TABLA PERIODICA

Vista previa del material en texto

TABLA PERIODICA
La tabla periódica es una organización de los elementos en orden de número atómico creciente. Los elementos con propiedades similares se colocan en columnas verticales. Los elementos de una columna forman un grupo periódico. Los elementos metálicos, que comprenden la mayor parte de los elementos, dominan el lado izquierdo y la parte media de la tabla; los elementos no metálicos se encuentran en la parte superior derecha. Varios de los elementos adyacentes a la línea que separa los metales de los no metales son los llamados metaloides.
La tabla periódica, nació por ideas de diversos científicos que querían ordenar a los elementos consigo, quien impulso la tabla periódica moderna, aun con errores conceptuales fue Mendeléyev. Este investigador, ordeno los elementos, en función de las propiedades químicas de los mismos. Solo tuvo un inconveniente al indicar cual fue el patrón que utilizo en dicha tabla periódica. Pues el, sostenía que era por el número de masa creciente o peso atómico creciente. Su clasificación, es la base de la tabla periódica actual, solo, que Moseley le introdujo un parámetro distinto, el numero atómico creciente. Pues a Mendeléyev, le indicaron que había varios pares que no cumplían con su ley. 
Esta clasificación periódica de Mendeléyev, en función de las propiedades permite determinar que algunas propiedades de la materia se pueden explicar en función de su posición en la tabla periódica. 
Estas propiedades son:
· El tamaño atómico 
· La energía de Ionización 
· Afinidad electrónica
· Electronegatividad
TAMAÑO DE LOS ATOMOS Y DE LOS IONES
Una de las propiedades importantes de un átomo o ion es su tamaño. A menudo pensamos en los átomos y los iones como objetos esféricos duros. Sin embargo, según el modelo de la mecánica cuántica, los átomos y los iones no tienen fronteras bien definidas en las que la distribución electrónica se vuelve cero. • (Sección 6.5) Los bordes de los átomos y los iones son un tanto “borrosos”. No obstante, hay varias formas de definir el tamaño de un átomo con base en las distancias entre los átomos en diversas situaciones
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 posible asignar a cada elemento.
Tendencias periódicas en los radios atómicos
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.
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. 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. Al aumentar el número cuántico principal del orbital ocupado más exterior de un ion, aumenta el tamaño del ion. 
ENERGIA DE IONIZACION 
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, es la energía requerida para quitar el primer electrón de un átomo neutro.
La segunda energía de ionización, es la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la eliminación sucesiva de electrones adicionales.
Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón 
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.
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
Por ejemplo podemos observar que el átomo de sodio al perder un electrón adquiere la configuración electrónica del gas noble anterior, en este caso [Ne], pues esta configuración electrónica es de máxima estabilidad, al formarse una CAPA CERRADA.
Si analizamos al Magnesio y su Ion, este Ion tiene carga +2, vemos que su ion también adquiere la configuración electrónica de [Ne].
De igual modo, el Aluminio cuando forma el Ion +3, lo hace por perdida de 3 e- 
Como se observa en dos ejemplos, el Ion Na +1, Magnesio +2, y Aluminio +3, presentan una configuración electrónica igual a la del gas noble [Ne], por ello, estos tres iones y el gas noble, se denominan ISOELECTRONICOS (Igual configuración electrónica).
Podemos utilizar la tabla periódica y observar que, en una familia o columna de la misma, a medida que nos alejamos del núcleo, es más fácil arrancar electrones, o sea, a medida que aumenta el N° Atómico el Potencial de Ionización disminuye.
Por ejemplo, las energías de ionización de los gases nobles siguen el orden He > Ne > Ar > Kr > Xe
 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.
AFINIDADES ELECTRONICAS 
El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo o ion 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. 
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 pierdeun 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 y mayor cantidad de energía liberada. 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
El Ion cloruro, el ion sulfuro y el ion fosfuro, tienen la misma configuración electrónica que el gas noble posterior a el en la tabla periódica (Argón). Por ello, se denomina ISOELECTRONICOS. 
La afinidad electrónica se vuelve más negativa conforme avanzamos por cada fila hacia los halógenos, es decir dentro de un periodo. 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
La adición de un electrón a un gas noble, en cambio, requeriría que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor energía. 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.
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 electrón-electrón.
La afinidad electrónica, es un proceso en el cual el sistema (Átomos o iones), ganan electrones, pero para ampliar la nube electrónica, se libera energía hacia el ambiente. Esta energía tendrá signo -. En general, se denomina reacciones exotérmicas. El sistema se enfría y devuelve energía hacia el ambiente. 
En cambio, cuando un sistema gana energía o recibe energía como en el caso del potencial de ionización que le permite a los átomos metálicos perder electrones y formar iones positivos, esta energía, por ingresar al sistema desde el ambiente, tendrá signo +. Estas reacciones se denominan endotérmicas. El ambiente pierde energía. 
ELECTRONEGATIVIDAD
Se define como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia si mismo. Cuanto mayor se a la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer los electrones hacia el.
Podemos esperar que la electronegatividad de un átomo este relacionada con su energía de ionización y su afinidad electrónica que son propiedades de los átomos aislados.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa (baja) y una elevada energía de ionización (+) atraerá electrones de otros átomos y evitará que sus electrones sean atraídos, será muy electronegativo. 
Linus Pauling fue el primero en desarrollar el concepto de electronegatividad, baso su escala en las relaciones entre las energías de enlace. 
Los valores de electronegatividad de Pauling para los elementos están tabulados en la tabla periódica de los elementos. El flúor es el elemento mas electronegativo, con un valor de 4.0 y el menos electronegativo el Cesio con un valor de 0,7. Los valores de los otros elementos se encuentran entre estos extremos. 
En cada hilera horizontal de la tabla presenta un incremento uniforme en la electronegatividad de izquierda a derecha es decir de los metales hacia los no metales. También, con algunas excepciones (En especial los metales de transición) la electronegatividad disminuye cuando aumenta el numero atómico en cualquiera de los grupos.
Esto es lo que podríamos esperar porque sabemos que las energías de ionización tienden a disminuir cuando aumenta el numero atómico en un grupo y las afinidades electrónicas no cambian mucho.