Propiedades atómicas y su variación periódica
2.2.1 Carga nuclear efectiva
El concepto de carga nuclear efectiva es muy útil para analizar las propiedades de los átomos polielectrónicos. La carga nuclear efectiva esta dad por:
Zef=Z-s
Donde Z es la carga nuclear real y sigma se llama constante de apantallimiento.
Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico. Las mediciones muestran que se requieren 2373kJ de energía para mover el electrón restante de un mol de átomos de He y 5248 kJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión electrón- electrón el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón, así es que no hay apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente, se requiere de mucho más energía parea quitar el segundo electrón.
2.2.2 Tamaño atómico
A lo largo de un periodo hay un crecimiento hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacía el núcleo.
Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa uin incremento más bien considerable en el tamaño atómico. Es este caso, a pesar de ocurrir un aumento en la carga nuclear, Hay también un nivel más de energía de electrones. Puesto que el tamaño del átomo depende del lugar en donde estén distribuidos los electrones sobre la parte externa del núcleo este incremento en el número de niveles de energía causa un incremento en el radio atómico. En la siguiente tabla se presentan los radios atómicos de algunos de los elementos representativos.
2.2.3 Energía de ionización
Es la energía de requerida para mover un electrón de un átomo o un ion. La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo; la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y tercero es igualmente mayor que la segunda. En la siguiente tabla se puede observar que una vez adquirida la configuración de gas noble, como lo es el caso del Na+, Be2+ y Mg 2+ la próxima energía de ionización es muy alta. Esto explica por que una vez se ha obtenido la configuración de gas noble, no se puede remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química.
2.2.4 Afinidad electrónica
La cantidad de energía librada cuando un átomo gana se llama afinidad electrónica. En la tabla No.3 se muestran las afinidades de algunos elementos no metales. Puede verse a partir de esta tabla que al avanzar en un periodo, por ejemplo desde el nitrógeno hasta el flúor la afinidad electrónica se incrementa. Al igual que en el tamaño atómico ya la energía de ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor. De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos la afinidad electrónica disminuye. Esto se debe al hecho de que al bajar en el grupo, los electrones de valencia están más alejados del núcleo y por lo tanto no se libera tanta energía cuando una capa de valencia acepta un electrón. El flúor es una excepción ala regla general. Esto se debe al tamaño pequeño del átomo y contrario a lo que esperaríamos, a la poca tendencia a aceptar un electrón. EL tamaño pequeño del átomo causa mayor repulsión entre los electrones de valencia.
2.2.5 Número de oxidación
Este es un valor positivo o negativo que no solamente describe la capacidad de combinación de un átomo sino que también da una indicación de cómo están ordenados los electrones en el compuesto.
Existen una cuantas reglas generales para asignar o determinar el número de oxidación (estados):
1. El número de oxidación de un elemento en estado libre o no combinados es siempre cero.
2. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un compuesto es igual a cero.
3. El número de oxidación de un ion es igual a la carga del ion.
4. La suma de los números de oxidación de los átomos en un ion poliatómico debe ser siempre igual a al carga del ion.
5. Algunos números de oxidación más comunes son:
a) Los elementos del grupo 1 son siempre igual a 1+
b) Los elementos del grupo 2 son siempre 2+
c) El hidrógeno es generalmente 1+ excepto en los hidruros en donde es 1-.
d) El oxigeno es usualmente 2-,excepto en los peróxidos como el H 2 O 2 Y Na 2 O 2, donde es 1-(en superóxidos, como KO2, este es 1/2).
e) Los elementos del grupo 17 son 1- cuando están formando compuestos binarios con otros más electropositivos.
f) El azufre en compuestos binarios con elementos más electronegativos es 2-.-
g) El nitrógeno en compuestos binarios con elementos más electropositivos es 3-.
h) El Al(grupo 13) es 3+; el Zn (grupo 12) es 2+; la Ag(grupo 11) es 1+.
i) El Sn y Pb son 2+ ó 4+, el Cu y el Hg son 1+ ó2+, el Fe es 2+ ó 3+..
j) Todos los otros metales similares a estos cinco últimos, tienen más de un estado de oxidación o se dice que tienen estado de oxidación variable. Estos cinco son los, más comunes y por tanto deben aprenderse.
Variaciones periódicas en los estados de oxidación.
En la predicción de variaciones periódicas de los estados de oxidación debemos considerar tres tipos de elementos diferentes; no metales, metales representativos y metales de transición.
Los no metales generalmente tienen diferentes estados de oxidación con excepción del flúor. El estado de oxidación mínimo es igual al número del grupo menos ocho , como lo es 1- para los elementos del grupo 17(17–18), 2- para los no metales del 16(16–18) y así sucesivamente . El máximo estado de oxidación es igual al número de grupo.
Los metales representativos en los grupos 1 y 11 y el aluminio, como lo hemos visto, solamente presentan un estado de oxidación. Para los metales siguientes a la serie de transición hay dos estados de oxidación posible para cada uno. Estos corresponden al caso donde los electrones p (electrones de los orbitales p) son utilizados o cuando se utilizan los electrones s y p. Por esta razón el estaño y el plomo con la configuración s2 y p2 pueden ser 2+ ó 4+.
Los metales de transición presentan generalmente dos o más estados de oxidación posibles. Para la primera mitad de los elementos de transición generalmente hay varios estados de oxidación posibles. Esto es debido al hecho de que estos elementos tienen como electrones de valencia los electrones de los orbitales d. La siguiente tabla muestra una lista de los estados de oxidación posibles para los elementos de transición de la primera fila.
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
3 3, 4 2, 3 2, 3, 6 2, 3 2,3 2,3 2,3 1,2 2
4, 5 4, 6, 7
2.2.6 Electronegatividad
La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de un átomo para tener electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta es determina a partir de la electroafinidad y de la energía de ionización. Sin embargo, no es una medida de energía, pero sí una simple tendencia de los átomos para atraer electrones.
Hay diferentes escalas de electronegatividad, pero la más común es la escala que realizó Linus Paulig. La siguiente tabla muestra una lista de las electronegatividades de los elementos según la escala de Linus Pauling. Se puede notar que hay un aumento en la electronegatividad a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un periodo y una disminución a medida que bajamos en un grupo.
Este concepto es muy útil para predecir el tipo de enlace, para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos y para la polaridad de enlaces y moléculas.
2. 3 Impacto económico y ambiental de algunos elementos
2.3.1 Clasificación de los metales de acuerdo como se encuentran en la naturaleza.
La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente forma de minerales. Un mineral es una sustancia natural con una composición química característica, que varía sólo dentro de ciertos límites. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada para extraer un metal especifico, se conoce como mena. En la siguiente tabla se agrupan los principales tipos de minerales además también podemos observar una clasificación de los tipos de minerales además también podemos observar una clasificación de los metales basados en sus minerales. Además de los minerales encontrados en la corteza terrestre, el agua de mar es una rica fuente de algunos iones metálicos.
Tipo Minerales
Metales nativos Ag, Au, Bi, Cu, Pd, Pt
Carbonatos Ba C O3.Mg CO 3(dolomita),Pb CO 3?(cerusita), Zn CO 3?(smithsonita)
Halogenuros Ca F 2?(fluorita), Na Cl(halita), KCl(silvita), Na 3 Al F 6(criolita)
Óxidos Al 2 O 3.2H2O(bauxita), Al 2 O 3(corindón), Fe 2 O 3(hematita) Fe 3 O 4(magnetita), Cu 2 O?(cuprita),Mn O 2?(pirolusita), Sn O 2?(casiterita),Ti O 2(rutilo), ZnO(zincita)
Fosfatos Ca3(PO4)2(roca fosfórica), Ca5(PO4)3OH(hidroxiapatita)
Silicato Be 3 Al 2 Si 6 O 18(berilio),Zr Si O 4?(zircón),Na Al Si 3 O 8?(albita), Mg3(Si 4 O 10?)(OH)2(talco)
Sulfuros Ag 2 S?(argentita),CdS(grenoqita),Cu 2 S?(calcocita),Fe S 2?(pirita), HgS(cinabrio), PbS(galena),ZnS(esfalerita)
Sulfatos Ba SO 4?(barita), Ca SO 4?(anhidrita), Pb SO 4?(anglesita), Sr SO 4?(celestita), Mg SO 4?.7H2O(epsomita) 2.3.2 Clasificación de los metales por su utilidad.
Grupo Metales Aplicación
I Activos 1 y 2 Excepto Mg, Be Elaboración de jabón, cerámica industrial, neutralización de suelos ácidos con CaO,cemento a partir de Ca CO 3, Ca SO 4.
II Ligeros Be, Mg, Al Aleaciones (duraluminio Mg, Al, Mn, resiste más que el acero y es más ligero), construcción(de aviones, automóviles, herramientas, etc.)
III De punto de fusión alto Fe,Co,Ni,Cr,V,Mn,Ti,Mo Herramientas, maquinaria, aceros(industria)(especiales(Fe principal, Cr,Ni,V) Alvanadio (resiste vibraciones y golpes, se usa para hacer automóviles)Al(Mg)(maquinas niveladoras de terrenos, resiste grandes esfuerzos mecánicos)Inoxidable).
IV De punto de fusión bajo Cu, Zn, Cd, Pb, Hg, Sn (blandos, maleables y dúctiles) Aleaciones (latón(Cu-Zn)bronce(Cu-Sn)plata alemana(Cu,Zn,Ni)monedas(Cu-Ni).
V Nobles Ag, Au, Pt Joyería, material para laboratorio.
RADIO ATOMICO
Medir directamente el radio atómico es muy difícil ya que el tamaño de un átomo se piensa como el volumen que contienen el 90% de la totalidad de la densidad electrónica.
Así el radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes
Analicemos la tendencia periódica en un periodo, siempre teniendo en cuenta que el radio atómico esta determinado por cuán fuerte atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán mas fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico
En el Segundo periodo de la tabla periódica los elementos del Li al F, el número de niveles es el mismo 2, es decir todos tienen un orbital 1s lleno y el subnivel 2 pasa de tener 1 electrón en el Litio a tener 7 en el caso del Fluor. Como vimos y es de esperar la carga nuclear efectiva aumenta, por lo tanto hay una mayor atracción del núcleo por los últimos electrones y el radio atómico disminuye constantemente del Litio al Fluor.
A medida que se desciende en un grupo, por ejemplo el grupo IA se encuentra que el radio atómico aumenta según aumenta el número atómico. Esto se explica por que la carga nuclear efectiva permanece prácticamente constante, pero el número de niveles aumenta. Como el tamaño de los orbitales aumenta con el incremento del número cuántico principal, n, el tamaño de los átomos metálicos aumenta del Li al Cs. El mismo razonamiento se puede explicar a los elementos de otros grupos.
RADIO IONICO
El radio iónico es el radio de un anión o de un catión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico
Cuando un átomo neutro se convierte en un anión, su tamaño o radio aumenta, dado que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión resultante de la adición de un electrón es mayor. Por otra parte un catión es menor que su átomo neutro, dado que al quitar electrones reduce la repulsión electrónica y se contrae la nube electrónica
En un grupo el radio atómico y el radio iónico varían de igual forma, es decir al descender en un grupo el radio atómico aumenta y el radio iónico también. Para iones derivados de elementos de diferentes grupos la comparación solo tiene significado si los iones son isoelectrónicos. Si se analizan iones isoelectrónicos se encuentra que los aniones son más grandes que los cationes.
ENERGIA DE IONIZACION
La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. Esta magnitud es una medida del esfuerzo necesario para quitarle un electrón a un átomo o de cuán fuertemente esta enlazado un electrón al núcleo en el átomo. A mayor energía de ionización, es más difícil quitar el electrón. La energía de ionización es una energía absorbida por átomos ( o iones) por lo cual será siempre una energía positiva.
Vamos a analizar como varía la energía de ionización primaria, es decir al desprender un primer electrón a un átomo neutro, en un período. Veremos que al aumentar el número atómico, aumenta la energía de ionización. Esto se puede explicar por al aumento de la carga nuclear efectiva en un período ( como en el caso de los radios atómicos). Una mayor carga nuclear efectiva implica un electrón externo mas fuertemente enlazado y por lo tanto una energía de ionización mayor.
En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico. Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas similares. Sin embargo a medida que aumenta el número cuántico principal n aumenta de igual manera la distancia promedio de los últimos electrones con respecto al núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el núcleo significa una atracción más débil, de tal manera que se hace más fácil quitar el electrón a medida que descendemos en un grupo.
AFINIDAD ELECTRONICA
La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso. Vamos a analizar en este caso también el cambio de energía cuando se forma un ión univalente. Esta es una energía que se libera y tendrá un valor negativo. Mientras más negativa sea la afinidad electrónica mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.
En un período al aumentar el número atómico los valores se hacen más negativos, es decir es mayor la afinidad electrónica, y esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y se reduce el radio atómico.
Al descender en un grupo, aún cuando a partir del Segundo periodo hay una estabilización de la carga nuclear efectiva, debido al aumento del radio atómico habrá una disminución de la afinidad electrónica
