AFINIDAD ELECTRONICA ELECTRONICA La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión. Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho elec trones. Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y con relativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son fiables.
ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Pauling la definió definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia así. Sus valores, basados basados en datos termoquímicos, han sido sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Metales alcalinos
Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (anteriormente grupo I A). Estos metales son: Litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Constituyen el 4,8 por ciento de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro. El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas; ya que los primeros compuestos de sodio y potasio fueron descubiertos en cenizas de maderas. También, al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban álcalis. Son metales blandos, tan es así que el sodio se puede cortar fácilmente con un cuchillo. Al cortarlos o fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico. Los metales alcalinos son de baja densidad. Li, Na y K son menos densos que el agua. El Li es el más duro y a la vez el menos denso. El Cs es el más blando y el más denso. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Sus puntos de fusión bajos están comprendidos entre 181º C para el Li y 28,7º C para el Cs. Estos metales son los más reactivos químicamente. Por ejemplo: el sodio reacciona enérgicamente con el agua, mientras flota, desprendiéndose gases de hidrógeno. El potasio reacciona aún más violentamente que el sodio. Por estos motivos, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales.
Metales alcalinotérreos Serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o II A) del sistema periódico. Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio, magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Sus óxidos se llaman tierras alcalinas. Estado natural y abundancia Berilio: silicatos: fenacita y berilio. No muy familiar y difícil de extraer Magnesio: sales en el agua del mar y magnesita Calcio: calcita, dolomita y yeso Estroncio: celestita y estroncianita. Concentrados en menas y fácil de extraer Bario: baritas. Concentrados en menas y fácil de e xtraer Radio: escaso y radiactivo Propiedades físicas Color blanco plateado, de aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris por una película superficial de óxidos. Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Más densos. Dureza y punto de fusión: Tienen dos electrones de valencia que participan en el enlace metálico, por lo que son más duros. Puntos de fusión más elevados y no varían de forma regular debido a las diferentes estructuras cristalinas. Propiedades químicas Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza. Menos electropositivos y más básico. Forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas con los restos de los elementos. La energía de ionización más alta es compensada por las energías de hidratación o energías re ticulares. Compuestos diamagnéticos e incoloros. Son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente de los electrones.
GRUPO DE LOS HALOGENOS (Flúor, Cloro, Bromo y Yodo).
El grupo de los halógenos (VII) se encuentra en la parte extrema izquierda de la Tabla Periódica, presentan los más altos Potenciales de Ionización y la más alta electronegatividad, en la distribución de los electrones en sus átomos aislados se encuentran siete electrones en su nivel cuántico de valencia; por lo que sus afinidades electrónicas son elevadas, ya que cada átomo de halógeno puede obtener la estructura estable del átomo de gas noble más próximo en la tabla periódica ganando un solo electrón. Estos no metales tienen la electronegatividad media más alta de la tabla periódica, no obstante la electronegatividad disminuye al aumentar el peso atómico. Todos los compuestos de los halógenos son sales solubles en el agua, de tal manera que sus iones se encuentran presentes en el agua de mar. Cerca del 75% de los sólidos disueltos en el agua de mar es sal común o Cloruro sódico. La sal común puede ser preparada por cristalización en las salinas mediante evaporación solar. 1.-CON METALES.- Reaccionan fácilmente con los metales y a veces con violencia, formando haluros iónicos: 2Al + 2Cl2 --------- 2AlCl3 2Sb + 3Br2 -------- 2SbBr3 Zn + I2 ------------ ZnI2 2.-
CON NO METALES.- Reaccionan vigorosamente con el fósforo
amarillo, formando los
trihaluros en primer lugar y luego los pentahaluros: 2P + 3Br2 ------ 2PBr3 PBr3 + Br2------- PBr5 Con el Azufre el Flúor forma el hexafluoruro de azufre gaseoso, por su parte el Br y el Cl reaccionan a elevadas temperaturas con el Azufre para formar el monohaluro correspondiente: S + 3F2 -----SF6 2S + Cl2 -----Cl2S2 3.- CON HIDROGENO.- Todos los Halógenos reaccionan con el H2 para formar los correspondientes hidrácidos. H2 +F2 -----2HF H2 + Cl2 ----- 2HCl H2 + Br2 ----- 2HBr H2 + I2 ------2HI Los Halógenos no se combinan directamente con el Oxígeno, Nitrógeno y el Carbono.
Los Gases Nobles
Los elementos del Grupo VIII de la Tabla Periódica son los gases que tienen las capas completas y no son reactivos químicamente. El helio, neón, argón y criptón se utilizan en la iluminación decorativa por descarga de gas, llamada luz de "neón". El argón se utiliza para llenar las bombillas incandescentes para inhibir la evaporación de los filamentos de tungsteno y aumentar la vida de la bombilla. El xenón se utiliza en tubos de flash para cámaras electró nicas y otros tubos de flash. Las densidades de los gases nobles aumentan con la masa molecular creciente. El helio tiene aproximadamente un séptimo de la densidad del aire y se puede utilizar en globos y embarcaciones más ligeras que el aire. El xenón tiene aproximadamente cinco veces la densidad del aire. Los gases nobles se utilizan con ventaja en entornos donde se podrían producir corrosión o daños por descargas eléctricas si los ambientes se llenan de aire. Uno de esos usos es en los tubos de luz fluorescente.
