Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Estudios Superiores- Zaragoza

Química Farmacéutica Biológica

Química II

Amador Vázquez Irving Octavio

Propiedades periódicas.

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la tabla periódica siguiendo la "periodicidad" de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán  dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión. El termino periodicidad supone por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos o periodos  va a responder a una regla general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el comportamiento, desde un punto de vista químico, de un  elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera de sus propiedades periódicas.

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:- Radio atómico  - Potencial de ionización- Afinidad electrónica- Electronegatividad:- Carácter metálico

Y también las siguientes propiedades físicas tienen una variación periódica: - Densidad- Calor específico- Punto de ebullición- Punto de fusión 

Radio atómico.

Se define el radio atómico como la distancia más probable del electrón más externo al núcleo. Se dice distancia más probable, ya que según la mecánica cuántica, el electrón no se encuentra confinado en una órbita o trayectoria cerrada y solamente se puede hablar en términos de probabilidad de encontrar al electrón en un punto dado del espacio. 

De los datos experimentales que se conocen, se infiere que el radio atómico disminuye a lo largo de un periodo y por el contrario aumenta al descender en un grupo de la Tabla Periódica. Parece que esto es un contrasentido pues es de esperar que al aumentar Z (el numero atómico), el átomo al poseer más electrones aumente de tamaño y que por tanto a mayor Z, mayor radio.

La explicación no es sencilla, tiene que ver con lo que se denomina "efecto pantalla" que es el efecto que causan los electrones más internos en el electrón más externo. Hay que pensar que el electrón está sometido a la fuerza de atracción proveniente del núcleo y a la de repulsión debido a los otros electrones que tiene el átomo. Cuando estos electrones están en orbitales más internos (los que tienen "n" menor) el efecto es mayor que cuando residen en orbitales tan externos como el del electrón al que repelen.

Veamos primeramente la variación en un periodo. Cojamos para aclarar el segundo periodo que empieza con el Li=1s22s1 y que acaba con el Ne=1s22s22p6. Si nos fijamos, los siete electrones de diferencia que hay entre uno y otro, se han ido incluyendo en orbitales s o p con el mismo número cuántico principal (n=2), estos nuevos electrones son poco apantallantes y repelen poco al electrón más externo, mientras que el núcleo, de uno a otro elemento, ha aumentado en 8 protones. En el balance, la atracción nuclear supera a la repulsión electrónica por eso el radio disminuye. 

En un grupo sucede lo contrario. Tomemos como ejemplo el primer grupo de la tabla periódica. Del H Z=1, al Ra Z=88, el núcleo adquiere 87 protones, pero los 87 electrones han ido ocupando orbitales más internos (desde n=1 hasta n=6) ocasionando un gran efecto pantalla. En el balance, la repulsión es muy grande frente a la atracción nuclear y esto permite que ese electrón más externo esté poco atraído por el núcleo y por tanto el radio atómico aumente.

Potencial de ionización.

Se  define el potencial de ionización como la energía que debemos suministrar a un átomo para arrancarle un electrón.

El potencial de ionización nos mide la "facilidad" con la que un átomo neutro se puede convertir en un ión positivo (catión).  En teoría, el proceso puede repetirse y las cantidades de energía necesarias se llamarían segundo potencial de ionización, tercer... etc.

La energía que habrá que suministrar  al electrón para que pueda escapar del átomo tendrá que ver con la mayor o menor fuerza con la que es atraído por el núcleo y repelido por los otros electrones, y esta a su vez depende del número de protones (Z) y de la repulsión de los otros electrones sobre el que se va a arrancar. En definitiva volvemos a lo mismo: al efecto pantalla. 

Según bajamos en un grupo el efecto pantalla aumenta, por tanto, según bajamos en un  grupo, el potencial de ionización disminuye. Por  el contrario,  a lo largo del periodo, el efecto pantalla disminuye y por tanto, el potencial de ionización aumenta. 

Según esto, los elementos cuanto más a la izquierda y más abajo estén situados en la Tabla Periódica (los metales) mayor facilidad tendrán de formar iones positivos.  

Electroafinidad (afinidad electrónica)

La electroafinidad o afinidad electrónica se define como la energía desprendida en el proceso mediante el cual un átomo captura un electrón, convirtiéndose en un ión negativo (anión).

El proceso es justamente el contrario al que vimos en  el caso del potencial de ionización. Este último era un proceso endotérmico (consume energía), por el contario la afinidad electrónica sería exotérmico (desprende energía) y por tanto, según el principio de mínima energía, cuanto mayor sea la energía desprendida, más estable será el producto (ión) formado. En definitiva, a mayor electroafinidad, mayor tendencia a formar iones negativos.

Para comprender la variación  en la tabla periódica, debemos hacer el razonamiento contrario al que hicimos en el caso del potencial de ionización, cuanto menor es el efecto pantalla, mayor será la repulsión sufrida por el nuevo electrón y viceversa. Por tanto, la electroafinidad disminuye al bajar en un grupo y aumenta a lo largo de un periodo.

Según esto, los elementos que presentan mayor tendencia a formar iones negativos estarán situados arriba y a la derecha de la Tabla Periódica.

Electronegatividad

La electronegatividad se define como una propiedad que nos mide la atracción que ejerce un átomo sobre los electrones del enlace. Es por tanto, una propiedad que no se refiere al átomo aislado, sino al átomo enlazado y más concretamente, cuando está enlazado de manera covalente (compartiendo electrones con otro).

Es claro que aquellos átomos que tienen tendencia a capturar electrones (electroafinidades altas) y  poca tendencia a formar iones positivos (potenciales de ionización altos) serán más electronegativos.

El científico americano Linus Pauling propuso una escala basada en consideraciones teóricas; la escala va de 0 a 4, el valor 4 representaría el máximo (el flúor según esta escala es 3,98) y el 0 sería el mínimo (gases nobles como el helio).

La variación de la electronegatividad estará de acuerdo a como  lo hacen el potencial de ionización y la electroafinidad. A medida que bajamos en un grupo disminuye la electronegatividad. Por el contrario, cuando avanzamos en el periodo la electronegatividad aumentará.

Cuanto más a la derecha y más arriba en la Tabla Periódica mayor será la electronegatividad, por ello la electronegatividad más alta corresponde a los no metales.

Carácter metálico.

Desde el punto de vista químico son elementos metálicos aquellos que manifiestan carácter electropositivo, tienen pocos electrones de valencia y tienden a perderlos. Son de elementos que tienen pequeño potencial de ionización, baja afinidad electrónica y pequeña electronegatividad. 

Son metales la mayoría de los elementos de la tabla periódica, concretamente los metales alcalinos, alcalinotérreos, elementos de transición y de transición interna, y los elementos más voluminosos de los grupos 11(Al, Ga, etc.), 12(Sn, Pb) y 13(Bi). 

Los elementos químicos tienen mayor carácter metálico cuanto más abajo y a la izquierda de la tabla periódica se encuentren (Al igual que el radio atómico).

Es decir, el elemento con mayor carácter metálico será el Francio “Fr” (es el elemento que se encuentra más abajo y a la izquierda de

la tabla periódica) y el elemento con menor carácter metálico será el Flúor “F” (es el elemento que más arriba y a la derecha se encuentra de la tabla periódica sin tener en cuenta los gases nobles).

Como se sabe cada grupo tiene ciertas características físicas y químicas semejantes ahora hablaremos sobre algunas características de cada grupo de la tabla periódica.

Grupo I A

Todos los elementos alcalinos son metales plateados brillantes. Al igual que los demás metales, tienen conductividad eléctrica y térmica elevada. Por ejemplo, los metales alcalinos son muy blandos, y se vuelven más conforme se desciende en el grupo. Así el litio se puede cortar con un cuchillo, mientras que el potasio se puede "aplastar" como si fuera mantequilla. Casi todos los metales tienen punto de fusión altos, peros los metales alcalinos son muy bajos y se vuelven más aun al descender en el grupo. Lo blando y lo bajo del punto de fusión de los metales alcalinos se puede atribuir a los enlaces metálicos tan débiles de estos elementos.

Menos típica aun son las densidades de los metales alcalinos. Casi todos los metales tienen densidades entre 5 y 15 g*cm-3.

Por lo regular estos metales se guardan inmersos en aceite, porque si entran en contacto con el aire una gruesa capa de productos de oxidación cubre con rapidez la lustrosa superficie del metal.

Puntos de fusiónElemento °C

Li 180Na 98K 64Rb 39Cs 29

Grupo II A

Los metales alcalinotérreos son plateados y de densidad más bien baja. Por lo general su densidad disminuye al aumentar el numero atómico. Los metales alcalinotérreos tienen enlaces metálicos mas fuertes que los alcalinos, característica que resulta evidente en función de los altos puntos de fusión y en su mayor dureza. Aunque la densidad aumenta al descender en el grupo, el punto de fusión cambia muy poco. El radio atómico aumente al descender en el grupo y es ms pequeño que el de los metales alcalinos.

Puntos de fusión de los metales alcalinotérreos comunesElemento °CMg 649Ca 839Sr 768Ba 727

Los metales alcalinotérreos son químicamente menos reactivos que los metales alcalinos, pero aun así son mas reactivos que la mayor parte de los demás elementos metálicos.

Los iones de los metales alcalinotérreos siempre tienen un numero de oxidación de +2, y sus compuestos son en mayor parte sólidos estables, incoloros y iónicos, a menos que esté presente en un anión colorido. La mayor parte de los enlaces de los compuestos de metales alcalinotérreos son de carácter iónico, pero el comportamiento covalente se manifiesta en particular en los compuestos del magnesio.

Grupo XIII A

El boro exhibe un comportamiento principalmente no metálico y se clasifica como semimetal, mientras que los otros miembros de grupo 13 son metales. Pero incluso los metales no muestran un patrón simple de puntos de fusión, aunque sus puntos de ebullición muestran una tendencia decreciente a medida que aumenta la masa de cada elemento.

Puntos de fusión y ebullición de los elementos del grupo 13Elemento Puntos de fusión °C Punto de ebullición °CB 2180 3650Al 660 2467Ga 30 2403In 157 2080Tl 303 1457

Grupo XIV A

Los primeros tres elementos dl grupo 14 tienen puntos de fusión muy altos, característicos de los enlaces de red covalente de los no metales y semimetales, en tanto los dos metales del grupo tienen puntos de fusión bajos y, como es común en los metales, amplios intervalos de estado liquido. Todos los elementos del grupo 14 forman compuestos en los cuales forman cadenas de átomos consigo mismos. La capacidad para formar cadenas disminuye al descender en el grupo.

Puntos de fusión y de ebullición de los elementos del grupo 14Elemento Punto de fusión °C Punto de ebullición °CC Sublima a 4100Si 1420 3280Ge 945 2850Sn 232 2623Pb 327 1751

Todos los miembros del grupo 1 forman compuestos en los cuales tienen un numero de oxidación de +4. Este estado de oxidación implica enlaces covalentes, incluso en el caso de los dos metales del grupo. Asimismo, existe un estado de oxidación de -4.

Grupo XV A

Los dos primeros miembros del grupo 15, e nitrógeno y el fosforo, son no metales, los tres miembros restantes, el arsénico, el antimonio y el bismuto, tienen cierto carácter metálico. No hay una división definida en cuanto a propiedades entre los no metales y metales. Dos propiedades características que podemos estudiar son la resistividad eléctrica de los elementos y el comportamiento acido-base de los óxidos.

Propiedades de los elementos del grupo 15Elemento Aspecto a TPEA Resistividad

eléctrica (µΩ*cm)Propiedades acido-base de los óxidos

Nitrógeno Gas incoloro - Ácidos y neutrosFosforo Solido céreo

blanco1017 Ácidos

Arsénico Solido metálico frágil

33 Anfotericos

Antimonio Solido metálico frágil

42 Anfotericos

Bismuto Solido metálico frágil

120 Básicos

Ni el nitrógeno ni el fosforo conducen electricidad, y ambos forman óxidos ácidos, por lo que se les clasifica sin ambigüedad como no metales. Si quisiéramos decidir donde se debe trazar la vaga frontera entre metales y semimetales, los puntos de fusión y de ebullición son un indicador muy bueno. En el grupo 15 estos parámetros aumentan a medida que descendemos en el grupo, a excepción de una pequeña disminución al pasar del antimonio al bismuto.

Así pues, el patrón de incremento y disminución que se muestra en la tabla indica que los elementos más ligeros del grupo 15 siguen la tendencia característica de los no metales y el cambio hacia la tendencia descendente de los metales se indica en el bismuto. De hecho solo el antimonio y el bismuto tienen el largo intervalo liquido característico de los metales. Por consiguiente, nos referiremos al arsénico como a un semimetal y consideramos el antimonio y el bismuto como metales, si bien muy "débiles".

Puntos de fusión y de ebullición de los elementos del grupo 15Elemento Punto de fusión °C Punto de ebullición °CN -210 -196P 44 281As Sublima a 615Sb 631 1387Bi 271 1564Grupo XVI A

A este grupo también se le conoce como el de los calcogenos. El oxígenos, el azufre y el selenio son los no metales del grupo; al telurio por lo general se le considera un semimetal; y al polonio se le considera como el único metal verdadero del grupo 16. Sin duda los puntos de fusión y de ebullición muestran la tendencia ascendente característica de los no metales, seguida de la tendencia descendente en el polonio, característica de los metales. Nuestra clasificación del polonio como metal se confirma por su baja resistividad eléctrica de 43 µΩ*cm.

Puntos de fusión y de ebullición de los metales del grupo 16Elemento Punto de fusión °C Punto de ebullición °CO -219 -183S 119 445Se 221 685Te 452 987Po 254 962Con la excepción obvia del oxigeno, hay patrones en los estados de oxidación de los elementos del grupo 16. Encontraremos todos los estados de oxidación pares desde +6. pasando por +4 y +2, hasta -2. La estabilidad de los estados de oxidación -2 y +6 disminuye al bajar por el grupo, mientras que la del estado +4 aumenta. Como sucede en muchos grupos, las tendencias no son tan regulares como nos gustaría que fueran.

Grupo XVII A

En condiciones normales, el flúor es un gas incoloro; el cloro es un gas color verde pálido; el bromo es un liquido aceitoso de color cafe-rojiso. Aunque el yodo tiene un aspecto metálico, se comporta como un no metal típico en casi toda su química.

En la tabla de a continuación se muestra el aumento de los puntos de fusión y de ebullición de estos elementos no metálicos. Puesto que los halógenos diatónicos solo poseen fuerza de dispersión entre las moléculas, sus puntos de fusión y de ebullición dependen de la polarizabilidad de las moléculas, propiedad que a su vez, depende del número total de electrones.

Puntos de fusión y ebullición de los elementos del grupo 17Elemento Punto de fusión °C Punto de ebullición °C Numero de electronesF -219 -188 18Cl -101 -34 34Br -7 60 70I 144 185 106El estado de oxidación del flúor siempre es -1 mientras que los otros halógenos tienen números de oxidación comunes de -1, +1, +3, +5 y +7. Mientras mas alto el numero de oxidación, mayor es la capacidad oxidante.

Todos los halógenos tienen números atómicos impares, por ello, se espera que tenga pocos isotopos naturales.

Grupo XVIII A

Todos los elementos del grupo 18 son gases monoatómicos incoloros e incoloros a la temperatura ambiente. No arden ni mantienen la combustión; de hecho, constituyen el grupo menos reactivo de la tabla periódica. Los puntos de fusión y de ebullición tan bajos de los gases nobles indican que las fuerzas de dispersión que mantienen los átomos unidos en las fases solida y liquida son muy débiles. La tendencia en los puntos de fusión y de ebullición corresponde al número creciente de electrones.

Puesto que todos estos elementos son gases monoatómicos, existe una tendencia uniforme en las densidades a la misma temperatura y presión. La tendencia es un simple reflejo del aumento en la masa molar.

Hasta la fecha, solo se han aislado compuestos químicos de los tres miembros más pesados del grupo: kriptón, xenón y radón. Se conocen pocos compuestos del kriptón, pero el xenón tiene una química extensa. El estudio de la química del radón es muy difícil porque todos los isotopos de radón son altamente radiactivos.

Puntos de fusión y ebullición de los elementos del grupo 18Elemento Peso atómico

(g*mol-1)Punto de fusión °C Punto de ebullición

°CHe 4.00 - -269Ne 20.18 -249 -246Ar 39.95 -189 -186Kr 83.80 -157 -153Xe 131.29 -112 -108Rn 222 -71 -62