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Capítulo 8 Relaciones periódicas de los elementos En este capítulo se presenta una visión cualitativa de las relaciones periódicas de los elementos en la tabla periódica. Al terminar este capítulo, el estudiante podrá: 1. 2. 3. • • • • • 4. 5.
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Explicar la base de la tabla periódica como la descrita por Mendeleev y Meyer e indicar las limitaciones de su método. Explicar la base de la tabla periódica como la descrita por Moseley y cómo predijo las propiedades de los elementos “raros”. Identificar elementos que corresponden a cada uno de los grupos siguientes: elementos representativos gases nobles metales de transición lantánidos actínidos Describir la configuración electrónica de cationes y aniones e identificar iones y átomos que son isoelectrónicos. Aplicar el concepto de carga nuclear efectiva y constantes de protección (constantes pantalla) para justificar por qué la primera energía de ionización siempre es más pequeña que la segunda energía de ionización de un átomo dado. Predecir las tendencias de izquierda a derecha y de abajo arriba de la tabla periódica para cada uno de los siguientes: radio atómico radio iónico energía de ionización afinidad electrónica carácter metálico Decir por qué el hidrógeno se podría colocar en una clase por sí mismo al examinar sus propiedades químicas. Proporcionar ejemplos del Grupo 1A de elementos que reaccionan con oxígeno para formar óxidos, peróxidos y superóxidos. Predecir la reacción de metales alcalinos con el agua. Describir la reactividad de metales alcalinotérreos con el agua. Mencionar cómo el estroncio-90 podría aventajar las enfermedades humanas. Comparar la reactividad del boro, un metaloide, con el aluminio. Identificar los metales, no metales y metaloides del Grupo 4A. Recordar las reacciones que forman el ácido nítrico, ácido fosfórico y el ácido sulfúrico.
15. Listar los halidos (halógenos) 16. Indicar los tres ácidos hidrohalicos que son los ácidos fuertes y un ácido hidrohalicos que es un ácido débil. 17. Explicar por qué el nombre para el Grupo 8A ha cambiado de gases inertes a gases nobles. 18. Listar los tres metales de “acuñación” y explicar su inertes relativa. 19. Justificar las características de las propiedades de óxidos de los elementos del tercer periodo. 20. Clasificar los óxidos como ácidos, bases, o anfóteros. 21. Explicar por qué las bases concentradas como NaOH no se deben guardar en recipientes de vidrio. 8.1 Desarrollo de la tabla periódica El autor señala que la tabla periódica original que Mendeleev y Meyer desarrollaron, y que se basó en la masa atómica, resultó insuficiente porque tal arreglo puso al potasio antes del argón. Esto sugiere que el potasio debe estar en el mismo grupo como los gases nobles, y el argón estaría clasificado con los metales alcalinos. Este dilema se resuelve cuando en lugar de la masa atómica es el número atómico el que se usa para construir la tabla periódica. Una tarea interesante podría ser pedir a los estudiantes que examinen el resto de la tabla periódica y que encuentren dónde aumentando la masa atómica no produce un aumento uniforme en el número atómico. Una vez que encuentren estas inconsistencias, entonces quizás se les pida que investiguen las propiedades de los elementos involucrados, sugiera por qué el número atómico ubica los elementos correctamente mientras la masa atómica no lo haría. 8.2 Clasificación periódica de los elementos La combinación de configuraciones electrónicas (capítulo siete) y la tabla periódica se pueden usar para explicar la química de reacción. Los estudiantes pueden fácilmente advertir la similitud de configuraciones electrónicas de los metales alcalinos. Una vez que ha sido señalado, los estudiantes aceptan que el sodio y el potasio tendrían propiedades similares. También, como las configuraciones electrónicas cambian como uno se mueve de izquierda a derecha por la tabla periódica, es razonable esperar que las propiedades químicas también cambiarán. El concepto de electrones de valencia, los electrones externos de un átomo, se estudian en esta sección. Se usará este concepto extensivamente después cuando se discuta la notación punto por electrón y la teoría de la repulsión de pares de electrones de capa de valencia (RPECV). En esta sección, el autor introduce a sus estudiantes en el método correcto de escribir las configuraciones electrónicas para
aniones y cationes. Se ha adelantado lo mejor posible en el tema de las configuraciones electrónicas para los elementos representativos con tal de que sus estudiantes entiendan el concepto de isoelectrónico (teniendo el mismo número de electrones). Todos los iones de elementos representativos (sólo elementos representativos y no metales de transición) que son isoelectrónicos a un átomo tendrán la misma configuración electrónica como ese átomo. Por ejemplo, Na+, F-, O2-, y N3- todos son los isoelectrónicos a Ne (diez electrones), así las configuraciones electrónicas de estos cuatro iones serán las mismas como Ne. Este método no se empleará, sin embargo, para la configuración electrónica del ion metálico de transición. Se usará el hierro como un ejemplo. Hay que recordar que en el capítulo siete se estudiaron los conceptos de paramagnetismo y diamagnetismo. En experimentos, encontramos que Fe, Fe2+, y Fe3+ son todos paramagnéticos con Fe y Fe2+ ambos tienen cuatro electrones impares, mientras que Fe3+ tiene cinco electrones impares. Usando sólo los electrones de valencia para Fe, tenemos el diagrama de caja siguiente (La configuración del electrón de Fe es [Ar]4s23d6).
Para hacer Fe2+ de Fe, debemos quitar dos electrones. Nuestra primera inclinación sería quitar dos electrones del nivel 3d para conseguir
que sería consistente con Fe2+ que tiene cuatro electrones impares; sin embargo, este método no tendrá éxito para Fe3+ (cinco electrones impares) porque usando la misma lógica como
anteriormente se produce lo siguiente para Fe3+
que tiene sólo tres electrones impares y no los cinco que se requieren. El método correcto es quitar los electrones del orbital 4s primero que producirá lo siguiente para Fe2+
dando cuatro electrones impares como se determina de manera experimental. Este método resultará en lo siguiente para Fe3+
que da cinco electrones impares como se requiere. El autor señala que la razón por la que los electrones se
quiten primero, es porque las interacciones electrón-electrón y electrón-núcleo son diferentes para los átomos que para los iones. Una manera de justificar quitando los electrones 4s primero es recordar qué electrones de orbitales 3d tienen mayor probabilidad de encontrarse en orbitales que circundan hacia el centro el núcleo, mientras que los electrones del orbital 4s quizás serán encontrados más alejados del núcleo. Los estudiantes pueden concluir entonces que los electrones 3s se deben quitar antes de los 3p debido a la forma de los orbitales de p; sin embargo, nótese que ambos, 3s y 3p, tienen el mismo número cuántico principal, mientras 4s y 3d no lo tienen. Una pregunta interesante para los estudiantes es si Cu+ es paramagnético o diamagnético. Esta pregunta incorpora una de las excepciones del capítulo siete sobre la configuración electrónica y también el concepto de quitar electrones 4s antes de los 3d cuando el ion se hace cobre. 8.3 Variaciones periódicas de las propiedades físicas Los estudiantes advierten sin problema que el radio atómico aumenta cuando uno baja una columna en la tabla periódica. Es lógico que más electrones requieren más espacio. Sin embargo, para los estudiantes no resulta tan evidente que los radios atómicos disminuyen al desplazarse de izquierda a derecha a través de un periodo. Una manera de ayudarlos a aceptar esto es recordándoles que el número cuántico principal no cambia cuando uno se queda en el mismo periodo; por consiguiente, hay un pequeño cambio de energía en los electrones a medida que uno progresa a través de un periodo dado (a diferencia de ir un grupo abajo en una columna dada cuando n aumenta). El número de protones aumenta cuando uno se mueve por un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta y atrae los electrones más cercanos, y así los radios atómicos disminuyen. Si un ion tiene más electrones que protones (anión), es razonable que tendrá un radio más grande que el átomo correspondiente donde el número de electrones es igual al número de protones. La misma lógica se usa para entender que un ion que tiene más protones que electrones (catión) tendrá un radio más pequeño que el átomo neutro. Esto se ilustra con un grupo de iones isoelectrónicos (mismo número de electrones) y átomos como Al3+, Mg2+, Na+, Ne y F-. Como el listado, están en orden de tamaño creciente. Los cinco tienen diez electrones, pero varía el número de protones, también el tamaño. 8.4 Energía de ionización La energía de ionización, la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, se entiende siguiendo el concepto de radio atómico. Tiene sentido que para quitar un
electrón que está más alejado del núcleo (radio atómico más grande) requerirá menos energía. Si requiere menos energía, entonces por definición, tiene una energía más baja de ionización. Por consiguiente, puesto que el tamaño de los átomos aumentan cuando uno baja una columna en la tabla periódica, la energía de ionización disminuirá. El tamaño de los átomos disminuye de izquierda a derecha a través de un periodo, así la ionización debe aumentar. Es interesante advertir que se trata de una reacción endotérmica puesto que se requiere energía para ionizar un átomo gaseoso. Esto indica que los átomos gaseosos aislados no se ionizarán espontáneamente porque eso violaría la ley de la conservación de la energía. 8.5 Afinidad electrónica Se define la afinidad electrónica como el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Dicho de otra manera, la afinidad electrónica es la cantidad de energía requerida para quitar un electrón en forma de ion gaseoso. Por consiguiente, si la afinidad electrónica es grande (una cantidad grande de energía se requiere para quitar un electrón del anión), entonces el anión es muy estable. 8.6 Variación de representativos
las
propiedades
químicas
de
los
elementos
En esta sección, el autor hace un estudio extenso de cada grupo de elementos representativos. Debe advertirse que las propiedades son similares dentro de un grupo, pero éstas varían cuando el grupo contiene un metaloide. Quizás valga la pena mencionar que la reacción de trióxido de azufre con el agua SO3(g) + H2O (ℓ)
H2SO4(ac)
es la reacción fundamental de lo que conocemos como lluvia ácida. También, al repasar el grupo 7A, recuerde a los estudiantes que el ácido fluorhídrico es un ácido débil (no ioniza completamente), pero es bastante reactivo para grabar el vidrio. Lo anterior sirve para reforzar una vez más el concepto de que los ácidos débiles no son necesariamente menos peligrosos que los ácidos fuertes. Por último, en una nota práctica, el autor indica que bases muy concentradas como NaOH(ac) no se deben guardar en cristalería Pyrex debido a la reacción potencial del SiO2(s) y la base. Quizás muchos de nosotros hemos experimentado los tapones de vidrio molido pegado en los frascos volumétricos debido a esta reacción.