2. La tabla periódica actual (Relación: estructura electrónica y reactividad)

La tabla periódica actual.

El ÁtomoEl primero en hablar sobre las partículas más diminutas que constituyen la materia, fue Demócrito (460 – 370 a.C.), luego de cientos de años, John Dalton retomó la idea del átomo, realizando una teoría la cual goza de aciertos y errores, pero siendo esta un gran adelanto. Posteriormente, Thompson, descubrió el electrón, Rutherford el protón y James Chadwick el neutrón.
Estructura Básica del ÁtomoEl átomo, para Thompson consistía en un núcleo con los electrones insertados a su alrededor, tal como un budín de pasas. Para Rutherford, comprendía un sistema planetario con los electrones siguiendo orbitas alrededor del núcleo. Hoy en día, el átomo esta constituido principalmente por el núcleo, el cual posee protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), alrededor de este núcleo se disponen los electrones (carga negativa) los cuales están moviéndose interminablemente y en forma caótica, generando una nube difusa.
Configuración ElectrónicaLos cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es más probable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.

La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1

Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres  principios:

- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante el siguiente esquema:

Figura 1: Orden de llenado de los orbitales

- Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín contrario.
- Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de
2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines deben ser paralelos. Este es el Principio de máxima multiplicidad de Hund, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital. A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de siete electrones, se deben asignar dos electrones al subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s2, con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se ubican los cinco electrones restantes? Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital 2s, 2px, 2py, 2pz puede contener como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. Para la siguiente figura: ¿Cuál de los ordenamientos corresponde al de menor energía para el átomo de N?

Figura 2. Posibles configuraciones para el átomos de N

El ordenamiento correcto es el primero de esta figura. En el estado de mínima energía o estado fundamental del átomo de nitrógeno; los otros ordenamientos tienen mayor energía. En el segundo caso, se muestra un orbital con dos electrones de espín contrario, pero el orbital 2pz se encuentra vacío, lo que va en contra del principio de máxima multiplicidad. El tercer ordenamiento muestra tres electrones en cada uno de los orbitales; sin embargo, éstos no tienen espines paralelos, al igual que en el cuarto ordenamiento.

Hay que notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que representan los espines, hacia abajo.

Tabla periódicaLa tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdo a una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. La primera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) o bien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódica es el hidrógeno.

Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que los elementos con configuraciones atómicas externas similares se comportan de manera parecida en muchos aspectos.

El origen de la tabla periódica data aproximadamente de 1864, cuando el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos conocidos se ordenaban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento tenía propiedades similares.
Newlands se refirió a esta relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta ley no se cumple para elementos que se encuentran mas allá del calcio, y por eso la comunidad científica de la época no aceptó su trabajo.

En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades. Este segundo intento de sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido que llamó eka–aluminio, cuya ubicación debiera ser inmediatamente bajo el aluminio. Cuando el galio fue descubierto cuatro años más tarde, se encontró que las propiedades predichas para el eka– aluminio coincidían notablemente con las observadas en el galio.

Actualmente la tabla está ordenada en siete filas horizontales, llamadas “periodos” que indican el último nivel enérgico que tiene un elemento. Las 18 columnas (verticales) son llamadas grupos, e indican el número de electrones en la última capa.
Clasificación periódicaDe acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos.

Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo número cuántico principal.

Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen el mismo subnivel p completo.

Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no son representativos ni metales de transición.

A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos.

Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todos tienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2 para los dos electrones más externos. La similitud de las configuraciones electrónicas externas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo en su comportamiento químico.

Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Si analizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellos poseen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similares como grupo.
Propiedades Periódicas- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental:

Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización.

Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos).

Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización.

Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos).

Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.

Energía de ionización
Figura 4. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo

- La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta.

La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de ionización.

-  Electronegatividad: Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno.En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Figura 5. Aumento de la afinidad electrónica según periodo y grupo

- Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.

Radio atómico

Figura 6. Aumento de radio atómico según periodo y grupo

- Radio iónico: es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.

2.1 Ley de Moseley

La ley de Moseley es una ley empírica que establece una relación sistemática entre la longitud de onda de los rayos X emitidos por distintos átomos con su número atómico. Fue enunciada en 1913 por el físico británico Henry Moseley. Tuvo una gran importancia histórica, pues hasta ese momento, el número atómico era sólo el lugar que ocupaba un elemento en la tabla periódica. Dicho lugar había sido asociado a cada elemento de modo semi-arbitario por Mendeleiev y estaba relacionado cuantitativamente con las propiedades de los elementos y sus masas atómicas.

En 1913-1914, Moseley realizó una serie de experimentos donde confirmaba el modelo de Bohr para energías de rayos X a partir de la medición de las frecuencias que surgen de las transiciones electrónicas de átomos pesados. En términos de la frecuencia de los rayos X () y en forma más general, se encuentra que los datos experimentales obtenidos por Moseley se ajustan a una gráfica lineal dentro de la precisión experimental, teniendo que:

${\displaystyle {\sqrt {\nu }}=C(Z-\sigma )}$

{\displaystyle {\sqrt {\nu }}=C(Z-\sigma )}

Donde  y C son constantes que dependen del tipo de serie de espectros.

A la ecuación anterior se le denomina ley de Moseley.

1.4 Octavas de Newlands (1864)

Octavas de Newlands.

El químico inglés Jhon Alexander Reina Newlands, propuso el ordenamiento de los elementos, según el orden creciente de sus masas atómicas, dando un gran paso en la correcta clasificación de los elementos.
Newlands dispuso a los elementos en filas horizontales de 7 en 7, resultando periodos en que el octavo elemento se parecía en propiedades al primero; el noveno al segundo; el décimo al tercero y así sucesivamente.  Por lo cual los que tengas propiedades semejantes tienen que quedar en la misma columna.

Si consideramos como “primer elemento” al nitrógeno de la serie primera; entonces el “octavo elemento” (Dentro de la segunda serie) sería el fósforo; luego “N” y “P” deben tener propiedades semejantes. Pero si esta vez, nuestro “primer elemento” es el cloro, entonces para llegar al “octavo elemento” (que tenga propiedades semejantes) deberíamos considerar que la tercera serie esté constituida por 14 elementos (el Br seria nuestro octavo elemento), lo que significa que incumple con la ley de las Octavas.

1.3 Anillo de Chancourtois (1862)

Chancourtois fue un químico francés quien ordenó los elementos químicos en función creciente a su peso atómico sobre una curva helicoidal que envolvía a un cilindro, cuya base circular fue dividida en 16 partes iguales. Esta curva helicoidal tenia la particularidad de que si por una parte trazábamos una linea vertical, interceptaba a los elementos con propiedades.

4.1. Tamaño de los átomos: Radios atómicos e ionicos.

Tamaño de los átomos.

• Radio Atómico: El radio atómico se define como la distancia media que existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentren unidos mediante un enlace (los enlaces atómicos se verán en detalle un poco más adelante). Para los átomos que se unan mediante una cesión de electrones, el radio atómico corresponde a la distancia indicada en la Imagen 12 (a) [izquierda], mientras que los que se unan mediante una compartición de  electrones, el radió atómico se representa tal y como aparece en la Imagen 12 (b) [derecha].  Para esta consideración se considera al átomo como una esfera. El radio atómico aumenta a medida que se aumenta en el período y a medida que se baja en el grupo (Imagen 13).

Imagen 12: Radio Atómico. Las pelotas grises son los núcleos atómicos, mientras las bolas celestes son el electrón mas externo.

(a)

(b)

Imagen 13: Direcciones hacia donde aumenta el Radio Atómico.

• Radio Iónico: El radio iónico se define en relación a iones. Un ion es una especie química con carga, ya sea esta positiva o negativa, y se originan debido a que los elementos tratan de parecerse al gas noble más cercano (elementos del grupo 18), ya que estos tienen una estabilidad superior debido a que sus niveles energéticos se encuentran completos. El término ion significa "ir hacia" y hace referencia a un circuito eléctrico, es por eso que las sustancias cargadas positivamente se llaman cationes (van hacia el cátodo, polo negativo) y las sustancias cargadas negativamente se llaman aniones (van hacia el ánodo, polo positivo). Pero, ¿Qué hace que exista esta especie química cargada? La respuesta es la ganancia o pérdida de electrones. Como un átomo es eléctricamente neutro, cuando, por ejemplo, gana un electrón de más queda con cargado con un -1 mientras que si pierde un electrón queda cargado con un +1. La capacidad de un átomo para ganar o perder electrones está dado por su electronegatividad, electro positividad, energía de ionización y electroafinidad (propiedades que se verán más adelante). El radio iónico de una especie que ha perdido un electrón es menor que el radio atómico original, esto se debe a que como existe una carga positiva más que negativa, los electrones se sienten mucho más atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio. Por su parte, cuando un elemento gana un electrón, su radio iónico es mayor que su radio atómico de origen, debido a que ese último electrón que entró no se encuentra tan atraído hacia el núcleo y hace aumentar el radio (Imagen 14). El radio iónico, al igual que su par atómico, aumenta a medida que se "baja" en un grupo, pero a diferencia del radio atómico, no presenta una tendencia clara de crecimiento en un periodo, ya que depende del ion (y algunos elementos tienen más de un ion posible, como Cu, Fe, Mn, etc.) (Imagen 15).

Imagen 14: Comparaciones entre los radios iónicos (derecha) con respecto a sus radios atómicos originales, (izquierda) para un elemento cualquiera que gane un electrón y otro cualquiera que pierda uno.

Imagen 15: Dirección hacia donde aumenta el radio iónico en la tabla periódica.

  Llegando a este punto es preciso dar una justificación de porque estas dos propiedades periódicas aumentan en las direcciones indicadas y no en otra. Para poder comprender el porqué de este comportamiento es necesario incluir el término de carga nuclear efectiva (Zef). Partiremos definiendo la carga nuclear o número atómico. El número atómico (Z) es la cantidad de protones que contiene un núcleo atómico y se coloca al lado del símbolo químico del elemento (específicamente arriba a la izquierda del elemento). Otro valor que se encuentra es la masa atómica (A), el cual corresponde a la suma total de protones y neutrones del átomo y se localiza abajo a la izquierda del símbolo químico del átomo. Es decir, si consideramos el elemento J, todo esto se vería tal y como aparece en la Imagen 16 (a) y la Imagen 16 (b):

Imagen 16: (a) Escritura de un elemento genérico, incluyendo su Z y su A; (b) Escritura del elemento carbono, usando la simbología en (a).

(a)

(b)

  Ahora bien, la carga nuclear efectiva o Zef es aquella fuerza atractiva "real" que ejerce el núcleo sobre el electrón más externo del átomo (puse "real" debido a que la Zef que calcularemos es un número aproximado). Mientras mayor sea el valor, quiere indicar que la fuerza de atracción núcleo-electrón es mayor, por lo que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo atómico, reduciendo el radio atómico. Ahora nos dedicaremos a ver hacia donde aumenta la Zef (en general, porque claro, habrán ciertas excepciones). Para poder calcular la Zef se utiliza la siguiente fórmula:

Zef = Z - S

  Considerando que:

S = 0,35 U.N + 0,85 PU.N + N

  En donde U.N = cantidad de electrones en el último nivel energético, PU.N = cantidad de electrones en el penúltimo nivel energético y N = cantidad de electrones que no hayan sido considerados. A S se le denomina factor de apantallamiento o efecto pantalla, el cual consiste en las interferencias sufridas por el electrón más externo por parte de los electrones más internos. Esta interferencia está relacionada con la fuerza que se pierde en el trayecto desde el núcleo hacia el electrón más externo.

  Ahora bien, teniendo todo lo anterior en cuenta, contamos con las herramientas suficientes para poder corroborar que el orden que se indicó anteriormente de crecimiento tanto del radio iónico como del atómico son correctos, para eso tomaremos el grupo 2 de la tabla periódica (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) y el período 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne), lo que nos quedaría de la siguiente manera:

  Partiremos con los radios atómicos de los primeros 4 elementos, tanto del grupo como del período a analizar:

Análisis de crecimiento en el Período 2
Zef_Li: 3 - ([0,35 x 1] + [0,85 x 2]) ==> Zef_Li: 3 - 2,05 ==> Zef_Li: 0,95
Zef_Be: 4 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 2]) ==> Zef_Be: 4 - 2,40 ==> Zef_Be: 1,60
Zef_B: 5 - ([0,35 x 3] + [0,85 x 2]) ==> Zef_B: 5 - 2,75 ==> Zef_B: 2,25
Zef_C: 6 - ([0,35 x 4] + [0,85 x 2]) ==> Zef_C: 6 - 3,10 ==> Zef_C: 2,90
...

  Como se puede apreciar, a medida que se avanza en el período, la carga nuclear efectiva, es decir, la fuerza atractiva entre el núcleo y el electrón más externo, se hace cada vez más fuerte, lo que provoca que los electrones estén más cerca del núcleo, disminuyendo su radio atómico, por lo tanto, se comprueba lo que se había dicho anteriormente.

  Ahora analizaremos lo que ocurre en un grupo:

Análisis de crecimiento en el Grupo 2
Zef_Be: 4 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 2]) ==> Zef_Be: 4 - 2,40 ==> Zef_Be: 1,60
Zef_Mg: 12 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 2) ==> Zef_Mg: 12 - 9,5 ==> Zef_Mg: 2,5
Zef_Ca: 20 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 10) ==> Zef_Ca: 20 - 17,5 ==> Zef_Ca: 2,5
Zef_Sr: 38 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 28) ==> Zef_Sr: 38 - 35,5 ==> Zef_Sr: 2,5

  Analicemos los resultados obtenidos. Si comparamos los Zef del Be y del Mg, veremos que hubo un incremento en el valor de éste, lo cuál significaría que el radio atómico disminuye, lo que va en contra de lo que se había dicho anteriormente (ver Imagen 13). Ahora, si vemos los demás valores, es notorio que los Zef de los elementos Magnesio (Mg), Calcio (Ca) y Estroncio (Sr) tienen el mismo valor, lo que indicaría que todos ellos tienen el mismo radio atómico. Veamos si es cierto, aquí les coloco los valores de los radios atómicos de los cuatro elementos químicos analizados arriba:

• Be: 0,90 Armstrongs
• Mg: 1,60 Armstrongs
• Ca: 1,97 Armstrongs
• Sr: 2,15 Armstrongs

  (Valores obtenidos del Libro de Javier Guzmán, "Manual de Preparación PSU ciencias, módulo común obligatorio Química", Ed. Universidad Católica de Chile (2005).)

  Como se pueden apreciar en los valores, el radio atómico si aumenta mientras se baja en el grupo, por lo cual, nuestros valores obtenidos deben tener algo errado o debe existir otra explicación para este hecho. Esta explicación es posible de ser encontrada no en Química, sino que en Física. Según la Física, dos cuerpos con cargas opuestas se atraen y dos cuerpos con cargas iguales se repelen, pero, ¿Cuánto se atraen o repelen?, para responder esta pregunta se utiliza la siguiente fórmula:

F = K (Q₁ Q₂)/ D²

En donde F = Fuerza electrostática, Q₁ y Q₂ = cargas de las partículas y D = Separación entre las partículas (en metros). K es una constante de proporcionalidad, cuyo valor ahora no nos interesa.

   Como se puede ver en la fórmula, mientras más grande sea la distancia entre las partículas cargadas, menor será la fuerza atractiva entre ellas. Si llevamos esto a nuestro problema, veremos que a medida que aumentamos en un nivel de energía, el electrón se encuentra a una mayor distancia del núcleo, lo cual induce a que se sienta menos atraído hacia éste, quedando más libre y provocando un aumento del radio atómico. Esta explicación es válida también para el comportamiento del radio iónico en un grupo, ya que sufre el mismo fenómeno.

    Ahora bien, si sacamos el Zef de algunos iones y los comparamos con sus átomos neutros, veremos que lo que se indica en la Imagen 14 se cumple a cabalidad. He aquí un ejemplo:

Be y Be²⁺: Zef_Be: 1,60; y Zef_Be²⁺: 2,30
C y C^4-: Zef_C: 2,90; y Zef_C^4-: 2,50

  Como se ve arriba, cuando un elemento se transforma en un catión, su Zef aumenta, disminuyendo el radio. En caso de que gane electrones su Zef disminuye, haciendo que el radio aumente. En la próxima sección veremos dos propiedades físicas más de los elementos: la densidad atómica y el volumen atómico.

4. Propiedades periódicas y su variación en la tabla.

Propiedades periódicas y su variación en la tabla.

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán  dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión. Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos o periodos  va a responder a una regla general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el comportamiento, desde un punto de vista químico, de un  elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera de sus propiedades periódicas. Propiedades más importantes Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Estructura electrónica- Radio atómico - Volumen atómico   - Potencial de ionización- Afinidad electrónica - Electronegatividad: - Carácter metálico - Valencia iónica- Valencia covalente - Radio iónico - Radio covalenteY también las siguientes propiedades físicas tienen una variación periódica: - Densidad - Calor específico - Punto de ebullición - Punto de fusión Nosotros solamente vamos a describir las nueve primeras, pero en la Tabla  Periódica interactiva de esta  unidad encontrarás los valores de todas ellas correspondientes a cada elemento de la tabla.   Radio atómicoSe define el radio atómico como la distancia más probable del electrón más externo al núcleo.  Obsérvese que decimos distancia más probable, ya que según la mecánica cuántica, el electrón no se encuentra confinado en una órbita o trayectoria cerrada y solamente podemos hablar en términos de probabilidad de encontrar al electrón en un punto dado del espacio. Conceptos próximos al de radio atómico son el de radio iónico  y el de radio covalente  que serían  básicamente el mismo concepto indicado, salvo que se refiera a cuando el átomo está en forma de ión, en el primer caso, o formando una molécula diatómica con otro átomo igual en el segundo. Estas dos propiedades quedan fuera del alcance de nuestro propósito y por ello no hablaremos más. De los datos experimentales que se conocen, se infiere que el radio atómico disminuye a lo largo de un periodo y por el contrario aumenta al descender en un grupo de la Tabla Periódica. Parece que esto es un contrasentido pues es de esperar que al aumentar Z, el átomo al poseer más electrones aumente de tamaño y que por tanto a mayor Z, mayor radio. La explicación no es sencilla, tiene que ver con lo que se denomina "efecto pantalla" que, para explicarlo en términos fáciles de entender, no es otra cosa que el efecto que causan los electrones más internos en el electrón más externo. Hay que pensar que el electrón está sometido a la fuerza de atracción proveniente del núcleo y a la de repulsión debido a los otros electrones que tiene el átomo. Cuando estos electrones están en orbitales más internos (los que tienen n menor) el efecto es mayor que cuando residen en orbitales tan externos como el del electrón al que repelen. Veamos primeramente la variación en un periodo. Cojamos para aclarar el segundo periodo que empieza con el Li=1s22s1 y que acaba con el Ne=1s22s22p6. Si nos fijamos, los siete electrones de diferencia que hay entre uno y otro, se han ido incluyendo en orbitales s o p con el mismo número cuántico principal (n=2), estos nuevos electrones son poco apantallantes y repelen poco al electrón más externo, mientras que el núcleo, de uno a otro elemento, ha aumentado en 8 protones. En el balance, la atracción nuclear supera a la repulsión electrónica por eso el radio disminuye. En un grupo sucede lo contrario. Tomemos como ejemplo el primer grupo de la tabla periódica. Del H Z=1, al Ra Z=88, el núcleo adquiere 87 protones, pero los 87 electrones han ido ocupando orbitales más internos (de n=1 hasta n=6) ocasionando un gran efecto pantalla. En el balance, la repulsión es muy grande frente a la atracción nuclear y esto permite que ese electrón más externo esté poco atraído por el núcleo y por tanto el radio atómico aumente.

Volumen atómico El volumen atómico se define como la masa molecular dividida por la densidad y se suele expresar en cm3/mol. Es fácil: V=M/d  (g/mol : g/cm3= cm3/mol) En el caso de sustancias gaseosas se toma la densidad y el punto de ebullición ya que la densidad de un gas cambia mucho con la temperatura. En realidad, el volumen atómico representa el volumen de un mol de átomos del mismo elemento. La variación en la Tabla Periódica es similar a la del radio atómico, y las razones son las mismas que para el caso del radio atómico

Potencial de ionizaciónSe  define el potencial de ionización como la energía que debemos suministrar a un átomo para arrancarle un electrón. Esquemáticamente, para un átomo A cualquiera, podemos escribir:

A + PI = A⁺ + e^-

donde PI representaría la energía a suministrar. El potencial de ionización nos mide la "facilidad" con la que un átomo neutro se puede convertir en un ión positivo (catión).  En teoría, el proceso puede repetirse y las cantidades de energía necesarias se llamarían segundo potencial de ionización, tercer... etc.

La energía que habrá que suministrar  al electrón para que pueda escapar del átomo tendrá que ver con la mayor o menor fuerza con la que es atraído por el núcleo y repelido por los otros electrones, y esta a su vez depende del número de protones (Z) y de la repulsión de los otros electrones sobre el que se va a arrancar. En definitiva volvemos a lo mismo: al efecto pantalla.

Después de lo dicho, la cosa queda clara. Según bajamos en un grupo el efecto pantalla aumenta, como ya vimos en el caso del radio atómico y, por tanto, según bajamos en un  grupo, el potencial de ionización disminuye. Por  el contrario,  a lo largo del periodo, el efecto pantalla disminuye y por tanto, a lo largo de un periodo, el potencial de ionización aumenta.

Según esto, los elementos cuanto más a la izquierda y más abajo estén situados en la Tabla Periódica (los metales) mayor facilidad tendrán de formar iones positivos.  

Electroafinidad (afinidad electrónica)La electroafinidad o afinidad electrónica se define como la energía desprendida en el proceso mediante el cual un átomo captura un electrón, convirtiéndose en un ión negativo (anión).  Podríamos representar el proceso mediante la ecuación:

A + e^- = A^- + Ea

Siendo Ea la electroafinidad. El proceso es justamente el contrario al que vimos en  el caso del potencial de ionización. Este último era un proceso endoérgico (consume energía), por el contrario el proceso que nos ocupa sería exoérgico (desprende energía) y por tanto, según el principio de mínima energía, cuanto mayor sea la energía desprendida, más estable será el producto (ión) formado. En definitiva, a mayor electroafinidad, mayor tendencia a formar iones negativos

Para comprender la variación  en la Tabla Periódica, debemos hacer el razonamiento contrario al que hicimos en el caso del potencial de ionización, cuanto menor es el efecto pantalla, mayor será la repulsión sufrida por el nuevo electrón y viceversa. Por tanto, está claro que la electroafinidad disminuye al bajar en un grupo y aumenta a lo largo de un periodo.

Según esto, los elementos que presentan mayor tendencia a formar iones negativos estarán situados arriba y a la derecha de la Tabla Periódica.

ElectronegatividadLa electronegatividad se define como una propiedad que nos mide la atracción que ejerce un átomo sobre los electrones del enlace. Es por tanto, una propiedad que no se refiere al átomo aislado, sino al átomo enlazado y más concretamente, cuando está enlazado de manera covalente (compartiendo electrones con otro).  Es claro que aquellos átomos que tienen tendencia a capturar electrones (electroafinidades altas) y  poca tendencia a formar iones positivos (potenciales de ionización altos) serán más electronegativos. Por eso, en 1930, Mulliken estableció una fórmula para calcular la electronegatividad relacionada con los valores de la electroafinidad y del potencial de ionización. La fórmula es:

En=(PI+Ea)/2

Sin embargo el hecho de que no se conozcan experimentalmente el valor de las electroafinidades de muchos átomos hace que esta fórmula sea poco práctica, por ello, el científico americano Linus Pauling (ganador de dos Nobel, uno de ellos Nobel de la Paz) propuso una escala basada en consideraciones teóricas que se escapan de los objetivos de este capítulo. La escala va de 0 a 4, el valor 4 representaría el máximo (el flúor según esta escala es 3,98) y el 0 sería el mínimo (gases nobles como el helio).

La variación de la electronegatividad estará de acuerdo a como  lo hacen el potencial de ionización y la electroafinidad. A medida que bajamos en un grupo disminuyen el PI y la Ea y por tanto disminuye la electronegatividad. Por el contrario, cuando avanzamos en el periodo tanto el PI como la Ea aumentan, por tanto la electronegatividad aumentará.

Cuanto más a la derecha y más arriba en la Tabla Periódica mayor será la electronegatividad, por ello la electronegatividad más alta corresponde a los no metales.

Valencia iónica La valencia iónica es la valencia que presenta un elemento cuando forma un compuesto iónico. En un compuesto iónico los átomos están en forma iónica y en su conjunto, la sustancia tiene que ser neutra, con lo que la suma de las cargas positivas y negativas debe ser cero, por eso las cargas de los iones y las proporciones de éstos deben estar en consonancia con la regla que hemos dado de neutralidad. Por ejemplo en NaCl, hay un átomo de sodio por cada átomo de cloro, la carga de cada sodio debe ser la de cada átomo de cloro, pero de signo contrario, en concreto, el sodio forma iones Na+ y el cloro iones Cl -, por lo que podemos decir que el electrón que pierde el sodio lo gana el cloro. Por nuestros conocimientos de formulación, sabemos que en ese compuesto la valencia de ambos es 1, la conclusión es evidente: - La valencia iónica coincide en valor absoluto con la carga del ión.Otra cosa distinta es explicar por qué el sodio y el cloro forman esos iones, para ello escribamos las configuraciones de ambos elementos: [Na] = 1s2  2s22p63s1      [Na+] = 1s2  2s22p6 [Cl] = 1s2  2s22p63s23p5     [Cl-] = 1s2  2s22p63s23p6Observamos que  tanto el ión sodio como el ión cloruro adoptan la configuración de un gas noble, el neón para el primero y el argón para el segundo. Podemos decir que la tendencia de un átomo a formar un ión determinado tiene que ver con que el ión tenga una configuración estable y que en muchos casos esta coincide con la del gas noble anterior para los iones positivos y con el gas noble posterior cuando el ión negativo. De todo lo dicho podemos deducir que: -Los elementos de un mismo grupo forman iones con la misma carga. Por ejemplo: los alcalinos +1, los alcalinotérreos +2, los anfígenos -2, los halógenos -1, etc.

Valencia covalenteLa valencia covalente es la valencia con la que actúa  un elemento en un compuesto de tipo covalente. El enlace covalente se forma cuando los dos átomos implicados (elementos no metálicos) comparten electrones. Al compartir electrones los átomos consiguen  mayor estabilidad que cuando están aislados, por tanto buscarán tener la configuración electrónica lo más estable posible, esto es, la de un gas noble. La discusión completa se sale de los objetivos de este capítulo y es mejor reservarla para el capítulo que destinaremos al enlace. En una molécula diatómica la valencia covalente equivale al número de electrones que aporta el átomo para formar el enlace. Tomemos como ejemplo la molécula de SO en la cual, tanto el azufre como el oxígeno  actúan con valencia 2, la configuración de la capa de valencia (la de n más alto) es respectivamente 2s22p4 para el oxígeno y 3s23p4 para el azufre. En ambos casos, si el átomo consigue dos electrones más al compartir llegarían  a la configuración del gas noble inmediato en la Tabla Periódica. Según esto la valencia covalente no sería otra cosa que el número de electrones que debe compartir el átomo para alcanzar la configuración de un gas noble (no se cumple siempre, sobre todo en moléculas poliatómicas, pero esto lo dejaremos para cuando hablemos del enlace covalente).De todo lo dicho podemos deducir que: - Elementos del mismo grupo tendrán la misma valencia covalente fundamental (la más frecuente). - La valencia covalente aumenta en un periodo entre los elementos no metálicos. Así por ejemplo: C(4), N(3), O(2) y F(1).