Propiedades Periódicas

Presentación del tema: "Propiedades Periódicas"— Transcripción de la presentación:

1 Propiedades Periódicas
Al analizar la ordenación de los átomos en la tabla periódica, observamos que, en los grupos, las propiedades de estos son semejantes y en los períodos tienen una variación que podemos explicar. Pero es importante destacar que las propiedades de los átomos son debidas a la naturaleza de los mismos, y no a su localización en la tabla.

2 Propiedades Periódicas
Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica cuando se ordenan estos por orden creciente de su número atómico. Son propiedades periódicas: a) Radio atómico b) La energía de ionización. c) La afinidad electrónica. d) La electronegatividad. h) El número de oxidación.

3 Propiedades Periódicas
a) Radio atómico: con frecuencia se piensa que los átomos son objetos esféricos con límites bien definidos. Sin embargo, una conclusión obtenida de estudios recientes, es que el átomo no tiene límites definidos que determinen su tamaño. El radio atómico es difícil de definir para un átomo aislado, sin embargo, en el caso de que dos átomos se unan entre sí, como Cl2 o Br2 , puede definirse el radio atómico como “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

4 Propiedades Periódicas
Pueden deducirse algunas tendencias de la variación del tamaño atómico en la tabla periódica: a) Descendiendo en un grupo, se produce un aumento del radio atómico debido a que aumenta el número de niveles ocupados por los electrones; por ejemplo, los elementos que pertenecen al grupo 1 de la tabla periódica, tienen un electrón en su última órbita de energía; el sodio (Na) y el potasio (K) pertenecen a este grupo. El potasio se encuentra debajo del sodio debido a que el sodio tiene tres niveles de energía donde se encuentran los electrones, mientras el potasio tiene 4 (observar figura); por lo tanto, al ir descendiendo en un grupo, va aumentando el número de niveles de energía y por ende el radio atómico también va creciendo.

5 Propiedades Periódicas
b) Moviéndonos de izquierda a derecha en un mismo período, se produce una disminución del radio atómico ya que por cada lugar que se avanza aumenta en uno el número de protones y de electrones, los cuales se ubican en el mismo nivel, produciendo que las fuerzas de atracción aumenten por aumento de la carga nuclear efectiva, comprimiendo al átomo; por ejemplo el sodio y el cloro se encuentran en el mismo periodo de la tabla periódica por lo tanto tienen el mismo número de niveles de energía (3), pero distinto número de electrones en el último nivel (el sodio 1 y el cloro 7), por lo tanto tienen distinto número de protones en el núcleo (sodio 11 y el cloro 17); como consecuencia el núcleo del átomo de cloro es más grande y ejerce una mayor fuerza eléctrica (que la del sodio) sobre sus electrones comprimiendo al átomo y reduciendo el tamaño del radio atómico.

6 Propiedades Periódicas
Los átomos eléctricamente son neutros, esto quiere decir que el número de protones que tienen en su núcleo es igual al numero de electrones que giran alrededor de él. Los átomos que pertenecen al grupo 1 de la tabla periódica tienen un electrón en su última órbita; sí este electrón es donado a otro átomo, se convierte en un ión positivo porque ahora hay más protones en el núcleo que electrones en las órbitas. La formación de un catión (ión positivo) no solamente vacía los subniveles que se extienden en el espacio sino que disminuyen la repulsión entre electrones.

7 Propiedades Periódicas
En consecuencia, los cationes (iones positivos) son más pequeños que los átomos de los que provienen. En la figura se muestran los tamaños de los radios atómicos de algunos elementos y los respectivos radios de sus iones. Los radios iónicos son más pequeños que los radios atómicos. De igual forma los iones sodio (Na+), potasio (K+), rubidio (Rb+), son considerablemente más pequeños que los átomos de los que derivan.

8 Propiedades Periódicas
Ahora consideremos los elementos del grupo VII A flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I). Estos elementos, tienen 7 electrones en su última órbita y captan un electrón para conseguir los ocho que tienden a tener en su última órbita, originando la formación de un anión (ión negativo) con carga -1. Estos ocho electrones, se repelen entre sí más fuertemente que los siete originales, produciendo la expansión de la nube electrónica. El ión F- es mucho más voluminoso que el átomo de F. Un razonamiento similar indica que el ión cloro (Cl-), bromo (Br-) y iodo (I-) son mayores que los átomos de los que derivan. En consecuencia, los aniones son más grandes que los átomos de los que provienen.

9 Propiedades Periódicas
Conclusiones: a) En un mismo grupo de la tabla periódica, los elementos situados en la parte superior tienen un menor radio atómico que los situados en la parte inferior; o sea, el radio atómico aumenta, en un grupo, conforme se desciende por el mismo. b) En un mismo periodo el radio atómico disminuye hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos por los protones del núcleo. c) El radio de iones positivos es menor que el de sus respectivos átomos, mientras que el radio de iones negativos es mayor qu el de sus respectivos átomos.

10 Propiedades Periódicas

11 Propiedades Periódicas
b) Energía de ionización: también llamado potencial de ionización, “es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y de ésta manera formar un ión positivo (catión)”. Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico (Z), es decir de arriba a abajo. Esto se debe a que los elementos que se encuentran en la parte inferior de cada grupo tienen un radio mayor que los elementos de la parte superior; por lo tanto, la fuerza que el núcleo ejerce sobre los electrones de la última órbita es menor debido a que están más alejados, por lo que se requiere de menor energía para desprenderlos del átomo.

12 Propiedades Periódicas
Dentro de un periodo, la energía o potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha, por que los átomos colocados hacia la derecha en la tabla periódica tienen un mayor número de protones (Z) y un menor radio atómico que los colocados en el lado izquierdo. Por lo cual, los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última órbita, el cual es energéticamente fácil de quitar, por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a ello son químicamente inertes.

13 Propiedades Periódicas
c) Afinidad electrónica: “es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e–  y forma un anión”. Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos (grupo 7A), debido a que la electronegatividad o capacidad para ganar electrones de estos elementos es muy alta. La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global podemos decir que la afinidad electrónica crece hacia la derecha en los “periodos” y en un mismo “grupo” hacia arriba.

14 Propiedades Periódicas
d) Electronegatividad: es la tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor número de protones “Z” y una menor distancia. En otras palabras, en la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de abajo hacia arriba en un grupo.