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khkjn,.
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Gases nobles
Tubos de descarga conteniendo gases nobles, excitados eléctricamente, mostrando la luz emitida.
Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo
condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan unareactividad
química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 (8A) 1 de la tabla periódica(anteriormente llamado grupo 0).
Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza
son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radiactivo radón (Rn).
Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de laestructura
atómica: a su capa electrónica de electrones valentes se la considera completa, dándoles poca
tendencia a participar en reacciones químicas, por lo que sólo unos pocoscompuestos de gases
nobles han sido preparados hasta 2008. El xenón reacciona de manera espontánea con el flúor (debido
a la alta electronegatividad de éste), y a partir de los compuestos resultantes se han alcanzado otros.
También se han aislado algunos compuestos con kriptón. Los puntos de fusión y de ebullición de cada
gas noble están muy próximos, difiriendo en menos de 10 °C; consecuentemente, sólo son líquidos en
un rango muy pequeño de temperaturas.
El neón, argón, kriptón y xenón se obtienen del aire usando los métodos de licuefacción y destilación
fraccionada. El helio es típicamente separado del gas natural y el radón se aísla normalmente a partir
del decaimiento radioactivo de compuestos disueltos delradio. Los gases nobles tienen muchas
aplicaciones importantes en industrias como iluminación, soldadura y exploración espacial. La
combinación helio-oxígeno-nitrógeno (trimix) se emplea para respirar en inmersiones de profundidad
para evitar que los buzos sufran el efecto narcótico del nitrógeno. Después de verse los riesgos
causados por la inflamabilidad del hidrógeno, éste fue reemplazado por helio en los dirigibles y globos
aerostáticos.
Índice
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1 Historia
2 Propiedades físicas y atómicas
3 Propiedades químicas
o 3.1 Compuestos
4 Abundancia y producción
5 Usos
6 Véase también
7 Fuentes
o 7.1 Notas y referencias
o 7.2 Bibliografía
8 Enlaces externos
Historia
El helio fue detectado por primera vez en el Sol debido a sus características de líneas espectrales.
Gas noble es una traducción del nombre alemán Edelgas, usado por primera vez en 1257 por Hugo
Johan,2 para indicar su extremadamente bajo nivel de reactividad. El nombre hace una analogía con el
término "metales nobles", como el oro, asociado con riqueza y nobleza, y que tiene también una baja
reactividad. También se ha dado a los gases nobles el nombregases inertes, pero esta etiqueta ha sido
desaprobada a medida que los gases nobles se han ido conociendo más.3 Gases raros es otro término
que se ha utilizado,4 pero también es incorrecto porque el argón conforma una parte bastante
considerable (0,94% por volumen, 1,3% por masa) de la atmósfera terrestre.5
Pierre Janssen y Joseph Norman Lockyer fueron los primeros en descubrir un gas noble el 18 de
agosto de 1868 cuando examinaban la cromosfera del Sol, y lo llamaron helio a partir de la palabra
griega para el Sol, ήλιος (ílios o helios).6 Anteriormente, en 1784, el químico y físico inglés Henry
Cavendish había descubierto que el aire contenía una pequeña proporción de una sustancia menos
reactiva que el nitrógeno.7 Un siglo más tarde, en 1895, Lord Rayleigh descubrió que las muestras de
nitrógeno del aire son de diferente densidad que las del nitrógeno como consecuencia de reacciones
químicas. En colaboración con William Ramsay, científico del University College de Londres, Lord
Rayleigh postuló que el nitrógeno extraído del aire se encontraba mezclado con otro gas y ejecutó un
experimento que consiguió aislar exitosamente un nuevo elemento: el argón, palabra derivada del
griego argós, "inactivo".7 A partir de este descubrimiento, notaron que faltaba una clase completa
de gases en la tabla periódica. Durante su búsqueda del argón, Ramsay también consiguió aislar el
helio por primera vez, al calentar cleveíta, un mineral. En 1902, después de aceptar la evidencia de la
existencia de los elementos helio y argón, Dmitri Mendeléyev incluyó estos gases nobles como Grupo 0
en su clasificación de elementos, que posteriormente se convertiría en la tabla periódica.8
Ramsay continuó con la búsqueda de estos gases usando el método de la destilación fraccionada para
separar aire líquido en varios componentes. En 1898, descubrió el kriptón, el neón y el xenón, llamados
así a partir del griego κρυπτός (kryptós, "oculto"), νέος(néos, "nuevo"), y ξένος (xénos, "extraño"),
respectivamente. Por su parte, el radón fue identificado por primera vez en 1898 porFriedrich Ernst
Dorn,9 y se le llamó emanación de radio, pero no fue considerado como un gas noble hasta 1904,
cuando se determinó que sus características eran similares a las de los otros gases nobles.10 Ese mismo
año, Rayleigh y Ramsay recibieron el premio Nobel de Física y Química, respectivamente, por el
descubrimiento de los gases nobles.11 12
El descubrimiento de los gases nobles ayudó a la compresión de la estructura atómica. En 1895, el
químico francés Heri Moissanintentó infructuosamente producir una reacción entre el flúor, el elemento
más electronegativo, y el argón, uno de los gases nobles, con el fin de aislar de la atmósfera aquellos
gases caracterizados por su extraordinaria inercia química, comenzando por el que está en mayor
abundancia relativa, y de crear nuevos elementos o compuestos.13 14 Los científicos fueron incapaces de
producir compuestos de argón hasta fines del siglo XX, pero sus intentos ayudaron a desarrollar nuevas
teorías de la estructura atómica. Basándose en estos experimentos, el físico danés Niels Bohr propuso
en 1913 que los electrones en los átomos se encontraban ordenados en capas electrónicas en torno al
núcleo y que en el caso de los gases nobles, exceptuando al helio, la capa exterior siempre contenía
ocho electrones.10 En 1916, Gilbert N. Lewis formuló la regla del octeto, la cual concluye que la
configuración más estable para cualquier átomo es contar con ocho electrones en la capa exterior; esta
configuración produce elementos que no reaccionan con otros, ya que no necesitan más electrones para
completar su capa exterior.15
En 1962 Neil Bartlett descubrió el primer compuesto químico de un gas noble, el hexafluoroplatinato de
xenón.16 Compuestos de otros gases nobles fueron descubiertos poco después: en 1962, el fluoruro de
radón,17 y en 1963, el difluoruro de kriptón (KrF2).18 El primer compuesto estable de argón se reportó en
2000 cuando se formó el fluorohidruro de argón a una temperatura de 40 K (−233,2 °C; −387,7 °F).19
En diciembre de 1998, científicos del Joint Institute for Nuclear Research trabajando en Dubna, Rusia,
bombardearon plutonio (Pu) concalcio (Ca) para producir un único átomo del elemento 114,20 bajo el
nombre Flerovio (Fl).21 Experimentos químicos preliminares indican que este elemento puede ser el
primer elemento transuránico en mostrar propiedades anormales y parecidas a las de los gases nobles,
aun cuando es miembro del grupo 14 en la tabla periódica.22 En octubre de 2006, científicos del Joint
Institute for Nuclear Research y del Lawrence Livermore National Laboratory sintetizaron exitosamente
el ununoctio (Uuo), el séptimo elemento en el Grupo 18,23 al bombardear californio (Cf) con calcio
(Ca).24 Como curiosidad cabe indicar que la discusión científica sobre la posibilidad de licuar estos gases
dio lugar al descubrimiento de la superconductividad por el físico holandés Heike Kamerlingh Onnes.
Propiedades físicas y atómicas[editar]
Propiedad Gas noble
Número atómico 2 10 18 36 54 86
Nombre del elemento Helio Neón Argón Kriptón Xenón Radón
Densidad (kg/m3) 0,1785 0,9002 1,7818 3,708 5,851 9,970
Radio atómico (nm) 0,050 0,070 0,094 0,109 0,130 —
Punto de ebullición (°C) –268,83 –245,92–
185,81–151,70 –106,60 –62
Punto de fusión (°C) –272 –248,52 –189,6 –157 –111,5 –71
Los gases nobles cuentan con fuerzas intermolecularesmuy débiles y, por lo tanto, tienen puntos de
fusión y deebullición muy bajos. Todos ellos son gasesmonoatómicos bajo condiciones estándar,
incluyendo aquellos que tienen masas atómicas mayores que algunos elementos que se encuentran
normalmente en estado sólido. El helio tiene varias propiedades únicas con respecto a otros elementos:
tanto su punto de ebullición como el de fusión son menores que los de cualquier otra sustancia
conocida; es el único elemento conocido que presenta superfluidez; de la misma manera no puede ser
solidificado por enfriamiento bajo condiciones estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión
de 25 atm (2500 kPa; 370 psi) y 0,95 K (−272,20 °C; −457.960 °F).25 Los gases nobles hasta el xenón
tienen múltiples isótopos estables. El radón no tiene isótopos estables; su isótopo de mayor duración
tiene un periodo de semidesintegración de 3,8 días que puede formar helio y polonio.10
El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en el número
de electrones. El tamaño del átomo se relaciona con varias propiedades. Por ejemplo, el potencial de
ionización disminuye a medida que aumenta el radio ya que los electrones de valencia en los átomos
más grandes se encuentran más alejados del núcleo y, por lo tanto, no se encuentran ligados tan
fuertemente por el átomo. Los gases nobles tienen los mayores potenciales de ionización de cada
periodo, lo cual refleja lo estable que es su configuración electrónica y genera su falta de reactividad
química.26 Sin embargo, algunos de los gases nobles más pesados tienen potenciales de ionización lo
suficientemente bajos para ser comparables a los de otros elementos y moléculas. El químico Neil
Bartlett, intentando crear el compuesto de un gas noble, notó que el potencial de ionización del xenón
era similar al de la molécula deoxígeno, por lo que intentó oxidar xenón usando hexafluoruro de platino,
un agente oxidante tan fuerte que es capaz de reaccionar con oxígeno.16 Los gases nobles no pueden
aceptar un electrón para formar aniones estables. Esto quiere decir que poseen una afinidad
electrónica negativa.27
Gráfico de potencial de ionizaciónrespecto al número atómico. Los gases nobles tienen el mayor potencial de
ionización de cada periodo.
Las propiedades físicas macroscópicas de los gases nobles están determinadas por las débiles fuerzas
de Van der Waals que se dan entre átomos. Las fuerzas de atracción aumentan con el tamaño del
átomo como un resultado del incremento en la polarizabilidad y el descenso del potencial de ionización.
Esto lleva a tendencias grupales sistemáticas. Por ejemplo, a medida que se baja en los grupos de la
tabla periódica, el radio atómico y las fuerzas interatómicas aumentan. De igual forma, se adquieren
mayores puntos de fusión y de ebullición, entalpía de vaporización y solubilidad. El aumento
de densidad se debe al incremento en masa atómica.26
Los gases nobles se comportan como gases ideales bajo condiciones normales de presión y
temperatura, pero sus tendencias anormales a la ley de los gases ideales proporcionan claves
importantes para el estudio de las fuerzas e interacciones moleculares. El potencial de Lennard-Jones,
usado frecuentemente para modelar fuerzas intermoleculares, fue deducido en 1924 por John Lennard-
Jones a partir de datos experimentales del argón antes de que el desarrollo de la mecánica
cuántica proporcionara las herramientas necesarias para entender las fuerzas intermoleculares a partir
de primeros principios.28 El análisis teórico de estas fuerzas se volvió viable debido a que los gases
nobles son monoatómicos, y por tanto isótropos(independientes de la dirección).
Propiedades químicas[editar]
Tabla de gases con respectivas capas de electrones
Z Elemento Electrones por capa
2 Helio 2
10 Neón 2, 8
18 Argón 2, 8, 8
36 Kriptón 2, 8, 18, 8
54 Xenón 2, 8, 18, 18, 8
86 Radón 2, 8, 18, 32, 18, 8
En los seis primeros periodos de la tabla periódica, los gases nobles son exactamente los miembros del
grupo 18 (8A) de la tabla (anteriormente conocido como grupo 0). Sin embargo, esto ya no es cierto en
el séptimo periodo (debido a efectos relativistas): el siguiente miembro del grupo 18, el ununoctio,
probablemente no es un gas noble.29 En cambio, el miembro del grupo 14 Flerovio presenta propiedades
similares a las de los gases nobles.30
Los gases nobles son incoloros, inodoros, insípidos y no inflamables en condiciones normales.
Antiguamente se les asignaba el grupo 0 de la tabla periódica porque se creía que tenían una valencia
cero, es decir, que sus átomos no se pueden combinar con otros elementos para formar compuestos.
Sin embargo, más tarde se descubrió que algunos sí forman compuestos, haciendo que se abandonara
esta denominación.10 Se conoce muy poco sobre las propiedades del miembro más reciente del grupo
18, el ununoctio (Uuo).31 Los gases nobles tienen capas llenas de electrones de valencia. Los electrones
de valencia son los electrones que se encuentran más al exterior de los átomos y normalmente son los
únicos que participan en los enlaces químicos. Los átomos con capas de valencia llenas de electrones
son extremadamente estables y por tanto no tienden a formar enlaces químicos y tienen poca tendencia
a ganar o perder electrones.32 Sin embargo, los gases nobles más pesados, como el radón, están unidos
menos firmemente por la fuerza electromagnética que los más ligeros, como el helio, haciendo que sea
más fácil retirar electrones exteriores de los gases nobles pesados. Debido a que dicha capa está
completa, los gases nobles se pueden utilizar de acuerdo con la notación de configuración electrónica
para dar lugar a una "notación de gases nobles". Para ello, primero se escribe el gas noble más cercano
que precede al elemento en cuestión, y se continúa la configuración electrónica a partir de ese punto.
Por ejemplo, la notación electrónica del carbonoes 1s2 2s2 2p2, y su notación de gas noble es [He]
2s2 2p2. Esta notación hace que resulte más fácil identificar elementos, y es más corta que escribir toda
la notación de orbitales atómicos.33
Compuestos[editar]
Modelo tridimensional del tetrafluoruro de xenón (XeF4).
Artículo principal: Compuesto de gas noble
Los gases nobles tienen una reactividad extremadamente baja; a pesar de ello, se han formado una
gran cantidad de compuestos de gases nobles. No se han formado compuestos neutros en los que el
helio y el neón estén presentes en los enlaces químicos (aunque hay pruebas teóricas de algunos
compuestos de helio), mientras que el xenón, el kriptón y el argón sólo presentan una reactividad
baja.34 La reactividad sigue el orden Ne < He < Ar < Kr < Xe < Rn.
En 1933, Linus Pauling argumentó que los gases nobles más pesados podían formar compuestos con
el flúor y el oxígeno. De igual forma, arguyó la existencia del hexafluoruro de kriptón (KrF6) y
el hexafluoruro de xenón (XeF6), y especuló que el XeF8 podría existir como compuesto inestable,
sugiriendo también que el ácido xénico (H2XeO4) podía formar sales de perxenato.35 36 Se ha
demostrado que estas predicciones eran generalmente precisas, salvo que actualmente se cree que el
XeF8 es termodinámica y cinéticamenteinestable.37 Los compuestos de xenón son los más numerosos
de los compuestos de gas noble que se han formado.38 La mayoría de ellos tienen el átomo de xenón en
el estado de oxidación +2, +4, +6 ó +8 unido a átomos muy electronegativos como el flúor o eloxígeno,
como en el fluoruro de xenón (XeF2), el tetrafluoruro de xenón (XeF4), el hexafluoruro de xenón (XeF6),
el tetraóxido de xenón(XeO4) y el Perxenato de sodio (Na4XeO6). Algunos de estos compuestos han sido
utilizados en la síntesis química como agentes oxidantes; el XeF2, en particular, está disponible
comercialmente y se puede utilizar como agente fluorador.39 En 2007, se habían identificado unos
quinientos compuestos de xenón unidos a otros elementos, incluyendo compuestos organoxenones
(unidos concarbono), así como xenón unido a nitrógeno, cloro, oro, mercurio y al propio
xenón.34 También se han observado compuestos de xenón unido
a boro, hidrógeno, bromo, yodo, berilio, azufre, titanio, cobre y plata, pero sólo a temperaturas bajas en
matrices de gases nobles, o en jet streams de gases nobles.34
En teoría, el radón es más reactivo que el xenón, y por tanto debería formar enlaces químicos más
fácilmente que el xenón. Sin embargo, debido a la gran radiactividad y la corta semivida de los isótopos
del radón, en la práctica sólo se han formado unos pocos fluoruros y óxidos de radón.40 El kriptón es
menos reactivo que el xenón, pero se han observado diversos compuestos con el kriptón en el estado
de oxidación +2.34 El difluoruro de kriptón es el más notable y fácil de caracterizar. También se han
caracterizado compuestos en que el kriptón forma un enlace único con nitrógeno y oxígeno,41 pero sólo
son estables por debajo de −60 °C y −90 °C, respectivamente. Se han observado átomos de kriptón
unidos químicamente a otros no metales (hidrógeno, cloro, carbono), así como algunos metales de
transición tardíos (cobre, plata, oro), pero sólo o bien a temperaturas bajas.34 Se utilizaron condiciones
similares para obtener los primeros pocos compuestos de argón en el 2000, como el fluorohidruro de
argón (HArF), y algunos unidos a los metales de transición tardíos.34 En 2007 no se conocían moléculas
neutras estables con átomos de helio o neón con enlaces covalentes.34
Los gases nobles, incluyendo el helio, pueden formar iones moleculares estables en fase gaseosa. El
más simple es el hidrohelio, HeH+, descubierto en 1925.42 Al estar compuesto por los dos elementos
más abundantes del universo, el hidrógeno y el helio, se cree que se da naturalmente en el medio
interestelar, aunque aún no ha sido detectado.43 Además de estos iones, hay muchos excímerosneutros
conocidos de estos gases. Hay compuestos como ArF y KrF que sólo son estables cuando se
encuentran en un estado electrónico excitado, y algunos de ellos se emplean en los láseres de
excímeros.
Además de los compuestos en que un átomo de gas noble está implicado en un enlace covalente, los
gases nobles también forman compuestos no covalentes. Los clatratos, descritos por primera vez en
1949,44 consisten en un átomo de gas noble atrapado dentro de cavidades de la estructura cristalina de
determinadas sustancias orgánicas e inorgánicas. La condición esencial para que se formen es que los
átomos invitados (los del gas noble) deben tener el tamaño adecuado para encajar en las cavidades de
la estructura cristalina del huésped. Por ejemplo, el argón, el kriptón y el xenón forman clatratos con
la hidroquinona, pero el helio y el neón no, pues son demasiado pequeños o tienen
una polarizabilidad insuficiente para ser retenidos.45 El neón, el argón, el kriptón y el xenón también
forman hidratos de clatratos; esto quiere decir que los gases nobles quedan atrapados dentro de la capa
de helio de dichos compuestos.46
Los gases nobles pueden formar compuestos fulerenos endoédricos, en los que el átomo de gas noble
está atrapado dentro de una molécula de fullereno. En 1993, se descubrió que cuando se expone C60,
una molécula esférica compuesta de 60 átomos de carbono, gases nobles a una presión elevada, se
pueden formar complejos como He@C60 (@ indica que He se encuentra contenido dentro de C60, pero
que no está unido covalentemente).47 En 2008 se obtuvieron complejos endohédricos con helio, neón,
argón, kriptón y xenón.48 Estos compuestos se utilizan en el estudio de la estructura y la reactividad de
los fulerenos mediante la resonancia magnética nuclear del átomo de gas noble.49
Se considera que los compuestos de gases nobles, como el difluoruro de xenón (XeF2), son
hipervalentes, pues violan la regla del octeto. Se puede explicar los enlaces en estos compuestos con
un modelo de tres centros y cuatro electrones.50 51 Este modelo, propuesto por primera vez en 1951,
considera la unión de tres átomos colineales. Por ejemplo, los enlaces de XeF2 se describen por un
conjunto de tres orbitales moleculares derivadas de los orbitales p de cada átomo. Los enlaces resultan
de la combinación de un orbital p de Xe con un orbital p medio lleno de cada átomo de F, resultando en
un orbital de enlace lleno, un orbital de enlace no lleno, y un orbital de antienlace. El orbital molecular
ocupado más alto se encuentra en los dos átomos terminales. Esto representa una localización de la
carga facilitada por la alta electronegatividad del flúor.52 La química de los gases nobles más pesados, el
kriptón y el xenón, está bien determinada. La de los más ligeros, el helio y el argón, aún se encuentra en
un estado temprano, mientras que aún no se ha identificado algún compuesto de neón.
Abundancia y producción[editar]
La abundancia de los gases nobles en el universo disminuye a medida que aumenta su número
atómico. El helio es el elemento más común en el universo después del hidrógeno, con una proporción
de masa de aproximadamente el 24%. La mayoría del helio del universo se formó durante
la nucleosíntesis primordial, pero la cantidad de helio aumenta constantemente debido a la fusión de
hidrógeno en la nucleosíntesis estelar (proceso realizado mediante reacciones nucleares que tiene su
origen en las estrellas durante su proceso evolutivo, y que antecede a una supernova por colapso
gravitatorio).53 54 La abundancia en la Tierra muestra tendencias diferentes; por ejemplo, el helio es sólo
el tercer gas noble más abundante de la atmósfera. El motivo es que no hay helio primordial en la
atmósfera, ya que debido a la pequeña masa de este átomo, el helio no puede ser retenido por el campo
gravitatorio terrestre.55 El helio de la Tierra deriva de la desintegración alfa de elementos pesados como
el uranio o el torio de la corteza terrestre, y tiende a acumularse en yacimientos de gas natural.55 Por
otro lado, la abundancia del argón crece como resultado de la desintegración alfa del potasio-40, que
también se encuentra en la corteza terrestre, para formar argón-40, que es el isótopo del argón más
abundante de la Tierra a pesar de ser relativamente raro en el sistema solar. Este proceso es la base
del método de datación por potasio-argón.56 El xenón tiene una abundancia relativamente baja en la
atmósfera, lo que se ha dado a conocer como el "problema del xenón desaparecido"; una teoría es que
el xenón que falta podría estar atrapado en minerales dentro de la corteza terrestre.57 El radón se forma
en la litosfera por la desintegración alfa del radio. Se puede filtrar en edificios a través de los cimientos y
acumularse en áreas mal ventiladas. Debido a su gran radiactividad, el radón supone un riesgo
significativo para la salud; sólo en Estados Unidos, está asociado con unas 21.000 muertes por cáncer
de pulmón cada año.58
Abundancia Helio Neón Argón Kriptón Xenón Radón
Sistema solar (por cada átomo de silicio)59 2.343 2,148 0,1025
5,515 × 10−5
5,391 × 10−6 –
Atmósfera terrestre (proporción en volumen en ppm)60 5,20 18,20 9.340,00 1,10 0,09
(0,06 – 18) × 10−1961
Roca ígnea (proporción en masa en ppm)26
3 × 10−3
7 × 10−5 4 × 10−2 – – 1,7 × 10−10
Gas Precio en el 2004 (USD/m3)62
Helio (grado industrial) 4,20–4,90
Helio (grado de laboratorio)
22,30–44,90
Argón 2,70–8,50
Neón 60–120
Kriptón 400–500
Xenón 4.000–5.000
El neón, el argón, el criptón y el xenón se obtienen a partir del aire utilizando los métodos de licuefacción
de gases, para convertir los elementos a un estado líquido, y de destilación fraccionada, para separar
las mezclas en sus componentes. El helio se produce generalmente separándolo del gas natural, y el
radón se aísla de la desintegración radioactiva de los compuestos de radio.10 El precio de los gases
nobles está influido por su abundancia natural, siendo el argón el más barato y el xenón el más caro. Lo
ilustra la tabla de la derecha, con los precios en USD de 2004 por cantidades de laboratorio de cada
gas.
Usos[editar]
Hoy en día se utiliza helio líquido para refrigerar los imanes superconductores en los escáneres de resonancia
magnética.
Los gases nobles tienen un punto de ebullición y de fusión muy bajos, lo que los hace útiles
como refrigerantes criogénicos.63 En particular, el helio líquido, que hierve a 4,2 K, se utiliza para imanes
superconductores, como los que se emplean para la imagen por resonancia magnética y la resonancia
magnética nuclear.64 El neón líquido, aunque no llega a temperaturas tan bajas como el helio líquido,
también tiene aplicaciones en la criogenia, pues tiene una capacidad de refrigeración más de 40 veces
superior a la del helio líquido y más de tres veces superior a la del hidrógeno líquido.61
El helio se utiliza como componente de los gases respirables para sustituir al nitrógeno, gracias a su
baja solubilidad en fluidos, especialmente en lípidos. Los gases son absorbidos por la sangre y
los tejidos corporales cuando hay presión, como en el submarinismo, lo que provoca un
efecto anestésico conocido como "mal de profundidad". Debido a su baja solubilidad, entra poco helio en
las membranas celulares, y cuando se utiliza helio para sustituir parte de los gases respirables, como en
el trimix o el heliox, se consigue una reducción del efecto narcótico del gas en profundidad. La baja
solubilidad del helio ofrece más ventajas para el trastorno conocido comoenfermedad por
descompresión. A menor cantidad de gas disuelto en el cuerpo significa que se forman menos burbujas
de gas durante la reducción de la presión durante el ascenso. Otro gas noble, el argón, es considerado
la mejor opción como gas de inflación del traje seco en el submarinismo.
Desde el desastre del Hindenburg de 1937,65 el helio ha sustituido al hidrógeno como gas de
sustentación en los dirigibles y globos,65gracias a su ligereza e incombustibilidad, pese a una reducción
en la flotabilidad de un 8,6%. En muchas aplicaciones, los gases nobles se utilizan para formar una
atmósfera inerte. El argón se utiliza en la síntesis de compuestos sensibles al aire que al mismo tiempo,
son sensibles al nitrógeno. El argón sólido también se utiliza para estudiar compuestos muy estables,
como intermedios reactivos, atrapándolos en una matriz inerte a temperaturas muy bajas.66 El helio es
utilizado como medio portador en la cromatografía de gases, como gas de relleno en los termómetros, y
en aparatos para medir la radiación, como el contador Geiger y la cámara de burbujas. Tanto el helio
como el argón se utilizan habitualmente para proteger arcos de soldadura y metal base que les rodea de
la atmósfera durante la soldadura y la ablación, así como en otros procesos metalúrgicos y la
producción de silicio para la industria de los semiconductores.61
Los gases nobles se usan habitualmente para la iluminación debido a su falta de reactividad química. El
argón, mezclado con nitrógeno, se utiliza como gas de relleno de las bombillas incandescentes.61 El
kriptón se usa en bombillas de alto rendimiento, que tienen una temperatura de color más elevada y una
mayor eficacia, pues reduce la velocidad de evaporación del filamento más que el argón, las lámparas
de halógeno, en particular, utilizan kriptón mezclado con pequeñas cantidades de compuestos
de yodo o bromo.61Los gases nobles lucen con colores característicos cuando se les utiliza en lámparas
de descarga, como los faros de neón, que producen un color naranja-rojo. El xenón es utilizado
habitualmente en faros de xenón que, debido a su espectro casi continuo que se asemeja a la luz del
día, se usan en proyectores de películas y como faros de automóvil.61
Los gases nobles se usan en láseres de excímeros, que se basan en moléculas excitadas
electrónicamente de vida corta conocidas como excímeros. Los excímeros utilizados en los láseres
pueden ser dímeros de gases nobles como Ar 2, Kr 2 o Xe 2, o más habitualmente, el gas noble es
combinado con un halógeno en excímeros como ArF, KrF, XeF o XeCl. Estos láseres producen una
luzultravioleta que, debido a su longitud de onda corta (193 nm por ArF y 248 nm para KrF), permite una
imagen de alta precisión. Los láseres de excímeros tienen muchos usos industriales, médicos y
científicos. Se utilizan en la microlitografía y la microfabricación, esenciales para la manufactura
de circuitos integrados y por cirugía láser, incluyendo la angioplastia láser y la cirugía ocular.67 Algunos
gases nobles tienen un uso directo en la medicina. A veces se usa el helio para mejorar la facilidad de
respiración de los pacientes conasma.61 El xenón se utiliza como anestésico debido a su alta solubilidad
en lípidos, que lo hace más potente que el habitual óxido nitroso, y como es eliminado fácilmente por el
cuerpo, permite un restablecimiento más rápido.68 La captación de imágenes hechas a través de
la resonancia magnética nuclear utiliza el xenón en combinación con otros gases. El radón, que es muy
radiactivo y sólo está disponible en cantidad mínimas, sirve en el tratamiento por radioterapia.
Colores producidos por los diferentes gases nobles en tubos de
neón
Helio
Neón
Argón (con una translúcido de mercurio)
Kriptón
Xenón
Fluorescencia de gases nobles con una fuente de alimentación de 5 kV, 20 mA y 25 KHz
2.4. Tabla periódica de los elementos y propiedades periódicas
Unidad 2: Estructura electrónica de los átomos y tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos
En la introducción a la Unidad 2, ya veíamos cómo los científicos del siglo XIX tenían un vaga idea de los átomos y de las moléculas y no sabían de la existencia de los electrones ni protones. Ellos pudieron desarrollar la tabla periódica, teniendo en cuenta las relaciones entre las masas atómicas y las propiedades físicas y químicas de los elementos que conocían en esa época.Hoy en día, después de los conocimientos adquiridos por la mecánica cuántica, la configuración electrónica de los elementos, el avance de la tecnología, se tiene la tabla periódica. En donde hasta la fecha, se tienen reportados 111 elementos.
Aquí encontrarás una tabla períodica:
http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm
La TABLA PERIÓDICA que hoy conocemos está constituida por columnas y filas. Donde las filas se conocen comoPERIODOS y las columnas como GRUPOS. Los elementos están ordenados por el número atómico (Z), aumenta de izquierda a derecha y de arriba para abajo.
Pero esta agrupación no es al azar, si recordamos:
Que el principio de Aufabau nos dice que los electrones de los elementos se van agregando progresivamente.
Que el electrón diferenciador es el último electrón que se coloca en la configuración electrónica del elemento, que es el que marca la diferencia entre un elemento y el otro.
Que el aumento de un electrón dentro de la configuración electrónica ( aumento de un protón), implica que varia el elemento, pues cambia el número atómico, que identifica al elemento.
Teniendo en cuenta estos conceptos podemos comprender como es que
está organizada la tabla periódica, para ello observa la siguiente figura:
Analizando la tabla periódica anterior:
Ubiquen el periodo 2 de la tabla periódica:Veremos que comienza con el Li con Z= 3, (1s22s1) Grupo 1 y que termina con el Ne, Z= 10 (1s22s22p6) Grupo 8Ejercicio 2.7
Establezcan la configuración elelctrónica del elemento que se encuentra en grupo 1, periodo 3; y la configuración electrónica del elemento que se encuentra en el mismo periodo, grupo 8.
¿Cuál es relación entre sus configuraciones electrónicas, de estos dos elementos?
¿Cuál podría ser la conclusión (configuración electrónica) para cada uno de elementos que se encuentran en diferentes periodos de la tabla periódica y el Grupo 8?Analiza
¿Cuántos electrones le faltan al elemento fósforo (P), Z=15, para alcanzar la configuración de gas noble?
¿Cuántos electones le faltan al elemento magnesio (Mg), Z= 12, para alcanzar la configuración de gas noble?
Ubiquen al gas noble del período en donde se encuentra el elemento.
18 Ar 1s22s22p63s23p6
15P 1s22s22p63s23p3 12 Mg 1s22s22p63s2
El Fósforo al ganar 3 electrones, puede alcanzar la configuración de gas noble, del periódo donde él se encuentra.
Entonces, se puede concluir que el anión P3- es estable, pues ha alcanzado la configuración electrónica de
gas noble.
Mientras que para el Mg será más fácil perder 2 electrones y alcanzar la configuración del gas noble del periódo inmediato superior,
10 Ne 1s22s22p6
En este caso, se puede concluir que el catión Mg2+ es estable, pues ha alcanzado la configuración elelctrónica de gas noble.
Los elementos de la tabla periódica, de acuerdo a la posición que tengan en la tabla periódica, tendrán una tendencia a ganar o perder electrones para alcanzar la configuración electrónica de gas noble.
Esto luego nos permitiran entender varias de las propiedades periódicas de la tabla, tales como el tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica.
TAMAÑO ATÓMICO
Antes de poder estudiar el tamaño atómico, debemos:
Establecer que el término tamaño atómico o radio atómico es un término referencial, se interpreta como el radio de una esfera dentro de la cual se encuentra la máxima probabilidad de hallar los electrones de un átomo.
Comentar que las numerosas propiedades físicas incluidas la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño es muy difícil de definir.
Además tenemos que tener en cuenta dos aspectos:
Variación del tamaño en el GRUPO, para ello es necesario analizar la variación de la configuración electrónica de los elementos que se encuentran en el mismo grupo.
Variación del tamaño en el PERIODO, para ello es necesario analizar la variación de la carga nuclear efectiva dentro del mismo periódo.
Dentro de un grupo
Si ubicamos a los elementos que se encuentran dentro de un mismo grupo, sabemos que:
a medida que avanzamos en el período se va incrementando, el número cuántico n, lo que implica que, se va incrementando la capa electrónica.a medida que avanzamos en el período, el último electrón (electrón diferenciador), se encuentra cada vez más alejado del núcleo del elemento.
Actividad Interactiva 2.5 A
Ingresa al siguiente enlace:
http://www.educaplus.org/sp2002/properiodicas/radatomico.html
Ingresa al link, ubica en el lado izquierdo "Radio Atómico", y marca "tabla" en el lado derecho.
En la tabla, con el cursor, ubica dentro de un grupo a los elementos y ve avanzando en el periodo, analiza
los valores de radio atomico que se van mostrando. Relaciona estos valores con el hecho que a medida que se avanza en el período, va creciendo el número cuántico por ende la capa electronica.
Podemos concluir que, en un GRUPO, el tamaño se incrementa a medida que aumenta el PERÍODO.
Dentro de un periódo
Si ubicamos a los elementos dentro del mismo periódo, el número cuántico prinicpal (n) no variarará, pero se irá incrementando, de uno en uno, los valores del número cuantico azimutal (l).
Actividad Interactiva 2.5 B
Vuelve a ingresar al link anterior:
http://www.educaplus.org/sp2002/properiodicas/radatomico.html
Ubica en la tabla periodica del enlace anterior, en el periodo 3, analiza los valores de radio atómico para el 11Na, 13Al, 15P, 17Cl; anota los valores para que te sirvan de referencia.
Calcula la carga nuclear efectiva para estos mismos elementos (revisa en esta misma unidad, el concepto de ello, si no te acuerdas).
Ahora puedes relacionar el tamaño atómico con la variación del valor de la carga nuclear efectiva.
¿Cuál es tu conclusión?
Podemos concluir que, dentro de un PERÍODO, a medida que aumenta el valor del Zef , el tamaño atómico disminuye.
Radio iónico o tamaño iónico
Los iones se forman cuando, un elemento, pierde o gana electrones. Si los pierde se le conoce como catión y si los gana se le conoce como anión. Cualquiera de las dos situaciones suceden porque el elemento al ganar o perder electrones , alcanza la configuración electronica de gas noble.
Tengan en cuenta que el elemento sigue siendo el mismo, no cambia el número atómico, lo que ha variado es la configuración elelctronica, ésta es la que es igual a la configuración elelctrónica del gas noble.
La configuración electrónica del átomo neutro de sodio, 11Na (1s22s22p63s1), mientras que la configuración del
catión 11Na+1 es (1s22s22p6 ); lo que equivale a la configuración del gas noble Neón (10Ne)
Si el elemento gana electrones:
El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos del elemento, transformando el átomo en unanión. La carga nuclear es constante, tanto en el átomo neutro como en el anión, pero aumenta la repulsión entre los electrones, pues estos han aumentado, esto produce un aumento del tamaño iónico.
Si el elemento pierde electrones:
Los electrones que se pierden, por lo genereal, son los electrones de valencia, es asi como el elemento se converte en un cartión. La carga nuclear sigue siendo la misma, tanto en el átomo neutro como en el catión, pero al disminuir el número de electrones, disminuye la repulsión entre ellos, lo que hace que se contraiga el átomo, disminuyendo su tamaño frente al atomo neutro.
Podemos concluir que:
Los aniones son siempre mayores que sus correspondientes átomos neutros, aumentando su tamaño con la carga negativa;Los cationes, sin embargo, son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización o potencial de ionización, es la energía mínima (kJ/mol) que se requiere para retirar un electrón de un atomo al estado gaseoso. La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan fuertemente está unido el electrón al átomo.
Tenemos que tener en cuenta que el electrón que se pierde serán el que se encuentre más alejado del núcleo. La ecuación que representa la energía de ionización (EI) es:
X(g) + EI → X(g) + + 1 e-
Por convención, la energía que se debe proporcionar para retirar el electrón de un átomo gaseoso, será siemprePOSITVA. A mayor valor de la Energía de Ionización EI, más dificil será extraer un electrón del átomo.
Teniendo en cuenta que la energía de ionización esta directamente relacionada con la facilidad que tiene un elemento para perder un electrón, podemos establecer que:
En un GRUPO
Conociendo que a medida que se incrementa el periódo, el tamaño atómico crece. Esto hace que el último electrón del átomo, se encuentre más alejado del núcleo, por lo tanto este electrón será más fácil de remover, que si se encontrará mas cercano al núcleo.
Lo que nos lleva a la conclusión que a medida que aumenta el período en un grupo, el valor de la energía de ionización disminuye.
En un PERÍODO
Conociendo que en un periódo, a medida que aumenta el Zef, disminuye el tamaño del átomo. Esto hace que el último electron se encuentre más cercano al núclo, lo que hará que sea más difícil retirarlo del átomo.
Lo que nos lleva a la conclusión que, a medida que se avanza dentro de un mismo periódo, el valor de laEnergía de Ionización aumenta, en otras palabaras conforme disminuye el tamaño en un periodo, aumenta la
Energía de Ionización.
Ejercicio 2.8
Ordena de mayor a menor, en términos de Energía de Ionización, a los siguientes elementos: K, Mg, Na, Al.
Escribe la Ecuación para la Energía de Ionización para el átomo de Na.
Si tuvieras que realizar una comparación entre el Cloro y el Bromo, en terminos de tamaño atómico y de Energía de Ionización. ¿Qué dirías?
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Otra propiedad de los átomos que influyen en sus propiedades químicas es la capacidad para aceptar uno o más electrones. Esta propiedad se denomina Afinidad Electrónica, la cual es la energía liberada cuando un elemento, al estado gaseoso, acepta un electrón y se convierte en un anión.
Al ser energía liberada, tendrán por convención, signo negativo. La ecuación de la afinidad electrónica (AE) está dada por: X(g) + e- → X(g)
- + AE
A medida que un elemento, al aceptar un electrón, se acerque a la configuración de gas noble, liberará más energía al aceptar un electrón. La razón es por que gana estabilidad electrónica.
Lo que nos lleva a la conclusión que a medida que avanzamos en un periodo, si libera mayor energía al aceptar un electrón. Lo que significa que el valor absoluto de la afinidad electrónica, aumentará.
Esto tambien se puede expresar que a medida que disminuye el tamaño en un periodo el valor abasoluto de la afinidad electrónica aumenta.
Ejercicio 2.9
Ordena de mayor a menor, en términos de Afinidad electrónica, a los elementos: Br, As, K.Justifica la razón por la cuál el F tendrá una mayor Afinidad electronica que el O
Explica, ¿cuál de los dos elementos P o el Cl, liberarán mayor cantidad de energía al aceptar un electrón?
Observación
Si buscamos valores de afinidad electrónica, encontraremos que son valores negativos, lo que sabemos que significa que el átomo libera energía al aceptar un electrón.
Por lo tanto los elementos, con mayor tendencia a formar aniones, serán los que liberen mayor cantidad de energía, al aceptar un electrón.
Mientras que los valores de AE, no serán tan altos, en elementos que tienen tendencia a perder electrones, para alcanzar la configuración de gas noble.Ejercicio 2.10
Teniendo en cuenta lo observado en el recuadro anterior, explica lo siguiente:
¿Por qué los valores de afinidad electronica de los elementos del grupo 2, tienen valores de afinidad electronica POSITIVOS?
Para resolver el ejercicio, escribe la configuración electrónica de uno de los elementos de este grupo. Analiza, que tendría que realizar el átomo para poder aceptar un electrón.
Elemento representativo
La tabla periódica de los elementos químicos. Las columnas representa los grupos. Los grupos 1, 2 y del 13 al 18
son los grupos de "elementos representativos".
En química y física atómicas, los elementos representativos o elementos de los grupos
principales1 son elementos químicos de los grupos largos de la tabla periódica, encabezados por los
elementos hidrógeno, berilio, boro, carbono,nitrógeno, oxígeno, flúor y helio, tal como aparecen en
la tabla periódica de los elementos. Se caracterizan por presentar configuraciones
electrónicas "externas"1 en su estado fundamentalque van desde ns1 hasta ns2np6, a diferencia de
loselementos de transición y de los elementos de transición interna.
Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1 y 2 (bloque s), y de los grupos de 13 a
17 (bloque p).2 Hasta hace unos años, estos grupos se identificaban con números romanos del I al VII
con la letra A.3 Los elementos del grupo 12 son generalmente considerados como metales de transición,
sin embargo, el zinc (Zn), el cadmio (Cd), y el mercurio (Hg) comparten algunas propiedades de ambos
grupos, y algunos científicos creen que deben ser incluidos como elementos representativos o
elementos de los grupos principales.4
En anteriores nomenclaturas, los elementos de los grupos principales son los grupos IA y IIA, y los
grupos IIIB a 0 (el CAS los denomina grupos IIIA al VIIIA).nota 1
Los elementos representativos (con algunos de los metales de transición más ligeros) son los elementos
más abundantes en la tierra, en el sistema solar, y en el universo
Elementos de Transición
Los elementos de transición son aquellos que tienen la subcapa d o f parcialmente llena en cualquier estado de oxidación común. El término "elementos de transición" se refiere más comúnmente a los elementos de transición del bloque d. Los elementos 2B, zinc, cadmio y mercurio no cumplen estrictamente las características que los definen, pero normalmente se incluye con los elementos de transición, debido a sus propiedades similares. Los elementos de transición del bloque f son a veces conocidos como "elementos de transición interna". La primera fila de ellos se llama lantánidos o tierras raras. La segunda fila se compone de los actínidos. Todos los actínidos son radiactivos y los que están por encima de Z=92 están hechos por el hombre en los reactores nucleares o aceleradores.
Las propiedades generales de los elementos de transición son:
1. Por lo general son metales de alto punto de fusión.2. Tienen varios estados de oxidación.3. Generalmente forman compuestos coloreados.4. A menudo son paramagnéticos
Los elementos de transición incluyen los importantes metales hierro, cobre y plata. El hierro y el titanio son los elementos de transición más abundantes. Muchos catalizadores para las reacciones industriales implican elementos de transición
Propiedades de los períodos y de los grupos.
Electronegatividad
Introducción
Tamaño del átomo
Electronegatividad
Reactividad de metales y no metales
Regla del octeto
Introducción
Las propiedades químicas de los elementos tienen una relación muy estrecha con la colocación de los mismos en la tabla periódica:
Las propiedades son muy similares para los elementos del mismo grupo. Las propiedades varían a lo largo del período para volverse a repetir en el siguiente
período.
La relación entre la variación de las propiedades y la situación en la tabla periódica está relacionada con la configuración electrónica de los elementos.
Para que puedas comprender a que nos referimos debes realizar la actividad titulada "Periodicidad y configuración electrónica". Cuando la hayas realizado podrás comprender que lo importante de la configuración electrónica son los denominados electrones de valencia.
Los electrones de valencia son los de la última capa (electrones 's' y 'p'); también son de interés químico los electrones de los subniveles 'd' / 'f' que se encuentran incompletos.
Las propiedades están en relación con la capacidad de perder, ganar o compartir electrones los átomos para que su configuración electrónica se parezca a la del gas noble más cercano.
Tamaño del átomo
La medida del tamaño del átomo se lleva acabo mediante la determinación de su radio.
El tamaño depende de dos factores:
- La atracción entre la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza.
A menor distancia mayor será la fuerza. Para la misma distancia, si aumentan las cargas mayor será la fuerza de
atracción.
- La repulsión entre las cargas negativas de los electrones y el aumento del número de capas.
Al aumentar el número de capas en un grupo, el aumento del número de protones del núcleo y de electrones de la corteza (aumento de la fuerza de atracción entre cargas opuestas), no compensa el aumento de la distancia. Por tanto, el aumento del número de capas disminuye la fuerza de atracción de los electrones más externos. Por otro lado, las últimas capas estarán más lejos del núcleo.
En un período la distancia entre los electrones más externos y el núcleo se mantiene en términos globales. Cada protón que introducimos en el núcleo al pasar a otro elemento del mismo período, aumenta la fuerza de atracción. Por otro lado, cada electrón que introducimos al pasar a otro elemento del mismo período, aumenta la fuerza de repulsión entre electrones. Salvo pequeñas variaciones, en un período es mayor la fuerza de atracción que de repulsión.
En resumen, el radio atómico varía de la siguiente forma:
En un grupo el tamaño aumenta a medida que bajamos en el mismo (mayor número atómico). Cuanto más abajo más lejos se encontrarán los electrones, la última capa estará más lejos del núcleo. Mayor distancia entre cargas positivas y negativas significa menor fuerza de atracción y, por tanto, mayor tamaño.
En un período disminuye por lo general el tamaño a medida que avanzamos en el mismo (mayor número atómico). Los electrones nuevos de cada elemento se ponen en la misma capa, a la misma distancia del núcleo. La fuerza de atracción entre el núcleo (mayor número de cargas positivas a medida que avanzamos en el período) y la capa de electrones aumenta dado que la distancia es la misma pero las cargas son mayores. Mayor fuerza de atracción implica menor tamaño, se acerca la capa de electrones al núcleo.
Electronegatividad
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo. La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electronegatividad, desarrolló esta escala en 1932.Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas ni medidas. Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el flúor. Al francio, el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor de 0,7. A todos los elementos restantes se les dio un valor entre estos dos extremos.
En un grupo la tendencia a perder electrones aumenta a medida que bajamos en el grupo. Los electrones estarán más lejos del núcleo cuanto más abajo nos
encontremos en el grupo, resultará más fácil que los pierda y más difícil que los gane. La electronegatividad disminuye al bajar en el grupo.
En un período la tendencia a perder electrones disminuye a medida que avanzamos en el período, los electrones se encuentran más unidos al núcleo (ver lo que se explicaba para el tamaño). Por tanto, a medida que avanzamos aumentará la tendencia coger electrones más que a perderlos, aumentará la electronegatividad.
Reactividad de metales y no metales (ver regla del octeto)
Como dijimos anteriormente los elementos tienen tendencia a parecerse a los gases nobles más cercanos en cuanto a su configuración electrónica de la última capa. Los menos electronegativos tendrán tendencia a perder electrones frente a otros más electronegativos.
La reactividad de un elemento mide la tendencia a combinarse con otros.
Variación de la reactividad en los períodos . Son más reactivos los grupos de la izquierda que los de la derecha dado que resulta más fácil perder un electrón de la última capa que dos, tres,... Cuando llegamos a cierto grupo la tendencia se invierte dado que resultará más fácil ganar los electrones que le faltan para parecerse al gas noble más cercano. Por tanto, en un período
o La reactividad de los metales aumenta cuanto más a la izquierda en el período (menos electrones a quitar).
o La reactividad de los no metales aumenta al avanzar en el período (menos electrones a coger).
Variación de la reactividad en los grupo s. A medida que descendemos en un grupo, los electrones de la última capa se encuentran más lejos del núcleo y, por tanto, resultará más fácil quitárselos y, en el caso de los no metales, más difícil el coger electrones.
o La reactividad de los metales aumenta al avanzar en un grupo (mayor tendencia a perder electrones).
o La reactividad de los no metales aumenta cuanto más arriba en el grupo (mayor tendencia a coger electrones)
Regla del octeto
En la formación de compuestos existe una tendencia a coger, perder o compartir electrones entre los átomos y de esta forma parecerse a la configuración electrónica del gas noble más cercano (ocho electrones en la última capa salvo el helio que sólo tiene dos). Esta tendencia se denomina 'Regla del octeto'.
La regla del octeto permite explicar que los metales adquieren la configuración de gas noble perdiendo electrones mientras que los no metales la adquieren compartiéndolos
Tabla periódica: configuración electrónica y propiedades periódicasEl siguiente recurso repasa la materia de la tabla periódica, la configuración electrónica y las propiedades periódicas. Además, entrega actividades con las que podrás reforzar tus conocimientos, sugerencias metodológicas para los docentes e imágenes que apoyan el contenido.
Tabla periódica, configuración electrónica y propiedades periódicasEl Átomo
El 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 Átomo
El 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 Electrónica
Los 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 elPrincipio 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.
La siguiente tabla presenta un esquema de la clasificación y número de orbitales por nivel atómico:
En la tabla periódica el llenado de electrones se realiza de la siguiente forma:
Figura 3. Llenado de orbitales según ubicación en la tabla periódica
Tabla periódica
La 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 periódica
De 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.
Radio iónico
Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo
RADIO
hola
se puede calcular aproximadamente sabiendo la densidad del elemento y con la ayuda del numero de Avogadro.
Este número nos dice la cantidad de molèculas en un mol de elemento. El mol es el peso atomico en gramos.
Por ejemplo, el oro con una densidad de 19.3 g/cm^3
un mol es igual a 196 g El volumen de un mol sera
Vm = 196 g / (19.3 g /cm^3) = 10.2 cm^3
El volumen de un atomo sera
Va = Vm/Na = 10.2 cm^3 / 6.02*10^23
V'a = 1.7 10^-23 cm^3 Para el oro, tenemos un empaquetamiento del 74%
Nos queda Va = 1.25 10^-23 cm^3
Suponiendo una esfera, tenemos Ra = raiz_cubica ( 3V/(4 pi)) lo que nos da Ra oro = 1.4 10^-8 cm
Radio atómico y radio iónico
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 correspone a la distancia indicada en la Imágen 12 (a) [izquierda], mientras que los que se unan mediante una compartición de electrones, el radió atómico se representa tal y como apárece en laImágen 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 (Imágen 13).
Imágen 12: Radio Atómico. Las pelotas grises son los núcleos atómicos, mientras las bolas celestes son el electrón mas externo.
(a) (b)
Imágen 13: Direcciones hacia donde aumenta el Radio Atómico.
Radio Iónico : El radio iónico se define en relación a iones. Un ión 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 sueprior debido a que sus niveles energéticos se encuentran completos. El término ión 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 electricamente 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 esta dado por su electronegatividad, electropositividad, 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 negativas, los electrones se sienten mucho mas 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 (Imágen 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 ión (y algunos elementos tienen más de un ión posible, como Cu, Fe, Mn, etc.) (Imágen 15).
Imágen 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.
Imágen 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 porque de este comportamiento es necesario incluir el termino 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 (espoecíficamente arriba a la izquierda del elemento). Otro valor que se encuentra es la masa atómica (A), el cuál 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 Imágen 16 (a) y la Imágen 16 (b):
Imágen 16: (a) Escritura de un elemento genérico, incluyndo 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 aver 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 cuál 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 par apoder 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 2ZefLi: 3 - ([0,35 x 1] + [0,85 x 2]) ==> ZefLi: 3 - 2,05 ==> ZefLi: 0,95
ZefBe: 4 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 2]) ==> ZefBe: 4 - 2,40 ==> ZefBe: 1,60ZefB: 5 - ([0,35 x 3] + [0,85 x 2]) ==> ZefB: 5 - 2,75 ==> ZefB: 2,25ZefC: 6 - ([0,35 x 4] + [0,85 x 2]) ==> ZefC: 6 - 3,10 ==> ZefC: 2,90
...
Como se puede apreciar, a medida que se avanaza 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 2ZefBe: 4 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 2]) ==> ZefBe: 4 - 2,40 ==> ZefBe: 1,60
ZefMg: 12 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 2) ==> ZefMg: 12 - 9,5 ==> ZefMg: 2,5ZefCa: 20 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 10) ==> ZefCa: 20 - 17,5 ==> ZefCa: 2,5ZefSr: 38 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 8] + 28) ==> ZefSr: 38 - 35,5 ==> ZefSr: 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 habia dicho anterioremente (ver Imágen 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, aqui 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 particulas (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 ésto 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 cuál 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 Imágen 14 se cumple a cabalidad. He aquí un ejemplo:
Be y Be2+: ZefBe: 1,60; y ZefBe2+: 2,30
C y C4-: ZefC: 2,90; y ZefC4-: 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 proxima sección veremos dos propiedades físicas más de los elementos: la densidad atómica y el volúmen atómico.
Elementos químicos ordenados por su radio atómico
Los elementos de la tabla periódica ordenados por su radio atómico en Angstroms (Å).
Pinche en el nombre de cualquier elemento para ver sus propiedades químicas, datos ambientales o efectos sobre la salud.
Esta lista contiene los 118 elementos conocidos.
Los elementos químicos de la tabla periódica ordenados por:
Radio atómico en Angstroms
Nombre del elemento químico
Símbolo
- Nombre 0.49 Helio He- Número atómico 0.51 Neón Ne- Símbolo 0.57 Fluor F- Masa atómica
0.65 Oxígeno O
- Abundancia 0.75 Nitrógeno N
- Electronegatividad 0.79 Hidrógeno H- Energía de ionización
0.88 Argón Ar
- Densidad 0.91 Carbono C
- Punto de ebullición 0.97 Cloro Cl- Punto de fusión
1.03 Kriptón Kr
- Radio de VanderWaals 1.09 Azufre S
- Radio covalente1.12 Bromo Br
- Año de descubrimiento 1.17 Boro B- Apellido del descubridor
1.22 Selenio Se
- Presencia en el cuerpo humano
1.23 Fósforo P
Para estudiantes de química y profesores de universidad o colegio: la tabla de la derecha muestra una lista de los elementos ordenados por su radio atómico.
El elemento de mayor radio de átomo es el Cesio, y el de menor elHelio.
La unidad de medida del radio atómico es el Angstrom (1 Angstrom = 1.0 × 10-10 metros).
1.24 Xenón Xe1.32 Iodo I1.33 Arsénico As1.34 Radón Rn1.4 Berilio Be1.42 Teluro Te1.43 Astato At1.46 Sílice Si1.52 Germanio Ge1.53 Zinc Zn1.53 Antimonio Sb
1.53 Polonio Po1.57 Cobre Cu1.62 Níquel Ni1.63 Bismuto Bi1.67 Cobalto Co1.71 Cadmio Cd
Por favor tenga en cuenta que los elementos no muestran su relación natural entre unos y otros tal y como ocurre en el sistema periódico. Pinche aquí para visitar nuestra tabla periódica y así obtener más información acerca de los metales, semi-conductor(es), no metal(es), gas(es) noble(s) inerte(s), halógenos, lantánidos, actínidos (elementos de tierras raras) y metales de transición.
1.72 Hierro Fe1.72 Estaño Sn1.72 Magnesio Mg1.75 Plata Ag1.76 Mercurio Hg1.79 Oro Au1.79 Manganeso Mn1.79 Paladio Pd1.81 Galio Ga1.81 Plomo Pb1.82 Aluminio Al1.83 Platino Pt1.83 Rodio Rh1.85 Cromo Cr1.87 Iridio Ir1.89 Rutenio Ru1.92 Vanadio V1.92 Osmio Os1.95 Tecnecio Tc1.97 Renio Re2.0 Titanio Ti2.0 Indio In2.01 Molibdeno Mo2.02 Wolframio W2.05 Litio Li2.08 Niobio Nb2.08 Talio Tl2.09 Escandio Sc2.09 Tantalio Ta2.16 Hafnio Hf2.16 Circonio Zr2.23 Calcio Ca2.23 Sodio Na2.25 Lutecio Lu2.27 Itrio Y2.4 Iterbio Yb2.42 Tulio Tm2.45 Erbio Er2.45 Estroncio Sr2.47 Holmio Ho2.49 Disprosio Dy2.51 Terbio Tb2.54 Gadolinio Gd2.56 Europio Eu2.59 Samario Sm2.62 Promecio Pm2.64 Neodimio Nd
2.67 Praseodimio Pr2.7 Cerio Ce2.74 Lantano La2.77 Potasio K2.78 Bario Ba2.98 Rubidio Rb3.34 Cesio Cs
Pinche aquí: para una visión esquemática de la tabla periódica de los elementos
Read more: http://www.lenntech.es/tabla-peiodica/radio-atomico.htm#ixzz2x5zDMgS1
Química La tabla periódicaQuímica/La tabla periódica
Contenido
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1 Tabla periódica
o 1.1 Tabla 1
o 1.2 Tabla 2
o 1.3 Tabla 3
o 1.4 Tabla 5
o 1.5 Tabla 6
o 1.6 Tabla 7
o 1.7 Tabla 8
Tabla periódica[editar]
La tabla periódica es aquella en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades
químicas y físicas semejantes. Es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los
elementos de una forma sistemática, y ayuda a hacer predicciones con respecto al comportamiento
químico de los elementos. Los elementos están acomodados según su número atómico y configuración
electrónica, en filas horizontales, llamadas períodos, y en columnas verticales llamadas grupos o
familias. La tabla actual incluye 134 elementos.
Durante el siglo XII, a medida que iba aumentantando la lista de los elementos, los científicos
buscaron caracteres semejantes en las propiedades de los distintos elementos. Ante todo, es
preciso recordar que los átomos se diferencian entre ellos por el número de partículas - electrones,
protones, neutrones - que los constituyen.
Fue Ernest Rutherford quien hizo la suposición de que en el núcleo existían, además de protones,
partículas neutras, es decir, que carecían de carácter eléctrico. Éstas eran los neutrones, de masa
igual a la del protón.
El protón tiene una masa de 1 UMA (unidad de masa atómica).
Cada elemento se puede distinguir del resto por el número de partículas que posee y por su peso
atómico.
Es preciso conocer las definiciones de número atómico y peso atómico, dos magnitudes
imprescindibles en química, para distinguir los elementos.
Se denomina número atómico de un elemento al número de protones que contiene el núcleo, que
coincide con el de electrones orbitales del átomo. A este número atómico se le suele asignarsele la
letra Z.
Se define como peso atómico al número de veces que el átomo de un elemento pesa más que la doceava parte del átomo de carbono.
Para hallar el peso atómico de los elementos, John Dalton relacionaba los pesos atómicos de la
sustancia en estudio con otra dada de la que se conocía su peso. La sustancia que Dalton tomó
como referencia fue el hidrógeno. A partir de 1961 el elemento tomado como patrón para hallar
pesos atómicos fue el carbono 12.
Ya en el año 1829 el químico alemán Johann Wolgang Döbereiner (1780-1849) se fijó en la
existencia de grupos de tres elementos, de los cuales el central tenía propiedades químicas
intermedias entre las de los otros dos.
A esta clasificación se la conoce con el nombre de las Tríadas de Döbereiner.
En 1862 un geólogo francés comprobó que los elementos se podían disponer en forma de tabla por
orden creciente de masa atómica, de modo que los elementos de propiedades químicas similares
se hallaran en la misma columna. Dos años más tarde, un químico británico, John Alexander Reina
Newlands (1838-1898) llegó a disponerlos del mismo modo, independientemente de su compañero
francés, y obtuvo la siguiente lista de los elementos más ligeros dispuestos en orden creciente:
H Li Be B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
De masas atómicas respectivas:
I (H); 6,9 (Li); 9 (B); 12 (C); 14 (N); 16 (O); 19 (F); 23 (Na); 24,3 (Mg); 27 (Al); 28 (Si); 31 (P); 32 (S);
35,5 (Cl); 39.1 (K); 40 (Ca); 52 (Cr); 48 (Ti); 55 (Mn) y 55,85 (Fe).
Newlands creyó que esta periocidad podría extenderse a todos los elementos, pero si se intenta
continuar más allá del calcio (Ca), la idea que servia anteriormente no es válida para estos
elementos.
I: H Li Na K
II: Be Mg Ca
III: B Al
IV: C Si
V: N P
VI: O S
VII: F Cl
Tabla 1[editar]
En 1869 el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) llegó al mismo resultado obtenido
por Newlands. Y comprobó que, colocados los elementos en orden creciente de masas atómicas,
sus propiedades químicas variaban de manera periódica.
Cuando Mendeleiev confeccionó su tabla no dudó en variar el orden de colocación de los elementos
si lo requerian sus caracteristicas, pues creia que era más importante confeccionar dicha tabla de
acuerdo con las propiedades que con la relación al peso atómico.
Por fin, cuando Mendeleiev no conseguia que los elementos encajaran bien en el sistema, no
vacilaba en dejar espacios vacíos en la tabla y anunciar que faltaban por descubrir los elementos
que los rellenarían.
Más adelante Mendeleiev creó un nuevo grupo de elementos, el VIII, que incluía conjuntos de tres
elementos muy parecidos entre sí. Estos conjuntos eran:
Fe - Co - Ni
Ru - Rh - Pd
Os - Ir - Pt
A finales de siglo (XIX) se descubrieron los gases inertes o nobles y, por lo tanto, apareció un nuevo
grupo al que se denominó grupo 0.
I: H Li Na K Cu Rb Ag Cs Au Fr
II: Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba Hg Ra
III: B Al Sc Ga Y In La Tl Ac
IV: C Si i Ge Zr Sn Hf Pb
V: N P V As Nb Sb Ta Bi
VI: O S Cr Se Mo Te W Po
VII: F Cl Mn Br Tc I Re At
0: He Ne Ar Kr Xe Rn
VIII: Fe-Co-Ni Ru-Rh-Pd Os-Ir-Pt
Tabla 2[editar]
La clasificación tal como se encuentra en la tabla 2 no es todavía perfecta.
Mendeleiev realiza una división de cada uno de los grupos y los designa como subgrupos a y b, con
lo cual se obtiene un total de diciséis grupos que el VIII y el 0 no se desdoblan.
La tabla periódica quedará con este paso de la siguiente forma:
I: H Li Na K Cu Rb Ag Cs Au Fr
II: Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba Hg Ra
III: B Al Sc Ga In La Tl Ac
IV: C Si Ti Ge Zr Sn Hf Pb
V: N P V As Nb Sb Ta Hi
VI: O S Se Mo Te W Po
VII: F Cl Mn Br Tc I Re At
VIII: FeCoNi RuRhPd Os Ir Pt
0: He Ne Ar Kr Xc Rn
Tabla 3[editar]
Se observará que tanto el lantano (La), como el actinio (Ac), llevan un asterisco que los diferencia
de los demás elementos.
Esta diferencia estriba en el hecho de que existe una serie de catorce elementos que tiene propiedades
muy similares al lantano. Debido a esta similitud química Mendeleiev consideró dichos elementos desde
el punto de vista de la clasificación como un solo elemento y en el lugar del lantano también incluyó los
catorce elementos, a los que denominó lantánidos.
Lantánidos: Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm Yb, Lu.
Actínidos: Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lw.
Se observará que en el primer período existen sólo dos elementos, el hidrógeno (H) y el helio (He).
Cada uno de los distintos grupos o familias también tiene una denominación característica:
IA (excepto el hidrógeno): alcalinos.
IIA: alcalinotérreos.
VIIA: halógenos.
0: gases inertes o nobles.
Metales alcalinos. Las propiedades características de estos elementos estriban en su brillo
metálico, en que son blandos, fusibles, ligeros y de gran activididad química, y reaccionan con el
agua para dar hidróxinos solubles.
Tabla 5[editar]
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Metales alcalinotérreos. Estos metales están incluidos en el grupo IIA de la tabla periódica. a pesar
de que son metales, lo mismo que los elementos del grupo IA, poseen una serie de propiedades
bien diferenciadas, como se puede observar en la tabla 6, y entre ellas las más notables radican en
el punto de fusión y en las densidades de estos elementos.
Los metales alcalinotérreos están formados por los siguientes elementos:
Tabla 6[editar]
Be, Mg, ca, Sr, Ba, Ra
Los hálogenos. Son elementos pertenecientes al grupo VIIA y se caracterizan por una gran
activividad química, por lo que deben tratarse con sumo cuidado, pues son sustancias tóxicas.
Tabla 7[editar]
F, Cl, Br, I, At
Los elementos que forman el grupo de los halógenos tienen colores muy diferenciados como
también lo son algunas de sus propiedades,
El flúor (F) es un gas amarillo que se licua a temperaturas bastante bajas, el cloro (Cl) es un gas
verde, el bromo(Br) es un líquido rojizo y el yodo (I) es un sólido gris.
Los gases inertes. A finales del siglo XIX unos científicos descubrieron que el aire, además de
contener oxígeno, nitrógeno e hidrógeno constaba de cinco elementos más, que correspondieron a
los cinco primeros elementos del grupo de los gases inertes. Estos se caracterizan por su poca
actividad química.
Tabla 8[editar]
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Radio atómico. Se debe tener en cuenta que los átomos no son esferas rígidas, aunque se les
asigne un volumen esférico que demilite la zona en la que se encuentra la probabilididad de la nube
de carga eléctrica que existe alrededor de cada núcleo.
Energía de ionización. Cuando los átomos se combinan entre sí para formar compuestos, se
pierden uno o más electrones, y el átomo deja de estar neutro para pasar a quedar cargado
positivamente. Se forma lo que se llama un ion positivo o catión.
Se define energía de ionización o potencial de ionización como la energía que hay que comunicar a
un átomo en estado gaseoso para que se desprenda de un electrón.
Electroafinidad
Así como la energía de ionización indica la facilididad con que los átomos pierden electrones, existe
las posibilidad de que durante una reacción química otros átomos puedan ganar electrones y formar
entonces iones o aniones.salvo raras excepciones, siempre que un átomo gana un electrón se
libera energía.
Electronegatividad
Es la capacidad que tiene un átomo para atraer los electrones de la unión química con otro átomo.
Esta característica está *elacionada con las mencionadas anteriormente. De tal manera que Robert
Sanderson Mulliken (n. 1896) sugirió que la electronegatividad es proporcional al promedio de la
energía de ionización y la afinidad electrónica, y Linus Carl Pauling (n. 1901) propuso que la
electronegatividad se basaba en la diferencia de las energías de enlace de las moléculas
diatómicas.
El carácter metálico y no metálico de los elementos está relacionado con la energía de ionización, la
electroafinidad y la electronegatividad, puesto que los metales tienden a formar iones positivos, y
por lo tanto a perder electrones, y los no metales tienden a ganar electrones y formar iones
negativos.
Una vez hecha esta esta exposición de estructuras espectroscópicas justificadas aunaremos los
conceptos teóricos de que serán iones más grandes aquellos que:
posean el número cuántico principal mayor,
estén más a la izquierda en una misma fila,
hayan perdido menor carga o ganado mayor carga, según sean cationes o aniones
La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo o de una molécula. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
Siendo los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; , la energía de ionización y un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10–19 C × 1 V = 1,6 × 10–19 J
En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3,respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones
