Propiedades Periódicas

1. Radio Atómico

Al descender en un grupo, los elementos tienen a su vez más electrones y estos entran en niveles más altos de energía y, a su vez, más alejados del núcleo, y así el radio aumenta. En un periodo, el elemento de mayor radio es siempre el metal alcalino, después el radio atómico disminuye, porque aunque hay cada vez más electrones en los átomos también aumenta la carga positiva del núcleo y eso hace que los elementos del grupo p se contraigan y, aunque al llegar a un gas noble el tamaño aumenta un poco, nunca alcanza el tamaño del metal alcalino al mismo nivel.

2. Radio Iónico

Un ion es un átomo con carga.

• Cuando un átomo neutro gana un electrón se convierte en un ion negativo o anión.
• Cuando un átomo neutro pierde un electrón se convierte en un ion positivo o catión.

Catión

₂₃Na -> 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹                 Na > Na⁺

₂₃Na⁺ -> 1s² 2s² 2p⁶

Un catión siempre es más pequeño que el átomo neutro del que procede, porque tiene menos electrones que están atraídos más fuertemente por el mismo número de protones que había antes; además, en este caso se pierde el último nivel, por lo tanto el nivel se contrae respecto al elemento.

₂₇Al ->  ₂₇Al⁺  -> ₂₇Al²⁺ -> ₂₇Al³⁺                                       Al > Al⁺ > Al²⁺ > Al³⁺

Anión

₁₉F -> 1s² 2s² 2p⁵                             F < F^–

₁₉F^– -> 1s² 2s² 2p⁶

El elemento neutro siempre es menor que el anión, porque en el anión hay que atraer más electrones con el mismo número de electrones en el núcleo, por lo tanto el anión siempre es más grande.

₃₁P  ₃₁P^– -> ₃₁P^2- ->  ₃₁P^3-

P < P^– < P^2- < P^3-

Iones Isoelectrónicos

Como todos tienen el mismo número de electrones, su tamaño dependerá del número de protones que hay en el núcleo. A mayor número de protones, menor tamaño porque los X (en este caso 10) electrones estarán atraídos con más fuerza por el núcleo y el ion será más pequeño.

₁₁Na⁺ -> ₉F^– -> ₁₂Mg²⁺  -> ₈O^2- -> ₇N^3-   Mg²⁺ < Na⁺ < F^– < O^2- < N^3-

3. Energía de Ionización

Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental, para extraerle el electrón más débil retenido.

M – (1ª E.I.) -> M⁺ + e^–

M⁺ – (2ª E.I.) -> M²⁺ + e^–

₁₁Na – (1ª E.I.) ———-> ₁₁Na⁺ + e^–

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 1s² 2s² 2p⁶

₁₂Mg – (1ª E.I.) ———-> ₁₂Mg⁺ + e^–

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

₁₂Mg⁺ – (2ª E.I.) ———-> ₁₂Mg²⁺ + e^–

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 1s² 2s² 2p⁶

4. Afinidad Electrónica

Se llama afinidad electrónica a la energía desprendida por un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental que capta un electrón y se convierte en un ion gaseoso negativo.

X_(g) + 1e^– -> X^–_(g) + 1ª A.E.

En un periodo, la afinidad electrónica aumenta hacia la derecha ya que los elementos necesitan captar electrones para parecerse al gas noble de su periodo. En un grupo, la afinidad electrónica aumenta hacia arriba porque los átomos más pequeños atraerán mejor a los electrones que entran.

5. Valencia Iónica

Es el número de electrones que un átomo gaseoso en estado fundamental puede ganar o perder para estabilizarse alcanzando la configuración de gas noble.

6. Valencia Covalente

Es el número de electrones que un átomo puede compartir con otro átomo cuando está en estado fundamental o en estado excitado (estos electrones tienen que estar desapareados).

Esta nunca puede ser negativa.

7. Electronegatividad

Tendencia o capacidad que tiene un átomo dentro de una molécula para atraer hacia sí el par de electrones del enlace que comparte con otro átomo.

8. Carácter Metálico o No Metálico

Carácter Metálico

Cuando un elemento tiene tendencia a perder electrones quiere decir que su carácter metálico es grande.

Carácter No Metálico

Cuando un elemento tiene tendencia a ganar electrones quiere decir que su carácter no metálico es grande.

Enlaces

1. Enlace de Tipo Iónico

Se produce con un elemento metálico con uno no metálico. Este enlace se forma cediendo el metal electrones al no metal, transformándose ambos en iones, uno positivo y otro negativo.

Características:

• Punto de fusión y ebullición muy elevado.
• Sólidos cristalinos.
• Muy solubles en agua.
• Conductividad:
  • Estados sólido: No
  • Fundidos: Sí
  • Disueltos en agua: Sí

2. Enlace de Tipo Covalente

Se produce con elementos de carácter no metálico. También son covalentes las uniones en las que el hidrógeno es el elemento unido al de tipo no metálico. Este enlace se forma con la compartición de electrones.

Características:

• Gaseosos o sólidos a temperatura ambiente.
• Temperatura de fusión y ebullición bajas.
• Solubilidad elevada en disolventes orgánicos.
• No conductores.

3. Enlace de Tipo Metálico

Se produce con la unión de metales entre sí. Estos se agrupan muy cercanos unos de otros, produciendo estructuras muy compactas.

Características:

• Sólidos a temperatura ambiente menos el Hg.
• Ceden electrones.
• Punto de fusión y ebullición altos.
• No solubles en agua.
• Muy buenos conductores de calor y electricidad.
• Dúctiles (redes cristalinas).
• Maleables (redes cristalinas).
• Brillo metálico.

Ciclo de Born-Haber

Energía reticular (U): energía desprendida cuando se forma un mol de compuesto cristalino iónico a partir de los iones gaseosos que lo forman.

Calor de formación (Q): energía desprendida cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo forman en su estado más estable.

Energía de sublimación (S): energía necesaria para que el metal pase de un estado sólido a uno gaseoso.

Energía de disociación (D): energía necesaria para romper el enlace del halógeno y transformarlo en un átomo independiente.

Calor de Formación (Q) = Energía de Sublimación (S) + ½ Energía de Disociación (D) + Energía de Ionización (E.I.) + Afinidad Electrónica (A.E.) + Energía Reticular (U)