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Química: Comenzando con los átomos 2ed

3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos

Química: Comenzando con los átomos 2ed3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir y explicar las tendencias observadas en el tamaño atómico, la energía de ionización y la afinidad electrónica de los elementos

Los elementos de los grupos (columnas verticales) de la tabla periódica presentan un comportamiento químico similar. Esta similitud se produce porque los miembros de un grupo tienen el mismo número y distribución de electrones en sus capas de valencia. Sin embargo, también existen otros patrones en las propiedades químicas de la tabla periódica. Por ejemplo, a medida que descendemos en un grupo, el carácter metálico de los átomos aumenta. El oxígeno, en la parte superior del grupo 16 (6A), es un gas incoloro; en el centro del grupo, el selenio es un sólido semiconductor; y, hacia el fondo, el polonio es un sólido gris plateado que conduce la electricidad.

A medida que atravesamos un periodo de izquierda a derecha, añadimos un protón al núcleo y un electrón a la capa de valencia con cada elemento sucesivo. A medida que descendemos por los elementos de un grupo, el número de electrones de la capa de valencia permanece constante, pero el número cuántico principal aumenta en uno cada vez. La comprensión de la estructura de los electrones de los elementos nos permite examinar algunas de las propiedades que rigen su comportamiento químico. Estas propiedades varían periódicamente al cambiar la estructura de los electrones de los elementos. Son (1) el tamaño (radio) de los átomos e iones, (2) las energías de ionización y (3) las afinidades de los electrones.

Variación del radio covalente

La imagen mecánica cuántica hace difícil establecer un tamaño definitivo de un átomo. Sin embargo, hay varias formas prácticas de definir el radio de los átomos y, por tanto, de determinar sus tamaños relativos que dan valores aproximadamente similares. Utilizaremos el radio covalente (Figura 3.30), que se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos cuando están unidos por un enlace covalente (esta medida es posible porque los átomos dentro de las moléculas siguen conservando gran parte de su identidad atómica). Sabemos que a medida que recorremos un grupo, el número cuántico principal, n, aumenta en uno para cada elemento. Así, los electrones se van añadiendo a una región del espacio cada vez más alejada del núcleo. En consecuencia, el tamaño del átomo (y su radio covalente) debe aumentar a medida que aumentamos la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta tendencia se ilustra para los radios covalentes de los halógenos en la Tabla 3.2 y la Figura 3.30. Las tendencias de toda la tabla periódica pueden verse en la Figura 3.30.

Radios covalentes de los elementos del grupo halógeno
Átomo Radio covalente (pm) Carga nuclear
F 64 +9
Cl 99 +17
Br 114 +35
I 133 +53
At 148 +85
Tabla 3.2
Esta figura tiene dos partes: a y b. En la figura a, se muestran cuatro moléculas diatómicas para ilustrar el método de determinación del radio atómico de un átomo. El primer modelo, en verde claro, se utiliza para encontrar el radio del átomo F. Dos esferas son empujadas con mucha fuerza. La distancia entre los centros de los dos átomos se indica encima del diagrama con una flecha de doble punta etiquetada como "128 picómetros (pm)". Los puntos finales de esta flecha se conectan a segmentos de línea que se extienden a los radios atómicos de abajo. Debajo de la molécula está la etiqueta: "El radio F es igual a 128 pm dividido entre 2 es igual a 64 pm." Los tres modelos siguientes se utilizan de forma similar para mostrar los radios atómicos de los átomos adicionales. La segunda molécula diatómica está en un tono más oscuro de verde. La distancia entre los radios es de 198 pm. Debajo de la molécula está la etiqueta: "El radio del Cl es igual a 198 pm dividido entre 2 es igual a 99 pm". La tercera molécula diatómica está en rojo. La distancia entre los radios es de 228 pm. Debajo de la molécula está la etiqueta: "El radio del Br es igual a 228 pm dividido entre 2 es igual a 114 pm". La cuarta molécula diatómica está en púrpura. La distancia entre los radios es de 266 pm. Debajo de la molécula está la etiqueta: "El radio del I es igual a 266 pm dividido entre 2 es igual a 133 pm". En la figura b, se utiliza un esquema de tabla periódica para comparar los tamaños relativos de los átomos, utilizando esferas verdes. No se proporcionan esferas para los elementos nobles o inertes del grupo de gases 18. Las tendencias generales observadas son el aumento del tamaño del círculo al pasar de arriba a abajo en un grupo, con una tendencia general al aumento de los radios atómicos hacia la esquina inferior izquierda de la tabla periódica.
Figura 3.30 (a) El radio de un átomo se define como la mitad de la distancia entre los núcleos en una molécula formada por dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente. El radio atómico de los halógenos aumenta en el grupo a medida que aumenta n. (b) Los radios covalentes de los elementos se muestran a escala. La tendencia general es que los radios aumentan a lo largo de un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.
Este gráfico titulado "Radios atómicos" está etiquetado como "Número atómico" en el eje horizontal y "Radio (p m)" en el eje vertical. Las marcas se proporcionan cada 10 unidades hasta 60 en el eje horizontal comenzando en cero. Las líneas verticales se extienden desde el eje horizontal hacia arriba en cada una de estas marcas. El eje vertical comienza en 0 y aumenta de a 50 hasta 300. Las líneas horizontales se dibujan a través del gráfico en múltiplos de 50. Una línea negra dentada conecta los valores de los radios de los elementos con números atómicos del 1 al 60 en el gráfico. Los picos son evidentes en las ubicaciones de los metales alcalinos: L i, N a, K, R b y C s, en cuyos puntos del gráfico se colocan puntos púrpura y los elementos se etiquetan en púrpura. Del mismo modo, existen mínimos en las localizaciones de los gases nobles o inertes: H e, N e, A r, K r, X e y R n, en cuyos puntos se colocan puntos azules y los símbolos de los elementos se proporcionan en azul. Las ubicaciones de los elementos de transición de periodo 4 y 5 se indican con puntos verdes. Estos puntos se agrupan en dos lugares del gráfico que están marcados con un círculo rojo y etiquetados en consecuencia. Los puntos verdes de los elementos de transición junto con la línea que los une forman una U en el gráfico dentro de cada uno de los círculos rojos dibujados. Los radios atómicos de los metales alcalinos en picómetros son: L i 167, N a 190, K 243, R b 265 y C s 298. Los radios atómicos de los gases nobles o inertes incluidos en el gráfico en picómetros son: H e 31, N e 38, A r 71, K r 88 y X e 108.
Figura 3.31 Dentro de cada periodo, la tendencia del radio atómico disminuye a medida que aumenta Z; por ejemplo, de K a Kr. Dentro de cada grupo (por ejemplo, los metales alcalinos mostrados en púrpura), la tendencia es que el radio atómico aumenta a medida que aumenta Z.

Como se muestra en la Figura 3.31, a medida que nos movemos a través de un periodo de izquierda a derecha, generalmente encontramos que cada elemento tiene un radio covalente más pequeño que el elemento que lo precede. Esto puede parecer contradictorio porque implica que los átomos con más electrones tienen un radio atómico menor. Esto se puede explicar con el concepto de carga nuclear efectiva, o Zeff. Es la atracción que ejerce el núcleo sobre un electrón concreto, teniendo en cuenta las posibles repulsiones electrón-electrón. En el caso del hidrógeno, solo hay un electrón, por lo que la carga nuclear (Z) y la carga nuclear efectiva (Zeff) son iguales. Para todos los demás átomos, los electrones internos apantallan parcialmente a los externos de la atracción del núcleo, y por tanto:

Zeff=ZapantallamientoZeff=Zapantallamiento

El apantallamiento viene determinado por la probabilidad de que otro electrón se encuentre entre el electrón de interés y el núcleo, así como por las repulsiones electrón-electrón que encuentra el electrón de interés. Los electrones centrales son expertos en el apantallamiento, mientras que los electrones de la misma capa de valencia no bloquean la atracción nuclear experimentada por los demás con tanta eficacia. Así, cada vez que pasamos de un elemento a otro a lo largo de un periodo, Z aumenta en uno, pero el apantallamiento solo aumenta ligeramente. Por lo tanto, Zeff aumenta a medida que nos movemos de izquierda a derecha a través de un periodo. La mayor atracción (mayor carga nuclear efectiva) que experimentan los electrones del lado derecho de la tabla periódica los acerca al núcleo, haciendo que los radios covalentes sean más pequeños.

Así, como era de esperar, los electrones más externos o de valencia son los más fáciles de eliminar porque tienen las energías más altas, están más protegidos y están más alejados del núcleo. Por regla general, cuando los elementos representativos forman cationes, lo hacen por la pérdida de los electrones ns o np que se añadieron en último lugar en el proceso de Aufbau. Los elementos de transición, en cambio, pierden los electrones ns antes de empezar a perder los electrones (n - 1)d, aunque los electrones ns se añadan primero, según el principio de Aufbau.

Ejemplo 3.12

Clasificación de radios atómicos

Prediga el orden de aumento del radio covalente para Ge, Fl, Br, Kr.

Solución

El radio aumenta a medida que descendemos en un grupo, por lo que Ge < Fl (Nota: Fl es el símbolo del flerovio, elemento 114, NO del flúor). El radio disminuye a medida que nos movemos a través de un periodo, por lo que Kr < Br < Ge. Uniendo las tendencias, obtenemos Kr < Br < Ge < Fl.

Compruebe lo aprendido

Mencione un ejemplo de un átomo cuyo tamaño es menor que el del flúor.

Respuesta:

Ne o He.

Variación de los radios iónicos

El radio iónico es la medida utilizada para describir el tamaño de un ion. Un catión siempre tiene menos electrones y el mismo número de protones que el átomo padre; es más pequeño que el átomo del que deriva (Figura 3.32). Por ejemplo, el radio covalente de un átomo de aluminio (1s22s22p63s23p1) es de 118 pm, mientras que el radio iónico de un Al3+ (1s22s22p6) es de 68 pm. A medida que se eliminan los electrones de la capa de valencia exterior, los electrones centrales restantes que ocupan las capas más pequeñas experimentan una mayor carga nuclear efectiva Zeff (como se ha comentado) y se acercan aún más al núcleo.

La figura incluye esferas en verde para representar los tamaños relativos de los átomos de A l y S. La esfera A l, relativamente grande, situada en la parte superior izquierda está etiquetada como 118. La esfera S, significativamente más pequeña, en la parte superior derecha está etiquetada como 104. Debajo de cada una de estas esferas hay una esfera roja. La esfera roja de la parte inferior izquierda es muy pequeña en comparación con las otras esferas y está etiquetada como "A l superíndice 3 más 68". La esfera roja de la parte inferior derecha es significativamente más grande que las otras esferas y está etiquetada como "S superíndice 2 negativo 170".
Figura 3.32 El radio de un catión es menor que el del átomo padre (Al), debido a los electrones perdidos; el radio de un anión es mayor que el del padre (S), debido a los electrones ganados.

Los cationes con cargas mayores son más pequeños que los cationes con cargas menores (por ejemplo, V2+ tiene un radio iónico de 79 pm, mientras que para los de V3+ es de 64 pm). Bajando por los grupos de la tabla periódica, encontramos que los cationes de elementos sucesivos con la misma carga tienen generalmente radios mayores, lo que corresponde a un aumento del número cuántico principal, n.

Un anión (ion negativo) se forma por la adición de uno o más electrones a la capa de valencia de un átomo. El resultado es una mayor repulsión entre los electrones y una disminución de la Zeff por electrón. Ambos efectos (el aumento del número de electrones y la disminución de la Zeff) hacen que el radio de un anión sea mayor que el del átomo padre (Figura 3.32). Por ejemplo, un átomo de azufre ([Ne]3s23p4) tiene un radio covalente de 104 pm, mientras que el radio iónico del anión sulfuro ([Ne]3s23p6) es de 170 pm. Para los elementos consecutivos que descienden en cualquier grupo, los aniones tienen números cuánticos principales más grandes y, por lo tanto, radios más grandes.

Los átomos e iones que tienen la misma configuración de electrones se dicen que son isoelectrónicos. Ejemplos de especies isoelectrónicas son N3–, O2–, F-, Ne, Na+, Mg2+ y Al3+ (1s22s22p6). Otra serie isoelectrónica son P3-, S2-, Cl-, Ar, K+, Ca2+ y Sc3+ ([Ne]3s23p6). Para los átomos o iones que son isoelectrónicos, el número de protones determina el tamaño. Cuanto mayor sea la carga nuclear, menor será el radio en una serie de iones y átomos isoelectrónicos.

Variación de las energías de ionización

La cantidad de energía necesaria para eliminar el electrón más suelto de un átomo gaseoso en su estado fundamental se llama su primera energía de ionización (IE1). La primera energía de ionización de un elemento, X es la energía necesaria para formar un catión con carga +1:

X(g)X+(g)+eIE1X(g)X+(g)+eIE1

La energía necesaria para eliminar el segundo electrón más suelto se denomina energía de segunda ionización (IE2).

X+(g)X2+(g)+eIE2X+(g)X2+(g)+eIE2

La energía necesaria para eliminar el tercer electrón es la tercera energía de ionización, y así sucesivamente. Siempre se requiere energía para eliminar los electrones de los átomos o iones, por lo que los procesos de ionización son endotérmicos y los valores del IE son siempre positivos. En el caso de los átomos más grandes, el electrón más suelto se encuentra más lejos del núcleo y, por tanto, es más fácil de eliminar. Por lo tanto, a medida que el tamaño (radio atómico) aumenta, la energía de ionización debería disminuir. Relacionando esta lógica con lo que acabamos de aprender sobre los radios, esperaríamos que las primeras energías de ionización disminuyeran a lo largo de un grupo y aumentaran a lo largo de un periodo.

La Figura 3.33 grafica la relación entre la primera energía de ionización y el número atómico de varios elementos. Los valores de la primera energía de ionización de los elementos se indican en la Figura 3.34. Dentro de un periodo, el IE1 suele aumentar con el aumento de Z. Dentro de un grupo, el valor del IE1 suele disminuir con el aumento de Z. Sin embargo, hay algunas desviaciones sistemáticas de esta tendencia. Observe que la energía de ionización del boro (número atómico 5) es menor que la del berilio (número atómico 4) aunque la carga nuclear del boro es mayor en un protón. Esto se explica porque la energía de las subcapas aumenta a medida que aumenta l, debido a la penetración y al apantallamiento (como se ha comentado anteriormente en este capítulo). Dentro de cualquier capa, los electrones s son más bajos en energía que los electrones p. Esto significa que un electrón s es más difícil de eliminar de un átomo que un electrón p en la misma capa. El electrón eliminado durante la ionización del berilio ([He]2s2) es un electrón s, mientras que el electrón eliminado durante la ionización del boro ([He]2s22p1) es un electrón p; esto resulta en una primera energía de ionización más baja para el boro, aunque su carga nuclear es mayor en un protón. Así, vemos una pequeña desviación de la tendencia prevista que se produce cada vez que se inicia una nueva subcapa.

Esta figura incluye un gráfico etiquetado "Número atómico" en el eje horizontal y "Energía de ionización (k J dividido entre mol)" en el eje vertical. En el eje horizontal hay marcas en 10, 18, 36, 54 y 86. Las líneas verticales se extienden desde el eje horizontal hacia arriba en cada uno de estos valores. El eje vertical comienza en 0 y aumenta en 500 hasta 2500. Las líneas horizontales se dibujan a través del gráfico en múltiplos de 500. Una línea dentada roja conecta las energías de ionización de los elementos con números atómicos del 1 al 86 en el gráfico. Los picos son evidentes en las ubicaciones de los gases nobles o inertes: H e, N e, A r, K r, X e y R n. Del mismo modo, existen mínimos en las ubicaciones de los metales alcalinos: L i, N a, K, R b y C s. Los elementos etiquetados en el gráfico y sus energías de ionización asociadas son los siguientes: H 1310, H e 2370, L i 520, B e 900, B 800, C 1090, N 1400, O 1310, F 1680, N e 2080, N a 490, M g 730, P 1060, A r 1520, K 420, Z n 910, A s 960, B r 1140, K r 1350, R b 400, C d 870, X e 1170, T l 590, y R n 1030.
Figura 3.33 La energía de primera ionización de los elementos de los cinco primeros periodos se representa en función de su número atómico.
La figura incluye una tabla periódica con el título "Energías de primera ionización de algunos elementos (k J por mol)". La tabla identifica el número de fila o periodo a la izquierda en color púrpura, y los números de grupo o columna en azul encima de cada columna. Las primeras energías de ionización enumeradas de arriba a abajo para el grupo 1 son: H 1310, L i 520, N a 490, K 420, R b 400, C s 380, y tres puntos se colocan en la casilla de F r. En el grupo 2 los valores son: B e 900, M g 730, C a 590, S r 550 y B a 500. En el grupo 3 los valores son: S c 630, Y 620 y L a 540. En el grupo 4, los valores son: T i 660, Z r 660, H f 700. En el grupo 5, los valores son: V 650, N b 670 y T a 760. En el grupo 6, los valores son: C r 660, M o 680 y W 770. En el grupo 7, los valores son: M n 710, T c 700 y R e 760. En el grupo 8, los valores son: F e 760, R u 720 y O s 840. En el grupo 9, los valores son: C o 760, R h 720 y I r 890. En el grupo 10, los valores son: N i 730, P d 800 y P t 870. En el grupo 11, los valores son: C u 740, A g 730 y A u 890. En el grupo 12, los valores son: Z n 910, C d 870 y H g 1.000. En el grupo 13, los valores son: B 800, A l 580, G a 580, I n 560 y T l 590. En el grupo 14, los valores son: C 1090, S i 780, G e 780, S n 700 y P b 710. En el grupo 15, los valores son: N 1400, P 1060, A s 960, S b 830 y B i 800. En el grupo 16, los valores son: O 1310, S 1.000, S e 950, T e 870 y P o 810. En el grupo 17, los valores son: F 1680, C l 1250, B r 1140, I 1010, y A t tiene tres puntos. En el grupo 18, los valores enumerados son: B e 2370, N e 2080, A r 1520, K r 1350, X e 1170 y R n 1030.
Figura 3.34 Esta versión de la tabla periódica muestra la primera energía de ionización (IE1), en kJ/mol, de elementos seleccionados.

Otra desviación se produce cuando los orbitales se llenan más de la mitad. La primera energía de ionización para el oxígeno es ligeramente inferior a la del nitrógeno, a pesar de la tendencia al aumento de los valores de IE1 a lo largo de un periodo. Observando el diagrama orbital del oxígeno, podemos ver que la eliminación de un electrón eliminará la repulsión electrón-electrón causada por el emparejamiento de los electrones en el orbital 2p y dará lugar a un orbital medio lleno (que es energéticamente favorable). En los periodos siguientes se producen cambios análogos (note el descenso del azufre después del fósforo en la Figura 3.34).

Esta figura incluye el símbolo del elemento O seguido de la configuración de electrones 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 4. A continuación se muestra un diagrama orbital que consta de dos cuadrados individuales, etiquetados como "1 s" y "2 s", seguidos de una agrupación de tres cuadrados conectados que se etiquetan como "2 p". Todos los cuadrados están orientados en una fila. Los dos cuadrados individuales y el primer cuadrado de la fila de cuadrados conectados contienen un par de medias flechas. Una media flecha de cada par apunta hacia arriba y otra hacia abajo. La flecha que apunta hacia abajo en el primer cuadrado de la fila de cuadrados conectados es roja. Los dos cuadrados restantes contienen cada uno medias flechas que apuntan hacia arriba.

Eliminar un electrón de un catión es más difícil que eliminar un electrón de un átomo neutro debido a la mayor atracción electrostática hacia el catión. Del mismo modo, eliminar un electrón de un catión con una carga positiva más alta es más difícil que eliminar un electrón de un ion con una carga más baja. Así, las energías de ionización sucesivas para un elemento siempre aumentan. Como se ve en la Tabla 3.3, hay un gran aumento de las energías de ionización para cada elemento. Este salto corresponde a la eliminación de los electrones centrales, que son más difíciles de eliminar que los de valencia. Por ejemplo, el Sc y el Ga tienen tres electrones de valencia, por lo que el rápido aumento de la energía de ionización se produce después de la tercera ionización.

Energías de ionización sucesivas para elementos seleccionados (kJ/mol)
Elemento IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6 IE7
K 418,8 3.051,8 4.419,6 5.876,9 7.975,5 9.590,6 11.343
Ca 589,8 1.145,4 4.912,4 6.490,6 8.153,0 10.495,7 12.272,9
Sc 633,1 1.235,0 2.388,7 7.090,6 8.842,9 10.679,0 13.315,0
Ga 578,8 1.979,4 2.964,6 6.180 8.298,7 10.873,9 13.594,8
Ge 762,2 1.537,5 3.302,1 4.410,6 9.021,4 No disponible No disponible
As 944,5 1.793,6 2.735,5 4.836,8 6.042,9 12.311,5 No disponible
Tabla 3.3

Ejemplo 3.13

Clasificación de las energías de ionización

Prediga del orden de aumento de energía para los siguientes procesos: IE1 para Al, IE1 para Tl, IE2 para Na, IE3 para Al.

Solución

Quitar el electrón 6p1 de Tl es más fácil que quitar el electrón 3p1 de Al porque el orbital n más alto está más lejos del núcleo, así que IE1(Tl) < IE1(Al). Ionizar el tercer electrón de Al(Al2+Al3++e)Al(Al2+Al3++e) requiere más energía porque el catión Al2+ ejerce una mayor atracción sobre el electrón que el átomo neutro de Al, por lo que IE1(Al) < IE3(Al). La segunda energía de ionización del sodio elimina un electrón del núcleo, que es un proceso mucho más energético que la eliminación de electrones de valencia. Uniendo todo esto, obtenemos: IE1(Tl) < IE1(Al) < IE3(Al) < IE2(Na).

Compruebe lo aprendido

¿Cuál tiene el valor más bajo para IE1: O, Po, Pb o Ba?

Respuesta:

Ba

Variación de las afinidades de los electrones

La afinidad electrónica (Electron Affinity, EA) es el cambio de energía para el proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un anión (ion negativo).

X(g)+eX(g)EA1X(g)+eX(g)EA1

Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico, dependiendo del elemento. La EA de algunos de los elementos figura en la Figura 3.35. Puede ver que muchos de estos elementos tienen valores negativos de EA, lo que significa que se libera energía cuando el átomo gaseoso acepta un electrón. Sin embargo, para algunos elementos, se requiere energía para que el átomo se cargue negativamente y el valor de su EA es positivo. Al igual que en el caso de la energía de ionización, los valores posteriores de EA están asociados a la formación de iones con más carga. La segunda EA es la energía asociada a la adición de un electrón a un anión para formar un ion -2, y así sucesivamente.

Como podríamos predecir, es más fácil añadir un electrón a través de una serie de átomos a medida que la carga nuclear efectiva de los átomos aumenta. A medida que avanzamos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, las EA tienden a ser más negativas. Las excepciones encontradas entre los elementos del grupo 2 (2A), el grupo 15 (5A) y el grupo 18 (8A) pueden entenderse en base a la estructura electrónica de estos grupos. Los gases nobles, del grupo 18 (8A), tienen una capa completamente llena y el electrón entrante debe añadirse a un nivel n superior, lo que es más difícil de hacer. El grupo 2 (2A) tiene una subcapa ns llena, por lo que el siguiente electrón añadido va a la np de mayor energía, por lo que, de nuevo, el valor de la EA observado no es como la tendencia predeciría. Por último, el grupo 15 (5A) tiene una subcapa np semillena y el siguiente electrón debe emparejarse con un electrón np existente. En todos estos casos, la estabilidad relativa inicial de la configuración de electrones altera la tendencia de la EA.

También podríamos esperar que el átomo situado en la parte superior de cada grupo tenga la EA más negativa; sus primeros potenciales de ionización sugieren que estos átomos tienen las mayores cargas nucleares efectivas. Sin embargo, a medida que descendemos en un grupo, vemos que el segundo elemento del grupo es el que más veces tiene una EA negativa. Esto puede atribuirse al pequeño tamaño de la capa n = 2 y a las grandes repulsiones electrón-electrón resultantes. Por ejemplo, el cloro, con un valor EA de -348 kJ/mol, tiene el valor más alto de cualquier elemento de la tabla periódica. La EA del flúor es de -322 kJ/mol. Cuando añadimos un electrón a un átomo de flúor para formar un anión fluoruro (F-), añadimos un electrón a la capa n = 2. El electrón es atraído por el núcleo, pero también hay una repulsión significativa de los otros electrones ya presentes en esta pequeña capa de valencia. El átomo de cloro tiene la misma configuración de electrones en la capa de valencia, pero como el electrón que entra va a la capa n = 3, ocupa una región de espacio considerablemente mayor y las repulsiones electrón-electrón se reducen. El electrón que entra no experimenta tanta repulsión y el átomo de cloro acepta más fácilmente un electrón adicional, lo que resulta en una EA más negativa.

La figura incluye una tabla periódica con el título "Valores de afinidad electrónica para elementos seleccionados (k J por mol)". La tabla identifica el número de fila o periodo a la izquierda en color púrpura, y los números de grupo o columna en azul encima de cada columna. Los valores de afinidad electrónica para elementos representativos se indican con valores marcados con asteriscos que identifican los valores calculados. Los valores de afinidad electrónica para los elementos del grupo 1 (columna 1) se proporcionan con los símbolos de los elementos en la tabla como sigue: H negativo 72, L i negativo 60, N a negativo 53, K negativo 48, R b negativo 46 y C s negativo 45. En el grupo 2, los valores son: B e positivo 240 asterisco, M g positivo 230 asterisco, C a positivo 150 asterisco, S r positivo 160 asterisco y B a positivo 50 asterisco. En el grupo 13, los valores son: B negativo 23, A l negativo 44, G a negativo 40 asterisco, I n negativo 40 asterisco y T l negativo 50. En el grupo 14, los valores son: C negativo 123, S i negativo 120, G e negativo 115, S n negativo 121 y P b negativo 101. En el grupo 15 los valores son: N 0, P negativo 74, A s negativo 7, S b negativo 101 y B i negativo 101. En el grupo 16, los valores son: O negativo 141, S negativo 20, S e negativo 195, T e negativo 190 y P o negativo 170. En el grupo 17, los valores son: F negativo 322, C l negativo 348, B r negativo 324, I negativo 295 y A t negativo 270 asterisco. En el grupo 18, los valores son: H e positivo 20 asterisco, N e negativo 30, A r positivo 35 asterisco, K r positivo 40 asterisco, X e positivo 40 asterisco y R n positivo 40 asterisco.
Figura 3.35 Esta versión de la tabla periódica muestra los valores de afinidad electrónica (en kJ/mol) para los elementos seleccionados.

Las propiedades analizadas en esta sección (tamaño de los átomos e iones, carga nuclear efectiva, energías de ionización y afinidades electrónicas) son fundamentales para comprender la reactividad química. Por ejemplo, como el flúor tiene una EA energéticamente favorable y una gran barrera energética a la ionización (IE), es mucho más fácil formar aniones de flúor que cationes. Las propiedades metálicas, como la conductividad y la maleabilidad (la capacidad de formarse en láminas), dependen de que los electrones se puedan eliminar fácilmente. Así, el carácter metálico aumenta a medida que descendemos en un grupo y disminuye a lo largo de un periodo en la misma tendencia observada para el tamaño atómico, porque es más fácil extraer un electrón que está más lejos del núcleo.

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