UNIDAD 2. ELEMENTOS QUÍMICOS Y SU CLASIFICACIÓN.

UNIDAD 2. ELEMENTOS QUÍMICOS Y SU CLASIFICACIÓN.
Desarrollo de la tabla periódica.
El descubrimiento de nuevos elementos químicos ha sido un proceso continuo desde tiempos
antiguos. Ciertos elementos, como el oro, aparecen en la naturaleza en forma elemental y por ello
se descubrieron hace miles de años. En contraste, algunos elementos son radiactivos e
intrínsecamente inestables. Sólo sabemos de ellos gracias a los avances tecnológicos del siglo XX.
La mayor parte de los elementos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la
naturaleza y en numerosos compuestos. Por ello, durante siglos, los científicos no se dieron cuenta
de su existencia. A principios del siglo XIX, los avances en la química hicieron más fácil aislar los
elementos de sus compuestos. En consecuencia, el número de elementos conocidos se duplicó de
31 en 1800 a 63 hacia 1865.
Al aumentar el número de elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la
posibilidad de clasificarlos de acuerdo con su utilidad. En 1869, Dmitri Mendeleev en Rusia y
Lothar Meyer en Alemania publicaron esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos científicos
señalaron que las propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente, si los
elementos se acomodan en orden de peso atómico creciente. Los científicos de la época no tenían
conocimiento de los números atómicos, pero los pesos atómicos generalmente aumentan al
incrementarse el número atómico, así que tanto Mendeleev como Meyer acomodaron fortuitamente
los elementos en la secuencia correcta. Las tablas de los elementos propuestas por Mendeleev y
Meyer fueron las precursoras de la moderna tabla periódica.
Aunque Mendeleev y Meyer llegaron, en lo esencial, a la misma conclusión acerca de la
periodicidad de las propiedades de los elementos, se le da el crédito a Mendeleev, porque
promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y estimuló gran cantidad de trabajos nuevos en
química. Su insistencia en que los elementos con características similares se colocaran en las
mismas familias le obligó a dejar varios espacios en blanco en su tabla. Por ejemplo, tanto el galio
(Ga) como el germanio (Ge) eran desconocidos en esa época. Mendeleev predijo audazmente su
existencia y sus propiedades, refiriéndose a ellos como eka-aluminio y eka-silicio, por los
elementos abajo de los cuales aparecen en la tabla periódica. Cuando se descubrieron estos
elementos, se constató que sus propiedades eran muy parecidas a las que había predicho
Mendeleev.
En 1913, dos años después de que Rutherford propusiera el modelo nuclear del átomo, un físico
inglés llamado Henry Moseley (1887-1915) desarrolló el concepto de números atómicos. Moseley
determinó las frecuencias de los rayos X emitidos cuando diferentes elementos son bombardeados
con electrones de alta energía, y observó que cada elemento produce rayos X con una frecuencia
característica; además, constató que la frecuencia generalmente crecía al aumentar la masa
atómica. Moseley ordenó las frecuencias de rayos X asignándoles un número entero único,
llamado número atómico, a cada elemento. Moseley identificó correctamente el número atómico
como el número de protones en el núcleo del átomo y como al número de electrones que hay en él.
Carga nuclear efectiva.
Para entender las propiedades de los átomos, debemos conocer no sólo las configuraciones
electrónicas, sino también la fuerza de la atracción entre los electrones exteriores y el núcleo. La
ley de la atracción de Coulomb indica que la fuerza de la interacción entre dos cargas eléctricas
depende de la magnitud de las cargas y de la distancia entre ellas. Por tanto, la fuerza de atracción
entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el
electrón y de la distancia media entre el núcleo y el electrón. La fuerza de atracción se incrementa
al aumentar la carga nuclear, y disminuye a medida que el electrón se aleja del núcleo.
En un átomo con muchos electrones, cada electrón es simultáneamente atraído hacia el núcleo y
repelido por los otros electrones. En general, hay tantas repulsiones electrón-electrón que es
imposible analizar la situación con exactitud. Lo que sí podemos hacer es estimar la energía de
cada electrón considerando su interacción con el entorno promedio creado por el núcleo y los
demás electrones del átomo. Esto nos permite tratar a cada electrón individualmente, como si se
estuviera moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo y la densidad electrónica
circundante de los otros electrones. Este campo eléctrico equivale al generado por una carga
situada en el núcleo, llamada carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva, Zef, que actúa
sobre un electrón es igual al número de protones del núcleo, Z, menos el promedio de electrones,
S, que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:
Dado que S representa un promedio, no tiene que ser entero.
Muchas de las propiedades de los átomos dependen de la carga nuclear efectiva que
experimentan sus electrones exteriores (o de valencia). Toda densidad electrónica entre el núcleo
y un electrón exterior reduce la carga nuclear efectiva que actúa sobre ese electrón. Decimos que
la densidad electrónica debida a los electrones internos escuda a los electrones exteriores de la
carga cabal del núcleo. Dado que los electrones internos están situados principalmente entre el
núcleo y los electrones externos, son muy eficientes para escudar a estos últimos. En cambio, los
electrones que están en la misma capa casi no se escudan mutuamente del núcleo. Por ello, la
carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores depende primordialmente de la
diferencia entre la carga del núcleo y la carga de los electrones internos.
Podemos estimar de forma burda la carga nuclear efectiva empleando la carga nuclear y el número
de electrones internos. El magnesio (número atómico 12), por ejemplo, tiene una configuración
electrónica de [Ne]3s2. La carga nuclear del átomo es 12+, y el centro interno del Ne consta de 10
electrones. Por tanto, de forma muy aproximada, cabría esperar que cada electrón de la capa
exterior experimente una carga nuclear efectiva de 12 - 10 = 2+, como se muestra de forma
simplificada en la figura 7.3(a). Sin embargo, este cálculo subestima la carga nuclear efectiva
porque los electrones exteriores de un átomo tienen cierta probabilidad de estar dentro del centro,
como se muestra en la figura 7.3(b). Efectivamente, cálculos más detallados indican que la carga
nuclear efectiva que actúa sobre los electrones exteriores de Mg es en realidad 3.3+.
La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que
pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de cualquier fila (periodo) de la tabla periódica.
Aunque el número de electrones internos no cambia cuando avanzamos por un periodo, la carga
nuclear real sí aumenta. Los electrones de capa exterior que se añaden para equilibrar la carga
nuclear creciente se escudan mutuamente de manera poco ineficaz. Por tanto, la carga nuclear
efectiva aumenta continuamente. Por ejemplo, los electrones internos 1s2 del litio (1s22s1) escudan
al electrón exterior 2s de la carga 3+ del núcleo de forma muy eficaz. Por ello, el electrón exterior
experimenta una carga nuclear efectiva de aproximadamente 3 - 2 = 1+. En el caso del berilio
(1s22s2), la carga nuclear efectiva que cada electrón exterior experimenta es mayor; en este caso,
los electrones internos 1s2 están escudando un núcleo 4+, y cada electrón 2s sólo escuda
parcialmente del núcleo al otro. Por ello, la carga nuclear efectiva que cada electrón experimenta
es de aproximadamente 4 - 2 = 2+.
Figura 7.3 (a) La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones de valencia del magnesio
depende principalmente de la carga 12+ del núcleo y de la carga 10- del centro de neón. Si el centro
fuera absolutamente eficaz para escudar del núcleo a los electrones de valencia, cada electrón de
valencia experimentaría una carga nuclear efectiva de 2+. (b) Los electrones 3s tienen cierta
probabilidad de estar dentro del centro del Ne. Como consecuencia de esta “penetración”, el centro no
es totalmente eficaz para escudar del núcleo a los electrones 3s. Por ello, la carga nuclear efectiva que
experimentan los electrones 3s es mayor que 2+.
Al bajar por una familia, la carga nuclear efectiva que los electrones de capa exterior experimentan
cambian mucho menos que a lo ancho de un periodo. Por ejemplo, cabría esperar que la carga
nuclear efectiva para los electrones exteriores del litio y el sodio sea casi la misma,
aproximadamente 3 - 2 = 1+ para el litio y 11 - 10 = 1+ para el sodio. Sin embargo, la realidad es
que la carga nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de
electrones internas no pueden escudar tan bien de la carga nuclear a los electrones exteriores. No
obstante, el ligero cambio en la carga nuclear efectiva que se observa al bajar por una familia es de
menor importancia que el aumento que se da a lo ancho de un periodo.
Tamaño de los átomos y de los iones.
Imaginemos un conjunto de átomos de argón en la fase gaseosa. Cuando los átomos chocan entre
sí durante sus movimientos, rebotan de forma parecida a bolas de billar. Esto se debe a que las
nubes de electrones de los átomos que chocan no pueden penetrar mucho una en la otra. Las
distancias más pequeñas que separan a los núcleos durante tales choques determinan los radios
aparentes de los átomos de argón. Podríamos llamar a ese radio el radio de no enlace de un
átomo.
Cuando dos átomos están unidos químicamente, como en la molécula de Cl2, existe una
interacción atractiva entre los dos átomos que da lugar a un enlace químico. Examinaremos la
naturaleza de tales enlaces en el capítulo 8. Por ahora, sólo necesitamos entender que esta
interacción atractiva junta a los dos átomos más de lo que se juntarían en un choque sin enlace.
Podemos definir un radio atómico con base en las distancias que separan a los núcleos de los
átomos cuando están unidos químicamente. Esa distancia, llamada radio atómico de enlace, es
más corta que el radio de no enlace, como se ilustra en la figura 7.4. Los modelos de espacio
ocupado, usan los radios de no enlace (también llamados radios de van der Waals) para
determinar los tamaños de los átomos. Los radios atómicos de enlace (también llamados radios
covalentes) se usan para determinar las distancias entre sus centros.
Figura 7.4 Ilustración de la distinción entre radio atómico de no
enlace y de enlace. Los valores de los radios atómicos de enlace
se obtienen de mediciones de distancias interatómicas en
compuestos químicos.
Los científicos han desarrollado diversos medios para medir las distancias que separan a los
núcleos en las moléculas. Con base en observaciones de esas distancias en muchas moléculas,
es posible asignar a cada elemento un radio atómico de enlace. Por ejemplo, en la molécula de I2,
la distancia que separa los núcleos de yodo es de 2.66 Å. Con base en esto, definimos el radio
atómico de enlace del yodo como 1.33 Å. De forma análoga, la distancia que separa dos núcleos
adyacentes de carbono en el diamante, que es una red sólida tridimensional, es de 1.54 Å; por
tanto, se asigna el valor de 0.77 Å al radio atómico de enlace del carbono. Los radios de otros
elementos se pueden definir de manera similar (Figura 7.5). (En el caso del helio y el neón, es
preciso estimar los radios de enlace, porque no se conocen combinaciones químicas de esos
elementos.)
Los radios atómicos nos permiten estimar las longitudes de enlace entre los diferentes elementos
en las moléculas. Por ejemplo, la longitud del enlace Cl - Cl en el Cl2 es de 1.99 Å, por lo que se
asigna un radio de 0.99 Å al Cl. En el compuesto CCl 4, la longitud del enlace C - Cl es de 1.77 Å,
muy cercana a la suma (0.77 Å + 0.99 Å) de los radios atómicos del C y el Cl.
Figura 7.5 Radios atómicos de enlace de los primeros 54
elementos de la tabla periódica. La altura de la barra para cada
elemento es proporcional a su radio, lo que produce un “mapa
de relieve” de los radios.
EJERCICIO TIPO 7.1
El gas natural empleado en los hogares para calefacción y para cocinar es inodoro. En vista de que
las fugas de gas natural representan un peligro de explosión o de asfixia, se agregan diversas
sustancias olorosas al gas que permiten detectar las fugas. Una de dichas sustancias es el metil
mercaptano, CH3SH, cuya estructura se muestra al margen. Utilice la figura 7.5 para predecir las
longitudes de los enlaces C ⎯ S, C ⎯ H y S ⎯ H en esta molécula.
Solución
Análisis y estrategia: Nos dan tres enlaces específicos y la lista de radios atómicos.
Supondremos que las longitudes de enlace son la suma de los radios de los átomos en cuestión.
Resolución: Con base en los radios para C, S y H de la figura 7.5, predecimos
Comprobación: Las longitudes de enlace determinadas experimentalmente en el metil
mercaptano son C ⎯ S = 1.82 Å, C ⎯ H = 1.10 Å y S ⎯ H = 1.33 Å. (En general, las longitudes de los
enlaces en los que interviene hidrógeno muestran mayores desviaciones respecto a los valores
predichos por la suma de los radios atómicos, que en el caso de enlaces en los que participan
átomos más grandes.)
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Utilizando la figura 7.5, prediga qué será mayor, la longitud del enlace P ⎯ Br en PBr3 o la longitud
del enlace As ⎯ Cl en AsCl3.
Respuesta: La longitud del enlace P ⎯ Br
Tendencias periódicas en los radios atómicos.
Si examinamos el “mapa de relieve” de los radios atómicos que se muestra en la figura 7.5,
observaremos dos tendencias interesantes en los datos:
1. Dentro de cada columna (grupo), el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por
la columna. Esta tendencia es resultado primordialmente del aumento en el número
cuántico principal (n) de los electrones externos. Al bajar por un grupo, los electrones
externos pasan más tiempo lejos del núcleo, lo que hace que aumente el tamaño del
átomo.
2. Dentro de cada fila (periodo), el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos
de izquierda a derecha. El principal factor que influye en esta tendencia es el aumento en
la carga nuclear efectiva (Zef) al avanzar por una fila. Al aumentar, la carga nuclear
efectiva atrae a los electrones, incluidos los exteriores, más cerca del núcleo, y esto hace
que disminuya el radio.
EJERCICIO TIPO 7.2
Consultando la tabla periódica, acomode (hasta donde sea factible) los átomos siguientes en orden
de tamaño creciente: 15P, 16S, 33As, 34Se. (Hemos dado los números atómicos de los elementos
para que sea más fácil encontrarlos en la tabla periódica.)
Solución
Análisis y Estrategia: Nos dan los símbolos químicos de cuatro elementos. Podemos usar sus
posiciones relativas en la tabla periódica y las dos tendencias que acabamos de señalar para
predecir el orden relativo de sus radios atómicos.
Resolución: Observamos que el P y el S están en la misma fila de la tabla periódica, con el S a la
derecha del P. Por tanto, esperaremos que el radio del S sea menor que el del P (los radios
disminuyen conforme nos movemos de izquierda a derecha). Por lo mismo, esperamos que el radio
del Se sea menor que el del As. También tomamos nota de que el As está directamente abajo del
P y que Se está directamente abajo del S. Por tanto, cabe esperar que el radio del As sea mayor
que el del P y que el radio del Se sea mayor que el del S (los radios aumentan conforme bajamos).
A partir de estas observaciones, podemos concluir que los radios siguen las relaciones S < P, P <
As, S < Se y Se < As. Entonces, podemos concluir que el S tiene el radio más pequeño de los
cuatro elementos y que el As tiene el radio más grande. Utilizando estas dos tendencias generales,
no podemos determinar si el P es más grande que el Se o al revés; para ir del P al Se en la tabla
periódica debemos bajar (el radio tiende a aumentar) y movernos a la derecha (el radio tiende a
disminuir). En la figura 7.5 vemos que el radio del Se (1.17 Å) es mayor que el del P (1.10 Å). Si
examinamos detenidamente la figura 7.5, descubriremos que, para los elementos representativos,
el aumento en el radio al bajar por una columna suele ser el efecto más importante. Sin embargo,
hay excepciones.
Comprobación: En la figura 7.5 vemos que S (1.02 Å) < P (1.10 Å) < Se (1.17 Å) < As (1.19 Å).
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Ordene los átomos siguientes de menor a mayor radio atómico: Na, Be, Mg.
Respuesta: Be < Mg < Na
Tendencias en los tamaños de los iones.
Los tamaños de los iones se basan en las distancias entre iones en los compuestos iónicos. Al
igual que el tamaño de un átomo, el tamaño de un ion depende de su carga nuclear, del número de
electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de capa externa. La
formación de un catión desocupa los orbitales más extendidos en el espacio y también reduce las
repulsiones electrón-electrón totales. El resultado es que los cationes son más pequeños que sus
átomos progenitores, como se ilustra en la figura 7.6. Lo contrario sucede con los iones negativos
(aniones). Cuando se añaden electrones a un átomo neutro para formar un anión, el aumento en
las repulsiones electrón-electrón hace que los electrones se extiendan más en el espacio. Por
tanto, los aniones son más grandes que sus átomos progenitores. En iones de la misma carga, el
tamaño aumenta al bajar por un grupo de la tabla periódica. Esta tendencia también se observa en
la figura 7.6. Al aumentar el número cuántico principal del orbital ocupado más exterior de un ion,
aumenta el tamaño del ion.
Figura 7.6 Comparaciones de los radios, en Å, de átomos neutros y iones
de varios grupos de elementos representativos. Los átomos neutros
aparecen en gris, los cationes en rojo y los aniones en azul.
EJERCICIO TIPO 7.3
Ordene los átomos y los iones siguientes de mayor a menor tamaño: Mg 2+, Ca2+ y Ca.
Solución Los cationes son más pequeños que su átomo progenitor, así que el Ca 2+ es más
pequeño que el átomo del Ca. Puesto que el Ca está abajo del Mg en el grupo 2A de la tabla
periódica, el Ca2+ es más grande que el Mg2+. Por tanto, Ca < Ca2+ < Mg2+.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
¿Cuál de los átomos y iones siguientes es el más grande: S2-, S, O2-?
Respuesta: S2-.
El efecto de una variación en la carga nuclear, sobre los radios iónicos, se aprecia en una serie
isoelectrónica de iones. El término isoelectrónica implica que los iones poseen el mismo número
de electrones. Por ejemplo, todos los iones de la serie O2-, F-, Na+, Mg2+ y Al3+ tienen 10 electrones.
En esta serie, la carga nuclear aumenta continuamente en el orden que se da. Puesto que el
número de electrones es constante, el radio del ion disminuye al aumentar la carga nuclear, porque
los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo:
Observe las posiciones de estos elementos en la tabla periódica y también sus números atómicos.
Los aniones de los no metales están antes del gas noble Ne en la tabla. Los cationes metálicos
están después del Ne. El oxígeno, el ion más grande de esta serie isoelectrónica, tiene el número
atómico más bajo, 8. El aluminio, el más pequeño de estos iones, tiene el número atómico más
alto, 13.
EJERCICIO TIPO 7.4
Ordene los iones S2-, Cl-, K+ y Ca2+ de mayor a menor tamaño.
Solución Se trata de una serie isoeléctrica de iones, pues todos los iones tienen 18 electrones. En
una serie así, el tamaño disminuye a medida que la carga nuclear (número atómico) del ion
aumenta. Los números atómicos de los átomos son 16 (S), 17 (Cl), 19 (K) y 20 (Ca). Por tanto, el
tamaño de los iones disminuye en el orden S2- < Cl- < K+ < Ca2+.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
¿Cuál de estos iones es el más grande, Rb+ Sr2+ o Y3+?
Respuesta: Rb+.
Energía de ionización.
La facilidad con que los electrones se pueden sacar de un átomo es un indicador importante del
comportamiento químico del átomo. La energía de ionización de un átomo o un ion es la energía
mínima necesaria para eliminar un electrón desde el estado basal del átomo o ion gaseoso aislado.
La primera energía de ionización, I1, es la energía requerida para quitar el primer electrón de un
átomo neutro. Por ejemplo, la energía de la primera ionización del átomo de sodio es la energía
necesaria para el proceso siguiente:
La segunda energía de ionización, I2, es la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así
para la eliminación sucesiva de electrones adicionales. Por tanto, I2 para el átomo de sodio es la
energía asociada al proceso:
Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón.
Tendencias en las energías sucesivas de ionización.
Las energías de ionización para los elementos del sodio al argón se muestran en la tabla 7.2.
Adviértase que las energías de ionización de un elemento aumentan en magnitud conforme se
eliminan electrones sucesivos: I1 < I2 < I3, etc. Esta tendencia se debe a que, con cada eliminación
sucesiva, se está quitando un electrón a un ion cada vez más positivo, lo que requiere más
energía.
Una segunda característica importante de la tabla 7.2 es el marcado aumento en la energía de
ionización que se observa cuando se elimina un electrón de capa interna.
Por ejemplo, consideremos el silicio, cuya configuración electrónica es 1s22s22p63s23p2, o sea,
[Ne]3s23p2. Las energías de ionización aumentan continuamente de 786 kJ/mol a 4360 kJ/mol para
la pérdida de los cuatro electrones de las subcapas exteriores 3s y 3p. La eliminación del quinto
electrón, que proviene de la subcapa 2p, requiere mucha más energía, 16,100 kJ/mol. El gran salto
en energía se debe a que el electrón de capa interna 2p está mucho más cerca del núcleo y
experimenta una carga nuclear efectiva mucho mayor que los electrones 3s y 3p de la capa de
valencia.
Todos los elementos muestran un aumento importante en la energía de ionización cuando se
eliminan electrones de su centro (Kernell) de gas noble. Esta observación apoya la idea de que
sólo los electrones más exteriores, los que están más allá del centro de gas noble, intervienen en
el compartimiento y transferencia de electrones que dan pie a los enlaces y reacciones químicos.
Los electrones internos están unidos con demasiada fuerza al núcleo como para perderse del
átomo o siquiera compartirse con otro átomo.
EJERCICIO TIPO 7.5
En la tabla periódica de abajo se indican tres elementos. Con base en su ubicación, prediga cuál
tendrá la segunda energía de ionización más alta.
Solución
Análisis y estrategia: La ubicación de los elementos en la tabla periódica nos permite predecir
sus configuraciones electrónicas. Las energías de ionización más grandes implican eliminar
electrones internos. Por tanto, deberemos ver si alguno de los elementos sólo tiene un electrón de
capa exterior.
Resolución: El elemento del grupo 1A (Na), indicado por el cuadrito rojo, sólo tiene un electrón
exterior. Por tanto, la segunda energía de ionización está asociada a la eliminación de un electrón
interno. Los otros elementos indicados tienen dos o más electrones exteriores; por tanto, el Na es
el que tiene la mayor energía de segunda ionización.
Comprobación: Si consultamos un manual de química, encontraremos los valores siguientes para
las energías de segunda ionización (I2) de los respectivos elementos: Ca (1,145 kJ/mol) S (2,251
kJ/mol) Na (4562 kJ/mol).
EJERCICIO DE APLICACIÓN
¿Qué es mayor, la tercera energía de ionización del Ca o la del S?
Respuesta: La del Ca, porque el tercer electrón es interno.
Tendencias periódicas en la energía de ionización.
En la figura 7.9 se muestra una gráfica de I1 vs. número atómico para los primeros 54 elementos.
Las tendencias importantes son:
1. Dentro de cada fila, I1 generalmente aumenta al incrementarse el número atómico. Los
metales alcalinos tienen la energía de ionización más baja de cada fila, y los gases nobles,
la más alta. Hay pequeñas irregularidades en esta tendencia que veremos en breve.
2. Dentro de cada grupo, la energía de ionización generalmente disminuye al aumentar el
número atómico. Por ejemplo, las energías de ionización de los gases nobles siguen el
orden He > Ne > Ar > Kr > Xe.
3. Los elementos representativos muestran una gama más grande de valores de I1 que los
metales de transición. En general, las energías de ionización de los elementos de
transición aumentan lentamente de izquierda a derecha en un periodo. Los metales del
bloque f, que no aparecen en la figura 7.9, también muestran variaciones muy pequeñas
en los valores de I1.
Figura 7.9 Primera energía de ionización vs. número atómico. Los
puntos rojos marcan el inicio de un periodo (metales alcalinos), y los
azules, el final de un periodo (gases nobles). Se utilizan puntos verdes
para los metales de transición.
Las tendencias periódicas de las energías de la primera ionización de los elementos
representativos se ilustran en la figura 7.10.
En general, los átomos más pequeños tienen energías de ionización más altas. Los mismos
factores que influyen en el tamaño atómico también influyen en las energías de ionización. La
energía requerida para eliminar un electrón de la capa exterior depende tanto de la carga nuclear
efectiva como de la distancia media entre el electrón y el núcleo. Un aumento de la carga nuclear
efectiva, o una disminución de la distancia al núcleo, aumentan la atracción entre el electrón y el
núcleo. Al aumentar esta atracción, se hace más difícil quitar el electrón y por ende aumenta la
energía de ionización. Al movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto un aumento en la
carga nuclear efectiva como una disminución en el radio atómico, lo que hace que la energía de
ionización aumente. En cambio, cuando bajamos por una columna, el radio atómico aumenta,
mientras que la carga nuclear efectiva casi no cambia. Así, la atracción entre el núcleo y el electrón
disminuye, y la energía de ionización disminuye también.
Las irregularidades dentro de una fila dada son un poco más sutiles pero no es difícil explicarlas.
Por ejemplo, la disminución en la energía de ionización del berilio ([He]2s2) al boro ([He]2s22p1) se
debe a que los electrones del orbital 2s lleno escudan de forma más eficaz a los electrones de la
subcapa 2p que como se escudan mutuamente. Ésta es en esencia la misma razón por la que en
los átomos de muchos electrones el orbital 2p tiene una energía más alta que el 2s (Figura 6.22).
La disminución en la energía de ionización al pasar del nitrógeno ([He]2s 22p3) al oxígeno
([He]2s22p4) se debe a la repulsión de los electrones apareados en la configuración p 4. (Recuerde
que, según la regla de Hund, cada electrón de la configuración p3 reside en un orbital p distinto.)
Figura 7.10 Primera energía de ionización para los elementos
representativos de los primeros seis periodos. La energía de ionización
por lo regular aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba
hacia abajo. La energía de ionización del astato aún no se ha
determinado.
EJERCICIO TIPO 7.6
Consultando la tabla periódica, ordene los átomos siguientes de menor a mayor energía de primera
ionización: Ne, Na, P, Ar, K.
Solución
Análisis y estrategia: Nos dan los símbolos químicos de cinco elementos. Para ordenarlos de
menor a mayor energía de primera ionización, necesitamos ubicarlos en la tabla periódica. Luego,
utilizaremos sus posiciones relativas y las tendencias de las energías de primera ionización para
predecir su orden.
Resolución: La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en las filas, y disminuye de
arriba hacia abajo en las columnas. Dado que el Na, el P y el Ar están en la misma fila de la tabla
periódica, cabe esperar que I1 varíe en el orden
Puesto que el Ne está arriba del Ar en el grupo 8A, esperamos que exhiba una energía de primera
ionización mayor:
De forma similar, el K es el metal alcalino que está directamente debajo del Na en el grupo 1A, por
lo que esperaremos que I1 para el K sea menor que para el Na:
A partir de estas observaciones, concluimos que las energías de ionización siguen el orden
Comprobación: Los valores que se muestran en la figura 7.10 confirman esta predicción.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Con base en las tendencias estudiadas en esta sección, prediga cuál de los siguientes átomos ⎯B,
Al, C o Si⎯ tiene la energía de primera ionización más baja y cuál tiene la energía de primera
ionización más alta.
Respuesta: El Al tiene la más baja y el C tiene la más alta.
Configuración electrónica de los iones.
Cuando se quitan electrones a un átomo para formar un catión, siempre se quitan primero de los
orbitales con el número cuántico principal disponible más alto, n. Por ejemplo, cuando se quita un
electrón al átomo de litio (1s22s1), es el electrón 2s1 el que se quita:
Li (1s22s1) -------- Li+ (1s2)
Asimismo, cuando se quitan dos electrones al Fe ([Ar]3d64s2), son los electrones 4s2 los que se
quitan:
Fe ([Ar]3d64s2) -------- Fe2+ ([Ar]3d6)
Si se quita un electrón adicional para formar Fe3+, se quita de un orbital 3d, porque todos los
orbitales con n = 4 ya están vacíos:
Fe2+ ([Ar]3d6) --------- Fe3+ ([Ar]3d5)
Podría parecer extraño que se quiten los electrones 4s antes que los electrones 3d para formar
cationes de metales de transición, pues al escribir las configuraciones electrónicas los electrones
4s se añadieron antes que los 3d. Sin embargo, cuando escribimos la configuración electrónica de
un átomo, estamos siguiendo un proceso imaginario en el que avanzamos por la tabla periódica de
un elemento a otro. Al hacerlo, no sólo estamos añadiendo un electrón, sino también un protón al
núcleo, para cambiar la identidad del elemento. Cuando hablamos de ionización, no invertimos ese
proceso porque sólo se quitan electrones, no protones.
Cuando se añaden electrones a un átomo para formar un anión, se colocan en el orbital vacío o
parcialmente lleno que más bajo valor disponible de n tiene. Por ejemplo, cuando se añade un
electrón a un átomo de flúor para formar el ion F -, el electrón ocupa la única vacante que queda en
la subcapa 2p:
F (1s22s22p5) ---------- F- (1s22s22p6)
EJERCICIO TIPO 7.7
Escriba las configuraciones electrónicas de los iones (a) Ca2+; (b) Co3+; y (c) S2-.
Solución
Análisis y estrategia: Nos piden escribir las configuraciones electrónicas de varios iones. Para
hacerlo, primero escribimos la configuración electrónica del átomo progenitor. Luego, quitamos
electrones para formar cationes o añadimos electrones para formar aniones. Los electrones se
quitan primero de los orbitales con más alto valor de n, y se añaden a los orbitales vacíos o
parcialmente llenos que más bajo valor de n tienen.
Resolución: (a) El calcio (número atómico 20) tiene la configuración electrónica:
Para formar un ion 2+, es preciso quitar los dos electrones exteriores para dar un ion que es
isoelectrónico con el Ar:
(b) El cobalto (número atómico 27) tiene la configuración electrónica
Para formar un ion 3+, es preciso quitar tres electrones. Como vimos en el texto que precede a
este ejercicio, se quitan los electrones 4s antes que los 3d. Por tanto, la configuración electrónica
del ion Co3+ es
(c) El azufre (número atómico 16) tiene la configuración electrónica
Para formar un ion 2-, es preciso añadir dos electrones. Hay espacio para otros dos electrones en
los orbitales 3p. Por tanto, la configuración electrónica del ion S2- es
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Escriba la configuración electrónica de los iones (a) Ga3+; (b) Cr3+; y (c) Br-.
Respuestas:
Afinidades electrónicas.
La mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa. El
cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina
afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido. En
casi todos los casos, se libera energía cuando se agrega un electrón. Por ejemplo, la adición de un
electrón a un átomo de cloro va acompañada por un cambio de energía de - 349 kJ/mol, donde el
signo negativo indica que se libera energía durante el proceso. Por tanto, decimos que la afinidad
electrónica de Cl es - 349 kJ/mol:
Es importante entender las diferencias entre la energía de ionización y la afinidad electrónica: la
energía de ionización mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón, mientras que la
afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomo gana un electrón.
Cuanto mayor sea la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativa será la
afinidad electrónica del átomo. Para algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad
electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el átomo
y el electrón separados:
Puesto que ΔE > 0, el ion Ar_ es inestable y no se forma. En la figura 7.11 se muestran las
afinidades electrónicas de los elementos representativos de las cinco primeras filas de la tabla
periódica. En general, la afinidad electrónica se vuelve más negativa conforme avanzamos por
cada fila hacia los halógenos. Los halógenos, a los que sólo les falta un electrón para tener una
subcapa p llena, tienen las afinidades electrónicas más negativas. Al ganar un electrón, un átomo
de halógeno forma un ion negativo estable que tiene la configuración de un gas noble (Ecuación
7.6). La adición de un electrón a un gas noble, en cambio, requeriría que el electrón residiera en
una nueva subcapa de mayor energía (Ecuación 7.7). La ocupación de una subcapa de más alta
energía no es favorable desde el punto de vista energético, así que la afinidad electrónica es muy
positiva. Las afinidades electrónicas del Be y del Mg son positivas por la misma razón; el electrón
adicional residiría en una subcapa p que antes estaba vacía y que tiene mayor energía.
Figura 7.11 Afinidades electrónicas en kJ/mol para los elementos
representativos de los primeros cinco periodos de la tabla periódica.
Cuanto más negativa es la afinidad electrónica, mayor es la atracción
entre un átomo y un electrón. Una afinidad electrónica > 0 indica que el
ion negativo tiene mayor energía que el átomo y el electrón separados.
Las afinidades electrónicas de los elementos del grupo 5A (N, P, As, Sb) también son interesantes.
Dado que estos elementos tienen subcapas p llenas hasta la mitad, el electrón adicional se debe
colocar en un orbital que ya está ocupado, lo que causa mayores repulsiones electrón-electrón. En
consecuencia, estos elementos tienen afinidad electrónica positiva (N) o menos negativa que la de
sus vecinos a la izquierda (P, As, Sb).
Las afinidades electrónicas no cambian mucho conforme bajamos en un grupo. Por ejemplo,
consideremos las afinidades electrónicas de los halógenos (Figura 7.11). En el caso del F, el
electrón adicional ocupa un orbital 2p, en el del Cl, ocupa un orbital 3p, en el del Br, ocupa un
orbital 4p, etcétera. Así, conforme avanzamos del F al I, la distancia media entre el electrón
añadido y el núcleo aumenta continuamente, lo que hace que la atracción entre el núcleo y el
electrón disminuya. Sin embargo, el orbital que contiene el electrón más externo está cada vez
más disperso conforme avanzamos del F al I, lo que reduce las repulsiones electrón-electrón. Así,
la menor atracción electrón-núcleo se compensa por la disminución en las repulsiones electrónelectrón.
Números de Oxidación.
El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la carga real del átomo cuando se trata
de un ion monoatómico; en los demás casos, es la carga hipotética que se asigna al átomo con
base en una serie de reglas. Hay oxidación cuando el número de oxidación aumenta; hay
reducción cuando el número de oxidación disminuye.
Las reglas para asignar números de oxidación son:
1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Así, cada
uno de los átomos de H en una molécula de H2 tiene número de oxidación de 0, y cada
átomo de P en una molécula de P4 tiene un número de oxidación de 0.
2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Así, K+ tiene
un número de oxidación de +1, S2- tiene un estado de oxidación de -2, etc. Los iones de
metales alcalinos (grupo 1A) siempre tienen carga +1; por tanto, los metales alcalinos
siempre tienen un número de oxidación de +1 en sus compuestos. De forma análoga, los
metales alcalinotérreos (grupo 2A) siempre son +2 en sus compuestos, y el aluminio
(grupo 3A) siempre es +3. (Al escribir números de oxidación, pondremos el signo a la
izquierda del número, para distinguirlos de las cargas electrónicas reales, que escribiremos
con el signo a la derecha.)
3. Los no metales por lo regular tienen números de oxidación negativos, aunque en
ocasiones pueden tener números positivos:
a. El número de oxidación del oxígeno normalmente es -2 en compuestos tanto
iónicos como moleculares. La principal excepción son los compuestos llamados
peróxidos, que contienen el ion O22-, donde cada átomo de oxígeno tiene un
número de oxidación de -1.
b. El número de oxidación del hidrógeno es +1 cuando está unido a no metales y -1
cuando está unido a metales.
c. El número de oxidación del flúor es de -1 en todos sus compuestos. Los demás
halógenos tienen un número de oxidación de -1 en la mayor parte de sus
compuestos binarios, pero cuando se combinan con oxígeno, como en los
oxianiones, tienen estados de oxidación positivos.
4. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es
cero. La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga del
ion. Por ejemplo, en el ion hidronio, H3O+, el número de oxidación de cada hidrógeno es +1
y el del oxígeno es -2. Así, la suma de los números de oxidación es 3(+1) - (-2) = +1, que
es igual a la carga neta del ion. Esta regla es muy útil para obtener el número de oxidación
de un átomo en un compuesto o ion si se conocen los números de oxidación de los demás
átomos.
Electronegatividad.
Definimos la electronegatividad como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia sí. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad
para atraer electrones. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su
energía de ionización y su afinidad electrónica, que son propiedades de los átomos aislados. La
energía de ionización mide la fuerza con que el átomo se aferra a sus electrones, y la afinidad
electrónica es una medida de la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales. Un átomo
con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización elevada atraerá electrones
de otros átomos y además se resistirá a perder los suyos; será muy electronegativo.
Las estimaciones numéricas de la electronegatividad se pueden basar en diversas propiedades, no
sólo la energía de ionización y la afinidad electrónica. La primera escala de electronegatividad, y la
de más amplio uso, fue desarrollada por el químico estadounidense Linus Pauling (1901-1994),
quien basó su escala en datos termoquímicos. La figura 8.6 muestra los valores de
electronegatividad de Pauling para muchos de los elementos. Dichos valores no tienen unidades.
El flúor es el elemento más electronegativo, con una electronegatividad de 4.0. El elemento menos
electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0.7. Los valores para los demás
elementos quedan entre estos dos extremos.
Dentro de cada periodo, generalmente hay un aumento continuo en la electronegatividad de
izquierda a derecha; es decir, de los elementos más metálicos a los más no metálicos. Con
algunas excepciones (sobre todo dentro de los metales de transición), la electronegatividad
disminuye al aumentar el número atómico en cualquier grupo. Esto es lo esperado, ya que
sabemos que las energías de ionización tienden a disminuir al aumentar el número atómico en un
grupo, y las afinidades electrónicas no cambian mucho. No es necesario memorizar valores
numéricos de electronegatividad, pero sí es aconsejable conocer las tendencias periódicas para
poder predecir cuál de dos elementos es el más electronegativo.
Figura 8.6 Electronegatividades de los elementos.