propiedades periódicas

1. 21
Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: 1º año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo nº5: Teoría Atómica
Objetivos:
1. Reconocen que muchas de las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, y
valoran el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como el resultado de un proceso
histórico en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran cantidad de información.
2. Distinguen las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad y las reconocen como propiedades periódicas.
3. Son capaces de explicar el origen de la variación periódica del radio atómico, de la energía de
ionización y de la electroafinidad, así como de la electronegatividad, en los elementos de la tabla
periódica..
Propiedades Periódicas.
Introducción
Muchas de las propiedades químicas de los elementos
se explican a partir de su configuración electrónica, por lo
que no es sorprendente, que elementos con configuraciones
electrónicas semejantes tengan propiedades químicas
similares.
Los químicos del siglo XIX descubrieron que las propiedades
físicas y químicas de los elementos, tenían comportamientos
periódicos, mucho antes que se desarrollara la mecánica
cuántica.
Con el desarrollo de la tabla periódica moderna, las relaciones
entre los elementos quedaron establecidas de manera
definitiva.
Paramagnetismo y Diamagnetismo
Por definición, una sustancia paramagnética será aquella que es atraída por un
campo magnético. Es decir, un imán puede atraerla. Mientras que, una sustancia
diamagnética, no lo será.
La explicación de este fenómeno se logró al observar la distribución de los electrones del
último nivel.
Si en el último nivel, se encuentran orbitales que tienen un solo electrón (que
llamaremos desde ahora: electrones desapareados), el elemento presentará
paramagnetismo, mientras que si presenta orbitales llenos (diremos que los electrones
están apareados), el comportamiento será diamagnético.
Veamos un ejemplo:
El Litio (Z=3), tiene la siguiente configuración: 1s 22s1. El último nivel (n=2), tiene
un solo electrón (electrón desapareado).
Ello hará que el Litio se paramagnético.

2. 22
En cambio, el Helio (Z=4), tiene la configuración:1s 22s2. El último nivel tendrá, dos
electrones con los espines opuestos. Esto hará que el Helio sea un elemento
diamagnético.
La explicación se encuentra en la disposición de los espines. Si los electrones dentro de
los orbitales tienen espines paralelos (ambos del mismo valor, ejemplo +½), serán
afectados por un campo magnético. Mientras que si los electrones tienen espines
antiparalelos (uno con espín +½ y el otro con -½), no será afectado por un campo
magnético.
Efecto de apantallamiento
Otro de los fenómenos interesante que podemos explicar a partir de la
configuración electrónica.
Sabemos, por principio, que el núcleo atómico tiene carga positiva y que los electrones
tienen carga negativa. Esto es importante, ya que cargas eléctricas de distinto signo se
atraen (Ley de Coulomb). Por lo tanto, un electrón moviéndose en un orbital sentirá
dicha atracción.
Sin embargo, en átomos polielectrónicos, se da una situación bastante peculiar. Los
electrones más externos “sienten” una menor atracción por parte del núcleo.
La explicación que daríamos sería: ¡bueno!, eso es natural, ya que mientras más alejado
está el electrón, menor es la atracción que el núcleo puede ejercer sobre él. Pero, a la luz
de esta explicación, resulta que la atracción que el núcleo ejerce sobre “ese” electrón es
aún menor.
La explicación de esta anomalía, se conoce como efecto pantalla o efecto de
apantallamiento y es ocasionado por los electrones que se encuentran “en medio”
entre el núcleo y el último electrón. Esos electrones, “dificultan” que la atracción eléctrica
que ejerce el núcleo sobre “ese” electrón más alejado, sea óptima
Así, la carga nuclear efectiva (Zef), que es el término asociado a este concepto, será la
diferencia entre la carga ideal (la interacción eléctrica que debiera sentir el electrón solo,
en relación a su distancia al núcleo) y el efecto de apantallamiento, que ejercen los
electrones que se encuentra en medio.
Determinación de la Carga nuclear efectiva (Zef.)
John C. Slater, desarrollo una constante, que denominó σ, la que consideraba los
efectos de apantallamiento que ejercían los demás electrones sobre aquel más externo,
en el átomo.
La fórmula desarrollada por Slater es:
Z ef  Z  
donde Z es la carga nuclear real, es decir, la cantidad total de electrones que hay en el
átomo y σ, la constante de apantallamiento

3. 23
Reglas de Slater para calcular la constantes de apantallamiento σ
1.- Los electrones en los orbitales más externos no contribuyen.
2.- Los electrones en el mismo grupo contribuyen con 0.35, excepto los del 1s, que lo
hacen con 0.30.
3.- Los electrones ubicados en orbitales s y p, del nivel (n-1), contribuyen con 0.85
4.- Los restantes electrones contribuyen con 1.0
Ejemplo: Calculemos el Zef para el último electrón del 11Na
a.- Obtenemos la configuración electrónica: 1s22s22p63s1
b.- Contamos los electrones que hay en los orbitales s y p del nivel inmediatamente
inferior al que estamos determinando, es decir, 2s 22p6. Como hay 8 electrones, ese valor
lo multiplicamos por 0.85.
0.85  8  6.8
c.- Para todos los anteriores a ellos, su contribución será 1.0. Luego como hay 2
electrones (en 1s2), tendremos
1.0  2  2.0
Por lo tanto, sumando,   0.85  8  1.0  2  8.8
Finalmente,
Z ef  Z    11 8.8
Z ef  2.2
Propiedades Periódicas
Podemos clasificar las propiedades periódicas en dos conjuntos: las propiedades
de carácter cuantitativo y
las de carácter
semicuantitativo o de
tendencia. Dentro de las
primeras, que hacen
alusión a propiedades
físicas de los átomos,
podríamos agruparlas en
propiedades relacionadas
con el tamaño y
propiedades relacionadas
con la energía.
Las propiedades periódicas
más relevantes son: Radio
atómico, Volumen atómico,
Potencial de Ionización, Electroafinidad, Electronegatividad, Electropositividad

4. 24
Relaciones de Tamaño
Radio atómico (R.A)
Corresponde a la distancia entre el núcleo y el electrón más externo.
Según el tipo de unión que exista entre dos átomos, distinguiremos: el radio metálico, el
radio covalente o el radio iónico
En la siguiente figura se muestra la
tabla periódica con los tamaños
relativos de los átomos de cada
elemento. Podemos apreciar la
variación de tamaño en periodos y
grupos.
Al considerar el valor de los
radios atómicos de los átomos
neutros, resulta la siguiente
gráfica que relaciona su
longitud (en picómetros, pm,
equivalente a 10-12 m),con el
número atómico (Z) de los
elementos.

5. 25
Radio de un átomo ionizado
Al perder o ganar electrones, el radio atómico cambiará.
Si el átomo se transforma en un catión, es decir, pierde uno o más electrones, su nube
electrónica total se reducirá (los orbitales del nivel más externo quedarán con menos
electrones), lo que significará que el catión debe tener un tamaño menor al del átomo
neutro.
Por otro lado, si el átomo de un elemento se transforma en un anión, es decir, capta uno
o más electrones, su nube electrónica total aumentará (habrá más electrones en el nivel
más externo). De esta forma, el tamaño del anión será mayor al del átomo neutro.
En la figura de la izquierda, se muestra cómo cambia el tamaño del átomo de Litio y
Flúor, cuando forman iones, en el compuesto LiF.
En la figura de la derecha, se muestra una gráfica comparativa entre las medidas de los
radios de átomos neutros y de sus cationes o sus aniones.
Variación del radio atómico en la tabla periódica
El radio atómico aumenta de derecha a izquierda en los periodos y de arriba hacia
abajo, en los grupos.
Volumen atómico (V.A)
Corresponde al espacio que ocupa un átomo. Se mide en cm3.
Recordemos que, para nosotros, el átomo es una especie de esfera o mejor dicho, tiene
una forma esférica, por lo tanto, el volumen que ocupa en el espacio está
geométricamente hablando, relacionado con el volumen de una esfera
En geometría, el volumen de una esfera se calcula a través de la fórmula:
4
V    r3
3
Por lo tanto, depende solamente del valor del radio.
Esto significa que, el volumen de un átomo está directamente relacionado con el radio
atómico. Luego, variará de la misma manera en periodos y grupos.

6. 26
Variación del volumen atómico en la tabla periódica
El volumen atómico aumenta de derecha a izquierda en los periodos y de arriba
hacia abajo, en los grupos
Potencial de Ionización o Energía de ionización (P.I)
Corresponde a la energía necesaria, para extraer un electrón a un átomo gaseoso
en su estado fundamental (eléctricamente neutro).
Las unidades en que se mide esta energía son  kJ  o  kcal  .
 mol  mol 
   
Es decir,
energía  X( g)  X(g)  e 
Es interesante observar que, en la definición, se señala que el átomo debe estar en
estado gaseoso. Esto es importante, ya que en ese estado los átomos están aislados, por
lo tanto, el valor obtenido experimentalmente corresponderá al potencial de ionización.
Por otro lado, el primer potencial de ionización (I 1), está relacionado con la extracción del
electrón más externo del átomo y por ende, el menos retenido de todos. Después de él,
podemos seguir aplicando otros potenciales de ionización (I2, I3, etc.), que permitirán
extraer el siguiente electrón, el subsiguiente, etc.
Variación del potencial de ionización en la tabla periódica
El Potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha en los periodos y de
abajo hacia arriba en los grupos.
La siguiente tabla se muestra los potenciales de ionización en (kJ/mol) de los 20
primeros elementos químicos

7. 27
En la siguiente gráfica aparecen representados los primeros potenciales de ionización de
los elementos hasta Z=90.
Electroafinidad o Afinidad electrónica (E.A)
Corresponde a la energía que libera un átomo en estado gaseoso, cuando capta un
electrón para convertirse en un anión. Al expresarlo en una ecuación, tenemos
X( g)  e  X(g)  Energía
La tabla adjunta muestra los valores de electroafinidades en kJ/mol, de los elementos
representativos y gases nobles.
En la gráfica, se muestra la variación de las electroafinidades para todos los elementos
de la tabla periódica

8. 28
Tomemos el caso del Flúor
F( g)  e   F( )
g ΔH = -328 kJ/mol
Esto quiere decir que cuando el Flúor capta un electrón, libera 328 kJ/mol de energía
(en forma de calor, por eso se usa el símbolo ΔH). De esta manera, como una convención,
se le asignará el valor positivo a la electroafinidad del Flúor.
Es decir, un valor grande y positivo de la afinidad electrónica indica que el anión es muy
estable.
Variación de la electroafinidad en la tabla periódica
La electroafinidad aumenta de izquierda a derecha en los periodos y de abajo
hacia arriba en los grupos.
Electronegatividad (E.N)

9. 29
Es la tendencia o capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un
enlace químico. La electronegatividad de un átomo, es un concepto relativo dado que se
puede medir sólo en relación con respecto a otro átomo.
Linus Pauling desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la
mayoría de los elementos químicos.
La variación de la electronegatividad de los elementos de la tabla periódica, se muestra
en la siguiente gráfica.
Variación de la electronegatividad en la tabla periódica
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los períodos y de abajo
hacia arriba en los grupos.
Electropositividad (E.P)
Corresponde a la tendencia de un átomo a ceder electrones. Es, por decirlo de
algún modo, la propiedad contraria a la electronegatividad.
Aunque está considerada una propiedad periódica, no suele ser mencionada con
frecuencia en los textos de química, ya que la electronegatividad es suficiente para
explicar el comportamiento de un átomo en este sentido.
Variación de la Electropositividad en la tabla periódica
La Electropositividad aumenta de derecha a izquierda en los periodos y de arriba
hacia abajo, en los grupos.