La tabla periódica
8.1 8.2
Desarrollo de la tabla periódica 240 Clasicación periódica de los los elementos elementos 241 Conguración electrónica de cationes y aniones
8.3
Variación periódica de las propiedades físicas 244 Carga nuclear efectiva • Radio atómico • Radio iónico
8.4 8.5 8.6
Energía de ionización 250 Anidad electrónica 253 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos 255 Tendencias generales de las propiedades químicas • Propiedades de los óxidos a lo largo de un periodo
Conceptos básicos
•
• •
En el siglo XIX, algunos químicos detectaron una repetición periódica de las propiedades químicas y físi cas de los elementos. En concreto, la tabla elaborada por Mendeleev agrupaba los elementos con gran precisión y era capaz de predecir las propiedades de varios elementos que no habían sido descubiertos. Clasicación periódica de los elementos Los elementos se agrupan de acuerdo con las conguraciones electrónicas de su capa exterior, que es responsable de la semejanza en su comportamiento químico. A cada uno de estos grupos se le asigna un nombre especíco. Variación periódica de propiedades En conjunto, las propiedades físicas, tales como los radios atómicos y iónicos de los elementos, varían de una manera regular y periódica. En las propiedades químicas se aprecian variaciones similares. Las propiedades químicas de espeespe cial importancia son la energía de ionización, que mide la tendencia que tiene un átomo de un elemento a perder un electrón, y la anidad electrónica, que mide la tendencia de un átomo de aceptar un electrón. La energía de ionización y la anidad electrónica son la base para la comprensión del mecanismo de formación de los enlaces químicos. Desarrollo de la tabla periódica
Tabla de los elementos de John Dalton, desarrollada a principios del siglo XIX.
Apoyo interactivo Resumen de actividades 1. Animación interactiva: Atracción del núcleo (8.3) 2. Animación: Radio atómico y iónico (8.3) 3. Animación interactiva: Radios atómicos (8.3) 4. Animación interactiva: Radios iónicos (8.3) 5. Animación interactiva: Energía de ionización (8.4)
240
Capítulo 8
La tabla periódica
8.1 8. 1 Desarrollo de la tabla periódica En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea de los átomos y las molémolé culas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y los protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica a los químicos de aquella época, que pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con la masa atómica. En 1864 el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos se orde orde-naban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes. Newlands se rerió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta “ley” resultó inadecuada para elementos de mayor masa atómica que el calcalcio, de manera que el trabajo de Newlands no fue aceptado por la comunidad cientíca. Cinco años más tarde el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer, independientemente, propusieron una disposición mucho más amplia para los eleelementos, basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades. El sistema de clasicación de Mendeleev superó en mucho al de Newlands, sobre todo en dos aspectos. Primero, porque agrupó los elementos en forma más exacta de acuerdo con sus propiepropiedades; y segundo, e igualmente importante, porque hizo posible la predicción de las propro piedades de varios elementos que aún no se habían descubierto. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido, al que denominó eka–aluminio Eka ( es una palabra en sánscrito que signica “primero”; así, el eka–aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio, en el mismo grupo). Cuando se descubrió el galio, cuatro años más tarde, se observó que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades predichas para el eka–aluminio. Masa atómica Punto de fusión Densidad Fórmula del óxido
Eka–Aluminio (Ea)
Galio (Ga)
68 uma Bajo 5.9 g/cm3 Ea2O3
69.9 uma 29.78°C 5.94 g/cm3 Ga2O3
De todas maneras, las primeras versiones de la tabla periódica mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado solamente de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica moderna (observa la parte nal del libro). Pero ningún químico colocaría al argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad, diferente a la masa atómica, debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que esta propiedad se relaciona con el número atómico. Utilizando los datos experimentales de dispersión de partículas α (consulta la sec sec-ción 2.2), Rutherford fue capaz de calcular el número de cargas positivas que había en el núcleo de algunos elementos. Sin embargo, no fue sino hasta 1913 que se estableció un procedimiento general para p ara calcular el número núm ero atómico. Fue en este año cuando un joven jove n físico inglés, Henry Moseley, descubrió una correlación entre lo que él llamó número atómico y la frecuencia de los rayos X que se generaban al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Por ejemplo, el calcio es el vigésimo elemento según el orden de masa atómica creciente y tiene un número atómico de 20. Así se pudieron entender las discrepancias que antes habían encontrado los ciencientícos. El número atómico del argón es 18 y el del potasio es 19, por lo que el potasio debe ir después del argón en la tabla periódica.
240
Capítulo 8
La tabla periódica
8.1 8. 1 Desarrollo de la tabla periódica En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea de los átomos y las molémolé culas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y los protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica a los químicos de aquella época, que pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con la masa atómica. En 1864 el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos se orde orde-naban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes. Newlands se rerió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta “ley” resultó inadecuada para elementos de mayor masa atómica que el calcalcio, de manera que el trabajo de Newlands no fue aceptado por la comunidad cientíca. Cinco años más tarde el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer, independientemente, propusieron una disposición mucho más amplia para los eleelementos, basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades. El sistema de clasicación de Mendeleev superó en mucho al de Newlands, sobre todo en dos aspectos. Primero, porque agrupó los elementos en forma más exacta de acuerdo con sus propiepropiedades; y segundo, e igualmente importante, porque hizo posible la predicción de las propro piedades de varios elementos que aún no se habían descubierto. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido, al que denominó eka–aluminio Eka ( es una palabra en sánscrito que signica “primero”; así, el eka–aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio, en el mismo grupo). Cuando se descubrió el galio, cuatro años más tarde, se observó que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades predichas para el eka–aluminio. Masa atómica Punto de fusión Densidad Fórmula del óxido
Eka–Aluminio (Ea)
Galio (Ga)
68 uma Bajo 5.9 g/cm3 Ea2O3
69.9 uma 29.78°C 5.94 g/cm3 Ga2O3
De todas maneras, las primeras versiones de la tabla periódica mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado solamente de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica moderna (observa la parte nal del libro). Pero ningún químico colocaría al argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad, diferente a la masa atómica, debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que esta propiedad se relaciona con el número atómico. Utilizando los datos experimentales de dispersión de partículas α (consulta la sec sec-ción 2.2), Rutherford fue capaz de calcular el número de cargas positivas que había en el núcleo de algunos elementos. Sin embargo, no fue sino hasta 1913 que se estableció un procedimiento general para p ara calcular el número núm ero atómico. Fue en este año cuando un joven jove n físico inglés, Henry Moseley, descubrió una correlación entre lo que él llamó número atómico y la frecuencia de los rayos X que se generaban al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Por ejemplo, el calcio es el vigésimo elemento según el orden de masa atómica creciente y tiene un número atómico de 20. Así se pudieron entender las discrepancias que antes habían encontrado los ciencientícos. El número atómico del argón es 18 y el del potasio es 19, por lo que el potasio debe ir después del argón en la tabla periódica.
241
8.2 Clasificación periódica de los elementos
Por lo general, una tabla periódica moderna muestra el número atómico junto al símbolo del elemento. Como se sabe, el número atómico también indica el número de electrones en los átomos de un elemento. La conguración electrónica de los elementos ayuda a explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas. La importancia y la utilidad de la tabla periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades generales y las tendencias dentro de un grupo o un periodo se pueden predecir con bastante exactitud las propiedades de cualquier elemento, incluso cuando sea un elemento poco conocido.
En el apéndice 4 se explican los nombres y los símbolos de los elementos.
8.2 Clasificación periódica periódica de los elementos En la gura 8.1 se muestra la tabla periódica junto con la conguración electrónica de los electrones externos de los elementos. (Las conguraciones electrónicas de los elementos también se encuentran en la tabla 7.3.) Empezando con el hidrógeno, se puede observar cómo los subniveles se llenan en el orden que se muestra en la gura 7.23. De acuerdo con el tipo de subnivel que se está llenando, los elementos pueden dividirse en distintas categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. Los elementos representativos (también conocidos como elementos del grupo principal) son los elementos de los Grupos 1A hasta 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Con excepción del helio, los gases nobles (los elementos del Grupo 8A) tienen completamente lleno el subnivel p. (Las conguraciones electrónicas son 1s2 para el helio y ns2np6 para el resto de los gases nobles, donde n es el número cuántico
principal del nivel más externo). Los metales de transición son los elementos de los Grupos 1B y 3B hasta 8B, los cuales tienen incompleto el subnivel d , o forman fácilmente cationes con el subnivel d incompleto. incompleto. (Algunas veces se hace referencia a estos metales
1
18
1A
8A
1
1
2
13
14
15
16
17
He
1s1
2A
3A
4A
5A
6A
7A
1s2
3
2
3
4
5
4
Li 1
2s
7
5
Be 2s
2
7
8
9
10
B
C
N
O
F
Ne
2s22 p1
2s22 p2
2s22 p3
2s22 p4
2s22 p5
2s22 p6
11
12
Na
Mg
3s1
3s2
3B
4B
5B
6B
7B
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co 4s23d 7
Ni 4s23d 8
Cu 4s13d 10
Zn 4s23d 10
Ga 4s24 p1
3
4
4s1
4s2
4s23d 1 39
37
38
Rb
Sr
1
2
5s
55
6
2
H
5s
56
4s23d 2 40
Y 2
5
5s 4d 57
2
4s23d 3 41
Zr 1
6
5s 4d 72
1
4s13d 5 42
Nb 2
7
5s 4d 73
1
4s23d 5
Tc 5
5s 4d 74
2
9
10
8B
43
Mo 4
8
5
5s 4d 75
4s23d 6
11 1B
12 2B
13
6
14
15
16
17
18
Al
Si
P
S
Cl
Ar
3s23 p1
3s23 p2
3s23 p3
3s23 p4
3s23 p5
3s23 p6
32
33
34
35
36
Ge 4s24 p2
As 4s24 p3
Se 4s24 p4
Br
Kr
4s24 p5
4s24 p6
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
Ru 5s14d 7
Rh 5s14d 8
Pd 4d 10
Ag 5s14d 10
Cd 5s24d 10
In 5s25 p1
Sn 5s25 p2
Sb 5s25 p3
Te
I
Xe
5s25 p4
5s25 p5
5s25 p6
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
6s1
6s2
6s25d 1
6s25d 2
6s25d 3
6s25d 4
6s25d 5
6s25d 6
6s25d 7
6s15d 9
6s15d 10
6s25d 10
6s26 p1
6s26 p2
6s26 p3
6s26 p4
6s26 p5
6s26 p6
111
112
113
114
115
(116)
(117)
(118)
7s26d 9
7s26d 10
7s27 p1
7s27 p2
7s27 p3
87
88
89
104
105
106
107
108
109
110
Fr
Ra
Ac 7s26d 1
Sg 7s26d 4
Bh 7s26d 5
Hs 7s26d 6
Ds
7s2
Db 7s26d 3
Mt
7s1
Rf 7s26d 2
7s26d 7
7s26d 8
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
6s24 f 15d 1
6s24 f 3
6s24 f 4
6s24 f 5
6s24 f 6
6s24 f 7
6s24 f 75d 1
6s24 f 9
6s24 f 10
6s24 f 11
6s24 f 12
6s24 f 13
6s24 f 14
6s24 f 145d 1
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
Th
90
Pa
U
Np 7s25 f 46d 1
7s25 f 76d 1
Bk 7s25 f 9
Cf 7s25 f 10
Es 7s25 f 11
Fm 7s25 f 12
Md 7s25 f 13
Lr
7s25 f 36d 1
Am 7s25 f 7
No
7s25 f 26d 1
Pu 7s25 f 6
Cm
7s26d 2
91
92
7s25 f 14
7s25 f 146d 1
103
Figura 8.1 Conguraciones electrónicas en el estado fundamental de los elementos. Por simplicación simplicación sólo se muestra la conguración
de los electrones externos.
242
Capítulo 8
La tabla periódica
TABLA 8.1
Conguración electrónica de los elementos de los Grupos 1A y 2A Grupo 1A
Li Na K Rb Cs Fr
[He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1 [Rn]7s1
Grupo 2A
Be Mg Ca Sr Ba Ra
[He]2s2 [Ne]3s2 [Ar]4s2 [Kr]5s2 [Xe]6s2 [Rn]7s2
Para los elementos representativos, los electrones de valencia son simplemente aquellos electrones en el nivel principal n de mayor energía.
como los elementos de transición del bloque d ). Los elementos del Grupo 2B son Zn, Cd y Hg, y no son elementos representativos ni metales de transición. Los lantánidos y los actínidos algunas veces son denominados los elementos de transición del bloque f porque tienen incompleto el subnivel f. Al analizar la conguración electrónica de los elementos de un grupo en particular, se observa claramente que siguen un patrón. Las conguraciones electrónicas para los Grupos lA y 2A se muestran en la tabla 8.2. Todos los miembros del Grupo lA, los metales alcalinos, tienen conguraciones electrónicas externas semejantes; todos tienen un Kernell de gas noble y un electrón externo ns1. De igual manera, los metales alcalinotérreos, el Grupo 2A, tienen un núcleo de gas noble y una conguración electrónica externa ns2. Los electrones externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico, generalmente reciben el nombre de electrones de valencia. La semejanza en la conguración electrónica externa es lo que hace que los elementos del mismo grupo se parezcan entre sí en su comportamiento químico. Esta observación es válida para los halógenos (elementos del Grupo 7A), cuya conguración electrónica externa es ns2np5 y presentan propiedades semejantes. Sin embargo, es necesario ser cauteloso al predecir las propiedades para los Grupos 3A hasta 7A. Por ejemplo, todos los elementos del Grupo 4A tienen la misma conguración electrónica externa, ns2np4, pero hay variaciones en las propiedades químicas entre estos elementos: el carbono es un no metal, silicio y germanio son metaloides, y estaño y plomo son metales. Como grupo, los gases nobles se comportan de manera muy similar. Con excepción del kriptón y el xenón, el resto de estos elementos son totalmente inertes desde el punto de vista químico. La razón radica en que estos elementos tienen llenos por completo los subniveles externos ns2np6, lo que les conere una gran estabilidad. A pesar de que la conguración electrónica externa de los metales de transición no es siempre igual dentro de un grupo y no hay un patrón regular en el cambio de conguración electrónica de un metal al siguiente en el mismo periodo, todos los metales de transición comparten muchas características que los colocan aparte de otros elementos. Esto se debe a que todos estos metales tienen incompleto el subnivel d . De igual forma, los elementos lantánidos (y los actínidos) se parecen entre sí porque tienen incompleto el subnivel f . La gura 8.2 muestra los grupos de elementos estudiados aquí.
EJEMPLO 8.1 Un átomo neutro de cierto elemento tiene 15 electrones. Sin consultar la tabla periódica, contesta las siguientes preguntas: (a) ¿Cuál es la conguración electrónica en estado basal del elemento? (b) ¿Cómo debería clasicarse al elemento? (c) ¿Los átomos de este elemento son diamagnéticos o paramagnéticos?
Planteamiento (a) Basándose en el principio de construcción tratado en la sección 7.9, se comienza a completar la conguración electrónica a partir del número cuántico principal n = 1 y se continúa hasta que se han colocado todos los electrones. (b) ¿Cuál es la conguración electrónica característica de los elementos representativos?, ¿y de los elementos de transición?, ¿y de los gases nobles? (c) Examina el esquema de apareamiento de los electrones de la órbita más externa. ¿Qué determina si un elemento es diamagnético o paramagnético?
Solución (a) Se sabe que para n = 1 se tiene un orbital 1s (2 electrones); para n = 2 se tiene un orbital 2 s (2 electrones) y tres orbitales 2 p (6 electrones); para n = 3 se tiene un orbital 3 s (2 electrones). El número de electrones restantes es 15 – 12 = 3; estos tres electrones están localizados en los orbitales 3 p. La conguración electrónica es 1s22s22 p63s23 p3. (Continúa)
243
8.2 Clasificación periódica de los elementos
1 1A 1
H
2 2A
3
4
Li
Be
11
12
Na
Mg
3 3B
Elementos representativos
Zinc Cadmio Mercurio
Gases nobles
Lantánidos
Metales de transición
Actínidos
4 4B
5 5B
6 6B
7 7B
8
9 8B
18 8A
10
13 3A
11 1B
12 2B
14 4A
15 5A
16 6A
17 7A
2
He
5
6
7
8
9
10
B
C
N
O
F
Ne
13
14
15
16
17
18
Al
Si
P
S
Cl
Ar
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
55
56
57
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
111
112
113
114
115
(116)
(117)
(118)
87
88
89
104
105
106
107
108
109
110
Fr
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Figura 8.2 Clasicación de los elementos. Observa que los elementos del Grupo 2B se clasican con frecuencia como metales de transi -
ción a pesar de que no muestran las características de los metales de transición.
(b) Debido a que el subnivel 3 p no está completamente lleno, es un elemento representativo. Basándose en la información proporcionada, no se puede decir si se trata de un metal, un no metal o un metaloide. (c) De acuerdo con la regla de Hund, los tres electrones de los orbitales 3 p tienen espines paralelos (tres electrones desapareados). Como consecuencia, los átomos de este elemento son paramagnéticos.
Comentario Para (b), nótese que un metal de transición tiene una subcapa d incompleta y un gas noble tiene el orbital externo completo. Para (c), es importante señalar que si los átomos de un elemento contienen un número impar de electrones, entonces el elemento debe ser paramagnético.
Ejercicio de práctica Un átomo neutro de cierto elemento tiene 20 electrones. (a) Escriba la conguración electrónica del estado basal del elemento, (b) clasica al elemento y (c) determina si los átomos del elemento son diamagnéticos o paramagnéticos.
Configuración electrónica de cationes y aniones Debido a que muchos compuestos iónicos están formados por aniones y cationes monoatómicos, es útil saber cómo se escriben las conguraciones electrónicas de estas especies iónicas. Para escribir la conguración electrónica de los iones sólo es necesario un pequeño cambio respecto al método ya empleado para átomos neutros. Para su análisis, los iones se agruparán en dos categorías.
Problema similar: 8.16 .
244
Capítulo 8
La tabla periódica
Iones derivados de los elementos representativos
En la formación de un catión a partir del átomo neutro de un elemento representativo se pierden uno o más electrones del nivel n más alto ocupado. A continuación se muestran las conguraciones electrónicas de algunos átomos neutros y de sus cationes correspondientes: Na: [Ne]3s1 Ca: [Ar]4s2 Al: [Ne]3s23 p1
Na1: [Ne] Ca21: [Ar] Al31: [Ne]
Observa que cada ion tiene la conguración estable de un gas noble. En la formación de un anión se agregan uno o más electrones al nivel n más alto, que está parcialmente lleno. Considera los siguientes ejemplos: H: F: O: N:
1s1 1s22s22 p5 1s22s22 p4 1s22s22 p3
H2: F2: O22: N32:
1s2 o [He] 1s22s22 p6 o [Ne] 1s22s22 p6 o [Ne] 1s22s22 p6 o [Ne]
De nuevo, todos estos aniones también tienen la conguración estable de un gas noble. Así, una característica de la mayoría de los elementos representativos es que los iones derivados de sus átomos neutros tienen la conguración electrónica exterior de un gas noble ns2np6. Se dice que son isoelectrónicos porque tienen el mismo número de electrones y por tanto, la misma conguración electrónica fundamental . Así, H – y He también son isoelectrónicos; F – , Na+ y Ne son isoelectrónicos; y así sucesivamente. Cationes derivados de los metales de transición
En la sección 7.9 se estudió que en los metales de la primera serie de transición (desde Sc hasta Cu), el orbital 4 s siempre se llena antes que los orbitales 3d . Considera el manganeso, cuya conguración electrónica es [Ar]4s23d 5. Cuando se forma el ion Mn2+ se esperaría que los dos electrones salieran de los orbitales 3d para formar [Ar]4s23d 3. De hecho, ¡la conguración electrónica del Mn2+ es [Ar]3d 5! La razón es que las interacciones electrón-electrón y electrón-núcleo en un átomo neutro pueden ser muy diferentes de las que se presentan en su ion. Así, mientras que el orbital 4 s siempre se llena antes que los orbitales 3d en el Mn, los electrones se pierden primero del orbital 4 s para for mar Mn2+ debido a que los orbitales 3d son más estables que el orbital 4 s en los iones de los metales de transición. Por tanto, cuando se forma un catión a partir de un átomo de un metal de transición, los electrones que siempre se pierden primero son los del orbital ns y, después, los de los orbitales ( n – 1)d . Recuerda siempre que la mayoría de los metales de transición pueden formar más de un catión y que frecuentemente dichos cationes no son isoelectrónicos con el gas noble que los precede.
Recuerda que el orden de entrada de los electrones no determina o predice el orden en que se quitan los electrones en los metales de transición.
8.3 Variación periódica de las propiedades físicas
1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A
Incremento de la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, y de abajo a arriba en un grupo, para elementos representativos.
Como ya se ha visto, la conguración electrónica de los elementos muestra una variación periódica al aumentar el número atómico. Como consecuencia, los elementos también presentan variaciones en sus propiedades físicas y en su comportamiento químico. En esta sección y en las secciones 8.4 y 8.5 se examinarán algunas propiedades físicas de los elementos que están en el mismo grupo o periodo, así como otras propiedades que inuyen en el comportamiento químico. Se comenzará por analizar el concepto de carga nuclear efectiva, que está directamente relacionado con el tamaño atómico y con la tendencia para formar iones.
Carga nuclear efectiva En el capítulo 7 se estudió el efecto pantalla que ejercen los electrones cercanos al núcleo sobre los electrones de los niveles externos en los átomos polielectrónicos. La presencia de electrones internos reduce la atracción electrostática entre los protones del núcleo, que
245
8.3 Variación periódica de las propiedades físicas
tienen carga positiva, y los electrones externos. Más aún, las fuerzas de repulsión entre los electrones en un átomo polielectrónico compensan la fuerza de atracción que ejerce el núcleo. El concepto de carga nuclear efectiva permite entender el efecto pantalla en las propiedades periódicas. Considera, por ejemplo, el átomo de helio cuya conguración electrónica fundamental es 1s2. Los dos protones del helio le coneren al núcleo una carga de +2, pero la fuerza total de atracción de esta carga sobre los dos electrones 1s está parcialmente balanceada por la repulsión entre los electrones. En consecuencia, se dice que cada electrón 1s está apantallado del núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (Zeff ) que es la carga que se ejerce sobre un electrón, está dada por:
Animación interactiva:
Atracción del núcleo. OLC
Z eff 5 Z 2 σ
donde Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) y σ (sigma) es la constante de apantallamiento (también denominada constante de protección). La constante de pantallamiento es mayor que cero pero menor que Z . Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es considerar la energía necesaria para quitar los dos electrones del átomo de helio. Las mediciones muestran que se requiere una energía de 2 373 kJ para quitar el primer electrón de 1 mol de átomos de He, y una energía de 5 251 kJ para quitar el electrón restante en 1 mol de iones de He+. La razón por la cual se necesita mucha más energía para quitar el segundo electrón es que cuando sólo está presente un electrón no existe el efecto pantalla contra la carga nuclear de +2. Para átomos con tres o más electrones, los electrones de un determinado nivel están apantallados por los electrones de los niveles internos (es decir, los más cercanos al núcleo) pero no por los electrones de los niveles externos. Así, en un átomo neutro de litio, cuya conguración electrónica es 1s22s1, el electrón 2s está apantallado por los dos electrones 1s, pero el electrón 2s no tiene ningún efecto pantalla sobre los electrones 1s. Además, los niveles internos llenos apantallan más a los electrones externos comparados con los electrones del mismo subnivel, que se apantallan entre sí.
Véase la figura 7.23 para las gráficas de probabilidad radial de los orbitales 1 s y 2s.
Radio atómico Existen numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición, que están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es algo difícil de denir. Como se expuso en el capítulo 7, la densidad electrónica de un átomo se extiende más allá del núcleo, aunque generalmente se piensa en el tamaño atómico como el volumen que contiene alrededor de 90% de la densidad electrónica total alrededor del núcleo. Cuando se tiene que ser más especíco, se dene el tamaño de un átomo en términos de su radio atómico , que es la mitad de la distancia entre los dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Para los átomos que están unidos entre sí formando una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos [gura 8.3(a)]. Para elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula especíca [gura 8.3(b)]. En la gura 8.4 se muestran los radios atómicos de muchos elementos, de acuerdo con su posición en la tabla periódica, y en la gura 8.5 se muestra una gráca de los radios atómicos de los mismos elementos contra su número atómico. Las tendencias periódicas son claras. Al estudiar las tendencias se debe recordar que los radios atómicos están determinados en gran medida por la fuerza de atracción entre los electrones del nivel externo y núcleo. Cuanto más fuerte es la carga nuclear efectiva, mayor es la fuerza con que los electrones son atraídos por el núcleo y menor es el radio atómico. Considera los
(a)
(b)
Figura 8.3
(a) En los metales como el berilio, el radio atómico se dene como la mitad de la dista ncia entre los centros de dos átomos adyacentes. (b) Para los elementos que existen como moléculas diatómicas, el yodo por ejemplo, el radio atómico se dene como la mitad de la distancia entre los centros de los átomos que for man la molécula.
246
Capítulo 8
La tabla periódica
Figura 8.4
Aumento del radio atómico
Radios atómicos (en picómetros) de los elementos representativos, de acuerdo con su posición en la tabla periódica. Observa que no hay un acuerdo general en cuanto al tamaño de los radios atómicos. Aquí se muestran sólo las tendencias en cuanto a los radios atómicos y no respecto sus valores exactos.
o ci m tó a oi d ar l e d ot n e m u A
Animación:
Radio atómico y iónico. OLC
Animación interactiva:
Radios atómicos. OLC
elementos del segundo periodo, desde el Li hasta el F, por ejemplo. Al desplazarse de izquierda derecha se encuentra que el número de electrones del nivel interno (1s2) per manece constante, en tanto que la carga nuclear aumenta. Los electrones que se agregan para balance del aumento de la carga nuclear no pueden ejercer un efecto pantalla entre sí. En consecuencia, la carga nuclear efectiva aumenta constantemente mientras el número cuántico principal permanece constante (n = 2). Por ejemplo, el electrón externo 2s del litio está protegido del núcleo (que tiene 3 protones) por los dos electrones ls. Como aproximación, se puede suponer que el efecto pantalla de los dos electrones ls cancela las dos cargas positivas del núcleo. Así, el electrón 2s sólo siente la atracción debida a un protón del núcleo; la carga nuclear efectiva es +1. En el berilio (1s22s2), cada uno de los electrones 2s está apantallado por los dos electrones internos ls, que cancelan dos de las cuatro cargas positivas del núcleo. Debido a que los electrones 2s no se apantallan entre sí de manera importante, el resultado total es que la carga nuclear efectiva para cada electrón 2s es mayor que +1. Así, a medida que la carga nuclear efectiva aumenta, el radio atómico disminuye de manera constante desde el litio hasta el úor. En un grupo de elementos, el radio atómico aumenta a medida que aumenta el número atómico. Para los metales alcalinos del Grupo 1A, el electrón externo se encuentra en el orbital ns. Como el tamaño de los orbitales aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal n, el tamaño de los átomos del metal aumenta desde el Li hasta el Cs. Se puede aplicar el mismo razonamiento para los elementos de otros grupos.
8.3 Variación periódica de las propiedades físicas
247
Figura 8.5
300
Gráca de los radios atómicos (en picómetros) de los elementos, contra sus números atómicos.
Cs Rb
250 K
200
Na
) m p ( o c i m150 ó t a o i d a R
Li
Po
I Br
100 Cl
F 50
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
Número atómico
EJEMPLO 8.2 Consulta una tabla periódica y ordena los siguientes átomos en orden creciente de su radio: P, Si, N.
Planteamiento ¿Cuáles son las tendencias de los radios atómicos en un grupo y en un periodo particular? ¿Cuáles de los siguientes elementos están en el mismo grupo? Solución A partir de la gura 8.2 se observa como N y P están en el mismo grupo (Grupo 5A). Por tanto, el radio del N es menor que el radio del P (el radio atómico aumenta a medida que se avanza hacia abajo en un grupo). Tanto el Si como el P están en el tercer periodo, y el Si está a la izquierda del P. En consecuencia, el radio del P es menor que el radio del Si (el radio atómico disminuye a medida que se avanza de izquierda a derecha a lo largo de un periodo). Así, el orden creciente de radio es N < P < Si.
Ejercicio de práctica Ordena los siguientes átomos en orden decreciente según su radio
Problemas similares 8.37, 8.38.
atómico: C, Li, Be.
Radio iónico El radio iónico es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta a las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto iónico depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta debido a que la carga nuclear permanece constante, pero la repulsión, producto de la adición de un electrón (electrones) adicional(es), aumenta la extensión de la nube electrónica. Por otra parte, al quitar uno o más electrones de un átomo se reduce la repulsión electrón-electrón, pero la carga nuclear permanece constante, con lo cual la nube electrónica se contrae, y el catión es
Animación interactiva:
Radios iónicos (8.3). OLC
248
Capítulo 8
La tabla periódica
Figura 8.6
Comparación del radio atómico con el radio iónico. (a) Metales alcalinos y cationes de los metales alcalinos. (b) Halógenos y iones halogenuro.
300
300 Cs Rb
250
250
K
I− 200 ) m p ( o 150 i d a R
Br −
200
Na
Cs+ Rb+
+
K
Cl −
) m p ( o 150 i d a R
Li
100
F− I Br
100
Cl
Na+ Li+
50
0
10
F
50
20 30 40 50 Número atómico
60
0
10
20 30 40 50 Número atómico
(a)
60
(b)
más pequeño que el átomo. En la gura 8.6 se muestran los cambios de tamaño que se producen cuando los metales alcalinos se convierten en cationes y los halógenos, en aniones; en la gura 8.7 se muestran los cambios de tamaño que ocurren cuando un átomo de litio reacciona con un átomo de úor para formar una unidad de LiF. En la gura 8.8 se muestran los radios de los iones derivados de los elementos más comunes, colocados de acuerdo con su posición en la tabla periódica. Se puede observar que existen tendencias paralelas entre el radio atómico y el radio iónico. Por ejemplo, tanto el radio atómico como el radio iónico aumentan a medida que se avanza de arriba hacia abajo en un grupo. Para los iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene signicado si los iones son isoelectrónicos. Si se examinan iones isoelectrónicos, se encuentra que los cationes son más pequeños que los aniones. Por ejemplo, Na+ es menor que F – . Ambos iones tienen el mismo número de electrones, pero el Na ( Z = 11) tiene más protones que el F ( Z = 9). La mayor carga nuclear efectiva del Na+ origina un menor radio. Al analizar los cationes isoelectrónicos puede verse que el radio de los iones tripositivos (iones que tienen tres cargas positivas) son más pequeños que los radios de los iones dipositivos (iones que tienen dos cargas positivas) los cuales, a su vez, son más pequeños que los iones monopositivos (iones que tienen una carga positiva). Esta tendencia se aprecia en forma adecuada observando el tamaño de tres iones isoelectrónicos del tercer periodo: Al3+, Mg2+ y Na+ (observa la gura 8.8). El ion Al3+ tiene el mismo número de electrones que el Mg2+, pero tiene un protón más. Así, la nube electrónica del Al3+ es atraída hacia el núcleo con más fuerza que en caso del Mg2+. El radio menor del Mg2+, comparado con el radio del Na+, puede explicarse de manera semejante. Al revisar
Figura 8.7
Cambios de tamaño del Li y del F cuando reaccionan para formar LiF.
+
Li
F
Li
+
F
–
249
8.3 Variación periódica de las propiedades físicas
Li+
Be2+
78
34
Na+
Mg2+
78
Ti3+ Sc3+
K+
Ca2+
133
106
Rb+ 148
Sr 2+ 127
O2–
F –
171
140
133
S2–
Cl –
184
181
Se2–
Br –
198
195
Te2–
I –
211
220
Al3+ Fe3+
98
N3–
83
Cr 3+ V5+
68
Fe2+ Cu2+
59
57
Ni2+ Mn2+
64
Cu+
91
Co2+
67 82
82
Zn2+
78
72 96
83
Ag+
Cd2+
113
Ga3+
62 In
103
3+
Sb5+ 4+
Sn
92
74
62
Pb4+ Cs+
Ba2+
Au+
Hg2+
Tl3+
165
143
137
112
105
84
Figura 8.8 Radios iónicos (en picómetros) de algunos elementos comunes, acomodados de acuerdo con su posición en la tabla periódica.
los aniones isoelectrónicos, se encuentra que el radio aumenta a medida que se avanza desde los iones mononegativos (con carga [–]) hacia los iones dinegativos (con carga 2–), y así sucesivamente. De esta manera, el ion óxido es mayor que el ion uoruro porque el oxígeno tiene un protón menos que el úor; la nube electrónica se extiende más en el O2– .
EJEMPLO 8.3 Indica, para cada uno de los siguientes pares, cuál de las dos especies es mayor: (a) N3 – o F – ; (b) Mg2 + o Ca2 +; (c) Fe2 + o Fe3 +.
Planteamiento En paralelo con el radio iónico, es útil clasicar los iones en tres categorías: (1) iones ioselectrónicos, (2) iones con la misma carga y que se generan a partir de átomos del mismo grupo, y (3) iones con distintas cargas pero que se generan a partir del mismo átomo. En el caso (1), los iones con carga negativa son siempre mayores; en el caso (2), los iones de átomo con un número atómico mayor son también más grandes; en el caso (3), los iones que tienen carga negativa son siempre más grandes.
Solución (a) N3 – y F – son aniones isoelectrónicos, ambos contienen 10 electrones.
Debido a que N 3 – tiene sólo siete protones y F – tiene nueve, la menor atracción ejercida por el núcleo sobre los electrones origina que el N 3 – sea mayor. (b) Tanto el Mg como el Ca pertenecen al Grupo 2A (metales alcalinotérreos). El ion Ca 2+ es mayor que el Mg2+ porque los electrones de valencia del Ca se encuentran en un nivel mayor (n = 4) que los del Mg ( n = 3). (c) Ambos iones tienen la misma carga nuclear, pero Fe2+ tiene un electrón más y por tanto la repulsión electrón-electrón es mayor. El radio de Fe 2+ es mayor.
Ejercicio de práctica Selecciona el ion más pequeño en cada uno de los siguientes pares: (a) K +, Li+; (b) Au+, Au 3+; (c) P3 – , N3 – .
Problemas similares: 8.43, 8.45.
250
Capítulo 8
La tabla periódica
8.4 Energía de ionización Como ya se ha visto a lo largo de este libro, las propiedades químicas de cualquier átomo están determinadas por la conguración de los electrones de valencia de sus átomos. La estabilidad de estos electrones externos se reeja directamente en la energía de ionización de los átomos. La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) que se
Animación interactiva:
Energía de ionización. OLC
requiere para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. En otras palabras, la energía de ionización es la cantidad de energía en kilojoules que
se necesita para quitar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso. En esta denición se especica el estado gaseoso de los átomos porque un átomo en estado gaseoso no está inuido por los átomos vecinos y, por tanto, no existen fuerzas intermoleculares (es decir, fuerzas entre las moléculas) que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de la energía de ionización. La magnitud de la energía de ionización es una medida de lo fuertemente unido que está el electrón al átomo. Cuanto mayor es la energía de ionización más difícil es quitar el electrón. Para los átomos polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para quitar el primer electrón del átomo en su estado fundamental:
energía
1
X(g)
X1(g)
1
e2
(8.1)
se denomina primera energía de ionización ( I 1). En la ecuación (8.1), X representa un átomo de cualquier elemento y e – es un electrón. La segunda energía de ionización ( I 2) y la tercera energía de ionización ( I 3) se muestran en las siguientes ecuaciones:
energía 1 X1(g) X21(g) 1 e2 segunda ionización energía 1 X21(g) X31(g) 1 e2 tercera ionización
El patrón continúa para quitar los electrones subsecuentes. Cuando se quita un electrón de un átomo neutro disminuye la repulsión entre los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente. Así, las energías de ionización aumentan siempre en el siguiente orden: I 1 , I 2 , I 3 ,
1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A
Incremento de la primera energía de ionización de izquierda a derecha en un periodo, y de abajo a arriba en un grupo para elementos representativos.
···
En la tabla 8.2 se muestran las energías de ionización de los primeros 20 elementos. La ionización siempre es un proceso endotérmico. Por convenio, la energía absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización tiene un valor positivo. Así, todas las energías de ionización son cantidades positivas. En la gura 8.9 se muestra la variación de la primera energía de ionización con el número atómico. La gráca muestra con claridad la periodicidad en la estabilidad del electrón atraído con menos fuerza. Observa que, salvo por algunas irregularidades, la primera energía de ionización de los elementos de un periodo aumenta a medida que aumenta el número atómico. Esta tendencia se debe al incremento de la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha (como en el caso de la variación de los radios atómicos). Una mayor carga nuclear efectiva signica que el electrón externo es atraído con más fuerza y, por tanto, la primera energía de ionización es mayor. Una característica importante de la gura 8.9 son los máximos, que corresponden a los gases nobles. La elevada energía de ionización de los gases nobles, originada por su conguración electrónica estable en el estado fundamental, explica el hecho de que la mayoría de ellos son químicamente inertes. De hecho, el helio (l s2) tiene la primera energía de ionización más elevada entre todos los elementos. En la parte inferior de la gráca de la gura 8.9 están los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos), que tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos metales tiene un electrón de valencia (la conguración electrónica externa es ns1) apantallado de manera ecaz por los niveles internos que están llenos por completo. En consecuencia, es energéticamente fácil quitar un electrón de un átomo de un metal alcalino para formar un ion positivo (Li+, Na+, K +, ...). En forma signicativa, la conguración electrónica de cada uno de estos cationes es isoelectrónica con el gas noble que los precede en la tabla periódica.
8.4 Energía de ionización
Energías de ionización (kJ/mol) de los primeros 20 elementos
TABLA 8.2
Z Elemento Primera Segunda Tercera
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
1 312 2 373 520 899 801 1 086 1 400 1 314 1 680 2 080 495.9 738.1 577.9 786.3 1 012 999.5 1 251 1 521 418.7 589.5
5 251 7 300 1 757 2 430 2 350 2 860 3 390 3 370 3 950 4 560 1 450 1 820 1 580 1 904 2 250 2 297 2 666 3 052 1 145
11 815 14 850 3 660 4 620 4 580 5 300 6 050 6 120 6 900 7 730 2 750 3 230 2 910 3 360 3 820 3 900 4 410 4 900
Cuarta
21 005 25 000 6 220 7 500 7 470 8 400 9 370 9 540 10 500 11 600 4 360 4 960 4 660 5 160 5 770 5 900 6 500
Quinta
Sexta
32 820 38 000 9 400 11 000 11 000 12 200 13 400 13 600 14 800 16 000 6 240 6 990 6 540 7 240 8 000 8 100
47 261 53 000 13 000 15 200 15 000 16 600 18 000 18 400 20 000 21 000 8 500 9 300 8 800 9 600 11 000
Figura 8.9
2500
Variación de la primera energía de ionización con el número atómico. Observa que los gases nobles tienen valores altos de energía de ionización, en ta nto que los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos tienen bajos valores de energía de ionización.
He ) l o 2000 m / J k ( n ó i c a 1500 z i n o i e d a í g 1000 r e n e a r e m i r P 500
0
Ne
Ar Kr Xe
H
Rn
Li
Na
10
251
Rb
K
20
30
Cs
40 50 Número atómico (Z )
60
70
80
90
252
Capítulo 8
La tabla periódica
Los elementos del Grupo 2A (los metales alcalinotérreos) tienen valores más altos para la primera energía de ionización que los metales alcalinos. Los metales alcalinotérreos tienen dos electrones de valencia (la conguración electrónica externa es ns2). Debido a que los dos electrones s no se apantallan bien entre sí, la carga nuclear efectiva para un átomo de un metal alcalinotérreo es mayor que la del metal alcalino que le precede. La mayoría de los compuestos de los metales alcalinotérreos contienen iones dipositivos (Mg2+, Ca2+, Sr 2+, Ba2+ ). El ion Be 2+ es isoelectrónico con el Li+ y con el He, en tanto que el Mg2+ es isoelectrónico con el Na+ y con el Ne, y así en forma sucesiva. Como se muestra en la gura 8.9, los metales tienen energías de ionización más o menos bajas comparadas con los no metales. Los valores de las energías de ionización de los metaloides por lo general se encuentran entre las de los metales y las de los no metales. La diferencia en las energías de ionización explica por qué los metales siempre forman cationes y los no metales forman aniones en los compuestos iónicos. (El único catión no metálico importante es el ion amonio, NH4+). En un determinado grupo, la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico (es decir, hacia abajo del grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen conguraciones electrónicas externas semejantes. Sin embargo, a medida que aumenta el número cuántico principal n, aumenta de igual manera la distancia promedio de los electrones de valencia respecto del núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el núcleo signica que hay menor atracción, por lo que es más fácil quitar un electrón al ir de un elemento a otro hacia abajo de un grupo. De la misma manera, el carácter metálico de los elementos de un grupo aumenta de arriba hacia abajo. Esta tendencia es particularmente notoria para los elementos de los Grupos 3A al 7A. Por ejemplo, en el Grupo 4A, el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides y el estaño y el plomo son metales. Aun cuando la tendencia general en la tabla periódica es que la primera energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, existen algunas irregularidades. La primera excepción se encuentra entre los elementos del Grupo 2A y 3A del mismo periodo (por ejemplo, al ir del Be al B, y del Mg al Al). La primera energía de ionización de los elementos del Grupo 3A es menor que la de los elementos del Grupo 2A porque sólo tienen un electrón en el subnivel externo p (ns2np1), el cual está bien apantallado por los electrones internos y por los electrones ns2. En consecuencia, se necesita menos energía para quitar un solo electrón p que para quitar un electrón s apareado del mismo nivel energético principal. La segunda irregularidad se encuentra entre los Grupos 5A y 6A (por ejemplo, del N al O y del P al S). En los elementos del Grupo 5A ( ns2np3) los electrones p se encuentran en tres orbitales diferentes, de acuerdo con la regla de Hund. En el Grupo 6A (ns2np4) el electrón adicional debe estar apareado con uno de los tres electrones p. La proximidad entre dos electrones en el mismo orbital produce una gran repulsión electrostática, lo que facilita la ionización de un átomo de un elemento del Grupo 6A, aun cuando la carga nuclear aumente en una unidad. Por tanto, las energías de ionización para los elementos del Grupo 6A son menores que las de los elementos del Grupo 5A en el mismo periodo. EJEMPLO 8.4 1A
8A 2A
Li Be
3A 4A 5A 6A 7A O S
(a) ¿Qué átomo debería tener la menor primera energía de ionización: el oxígeno o el azufre? (b) ¿Qué átomo debería tener una segunda energía de ionización mayor: el litio o el berilio?
Planteamiento (a) La primera energía de ionización decrece a medida que se desciende en el grupo debido a que el electrón más externo está más lejos del núcleo y sufre menor atracción. (b) Quitar el electrón más externo requiere menos energía si está apantallado por un nivel interno completo.
Solución (a) El oxígeno y el azufre son miembros del Grupo 6A. Tienen la misma
conguración electrónica de valencia ( ns2np4), pero el electrón 3 p del azufre está más alejado del núcleo y experimenta menor atracción nuclear que el electrón 2 p del (Continúa)
8.5 Afinidad electrónica
oxígeno. Así, siguiendo la regla general de que la energía de ionización de los elementos disminuye a medida que se avanza hacia abajo en un grupo, puede predecirse que el azufre tendrá una menor primera energía de ionización. (b) Las conguraciones electrónicas del Li y del Be son 1 s22s1 y 1s22s2, respectivamente. La segunda energía de ionización es la mínima energía necesaria para quitar un electrón de un ion gaseoso monopositivo en su estado basal. Para el proceso de segunda energía de ionización se escribe: Li1(g) 1s2 Be1(g) 1s22s1
Li21(g) 1 e2 1s1 Be21(g) 1 e2 1s2
Debido a que los electrones 1s apantallan a los electrones 2 s en forma más ecaz de lo que se protegen entre sí, se puede predecir que debe ser mucho más fácil quitar un electrón 2s del Be+ que quitar un electrón ls del Li+.
Comentario Compara tus resultados con los datos que se muestran en la tabla 8.2. En (a), ¿es tu predicción consistente con el hecho de que el carácter metálico del elemento se incrementa a medida que se desciende en un grupo? En (b), ¿tiene en cuenta tu predicción que los metales alcalinos forman iones +1 mientras que los metales alcalinotérreos forman iones +2?
Problema similar: 8.53.
Ejercicio de práctica (a) ¿Cuál de los siguientes átomos tendrá una mayor primera energía de ionización: N o P? (b) ¿Cuál de los siguientes átomos tendrá una menor segunda energía de ionización: Na o Mg?
8.5 Afinidad electrónica Otra propiedad de los átomos que inuye fuertemente en su comportamiento químico, es su capacidad para aceptar uno o más electrones. Esta propiedad se denomina afnidad electrónica, que es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. X(g)
1
e2
X2(g)
(8.2)
Considérese el proceso en el cual un átomo gaseoso de úor acepta un electrón: F(g)
1
e2
F2(g)
D H 5 2328
kJ/mol
A la anidad electrónica del úor se le asigna un valor de +328 kJ/mol. Cuanto más positiva es la anidad electrónica de un elemento, mayor es la tendencia de un átomo para aceptar un electrón. Otra forma de pensar en la anidad electrónica es como la energía que se debe suministrar para quitar un electrón del anión. Para el ion uoruro, se tiene: F2(g)
F(g)
1
e2
D H 5 1328
kJ/mol
En consecuencia, un valor elevado positivo de la anidad electrónica signica que el ion negativo es muy estable (es decir, el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón), al igual que una alta energía de ionización de un átomo signica que el átomo es muy estable. Experimentalmente, la anidad electrónica se determina quitando el electrón adicional de un anión. Sin embargo, en contraste con la energía de ionización, la anidad electrónica es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables. En la tabla 8.3 se muestran los valores de la anidad electrónica de algunos elementos representativos y de los gases nobles. La tendencia general a aceptar electrones aumenta (los valores de
253
254
Capítulo 8
La tabla periódica
TABLA 8.3
1A
H 73 Li 60 Na 53 K 48 Rb 47 Cs 45
2A
Be ≤0 Mg ≤0 Ca 2,4 Sr 4,7 Ba 14
Anidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos representativos y de los gases nobles* 3A
4A
B 27 Al 44 Ga 29 In 29 Tl 30
5A
C 122 Si 134 Ge 118 Sn 121 Pb 110
6A
N 0 P 72 As 77 Sb 101 Bi 110
O 141 S 200 Se 195 Te 190 Po ?
7A
8A
F 328 Cl 349 Br 325 I 295 At ?
He <0 Ne <0 Ar <0 Kr <0 Xe <0 Rn <0
*Las anidades electrónicas de los gases nobles, del Be y del Mg no se han determinado experimentalmente, pero se estima que son próximas a cero o negativas.
La afinidad electrónica es positiva si la reacción es exotérmica y negativa si la reacción es endotérmica.
anidad electrónica se hacen más positivos) al moverse de izquierda a derecha en un periodo. Las anidades electrónicas de los metales por lo general son menores que las de los no metales. Dentro de un grupo la variación de los valores es pequeña. Los halógenos (Grupo 7A) tienen los valores más altos de anidad electrónica. Esto no es sorprendente si se observa que al aceptar un electrón, cada átomo de halógeno adquiere la conguración electrónica estable del gas noble que aparece de inmediato a su derecha. Por ejemplo, la conguración electrónica del F – es 1s22s22 p6, o [Ne]; para el Cl – es [Ne] 3s23 p6 o [Ar], y así sucesivamente. Algunos cálculos han demostrado que los valores de anidad electrónica de los gases nobles son menores que cero. Así, los aniones de estos gases, si se pudieran formar, serían muy inestables. La anidad electrónica del oxígeno tiene un valor positivo (141 kJ/mo1), lo que signica que el proceso: O(g)
1
e2
O2(g)
D H 5 2141
kJ/mol
es favorable (exotérmico). Por otra parte, la anidad electrónica del ion O – es altamente negativa (–780 kJ/mol), lo que signica que el proceso: O2(g)
1
e2
O22(g)
D H 5
780 kJ/mol
es endotérmico, aun cuando el ion O2– es isoelectrónico con el gas noble Ne. Este proceso no es favorable en fase gaseosa porque el aumento resultante en la repulsión electrón-electrón supera la estabilidad ganada al adquirir la conguración de un gas noble. Sin embargo, observa que el ion O2– es común en los compuestos iónicos (por ejemplo, Li2O y MgO); en los sólidos, los cationes vecinos estabilizan al ion O2– . 1A
8A 2A
Be Mg Ca Sr Ba
3A 4A 5A 6A 7A
EJEMPLO 8.5 ¿Por qué los valores de anidad electrónica de los metales alcalinotérreos que se muestran en la tabla 8.3 son negativos o ligeramente positivos?
Planteamiento ¿Cuál es la conguración electrónica de los metales alcalinotérreos? ¿Deberían estar fuertemente atraídos por el núcleo los electrones ganados por los átomos correspondientes? (Continúa)
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
255
Solución La conguración electrónica externa de los metales alcalinotérreos es ns2, donde n es
el número cuántico principal más alto. Para el proceso: M(g)
ns2
1
2
e
M2(g)
ns2np1
donde M representa un miembro del Grupo 2A, el electrón extra debe entrar en el subnivel np, que está ecazmente apantallado por los dos electrones ns (los electrones np están más alejados del núcleo que los electrones ns) y por los electrones internos. Como consecuencia, los metales alcalinotérreos no tienden a aceptar un electrón extra.
Problema similar: 8.62.
Ejercicio de práctica ¿Es probable que el Ar forme el anión Ar – ?
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos La energía de ionización y la anidad electrónica ayudan a los químicos a entender los tipos de reacciones en las que participan los elementos, así como la naturaleza de los compuestos que forman. Desde un punto de vista conceptual, estas dos medidas están relacionadas de manera sencilla: la energía de ionización se reere a la atracción que ejerce un átomo por sus propios electrones, en tanto que la anidad electrónica expresa la atracción que experimenta un átomo por un electrón adicional, que proviene de alguna otra fuente. Juntos, permiten conocer la atracción que experimenta un átomo por los electrones. Con estos dos conceptos se puede estudiar, de forma sistemática, el comportamiento químico de los elementos, y poner especial atención en la relación que existe entre las propiedades químicas y la conguración electrónica. Se ha visto que el carácter metálico de los elementos disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y que aumenta de arriba hacia abajo al avanzar dentro de un grupo. Con base en estas tendencias y en el conocimiento de que los metales generalmente tienen bajas energías de ionización, mientras que los no metales por lo general tienen altos valores de anidad electrónica, se puede predecir con frecuencia el desarrollo de una reacción en la que intervenga alguno de estos elementos.
Tendencias generales de las propiedades químicas Antes de estudiar los elementos en grupos individuales, se hará una revisión general de algunas tendencias. Se ha dicho que los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen conguraciones electrónicas externas seme jantes. Esta armación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el úor) diere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los metales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del Grupo 2A, y así sucesivamente. La diferencia puede atribuirse al excepcionalmente pequeño tamaño del primer miembro de cada grupo 1A 2A 3A 4A (véase la gura 8.4). Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos son Li Be B C las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se reeren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De Na Mg Al Si manera especíca, los tres primeros miembros del segundo periodo (Li, Be y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados según la diagonal debajo de ellos en la tabla periódica (gura 8.10). La explicación de este fenómeno es la semejanza en la Figura 8.10 densidad de carga de sus cationes. ( Densidad de carga es la carga de un ion dividida por Relaciones diagonales en la tabla su volumen). Los cationes con densidad de carga parecida reaccionan de manera semejante periódica.
256
Capítulo 8
La tabla periódica
con los aniones y, por tanto, forman el mismo tipo de compuestos. Así, la química del litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio. Lo anterior se puede armar también para el berilio y el aluminio y para el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares tiene una relación diagonal. Más adelante se verán diversos ejemplos que muestran esta relación. Se debe recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los Grupos 1A y 2A, ya que todos son metálicos, y a los elementos de los Grupos 7A y 8A, que son todos no metales. En el caso de los Grupos 3A al 6A, donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales a metaloides, es natural esperar una gran variación en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan conguraciones electrónicas externas semejantes. A continuación se revisarán las propiedades químicas de los elementos representativos y de los gases nobles. (La química de los metales de transición se estudiará en el capítulo 20).
Hidrógeno (1s 1 )
No hay una posición totalmente adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. Por tradición, el hidrógeno se presenta en el Grupo lA, pero en realidad forma una clase independiente. Al igual que los metales alcalinos, tiene un solo electrón s de valencia y forma un ion monopositivo (H +), el cual se encuentra hidratado en disolución. Por otra parte, el hidrógeno también forma el ion hidruro (H – ) en compuestos iónicos como NaH y CaH2. En este aspecto el hidrógeno se parece a los halógenos, ya que todos ellos forman iones mononegativos (F – , Cl – , Br – y I – ) en los compuestos iónicos. Los hidruros iónicos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente: 2NaH(s) CaH2(s)
2H2O(l) 1 2H2O(l)
1
2NaOH(ac) Ca(OH)2(s)
H2(g) 1 2H2(g)
1
Por supuesto, el compuesto más importante del hidrógeno es el agua, que se forma cuando el hidrógeno se quema en el aire: 2H2(g) 1A
8A 2A
Li Na K Rb Cs
3A 4A 5A 6A 7A
1
O2(g)
2H2O(l)
Elementos del Grupo 1A (ns 1, n ≥ 2)
En la gura 8.11 se muestran los elementos del Grupo lA, los metales alcalinos. Todos estos elementos tienen baja energía de ionización y, por tanto, una gran tendencia a perder el único electrón de valencia. De hecho, en la gran mayoría de sus compuestos forman iones monopositivos. Estos metales son tan reactivos que nunca se encuentran libres en la naturaleza. Reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente: 2M(s)
1
2H2O(l)
2MOH(ac)
1
H2(g)
donde M representa un metal alcalino. Cuando se exponen al aire, pierden gradualmente su apariencia brillante debido a que se combinan con el oxígeno gaseoso para formar óxidos. El litio forma óxido de litio (que contiene el ion O 2– ): 4Li(s)
1
O2(g)
2Li2O(s)
Todos los demás metales alcalinos forman óxidos y peróxidos (que contienen el ion O2– 2 ). Por ejemplo, 2Na(s)
1
O2(g)
Na2O2(s)
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
Litio (Li)
257
Sodio (Na)
Potasio (K)
Rubidio (Rb)
Cesio (Cs)
Figura 8.11 Elementos del Grupo 1A: los metales alcalinos. El francio (no se muestra) es un elemento radiactivo.
El potasio, el rubidio y el cesio también forman superóxidos (que contienen el ion O2– ): K(s)
1
O2(g)
KO2(s)
La razón por la cual se forman diferentes tipos de óxidos cuando los metales alcalinos reaccionan con el oxígeno tiene que ver con la estabilidad de los óxidos en el estado sólido. Debido a que todos estos óxidos son compuestos iónicos, su estabilidad depende de la fuerza con que se atraen los cationes y los aniones. El litio tiende a formar predo minantemente el óxido de litio porque este compuesto es más estable que el peróxido de litio. La formación del resto de los óxidos de los metales alcalinos se puede explicar de manera semejante. Elementos del Grupo 2A (ns 2, n ≥ 2)
1A
En la gura 8.15 se muestran los elementos del Grupo 2A. Como grupo, los metales alcalinotérreos son un poco menos reactivos que los metales alcalinos. Tanto la primera como la segunda energía de ionización disminuyen desde el berilio hacia el bario. Así, la tendencia es a formar iones M2+ (donde M representa un átomo de un metal alcalinotérreo), y el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo. La mayoría de los compuestos del berilio (BeH 2 y los halogenuros de berilio, como el BeCl2), así como algunos compuestos del magnesio (MgH2, por ejemplo) son por naturaleza moleculares, antes que iónicos. La reactividad de los metales alcalinotérreos con el agua varía en forma considerable. El berilio no reacciona con el agua; el magnesio reacciona en forma lenta con el vapor de agua; el calcio, el estroncio y el bario son lo sucientemente reactivos para reaccionar con agua fría: Ba(s)
1
2H2O(l)
Ba(OH)2(ac)
1
H2(g)
8A 2A
Be Mg Ca Sr Ba
3A 4A 5A 6A 7A
258
Capítulo 8
La tabla periódica
Berilio (Be)
Magnesio (Mg)
Estroncio (Sr)
Bario (Ba)
Calcio (Ca)
Radio (Ra)
Figura 8.12 Elementos del Grupo 2A: los metales alcalinotérreos.
La reactividad de los metales alcalinotérreos hacia el oxígeno también aumenta desde el Be hasta el Ba. El berilio y el magnesio forman óxidos (BeO y MgO) sólo a temperaturas elevadas, en tanto que CaO, SrO y BaO se forman a temperatura ambiente. El magnesio reacciona con los ácidos en disolución acuosa liberando hidrógeno gaseoso: Mg(s)
1
2H1(ac)
Mg21(ac)
1
H2(g)
El calcio, el estroncio y el bario también reaccionan con disoluciones acuosas de ácidos para producir hidrógeno gaseoso. Sin embargo, como estos metales también reaccionan con el agua, ocurren dos reacciones diferentes de manera simultánea. Las propiedades químicas del calcio y del estroncio proporcionan un ejemplo interesante de semejanza periódica de grupo. El estroncio-90, un isótopo radiactivo, es uno de los productos principales en la explosión de una bomba atómica. Si una bomba atómica se explotara en la atmósfera, el estroncio-90 formado se depositaría poco a poco en la tierra y en el agua y llegaría a los humanos a través de una cadena alimenticia más o menos corta. Por ejemplo, si las vacas se alimentan con hierba y toman agua contaminada, el estroncio-90 se encontrará en su leche. Debido a que el calcio y el estroncio son químicamente semejantes, los iones Sr 2+ pueden reemplazar a los iones Ca2+ en los huesos de los humanos. Una exposición constante del cuerpo a la radiación de alta energía que emiten los isótopos de estroncio-90 puede producir anemia, leucemia y otras enfermedades crónicas. 1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A B Al Ga In Tl
Elementos del Grupo 3A (ns 2 np1, n ≥ 2)
El primer miembro del Grupo 3A, el boro, es un metaloide; el resto son metales (gura 8.13). El boro no forma compuestos iónicos binarios y no reacciona con el oxígeno gaseoso ni con el agua. El siguiente elemento, el aluminio, forma fácilmente óxido de aluminio cuando se expone al aire: 4Al(s)
1
3O2(g)
2Al2O3(s)
259
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
Figura 8.13
Elementos del Grupo 3A. El bajo punto de fusión del Galio (29.8ºC), provoca su fusión en contacto con la mano.
Boro (B)
Aluminio (Al)
Galio (Ga)
Indio (In)
El aluminio, que tiene una capa protectora de óxido de aluminio, es menos reactivo que el aluminio elemental. El aluminio sólo forma iones tripositivos. Reacciona con ácido clorhídrico como sigue: 2Al(s)
1
6H1(ac)
2Al31(ac)
1
3H2(g)
Los demás elementos metálicos del Grupo 3A forman tanto iones monopositivos como iones tripositivos. Al moverse hacia abajo del grupo, se encuentra que los iones monopositivos son más estables que los iones tripositivos. Los elementos metálicos del Grupo 3A también forman muchos compuestos moleculares. Por ejemplo, el aluminio reacciona con el hidrógeno para formar AlH 3 que se parece al BeH2 en sus propiedades. (Esto constituye un ejemplo de las relaciones diagonales). Así, al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, se observa un cambio gradual de carácter metálico a no metálico en los elementos representativos. Elementos del Grupo 4A (ns 2 np2, n ≥ 2)
1A
El primer miembro del Grupo 4A, el carbono, es un no metal y los dos miembros siguientes, silicio y germanio, son metaloides (gura 8.14). Estos elementos no forman compuestos iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua pero sí reaccionan con ácidos (ácido clorhídrico, por ejemplo) para liberar hidrógeno gaseoso: Sn(s) Pb(s)
2H1(ac) 1 1 2H (ac) 1
Sn21(ac) Pb21(ac)
H2(g) 1 H2(g) 1
Los elementos del Grupo 4A forman compuestos con estados de oxidación +2 y +4. Para el carbono y el silicio, el estado de oxidación +4 es el más estable. Por ejemplo, el CO2 es más estable que el CO y el SiO 2 es un compuesto estable, en tanto que el SiO no existe en condiciones normales. Sin embargo, a medida que se desciende en el grupo se invierte la tendencia en estabilidad. En los compuestos del estaño, el estado de oxidación +4 es sólo ligeramente más estable que el estado de oxidación +2. En los compuestos del plomo el estado de oxidación +2 es, sin duda, el más estable. La conguración electrónica externa del plomo es 6s26 p2, y tiende a perder sólo los electrones 6 p (para formar Pb2+ ) en lugar de perder tanto los electrones 6 p como los 6s (para formar Pb4+ ).
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A C Si Ge Sn Pb
260
La tabla periódica
Capítulo 8
Carbono (grato)
Carbono (diamante)
Silicio (Si)
Germanio (Ge)
Estaño (Sn)
Plomo (Pb)
Figura 8.14 Elementos del Grupo 4A.
1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A
Elementos del Grupo 5A (ns2 np 3, n ≥ 2)
En el Grupo 5A, el nitrógeno y el fósforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto es un metal (gura 8.15). Así, es posible esperar una mayor variación en las propiedades dentro del grupo. El nitrógeno elemental es un gas diatómico (N2). Forma numerosos óxidos (NO, N2O, NO2, N 2O4 y N2O5) de los cuales sólo el N2O5 es un sólido; los otros son gases. El nitrógeno tiene tendencia a aceptar tres electrones para formar el ion nitruro, N 3– (adquiriendo así la conguración electrónica 1s22s22 p6, que es isoelectrónica con el neón). La mayoría de los nitruros metálicos (Li3 N y Mg 3 N2, por ejemplo) son compuestos iónicos. El fósforo existe como moléculas de P4. Forma dos óxidos sólidos de fórmulas P4O6 y P4O10. Los oxácidos importantes, HNO3, y H3PO4, se forman cuando los siguientes óxidos reaccionan con agua:
N P As Sb Bi
N2O5(s)
1
P4O10(s)
H2O(l)
1
6H2O(l)
2HNO3(ac)
4H3PO4(ac)
El arsénico, el antimonio y el bismuto tienen estructuras tridimensionales extensas. El bismuto es un metal mucho menos reactivo que los metales de los grupos anteriores. 1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A O S Se Te Po
Elementos del Grupo 6A (ns 2 np 4, n ≥ 2)
Los tres primeros miembros del Grupo 6A (oxígeno, azufre y selenio) son no metales, y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides (gura 8.16). El oxígeno es un gas diatómico; el azufre y el selenio elementales tienen la fórmula molecular S8 y Se8, res pectivamente; el telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales más extensas. (El polonio es un elemento radiactivo difícil de estudiar en el laboratorio). El oxígeno tiene tendencia a aceptar dos electrones para formar el ion óxido (O2– ) en muchos compuestos iónicos. El azufre, el selenio y el telurio también forman aniones dinegativos (S2– , Se 2– y Te2– ). Los elementos de este grupo (especialmente el oxígeno) forman una gran cantidad
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
Nitrógeno (N2)
Arsénico (As)
Fósforo blanco y rojo (P)
Antimonio (Sb)
Bismuto (Bi)
Figura 8.15 Elementos del Grupo 5A. El nitrógeno molecular es un gas incoloro e inodoro.
Azufre (S8)
Selenio (Se8)
Telurio (Te)
Figura 8.16 Elementos del Grupo 6A, azufre, selenio y telurio. El oxígeno molecular es un gas incoloro e inodoro. El polonio (no se
muestra) es radiactivo.
261
262
Capítulo 8
La tabla periódica
Figura 8.17
Elementos del Grupo 7A, cloro, bromo y yodo. El úor es un gas amarillo verdoso que ataca al vidrio común. El astato es radiactivo.
de compuestos moleculares con los no metales. Los compuestos importantes del azufre son SO2, SO3 y H2S. El ácido sulfúrico se forma cuando el trióxido de azufre reacciona con agua: SO3(g) 1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A F
1
H2O(l)
H2SO4(ac)
Elementos del Grupo 7A (ns 2 np5, n ≥ 2)
Todos los halógenos son no metales con la fórmula general X2, donde X representa un elemento halógeno (gura 8.17). Debido a su gran reactividad, los halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. (El último miembro del Grupo 7A, el astato, es un elemento radiactivo, del cual se conocen pocas propiedades). El úor es tan reactivo que reacciona con agua y genera oxígeno:
Cl Br I At
2F2(g)
1
2H2O(l)
4HF(ac)
1
O2(g)
En realidad, la reacción entre el úor molecular y el agua es muy compleja; los productos formados dependen de las condiciones de la reacción. La reacción mostrada aquí es uno de varios posibles cambios. Los halógenos tienen altas energías de ionización y alta anidad electrónica. Los aniones derivados de los halógenos (F – , Cl – , Br – , I – ) se denominan halogenuros. Son isoelectrónicos con los gases nobles que se localizan a su derecha en la tabla periódica. Por ejemplo, el F – es isoelectrónico con el Ne, el Cl – con el Ar, y así sucesivamente. La gran mayoría de los halogenuros de los metales alcalinos y alcalinotérreos son compuestos iónicos. Los halógenos también forman muchos compuestos moleculares entre ellos mismos (como el ICl y BrF3) y con elementos no metálicos de otros grupos (como el NF3, PCl5, y SF6). Los halógenos reaccionan con hidrógeno para formar halogenuros de hidrógeno: H2(g) 1 X2(g) 2HX(g) Esta reacción es explosiva cuando se utiliza úor, pero se vuelve cada vez menos violenta según se sustituye por cloro, bromo y yodo. Los halogenuros de hidrógeno se disuelven en agua para formar los ácidos halhídricos. El ácido uorhídrico (HF) es un ácido débil (es decir, es un electrolito débil) pero los otros ácidos halihídricos (HCI, HBr y HI) son ácidos fuertes (electrólitos fuertes). Elementos del Grupo 8A (ns2 np6, n ≥ 2) 1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A He Ne Ar Kr Xe Rn
Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas (gura 8.18). Sus átomos tienen completamente llenos los subniveles externos ns y np, lo que les conere una gran estabilidad. (El helio es l s2). Las energías de ionización de los elementos del Grupo 8A se encuentran entre las más altas de todos los elementos, y no tienen tendencia a aceptar electrones extra. Durante muchos años a estos elementos se les llamó gases inertes por
263
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
Helio (He)
Neón (Ne)
Argón (Ar)
Kriptón (Kr)
Xenón (Xe)
Figura 8.18 Todos los gases nobles son incoloros e inodoros. Estas fotografías muestran los colores emitidos por los gases en un tubo de
descarga.
su falta de reactividad. Hasta 1962 nadie había logrado preparar un compuesto que contuviera alguno de estos elementos. El químico británico Neil Bartletts cambió la visión de los químicos sobre estos elementos cuando expuso el xenón frente al hexauoruro de platino, un agente oxidante fuerte, teniendo lugar la siguiente reacción (gura 8.19): Xe(g)
1
2PtF6(g)
2 XeF1Pt2F11 (s)
Desde entonces, se han preparado numerosos compuestos de xenón (XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4) y unos cuantos compuestos de kriptón (KrF2, por ejemplo) (gura 8.20). Sin embargo, a pesar del gran interés por la química de los gases nobles, sus compuestos no tienen ninguna aplicación industrial y no están involucrados en procesos biológicos naturales. No se conocen compuestos con helio, neón o argón.
Figura 8.19 (a) Xenón gaseoso (incoloro) y PtF 6 (gas rojo) separados entre sí. (b) Cuando se
permite que se mezclen los dos gases, se forma un compuesto sólido de color amarillo anaranjado. Nota que el producto fue inicialmente etiquetado con una fórmula incorrecta: XePtF 6.
En el año 2000, un grupo de químicos preparó un compuesto que contenía argón (HArF), que es estable sólo a muy bajas temperaturas.
Figura 8.20
Cristales de tetrauoruro de xenón (XeF4).
264
Capítulo 8
La tabla periódica
Propiedades de los óxidos a lo largo de un periodo 1A
8A 2A
3A 4A 5A 6A 7A
Na Mg
Al Si P S Cl
Una manera de comparar las propiedades de los elementos representativos a lo largo de un periodo es examinar las propiedades de una serie de compuestos semejantes. Debido a que el oxígeno se combina con casi todos los elementos, se compararán las propiedades de los óxidos de los elementos del tercer periodo para ver cómo dieren los metales de los metaloides y de los no metales. Algunos elementos del tercer periodo (P, S y Cl) forman varios tipos de óxidos, pero para simplicar se tomarán en cuenta sólo aquellos óxidos en los que los elementos tengan el mayor estado de oxidación. En la tabla 8.4 se presentan algunas características generales de estos óxidos. Ya se ha visto que el oxígeno tiende a formar el ion óxido. Esta tendencia se favorece cuando el oxígeno se combina con metales que tienen bajos valores de energía de ionización, como los del Grupo 1A, del Grupo 2A y el aluminio. De este modo, Na 2O, MgO y Al2O3 son compuestos iónicos, como lo indican sus altos puntos de fusión y de ebullición. Tienen estructuras tridimensionales extensas en las cuales cada catión está rodeado por un número especíco de aniones y viceversa. Como la energía de ionización de los elementos aumenta de izquierda a derecha, ocurre lo mismo con la naturaleza molecular de los óxidos que se forman. El silicio es un metaloide y su óxido (SiO2) también forma una gran red tridimensional, a pesar de que no hay iones presentes. Los óxidos del fósforo, azufre y cloro son compuestos moleculares constituidos por pequeñas unidades discretas. Las atracciones débiles entre estas moléculas tienen como resultado bajos puntos de fusión y de ebullición. La mayoría de los óxidos se pueden clasicar como ácidos o básicos, dependiendo de si producen ácidos o bases cuando se disuelven en agua o si reaccionan como ácidos o como bases en ciertos procesos. Algunos óxidos son anfóteros, lo que signica que tienen propiedades tanto ácidas como básicas. Los óxidos de los dos primeros elementos del tercer periodo, Na2O y MgO, son óxidos básicos. Por ejemplo, el Na 2O reacciona con agua para formar hidróxido de sodio, que es una base: Na2O(s)
1
H2O(l)
2NaOH(ac)
El óxido de magnesio es bastante insoluble; no reacciona con el agua en forma apreciable. Sin embargo, reacciona con ácidos de forma que parece una reacción ácido-base: MgO(s)
1
2HCl(ac)
MgCl2(ac)
1
H2O(l)
Observa que los productos de esta reacción son una sal (MgCl2) y agua, que son los productos usuales en una neutralización ácido-base. El óxido de aluminio es todavía menos soluble que el óxido de magnesio; tampoco reacciona con el agua. Sin embargo, muestra propiedades básicas cuando reacciona con ácidos: Al2O3(s) TABLA 8.4
1
6HCl(ac)
2AlCl3(ac)
1
3H2O(l)
Algunas propiedades de los óxidos de los elementos del tercer periodo Na2O
Tipo de compuesto Estructura Punto de fusión (°C) 1275 Punto de ? ebullición (°C) Naturaleza. Básico ácido-base
MgO
Al2O3
SiO2
P4O10
Molecular Unidades moleculares discretas 580 16.8 291.5
Iónico Tridimensional extensa 2800
2045
1610
3600
2980
2230
Básico Anfótero
?
SO3
44.8 Ácido
Cl2O7
82
265
8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
También muestra propiedades ácidas cuando reacciona con bases: Al2O3(s)
1
2NaOH(ac)
1
3H2O(l)
2NaAl(OH)4(ac)
Así, el Al2O3, se clasica como un óxido anfótero porque muestra ambas propiedades, ácidas y básicas. Otros óxidos anfóteros son ZnO, BeO y Bi 2O3. El dióxido de silicio es insoluble en agua y no reacciona con ella. Sin embargo, tiene propiedades ácidas porque reacciona con bases concentradas: SiO2(s)
1
2NaOH(ac)
Na2SiO3(ac)
1
Observa que esta neutralización ácido-base produce una sal pero no produce agua.
H2O(l)
Por esta razón, las bases fuertes, en disolución acuosa concentrada, como el NaOH(ac), no deben almacenarse en recipientes de vidrio Pyrex, porque están fabricados con SiO2. Los óxidos de los elementos restantes del tercer periodo son ácidos. Reaccionan con agua para formar ácido fosfórico (H3PO4), ácido sulfúrico (H2SO4) y ácido perclórico (HClO4): P4O10(s) 1 6H2O(l) SO3(g) 1 H2O(l) Cl2O7(l) 1 H2O(l)
4H3PO4(ac) H2SO4(ac) 2HClO4(ac)
Ciertos óxidos como CO y NO son neutros; esto signica que no reaccionan con agua para producir una disolución ácida o básica. En general, los óxidos que contienen elementos no metálicos no son básicos. Este breve análisis de los óxidos de los elementos del tercer periodo muestra que a medida que disminuye el carácter metálico de los elementos, de izquierda a derecha a lo largo del periodo, sus óxidos cambian de básicos a anfóteros y a ácidos. Los óxidos metálicos generalmente son básicos y la mayoría de los óxidos de los no metales son ácidos. Las propiedades intermedias de los óxidos (como lo muestran los óxidos anfóteros) las presentan los elementos cuyas posiciones son intermedias dentro del periodo. Observa también que, debido a que el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo de los elementos representativos, se espera que los óxidos de los elementos con mayor número atómico sean más básicos que los óxidos de los elementos más ligeros. Así sucede en realidad.
EJEMPLO 8.6 1A
Clasica los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros: a) Rb 2O, b) BeO, c) As2O5.
Planteamiento ¿Qué tipo de elementos forman los óxidos ácidos?, ¿y los óxidos básicos?,
8A 2A Be
As Rb
¿y los óxidos anfóteros?
Solución (a) Debido a que el rubidio es un metal alcalino, se espera que el Rb 2O sea un óxido básico. (b) El berilio es un metal alcalinotérreo. Sin embargo, debido a que es el primer miembro del Grupo 2A, se espera que de alguna manera diera respecto de los otros miembros del grupo. En el texto se mencionó que el Al 2O3 es anfótero. Además, el berilio y el aluminio tienen una relación diagonal, por lo que el BeO se parece al Al 2O3 en cuanto a las propiedades. Resulta que el BeO es un óxido anfótero. (c) Debido a que el arsénico es un no metal, se espera que el As2O5 sea un óxido ácido.
Ejercicio de práctica Clasifca los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros: (a) ZnO, (b) P4O10, (c) CaO.
3A 4A 5A 6A 7A
Problema similar: 8.70.
266
Capítulo 8
La tabla periódica
Resumen de hechos y conceptos
•
1. Los químicos del siglo XIX desarrollaron la tabla periódica acomodando los elementos en orden creciente de sus masas atómicas. Algunas discrepancias de las primeras versiones de la tabla periódica se resolvieron acomodando los elementos en orden creciente de sus números atómicos. 2. La conguración electrónica determina las propiedades de un elemento. La tabla perió dica moderna clasica los elementos de acuerdo con sus números atómicos y también de acuerdo con su conguración electrónica. La conguración de los electrones de valencia afecta directamente a las propiedades de los átomos de los elementos representativos. 3. Las variaciones periódicas de las propiedades físicas de los elementos son un reejo de la diferencia en la estructura atómica. El carácter metálico de los elementos disminuye a lo largo de un periodo, empezando con metales, pasando por metaloides y nalmente no metales, y aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo especíco de elementos representativos. 4. El radio atómico varía periódicamente con la colocación de los elementos en la tabla periódica. Disminuye de izquierda a derecha y aumenta de arriba hacia abajo. 5. La energía de ionización es una medida de la tendencia de un átomo a evitar la pérdida de un electrón. A mayor energía de ionización, mayor es la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón. La anidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto más positivo es el valor de la anidad electrónica, mayor es la tendencia del átomo a ganar un electrón. Generalmente, los metales tienen baja energía de ionización y los no metales, alta anidad electrónica. 6. Los gases nobles son muy estables debido a que sus subniveles externos ns y np están completamente llenos. Los metales de los elementos representativos (de los Grupos 1A, 2A y 3A) tienden a perder electrones hasta que sus cationes se vuelven isoelectrónicos con el gas noble que los precede en la tabla periódica. Los no metales de los Grupos 5A, 6A y 7A tienden a aceptar electrones hasta que sus aniones se vuelven isoelectrónicos con el gas noble que les sigue en la tabla periódica.
Palabras clave
•
Anidad electrónica, p. 253 Electrones de valencia, p. 242
Elementos representativos, p. 241 Energía de ionización, p. 250
Isoelectrónico, p. 244 Óxido anfótero, p. 264 Radio atómico, p. 245
Radio iónico, p. 247 Relación diagonal, p. 255
Preguntas y problemas
•
Desarrollo de la tabla periódica Preguntas de repaso 8.1 8.2 8.3 8.4
Describe brevemente la importancia de la tabla perió dica de Mendeleev. ¿Cuál fue la contribución de Moseley a la tabla perió dica moderna? Describe la distribución general de la tabla periódica moderna. ¿Cuál es la relación más importante entre los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica?
Clasicación periódica de los elementos Preguntas de repaso 8.5
¿Cuáles de los siguientes elementos son metales, cuáles no metales y cuáles metaloides: As, Xe, Fe, Li, B, Cl, Ba, P, I, Si?
Compara las propiedades físicas y químicas de los me tales y de los no metales. 8.7 Dibuja un esquema general de una tabla periódica (no se requieren detalles). Indica dónde se localizan los me tales, los no metales y los metaloides. ¿Qué es un elemento representativo? Proporciona nom 8.8 bre y símbolos de cuatro elementos representativos. Sin consultar la tabla periódica, escribe el nombre y el 8.9 símbolo de un elemento de cada uno de los siguientes grupos: 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A y de los meta les de transición. 8.10 Indica si los siguientes elementos existen como espe cies atómicas, como especies moleculares o formando grandes estructuras tridimensionales, en su estado más estable a 25°C y 1 atm y anota la fórmula empírica o molecular de cada uno: fósforo, yodo, magnesio, neón, arsénico, azufre, boro, selenio y oxígeno. 8.6
Preguntas y problemas
A una persona se le proporciona un sólido oscuro, brillante y se le pide que deter mine si se trata de yodo o de un elemento metálico. Sugiere una prueba que no destruya la muestra y que permita responder correc tamente. 8.12 Dene el concepto de electrón de valencia. Para los elementos representativos, el número de electrones de valencia de un elemento es igual al número del grupo al que pertenece. Demuestra que esto se cumple para los siguientes elementos: Al, Sr, K, Br, P, S, C. 8.13 Escribe la conguración electrónica externa de: (a) los metales alcalinos, (b) los metales alcalinoté rreos, (c) los halógenos, (d) los gases nobles. 8.14 Utiliza los elementos de la primera serie de transición (desde Sc hasta Cu) como ejemplo, explica las caracte rísticas de las conguraciones electrónicas de los meta les de transición. 8.11
Problemas 8.15
8.16
8.17
8.18
8.19
8.20
En la tabla periódica, el elemento hidrógeno algunas veces se agrupa con los metales alcalinos (como en este libro) y otras veces, con los halógenos. Explica por qué el hidrógeno puede ser similar a los elementos del Grupo lA y a los del Grupo 7A. Un átomo neutro de cierto elemento tiene 17 elec trones. Sin consultar la tabla periódica, (a) escribe la conguración electrónica del estado fundamental del elemento, (b) clasica al elemento, (c) determina si los átomos de dicho elemento son diamagnéticos o para magnéticos. Agrupa las siguientes conguraciones electrónicas en parejas que puedan representar átomos con propiedades químicas semejantes: (a) 1s22s22 p63s2 (b) 1 s22s22 p3 (c) 1s22s22 p63s23 p64s23d 104 p6 (d) 1 s22s2 (e) 1s22s22 p6 (f ) 1s22s22 p63s23 p3 Agrupa las siguientes conguraciones electrónicas en parejas que puedan representar átomos con propiedades químicas semejantes: (a) 1s22s22 p5 (b) 1 s22s1 (c) 1s22s22 p6 (d) 1 s22s22 p63s23 p5 (e) 1s22s22 p63s23 p64s1 (f) 1s22s22 p63s23 p64s23d 104 p6 Sin consultar la tabla periódica escribe la conguración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son los siguientes: (a) 9, (b) 20, (c) 26, (d) 33. Clasica dichos elementos. Especica el grupo de la tabla periódica en el que se encuentran cada uno de los siguientes elemen tos: (a) [Ne]3 s1, (b) [Ne]3 s23 p3, (c) [Ne]3 s23 p6, (d) [Ar]4 23d8
267
Un ion M2+ derivado de un metal de la primera serie de transición tiene sólo cuatro electrones en el subnivel 3 d . ¿Qué elemento podría ser M? 8.22 Un ion metálico con una carga neta de +3 tiene cinco electrones en el subnivel 3 d . Identica el metal. 8.21
Conguración electrónica de iones Preguntas de repaso 8.23
8.24 8.25
8.26
¿Cuál es la característica de la conguración electró nica de los iones estables derivados de los elementos representativos? ¿Qué quiere decir que dos iones, o un átomo y un ion, son isoelectrónicos? ¿Qué es incorrecto en la siguiente armación: “Los átomos de los elementos X son isoelectrónicos con los átomos del elemento Y”.? Proporciona tres ejemplos de iones de metales de tran sición de la primera serie de transición (desde Sc hasta Cu) cuya conguración electrónica se represente por el argón como kernell de gas noble.
Problemas
Escribe la conguración electrónica en el estado fun damental de cada uno de los siguientes iones: (a) Li 1, (b) H2, (c) N 32, (d) F2, (e) S 22, (f) Al31, (g) Se 22, (h) Br 2, (i) Rb1, ( j) Sr 21, (k) Sn21. 8.28 Escribe la conguración electrónica en el estado funda mental de los siguientes iones, los cuales desempeñan un papel importante en los procesos bioquímicos del cuerpo humano: (a) Na 1, (b) Mg21, (c) Cl 2, (d) K 1, (e) Ca21, (f) Fe21, (g) Cu21, (h) Zn21. 8.29 Escribe la conguración electrónica en el es tado fundamental de los siguientes metales de transición: (a) Sc 31, (b) Ti41, (c) V 51, (d) Cr 31, (e) Mn21, (f) Fe 21, (g) Fe31, (h) Co 21, (i) Ni21, (j) Cu1, (k) Cu21, (l) Ag 1, (m) Au1, (n) Au 31, (o) Pt21. 8.30 Nombra los iones con carga +3 que tienen las siguientes conguraciones electrónicas: (a) [Ar]3 d 3, (b) [Ar], (c) [Kr]4d 6, (d) [Xe]4 f 145d 6. 8.31 ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí: C, Cl2, Mn21, B2, Ar, Zn, Fe31, Ge21? 8.32 Agrupa las especies que son isoelectrónicas: Be 21, F2, Fe21, N32, He, S22, Co31, Ar. 8.27
Variación periódica de las propiedades físicas Preguntas de repaso 8.33 8.34
8.35
Dene radio atómico. ¿Tiene un signicado preciso el tamaño de un átomo? ¿Cómo cambia el radio atómico (a) de izquierda a dere cha a lo largo de un periodo, y (b) de arriba hacia abajo dentro de un grupo? Dene radio iónico. ¿Cómo cambia el tamaño de un átomo cuando se convierte en (a) un anión y (b) un catión?
268
8.36
Capítulo 8
La tabla periódica
Explica por qué, para iones isoelectrónicos, los aniones son mayores que los cationes.
8.52
Problemas 8.37
8.38 8.39
8.40 8.41
8.42
8.43
8.44 8.45
8.46 8.47
8.48
Con base en la posición en la tabla periódica, selecciona el átomo de mayor radio atómico en cada uno de los siguientes pares: (a) Na, Cs; (b) Be, Ba; (c) N, Sb; (d) F, Br; (e) Ne, Xe. Acomoda los siguientes átomos en orden decreciente de su radio atómico: Na, Al, P, Cl, Mg. ¿Cuál es el átomo más grande del Grupo 4A? ¿Cuál es el átomo más pequeño del Grupo 7A? ¿Por qué el radio de un átomo de litio es bastante mayor que el radio de un átomo de hidrógeno? Utiliza el segundo periodo de la tabla periódica como ejemplo y demuestra que el tamaño de los átomos dis minuye a medida que se avanza de izquierda a derecha. Explica esta tendencia. En cada uno de los siguientes pares, indica qué especie tendrá un tamaño menor: (a) Cl o Cl 2, (b) Na o Na 1, (c) O22 o S22, (d) Mg21 o Al31, (e) Au 1 o Au31. Ordena los siguientes iones en orden creciente de radio iónico: N 32, Na1, F2, Mg21, O22. Explica cuál de los siguientes cationes es mayor y por qué: Cu1 o Cu21. Explica cuál de los siguientes aniones es mayor y por qué: Se22 o Te22. Indica el estado físico (gaseoso, líquido o sólido) de los elementos representativos del cuarto periodo (K, Ca, Ga, Ge, As, Se, Br) a 1 atm y 25°C. Los puntos de ebullición del neón y del kriptón son –245.9°C y –152.9°C, respectivamente. Con estos datos calcula el punto de ebullición del argón. ( Nota: Las pro piedades del argón son intermedias entre las del neón y el kriptón.)
Energía de ionización Preguntas de repaso 8.49
8.50
Dene energía de ionización. En general, las energías de ionización se miden en átomos en estado gaseoso. ¿Por qué? ¿Por qué la segunda energía de ionización siempre es mayor que la primera energía de ioniza ción para cualquier elemento? Dibuja un esquema de la tabla periódica y muestra las ten dencias de la primera energía de ionización de los elemen tos en un grupo y en un periodo. ¿Qué tipo de elementos tienen las mayores energías de ionización y qué tipo de elementos tienen las menores energías de ionización?
Problemas 8.51
Utiliza el tercer periodo de la tabla periódica como ejemplo para explicar el cambio en la primera energía de ionización de los elementos al avanzar de izquierda a derecha. Explica esta tendencia.
8.53
8.54
8.55
En general, la energía de ionización aumenta de iz quierda a derecha a lo largo de un determinado periodo. Sin embargo, el aluminio tiene una energía de ioniza ción menor que el magnesio. Explica por qué. La primera y la segunda energías de ionización del K son 419 kJ/mol y 3 052 kJ/mol, en tanto que las del Ca son 590 kJ/mol y 1 145 kJ/mol, respectivamente. Compara los valores y elabora un comentario sobre las diferencias. Dos átomos tienen las siguientes conguraciones elec trónicas 1 s22s22 p6 y 1s22s22 p63s1. La primera energía de ionización de uno de ellos es 2 080 kJ/mol y la del otro es 496 kJ/mol. Asigna cada uno de los valores de energía de ionización a cada una de las conguraciones electrónicas proporcionadas. Justica tu elección. Un ion hidrogenoide sólo contiene un electrón. La ener gía del electrón en un ion hidrogenoide está dada por: En
1 = −(2.18×10−18 J)Z 2 ⎛⎝ 2 ⎠⎞ n
donde n es el número cuántico principal y Z es el número atómico del elemento. Calcula la energía de ioni zación (en kJ/mol) del ion He +. 8.56 El plasma es un estado de la materia que consiste en iones positivos gaseosos y electrones. En el estado de plasma, un átomo de mercurio puede liberar sus 80 electrones y existir como Hg 80+. Utiliza la ecuación 8.55 para calcular la energía requerida para el último paso de ionización, es decir, Hg791(g)
Hg801(g) 1 e2
Anidad electrónica Preguntas de repaso
(a) Dene anidad electrónica. Las mediciones de la anidad electrónica se efectúan en átomos en estado gaseoso. ¿Por qué? (b) La energía de ionización siem pre es una cantidad positiva en tanto que la anidad electrónica puede ser positiva o negativa. Razona la armación anterior. 8.58 Explica las tendencias en la anidad electrónica desde el aluminio hasta el cloro (véase la tabla 8.3). 8.57
Problemas
Acomoda los elementos de cada uno de los siguien tes grupos en orden creciente de anidad electrónica: (a) Li, Na, K; (b) F, Cl, Br, I. 8.60 Especica cuál de los siguientes elementos se espera ría que tuviera mayor anidad electrónica: He, K, Co, S, Cl. 8.61 Considerando los valores de anidad electrónica de los metales alcalinos, ¿sería posible que formaran un anión M – , donde M representa al metal alcalino? 8.59
Preguntas y problemas
8.62
Explica por qué los metales alcalinos tienen mayor ani dad por los electrones que los metales alcalinotérreos.
Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
8.75
8.76
Preguntas de repaso 8.63 8.64
¿Qué signica relación diagonal? Indica dos pares de elementos que presenten esta relación. ¿Qué elementos tienen mayor probabilidad de formar óxidos ácidos?, ¿y óxidos básicos?, ¿y óxidos anfóteros?
Problemas 8.65
8.66
8.67
8.68
8.69
8.70
8.71
8.72
Utiliza los metales alcalinos y los metales alcalino térreos como ejemplos para mostrar cómo se pueden predecir las propiedades químicas de los elementos, simplemente a partir de su conguración electrónica. Con base en el conocimiento de la química de los meta les alcalinos, predice algunas de las propiedades quími cas del francio, el último miembro del grupo. Como grupo, los gases nobles son muy estables quími camente (sólo se conocen compuestos de Kr y de Xe). ¿Por qué? ¿Por qué los elementos del Grupo 1B son más estables que los elementos del Grupo 1A a pesar de que ambos parecen tener la misma conguración electrónica ex terna, ns1, donde n es el número cuántico principal del último nivel? ¿Cómo cambian las propiedades de los óxidos al avan zar de izquierda a derecha a lo largo de un periodo?, ¿y de arriba hacia abajo dentro de un grupo especíco? Escribe las ecuaciones balanceadas para la reacción en tre cada uno de los siguientes óxidos y el agua: (a) Li 2O, (b) CaO, (c) CO 2. Escribe las fórmulas y nombra los compuestos binarios de hidrógeno y los elementos del segundo periodo (del Li hasta el F). Describe cómo cambian las propiedades físicas y químicas de estos compuestos de izquierda a derecha a lo largo del periodo. ¿Qué óxido es más básico, MgO o BaO? ¿Por qué?
8.77
8.78
8.79
8.80
8.81
8.82
Problemas adicionales
Determina si cada una de las siguientes propiedades de los elementos representativos generalmente aumenta o disminuye (a) de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, y (b) de arriba hacia abajo dentro de un grupo: carácter metálico, tamaño atómico, energía de ioniza ción, acidez de los óxidos. 8.74 Consulta la tabla periódica y nombra (a) un elemento halógeno del cuarto periodo, (b) un elemento semejante al fósforo en relación con sus propiedades químicas, (c) el metal más reactivo del quinto periodo, (d) un ele mento que tenga un número atómico menor que 20 y que sea semejante al estroncio. 8.73
8.83
8.84
269
¿Por qué los elementos que tienen elevadas energías de ionización tienen, normalmente, anidades electrónicas más positivas? Acomoda las siguientes especies isoelectrónicas en or den de (a) radio iónico creciente, y (b) energía de ioni zación creciente: O 22, F2, Na1, Mg21. Escribe la fórmula empírica (o molecular) de los com puestos que forman los elementos del tercer periodo (del sodio hasta el cloro) con (a) oxígeno molecular, y (b) cloro molecular. En cada caso, indica si se espera que el compuesto tenga caracter iónico o molecular. El elemento M es un metal brillante y muy reactivo (con punto de fusión 63°C), y el elemento X es un no metal muy reactivo (punto de fusión –7.2°C). Reaccionan en tre sí para formar un compuesto de fórmula empírica MX, sólido incoloro y quebradizo que se funde a 734°C. Cuando se disuelve en agua o cuando se encuentra fun dido, conduce la electricidad. Cuando se burbujea cloro gaseoso en una disolución acuosa que contiene MX, se produce un líquido café rojizo y se forman iones Cl – . A partir de estas observaciones, identica M y X. (Puede ser necesario consultar un manual de química para los valores de los puntos de fusión.) Relaciona cada uno de los elementos de la derecha con la descripción de la izquierda: (a) Líquido rojo oscuro Calcio (Ca) (b) Gas incoloro que Oro (Au) arde en oxígeno Hidrógeno (H 2) (c) Metal reactivo Neón (Ne) atacado por el agua Bromo (Br 2) (d) Metal brillante utilizado en joyería (e) Gas totalmente inerte Acomoda las siguientes especies en parejas isoelec trónicas: O1, Ar, S22, Ne, Zn, Cs1, N32, As 31, N, Xe. ¿En cuál de los siguientes conjuntos están escritas las especies en orden decreciente del tamaño de su radio? a) Be, Mg, Ba, b) N 32, O22, F2, (c) Tl 31, Tl21, Tl1. ¿Cuál de las siguientes propiedades muestra una clara variación periódica? (a) primera energía de ionización, (b) masa molar de los elementos (c) número de isótopos de un elemento, (d) radio atómico. Cuando se burbujea dióxido de carbono en una diso lución clara de hidróxido de calcio, la disolución se vuelve lechosa. Escribe una ecuación para la reacción y explica cómo muestra esta reacción que el CO 2 es un óxido ácido. A una persona se le proporcionan cuatro sustancias: un líquido rojo fumante, un sólido oscuro de aparien cia metálica, un gas de color amarillo pálido y un gas de color verde amarillo que ataca al vidrio. Si se te informa que dichas sustancias son los primeros cuatro miembros del Grupo 7A, los halógenos, identica a cada uno.
270
8.85
8.86
8.87
8.88
8.89
8.90
8.91
Capítulo 8
La tabla periódica
Menciona tres propiedades que muestren la semejanza química de cada uno de los siguientes pares de elemen tos: (a) sodio y potasio, y (b) cloro y bromo. Menciona el nombre del elemento que forma compues tos, en las condiciones apropiadas, con los demás ele mentos de la tabla periódica, excepto con He y Ne. Explica por qué la primera anidad electrónica del azu fre es 200 kJ/mol pero la segunda anidad electrónica es – 649 kJ/mol. El ion H – y el átomo de He tienen dos electrones 1 s cada uno. ¿Cuál de las dos especies tiene mayor ta maño? Justica. Los óxidos ácidos son aquellos que reaccionan con agua para producir disoluciones ácidas, mientras que las re acciones de óxidos básicos con agua producen disolu ciones básicas. Predice los productos de cada uno de los siguientes óxidos con agua: Na 2O, BaO, CO2, N2O5, P4O10, SO3. Escribe una ecuación para cada reacción. Escribe las fórmulas y los nombres de los óxidos de los elementos del segundo periodo (del Li al N). Identica dichos óxidos como ácidos, básicos o anfóteros. Establece si cada uno de los siguientes elementos es un gas, un líquido o un sólido en condiciones atmosféricas y también si existen en forma elemental como átomos, como moléculas o como redes tridimensionales: Mg, Cl, Si, Kr, O, I, Hg, Br.
8.92
¿Qué factores explican la naturaleza única del hidrógeno?
8.93
La fórmula para calcular la energía de un electrón en un ion hidrogenoide es: En
1 = −(2.18×10−18 J)Z 2 ⎛⎝ 2 ⎠⎞ n
Esta ecuación no puede aplicarse a los átomos polie lectrónicos. Una forma de modicar la ecuación para átomos más complejos es reemplazar Z por ( Z – σ ), donde Z es el número atómico y σ es una cantidad po sitiva adimensional denominada constante de apanta llamiento. Considera el átomo de helio como ejemplo. El signicado físico de σ es que representa la magnitud del efecto pantalla que ejercen entre sí los dos elec trones l s. Por lo que la cantidad ( Z – σ ) se denomina, apropiadamente, “carga nuclear efectiva”. Calcula el valor de σ si la primera energía de ionización del helio es 3.94 3 10 –18 J por átomo. (Para los cálculos, ignora el signo negativo de la ecuación.) 8.94 Para medir la energía de ionización de los átomos se utiliza una técnica conocida como espectroscopia fo toelectrónica. Al irradiar una muestra con luz ultravio leta (UV), esta emite electrones de su capa de valencia. Se mide la energía cinética de los electrones emitidos. Como se conoce la energía del fotón UV así como la energía cinética de los electrones emitidos, se puede escribir: hv = I + 12 mu 2
donde ν es la frecuencia de la luz UV, m y u son la masa y la velocidad del electrón, respectivamente. En un experimento se encuentra que la energía cinética del electrón emitido por el potasio es de 5.34 3 10 –19 J, utilizando una fuente UV cuya longitud de onda es de 162 nm. Calcula la energía de ionización del potasio. ¿Cómo se puede asegurar que esta energía de ioniza ción corresponde al electrón de la capa de valencia (es decir, al electrón atraído con menos fuerza)? 8.95 Una estudiante recibe muestras de tres elementos, X, Y y Z, que podrían ser un metal alcalino, un miembro del Grupo 4A y un miembro del Grupo 5A. Se realizan una serie de observaciones que se enlistan a continuación: el elemento X tiene brillo metálico y conduce la elec tricidad, reacciona lentamente con ácido clorhídrico para producir hidrógeno gaseoso; el elemento Y es un sólido amarillo pálido que no conduce la electricidad; el elemento Z tiene brillo metálico y conduce la electri cidad y cuando se expone al aire lentamente forma un polvo blanco; una disolución acuosa del polvo blanco es básica. ¿Qué se puede concluir sobre los elementos a partir de estas observaciones? 8.96 Utilizar los siguientes datos de puntos de ebullición para calcular el punto de ebullición del francio: Metal
Li
Na
Punto de fusión (°C) 180.5
8.97
K
97.8 63.3
Rb
Cs
38.9
28.4
( Nota: representa grácamente los puntos de fusión contra el número atómico.) Experimentalmente, la anidad electrónica de un ele mento se puede determinar utilizando un rayo láser para ionizar el anión de un elemento en estado gaseoso: X2(g) 1 hν
X(g) 1 e2
Consulta la tabla 8.3 y calcula la longitud de onda del fotón (en nanómetros) que corresponde a la anidad electrónica del cloro. ¿A qué región del espectro elec tromagnético pertenece esta longitud de onda? 8.98 Menciona un elemento del Grupo lA o del Grupo 2A que sea un constituyente importante de las siguientes sustancias: (a) remedio contra la acidez estomacal, (b) enfriador para reactores nucleares, (c) sal de Epsom, (d) levadura en polvo, e) pólvora, (f) una aleación li gera, (g) fertilizante que también neutraliza la lluvia ácida, (h) cemento e (i) arena para caminos con hielo. Puede ser necesario pedir al profesor más información relacionada con algunos puntos. 8.99 Explica por qué la anidad electrónica del nitrógeno es aproximadamente cero, mientras que los elementos car bono y oxígeno tienen anidades electrónicas positivas. 8.100 Se conoce muy poco acerca de la química del astato, el último miembro del Grupo 7A. Describe las caracterís ticas físicas que se esperaría que tuviera este halógeno. Nombra los productos de la reacción entre el astaturo de sodio (NaAt) y el ácido sulfúrico. ( Nota: el ácido sulfúrico es un agente oxidante.)
