Propiedades Periódicas de los Elementos

Energía de Ionización

La energía de ionización (EI) es la energía necesaria para que un átomo en estado gaseoso y fundamental pierda un electrón (é) y se transforme en un ión monopositivo.

A + EI₁ = A⁺ + 1é

Al catión formado se le puede realizar el mismo proceso:

A⁺ + EI₂ = A²⁺ + 1é

Y al catión que se ha formado se le puede aplicar el mismo proceso. De esta manera, podremos formar cationes con 1, 2 o 3 cargas. Quitar un electrón a un catión monopositivo cuesta más energía que quitárselo a un átomo neutro, y por eso la EI₂ es mayor que la EI₁. Y quitarle un electrón a un catión con 2 cargas positivas cuesta más energía que quitarlo a un catión con 1 carga positiva. Por eso la EI₁ es menor que la EI₂. La EI₁ está en relación con el radio atómico; al aumentar el radio atómico, la distancia del núcleo al último electrón es cada vez mayor y es más fácil arrancarlo. En un periodo, la EI es cada vez mayor, pues el radio disminuye.

Afinidad Electrónica

Se define la afinidad electrónica como la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso y fundamental capta un electrón, transformándose en un anión mononegativo. No existe una segunda afinidad electrónica, puesto que el anión formado repelería al electrón que pretende tomar. La afinidad electrónica disminuye al bajar en un grupo, ya que en el grupo, al aumentar el tamaño del átomo, la distancia del núcleo al electrón que se quiere capturar es mayor y, por tanto, la tendencia disminuye. Aumenta al avanzar en un periodo, puesto que al disminuir el tamaño del átomo, la atracción del núcleo sobre el electrón más externo es más fuerte.

Electronegatividad

Se define la electronegatividad como la capacidad que tiene un átomo de atraer a la pareja de electrones de un enlace covalente. La electronegatividad fue cuantificada por Pauling en 1932 y lo realizó de la manera siguiente: asignó de forma arbitraria el valor de 4 al elemento más electronegativo, que era el flúor (F), y el valor de 0,7 al elemento menos electronegativo de su época, que era el cesio (Cs). Los demás los obtuvo por comparación con estos valores. Al bajar en los grupos, la electronegatividad disminuye, y al avanzar en un periodo, la electronegatividad aumenta.

Configuración Electrónica

Para representar la configuración electrónica en la Tabla Periódica (TP) se utiliza la notación Kernel, y en ella se pone la configuración electrónica que tiene un elemento en función del gas noble anterior. Al colocar los orbitales con sus electrones, podemos hacerlo mediante la notación de Madelung, es decir, en orden creciente de sus energías, o en orden creciente de su número atómico.

Periodicidad de la Configuración Electrónica para los Elementos Representativos

La configuración electrónica es una propiedad periódica, puesto que se repite periódicamente al cabo de un cierto número de elementos. Los elementos representativos se obtienen:

• Grupo 1 (IA): termina en ns¹
• Grupo 2 (IIA): termina en ns²
• Grupo 13 (IIIA): termina en ns² np¹
• Grupo 14 (IVA): termina en ns² np²
• Grupo 15 (VA): termina en ns² np³
• Grupo 16 (VIA): termina en ns² np⁴
• Grupo 17 (VIIA): termina en ns² np⁵
• Grupo 18 (VIIIA): termina en ns² np⁶

Periodicidad de la Configuración Electrónica de los Elementos de Transición y Anomalías

Son 10 grupos en los que se llenan orbitales de tipo «d». En todos ellos, debería estar completo el orbital «s», que es más externo, y a lo largo de los grupos se irían llenando los orbitales «d» del nivel anterior. Por tanto, debería de ser el grupo 3 o IIIB (ns² nd¹) hasta el grupo 12 o IIB (ns² nd¹⁰). Se producen alteraciones en esta estructura, llamadas anomalías, en las cuales 1 o los 2 electrones del orbital «s» se transfieren al orbital «d» por cuestiones de estabilidad energética.

Anomalías:

• La del grupo del cromo (Cr): debería ser [Ar] 4s² 3d⁴ y es, en realidad, 4s¹ 3d⁵. Explicación energética: es más estable semillenar 2 orbitales que completar 1 y dejar en el otro a un electrón de estar semicompleto.
• La del cobre (Cu): debería ser [Ar] 4s² 3d⁹ y es 4s¹ 3d¹⁰. Explicación: es más estable rellenar orbitales degenerados de forma completa que dejar uno solo de ellos semiocupado.

Carácter Metálico

Se entiende por metal un elemento que tiene pocos electrones en su última capa (1 o 2, y excepcionalmente 3 o 4) y tiene tendencia a cederlos. Por el contrario, el no metal tiene tendencia a captar los electrones. El carácter metálico aumenta al bajar en los grupos, ya que los últimos elementos de los grupos tienen gran volumen y los electrones tienen gran tendencia a cederse. Por el contrario, en los periodos, al avanzar, el carácter metálico disminuye, el volumen del átomo se hace cada vez más pequeño y los electrones externos están más fuertemente retenidos.

Masa Atómica Relativa

Los isótopos son aquellos átomos que tienen el mismo número atómico (por tanto, mismo número de protones y mismo número de electrones), pero que se diferencian en el número de neutrones. En la naturaleza, los elementos químicos se representan formando varios isótopos, que tienen porcentajes diferentes. La masa de un elemento en la TP, llamada masa relativa, se calcula haciendo la media ponderada de las masas de sus isótopos.

Ejemplo: ¹H (99,98%), ²H (0,02%) y ³H (1×10^-7). La masa relativa del hidrógeno (Mr(H)) sería el número de arriba por cada porcentaje: (1 x 99,98 / 100) + (2 x 0,02 / 100) + (3 x 1·10^-7 / 100).

Valencia Iónica

Los elementos cuya configuración electrónica termina en ns² np⁶ tienen una estabilidad especial. Estos elementos son los gases nobles. El helio (He), cuya configuración electrónica es 1s², también se considera gas noble. Los elementos representativos de la TP tienden a ganar o perder electrones para adquirir la configuración de gas noble. La valencia iónica del elemento es el número de electrones ganados o perdidos para adquirir la configuración de gas noble. Si ganan electrones, la valencia iónica será negativa, mientras que si los pierde, será positiva.

Ejemplos de Nomenclatura

• NH₃: amoníaco
• N₂H₄: hidrazina
• PH₃: fosfina
• AsH₃: arsina
• SbH₃: estibina
• BH₃: borano
• CH₄: metano
• SiH₄: silano
• Si₂H₆: disilano
• B₂H₆: diborano
• P₂H₄: difosfina
• As₂H₄: diarsina
• Cu₂O₂: peróxido cuproso
• H₂O₂: agua oxigenada
• HgO₂: peróxido mercúrico
• NaO₂: hiperóxido de sodio
• KO₂: hiperóxido de potasio
• RbO₂: hiperóxido de rubidio
• CaO₄: hiperóxido de calcio
• FeF₃: fluoruro férrico (tradicional)
• BaCl₂: cloruro de bario (tradicional)
• CuI: yoduro cuproso (tradicional)
• CoS: sulfuro de cobalto (tradicional)
• CaSe: seleniuro cálcico (tradicional)
• Li₃N: nitruro de litio (tradicional)
• NiAs: arseniuro niquélico (tradicional)
• Ca₃P₂: fosfuro cálcico (tradicional)
• MnBr₂: bromuro manganoso (tradicional)
• SnS: sulfuro estannoso (tradicional)
• HgI₂: yoduro mercúrico (tradicional)