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CAPÍTULO II

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICA Y LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 2.1 GENERALIDADES Se sabe que los objetos grandes, como balón de fútbol, avión y tren en movimiento, obedecen las leyes de la mecánica clásica, ya que usándola podemos calcular exactamente su posición, la dirección de su movimiento y su velocidad en cualquier momento; pero las partículas muy pequeñas, como electrones, átomos y moléculas, no; éstas obedecen a la mecánica cuántica que se basa en las propiedades ondulatorias de la materia y en base a ella, el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) estableció, en 1967, el principio de incertidumbre que lleva su nombre “Es imposible determinar el momento y la posición de un electrón (o cualquier otra partícula muy pequeña) de forma simultánea”. Esta teoría y otros conceptos serán estudiados más detalladamente en Química Inorgánica.

2.2 ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS De acuerdo con la mecánica cuántica, cada electrón en un átomo es descrito por cuatro diferentes números cuánticos, tres de los cuales (n, 1 y ml ) especifican la función de onda que da la probabilidad de encontrar el electrón en varios puntos del espacio. Una función de onda para un electrón en un átomo se llama orbital atómico. Un orbital atómico se describe cualitativamente como la región del espacio donde hay una probabilidad elevada de encontrar los electrones. El orbital atómico así descrito tiene una forma definida. Un cuarto número cuántico (ms) se refiere a una propiedad magnética de los electrones llamada espín. Los valores permitidos y la significación general de cada uno de los cuatro números cuánticos de un electrón en un átomo son los siguientes: 1. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) Este número cuántico es aquel del cual depende la energía de un electrón en un átomo; puede tener cualquier valor positivo: 1,2,3 etc. La energía de un electrón en un átomo depende principalmente de n. Mienta más pequeño sean, es menor la energía. En el caso del átomo de hidrógeno o de los iones atómicos de un solo electrón, tales como Li2+ y He+, n es el único número cuántico que determina la energía, la cual está dada por la fórmula de Bohr, E =

∞= ,...3,2,1 2 nnRH .

Para otros átomos, la energía depende también un poco del número cuántico 1. El tamaño de un orbital depende también de n. Mientras mayor sea el valor de n, mayor es el orbital. Los orbitales del mismo estado cuántico se dice que pertenecen a misma capa. Las capas se designan algunas veces por las letras siguientes: Letra K L M N... n 1 2 3 4...

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NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O DEL MOMENTO ANGULAR (1) (LLAMADO TAMBIÉN NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL) Este numero cuántico distingue los orbitales de n dado que tiene formas diferentes; puede tener cualquier valor entero de 0 a n - 1. Dentro de cada capa del numero cuántico n hay diferentes clases de orbitales, cada uno con una forma distintiva denotada por el número cuántico 1. Por ejemplo, si un electrón tiene un número cuántico de 3, los valores posibles para 1 son 0, 1 y 2. Así, dentro de la capa M (n = 3), hay tres clases de orbitales, y cada uno tiene una forma diferente para la región donde sea más probable encontrar al electrón. Aunque la energía de un orbital es determinada sobre todo por el número cuántico n, la energía depende también ligeramente del número cuántico 1 (excepto para el átomo de H). Para un n dado, la energía de un orbital se incrementa con 1. Los orbitales del mismo n, pero diferente 1, se dice que pertenecen a diferentes subcapas de una capa dada. Las diferentes subcapas usualmente se indican por letras como sigue: Letra s p d f g... 1 0 1 2 3 4... Para indicar una subcapa dentro de una capa particular, escribimos el valor del número cuántico n para la capa, seguida de la letra que designa la subcapa. Por ejemplo, 2p, indica una subcapa con números cuánticos n = 2 y 1 = 1. 3. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml) Este número cuántico distingue orbitales de un n y un 1 dados —esto es, de energía y forma dadas, pero que tienen una diferente orientación en el espacio—; los valores permitidos son enteros de —l a +l. Para 1 = 0 (subcapa s), el número cuántico ml permitido es 0 solamente; sólo hay un orbital en la subcapa s. Para 1 = 1 (subcapa p), ml = —1, 0 y +1; hay tres orbitales diferentes en la subcapa p. Los orbitales tienen la misma forma, pero diferentes orientaciones en el espacio. Además, cada orbital de una subcapa dada tiene la misma energía. Note que hay tres orbitales 21+1 en cada subcapa de un número cuántico 1. NÚMERO CUÁNTICO DEL ESPÍN (ms) Este número cuántico se refiere a las dos orientaciones posibles del espín de un electrón; sus valores posibles son + ½ y —½. Un electrón actúa como si estuviera girando sobre su eje, como la Tierra. Tal espín del elec-trón da lugar a una carga eléctrica que girar, lo que podría generar un campo magnético. En esta forma, un electrón se comporta como una pequeña barra magnética, con un polo norte y uno sur. 2.3 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS La función de onda de un átomo depende simultáneamente de todos los electrones del átomo. La ecuación de Schrödinger, que describe una onda estacionaria tridimensional, es mucho más complicada para átomos con más de un electrón que para especies de un electrón, como el hidrógeno, y para los átomos más complicados no es posible una solución explícita de esta ecuación, ni aún para el helio. Por lo tanto debemos fiarnos de

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aproximaciones a las soluciones de la ecuación de Schrödinger para muchos electrones. Usaremos una de las más comunes y útiles, la llamada aproximación del orbital. En esta aproximación se supone que la nube electrónica de un átomo es la superposición de las nubes de carga, u orbitales, que surgen de los electrones individuales; estos orbitales se parecen a los orbitales atómicos del hidrógeno (para los que se conocen las soluciones exactas), Cada electrón se describe por las mismas combinaciones permitidas de números cuánticos (n, l, ml y ms) que se usaron para el átomo de hidrógeno; sin embargo el orden de energías de los orbitales a menudo es diferente del existente en el hidrógeno. Examinemos ahora las estructuras electrónicas de los átomos de diferentes elementos. La distribución electrónica que describiremos para cada átomo se denomina la configuración electrónica del estado fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado de energía más bajo, o no excitado. Consideraremos los elementos en orden creciente de número atómico, usando como guía la tabla periódica. En la construcción de las configuraciones electrónicas del estado fundamental, la idea que nos guía es que la energía total del átomo es lo más baja posible. Para determinar estas configuraciones usaremos como guía el Principio de Aufbau (del alemán construir): Cada átomo se «construye» 1) añadiendo el número apropiado de protones y neutrones especificados por el número atómico y el número de masa y 2) añadiendo el número necesario de electrones en los orbitales de forma que den la energía total más baja para el átomo. Cuando apliquemos este principio, nos centraremos en la diferencia de distribuciones electrónicas entre un elemento dado y el elemento con un número atómico una unidad inferior. Aunque no siempre se indique, debemos tener en cuenta que el número atómico (la carga del núcleo) también difiere. Subrayaremos el electrón particular que distingue cada elemento del anterior; sin embargo, recordaremos que esta distinción es artificial, porque los electrones realmente no son distinguibles. Los orbitales aumentan de energía al aumentar el valor del número cuántico n. Para un valor dado de n, la energía aumenta con el valor creciente de l. En otras palabras, en un particular nivel de energía principal, el subnivel s es el de energía más baja, el subnivel p es el siguiente, luego el d, luego el f, y así sucesivamente. Como resultado de los cambios en la carga nuclear y las interacciones entre los electrones en el átomo, el orden de energías de los orbitales puede variar algo de un átomo a otro. El orden de energías habitual para los orbitales de un átomo y un diseño útil para recordar este orden se muestra en la Figura 2.2. El espín electrónico es crucial para comprender las estructuras electrónicas de los átomos. En 1925, el físico nacido en Austria, Wofgang Pauli (1900-1958) descubrió el principio que gobierna el arreglo de los electrones en los átomos de muchos electrones. El principio de exclusión de Pauli establece que no pueden haber dos electrones en un mismo átomo, que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos n, 1, ml y ms. Para un orbital dado (ls, 2p u otro), los valores de n, l y ml son fijos. Así, si queremos acomodar más de un electrón en un mismo orbital y satisfacer el principio de

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exclusión de Pauli, nuestra única opción es asignar valores diferentes a ms para los electrones. Como solamente puede haber dos de estos valores, llegamos a la conclusión que un orbital puede contener un máximo de dos electrones, y que ellos deben tener espines opuestos. Esta restricción proporciona la clave para uno de los más grandes problemas en química —comprende la estructura de la tabla periódica de los elemen-tos—. Nos referiremos a este tema más adelante. Podemos resumir cualquier configuración electrónica escribiendo el símbolo de la subcapa ocupada y agregando un índice que indique el número de electrones en esa subcapa. Por ejemplo, para el litio se escribe 1s22s2, y se lee “uno ese dos, dos ese dos”. También podemos indicar el arreglo de los electrones en la siguiente forma:

Li [ ] [ ]↑↑↓ 1s 2s

Figura 2.2 Diagrama nemotécnico para el orden de construcción (Regla de la diagonal)

En esta representación, el llamado diagrama de orbitales, cada orbital se representa por una caja y cada electrón por una flecha, la cual si apunta hacia arriba (↑ ) representa un electrón con un número cuántico de espín positivo (ms = ±½), y una flecha apuntando hacia abajo (↓ ) representa un electrón con un número cuántico de espín negativo (ms = ½). Esta representación pictórica del espín de los electrones es muy conveniente. En efecto, los químicos y los físicos se pueden referir a electrones como “espín hacía arriba” y “espín hacia abajo” más que al valor de ms.

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Se dice que los electrones que tienen espines opuestos se encuentran apareados cuando están en el mismo orbital. Un electrón no apareado no está acompañado por su compañero de espín opuesto. En el átomo de litio, los dos electrones del orbital ls están apareados y el electrón del orbital 2s no está apareado. Escritura de configuraciones electrónicas Es importante considerar cómo cambian las configuraciones electrónicas de los elementos a medida que nos movemos de un elemento a otro a través de la tabla periódica. El hidrógeno tiene un electrón, el cual ocupa el orbital ls en su estado basal: H [ ]↑ : 1s1 La elección del electrón con espín hacia arriba es arbitraria; podíamos igualmente mostrar el estado basal con un electrón con espín hacia abajo en el orbital ls. El elemento siguiente, helio, tiene dos electrones. Debido a que los dos electrones con espines opuestos pueden ocupar un orbital, ambos electrones del helio están en el orbital ls: He [ ]↑↓ : 1s2

Los dos electrones del helio llenan la primera capa. Este arreglo representa una configuración muy estable, como lo evidencia la inactividad química del helio. La configuración electrónica del litio y de varios elementos que lo siguen en la tabla periódica se presenta en la tabla 2.1. El cambio en el número cuántico principal para el tercer electrón del litio representa un gran salto en energía y un salto correspondiente en la distancia promedio del electrón al núcleo. Representa el principio de una nueva capa de electrones. Como se puede apreciar examinando la tabla periódica, el litio representa el principio de una nueva hilera en la tabla periódica. Es el primer miembro de la familia de los metales alcalinos (grupo 1 A). El elemento que sigue al litio es el berilio; su configuración electrónica es 1s22s2 (Tabla 2.1). El boro, número atómico 5, tiene la configuración electrónica 1s22s22p1. El quinto electrón está colocado en un orbital 2p porque el orbital 2s ya está lleno. Como los tres orbitales 2p son de igual energía, no tiene importancia cual de los orbitales 2p está ocupado. Con el siguiente elemento, el carbono, llegamos a una situación nueva. Sabemos que el sexto electrón debe ir en un orbital 2p. Sin embargo ¿este electrón debe ir en el orbital 2p que ya tiene un electrón, o en alguno de los otros? Esta pregunta se responde con la regla de Hund, la cual establece que para los orbitales degenerados el estado de menor energía se logra cuando el número de electrones con el mismo espín es el máximo. Esto significa que los orbitales tendrán un solo electrón siempre que esto sea posible, y que los electrones tendrán espines paralelos. Así, para que un átomo de carbono pueda lograr su menor energía, los dos electrones 2p tendrán el mismo espín. Para que esto suceda, los electrones deben estar en diferentes orbitales 2p, como se muestra en la tabla 2.1. Vemos que un átomo de carbono en su estado basal tiene dos electrones desapareados. Del mismo modo, para el nitrógeno en su estado basal. La regla de Hund

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requiere que los tres electrones 2p ocupen diferentes orbitales. Esta es la única forma en que los tres electrones pueden tener el mismo espín. Para el oxígeno y para el flúor, necesitamos colocar cuatro y cinco electrones, respectivamente, en los orbitales 2p. Para lograr esto, debemos aparear un par de electrones en los orbitales 2p, como vemos en el ejemplo 2.1.

Tabla 2.1 Configuración electrónica de varios elementos

La regla de Hund se basa en el hecho de que los electrones se repelen uno al otro. Al ocupar diferentes orbitales, los electrones permanecen tan alejados uno de otro como es posible, minimizando las repulsiones electrón-electrón. Regresando a nuestro examen de las configuraciones electrónicas, ahora tenemos al neón, el último miembro de la segunda hilera. El neón tiene diez electrones. Dos electrones llenan el orbital ls, dos electrones llenan el orbital 2s, y los restantes seis electrones llenan los orbitales 2p. La configuración electrónica es, entonces 1s22s22p6

(Tabla 2.1). En el neón, todos los orbitales con n =2 están llenos. La configuración representada por los orbitales 2s y 2p llenos con los ocho electrones es muy estable. Como resultado, el neón es muy poco reactivo. Lewis observó que el octeto de electrones (ocho) en la capa más externa de un átomo o de un ion, representa un arreglo particularmente estable. El sodio, número atómico 11, inicia una nueva hilera de la tabla periódica. El sodio tiene un electrón 3s además de la configuración estable del neón. Podemos abreviar la configuración electrónica del sodio en la forma siguiente:

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Na [Ne]3s1 El símbolo [Ne] representa la configuración electrónica de los diez electrones del neón, 1s22s22p6. Al escribir la configuración electrónica de esta manera se enfoca la atención en los electrones más externos del átomo, que son los responsables del comportamiento químico de un elemento. Por ejemplo, podemos escribir la configuración electrónica del litio como sigue: Li [He]2s1 Si comparamos ésta con la configuración electrónica del sodio, es fácil apreciar por qué el litio y el sodio son químicamente semejantes: Tienen el mismo tipo de configuración electrónica de la capa exterior. Todos los miembros de la familia de los metales alcalinos (grupo 1 A) tienen un solo electrón después de la configuración de un gas noble. Los electrones de la capa externa se les llama electrones de valencia. Los electrones de las capas internas se llaman electrones internos.

Ejemplo 2.1 Dibuje el diagrama de orbitales para la configuración electrónica del oxigeno, número atómico 8. Solución: El orden de los orbitales es 1s, 2s, 2p. Deben ir dos electrones en los orbitales ls y 2s. Esto deja cuatro electrones para los tres orbitales 2p. De acuerdo a la regla de Hund, ponemos un electrón en cada uno de los orbitales 2p hasta que los tres electrones estén uno en cada orbital. El cuarto electrón debe estar apareado con alguno de los tres electrones que ya están en un orbital 2p, de modo que la representación correcta es: [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ][↑ ][↑ ] ls 2s 2p La configuración electrónica correspondiente se escribe 1s22s22p4 o [He]2s22p4. Los electrones 1s2 o [He] son los electrones de la capa interna o electrones internos del átomo de oxígeno. Los electrones 2s22p4 son la capa externa o electrones de valencia.

El elemento noble argón marca el final de la hilera que se inicia por el sodio. La configuración del argón es 1s22s22p63s23p6. El elemento que sigue al argón en la tabla periódica es el potasio (K) número atómico 19. En todas sus propiedades químicas, el potasio es claramente un miembro de la familia de los metales alcalinos Los hechos experimentales respecto de las propiedades del potasio no dejan ninguna duda de que el electrón más externo de este elemento ocupa un orbital s. Pero esto significa que el electrón de energía máxima no ha ocupado un orbital 3d, como esperaríamos. En este caso el orden de los niveles de energía es tal que el orbital 4s es inferior en energía al 3d. Después de llenar el orbital 4s (lo que ocurre en el átomo de calcio), el siguiente conjunto de orbitales equivalentes que se debe llenar es el 3d. Del escandio hasta el cinc, se adicionan electrones a los 5 orbitales 3d hasta que se llenan. Así, la cuarta hilera de la tabla periódica es diez elementos más amplia que las hileras anteriores. Estos diez elementos se conocen con el nombre de elementos de transición o metales de

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transición. En la tabla 2.2 se incluye una lista completa de las configuraciones basales de los elementos.

Tabla 2.2 Configuración electrónica de los elementos

Excepciones al principio de construcción Como ya se ha dicho, el principio de construcción reproduce correctamente la mayor parte de las configuraciones del estado basal. Sin embargo, hay algunas excepciones, y el cromo (Z= 24) es la primera que encontramos. El principio de construcción predice la configuración [Ar] 3d44s2 aunque la configuración correcta encontrada experimental-mente es [Ar]3d54s1. En realidad estas dos configuraciones están muy cercanas en ener-gía total debido a la proximidad de las energías en los orbitales 3d y 4s. Por esta razón,

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pequeños efectos pueden influir en el hecho de cuál de las dos configuraciones realmente, tiene menor energía. El cobre (Z = 29) es otra excepción del principio de construcción, el cual predice al cobre la configuración [Ar]3d94s2, aunque experimentalmente se muestra que la configuración del estado basal es IArI3d104s1. No necesitamos profundizar en estas excepciones más allá de hacer notar que ocurren. Lo que hay que recordar es que la configuración predicha por el principio de cons-trucción está muy cercana en energía a la configuración del estado basal (y esto cuando no es el estado basal). La mayor parte de las conclusiones cualitativas referentes a la química de un elemento no se ven afectadas al deducirlas de la configuración dada por el principio de construcción.

3.4 LA TABLA PERIÓDICA. “La tabla periódica es una de las primeras cosas que encuentra un estudiante de Química. Aparece invariablemente en libros de texto, aulas y laboratorios. Los científicos la consideran una referencia indispensable. En los 1860 había poca información disponible para ilustrar la relación entre los elementos. Solo 62 de ellos habían sido distinguidos de otras sustancias más complejas, cuando Mendeleev anunció por primera vez su descubrimiento de la Ley Periódica en 1869. Sin embargo, cuando se hicieron nuevos avances en la teoría atómica y nuevos experimentos contribuyeron a la comprensión del comportamiento químico, algunos científicos empezaron a ver semejanzas y patrones entre los elementos. En 1869 Lothar Meyer y Dimitri Mendeleev publicaron independientemente versiones similares de la hoy famosa tabla periódica. El descubrimiento de Mendeleev fue el resultado de mucho trabajo. Recogió información de los elementos en todos los rincones de la Tierra, por correspondencia con colegas, estudiando libros y artículos, y repitiendo experimentos para confirmar los datos. Colocó la estadística de cada elemento en una pequeña cartulina, y las pinchó en la pared de su laboratorio, donde las colocó y revolcó muchas veces hasta que estuvo seguro de que estaban en el orden correcto. Mendeleev observó que en la tabla faltaban algunos elementos. Predijo las propiedades de estas sustancias (galio, escandio y germanio). Desde su nacimiento en 1869, la tabla periódica ha sido discutida y revisada muchas veces. Descubrimientos espectroscópicos y de otro tipo han llenado los huecos dejados por Mendeleev y añadido una nueva columna, consistente en los gases nobles. Cuando los científicos aprendieron más sobre la estructura atómica, la base de la ordenación se cambió del peso atómico al número atómico. Durante el siglo pasado la Química se ha vuelto una ciencia en rápido avance en la que los métodos y los instrumentos a menudo quedan anticuados en pocos años. Pero es dudoso que nuestra vieja amiga, la tabla periódica, se vuelva obsoleta. Puede ser modificada, pero siempre permanecerá como la manifestación de las relaciones básicas en Química y como monumento a la sabiduría de su creador, Dimitri Mendeleev”1 1 Lisa L. Sauders. Estudiante graduada. Universidad de California, Berkeley.

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En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev (1834-1907) y el químico alemán J. Lothar Meyer (1830-1895), trabajando independientemente, hicieron descubrimientos similares. Encontraron que cuando acomodaban los elementos en orden de peso atómico, los podían colocar en hileras horizontales, una hilera debajo de la otra, de modo que los elementos en cada columna vertical tienen propiedades similares. Una organización tabular de los elementos en hileras y en columnas, en la que resalta la repetición regular de las propiedades de los elementos, se llama tabla periódica. Determinaciones más exactas de los pesos atómicos revelaron discrepancias en este ordenamiento de los elementos. No obstante, en la primera parte de este siglo se demos-tró que los elementos están caracterizados por sus números atómicos, más que por sus pesos atómicos. Cuando los elementos en la tabla periódica son ordenados por números atómicos, las discrepancias se desvanecen. El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de sus átomos, que también es exactamente igual al número de electrones. Este número es fundamental para la identidad de cada elemento puesto que se relaciona con el carácter eléctrico de los átomos. Una versión moderna de la tabla periódica, con los elementos acomodados por número atómico, se presenta en la Figura 2.3. Cada cuadro en lista el número atómico, el símbolo atómico y el Peso atómico de un elemento. Esta es una forma conveniente de tabular la información, y el lector debe familiarizarse con ella empleando la tabla periódica con frecuencia. De lo anterior se puede tomar como conclusión que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. La estructura básica de la tabla periódica es su división en hileras y columnas Las columnas verticales se denominan grupos o familias, y las filas horizontales o hileras, períodos. Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, mientras que en un período tienen propiedades que varían progresivamente a lo largo de la tabla. Varios grupos de elementos tienen nombres comunes que se usan tan frecuentemente que deben aprenderse. Los elementos del Grupo lA, excepto H, se denominan metales alcalinos, y los del Grupo IIA, metales alcalinotérreos. Los elementos del Grupo VIlA se denominan halógenos, que significa «formadores de sales», y los del grupo 0, gases nobles (o raros). El primer periodo de elementos es corto, y consiste solamente en hidrógeno (H) y helio (He). El segundo periodo tiene 8 elementos, empieza con litio (Li) y termina con neón (Ne). Entonces hay otro periodo de 8 elementos, y es seguido de un periodo que tiene 18 elementos, el cual comienza con potasio (K) y termina con kriptón (Kr). El quinto periodo también tiene 18 elementos. El sexto periodo consiste de 32 elementos pero con el fin de que la hilera se ajuste a una página, parte de él aparece debajo de la tabla. De otro modo la tabla tendría que extenderse, con los elementos adicionales colocados después del lantano (La, número atómico 57). El séptimo periodo, aunque no está completo, también tiene algunos de sus elementos colocados como una hilera al final de la tabla.

Usualmente los grupos están numerados. La numeración vista frecuentemente en américa marca los grupos con numerales romanos y las letras A y B. En Europa se ha usado una convención similar, pero algunas columnas tienen intercambiadas las tras A y B. Para eliminar esta confusión, la Unión Internacional de Química Pura Aplicada (IUPAC, por sus siglas en inglés) ha sugerido una convención en la cual las columnas son numeradas del 1 al 18. En la Figura 2.3 se muestran las convenciones tradicionales de américa y la de la IUPAC. Cuando nos referimos a un elemento por su grupo periódico, usaremos la convención tradicional americana. Entonces los grupos A son llamados grupos principales (o representativos) de elementos; entonces los grupos B se denominan elementos de transición. Las dos hileras de elementos de la parte inferior de

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la tabla se denominan elementos de transición interna (la primera hilera se nombra la de los lantánidos; la segunda hilera se menciona como los actínidos). Metales, no metales y metaloides Los elementos de la tabla periódica en la figura 6.1 están divididos por una línea como “escalera”, gruesa, en metales a la izquierda y no metales a la derecha. Un metal es una sustancia que tiene un lustre característico, o brillo, y generalmente es un buen conduc-tor del calor y la electricidad. Excepto para el mercurio, los elementos metálicos son sólidos a la temperatura ambiente (alrededor de 200C). Son más o menos maleables (pueden ser martillados en láminas) y dúctiles (pueden ser estirados en alambres).

Figura 2.3 La tabla periódica

Un no metal es un elemento que no presenta las características de un metal. La mayor parte de los no metales son gases (por ejemplo, cloro y oxígeno) o sólidos (por ejemplo, fósforo y azufre). Los no metales sólidos usualmente son sustancias duras, quebradizas. El bromo es el único no metal líquido. El carácter metálico aumenta de arriba abajo y de derecha a izquierda con respecto a la posición en la tabla periódica.

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Las propiedades físicas y químicas que distinguen metales de no metales se resumen en las tablas 2.3 y 2.4. La mayor parte de los elementos que bordean la línea escalonada de la tabla periódica (figura 2.1) son metaloides, o semimetales. Un metaloide, o semimetal, es un elemento que tiene propiedades metálicas y no metálicas. Estos elementos, por ejemplo el silicio (Si) y el germanio (Ge), son buenos semiconductores —elementos que, cuando están puros, son malos conductores de la electricidad a temperatura ambiente, pero a temperaturas superiores se convierten en conductores moderadamente buenos. El carácter no metálico aumenta de abajo arriba y de izquierda a derecha en la tabla periódica.

Tabla 2.3 Algunas propiedades químicas de metales y no metales

Metales No metales 1 Las capas externas contienen pocos electrones, habitualmente tres o menos. 2. Forman cationes (iones positivos) por pérdida de electrones. 3. Forman compuestos iónicos con no metales. 4. Estado sólido caracterizado por enlace metálico.

1. Las capas externas contienen cuatro o más

electrones*

2. Forman aniones (iones negativos) por ganancia de electrones**.3. Forman compuestos iónicos con metal y compuestos moleculares (covalentes) con otros no metales 4. Moléculas enlazadas covalentemente; los gases nobles son monoatómicos

*Excepto hidrógeno y helio. ** Excepto los gases nobles.

Tabla 2.4. Algunas propiedades físicas de metales y no metales

Metales No metales 1. Alta conductividad eléctrica que disminuye al aumentar la temperatura2. Alta conductividad térmica 3. Brillo gris metálico o plateado * 4. Casi todos son sólidos**

5. Maleables (pueden laminarse). 6. Dúctiles (pueden estirarse en hilos).

1. Baja conductividad eléctrica (excepto carbono en forma de grafito). 2. Buenos aislantes del calor (excepto carbono en forma de diamante) 3. Sin brillo metálico 4. Sólidos, líquidos o gases 5. Frágiles en estado sólido 6. No dúctiles

* Excepto cobre y oro ** Excepto mercurio; cesio y galio funden al calor de la mano (protegida). 2.5 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Los científicos buscan constantemente formas de organizar los hechos para identificar semejanzas y tendencia entre ellos. La semejanza en la estructura electrónica de los elementos lleva a muchas similitudes en sus propiedades. Ahora se expondrán algunas

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ideas sobre la naturaleza de la periodicidad. El conocimiento de la periodicidad es valioso para comprender el enlace en los compuesto simples. Muchas propiedades físicas, como los puntos de fusión, los punto de ebullición y los volúmenes atómicos, muestran variaciones periódicas. Las variaciones de estas propiedades dependen de las configuraciones electrónicas, especialmente las configuraciones de 1a capa más externa ocupada, y de lo alejada que está esa capa del núcleo. 2.5.1 Radios atómicos: Anteriormente se describió los orbitales atómicos individuales en términos de probabilidades de distribución de los electrones en ciertas regiones del espacio. Similarmente, podemos visualizar la nube electrónica total que rodea un núcleo atómico como algo indefinido. Con frecuencia pensamos que los átomos son objetos esféricos con límites bien definidos pero no podemos aislar un átomo solo y medir su diámetro de la forma en que podemos medir el diámetro de una pelota de fútbol. Para propósitos prácticos, el tamaño de un átomo individual no puede definirse únicamente. Se necesita una aproximación indirecta. El tamaño de un átomo se determina por su entorno inmediato, especialmente su interacción con átomos circundantes. Por analogía, supongamos que disponemos unas canicas de forma orde-nada en una caja. Si sabemos como están colocadas, el número de canicas, y las dimensiones de la caja, podemos calcular el diámetro de una canica individual. Podemos definir el radio de un átomo (radio atómico) como el radio de una esfera que tiene las longitudes de enlace observada cuando las esferas apenas se toca una a la otra. La aplicación de este razonamiento a sólidos y sus densidades nos conduce a valores de los tamaños atómicas de muchos elementos. En otros casos, derivamos los radios atómicos de las distancias observadas entre átomos que están combinados entre sí. Por ejemplo, la distancia entre los centros atómicos (núcleos) en la molécula C12 es 1,98 Å (Recuerde que un Å es igual a 10-10 m o 0,1 nm (nanómetro)). Tomamos el radio de cada átomo Cl como la mitad de la distancia interatómica, 0,99 Å Los datos obtenidos de muchas de esas medidas se recogen para indicar los tamaños relativos de los átomos individuales.

En la parte superior de la Figura 2.4 se muestran los tamaños relativos de los átomos de los elementos representativos y gases nobles. Se observa la periodicidad de los radios atómicos. Sin olvidar que estos valores son inexactos, debido al método utilizado para obtenerlo, se pueden deducir algunas tendencias interesantes:

Dentro de cada grupo (columna) el radio atómico tiende a aumentar yendo de arriba hacia abajo.

Dentro de cada periodo (hilera), el radio atómico tiende a disminuir yendo de izquierda a derecha.

Las anteriores reglas son el resultado de dos factores que determinan el tamaño del orbital más externo: su número cuántico principal y la carga nuclear efectiva que actúa sobre sus electrones. Es lógico que al aumentar el número cuántico principal, aumenta

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el tamaño del orbital; al aumentar la carga nuclear efectiva se reduce el tamaño. Más adelante aclararemos un poco al respecto.

La carga nuclear efectiva, Zef, experimentada por un electrón en un nivel de energía externo es menor que la carga nuclear real, Z (número de protones). Esto es debido a que la atracción de los electrones de la capa externa por el núcleo está parcialmente compensada por la repulsión de estos electrones de la capa externa por los electrones de las capas internas ocupadas. Decimos que los electrones en los conjuntos de niveles de energía ocupados apantallan o escudan a los electrones de los niveles de energía externos del efecto completo de la carga nuclear. Este efecto de apantallamiento, o escudo, nos ayuda a comprender muchas tendencias periódicas de las propiedades atómicas. Consideremos los metales del Grupo IA, Li—Cs. El litio, elemento número tres, tiene dos electrones en un nivel de energía ocupado, 1s2, y un electrón en el orbital 2s, 2s1. El electrón en el orbital 2s está bastante eficazmente apantallado del núcleo por los dos electrones del orbital ocupado ls, con la configuración del He. El electrón en el orbital 2s «siente» una carga nuclear efectiva de alrededor de 1 +, y no la carga nuclear completa 3+. El sodio, elemento número 11, tiene 10 electrones en los conjuntos de orbitales ocupados, 1s22s22p6, la configuración del Ne. Estos diez electrones de una configuración de gas noble apantallan (escudan) bastante eficazmente del núcleo su electrón externo (3s1). Así, el electrón 3s en el sodio también «siente» una carga nuclear efectiva de alrededor de 1 + mejor que 11 +. Un átomo de sodio es mayor que un átomo de litio porque 1) la carga nuclear efectiva es aproximadamente la misma para ambos átomos y 2) el electrón «externo» en un átomo de sodio está en el tercer nivel de energía. Un argumento similar explica por qué los átomos de potasio son mayores que los de sodio.

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Figura 6.4 Radios atómicos de algunos elementos.

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En un grupo de elementos representativos, los radios atómicos aumentan de arriba abajo conforme se añaden electrones a los niveles de energía superiores. Cuando nos movemos de izquierda a derecha a través de un período en la tabla periódica, los radios atómicos de los elementos representativos disminuyen conforme se añade un protón al núcleo y un electrón a un particular nivel de energía. La Figura 2.4 muestra la tendencia.

Aumento

Figura 2.4 Tendencia de los radios atómicos según su posición en la tabla periódica Cuando nos movemos a través de la tabla periódica, los átomos se vuelven más pequeños debido a las cargas nucleares efectivas crecientes. Consideremos los elementos de B (Z = 5, 1s22s22p1) a F (Z 9, 1s22s22p5). En B hay dos electrones en una configuración de gas noble, 1s2, y tres electrones en un segundo nivel de energía, 2s22p1. Los dos electrones de la configuración de gas noble apantallan bastante eficazmente el efecto de dos protones del núcleo. Así los electrones del segundo nivel de energía de B «sienten» una carga nuclear efectiva de aproximadamente 3+. Por argumentos similares, vemos que en el carbono (Z = 6, 1s22s22p2), los electrones en el segundo nivel de energía «sienten» una carga nuclear efectiva de aproximadamente 4+. Así esperamos que los átomos C sean menores que los átomos B, y así es. En el nitrógeno (Z = 7, 1s22s22p3) los electrones del segundo nivel de energía «sienten» una carga nuclear efectiva de aproximadamente 5+, y los átomos N son menores que los átomos C. Para los elementos de transición, las variaciones no son tan regulares porque los electrones están siendo añadidos a una capa interna. Todos los elementos de transición tienen radios más pequeños que los elementos precedentes de los Grupos IA y IIA del mismo período. Ejemplo 2.2 Disponer los siguientes elementos en orden de radios atómicos crecientes. Justificar ese orden. Cs, F, K, Cl Solución: La estrategia es ubicar los elementos en la tabla periódica y analizar sus tendencias. K y Cs son los dos metales del Grupo IA, mientras que F y Cl son halógenos (no metales VIlA). Las Figura 6.4 y 6.5 muestra que los radios atómicas aumentan

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cuando se desciende en un grupo, así que K <Cs y F <Cl. Los radios atómicas disminuyen de izquierda a derecha. Luego el orden de radios atómicos crecientes es F < Cl < K < Cs. Ejemplo 2.3 Disponer los siguientes elementos en orden de radios atómicos decrecientes. Justificar ese orden. Ba, O, Se, Sr Solución: O y Se son del Grupo VIA, mientras que Ba y Sr son del grupo IIA. Las Figura 6.4 y 6.5 muestra que los radios atómicas aumentan cuando se desciende en un grupo, así que O < Se y Ba > Sr. Los radios atómicas disminuyen de izquierda a derecha. Luego el orden de radios atómicos decrecientes es Ba < Sr < Se < O. 2.5.2 Energía de ionización: La primera energía de ionización (EI1), también llamado primer potencial de ionización, es la mínima cantidad de energía necesaria para separar el electrón menos fuertemente unido, el de mayor energía o el más externo, de un átomo gaseoso aislado, para formar un ion con carga 1 +. Para el calcio, por ejemplo, la primera energía de ionización, EI1, es 590 kJ mol-1 de acuerdo a la siguiente reacción:

Ca(g) + 590 kJ⇒ Ca+ (g) + e-

La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía necesaria para separar el segundo electrón. Para el calcio puede representarse como

Ca(g) + 1.145 kJ ⇒Ca2+ (g) + e- Para un elemento dado, El2 es siempre mayor que EI1 porque siempre es más difícil separar un electrón de un ion cargado positivamente que del correspondiente átomo neutro. La Figura 2.6 da las primeras energías de ionización y la 2.7 muestra la tendencia según la posición de los elementos en la tabla periódica. Hay excepciones en los grupos IIIA y VIA.

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Figura 2.6 Primeras energías de ionización (kJ mol-1)

Aumento

Figura 2.7 Tendencia de las primeras energías de ionización.

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La tabla 2.5 muestra las energías sucesivas de ionización de los primeros 10 elementos

notándose que a medida que se remueven los electrones, se aumenta considerablemente

el valor de la energía y cuando cruzan la línea se presenta un gran incremento debido a

que al ser removidos los electrones de valencia, se obtiene una configuración de gas

noble.

Tabla 2.5 Energías sucesivas de ionización (kJ mol-1)

Las energías de ionización miden cuan fuertemente están unidos los electrones a los

átomos. La ionización siempre requiere energía para separar un electrón de la fuerza

atractiva del núcleo. Energías de ionización bajas indican facilidad para la separación de

electrones, y por tanto fácil formación del ion positivo (catión). Los elementos con

energías de ionización (EI) bajas pierden electrones fácilmente para formar cationes.

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Los gases nobles tienen las primeras energías de ionización más altas. Esto no debe sorprender, porque los gases nobles se sabe que son elementos muy pocos reactivos. Se necesita más energía para separar un electrón de un átomo de helio (ligeramente menos que 4,0 x 10-18 J/átomo o 2372 kJ mol-1) que para separarlo de un átomo neutro de cualquier otro elemento.

He(g) + 2372 kJ ⇒He+ (g) + e-

. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización nos ayuda a predecir si es probable que un elemento forme compuestos iónicos o moleculares (covalentes). Los elementos con energías de ionización bajas forman compuestos iónicos al perder electrones para formar cationes (iones cargados positivamente). Los elementos con energías de ionización intermedias generalmente forman compuestos moleculares compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con muy altas energías de ionización, por ejemplo, de los Grupos VIA y VIlA, a menudo ganan electrones para formar aniones (iones cargados negativamente). Un factor que favorece que un átomo de un elemento representativo forme un ion monoatómico en un compuesto es la formación de una configuración estable de gas noble. Las consideraciones energéticas son consistentes con esta observación. Por ejemplo, cuando un mol de Li, del Grupo IA, forma un mol de iones Li+, absorbe 520 kJ por mol de átomos Li. El valor de EI2 es 14 veces mayor, 7298 kJ mol-1, y es prohibitivamente grande para la formación de iones Li2+ en condiciones ordinarias.

Ejemplo 2.4 Disponer los siguientes elementos en orden de primeras energías de ionización crecientes. Justificar ese orden. Na, Mg, Al, Si Solución: La estrategia para resolver este tipo de problemas consiste en analizar la posición del elemento en la tabla periódica de acuerdo a las figuras 6.6 y 6.7 que muestran que las primeras energías de ionización generalmente aumentan de izquierda a derecha, pero hay excepciones en los Grupos IIA y VIA. Al es un elemento IIA con sólo un electrón en sus orbitales p más externos 1 s22s22p1. En la representación de las primeras EI frente al número atómica hay una ligera caída en el Grupo IIA. El orden de primeras energías de ionización crecientes es Na < Al < Mg < Si.

Ejemplo 2.5 Disponer los siguientes elementos en orden de primeras energías de ionización decrecientes. Justificar ese orden. Rn, K, Cs, Ne

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Solución: El Rn y el Ne son gases nobles y el K y Cs son del grupo IA. Al analizar la tendencia de la tabla periódica Figuras 6.6 y 6.7, concluimos que el orden de primeras energías de ionización decreciente es Ne >Rn >K >Cs 2.5.3 Afinidad electrónica. Los átomos no solo pierden electrones para formar iones con carga positiva, también ganan electrones para formar iones con carga negativa. La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define corno la cantidad de energía absorbida cuando se añade un electrón a un átomo aislado gaseoso para formar un ion con carga 1-. La convención internacional es asignar un valor positivo cuando la energía se absorbe (reacción endotérmica) y un valor negativo cuando se libera la energía (Reacción exotérmica). Para la mayoría de los elementos la energía se absorbe. Podemos representar las afinidades electrónicas del berilio y del cloro como: Be(g) + e- + 241 kJ ⇒Be- (g) ΔE = 241 kJ mol-1 Cl(g) + e- ⇒Cl- (g) + 348 kJ ΔE = -348 kJ mol-1

La primera ecuación nos dice que cuando un mol de átomos de berilio gaseosos gana un electrón cada uno para formar iones gaseosos Be-, se absorben (endotérmico) 241 kJ mol-1 de iones. La segunda ecuación nos dice que cuando un mol de átomos gaseosos de cloro gana un electrón cada uno para formar iones cloruro gaseosos, se liberan (exotérmico) 348 kJ de energía. Las Figuras 2.8 y 2.9 muestran una representación de afinidad electrónica frente a número atómica para varios elementos. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones

para formar iones negativos (aniones).

Afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo, como «energía de ionización», pero es difícil de medir. Por muchas razones, las variaciones de las afinidades electrónicas a lo largo de un período no son regulares. La tendencia general es: las afinidades electrónicas de los elementos se vuelven más negativas de izquierda a derecha en cada período. Son excepciones notables los elementos de los Grupos IIA y VA, que tienen valores menos negativos (más positivos) de lo que sugiere la tendencia (Figura 2.8). Es muy difícil añadir un electrón a un átomo de un metal IIA porque su nivel s más externo está ocupado. Los valores para los elementos VA son ligeramente menos negativos de lo esperado a causa de que se aplican a la adición de un electrón a un conjunto relativamente estable de orbitales np semiocupados (ns2 np3 ⇒ ns2np4). Siempre se requiere energía para acercar una carga negativa (electrón) a otra carga negativa (anión). Así, la adición de un segundo electrón a un anión 1- para formar un anión con una carga 2- es siempre endotérmica. Las afinidades electrónicas de aniones son siempre positivas. Ejemplo 2.5 Disponer los siguientes elementos en orden de valores de afinidades electrónicas crecientes, es decir, de más negativos a más positivos. K, Br, Cs, Cl

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Solución: La estrategia para resolver este tipo de problemas, también es la de ubicar los elementos en la tabla periódica y analizar su tendencia. Las figuras 6.8 y 6.9 muestran que, a través de un período, los valores de la afinidad electrónica generalmente se hacen más negativos de izquierda a derecha, con excepciones principales en los Grupos IIA (Be) y VA (N). Generalmente se hacen más negativas de abajo arriba, luego el orden de valores crecientes de afinidades electrónicas es: (ΔE más negativa) Cl < Br < K < Cs (ΔE menos negativa) Ejemplo 2.6 Disponer los siguientes elementos en orden de valores de afinidades electrónicas decrecientes, es decir, del más positivo a más negativo. Ca, F, Ba, I Solución: Con el uso de las figuras 2.8 y 2.9 se puede concluir que: (ΔE menos negativa) Ca < Ba < I < F (ΔE más negativo)

2.5.4 Radios iónicos. Muchos elementos del lado izquierdo de la tabla periódica reaccionan con otros elementos perdiendo electrones para formar iones cargados positivamente. Cada uno de los elementos del Grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs) tiene sólo un electrón en su nivel de energía más alto (configuración electrónica .. ns1). Estos elementos reaccionan con otros elementos perdiendo un electrón para conseguir configuraciones de gas noble. Forman los iones Li+, Na+, K+, Rb+ y Cs+. Un átomo de litio neutro, Li, contiene tres protones en su núcleo y tres electrones, con su electrón más externo en el orbital 2s. Sin embargo, un ion litio, Li+, contiene tres protones en su núcleo pero sólo dos electrones, ambos en el orbital ls. Así un ion Li+ es mucho más pequeño que un átomo neutro Li, lo cual es lógico por que el radio iónico disminuye de 1,52 a 0,60 Å Las especies isoelectrónicas tienen el mismo número de electrones. Vemos que los iones formados por los elementos del Grupo IIA (Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+) son significativamente menores que los iones isoelectrónicos formados por los elementos del Grupo IA del mismo período. El radio del ion Li+ es 0,60 Å, mientras que el radio del ion Be2+ es sólo 0,31 Å Los radios iónicos observados (ver Figura 2.4) verifican esta predicción. En resumen,

1. Los iones simples cargados positivamente (cationes) son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que se forman.

2. Los iones simples cargados negativamente (aniones) son siempre más grandes que los átomos neutros de los que se forman.

3. En series isoelectrónicas de iones, los radios jónicos disminuyen al aumentar el número atómico porque aumenta la carga nuclear.

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Ejemplo 2.7 Disponer los siguientes iones en orden de radios iónicos crecientes: (a) Ca2+ K+, Al3+; (b) S2- ,Cl-, Te2-. Solución: Al ubicar los elementos en la tabla periódica, Figura 2.4, esta nos muestra que los radios iónicos aumentan de derecha a izquierda a través de un período y de arriba abajo en un grupo y (a) Los cationes son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que se forman, luego: Al3+ <Ca2+ <K+ y (b) Los aniones son siempre más grandes que los átomos neutros de los que se forman, así: Cl1- <S2- <Te2-

Ejemplo 2.8 Disponer los siguientes iones en orden de radios iónicos decrecientes: (a) Sr2+ Na+, Tl3+; (b) O2- ,Br-, Se2-. Solución: Se aplican los mismos criterios que en el ejercicio anterior, pero el orden es al contrario: (a):Tl+3>Sr+2>Na+ ; (b) Se2- >Br->O2-

2.5.5. Electronegatividad: La electronegatividad (EN) de un elemento es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer los electrones cuando está químicamente combinado con otro átomo. Los elementos con altas electronegatividades (no metales) a menudo ganan electrones

para formar aniones. Los elementos con bajas electronegatividades (metales) a menudo

pierden electrones para formar cationes.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria, llamada la escala de Pauling (Figura 2.10). La electronegatividad del flúor (4,0) es mayor que la de cualquier otro elemento. Esto nos dice que cuando el flúor está enlazado químicamente con otros elementos, tiene mayor tendencia a atraer la densidad electrónica que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Para los elementos representativos, las electronegatividades habitualmente aumentan de izquierda a derecha a través de los períodos y de abajo arriba en los grupos, como lo muestra la Figura 2.11.

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Figura 2.10 Valores de la electronegatividad de los elementos

Las variaciones entre los metales de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son bajas para los elementos de la parte inferior izquierda de la tabla periódica y alta para los de la parte superior derecha.

Aumento

Figura 2.11 Tendencia de las electronegatividades de los elementos Ejemplo 6.9 Disponer los siguientes elementos en orden de electronegatividad

creciente.

B, Na, F, O Solución: Al ubicar los elementos en la Figura 6.10 muestra que las electronegatividades aumentan de izquierda a derecha a través de un período y de abajo arriba en un grupo, luego el orden de electronegatividad creciente es Na < B < O <F.

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Ejemplo 2.10 Disponer los siguientes elementos en orden de electronegatividad decreciente. Fr, Pt, Cl, Co Solución: La Figura 2.10 nos enseña que el orden es el siguiente: Cl > Pt > Co > Fr Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, podemos usarla con confianza razonable para hacer predicciones acerca del enlace. Dos elementos con electronegatividades completamente diferentes (un metal y un no metal) tienden a reaccionar uno con otro para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo da su(s) electrón(es) al elemento más electronegativo. Dos no metales con electronegatividades similares tienden a formar enlaces covalentes uno con otro. Es decir, comparten sus electrones. En esta compartición, el elemento más electronegativo consigue una mayor parte. 2.6 EJERCICIOS PROPUESTOS 2.1. Definir e ilustrar clara y concisamente los siguientes términos: (a) elementos

representativos, (b) elementos de transición d, (e) elementos de transición interna. 2.2. Explicar por qué el Período 1 contiene dos elementos y el Período 2 contiene

ocho. 2.3. Explicar por qué el Período 4 contiene 18 elementos. 2.4. El tercer nivel de energía principal (n 3) tiene subniveles s, p y d. ¿Por qué el

Período 3 sólo contiene ocho elementos? 2.5Dar cuenta del número de elementos del Período 6. 2.6Escribir las configuraciones electrónicas más externas para (a) los metales alcalinotérreos, (b) los metales de transición d y (e) los halógenos. 2.7. Identificar los elementos y la parte de la tabla periódica en que se encuentran los

elementos con las siguientes configuraciones. (a) 1s22s22p63s23p64s1

(b) [Kr]4d85s2 (c) [Xe]4f145d66s2 (d) [Xe]4f126s2 (e) [Kr]4d105s25p5 (f) [Kr]4d104f145s25p65d106s26p2

2.8. ¿Qué se quiere decir con apantallamiento nuclear? ¿Qué efecto tiene sobre las tendencias de los radios atómicas?

2.9. ¿Por qué en la tabla periódica los radios atómicas disminuyen de izquierda a

derecha en un período?

67

2.10. ¿Por qué en la tabla periódica los radios atómicas aumentan de arriba abajo en un grupo?

2.11. Las variaciones de los radios atómicas de los elementos de transición no son tan

pronunciadas como las de los elementos representativos. ¿Por qué? 12. Disponer cada uno de los siguientes conjuntos de átomos en orden de radios

atómicas crecientes: (a) los elementos alcalinotérreos; (b) los gases nobles; (e) los elementos del segundo período; (d) N, Te, B, Sr y Sb.

2.13. Disponer cada uno de los siguientes conjuntos de átomos en orden de volumen

atómico creciente: (a) O, Mg, Al, Si; (b) O, S, Se, Te; (e) Ca, Sr, Ga, In. 2.14. Definir (a) primera energía de ionización y (b) segunda energía de ionización. 2.15. ¿Por qué la segunda energía de ionización de un elemento dado es siempre

mayor que la primera energía de ionización? 2.16. Disponer los miembros de cada uno de los siguientes conjuntos de elementos en

orden de primeras energías de ionización crecientes: (a) los metales alcalinos; (b) los halógenos; (e) los elementos del segundo período; (d) Br, F, B, Ga, Cs y H.

2.17. Explicar por qué hay un aumento general de la primera energía de ionización a

lo largo de cada período. 2.18. Explicar la tendencia de la primera energía de ionización al descender en un

grupo periódico. 2.19. ¿Por qué un átomo de cinc debe absorber más energía que uno de calcio para

ionizar un electrón 4s? 2.20. Sobre la base de las configuraciones electrónicas, ¿sería de esperar que existiera

un ion Ca3+ en compuestos? ¿Por qué sí o por qué no? ¿Y para Al3+? 2.21. ¿Cuánta energía, en kJ, debe ser absorbida por 1,00 mol de átomos de litio

gaseosos para convertirse todos ellos en iones Li+ gaseosos? 2.22. Disponer los siguientes elementos en orden de valores de afinidad electrónica

negativas crecientes: O, S, Cl y Br. 2.23. Disponer los miembros de cada uno de los siguientes conjuntos de elementos en

orden de valores de afinidades electrónicas crecientemente negativos: (a) los metales del Grupo IA; (b) los elementos del Grupo VIIA; (e) los elementos del segunda período; (d) Li, K, C, F y Cl.

2.24. Las afinidades electrónicas de los halógenos son mucho más negativas que las

de los elementos del Grupo VIA. ¿Por qué es así? 2.25. Comparar los tamaños de los cationes y los átomos neutros de los que se forman

citando tres ejemplos específicos.

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2.26. Disponer los miembros de cada uno de los siguientes conjuntos de cationes en

orden de radios iónicos crecientes: (a) K+, Ca2+, Ga3+ (b) Ca2+, Be2+, Ba2+, Mg2+ (c) Al3+, Sr2+, Rb+, K4.

2.27. Comparar los tamaños de los aniones y los átomos neutros de los que se forman

citando tres ejemplos específicos. 2.28. Disponer los siguientes conjuntos de aniones en orden de radios iónicos

crecientes: (a) Cl-, S2-, P3- ; (b) O2-, S2- , Se2- (c) N3-, S2- Br-, P3-. 2.29. Comparar y explicar los tamaños relativos de H+, H y H- 2.30. ¿Qué es la electronegatividad? 2.31. Disponer los miembros de cada uno de los siguientes conjuntos de elementos por

orden de electronegatividades crecientes: (a) B, Ga, Al, In; (b) S, Na, Mg, Cl; (e) P, N, Sb, Bi; (d) Se, Ba, F, Si, Sc.

2.32. ¿Cuál de los siguientes enunciados es mejor? ¿Por qué?

(a) El magnesio ejerce una débil atracción sobre los electrones de un enlace químico porque tiene una electronegatividad baja. (b) La electronegatividad del magnesio es baja porque el magnesio ejerce una atracción débil sobre los electrones de un enlace químico.

2.33. Comentar la validez del siguiente enunciado: «El cloro tiene una

electronegatividad alta porque forma iones cloruro, Cl-, fácilmente».