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PROPIEDADES PERIODICAS

Í N D I C E
1. Introducción
2. Propiedades Periódicas
3. Energía de Ionización
4. Número atómico (Z).Masa atómica (A).Electronegatividad.


1. INTRODUCCIÓN

Introducción.

De los 115 elementos conocidos, 11 son gases en condiciones atmosféricas. Seis pertenecen a los elementos del grupo 8 A (los gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) y otros cinco son hidrogeno (H2), nitrógeno (N2), oxigeno (O2), fluor (F2) y cloro (Cl2). Curiosamente, sólo dos elementos son líquidos a 25º C: mercurio (Hg) y bromo (Br2). Se ignoran las propiedades de todos los elementos conocidos porque algunos de ellos nunca se han preparado en cantidades suficientemente grandes para investigación. En tales casos se debe confiar en las tendencias periódicas para predecir sus propiedades.

Entonces la importancia de manejar las propiedades de la tabla periódica radica en el hecho de que los alumnos sean capaces de aplicar los distintos criterios existentes para trabajar con la tabla periódica, poder distinguir si el elemento es un metal, gas, etc…

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2. Propiedades Periódicas.

 

Muchas propiedades de los elementos varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico con patrones que se repiten periódicamente.
La comprensión de esta periodicidad permite entender mejor el enlace de los compuestos simples, y nos otorga una cierta capacidad de predicción sobre las propiedades de un elemento mientras conozcamos da su situación en la tabla periódica.

Radio Atómico.
El tamaño del átomo se define en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Por medio del radio atómico nos es posible identificar el tamaño de los átomos, existen varias técnicas para identificar el tamaño de los átomos como por ejemplo la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X.
En la imagen se pueden observar que los radios de los átomos dependen de su posición en la tabla periódica. Conforme se avanza en la tabla periódica el radio de los elementos experimenta variaciones y estas son:
1. Aumentan hacia abajo en un grupo. (Ver imagen 1.)
2. Disminuyen a los largo de un periodo. (Ver imagen 1.)
Figura 1: Radios atómicos de elementos representativos, de acuerdo con su posición en la tabla periódica. En la imagen se puede apreciar

Figura 1: Radios atómicos de elementos representativos, de acuerdo con su posición en la tabla periódica. En la imagen se puede apreciar

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3. Energía de Ionización

           

Energía de Ionización.
La estabilidad de los electrones externos se refleja de manera directa en la energía de Ionización de los átomos. La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental (estado energético mas bajo). La magnitud de la energía de ionización es una medida de que tan “fuertemente” se encuentra unido el electrón al átomo. Cuanto mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón. Para los átomos poli electrónicos, la cantidad de energía requerida para quitar el primer electrón del átomo en su estado fundamental, se denomina primera energía de ionización (I1), la segunda energía de ionización (I2), y la tercera energía de ionización (I3). Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente. La energía de ionización siempre va aumentando en el siguiente orden:
I1 < I2 < I3 <…
Primera energía de ionización en función del número atómico.
• Al avanzar en un periodo, la energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico.
• Al bajar en una familia, la energía de ionización disminuye al incrementar el número atómico.

Figura 2: Comportamiento de la energía de ionización. En la tabla periódica.
Las bases físicas de estas observaciones son:
• Conforme crece la carga efectiva o conforme la distancia del electrón al núcleo disminuye, habrá mayor atracción entre el núcleo y el electrón. La carga efectiva crece a lo largo de un periodo y además el radio atómico también disminuye
• Al bajar en una familia, la distancia entre el núcleo y el electrón aumenta y la atracción entre el electrón y el núcleo disminuye

           



4. Numero atómico (Z).

Numero atómico (Z).
Todos los átomos su pueden identificar por el numero de protones que contienen. El Numero atómico Z, es el numero de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. Por ejemplo el número del sodio (Na) es 11. Esto quiere decir que cada átomo neutro de sodio tiene 11 protones y 11 electrones. O también puede ser visto desde el punto de vista que cada átomo en el universo que contenga 11 protones se llama “sodio”.
Masa atómica (A).
El número de masa es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Existe un excepción de la forma más común del hidrogeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones. El número de masa esta dado por:
A= Z + Nº de N
Numero masico (A)= numero atómico (Z) + numero de neutrones (N)
Numero de masa = numero de protones + numero de neutrones.
La expresión dada es sirve para calcular tanto el numero de masa como también el numero atómico.
El numero de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el numero de masa y el numero atómico (A-Z). Por ejemplo, el numero de masa del fluor es 19 y su numero atómico es 9 lo que quiere decir que tiene 9 protones en el núcleo. Así, el numero de neutrones en un átomo de fluor es 19-9= 10.
El número atómico (Z) y el número de masa (A), se denotan de la siguiente manera (X representa cualquier elemento):

 

Imagen 3: la imagen nos representa de manera como identificar el Z y A, de cada elemento.


Es importante mencionar que no todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos, un isotopo es un átomo que tiene el mismo número atómico pero diferente número masico. Por ejemplos existen tres isótopos del hidrogeno. (Ver imagen 3)

Imagen 4: Isótopos del hidrogeno.


El número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos que tienen el mismo comportamiento químico pero diferente masa. Los isótopos del hidrógeno son el protio (sin neutrones), el deuterio (un neutrón) este isotopo es utilizado en reactores nucleares y en bombas atómicas. Y el tritio (dos neutrones), carece las propiedades del las propiedades necesarias para tales aplicaciones. El hidrogeno es el único que tiene un nombre distinto para cada uno de sus isótopos, los isótopos de los demás elementos como por ejemplo del uranio otro elemento con características radiactivas sus isótopos se llaman uranio-235 y uranio-238.


Electronegatividad.
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente. Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos. Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por ganancia de electrones. Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. La electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y la energía de ionización.

Imagen 5: electronegatividad de los elementos comunes. Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica.