENTGENIO,
En honor a Roentgen
112. Cn. COPERNICIO.
En honor a Copérnico
Se han descubierto hasta el 118,
siendo identificados por sus nombres sistemáticos. Así:
113.Uut. UNUNTRIO
114.Uuq. UNUNQUADIO
115.Uup. UNUNPENTIO
116.Uuh. UNUNHEXIO
117.Uus. UNUNSEPTIO
118.Uuo. UNUNOCTIO
42
PERIODICIDAD QUÍMICA II
Propiedades periódicas comparadas en
períodos largos.
En el desarrollo normal del tema, únicamente
se han comparado las propiedades periódicas entre
los elementos de los periodos cortos (s y p).En la
ampliación se extenderá a todos los elementos, y
considerará la tabla periódica moderna.
La tabla periódica moderna incluye hasta el
elemento 118 (Ununoctio, Uuo), en la nomenclatura
sistemática IUPAC que sería un 7p6, distribuidos en
los bloques y grupos dados anteriormente. Los 18
últimos elementos han sufrido 4 modificaciones en
nombres y símbolos en los últimos 8 años, lo cual ha
provocado gran confusión.
Así mismo dado que la diferencia energética
entre los orbitales 5f y 6d, es muy pequeña para
valores de Z>100, y el comportamiento químico de los
últimos elementos es muy parecido, ha hecho que los
encasillaran en familias de transición interna (5f) y en
de transición(6d) y así la tabla periódica actual sería:
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La mayoría de los estudios periódicos comparados de los radios atómicos parten de mezclar radios covalentes, metálicos y de Var
der Waals.
Se ha optado en el actual estudio por tomar los radios de Waber y Crower, basados en la zona de máxima probabilidad. Para
compren-der mejor los valores se relacionará el sistema de bloques y la característica electrónica de los elementos especificados,
con el período y el electrón diferenciante dados en la tabla periódica
Rad io s e n p m
Por lo tanto ya podremos atribuir las propiedades periódicas asignadas a la posición de los elementos, a cada elemento en
concreto. Los radios atómicos tendrían una variación global como se da en la fig.2.12
V AR IAC IÓN P E R IÓD IC A D E LOS R AD IOS ATÓMIC OS
(basados en la z ona de máxima probabilidad,de W aber y C row er)
255
245
235
225
215
205
195
185
175
165
155
145
135
125
115
105
95
85
75
65
55
45
35
25
n= 1
s1
s2
d1
f1
f2
f3
f4
f5
n= 2
f6
f7
f8
f9
n= 3
f10
f11
f12
f13 f14
n= 4
d2
d3
n= 5
d4
d5
d6
d7
n= 6
d8
d9
d10
p1
n= 7
p2
p3
p4
p5
p6
Fig.2.12. Variación periódica total del radio atómico Obsérvese que los radios mínimos en cada periodo (n),
corresponden a elementos de su derecha así como el pequeño radio del hidrógeno (1s1) entre los elementos
1
en s , responsable de su comportamiento peculiar.
Ejemplos
1.Observando la gráfica de la variación de los radios a largo del sistema periódico anterior, comparar razonadamente los
radios de los siguientes elementos, agrupados por parejas: As y Sb, As y Br, Pd y Pt, Ti y Cu.
El primer paso sería situarlos en el SP, precisando su posición y grupo, según sus características electrónicas. Así As(4p3)
3
3
5
8
y Sb (5p ). Como n es mayor en el Sb, rSb>rAS. Al comparar As(4p ) y Br(4p ), al estar más a la derecha, rBr<rAs. Pd (4d )
8
2
9
y Pt(5d ), rPt>rPd. Ti(3d ) y Cu(3d ), rTi>rCu.
Las energías de ionización y las electroafinidades, sobre todo estas últimas presentan variaciones
anómalas, dado que a veces si un elemento está estabilizado en su configuración, no siempre pasa al estado
esperado cuando se le aporta un electrón, lo que proporciona posteriores anomalías en el comportamiento.
Las primeras varían como indica la fig.2.13 así:
43
44
1ªE N ER GÍA D E ION IZAC IÓN (kJ/mol)
2350
2150
1950
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
n=7
1750
k J/m ol
1550
1350
1150
950
750
550
350
s1
s2
d1
f1
f2
f3
f4
f5
f6
f7
f8
f9
f 10
f 11 f 12
f 13 f 14
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d10
p1
p2
p3
p4
p5
p6
Fig.213. Variación periódica total de la 1ª Energía de Ionización Obsérvese la poca variación de 1ªEI, entre 4f y
5f, el gran valor del 1s2 (He), y del p6 y el máximo relativo en los d10 y p3.
Ejercicios
1.
Observando la gráfica de la variación periódica de la 1ª energía de ionización, compara razonadamente las
correspondientes a las parejas de elementos que se dan: Si y Cl, C y Kr, Au y Cu.
Si(4p2) y Cl(4p5) corresponden al mismo periodo (línea amarilla),no presentan ninguna variación específica(efecto
escalera), y la EI(Cl)>EI(Si) al estar más a la derecha y aumentar la QNE, disminuyendo el radio.
El Kr (4p6) está situado mas a la derecha pero más abajo que el C(3p2), sin embargo su carácter de gas noble hace
el primer parámetro se acentúe más, por lo que EI(Kr)>EI(C) .
La comparación entre el Au y el Cu, elementos del mismo grupo y distinto período, es anómala, ya que como se
aprecia la línea verde (n=6) está por encima de la amarilla(n=4), debido al aumento de la QNE, en aquellos, que han
heredado la contracción lantánida pues los elementos en 4f se han situado delante.
2. Observando la gráfica de la variación periódica de la 1ª energía de ionización, compara razonadamente las
correspondientes a las parejas de elementos que se dan: Si y Cl, C y Kr, Au y Cu.
2
5
Si(4p ) y Cl(4p ) corresponden al mismo periodo (línea amarilla),no presentan ninguna variación específica(efecto
escalera), y la EI(Cl)>EI(Si) al estar más a la derecha y aumentar la QNE, disminuyendo el radio. El Kr (4p6) está
2
situado mas a la derecha pero más abajo que el C(3p ), sin embargo su carácter de gas noble hace el primer
parámetro se acentúe más, por lo que EI(Kr)>EI(C) .La comparación entre el Au y el Cu, elementos del mismo grupo y
distinto período, es anómala, ya que como se aprecia la línea verde (n=6) está por encima de la amarilla(n=4), debido al
aumento de la QNE, en aquellos, que han heredado la contracción lantánida pues los elementos en 4f se han situado
delante.
44
45
La electronegatividad es la propiedad atómica más
importante, por su trascendencia en el enlace químico, y por
lo tanto en el comportamiento de las sustancias. La escala
actualmente normalizada de Allred-Rochow, a los valores de
Pauling, es la más usada y se da su variación a lo largo de
todo el sistema periódico (fig. 2.14). En ella se puede
observar, como el 1n1 (H), está separado de los de su
columna, comportándose como el 2p2. Al igual que en las
otras propiedades, los 4f y 5f, prácticamente no experimentan
variación, y los máximos en cada período estaría en los p5
(Halógenos).
Para calcular la electronegatividad
de Allred y Rochow, normalizada a
la escala de Pauling, se empleó la
siguiente fórmula:
2
EN = 3590(QNE/r (pm) ) + 0,744
ELECTRONEGATIV IDADES (Allre d/Rockow )
4
3 ,8
3 ,6
3 ,4
n= 1
n= 2
n= 3
n= 4
n= 5
n= 6
n= 7
3 ,2
3
2 ,8
2 ,6
2 ,4
2 ,2
2
1 ,8
1 ,6
1 ,4
1 ,2
1
0 ,8
s1
s2
d1
f1
f2
f3
f4
f5
f6
f7
f8
f9
f 10
f 11
f 12
f 13
f 14
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d10
p1
p2
p3
p4
p5
Fig.2.14. Variación periódica total de la electronegatividad
Ejercicio de Aplicación:
Observando la gráfica anterior y relacionándola con el sistema periódico inicial compara justificadamente las
electronegatividades de los elementos agrupados por parejas siguientes: Se y Te, B y Br, Mo y W.
El Se(4p4) y Te(4p5) son elementos del mismo grupo en períodos diferentes, como normalmente la EN aumenta con
1
5
la QNE y disminuye con el radio, EN(Se)>EN(Te). En el caso del B(2p ) y Br(4p ), dado que el aumento debido a la
QNE (más a la derecha), es superior a la disminución por aumento de n, es por lo que EN(Br)>EN(B). En el caso Mo
y W, elementos del mismo grupo s2d4 o s1d5, mientras que el W(línea y círculos verdes), hereda la contracción
lantánida (4f), no lo hace así el Mo(círculos malvas, línea marrón), por lo que aunque n sea mayor en el W, su EN
también lo es, por ello EN(W)>EN(Mo).
Las electronegatividades tal como las concebimos pueden variar en un mismo elemento, según la estructura
atómica que presente, que esté o no ionizado el átomo, y según las agrupaciones que forme con otros átomos
en un determinado compuesto. Así por el ejemplo el carbono, según esté unido por enlaces sencillos, dobles
45
46
o triples a otros carbonos, puede presentar electronegatividades respectivas de 2,48 – 2,75 - 3,29,
precisamente este último caso es lo que hace que sea posible la disociación C-H, y sustitución del hidrógeno
por metales formando carburos (acetiluros).
Cuando un elemento muy electronegativo toma electrones, formando un ion negativo, su
electronegatividad posterior disminuye. Así en el F pasa de 4,1 hasta 1,59 cuando forma el F-. En el I pasa de
2,1 hasta 0,42 como I-, pero hasta 4,5 si formara el I+.
Agrupaciones como el sulfato SO4 2- o el
hidrógenosulfato HSO4-, funcionan con electronegatividades
3,45 y 4,09 respectivamente. La electronegatividad aumenta
si lo hace la valencia del elemento, así el Mn(II), tiene una
electronegatividad de 1,66 mientras que la del Mn(III), es 2,2
y las formas Mn(IV), Mn(VI) y Mn(VII) las presentan de
2,74-3,82 – 4,36 (valor en discusión) respectivamente.
En los compuestos orgánicos, los grupos establecidos
pueden actuar con electronegatividad conjunta lo cual
explica su comportamiento y sus mecanismos de reacción.
Por lo general los átomos más electrone-gativos unidos a otro
aumentan su electronegatividad, disminuyéndola en caso
contrario. Así si el H(2,1) se une al carbono(2,5) para formar
el grupo metilo, la electronegatividad de éste es de 2,28; en
cambio si lo hace el Cl(3), para formar el -CCl3, va a ser de
2,77, y si el grupo es –CF3, sería de 2,98. Véase en la tabla de
electronegatividades en la escala de Pauling (similar a la de
Allred y Rochow) de grupos orgánicos que se adjunta (Tabla
5),
La electronegatividad es fundamental a la hora de
interpretar y seleccionar el tipo de enlace que forman 2
átomos, o un grupo con otro átomo. Es evidente que si la
diferencia de electronegatividades es grande, se producirá
una ganancia de electrones por parte del más electronegativo,
y una pérdida por parte del menos, lo que dará lugar a la
formación de iones, y al establecimiento de una unión iónica
Aproximadamente se puede decir que si la diferencia
de electronegatividades es mayor de 1,7, dominará la
tendencia iónica, y sino la covalente, o sea la necesidad de
compartir los electrones.
Como la electronegatividad varía en el sistema
periódico en diagonal: máximo en el 2p5 y mínimo en el 6s1,
cuanto más separados estén dos elementos en el sistema
periódico (excluyendo a los gases nobles), su tendencia a
unirse será más iónica, mientras que la covalencia pura estará
en la unión de un elemento consigo mismo (diferencia de
electronegatividades nula).
46
Tabla 5.
GRUPO
-CH3
-CCl3
-CF3
-C2H5
-CHO
-COOH
-C6H5
-CN
-OH
-NH2
-CO-CH3
-O-CH3
EN(P)
2,28
2,77
2,98
2,29
2,64
2,80
2,38
2,77
2,68
2,42
2,46
2,44
Pauling estableció en 1940, una
fórmula que daba la proporción de
carácter iónico de un enlace químico
en función de la diferencia de
electronegatividades
entre
dos
átomos A y B:
1-e – 0,25(ENA-ENB)2.
Fig A2.T2.Polarizabilidades
47
Otras magnitudes que admiten comparación periódica
pues están directamente relacionadas con las anteriores, son
las valencias iónicas (estados de oxidación), y las
polarizabilidades (capacidad de un átomo para deformar su
nube electrónica). Dado que la primera se trató en la parte
básica, solamente se estudiarán las valencias iónicas de los
metales de transición y transición interna, que pierden
fundamentalmente sus electrones externos ns2.
Los 1B, u 11, ns2 (n-1)d9, precisamente al pasar a la
configuración ns1(n-1)d10, perderán el electrón externo ns1,
surgiendo con el mismo estado de oxidación que los 1A, por
eso fueron llamados 1B (metales de acuñar, ya que a partir de
ellos se hicieron los primeros patrones comerciales). Lo
mismo podríamos decir de los 2B o 12, ns2(n-1)d10. Los 3B, o
3 presentan una configuración ns2(n-1)d1, y la pérdida de 3
electrones les proporciona una configuración de gas noble, de
ahí su número de oxidación 3+.
La polarizabilidad α mide la capacidad de un átomo o
ion para deformar su nube electrónica a través de un campo
eléctrico. Esta deformación produce una separación de cargas
que se mide como se verá en la unidad 2 por un momento
dipolar. La polarizabilidad se da en unidades de volumen,
generalmente en Å3, pues de él depende e indirectamente del
número de electrones que presenta su nube electrónica. Por lo
tanto aumentará al hacerlo n. De ahí que la polarizabilidad
del yodo o del yoduro, sea mayor que la del cloro, o del
cloruro respectivamente y que los iones positivos la tengan
muy baja (véase en tabla 6.).Es una magnitud muy importante
a la hora de interpretar el enlace de Van der Waals como se
verá más tarde (unidad 3).
Tabla 6.
Especie
He
Ne
Ar
Kr
Xe
FClBrLi
Na
K
IBe
H2
H
α Å3 Especie
α Å3
0,21
0,40
1,64
2,48
4,04
1,56
3,69
4,81
24,3
23,6
43,4
7,16
7
0,81
0,67
1,77
1,60
1,98
0,0013
0,0393
0,0029
2,63
3,58
0,028
0,14
0,84
5,40
0,0076
0,0695
13,8
N2
O2
CO
C4+
Al3+
B3+
HCl
HBr
Li+
Na+
K+
HI
Be2+
Mg2+
H-
ACTIVIDADES RECOM
47