Propiedades Periodicas de los elementos de la tabla periódica

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Tendencias periódicas de los radios iónicos. Así como los radios atómicos enlazantes pueden determinarse a partir de las distancias interatómicas en los elementos, los radios iónicos pueden determinarse a partir de las distancias interatómicas en los compuestos iónicos. Como el tamaño de un átomo, el tamaño de un ion depende de su carga nuclear, el número de electrones que posee, y los orbitales en donde se encuentran los electrones de valencia. La formación de un catión desocupa los orbitales ocupados más extendidos en el espacio de un átomo, y disminuye el número de repulsiones electrón- electrón. Por lo tanto, los cationes son más pequeños que sus átomos de los que se originan.

Variaciones en las energías de ionización sucesivas. Cada elemento muestra un gran incremento en la energía de ionización cuando los electrones son eliminados de su centro (Kemell) de gas noble. Esta observación fundamenta la idea de que sólo los electrones más externos, aquellos que se encuentran más allá del centro de gas noble, están involucrados en el compartimiento y transferencia de los electrones que dan lugar a los enlaces químicos y a las reacciones químicas. Los electrones internos están unidos con demasiada fuerza al núcleo para que el átomo los pierda, o incluso para compartirlos con otro átomo.

Tendencias periódicas en las primeras energías de ionización. Hemos visto que la energía de ionización de un elemento dado aumenta cuando eliminamos electrones sucesivos. ¿Qué tendencias observamos en la energía de ionización cuando nos movemos de un elemento a otro en la tabla periódica? .

Las tendencias importantes son las siguientes: 1. Dentro de cada fila (periodo) de la tabla, la I\ generalmente aumenta cuando aumenta el número atómico. Los metales alcalinos presentan la energía de ionización más baja en cada fila, y los gases nobles muestran la más alta. Existen ciertas irregularidades en esta tendencia que explicaremos un poco más adelante. 2. Dentro de cada columna (grupo) de la tabla, la energía de ionización generalmente disminuye cuando aumenta el número atómico. Por ejemplo, las energías de ionización de los gases nobles siguen el orden He > Ne > Ar > Kr > Xe. 3. Los elementos del bloque s y p muestran un mayor intervalo de valores de Zj que los metales de transición. En general, las energías de ionización de los metales de transición aumentan con lentitud conforme nos movemos de izquierda a derecha en un periodo. Los metales del bloque/, los cuales no aparecen en la figura 7.11, también muestran sólo una pequeña variación en los valores de I\.

La primera energía de ionización de un átomo es una medida del cambio de energía asociado con la eliminación de un electrón del átomo para formar un ion con carga positiva. El valor positivo de la energía de ionización significa que se debe proporcionar energía al átomo para eliminar el electrón. Además, la mayoría de los átomos pueden ganar electrones para formar iones con carga negativa. El cambio de energía que ocurre cuando un electrón se añade a un átomo gaseoso se conoce como afinidad electrónica, ya que mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido. Es importante comprender la diferencia entre la energía de ionización y la afinidad electrónica: la energía de ionización mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón, mientras que la afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomo gana un electrón. Cuanta mayor sea la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativa será la afinidad electrónica del átomo. En el caso de algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que significa que el anión tiene mayor energía que el átomo y e l electrón por separado.

Nuestra explicación sobre radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y carácter metálico nos da una idea de la forma en que podemos utilizar la tabla periódica para organizar y recordar hechos. Como hemos visto, los elementos de un grupo poseen similitudes generales. Sin embargo, también existen tendencias cuando nos movemos a través de un grupo. En esta sección utilizaremos la tabla periódica y nuestro conocimiento sobre configuraciones electrónicas para analizar la química de los metales alcalinos (Grupo 1A) y de los metales alcalinotérreos (Grupo 2A).

Grupo 1 A: los metales alcalinos

Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos. Todos tienen propiedades metálicas características como brillo metálico plateado y altas conductividades térmicas y eléctricas. El nombre alcalino proviene de la palabra árabe que significa "cenizas". Muchos compuestos del sodio y el potasio, dos metales alcalinos, fueron aislados de las cenizas de la madera por los primeros químicos.

Grupo 2A: los metales alcalinotérreos

Al igual que los metales alcalinos, todos los elementos del grupo 2A son sólidos a temperatura ambiente y tienen propiedades metálicas típicas, algunas de las cuales se presentan en la tabla. En comparación con los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos son más duros y más densos, y funden a temperaturas más elevadas. Las primeras energías de ionización de los elementos alcalinotérreos son bajas, pero no son tan bajas como las de los metales alcalinos. Como consecuencia, los metales alcalinotérreos son menos reactivos que sus vecinos los metales alcalinos. La facilidad con la que los elementos pierden electrones disminuye cuando nos movemos a través de la tabla periódica de izquierda a derecha, y aumenta cuando descendemos un grupo. Por lo tanto, el berilio y el magnesio, los miembros más ligeros de los metales alcalinotérreos, son los menos reactivos.