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Tema 1: Estructura atómica y sistema periódico 1

1. MODELOS ATÓMICOS CLÁSICOS

1.1.- Modelo atómico de Thomson

Experimento: Tubo de rayos catódicos

Introdujo un gas a baja presión en un tubo de descarga (tubo de vidrio, con dos placas metálicas, llamadas electrodos, conectadas a una fuente de alimentación).

Aplicó un elevado voltaje entre las dos placas metálicas del tubo (cátodo la negativa y ánodo la positiva).

Observó que se emitía una radiación desde el cátodo hacia el ánodo, a la que denominó rayos catódicos.

Dedujo que esta radiación estaba constituida por partículas muy pequeñas, con carga negativa, a las que denominó electrones.

Modelo atómico: Modelo del “pastel de pasas”

El átomo estaba constituido por una esfera con carga positiva, en cuyo interior se encontraban los electrones dispersos.

La carga negativa total, era igual a la positiva, de modo que el átomo resultaba eléctricamente neutro.

Cuando el átomo perdía electrones quedaba cargado positivamente.

Cuando el átomo ganaba electrones quedaba cargado negativamente.

TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO


1.2.- Modelo atómico de Rutherford

Experimento:

Bombardeó una lámina de oro con partículas cargadas positivamente a gran velocidad y observó:

La mayor parte de las partículas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección.

Algunas se desviaron considerablemente.

Unas pocas rebotaron.

Modelo atómico de Rutherford:

El átomo tiene un núcleo central muy pequeño en el que están concentrada la carga positiva (protones) y prácticamente toda la masa.

Los electrones giran alrededor del núcleo con mucha velocidad y están muy separados, por lo que dejan mucho espacio vacío.

La carga positiva de los protones del núcleo, es compensada con la carga negativa de los electrones, de modo que el átomo es eléctricamente neutro.


1.3.- Descubrimiento del neutrón

Rutherford observó que solamente cerca de la mitad de la masa nuclear podía ser justificada por los protones, por lo que sugirió la existencia de un tercer tipo de partícula, sin carga, con una masa parecida a la del protón, que estabilizaría el núcleo. Su existencia fue confirmada por James Chadwick, en sus experimentos sobre radiactividad artificial, en los que observó haces de partículas neutras, a las que llamó neutrones.

Con el descubrimiento del neutrón, se amplía el modelo de Rutherford y se considera que el átomo está constituido por:

Núcleo: en él se concentra casi toda la masa. Constituido por los protones (carga positiva) y los neutrones (sin carga).

Corteza: en ella se encuentran los electrones (carga negativa) girando en torno al núcleo.

En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. 1.4.- Representación simbólica de los átomos

Número atómico (Z): número de protones.

Número másico (A): número de protones + número de neutrones.

Representación de un elemento: XA

Z

1.5.- Isótopos

Átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones (igual número atómico), pero distinto número de neutrones y por tanto distinto número másico.

Ejemplo: el hidrógeno tiene tres isótopos el protio ( H1

1 ) , el deuterio ( H2

1 ) y el tritio (

H3

1 ).

Protio Deuterio Tritio Como mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos, la masa atómica relativa

de un elemento es la media ponderada de sus isótopos. Los isótopos de un elemento químico tienen las mismas propiedades químicas pero

diferentes propiedades físicas. 1.6.- Iones Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones, de modo que han quedado cargados positiva o negativamente.

Si un átomo neutro pierde un electrón, queda con exceso de carga positiva y se transforma en un ion positivo o catión.

Si un átomo neutro gana electrones, adquiere un exceso de carga negativa y se transforma en un ion negativo o anión.


2. LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

La radiación electromagnética está formada por ondas que se mueven a la velocidad de la luz. Se caracterizan por los siguientes parámetros:

Longitud de onda(λ): es la distancia existente entre dos máximos o dos mínimos sucesivos de una onda. En el sistema internacional se expresa en metros (m).

Frecuencia (𝜈): es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la unidad de tiempo. Su unidad en el sistema internacional es el s-1 o el Hertzio (Hz)

Velocidad de propagación(v): la velocidad de propagación de una onda viene dada por la expresión:

v = 𝜆·𝜈 En el caso de las radiaciones electromagnéticas, el producto de la longitud de onda por

la frecuencia es una constante, que coincide con la velocidad de la luz en el vacío.

c= 𝜆·𝜈= 3.108 m/s El espectro electromagnético es un continuo formado por el conjunto de radiaciones electromagnéticas. No solo está formado por las ondas que percibimos sensorialmente (luminosas y de radio), sino por otras llamadas microondas, infrarrojas, ultravioletas, rayos X, rayos gamma y rayos cósmicos.


El espectro electromagnético podría dividirse en tres zonas:

Radiación ionizante. Corresponde a la radiación ultravioleta, los rayos X, los gamma y los cósmicos. Resulta peligrosa porque puede inducir a cambios moleculares a causa de la gran cantidad de energía que se encuentra almacenada en las ondas de alta frecuencia.

Radiación visible. Es la radiación que corresponde a los colores del arco iris. No es peligrosa.

Radiación no ionizante. Incluye los rayos infrarrojos, las microondas y las radiofrecuencias. Este tipo de ondas produce efectos térmicos.

3. ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA

3.1.- Limitaciones del modelo atómico de Rutherford

El electrón como cualquier carga en movimiento acelerado, debe emitir energía en forma de radiación electromagnética, según la teoría electromagnética clásica. Al perder energía su radio de giro disminuiría y terminaría por caer sobre el núcleo.

El átomo no puede emitir energía en cantidades cualesquiera, pues emitiría un espectro de radiación continuo. Se habían observado espectros discontinuos.

3.2.- Espectros atómicos

El estudio de la estructura interna de los átomos se realiza habitualmente mediante el empleo de técnicas experimentales en las que las ondas electromagnéticas interaccionan con ellos. Para ello se utilizan unos aparatos, denominados espectroscopios, que constan de un prisma al que se hace llegar luz y se observa como se desdobla en distintas frecuencias, mostrando líneas brillantes u oscuras denominadas espectros. Los átomos son capaces de emitir o absorber radiación, dando lugar a espectros de emisión o de absorción.

a) Para obtener un espectro de emisión, se excita mediante calentamiento o irradiación una muestra de un elemento en estado gaseoso y a baja presión y se observa experimentalmente la emisión de radiación de la muestra, que pasa por un prisma y se proyecta sobre un detector. Aparecen una serie de líneas brillantes de diferentes colores, sobre el fondo oscuro del detector.


b) Para obtener un espectro de absorción, se somete la muestra a una radiación luminosa, la muestra absorbe determinadas frecuencias de la luz y deja pasar el resto de la luz, de modo que se observan líneas oscuras sobre un fondo de colores.

Cada elemento tiene un espectro característico, que lo distingue del resto de los

elementos, de lo que se deduce que los espectros atómicos están relacionados con la estructura interna de los átomos.

Tanto los espectros de emisión como los de absorción atómica son espectros

discontinuos. Este fenómeno es inexplicable según la Física Clásica, según la cual la energía es continua. El estudio de los espectros atómicos y su interpretación da origen a la teoría cuántica. El primer espectro atómico que se estudió fue el del átomo de hidrógeno por ser el elemento más sencillo. Experimentalmente se comprobó que sus líneas espectrales se agrupaban en conjuntos de líneas, denominados series espectrales, cuyas longitudes de onda pueden calcularse según la ecuación empírica:

2

2

2

1

111

nnR

Donde: λ → longitud de onda (m) R→ constante de Rydberg=1,097·107 m-1 n1 y n2 → números naturales a partir del 1. Siempre: n1<n2

SERIES ESPECTRALES DEL HIDRÓGENO

Serie Zona del espectro Valores de n y m

Lyman Ultravioleta n1=1 y n2=2,3,4…

Balmer Visible n1=2 y n2=3,4,5…

Paschen Infrarrojo n1=3 y n2=4,5,6…

Braquett Infrarrojo n1=4 y n2=5,6,7…

Pfund Infrarrojo n1=5 y n2=6,7,8…


3.3.- Hipótesis de Planck El físico alemán Max Planck estudió la radiación que emitían los cuerpos cuando se calentaban a una temperatura muy alta y, a partir de los resultados de sus experimentos, enunció la teoría cuántica de la luz.

Según ella:

Los cuerpos absorben o emiten energía en forma de paquetes de energía denominados fotones o cuantos. Por tanto, la energía que se absorbe o se emite es discontinua.

La energía de un fotón es proporcional a la frecuencia de la radiación y viene dada por:

𝐸 = ℎ · 𝜈

Donde, h es la constante de Planck=6,63·10-34J.s y 𝜈 es la frecuencia de la radiación (Hz). Estos cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que la luz nos parece continua de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero realmente ambas son discontinuas. 3.4.-Efecto fotoeléctrico Se conoce como efecto fotoeléctrico la propiedad que presentan algunos metales de emitir electrones al ser sometidos a irradiación de luz. Albert Einstein observó que:

- Para conseguir arrancar electrones de un determinado metal no vale cualquier tipo de luz, sino que es preciso que su frecuencia sea mayor que un determinado valor llamado frecuencia umbral (𝜈o) que es diferente para cada metal.

- A partir del valor de la frecuencia umbral, cuanto mayor es la frecuencia de la radiación de la energía utilizada, mayor es la energía cinética de los electrones que escapan.

- Al aumentar la intensidad de la luz incidente aumenta el número de electrones desprendidos, pero no la energía cinética de éstos.

Einstein interpretó explicó el efecto fotoeléctrico utilizando la teoría de Planck. Supuso

que la luz está compuesta fotones, que son corpúsculos (partículas) cuya energía es proporcional a la frecuencia, según lo indicado por la ecuación de Planck (𝐸 = ℎ · 𝜈 ).

Al aumentar la intensidad de la luz incidente sólo lo hace el número de fotones que llegan

a la superficie del metal y por ello, sólo se desprenden más electrones pero con la misma energía cinética.

La energía cinética de los electrones arrancados sólo dependería, por tanto, de la

frecuencia de la luz incidente, de acuerdo con la ecuación de Einstein:

𝐸𝑙𝑢𝑧 𝑖𝑛𝑐𝑖𝑑𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝐸𝑢𝑚𝑏𝑟𝑎𝑙 + 𝐸𝑐 (𝑠𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟ó𝑛)


que, en términos de frecuencia, se puede expresar como:

h·ν = h·νo + Ec

donde: h·ν = Energía incidente (J) h·νo = Energía umbral o trabajo de extracción (J) Ec= Energía cinética de salida de los electrones (J)

En algunos problemas la energía se expresa en electronvoltios (eV). La equivalencia con el Julio es:

1eV= 1,6·10-19 J

4. MODELO ATÓMICO DE BOHR

El modelo atómico de Bohr, supera las limitaciones del modelo de Rutherford y explica el espectro atómico del átomo de hidrógeno.

4.1.- Postulados del modelo atómico de Bohr

Primer postulado: Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables, sin emitir energía radiante (órbitas estacionarias).

Segundo postulado: No todas las órbitas están permitidas. Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuyo radio y energía tiene unos valores determinados. A estas órbitas las denominó niveles de energía y dependen de un número cuántico, n, que puede tomar valores naturales (n=1,2,3…). Cuanto mayor sea el número cuántico n, más alejado se encuentra el nivel energético del núcleo y mayor será la energía. Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero

de ℎ

2𝜋

𝐿 = 𝑚 · 𝑣 · 𝑟 = 𝑛 ·ℎ

2𝜋


Tercer postulado: Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro de menor energía, emitiendo energía en forma de radiación y viceversa, puede saltar de un nivel de menor energía a un nivel de mayor energía absorbiendo energía en forma de radiación. Esto explica las líneas de los espectros de emisión y absorción.

Para que un electrón pase de una órbita a otra más exterior tiene que absorber energía que coincida con la diferencia de energía de esas órbitas.

Si el electrón pasa de una órbita exterior a otra más interior, emitirá una energía que será igual a la diferencia de energía entre ambos niveles.

4.2.- Desarrollo matemático para el átomo de hidrógeno (Anexo) 4.3.- Interpretación del espectro del átomo de hidrógeno (Anexo) 4.4.- Limitaciones del modelo atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr, tiene una serie de limitaciones:

Mezcla elementos teóricos de la mecánica clásica y de la mecánica cuántica.

Explicaba el espectro de hidrógeno pero fallaba cuando trataba de explicar el de átomos que tienen más de un electrón.

Los avances de la espectroscopia mostraron nuevas líneas que el modelo de Bohr no podía explicar: - Al mejorar la resolución de los espectroscopios, las líneas que anteriormente se

mostraban simples, aparecieron como dos o más líneas que debían corresponder a energías parecidas pero distintas. Los espectroscopistas hablaban de subniveles energéticos y los caracterizaron por un número cuántico secundario (l).

- Si el espectro se realizaba en un campo magnético, se producían nuevos desdoblamientos de las líneas, de modo que el electrón podía tener varios estados que poseían igual energía en ausencia de un campo magnético, pero distinta en presencia del campo. Estos nuevos desdoblamientos se caracterizaron por otro número cuántico, llamado número cuántico magnético (ml).

- Aplicando campos muy intensos y utilizando espectroscopios de elevado poder de resolución, se observó que todavía cada línea se desdoblaba en dos. Lo atribuyeron al giro del electrón que le hacía comportarse como un diminuto imán. Este desdoble de las líneas se caracterizó por el número cuántico de spin (ms).


5. LA MECÁNICA CUÁNTICA MODERNA Los pilares fundamentales en los que se apoya la mecánica cuántica son: la teoría de Planck, la hipótesis de De Broglie, el principio de incertidumbre de Heisenberg y la ecuación de Schrödinger. 5.1.- Hipótesis de De Broglie o principio de dualidad onda-corpúsculo

Einstein en su estudio del efecto fotoeléctrico llegó a la conclusión de que la luz, consideradamente como un fenómeno ondulatorio, podía a veces considerarse como un conjunto de partículas (fotones).

De Broglie sugirió la idea inversa, considerar que todos los corpúsculos (electrones,

protones, partículas α…) tenían un comportamiento ondulatorio. En el caso del fotón la relación entre su longitud de onda y su momento lineal puede

deducirse de la ecuación:

𝐸 = ℎ · 𝜈𝐸 = 𝑚 · 𝑐2 = 𝑝 · 𝑐

} → ℎ ·𝑐

𝜆= 𝑝 · 𝑐 → 𝜆 =

ℎ

𝑝

De Broglie propuso utilizar la misma ecuación para calcular la 𝜆 del electrón. En este caso:

𝜆 =ℎ

𝑚𝑒 · 𝑣

siendo me y v, la masa y la velocidad del electrón. Esta hipótesis fue confirmada experimentalmente por Davisson y Germer mediante experimentos de difracción de electrones en un cristal.

Cuanto mayor es el momento lineal, menor es la longitud de onda, por ello el carácter

ondulatorio solo es observable en partículas muy pequeñas, como el electrón. Para cuerpos ordinarios la longitud de onda es tan pequeña que no se observa la naturaleza ondulatoria.

5.2.- Principio de incertidumbre de Heisenberg Es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y la velocidad de un electrón. Esto es debido a que para observar algo hay que perturbarlo. Una consecuencia importante del principio de incertidumbre es que no se puede definir una trayectoria y, por tanto, no tiene sentido hablar de órbitas electrónicas en los átomos, tan sólo puede hablarse de zonas en las que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada. Estas regiones se llaman orbitales.


5.3- Ecuación de Schrödinger

Establece un función matemática que permite conocer la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región del espacio. Las soluciones de esta función dependen de unos parámetros restrictivos, denominados números cuánticos. Estos números cuánticos coinciden con los obtenidos por los espectroscopistas.

5.4.-Modelo de orbitales Un orbital atómico es la zona del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrar al electrón. Este valor de probabilidad se cifra arbitrariamente en, al menos, el 90%.

Los orbitales vienen definidos por los valores de tres números cuánticos: n, l y ml.

Cada electrón viene definido por los tres números cuánticos del orbital en el que se encuentran y por el valor del número cuántico ms.

Los valores posibles y el significado de los números cuánticos se resumen en el siguiente

cuadro:

Nº CUÁNTICO NOMBRE POSIBLES VALORES

SIGNIFICADO

n Principal 1,2,3,4… Nivel o capa de energía. Determina la extensión del orbital atómico.

l Secundario o

azimutal Para cada n:

0,1,2…n-1

Determina la forma del orbital. Según el valor de este número cuántico, los orbitales pueden ser:

0 1 2 3

s p d f

ml Magnético Para cada l:

-l…0…+l

Determina la orientación espacial del orbital. Nos da el número de orbitales en cada subnivel.

s 0 1

p -1,0,1 3

d -2,-1,0,1,2 5

f -3,-2,-1,0,1,2,3 7

ms Espín +1/2 y -1/2

Se suele identificar con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. En mecánica ondulatoria no tiene sentido que un electrón gire sobre sí mismo, pero se mantiene esta descripción porque explica los fenómenos observados (espectros).


Forma de los orbitales s y p

6. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS La configuración electrónica es el ordenamiento de los electrones de un átomo en los diferentes orbitales. Para determinarla hay que tener en cuenta las siguientes reglas: 6.1.- Principio de exclusión de Pauli

No pueden coincidir dos electrones en el mismo estado cuántico, definido éste por los cuatro números cuánticos. De este principio se deduce que en un orbital sólo caben dos electrones con espines opuestos. 6.2.- Regla de máxima multiplicidad de Hund

Los electrones al llenar orbitales de igual energía, se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.

6.3.- Principio de construcción o principio Aufbau

Así como el número atómico (número de protones) de los elementos aumenta de uno en uno en el sistema periódico, los electrones similarmente se van agregando a los orbitales atómicos, de modo que cada elemento tendrá la misma estructura electrónica del elemento que le precede en el sistema periódico, más un electrón diferenciador.

Los electrones se van colocando en los orbitales de menor energía. Los valores relativos de energía se obtienen de sumar los números n+l de forma que cuanto mayor sea la suma, mayor la energía del orbital y a igualdad de valores n+l entre dos orbitales, tendrá mayor energía el de mayor n. Este orden de energía se puede recordar con ayuda del diagrama de Moeller.


6.4.- Átomos en estado fundamental y en estado excitado

Cuando un átomo tiene todos sus electrones en el orbital de menor energía posible, se dice que se encuentra en estado fundamental.

Cuando se comunica energía a un átomo, alguno de sus electrones puede pasar a un nivel de energía superior; se dice que el átomo se encuentra en estado excitado.

Tanto si el átomo se encuentra en estado fundamental como si se encuentra en estado excitado se debe cumplir el principio de exclusión de Pauli. Si una configuración electrónica no lo cumple, estará prohibida.

7. EL SISTEMA PERIÓDICO 7.1.- Primeras clasificaciones de los elementos químicos

Antoine Laurent Lavoisier (S. XVIII): clasificó los elementos químicos en familias de comportamiento químico semejante, por ejemplo: no metales formadores de ácidos, metales formadores de sales, etc.

Johannes Döbereiner (S. XIX): Agrupó los elementos en grupos de tres con propiedades parecidas. Las columnas no tenían relación entre sí. Ejms.:

Li Be F Na Mg Cl K Ca Br

Dimitri Ivanovich Mendeleiev y Lothar Meyer (S. XIX): ordenaron los elementos según valores crecientes de masa atómica y observaron que las propiedades de los elementos se repetían periódicamente. Existían algunas anomalías en esta ordenación, algunos elementos no quedaban correctamente colocados según las propiedades de su grupo. Por ejemplo quedaban descolocadas las parejas: Co-Ni; Te-I; Ar-K

7.2.- El sistema periódico actual

Henry Moseley ordenó los elementos según orden creciente de número atómico (nº de protones). Los elementos quedaban correctamente ordenados atendiendo a sus propiedades.

El sistema periódico actual presenta 18 columnas verticales o grupos y 7 filas horizontales o periodos. Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas similares y tienen la misma configuración electrónica en la capa de valencia (última capa).

- Grupo 1: Metales Alcalinos (excepto el hidrógeno que no es un metal).

- Grupo 2: Metales Alcalino-térreos.

- Grupos 3 al 12: Metales de transición. Los Lantánidos y Actínidos situados en la parte inferior de la tabla se consideran pertenecientes al grupo 3º en los periodos 6 y 7 respectivamente.

- Grupo 13: Boroideos

- Grupo 14: Carbonoideos.

- Grupo 15: Nitrogenoideos.

- Grupo 16: Anfígenos o calcógenos.

- Grupo 17: Halógenos.

- Grupo 18: Gases nobles o inertes.

La colocación de un elemento en una casilla concreta de la tabla periódica depende de su configuración electrónica.

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración electrónica de la capa de valencia (la última capa).


8. PROPIEDADES PERIÓDICAS 8.1.- Radio atómico y radio iónico

Los conceptos de radio atómico y radio iónico no son sencillos de definir, pues el átomo no es un objeto esférico de límites definidos, sino que los contornos de las nubes electrónicas son difusos.

Radio atómico Se considera que el radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos

idénticos unidos. Son, en realidad, valores medios de los datos de diversas moléculas que contienen el átomo de estudio. El radio atómico depende de: - El número cuántico principal (n) que nos indica el número de niveles electrónicos

poblados. - La carga nuclear efectiva (Z*) que actúa sobre los niveles más externos, definida como Z*=

Z-σ, donde Z es la carga nuclear real y σ es una constante que refleja el efecto de pantalla que ejercen los electrones más internos sobre los externos, disminuyendo la atracción de éstos por el núcleo.

El radio atómico varía en el sistema periódico del siguiente modo: - Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta con Z (hacia abajo), ya que el número de

niveles poblados de electrones crece gradualmente. Aunque aumente la carga nuclear, también aumenta el apantallamiento, con lo cual la carga nuclear efectiva no varía mucho, predominando el efecto de la variación del número cuántico principal.

- Por regla general, en un período, el radio atómico disminuye al aumentar Z (hacia la derecha). Esto se debe a que el nivel electrónico externo es el mismo, aunque cada vez más poblado y como los electrones de la capa externa no apantallan, la carga nuclear efectiva aumenta progresivamente, con lo que atrae cada vez más a los electrones periféricos, provocando la contracción a lo largo del período.


Nota sobre los elementos de transición: La variación de tamaño, a medida que se recorre un período es mucho menos notoria entre los elementos de transición. Esto es así porque a medida que la carga nuclear aumenta, se agregan electrones en un nivel más interno, aumentando el apantallamiento del núcleo, de manera que los electrones externos experimentan solamente un aumento muy gradual en la carga nuclear efectiva, por lo que se producen pequeños cambios en el tamaño.

Radio iónico En el caso del radio iónico, que correspondería al del átomo que ha ganado o perdido

electrones, es preciso tener en cuenta que: - Los elementos que formen iones positivos tendrán un radio menor que el del átomo

neutro, pues habrá una contracción de la nube electrónica, propiciada por el predominio de las fuerzas nucleares atractivas sobre ella. Esta contracción será mayor cuanto mayor sea la carga positiva del ion.

- Los elementos que formen iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro, pues habrá una expansión de la nube electrónica, propiciada por la mayor repulsión interelectrónica. Esta expansión será mayor cuanto mayor sea la carga negativa del ion.

8.2.- Energía de ionización

Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo.

X (g) + E.I. → X+(g) + e-

Las energías de ionización sucesivas, para ir arrancando electrones, serán cada vez mayores y en absoluto iguales a la primera, puesto que a medida que desaparecen electrones hay un exceso de carga positiva del núcleo que atrae con más fuerza a los electrones restantes y, por ello, se necesitará mayor energía para extraerlos. El valor de la energía de ionización depende: - El radio atómico, que a su vez dependía del número cuántico principal y la carga nuclear

efectiva. - La estabilidad que se adquiere al perder el electrón. Son particularmente estables las

configuraciones de capas completas (gases nobles) o con los últimos orbitales llenos o semillenos.

Teniendo en cuenta estos factores:

- En un grupo, la energía de ionización aumenta al disminuir Z (hacia arriba), puesto que disminuye el número de niveles poblados de electrones y, por tanto, el apantallamiento nuclear, siendo mayor la atracción de los electrones por el núcleo.

- En general, en un período, la energía de ionización aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear y menor radio, que hacen que la atracción del núcleo sea mayor.

Las posibles irregularidades de estas reglas son debidas al factor estabilidad, anteriormente comentado.


8.3.- Afinidad electrónica o electroafinidad

Es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un electrón libre, transformándose en un ion negativo.

X (g) + e- → X-(g) + Energía

Los elementos con el nivel externo casi completo (no metales), tienen tendencia a captar

electrones, por lo que su afinidad electrónica es negativa, es decir, el proceso es exotérmico. En cambio, los elementos con poca tendencia a captar electrones tienen una afinidad electrónica positiva. Asimismo, las posibles afinidades electrónicas sucesivas de los elementos suelen ser positivas, pues los electrones ya captados ejercen fuerzas de repulsión sobre los nuevos que pudieran capturarse.

Los factores que influyen en la afinidad electrónica son los mismos que los indicados para

la energía de ionización, de manera que: - En un grupo la afinidad electrónica aumenta al disminuir Z (hacia arriba), ya que así el

apantallamiento es menor y el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

- Por regla general, en un período aumenta con Z (hacia la derecha), ya que aumenta la carga nuclear efectiva, al aumentar la carga nuclear real (Z) sin que varíe el apantallamiento.

La posibles irregularidades a estas reglas, son debidas, al igual que en el caso de la energía de ionización, a estructuras electrónicas estables con orbitales llenos o semilleros, que necesitan un aporte de energía adicional, para captar electrones.

8.4.- Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un elemento a atraer hacia sí el par electrónico del enlace compartido con otro. Es por tanto, una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí.

Conocer la electronegatividad nos permite prever el comportamiento de los elementos, el

tipo de enlace que forman y las propiedades de dicho enlace. Está en íntima conexión con las propiedades anteriores. Así, todo elemento con gran

electroafinidad y energía de ionización, tendrá también un alto valor de su electronegatividad. De este modo, la electronegatividad: - Aumenta hacia arriba en un grupo, porque al disminuir el número de niveles poblados

(menos tamaño atómico) el apantallamiento del núcleo es menor y, en consecuencia, su poder de atracción de los electrones compartidos en el enlace será mayor.

- Aumenta hacia la derecha en un período, porque al disminuir al aumentar la carga nuclear sin que el apantallamiento varíe significativamente, el núcleo tendrá mayor poder de atracción de los electrones compartidos en el enlace.


8.5.- Carácter metálico o no metálico Está relacionado con el poder oxidante o reductor de los elementos. - Los metales tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos, por lo que

en su estado elemental se oxidan con facilidad y, por tanto, son reductores. - Los no metales tienen tendencia a ganar electrones y formar iones negativos, por lo

que tienen tendencia a reducirse y, por tanto, son oxidantes. Se suele tomar como base para establecer el carácter metálico el valor de la

electronegatividad. Los elementos menos electronegativos (más electropositivos) son los de mayor carácter metálico. Se consideran elementos metálicos aquellos que en la escala de Pauling tienen una electronegatividad de hasta 2,0, es decir, los situados a la izquierda, centro y parte inferior derecha de la tabla. Se consideran no metálicos los que tienen electronegatividad superior y se sitúan en la zona superior derecha de la tabla, a excepción del hidrógeno, que por su configuración electrónica, se sitúa sobre el grupo de los metales alcalinos. Lógicamente, la variación del carácter metálico es progresiva y existen elementos con propiedades intermedias entre unos y otros. 8.6.- Estados de oxidación

Los estados de oxidación más estables corresponden al número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo al formar enlaces, para conseguir una configuración electrónica más estable. Tienen signo positivo, si la tendencia es a ceder electrones y negativo, si la tendencia es a captarlos.

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