TRABAJO GRUPAL

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO

FACULTAD DE CIENCIASESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA

QUÍMICA I

DATOS INFORMATIVOS

- GRUPO: N° 2

- INTEGRANTES:

CRISTIAN ORNA EDISON ORTIZ JOSELYN PAREDES BRANDON SAGUAY ERICK TRUJILLO

- TEMA: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

- CONTENIDOS: VALENCIA, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA, ELECTRONEGATIVIDAD

- DOCENTE:

ING. MARIO VILLACRÉS

Octubre 2015 - Febrero 2016

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica

siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento

podemos predecir qué valores tendrán  dichas propiedades así como a través de ellas, el

comportamiento químico del elemento en cuestión. Los elementos químicos tienen varias

propiedades periódicas, entre las cuáles están:

Número atómico

Número de masa o número másico

Masa atómica o peso atómico

Estructura electrónica

Valencia

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

VALENCIA

Los átomos se unen entre sí para ganar, perder o compartir electrones, actividad que realizan a

través de los electrones de valencia, aquellos que están ubicados en el último nivel de energía de

todo átomo. Esta actividad, llamada enlace químico, la realizan con el propósito de cumplir con

la ley del octeto (ocho), pues solo así los átomos adquieren su estabilidad química. Esta ley

consiste en que los átomos, con dos o más capas de electrones, procuran tener ocho electrones en

su última capa o nivel de energía

La palabra valencia proviene del latín valentía, que significa vigor o capacidad. En los enlaces

químicos, esta palabra se refiere a la capacidad que tiene un átomo para establecer

combinaciones, uniones o enlaces con otros átomos. Algunos átomos pueden establecer un solo

enlace o unión con otros átomos, otros tienen capacidad para establecer dos uniones o enlaces, y

existen átomos cuya capacidad les permite establecer hasta cuatro enlaces con otros átomos; la

cantidad de enlaces o uniones que puede establecer un átomo con otros es a lo que se

denomina valencia.

Por ejemplo, un átomo de Cloro tiene siete electrones en su último nivel de energía, por lo

tanto solo establecerá un solo enlace o unión con otro átomo para ganar o bien compartir un solo

electrón, completando así ocho electrones en su última capa, adquiriendo así su estabilidad

química

Existen cuatro tipos de valencia:

- Electrovalencia.

- Covalencia.

- Valencia auxiliar.

- Valencia parcial.

La electrovalencia está referida a la cantidad de electrones de combinación o valencia que los

átomos ganan o pierden en los enlaces iónicos, y la covalencia es la cantidad de electrones de

valencia que los átomos comparten en los enlaces covalentes; cuando un átomo ha utilizado

sus valencias principales entonces le quedan valencias sobrantes o remanentes, a cuyo conjunto

se le denomina valencia auxiliar, mientras que la valencia parcial es la afinidad que aún queda en

los enlaces (anillos) dobles conjugados.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización o potencial de ionización es la energía necesaria para separar un

electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas.

El potencial de ionización (PI) es la energía mínima requerida para separar un electrón de un

átomo o molécula específica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el

ion y el electrón. Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un

electrón saliese de un átomo que queda ionizado. El potencial de ionización se medía en voltios.

En la actualidad, sin embargo, se mide en electronvoltios (aunque no es una unidad del SI)

aunque está aceptada o en julios por mol. El sinónimo energía de ionización (EI) se utiliza con

frecuencia. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer

potencial de ionización; sin embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología.

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.

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 se obtienen valores más

altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo.

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.

Métodos para determinar la energía de ionización

La forma más directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. En base al

espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores en el rango de la luz visible, se

pueden determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada electrón de

su órbita.

Tendencias periódicas de la energía de ionización

Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento

de las energías de ionización cuando recorremos la tabla periódica de izquierda a derecha, lo que

se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico y

aumento del número de electrones de la capa de valencia. La causa de esto es que la carga

nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías

de ionización. Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias

horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de

las configuraciones electrónicas.

Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera energía de ionización que se

infieren por el bloque y puesto del elemento en la tabla periódica:

Los elementos alcalinos, grupo 1, son los que tienen menor energía de ionización

en relación a los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas

más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo,

ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el

electrón considerado.

En los elementos alcalinotérreos, grupo 2, convergen dos aspectos, carga

nuclear efectiva mayor y configuración externa ns2 de gran fortaleza cuántica, por lo que

tienen mayores energías de ionización que sus antecesores.

Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la tabla periódica, los gases nobles,

son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta

simetría cuántica.

Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del

grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear

efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.

Ejemplo de energía de ionización

Estructura orbital del átomo de carbono Z=6

Configuración electrónica

Energías de ionización

Primera energía de ionización= 1086 KJ/mol de Átomos de carbono

Segunda energía de ionización= 2350 KJ/mol de Átomos de carbono

Tercera energía de ionización= 4620 KJ/mol de Átomos de carbono

Cuarta energía de ionización= 6220 KJ/mol de Átomos de carbono

Quinta energía de ionización= 3800 KJ/mol de Átomos de carbono

Sexta energía de ionización= 47232 KJ/mol de Átomos de carbono

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica de un elemento (AE), puede definirse como:

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado

para formar un ion de carga 1-

La convención es asignar un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo

cuando se libera y casi todos los elementos no tienen afinidad por un electrón adicional, por

tanto, su afinidad electrónica es igual a cero. La afinidad electrónica de los elementos He y Cloro

puede representarse como:

He(g) + e- x  →      He- (g)  AE = 0 kj/mol

Cl(g) +   e- →    Cl- (g) +  349 kj           AE = -349 kj/mol

La primera ecuación nos dice que el Helio no admitirá un electrón. La segunda ecuación nos dice

que cuando una mol de átomo de cloro gaseoso gana un electrón para formar iones cloruro

gaseoso, se libera (exotérmico) 349 kj de energía.

La afinidad electrónica comprende la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. Así

como el proceso por el cual un átomo neutro X gana un electrón.

X(g) + e- →X-(g) (AE)

no es el inverso del proceso de ionización

X+(g) + e- →X(g) ( inverso de EI1)

El primer proceso comienza con un átomo neutro en tanto que el segundo comienza

con un ion positivo; por tanto, los valores de EI1 y de la AE no son simplemente iguales pero de

signo contrario. En la figura 6.3 vemos que, al recorrer un periodo de la tabla periódica la

afinidad electrónica se vuelve, en general, más negativa de izquierda a derecha ( excluyendo a

los gases nobles), lo cual significa que casi todos los elementos representativos de los grupos 1A

a 7ª muestran gran atracción por un electrón extra de izquierda a derecha. La afinidad electrónica

más negativa corresponde a los átomos de los halógenos, cuya configuración electrónica más

externa es ns2np5, los cuales forman aniones estables con configuración  de gas noble, ns2np6 al

ganar un electrón.

Los elementos con afinidad electrónica muy negativa gana electrones con facilidad formando

iones negativos (aniones).

La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo como la energía de ionización,

pero es difícil medirla.

Figura: 6.3 1

Gráfica de la afinidad electrónica en función del número atómico de los primeros 20

elementos. La tendencia general horizontal es que la afinidad electrónica se vuelve más negativa

(se desprende más energía cuando se agrega un electrón extra) del grupo 1A al grupo 7A de un

periodo dado. Existen excepciones en los elementos 2A y 5A

Por muchas razones, el valor de la afinidad electrónica varía en forma irregular a través de un

periodo. La tendencia general es: la afinidad electrónica de los elementos se vuelve más negativa

de izquierda a derecha en un periodo. Los elementos de los grupos 2A y 5A son excepciones

notables, cuyos valores son menos negativos que los que sugieren las tendencias (véase figura

6.3 1). Es muy difícil agregar un electrón a un átomo de los metales 2A porque su subcapa

externa s está llena. Los valores de los elementos 5 A son un poco menos negativos de lo

esperado porque el electrón que se agrega va a un conjunto semilleno de orbitales np ( ns2np3 →

ns2 np4), lo cual implica apareamiento. La repulsión resultante supera la fuerza de atracción

incrementada del núcleo.

Siempre se requiere energía para acercar una carga negativa(electrón) a otra carga

negativa(anión), de suerte que la adición de un segundo electrón a un anión 1- para formar un ión

con carga 2- siempre es endotérmica; por tanto, la afinidad electrónica de los aniones siempre es

positiva.

Ejemplos

De acuerdo a la tabla podemos deducir 2 cosas:

1. El máximo valor de afinidad electrónica lo tiene el cloro (Cl = 349)

2. Los gases nobles tienen baja afinidad electrónica, estos e debe a que los subniveles externos

“S” y “P” llenos, no tienen tendencia a aceptar electrones.

Ejemplos de Afinidad Electrónica

En el primer caso es un proceso exotérmico

El segundo caso es un proceso exotérmico

El tercer caso es un proceso endotérmico

ELECTRONEGATIVIDAD

Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un

enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes

escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.

La electronegatividad, es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de

manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad

electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula. También debemos considerar la

distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en

una especie molecular como en un compuesto no molecular.

La electronegatividad (EN)  de un elemento es una medida de la tendencia relativa de un

átomo a atraer electrones hacia sí mismo cuando está combinado químicamente con otro átomo.

Los elementos con valores elevados de electronegatividad (no metales) suelen ganar electrones

para formar aniones y los elementos con valores bajos de electronegatividad (metales), suelen

perder electrones para formar cationes.

 La electronegatividad de los elementos se expresa en una escala un poco arbitraria, llamada

escala de Pauling .La electronegatividad del flúor 4.0 es la más grande de todos los elementos.

Lo cual nos dice que cuando el flúor está unido químicamente a otros elementos, tiene la

mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí mismo que cualquier otro elemento y el

oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

De acuerdo con L. Pauling, la electronegatividad es "la fuerza con que un átomo, en una

molécula, atrae hacia sí los electrones que lo unen con otro átomo". Ni las definiciones

cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en

propiedades que se supone reflejan la electronegatividad.

La electronegatividad de un elemento depende de su estado de valencia y, por lo tanto, no es

una propiedad atómica invariable. La escala original, propuesta por Pauling en 1932, se basa en

la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto ABn y la media de las energías de

los enlaces homopolares A-A y B-B.

De ordinario la electronegatividad de los elementos representativos aumenta de izquierda a

derecha al recorrer los periodos y disminuye al descender por los grupos.

Las variaciones entre los metales de transición no son tan regulares; no obstante siguen las

tendencias de los demás elementos. En general, tanto la energía de ionización como la

electronegatividad son bajas para los elementos de la parte inferior izquierda de la tabla periódica

y altas para aquellos de la parte superior derecha.

R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento está dada por el promedio

del potencial de ionización de los electrones de valencia y la afinidad electrónica. La

aproximación de Mulliken concuerda con la definición original de Pauling y da

electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables.

A. L. Allred y E. G. Rochow definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción

entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado. Se ha desarrollado una escala de

electronegatividad de potenciales basados en los datos de espectros atómicos y se ha calculado

una escala no empírica mediante el método ab initio usando orbitales gaussianos flotantes.

Otros métodos para calcular electronegatividades se valen de observaciones de constantes de

fuerza de vibración de enlace, potenciales electrostáticos, espectros y radios covalentes. Las

mediciones de electronegatividad requieren la observación de propiedades dependientes de la

distribución electrónica. La alta concordancia de valores de electronegatividad obtenidos de

mediciones de diversas propiedades conduce a la confianza y utilidad del concepto.

Variación periódica

Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a

lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Las variaciones de

electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías

de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona

inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán

dos átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar. Cuanto

mayor sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad

electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina

un enlace polar.

Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una

transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas. Los

metales son de baja electronegatividad por lo que tienden a regalar electrones para formar iones

positivos, y los no metales son menos electronegativos, por eso forman iones negativos. Al

conocer la electronegatividad de los elementos se puede predecir fácilmente el modelo de enlace

que formaran (iónico, covalente, coordinado, polar y no polar); cuanto más fuerte sea el enlace,

tanto mayor será la diferencia de electronegatividades.

Ejemplo: el potasio, es un átomo que presenta muy poca afinidad por los electrones. Posee

una electronegatividad de tan solo 0.8 mientras que el silicio (Si), cuya afinidad de los electrones

es moderada, tiene una electronegatividad de 1.8

Los elementos al combinarse entre sí intercambian o seden electrones, de tal manera que

alcanzan la configuración electrónica semejante a la de un gas noble, formando de esta manera lo

que llamamos enlace químico

Tipos de enlaces

En el modelo iónico de enlace el átomo que cede un electrón o más, se convierte

en catión y el que lo recibe, en anión. La unión persiste por que los iones se atraen.

En el modelo covalente de enlace los electrones de valencia son compartidos por

los dos átomos que se enlazan. El enlace persiste por que los electrones se sitúan entre

ambos núcleos y esto evita la repulsión entre ellos.

En el modelo metálico los electrones se mueven libremente entre iones (+).

Precisamente esta propiedad ocasiona que los metales conduzcan la corriente eléctrica.

Ejemplo:

Tendencia de la Electronegatividad ordenar los elementos siguientes según su electronegatividad

creciente:

B, Na, F, O

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha al recorrer un periodo y disminuye al

descender por un grupo. El orden de la electronegatividad creciente es:

Na ˂ B˂ O˂ F

A pesar de que la escala de electronegatividad es un poco arbitraria podemos utilizarla con

confianza razonable para hacer predicciones respecto al enlace químico. Dos elementos con

electronegatividades muy distintas (un metal y un no metal) tienden a reaccionar entre sí para

formar compuestos iónicos, y el elemento menos electronegativo le cede su (s) electrón (es) al

elemento más electronegativo. Dos no metales con electronegatividad semejante tienden a

formar enlaces covalentes entre sí. Es decir, comparten sus electrones. En este compartimento, el

elemento más electronegativo atrae más a los electrones.

BIBLIOGRAFÍA

Sherman, A., Sherman, S. J., y Russikoff L. (2006). Conceptos básicos de Química (7a ed.). México: CECSA.

Burns, R. A. (1996). Fundamentos de Química (2a ed.). México: Prentice Hall Hispanoamericana.

Daub, G. W., y Seese, W. S. (1996). Química (7a ed.). México: Prentice Hall Hispanoamericana.

http://www.fullquimica.com/2013/10/ejemplos-de-afinidad-electronica.html

Whitten, Davis. Química general.Octava edición.2009. Cengage learning editores, SA. Pp 231,232,233Chang Raymond. Química. Sexta Edición. McGraw-Hill. 1998. Pp 341