1- Propiedades periódicas
La utilidad de la Tabla Periódica reside en que la ordenación de los elementos químicos permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos. Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas).
Existen, por tanto, muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.
1.1- Radio atómico (RA)
Es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). El radio atómico dependerá del tipo de unión que presenten los atómos.
Es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). El radio atómico dependerá del tipo de unión que presenten los atómos.
La medida de los radios atómicos se expresa en angstrom (Å); así, 1 Å = 10–10 m. Pero en las unidades SI, se da en nanómetros (1 nm = 10–9 m) o en picómetros (1 pm = 10–12 m). Por ejemplo, un átomo de sodio tiene un radio de 1,86 Å; o de 0,186 nm, o de 186 pm.
– En un grupo: el radio atómico aumenta al descender, pues hay más capas de electrones.
– En un período: el radio atómico aumenta hacia la izquierda pues hay las mismas capas pero menos protones para atraer a los electrones.
1.2- Energía de ionización (EI)
Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso. Como resultado, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión).
Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso. Como resultado, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión).
Una manera de expresar esta información es la siguiente:
X(g) + energía → X+ (g) + 1e–
Si el electrón está débilmente unido, la energía de ionización es baja; si el electrón está fuertemente unido, la energía de ionización es alta.
– En un grupo: La energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico, ya que los electrones externos están cada vez más alejados del núcleo y por lo tanto cada vez menos atraidos por el núcleo (será más fácil extraerlos).
– En un período: La energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico, ya que para un mismo periodo los electrones se colocan en la misma capa de valencia y al ir aumentando la carga positiva del núcleo, la atracción de ésta sobre los electrones será cada vez mayor.
1.3- Afinidad electónica (AE)
Es la energía libera a cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón, formándose un ión gaseoso negativo. El átomo se convertirá en un anión.
Una representación general de este proceso, en términos energéticos, es la siguiente:
X(g) + 1e– → X–(g) + energía
Está comprobado que a mayor electronegatividad, mayor es la tendencia que tiene el átomo para aceptar un electrón.
– En un grupo: La Afinidad electónica disminuye de arriba hacia abajo a medida que aumenta el número atómico (Z).
– En un período: La Afinidad electónica aumenta a medida que aumenta el número atómico (Z).
1.4- Electronegatividad (EN)
Es la capacidad que poseen un átomo para atraer electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. La electronegatividad corresponde a una propiedad, la cual fue propuesta por Linus Pauling (1901-1994), cuando estudió los enlaces químicos.
La electronegatividad se determina en la escala de Pauling. Al flúor (F), el elemento más electronegativo, se le asigna el valor 4,0; al Francio (Fr), el menos electronegativo, le corresponde el 0,7.
En función de la diferencia de electronegatividad, se determinan los diferentes tipos de enlace.
|
Diferencia de electronegatividad |
Tipo de enlace |
Característica |
|
Menor o igual a 0,4 |
Covalente no polar |
Compartición equitativa de los electrones |
|
De 0,5 a 1,7 |
Covalente polar |
Desigual compartición de electrones |
|
Mayor a 1,7 |
Iónico |
Transferencia electrónica de electrones |
Por lo que, en un enlace iónico existe una mayor diferencia de electronegatividad. Mientras que, en un enlace covalente no polar existe una diferencia de electronegatividad menor.
A continuación, se presenta cómo varía la electronegatividad en la tabla periódica.
– En un grupo: La electronegatividad disminuye al descender, pues el núcleo estará más alejado y atraerá menos a un electrón.
– En un período: La electronegatividad aumenta hacia la derecha pues hay las mismas capas pero más protones para atraer a los electrones y lo hacen con mayor facilidad.
También, en función de los elementos implicados y sus diferencias de electronegatividad, los enlaces se producen entre determinados elementos de la tabla periódica.
| Tipo de enlace | Elementos implicados | Ejemplo |
| Covalente | Se produce entre elementos no metálicos que poseen igual o diferente electronegatividad. Puede ser de dos tipos: covalente polar (se unen átomos de diferente electronegatividad) y covalente no polar (se produce en átomos iguales). | Enlace covalente polar: HCl.
Enlace covalente no polar: Cl2. |
| Iónico | Se produce entre elementos que poseen electronegatividades muy diferentes. El enlace se produce entre un metal y un no metal. | NaCl |
1.5- Carga nuclear efectiva (Zef o Z*)
Es la carga real que mantiene unido un electrón al núcleo.
Depende de dos factores contrapuestos:
– Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor ”Zef ”, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones.
– Apantallamiento o efecto pantalla (S; o «a») de e– interiores o repulsión electrónica. A mayor apantallamiento menor ”Zef”.
Zef= Z −S
Donde:
Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.
S o a es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear. No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.
En un grupo: Zef permanece casi inalterable, pues aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.
En un período: La Zef aumenta hacia la derecha, debido al menor apantallamiento de los e– de la última capa y al mayor “Z”, de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha crece más “Z” que “S”, pues el apantallamiento de los e– de ultima capa es inferior a 1.
1.6- Carácter metálico
Un elemento se considera metal, desde un punto de vista electrónico, cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos.
En un grupo: El carácter metálico aumenta al descender, pues el electrón que pierde está más alejado y menos atraído por el núcleo.
En un período: El carácter metálico aumenta hacia la izquierda pues hay las mismas capas pero menos protones para atraer a los electrones y se pueden perder con mayor facilidad.
