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Propiedades periódicas: Uno de los aportes más importantes de la tabla periódica ha sido el de suministramos mayor información sobre la forma como está relacionada la estructura del átomo con las variaciones que experimentan las propiedades de los elementos en los períodos y las similitudes que se presentan en los grupos. Entre las propiedades que manifiestan periodicidad se pueden citar: radio atómico, volumen atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico y estado de oxidación.

Radio atómico

De acuerdo con los estudios más modernos, el átomo está constituido por un núcleo central, donde está concentrada toda la masa y la carga positiva, y girando alrededor de él se encuentran los electrones. Uno de los principios que sustenta a la concepción actual del átomo es que resulta imposible conocer simultáneamente con exactitud la posición y la velocidad del electrón. Este principio nos obliga a considerar la noción de orbital como la región del espacio alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón. En términos modernos se utiliza el concepto de orbital debido a la increíble velocidad a la cual gira el electrón. El famoso físico danés Niels Bohr calculó esa velocidad en ¡no menos de siete mil billones de revoluciones por segundo, lo que explica el porqué el radio atómico es una propiedad de difícil determinación. Esta propiedad ha podido ser deducida a partir de tos espacios interatómicos mediante investigaciones espectroscópicas, y hoy en día se conocen con bastante exactitud los radios atómicos de la casi totalidad de los elementos.

Volumen atómico

Esta propiedad periódica depende única y exclusivamente de los electrones. Resulta fácil predecir, a partir de los radios atómicos, que los elementos con mayor volumen atómico dentro de un período son metales alcalinos, ya que poseen un son electrón en su último nivel, el cual es débilmente atraído por él núcleo. En un grupo él volumen atómico aumenta de arriba hacia abajo, debido a que a medida que se pasa de un elemento a otro aumenta el número de niveles y en consecuencia el radio atómico. Así por ejemplo, el sodio y el potasio poseen un electrón en su último nivel, pero el sodio posee 3 niveles, en tanto que el potasio posee 4. Es de suponer que mientras más alejado se encuentre el electrón del núcleo, menor es la fuerza de atracción y en consecuencia mayor será el volumen del átomo. Al llevar a una gráfica el volumen atómico en función del número atómico, se pone de manifiesto la periodicidad de esta propiedad.

Potencial de ionización

El potencial de ionización es la cantidad de energía que hay que suministrar a un átomo gaseoso, neutro y aislado que se encuentre en su estado más bajo de energía (Estado fundamental) para lograr la separación del electrón retenido con menor intensidad:

M(g) + Pl(energía) → M(g)⁺ + 1e⁻

O también: Átomo neutro + PI (energía) -» lón monoposítivo + Electrón.

Los factores que determinan el potencial de ionización son:

  1. Tamaño atómico
  2. Carga nuclear
  3. Efecto pantalla
  4. Tipo de electrón eliminado en el proceso de ionización

La variación del primer potencial de ionización dentro de un período aumenta por efecto de carga y en un grupo disminuye por aumento del tamaño atómico. Los niveles y subniveies llenos ejercen efecto pantalla sobre los electrones más externos, de manera tal que a mayor, efecto pantalla- menor potencial de ionización, es decir, se requerirá del suministro de menor cantidad de energía para arrancar un electrón a un átomo neutro.

Por otra parte, la energía requerida para desprender un electrón depende del orbital que éste ocupe. En general será más fácil eliminar un electrón p que uno s del mismo nivel, y uno d requerirá menor energía que uno p del mismo nivel, etc. ( f < d < p < s).

Cabe destacar que a la inmensa mayoría de los átomos, a excepción del hidrógeno, es posible arrancarle más de un electrón, lo cual nos da a entender que para que estos átomos se ionicen con una, dos, tres, etc. cargas positivas, será necesario aplicarles varios potenciales de ionización, los cuales se simbolizan con las letras: Pli, PI2, Pb, etc.

En general, el Pli de un átomo que tenga varios electrones será siempre el menor, en razón de que la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro es menor que la que se necesita para arrancar un electrón de un ión cargado positivamente.

Al observar los potenciales de ionización de los elementos en la tabla periódica nos damos cuenta de que en los períodos el PI aumenta de izquierda a derecha, siendo menor para los metales alcalinos y mayor para los átomos de los gases inertes.

Número atómico

Cuando observamos lo que ocurre con el potencial de ionización en un grupo cualquiera de la tabla periódica, nos damos cuenta de que éste tiende a disminuir de arriba hacia abajo a medida que el número atómico aumenta, lo cual es lógico ya que mientras el electrón se encuentre más alejado del núcleo se sentirá menos atraído y en consecuencia resultará más fácil arrancarlo. Para saber a qué elemento resulta más fácil arrancarle un electrón, se procede de la siguiente manera:

Como determinar que elemento es mas fácil de arrancarle un electrón:

  1. Se determina la distribución electrónica en niveles, a partir de los números atómicos dados, y se agrupan según el número de niveles.
  2. Aquellos elementos con mayor número de niveles y, por lo tanto con mayor efecto pantalla, deberán ser los que retienen con menor fuerza al electrón más extremo y, en consecuencia, a los que resultará más fácil arrancárselo.
  3. Cuando dos deméritos presentan, el mismo número de niveles resultará más fácil arrancarle un electrón al átomo del elemento que contenga menor número de electrones en el último nivel, ya qué al presentar menor carga la fuerza de atracción es menor y el tamaño del átomo es mayor.
  4. Entre un átomo neutro y su correspondiente ión positivo resultará más difícil arrancarle un electrón al ión, ya que al presentar mayor número de protones que de electrones la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones externos aumenta y el tamaño atómico disminuye.

Afinidad electrónica

Es le energía liberada por un átomo neutro y gaseoso que se encuentre en su estado mas bajo de energía, al capturar un electrón. Esta definición se expresa mediante la siguiente ecuación:

X(g) + Electrón → X⁻(g) + Energía

O también

Átomo neutro + Electrón → Ión mononegativo + Energía

Así por ejemplo, cuando un átomo de cloro gana un electrón para adquirir su configuración electrónica estable, se obtiene un ión mononegativo cloruro y se desprende cierta cantidad de energía.

Cl + Electrón → Cl⁻ + Energía

La afinidad electrónica depende de: La carga nuclear, el tamaño atómico y el efecto pantalla.

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la tendencia de los elementos a retener electrones; es función, principalmente, del tamaño atómico y de la carga nuclear.

También se suele definir como una medida del valor promedio del potencial de ionización y de la afinidad electrónica, de manera tal que los elementos electropositivos son aquellos a quienes corresponden potenciales de ionización y afinidades electrónicas bajas, los elementos electronegativos son aquellos a quienes corresponden potenciales de ionización y afinidades electrónicas elevadas. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los períodos y disminuye de arriba hacia abajo en los grupos.

En = Pl+AE/2

Actividad Química

Dentro de un período, la actividad química de los métales disminuye de izquierda a derecha, ya que a medida que aumenta la carga nuclear disminuye la tendencia a perder electrones.

El carácter metálico aparece en los elementos de los bloques s, d, f y los más pesados del bloque p. En los elementos de transición (bloque d), mientras menor es el estado de oxidación mayor es d carácter metálico. En conclusión, el grupo de metales químicamente más activos lo constituyen los metales alcalinos, debido a su marcada tendencia a perder el único electrón que poséen en su último nivel.

En el caso de los no metales la actividad aumenta en los periodos, debido a que tienen tendenda a capturar electrones para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes. Los no metales de mayor actividad química son los halógenos, por poseer en su último nivel 7 electrones. Los gases nobles no tienen actividad química debido a que tienen su configuración devónica estable.

Estados de Oxidación

En toda sustancia química cada átomo está caracterizado por un número que indica la cantidad de electrones perdidos o ganados desde su estado libre. A esta cifra se le denomina número o estado de oxidación, y se le asignan valores positivos en las pérdidas y negativos en las ganancias. Siendo el estado de oxidación una propiedad que depende exclusivamente de los electrones externos, resulta sorprendente la periodicidad observada en esta propiedad.

Así por ejemplo, tratemos de formar algunos compuestos con los elementos que integran el tercer período.

Ahora que conocemos cuales son las propiedades periódicas, procederemos a estudiar los enlaces químicos: https://www.dragiinfo.com/enlace-quimico/

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