Química elemental

Sistema periódico

El sistema periódico de los elementos es una tabla que los agrupa de forma que pueden apreciarse fácilmente los grupos de comportamiento químico parecido.

Los elementos que poseen propiedades parecidas se encuentran en la misma columna formando un 'grupo o familia'. Los elementos de una misma fila forman un 'período'.

Existen 16 familias. Ocho de ellas van anotadas con un número romano seguido de una 'A' y las otras ocho con una 'B' (otra clasificación no distingue entre A y B, sino que las numera correlativamente, empezando por la izquierda). Los grupos que tienen 'A', se les conoce como 'grupos representativos'. Los grupos 'B' reciben el nombre de 'grupos de transición' y los que se distribuyen desde el La (Lantano) al Lu (Lutecio), y del Ac (Actinio) al Lr (Laurencio), reciben el nombre de 'grupos de transición interna'.

En cuanto a los períodos, empiezan siempre (excepto el primero) con un metal alcalino (IA) y terminan con un halógeno (VIIA) seguido de un gas noble (VIIIA), que es el que cierra el período. En líneas generales, los metales ocupan la parte izquierda y central de la tabla, mientras que los no metales se sitúan a la derecha. Por tanto se deduce que las propiedades de los elementos van a estar en función del lugar que ocupen los elementos en la tabla.

Formación de los iones positivos en los elementos. (Energía de Ionización, también conocido como potencial de ionización)

Se define como la energía necesaria para arrancar un e^- a un átomo aislado. Cuanto mas fácil resulte, menor será la energía de ionización del elemento. A un átomo si se le comunica energía suficiente, se le podrá arrancar un e^-:

Mg (g)	-------->	Mg ⁺(g) + e^-	ΔH_I > 0
			\|
			Entalpía de Ionización

A esta primera energía que se pone en juego se conoce como 'primer potencial de ionización' (PI).

Mg (g)

-------->

Mg ⁺⁺(g) + e^-

ΔH_I > 0

A esta segunda, como 'segundo potencial de ionización (PII).

La mayor facilidad de perder un e^- se presenta en los 'ns', para alcanzar el estado de gas noble anterior.

· En los 'alcalinos' el PI es bastante bajo (sólo el primer PI, es decir, en los 'ns').

· Después continúa en los ns²:

	PI + PII
ns²	-------------->	ns⁰	+	e^-

· A continuació las series 'p'. Por ejemplo, el Al, que fácilmente pierde 3 e^-

· El Si, puede perder 4 e^- transformándose en Si⁺⁴. Por otro lado, con el O, completa su estructura con 4 e^- (regla del octete, por la que los elementos tienden a rodearse de 8 e^-), alcanzando así estructura de gas noble.

· El P, con configuración:

ns² np³ -----> P^+5>(g)

esto no es así. Lo que hace es:

		H
	/
P	-	H
	\
		H

ya que de esta forma se rodea de 8 e^-, consiguiendo la estabilidad.

Variabilidad:

ns¹

---------------------------------------------------->

np⁵

Estos iones forman iones
con facilidad: Mⁿ⁺(g)

M - N, forman enlaces para
rodearse de e^- en su parte externa.

Ejemplo tipo M - X:

                    H                      H
                   /                       |
                  O                    H - C - H
                   \                       |
                    H                      H

* Resumiendo:

a) En una familia, la energía de ionización disminuye el aumentar Z. Esto es debido a que los electrones periféricos, al estar más alejados del núcleo, la atracción es más débil.

b) En un período aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear. No obstante, existen algunas pequeñas irregularidades correspondientes a lo átomos con subniveles llenos o semillenos, que poseen una estabilidad mayor (p.e.: Be: 1s¹ 2s²; y N: 1s¹ 2s²p³).

Afinidad electrónica:

Se entiende por afinidad electrónica como la energía desprendida cuando un átomo aislado capta un electrón.

1ª:	M(g) + e^-	------------------------->	M^-(g)	ΔH_AE¹ < 0
2ª:	M^-(g) + e^-	------------------------->	M^-2(g)	ΔH_AE² < 0

· En el grupo VII:

		+ e^-
F	ns²np⁵	------------------------->	ns²np⁶ (gas noble). F^-
		+ e^- + e^-
O	ns²np⁴	------------------------->	ns²np⁶ (gas noble). O^-2

Hay que tener en cuenta que 2F --(2e^-)--> 2F^-; y Ca --(-2e^-)--> Ca⁺²

· Los elementos metálicos tienden a perder electrones, lo que implica que tienen una 'afinidad electrónica' baja.

M(g) ----------------> M⁺ⁿ(g) + ne^-

Los no metálicos incorporan electrones, luego tienen mayor 'afinidad electrinica':

	+ ne^-
E(g)	--------------->	E^-n(g)
	X
E(g)	--------------->	E - X_n

· Metaloides o semimetales

		H
	/
As	-	H
	\
		H
Como no metal

		[AsO₄]Al también como no metal.



		As Cl₃ como metal

* Resumiendo:

a) En un período aumenta hacia la derecha, por regla general, y en una familia, hacia arriba.

b) Los metales tienden a perder e^-.

c) Los no metales a ganar e^-.

d) Los intermedios se comportan de las dos formas.

e) Los de transición [ns²(n-1)d^X], pierdan un número variable de e^-. Lo normal es que pierdan 2 (M⁺²), ó 3 (M⁺³).

f) Cuando un átomo capta un e^-, el ión negativo resultante siempre posee mayor volumen que el átomo neutro, debido a que el e^- captado se ve sometido a las repulsiones de los que ya había en el último nivel, lo que se produce en éste, y con él, en todo el ión, un ensanchamiento y aumento.

- En los iones metálicos (M⁺) existen dos propiedades:

1) Color. Hay dos compuestos metálicos incoloros que pertenecen a los elementos de los grupos I Y II. Por otro lado, están los coloreados que pertenecen a la serie 'd'. El color se da cuando existe interacción de los e^- con la energía visible:

En el caso de una estructura de gas noble es incolora.
En las series 'd', pueden absorber energía, entonces si son coloreadas.

2) Comportamiento. Según este pueden ser:

Diamagnéticos. Si poseen los e^-.
Paramgnéticos. Este estado se relaciona con el desapareamiento de e^-.

Ejemplo: El K⁺ ≡ [Ar], será diamagnético por no tener e^- desapareados.

Nota.- Todo ión de transición pierde siempre los e^- de la capa 's', como es el caso del Mn:

Mn 4s² 3d⁵
Mn⁺² d⁵ -↑-- -↑-- -↑-- -↑-- -↑--, en este caso es paramagnético. El paramagnetismo se da mucho en las series 'd'.

- Electronegatividad

La 'electronegatividad' mide la menor o mayor atracción (y por tanto desplazamiento) que un átomom ejerce sobre el par de e^- de un enlace de otro átomo. Ejemplo:

N 2s² 2p³		N
H 1s¹	/	\|	\
	H	H	H

En este ejemplo, se entiende por 'electronegatividad' del H, a la tendencia a atraer hacia él los e^- de esos enlaces.

H^x_xH --------> H - H, es más electronegativo el que atrae más hacia si los e^-.

· Los elementos metálicos tienden a perder e^-, luego tendrán baja electronegatividad. A veces se les denomina 'electropositivos'. E.I. alta; A.E. baja.

· Los no metálicos, poseen una alta electronegatividad. A veces se les llama 'electronegativos'. E.I. alta; A.E. baja.

X = f(P.I., A.E.)

X = electronegatividad; P.I. = Potencial de ionización; A.E. = Afinidad electrónica.

· El Flúor es el elemento más electronegativo.

· Los más electropositivos se encuentran donde el Fr.

· Si tenemos dos elementos, A y B, Y A es más electronegativo que B, entonces A atrae más a los e^-. Esto se representa:

A <---------- B

- Radio atómico:

Los radios atómicos se determinan principalmente por medias de las longitudes de los enlaces. Son, en realidad, valores medios de datos de diversas moléculas que contienen el átomo en estudio.

Dentro de una misma familia, el radio atómico aumenta con Z (es decir, hacia abajo), ya que el número de niveles poblados de electrones crece gradualmente.

Normalmente, en un período disminuye al aumentar Z (hacia la derecha). Ello se debe a que el nivel electrónico más externo es el mismo (aunque cada vez más poblado), pero la carga nuclear aumenta progresivamente, con lo que atrae cada vez más a los e^- perféricos, provocando la concentración a lo largo del período.