Propiedades Periódicas de los Elementos y su Comportamiento Químico

Efecto de Apantallamiento

El apantallamiento consiste en la repulsión entre los electrones que provoca una disminución del efecto atractivo del núcleo sobre los electrones más externos, que son los que determinan las propiedades físicas y químicas del elemento. El apantallamiento de los electrones depende del orbital que ocupan:

• Los que están en el mismo nivel no se apantallan entre sí.
• Los que están en niveles internos apantallan a los más externos.

1. Estado de Oxidación

Es la carga que tendría un átomo en un compuesto considerando que el enlace fuese iónico (aunque no lo sea). Está relacionado con el número de electrones que gana o pierde un átomo. Por tanto, depende de la configuración electrónica de la capa de valencia del átomo.

• Alcalinos (ns¹): tienden a perder ese electrón. Ejemplo: Li⁺, valencia +1.
• Alcalinotérreos (ns²): tienden a perder esos 2 electrones. Ejemplo: Be²⁺, valencia +2.
• Halógenos (ns² np⁵): tienden a ganar 1 electrón para así llenar el subnivel p⁶ y por eso actúan con número de oxidación –1 (que significa que acepta un electrón). Ejemplo: F^-.

2. Radio Atómico

Definición

El radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos iguales enlazados entre sí.

Variación

• Período: al aumentar Z (número atómico) el radio disminuye. Esto se explica porque el apantallamiento es el mismo, ya que los electrones están en el mismo nivel, pero aumenta la atracción del núcleo por la corteza, porque cada vez hay más protones.
• Grupo: hacia abajo, al aumentar el nivel n, aumenta el radio porque cada vez hay más niveles y más capas.

Iones

En los iones aumenta o disminuye el número de electrones de la última capa, con lo cual pueden aumentar las repulsiones entre ellos de forma que aumente el radio:

• Cationes: la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, haciendo que se acerquen entre sí y al núcleo positivo del átomo. Por lo tanto: R_catión < R_neutro.
• Aniones: al contrario que antes, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio aniónico es mayor que el atómico. Por lo tanto: R_anión > R_neutro.

Los iones isoelectrónicos (con el mismo número de electrones) son más pequeños cuantos más protones (Z) tienen, ya que aumenta la atracción hacia el núcleo: O^2- > F^- > Ne > Na⁺ > Mg²⁺.

3. Energía de Ionización (EI)

La energía de ionización es la energía mínima que hay que aportar a un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental para arrancarle un electrón y convertirlo en un catión. El proceso que tiene lugar es: A (g) + Ei → A⁺ + e^-.

Esta energía siempre es positiva porque es energía que se suministra al átomo. Las energías de ionización sucesivas (2ª, 3ª...) serían las necesarias para arrancarle a ese catión los electrones subsiguientes. Estas energías siempre serán mayores que la primera, ya que es más difícil arrancarle un electrón a un catión que a un átomo neutro; en el primero hay mayor número de protones que de electrones y estos están más atraídos por el núcleo.

Variación de la EI

• En un grupo: hacia abajo, disminuye la energía de ionización. Esto se debe a que aumenta n, y al haber más niveles aumenta el apantallamiento; los electrones más externos no están tan fuertemente unidos al átomo y es más fácil arrancarlos.
• En un período: hacia la derecha, al aumentar el número atómico, aumenta la energía de ionización. Esto es porque el apantallamiento no varía, pero al haber más protones en el núcleo, los electrones están más fuertemente unidos y cuesta más arrancarlos.

Además, es más fácil arrancarle el electrón más externo a los primeros elementos (Alcalinos y Alcalinotérreos), ya que así alcanzan la configuración de gas noble con un nivel completo, la cual posee una estabilidad especial.

4. Afinidad Electrónica (AE)

Se define como la energía cedida o absorbida por un átomo en su estado fundamental y en estado gaseoso cuando acepta un electrón para transformarse en un ión negativo. El proceso que ocurre es: A (g) + e^- → A^-(g) + AE.

Las afinidades electrónicas sucesivas son las energías cuando se capta el 2º, el 3º o los sucesivos electrones. Estas energías siempre son positivas porque el exceso de electrones provoca repulsiones entre ellos que dificultan la introducción de electrones nuevos.

Variación de la AE

• Grupos: al bajar en un grupo aumenta Z, el número de protones, pero como también aumenta el número de niveles y el apantallamiento, disminuye la atracción del núcleo por los electrones. Por tanto, la AE disminuye.
• Período: hacia la derecha va aumentando el número de protones; como el número de niveles no varía, el apantallamiento es constante. Por ello va aumentando la atracción del núcleo por los electrones y aumenta la energía.

Al igual que antes, ahora a los últimos elementos (como O, N, F...) les resulta más fácil aceptar un electrón para alcanzar la configuración del gas noble más cercano.

5. Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un elemento de atraer hacia sí la pareja electrónica que comparte con otro átomo en un enlace. Está directamente relacionada con la EI y la AE. Hay varias formas de definirla, pero en la escala de Pauling se establece una escala relativa en la que se asigna el valor más bajo al Cesio (0,7) y el más alto al Flúor (4). Por tanto, son el menos electronegativo y más electronegativo respectivamente. A lo largo de la tabla periódica, la electronegatividad varía igual que la AE y la EI.

6. Carácter Metálico

• Metales: se caracterizan por tener poca avidez por los electrones y, de hecho, tienden a perderlos porque son más estables como cationes. Esta estabilidad está relacionada con que, al perder esos electrones, se consiga la configuración de gas noble y así obtener un orbital lleno o semilleno. Se encuentran situados en la parte izquierda y central de la tabla periódica.
• No metales: al contrario, tienen gran avidez por los electrones, ya que cuando los aceptan alcanzan la configuración de gas noble y llenan los subniveles electrónicos, lo cual los hace más estables. Por tanto, tienden a formar aniones. Los no metales están a la derecha de la tabla.
• Semimetales: son un grupo de elementos con características intermedias y son: B, Al, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.