Tema 3: Periodicidad. 3.2. Tendencias periódicas

Periodicidad en los grupos:

Reactividad de los alcalinos con agua:

Los alcalinos reaccionan con agua, produciendo el hidróxido correspondiente e hidrógeno, que se libera e incluso puede llegar a entrar en ignición, debido a la energía que se libera en la reacción (es exotérmica):

M + H₂O = M(OH) + ½ H₂

Reactividad relativa de los halógenos y entre sí:

Respecto a los halógenos, el poder oxidante decrece desde el flúor al yodo, por lo que el flúor es capaz de oxidar a los iones cloruro, bromuro y yoduro; el cloro al bromuro y el yoduro; y el bromo sólo al yoduro.

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

¬¾¾¾¾¾¾¾

PODER OXIDANTE

Periodicidad en los periodos:

En esta WEB podéis explorar la periodicidad a lo largo del tercer periodo, específicamente el carácter ácido-base de los óxidos de los elementos del tercer periodo.

Óxidos básicos:

Na₂O + H₂O ¾® 2 NaOH

MgO + H₂O ¾® Mg(OH)₂

Óxido anfótero:

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O ¾® 2 NaAl(OH)₄

Al₂O₃ + 6 HCl ¾® 2 AlCl₃ + 3 H₂O

Óxidos ácidos:

SiO₂ + 2 NaOH ¾® Na₂SiO₃ + H₂O

CO₂ + H₂O ¾® H₂CO₃

SO₃ + H₂O ¾® H₂SO₄

SO₂ + H₂O ¾® H₂SO₃

P₄O₁₀ + 6 H₂O ¾® 4 H₃PO₄
Cl₂O₅ + H₂O ¾® 2 HClO₃

Puede verse que, conforme avanzamos por el periodo, el carácter básico se transforma gradualmente en ácido.

Propiedades periódicas:

Las propiedades periódicas clásicas son cuatro:

• radio atómico, definido como la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos iguales
• potencial de ionización, energía necesaria para arrancarle un electrón al átomo en estado gaseoso
• afinidad electrónica, energía desprendida cuando un átomo en fase gaseosa acepta un electrón transformándose en un anión
• electronegatividad, tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace

En este ENLACE se puede descargar un fichero con los datos y gráficos de las cuatro propiedades periódicas clásicas.

El radio atómico de un elemento viene determinado por el equilibrio entre dos factores:

• El apantallamiento del núcleo que hacen los electrones de las capas internas, que contribuye a que el tamaño crezca: cuanto más apantallado esté el núcleo, menor será la carga nuclear efectiva, y por lo tanto la atracción que sienten los electrones externos, que es lo que determina el tamaño del átomo
• La carga nuclear, que contribuye a que el tamaño disminuya: cuanto mayor la carga, mayor la atracción por los electrones externos y menor el tamaño.

A lo largo de un periodo, mientras se añaden electrones a la capa de valencia, el apantallamiento se mantiene constante, y lo que predomina es el efecto del aumento de la carga nuclear, por lo que el tamaño disminuye. Sin embargo, al bajar en un grupo, los electrones que median entre la capa de valencia y el núcleo apantallan muy bien al núcleo, por lo que el tamaño aumenta, a lo que se añade que los electrones se sitúan en un nuevo nivel.

Cabe en este punto hablar de los radios iónicos, en los que se pueden establecer algunas reglas sencillas:

• Los cationes siempre son más pequeños que los aniones (hay más protones para menos electrones)
• Entre los cationes, cuanto mayor sea la carga, más pequeño es el catión (por la misma razón anterior)
• Entre los aniones, cuanto mayor sea la carga, más grande será el anión (hay más electrones para menos protones)

En definitiva, el tamaño de los iones depende de la ratio electrones/protones: cuanto mayor sea (aniones), más grande es el ión y a la inversa.

La variación del potencial de ionización se puede explicar aludiendo al tamaño del átomo que hemos visto antes: cuanto más lejos esté el electrón (por un mayor apantallamiento del núcleo), menos energía hará falta para arrancárselo al átomo, y a la inversa. Por eso, la variación del potencial de ionización es la inversa a la del radio atómico. Los dientes de sierra que muestra la gráfica son consecuencia de que las configuraciones de capa llena o semillena son especialmente estables, y por ello, cuesta más energía romperlas, y menos alcanzarlas.

Otro tanto cabe decir de la afinidad electrónica, que puede verse como el potencial de ionización del anión correspondiente, cambiado de signo, y que por lo tanto, cabe esperar que se comporte igual que el potencial de ionización, y por los mismos motivos.

Finalmente, la electronegatividad, que también varía como el potencial de ionización y la afinidad electrónica. Si pensamos en qué es la electronegatividad, es fácil darse cuenta de que mide a la vez esas dos propiedades, y por ello no es sorprendente que varíe como ellas; un elemento con bajo potencial de ionización y baja afinidad electrónica tendrá muy poca tendencia a atraer hacia sí los electrones compartidos, y por lo tanto tendrá baja electronegatividad, y viceversa.