Tendencias periódicas - Periodic trends
Las tendencias periódicas son patrones específicos en las propiedades de los elementos químicos que se revelan en la tabla periódica de elementos. Las principales tendencias periódicas incluyen electronegatividad , energía de ionización , afinidad electrónica , radios atómicos , radio iónico , carácter metálico y reactividad química .
Las tendencias periódicas surgen de los cambios en la estructura atómica de los elementos químicos dentro de sus respectivos períodos (filas horizontales) y grupos en la tabla periódica. Estas leyes permiten que los elementos químicos se organicen en la tabla periódica en función de sus estructuras y propiedades atómicas. Debido a las tendencias periódicas, las propiedades desconocidas de cualquier elemento pueden conocerse parcialmente.
Sin embargo, existen varias excepciones, como la de la energía de ionización en el grupo 3, la tendencia de afinidad electrónica del grupo 17, la tendencia de densidad de los metales alcalinos, también conocidos como elementos del grupo 1, etc.
Tendencias periódicas
Las tendencias periódicas se basan en la Ley Periódica , que establece que si los elementos químicos se enumeran en orden de número atómico creciente , muchas de sus propiedades pasan por cambios cíclicos, con elementos de propiedades similares que se repiten a intervalos. Por ejemplo, después de ordenar los elementos en su número atómico creciente, muchas de las propiedades físicas y químicas del litio , como su vigorosa reactividad con el agua, se repiten en el sodio , el potasio y el cesio .
Este principio fue descubierto por el químico ruso Dmitri Mendeleev en 1871 después de una serie de investigaciones realizadas por científicos en el siglo XIX. Mendeleev también propuso un sistema periódico de elementos que se basaba no solo en los pesos atómicos sino también en las propiedades químicas y físicas de los elementos y sus compuestos. En 1913, Henry Moseley determinó que la periodicidad depende del número atómico más que del peso atómico. Lothar Meyer presentó su mesa varios meses después de Mendeleev, pero se opuso a su ley periódica. Inicialmente, no se disponía de una explicación teórica para la Ley Periódica y se usó solo como un principio empírico, pero, con el desarrollo de la mecánica cuántica, fue posible comprender la base teórica de la Ley Periódica.
La recurrencia periódica de elementos con propiedades físicas y químicas similares, cuando los elementos se enumeran en orden de número atómico creciente, resulta directamente de la recurrencia periódica de configuraciones electrónicas similares en las capas externas de los respectivos átomos.
El descubrimiento de la Ley Periódica constituye uno de los eventos más importantes de la historia de la ciencia química. Casi todos los químicos hacen un uso extenso y continuo de la Ley Periódica. La Ley Periódica también condujo al desarrollo de la tabla periódica , que se usa ampliamente en una amplia gama de áreas.
Radio atómico
El radio atómico es la distancia desde el núcleo atómico hasta el orbital del electrón estable más externo en un átomo que está en equilibrio . El radio atómico tiende a disminuir a lo largo de un período de izquierda a derecha debido a la contracción del átomo debido al aumento de la fuerza nuclear efectiva sobre los electrones. El radio atómico generalmente aumenta mientras desciende un grupo debido a la adición de un nuevo nivel de energía (capa que causa una contracción en el tamaño de los átomos a lo largo del período). Sin embargo, los radios atómicos tienden a aumentar en diagonal, ya que la cantidad de electrones tiene un efecto mayor que el núcleo considerable. Por ejemplo, el litio (145 picómetros) tiene un radio atómico más pequeño que el magnesio (150 picómetros).
Hay 4 tipos de radio atómico:
- Radio covalente: la mitad de la distancia entre dos átomos de un compuesto diatómico, unidos por enlaces sencillos.
- Radio de Van der Waals: la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos de diferentes moléculas en una red de moléculas covalentes.
- Radio metálico: la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos adyacentes en una red metálica.
- Radio iónico: la mitad de la distancia entre dos núcleos de elementos de un compuesto iónico.
Energía de ionización
El potencial de ionización es la cantidad mínima de energía requerida para eliminar un electrón de cada átomo en un mol de un átomo aislado, neutro y gaseoso. La primera energía de ionización es la energía requerida para eliminar el primer electrón, y generalmente la n-ésima energía de ionización es la energía requerida para eliminar el n- ésimo electrón del átomo , después de los ( n -1) electrones antes de que se haya eliminado. En cuanto a la tendencia, la energía de ionización tiende a aumentar mientras se avanza a lo largo de un período porque la mayor cantidad de protones (carga nuclear más alta) atrae a los electrones en órbita con más fuerza, aumentando así la energía requerida para eliminar uno de los electrones. La energía de ionización y los potenciales de ionización son completamente diferentes. El potencial es una propiedad intensiva y se mide en "voltios"; mientras que la energía es una propiedad extensiva expresada por "eV" o "kJ / mol".
A medida que uno avanza por un grupo en la tabla periódica, la energía de ionización probablemente disminuirá ya que los electrones de valencia están más lejos del núcleo y experimentan una atracción más débil hacia la carga positiva del núcleo. Habrá un aumento de la energía de ionización de izquierda a derecha de un período determinado y una disminución de arriba a abajo. Como regla general, se requiere mucha menos energía para eliminar un electrón de capa externa que un electrón de capa interna. Como resultado, las energías de ionización para un elemento dado aumentarán de manera constante dentro de una capa determinada, y al comenzar en la siguiente capa, se mostrará un salto drástico en la energía de ionización. En pocas palabras, cuanto menor sea el número cuántico principal, mayor será la energía de ionización de los electrones dentro de esa capa. Las excepciones son los elementos de la familia del boro y el oxígeno, que requieren un poco menos de energía que la tendencia general.
Afinidad electronica
La afinidad electrónica de un átomo puede describirse como la energía liberada por un átomo cuando se le añade un electrón, o como la energía necesaria para separar un electrón de un anión con una sola carga . El signo de la afinidad electrónica puede ser bastante confuso, ya que los átomos que se vuelven más estables con la adición de un electrón (y por lo tanto se considera que tienen una mayor afinidad electrónica) muestran una disminución en la energía potencial; es decir, la energía ganada por el átomo parece ser negativa. En tal caso, la afinidad electrónica del átomo es positiva. Para los átomos que se vuelven menos estables al ganar un electrón, la energía potencial aumenta, lo que implica que el átomo gana energía. En tal caso, la afinidad electrónica del átomo es negativa. Sin embargo, en el escenario inverso donde la afinidad electrónica se define como la energía necesaria para separar un electrón de un anión, el valor energético obtenido será de la misma magnitud pero tendrá el signo opuesto. Esto se debe a que los átomos con una alta afinidad electrónica están menos inclinados a ceder un electrón y, por lo tanto, necesitan más energía para eliminar el electrón del átomo. En este caso, el átomo con el valor energético más positivo tiene una mayor afinidad electrónica. A medida que se avanza de izquierda a derecha a lo largo de un período, aumentará la afinidad de los electrones.
Aunque pueda parecer que el flúor debería tener la mayor afinidad electrónica, el tamaño pequeño del flúor genera suficiente repulsión para que el cloro (Cl) tenga la mayor afinidad electrónica.
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo o molécula para atraer pares de electrones en el contexto de un enlace químico. El tipo de enlace formado está determinado en gran medida por la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados, utilizando la escala de Pauling. En cuanto a las tendencias, a medida que uno se mueve de izquierda a derecha a lo largo de un período de la tabla periódica, la electronegatividad aumenta debido a la atracción más fuerte que obtienen los átomos a medida que aumenta la carga nuclear. Moviéndose hacia abajo en un grupo, la electronegatividad disminuye debido a un aumento en la distancia entre el núcleo y la capa de electrones de valencia, disminuyendo así la atracción, haciendo que el átomo tenga menos atracción por electrones o protones.
Sin embargo, en los elementos del grupo (iii) la electronegatividad aumenta desde el aluminio hasta el talio .
electrones de valencia
Los electrones de valencia son los electrones en la capa de electrones más externa de un átomo aislado de un elemento . A veces, también se considera la base de la tabla periódica moderna . En un período, el número de electrones de valencia aumenta (principalmente para elementos / metales ligeros ) a medida que nos movemos de izquierda a derecha. Sin embargo, en un grupo, esta tendencia periódica es constante, es decir, el número de electrones de valencia permanece igual.
Valencia
La valencia en la tabla periódica a lo largo de un período primero aumenta y luego disminuye. No hay cambio en un grupo.
Sin embargo, esta tendencia periódica se sigue escasamente para los elementos más pesados (elementos con número atómico superior a 20), especialmente para las series de lantánidos y actínidos .
Cuanto mayor sea el número de electrones del núcleo, mayor será el blindaje de los electrones de la carga del núcleo del núcleo. Por esta razón, la energía de ionización es menor para los elementos que se encuentran más abajo en un grupo, y la polarización de las especies es mayor para los elementos que están más abajo en un grupo. La valencia no cambia al descender por un grupo, ya que el comportamiento de enlace no se ve afectado por los electrones del núcleo. Sin embargo, las interacciones no vinculantes, como las que acabamos de citar, se ven afectadas por los electrones del núcleo.
Propiedades metálicas y no metálicas
Las propiedades metálicas aumentan en grupos descendentes a medida que la atracción decreciente entre los núcleos y los electrones más externos hace que los electrones más externos se unan débilmente y, por lo tanto, puedan conducir calor y electricidad. A lo largo del período, de izquierda a derecha, la creciente atracción entre los núcleos y los electrones más externos hace que el carácter metálico disminuya.
La propiedad no metálica aumenta a lo largo de un período y disminuye en el grupo por la misma razón debido a un aumento en la fuerza de atracción nuclear. Los metales son dúctiles, mientras que los no metales no lo son.