La Tabla Periódica

(Los Elementos y la Estructura Atómica)

 

Jorge Rafael Martínez Peniche

 

Propiedades Físicas y Estructurales

EL TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS

El origen de la Tabla Periódica está relacionado en cierta medida con el tamaño de los átomos, recuérdese que Meyer descubrió la periodicidad basándose en la medición (indirecta) del tamaño de los átomos al crear su gráfica de volumen atómico contra peso atómico.

 

Hemos mencionado el peso de un átomo de Hidrógeno que en cierto sentido puede hablarnos del tamaño extraordinariamente pequeño de los átomos. Ahora trataremos de explicar cómo se puede saber el tamaño real de los átomos por medio de una medición experimental más precisa.

 

Tradicionalmente, los modelos atómicos desde Dalton han supuesto una cierta simetría esférica para los átomos, tal vez porque matemáticamente la esfera presenta la más simple de las simetrías espaciales al necesitarse sólamente un parámetro (el radio) para describirla completamente. Es decir, para conocer el tamaño y el volumen de un átomo (dimensiones asociadas con algunas de sus propiedades principales), basta con saber su radio.

 

            A principios del presente siglo William Henry Bragg (1862-1942) y William Lawrence Bragg (1890-1971), padre e hijo, desarrollaron una técnica que permitió medir con mayor precisión los radios de los átomos. Esta técnica está fundamentada en la forma en que se comporta una onda al atravesar el espacio interatómico de un cristal, lo que actualmente se conoce como difracción de Bragg por su semejanza con el fenómeno de difracción de las ondas de luz cuando cruzan una rejilla cuyas dimensiones son comparables a su longitud de onda[1], hecho experimental que se conocía desde tiempos de Issac Newton.

 

William Henry Bragg

William Lawrence Bragg

 

Con el experimento de difracción se obtienen patrones con zonas claras y oscuras que están relacionados con las posiciones relativas de los átomos en la muestra. A partir de estos patrones se pueden deducir las distancias interatómicas.

 

Se ha observado que las distancias interatómicas son del orden de 10-8 (0.00000001) centímetros, por lo que para lograr la difracción en un cristal, es necesario utilizar ondas con longitud de onda similar. Las ondas que cumplen con estas características son las llamadas Rayos X con las que estamos bastante familiarizados debido a sus aplicaciones en medicina. Por lo tanto, en el lenguaje de la Física se dice que el radio de los átomos se mide con un experimento de difracción de Rayos X[2].

 

 

El procedimiento consistiría en medir las distancias interatómicas en un cristal y a partir de estas obtener el radio de los átomos.

 

 

Desafortunadamente, el radio de los átomos no es siempre el mismo, tiene que ver con el ambiente que rodea al átomo en particular; es decir, depende de los átomos a los que está unido (depende del enlace químico). Es por esto que se puede distinguir entre diferentes tipos de radio, así se habla de radio covalente, radio metálico, radio de Van der Waals, radio iónico. Estos diferentes tipos de radio tienen en común que dependen periódicamente del número atómico, por lo tanto todos son propiedades periódicas de los elementos.

EL RADIO COVALENTE

El llamado enlace químico (la unión entre átomos), se lleva a cabo por medio de los electrones, principalmente los electrones más externos (electrones de valencia, llamados así por su relación con la teoría de valencia) de los átomos. Los átomos al unirse comparten con sus vecinos sus electrones mas externos. Esta compartición no necesariamente es equitativa, hay átomos que tienen mayor avidez por los electrones y tratan de robárselos a átomos que los sostienen de forma mas débil, lo que trae como consecuencia que en algunos enlaces químicos los electrones están más cerca de algunos átomos que de otros.

 

Se dice que el enlace es covalente cuando los dos átomos comparten los electrones de forma absolutamente equitativa, ninguno de los átomos trata de arrancárselos a los otros. Estrictamente, esto solo es posible cuando los átomos que forman el enlace son idénticos. Desde luego, este tipo de enlace se presenta en las llamadas moléculas diatómicas homonucleares (núcleos iguales). Ya hemos dicho que existen elementos que en estado natural forman moléculas diatómicas como es el caso de la molécula de Hidrógeno (H2), de la molécula de Oxígeno (O2) o de la molécula de Nitrógeno (N2), en otros casos, este tipo de moléculas puede prepararse en el laboratorio.

 

Si deseáramos obtener el radio covalente para todos los elementos nos encontraríamos con los siguientes problemas: 1) No es posible obtener moléculas diatómicas para todos los elementos, algunos elementos presentan características estructurales que les impiden formar moléculas diatómicas y otros simplemente no forman moléculas de ningún tipo. 2) Aún teniendo las moléculas diatómicas, si analizamos los enlaces que se presentan en ellas de uno a otro elemento podemos observar que no son equivalentes y que no se pueden comparar unos con otros.

 

Quizá este segundo punto requiera de mayores explicaciones.

 

Se acepta que un enlace químico (ligadura) se forma por la compartición de dos electrones, de esta forma, en el caso de la molécula diatómica de Hidrógeno tenemos una sola ligadura ya que el número atómico del Hidrógeno es 1 y por lo tanto tiene un sólo electrón para compartir (valencia 1), esquemáticamente este enlace puede representarse de la siguiente forma: H-H.

 

Analicemos ahora el caso de la molécula diatómica de Oxígeno. La configuración electrónica del Oxígeno es 1s22s22p2 dado que su número atómico es 6. Podemos observar que el Oxígeno tiene dos electrones externos (valencia 2); electrones que puede compartir con otro átomo de Oxígeno que se encuentra en las mismas condiciones, por lo tanto el enlace sería a través de una doble ligadura: O=O.

 

En general, mientras mayor sea el número de ligaduras entre dos átomos, mayor es la fuerza del enlace y esto hace que los átomos estén más juntos. Por lo tanto, no podemos comparar un radio medido para H con un radio medido para O, pues aunque los dos son covalentes, uno es de ligadura sencilla y el otro es de ligadura doble. Existen moléculas donde la ligadura es triple, tal es el caso de la molécula diatómica de Nitrógeno (NN).

 

Dado el razonamiento anterior, al hablar del radio covalente debemos establecer claramente el número de ligaduras.

 

Para minimizar el problema, se puede definir un radio atómico efectivo que se obtiene de medir las distancias interatómicas en un gran número de compuestos donde el elemento de interés presenta uniones covalentes (es decir, con átomos que por sus características no lo despojan de sus electrones) con el mismo número de ligaduras. El radio atómico efectivo es un promedio de los radios que presenta el elemento en todos sus compuestos covalentes en los que forma ligaduras del mismo tipo. Por lo tanto habrá un radio atómico efectivo de ligadura sencilla, uno de ligadura doble; etc.

 

Por ejemplo, se puede medir la distancia Carbono-Carbono de ligadura sencilla C-C en el diamante que es un material en el que cada átomo de Carbono se encuentra unido por ligadura sencilla a otros cuatro átomos de Carbono; y en un gran número de compuestos orgánicos en los que el Carbono presente ligaduras sencillas con otros átomos de Carbono. Al promediar estas distancias se obtiene un valor de 1.54 + 0.01 Å[3] y dado que los átomos de Carbono son idénticos y deben compartir equitativamente sus electrones, esta distancia dividida entre 2 nos daría el radio atómico efectivo (ligadura sencilla) del Carbono igual a 0.77 Å.

 

Estructura del diamante y del silicio

 

De manera similar se pude obtener el radio del Silicio (Si) en ligadura sencilla que es de 1.17 Å. Con estos dos radios podríamos predecir la distancia Carbono-Silicio en un compuesto donde estos elementos estén unidos covalentemente a través de una sola ligadura. La distancia C-Si sería:

 

1.17 Å + 0.77 Å = 1.94 Å

 

La distancia experimental Si-C en el Tetrametil-Silano, un compuesto con las características requeridas y cuya fórmula se presenta enseguida:

 

 

es exactamente la predicha, lo cual nos hace pensar que pisamos terreno firme.

 

En muchas ocasiones, cuando se habla del radio atómico simplemente, nos referimos al radio atómico efectivo de ligadura sencilla que puede medirse a la mayoría de los elementos. Una excepción notable son los gases nobles, pues como hemos dicho algunos de ellos no forman ningún tipo de compuestos. Para este tipo de elementos sólo puede medirse el radio de Van der Waals.

EL RADIO DE VAN DER WAALS

Los gases nobles son muy poco reactivos, de algunos de ellos no se conocen compuestos químicos en el sentido estricto, por lo tanto se complica la situación para definir un radio atómico para estos elementos. Se sabe que todos los gases nobles son susceptibles de licuarse (algunos en condiciones muy drásticas: a muy bajas temperaturas y a muy altas presiones). Pasar del estado gaseoso al estado líquido es una forma de tener mas juntos a los átomos; pero aún en este caso, los átomos no se unen a través de lo que llamamos enlace químico, sino por medio de unas fuerzas muy débiles llamadas fuerzas de Van der Waals, en honor del físico holandés Johannes Diederik van der Waals (1837-1923), quien las propuso para explicar precisamente por qué los gases se licuan. En estas condiciones se pueden determinar las distancias interatómicas bajo las circunstancias citadas para este tipo de elementos y a partir de ellas obtener el radio de Van der Waals.

 

 

Johannes Diderik van der Waals (1837-1923)

 

 

Si arbitrariamente llamamos radio atómico al radio atómico efectivo de ligadura sencilla para todos los elementos exceptuando a los gases nobles y al radio de Van der Waals para éstos, obtenemos la gráfica de la figura 15.

 

FIGURA 15. Gráfica del Radio Atómico contra el Número Atómico.

 

 En la figura 15 se observa de manera muy clara la periodicidad, la forma de la curva se repite. También se aprecia que los gases nobles tienen el radio más grande de los elementos de su período. Esta observación es engañosa, pues no estamos comparando el mismo tipo de radio. Recordemos que el radio de Van der Waals se debe a interacciones mas débiles que las generadas por el enlace químico. ¿Es posible obtener el radio de Van der Waals para los demás elementos? La respuesta es si. Este radio de Van der Waals puede compararse con los radios atómicos efectivos para los mismos elementos y resulta que para un elemento dado, el radio de Van der Waals es siempre mayor que su radio atómico efectivo, como se puede apareciar en la tabla 12.

 

Elemento

Símbolo

Radio Atómico Efectivo (en Å)

Radio de Van der Waals (en Å)

 

Hidrógeno

H

0.32

1.20

Nitrógeno

N

0.70

1.50

Oxígeno

O

0.66

1.40

Cloro

Cl

0.99

1.80

Azufre

S

1.04

1.85

Arsénico

AS

1.21

2.00

TABLA 12. Comparación entre el Radio de Van der Waals y el Radio Atómico Efectivo para algunos Elementos.

 

Por lo tanto, el radio de los gases nobles está "exagerado" es decir, si se pudiera medir el radio atómico efectivo para los gases nobles este sería menor que el presentado en la figura 15, aún más, sería menor al radio atómico efectivo del halógeno correspondiente y obtendríamos la gráfica de la figura 16.

 

 

FIGURA 16. Gráfica Teórica del Radio Atómico Efectivo contra Z.

 

 En esta situación se pueden establecer las siguientes reglas generales para la tabla periódica: 1) el radio atómico siempre disminuye en un periodo al aumentar el número atómico, y 2) el radio atómico siempre aumenta en grupo al aumentar el número atómico.

EL RADIO METÁLICO

Hemos dicho que algunos elementos son metales, es decir tienen ciertas propiedades características. Entre ellas se encuentra la de su capacidad para formar grandes mallas llamadas redes cristalinas metálicas, en estas redes un átomo de metal está unido químicamente a varios átomos idénticos aparentemente violando la teoría de valencia. Pongamos por caso al metal Sodio (Na).

 

El Sodio tiene número atómico 11 y por lo tanto una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 lo que le daría una valencia de +1, de acuerdo con esto el Sodio debería formar moléculas diatómicas homonucleares Na2 y de hecho las forma; pero es más común que los átomos de Sodio formen redes cristalinas en las que un átomo de Sodio se encuentra unido a otros 8 átomos de Sodio. ¿Cómo es posible esto? La respuesta es que nos encontramos ante otro tipo de enlace químico, el enlace metálico. En este tipo de enlace, los electrones de valencia son compartidos por todos los átomos que forman la red, esto hace que el enlace metálico sea más débil que el enlace covalente y con base en nuestros razonamientos anteriores, que el radio obtenido como la mitad de la distancia interatómica en la red metálica (radio metálico), sea mayor que el radio covalente para el mismo elemento. Desde luego, el radio metálico sólo puede obtenerse para los elementos que son metales.

 

 En la tabla 13 se presentan los radios metálicos de algunos elementos comparados con los radios covalentes para los mismos.

 

Elemento

Símbolo

Radio Covalente en (Å)

Radio Metálico en (Å)

 

Potasio

K

2.03

2.35

Aluminio

Al

1.18

1.43

Hierro

Fe

1.17

1.26

Cobre

Cu

1.17

1.28

Plata

Ag

1.34

1.44

Platino

Pt

1.30

1.39

TABLA 13. Comparación entre el Radio Metálico y el Radio Covalente.

 

 

 La periodicidad del radio metálico es exactamente la misma que para el radio atómico: al aumentar el número atómico en período el radio metálico disminuye, al aumentar el número atómico en grupo el radio metálico aumenta.

EL RADIO IÓNICO

Ya se ha dicho que los átomos son neutros; pero que en ciertas ocasiones pueden adquirir carga eléctrica. Los átomos adquirirán carga positiva al perder electrones, pues el número de protones será mayor que el de electrones y la carga neta total ser positiva. Por el contrario, si por alguna razón el átomo adquiere electrones de más, éstos estarán presentes en un número mayor al de protones y el átomo se cargará negativamente.

 

A estas especies químicas cargadas se les llama iones, y desde luego existen solo dos tipos: los iones positivos y los iones negativos.

 

Como ya hemos mencionado, existen elementos que tienen una gran avidez por los electrones, estos elementos tenderán a formar iones negativos llamados aniones. Por otra parte hay elementos que pierden sus electrones con facilidad y tienden a formar iones positivos llamados cationes. Si un átomo de un elemento pierde un electrón formar un ión monopositivo o ión +1, si pierde dos electrones el ión será +2; etc. Por el contrario, un átomo que gane un electrón formará un ión -1, un átomo que gane dos electrones formar un ión -2.

 

Del conocimiento de la electrostática sabemos que cargas de diferente signo se atraen, por esto es posible una unión de tipo eléctrico entre un ión positivo y un ión negativo. A este tipo de enlace se le llama enlace iónico.

 

En el caso del enlace iónico, las cargas sobre los iones desempeñan el mismo papel que la valencia en el enlace covalente es decir, un ión +1 solo puede ligar a un solo ión -1; pero un ión +2 puede unirse a dos iones -1 o a un ión -2. Aquí también las relaciones son de números enteros, pues las cargas eléctricas siempre son enteras.

 

Pensemos ahora en las consecuencias de la formación de iones sobre el radio. Imaginemos el átomo de Sodio (Na), como ya se ha visto, su número atómico es 11; por lo tanto un átomo neutro de Sodio tiene 11 protones y 11 electrones. Los 11 protones del núcleo "sostienen" a 11 electrones, esto le confiere un cierto volumen y por lo tanto un cierto radio atómico. Si ahora el Sodio pierde un electrón nos encontramos con la siguiente situación: 11 protones del núcleo sostienen a solamente 10 electrones; por lo tanto los atraen con mayor fuerza y esto hace que el radio del ión Na+ sea menor que el del Na neutro.

 

¿Qué pasaría con los aniones?. Pensemos ahora en el átomo de Cloro (Cl), su número atómico es 17; por lo tanto el átomo neutro de Cloro tiene 17 protones en el núcleo y 17 electrones, lo que determina su tamaño. Cuando el átomo de Cloro gana un electrón, el ión formado (Cl-) tiene 17 protones que tienen que hacerse cargo de 18 electrones es decir, disminuye la fuerza de los protones sobre los electrones con respecto al átomo neutro; por lo tanto el tamaño aumenta. Esto nos hace ver que el tamaño de los aniones debe ser mayor que el tamaño del átomo neutro correspondiente.

 

Siguiendo los razonamientos anteriores, esperamos que un ión +2 sea más pequeño que un ión +1 para el mismo elemento; y que un ión -2 sea mayor que un ión -1 para un elemento dado.

 

Todo esto se puede comprobar experimentalmente en compuestos que formen enlaces iónicos con ayuda de técnicas de Rayos X sofisticadas. Uno de estos compuestos es el Cloruro de Sodio o sal común (NaCl), en el estado sólido se dice que está formado por un átomo de Sodio y un átomo de Cloro los cuales no están unidos por un enlace covalente, sino por un enlace iónico, dado lo cual quizá convenga escribir su fórmula en la forma Na+1Cl-1. En estos casos ya no se puede esperar que el radio sea la mitad de la distancia interatómica, sino que cada átomo tendrá un tamaño diferente; los cationes serán más pequeños que los átomos neutros y los aniones serán más grandes; por lo tanto la técnica experimental empleada debe ser refinada. En nuestro ejemplo, el radio iónico obtenido para el Sodio es menor que el radio covalente para el mismo átomo, en el caso del Cloro, su radio medido en el Cloruro de Sodio es mayor que su radio covalente.

 

En la figura 17 se muestran esquemáticamente las consideraciones expresadas líneas arriba, en tanto que en la tabla 14 se muestran comparativamente los radios iónicos y los radios covalentes para algunos átomos.

 

 

 

FIGURA 17. Radios Iónicos.

 

Ión

Radio Covalente en Å

Radio Iónico en Å (carga del ión)

 

Sodio

1.54

 

0.95 (+1)

Potasio

2.03

1.33 (+1)

Rubidio

2.16

1.47 (+1)

 

 

 

Flúor

0.64

1.36 (-1)

Cloro

0.99

1.81 (-1)

Bromo

1.14

1.96 (-1)

TABLA 14. Comparación entre el Radio Covalente y el Radio Iónico para algunos Elementos.

 

El radio iónico es también una propiedad periódica de los elementos en la medida en que nos cuidemos de comparar radios con la misma carga es decir, debemos comparar radios monopositivos con radios monopositivos, mononegativos con mononegativos; etc. Si hacemos esto, la periodicidad puede expresarse en la misma forma que para el radio atómico y el radio metálico: el radio iónico se eleva al aumentar el número atómico en grupo de la tabla periódica y disminuye al incrementar el número atómico en período.

 

Hemos dicho que algunos elementos son propensos a aceptar electrones y otros a cederlos ¿Cómo es esto?. En las siguientes secciones trataremos de aclarar este punto, lo que nos permitir comprender a la larga ciertos comportamientos químicos fundamentales.

LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

 En términos llanos, se puede decir que la energía de ionización es la energía que hay que dar a una mole de átomos en estado gaseoso para quitarles un electrón a cada uno. Este proceso se puede representar de la siguiente forma:

 

Una mole de elemento (gas) + Energía de ionización Una mole de iones positivos + Una mole de electrones

 

O taquigráficamente:

 

E(g) + E.I.  E+(g) + e-

 

 Se ha mencionado ya, que la energía de los electrones en los átomos siempre es negativa y que esto se debe a que representa energías de unión (en los átomos los electrones son atraídos por el núcleo). Si deseamos quitar un electrón, debemos cederle energía a éste de tal forma que pase a energía positiva, es decir, que ya no está unido al núcleo. Esto se muestra esquemáticamente en la Figura 18 de donde se puede inferir que la Energía de Ionización es siempre una cantidad positiva. Este signo positivo coincide con la convención usada en Termodinámica, según la cual, si se le da energía a un sistema, ésta tiene signo positivo; por el contrario si el sistema nos da energía, su signo es negativo.

 

FIGURA 18. Energía de Ionización.

 

En sentido estricto, el proceso descrito líneas arriba se refiere a la primera energía de ionización, pues ésta es la energía necesaria para extraer uno solo de los electrones del átomo. Este electrón será desde luego el de más alta energía, o sea el de valencia, porque es el que se encuentra más cercano al cero de la escala de energías y por lo tanto, el que necesita menos energía para alcanzarlo.

 

Se puede hablar de una segunda, tercera, cuarta;...etc. energía de ionización. Por ejemplo, la segunda energía de ionización sería la energía necesaria para extraer un segundo electrón de un átomo una vez que se extrajo el primero, y se podría representar en la forma:

 

E+(g) + E. I  E2+(g) + e-

 

 La tercera energía de ionización sería entonces:

 

E2+(g) + E. I  E3+(g) + e-

 

y así sucesivamente.

 

Las energías de ionización representan en cierta forma la facilidad que tiene un elemento para ceder sus electrones, pues mientras mayor sea la energía de ionización de un elemento, más difícil ser remover el electrón correspondiente.

 

Las energías de ionización son propiedades periódicas de los elementos. En la figura 19 se presentan los valores de la primera energía de ionización para los elementos y su gráfica periódica.

 

 

FIGURA 19. La Primera Energía de Ionización de los Elementos y su Periodicidad.

 

Al observar la figura 19 se puede apreciar claramente que la forma de la curva se repite. Si quisieramos hacer generalizaciones en el comportamiento periódico de la primera energía de ionización, podríamos decir que al aumentar el número atómico en grupo de la tabla periódica la primera energía de ionización disminuye. Para los períodos se observa que al incrementar el número atómico, la primera energía de ionización en general aumenta, aunque hay algunas excepciones notables.

 

Concentremos nuestra atención en el segundo periodo. Se observa que la curva asciende del Litio (Li) al Neón (Ne); pero no lo hace monótonamente dado que la primera energía de ionización del Berilio (Be) es mayor que la del Boro (B) y que la primera energía de ionización del Nitrógeno (N) es mayor que la del Oxígeno (O). ¿Cómo se pueden explicar estas "irregularidades"?.

 

Recordemos que contamos con una teoría atómica y que esta teoría se basa en describir a los átomos en términos de sus configuraciones electrónicas. Esta teoría establece que cuando las capas electrónicas externas de los átomos están llenas o semillenas (llenas a la mitad), el átomo presenta una notable estabilidad. Tenemos en cuenta que los gases nobles son poco reactivos esto significa, en términos de las teorías de enlace, que tienden a no compartir electrones (ni a cederlos, ni a aceptarlos). Los gases nobles tienen una configuración electrónica muy estable, np6, o sea al llegar a ellos se llena el orbital p correspondiente a ese período. Observemos que los gases nobles siempre tienen la primera energía de ionización más alta de su período.

 

Con lo anterior en mente analicemos las configuraciones electrónicas de los elementos del segundo período que presentan primeras energías de ionización "anormales": el Berilio (Be) y el Nitrógeno (N). La configuración electrónica para el Berilio es 1s22s2 dado que su número atómico es 4, es claro que el Berilio tiene capa completa, se llena el orbital 2s, lo que hace que este elemento sea particularmente estable y por lo tanto no quiera ceder sus electrones. El caso del Nitrógeno (Z=7) es un poco diferente, su configuración es 1s22s22p3 es decir, tiene capa llena a la mitad, pues tiene tres electrones en una capa que se satura con 6 y como hemos dicho líneas arriba, este es un segundo criterio de estabilidad. ¿Qué sucede con la segunda energía de ionización?. Observemos la figura 20.

 

FIGURA 20. Segunda Energía de Ionización vs Z.

 

Lo primero que notamos es la desaparición del Hidrógeno (Z=1), pues el Hidrógeno sólo tiene un electrón que se remueve con la primera energía de ionización, la cual lo deja sin más electrones que arrancarle. Vemos además que los elementos con la mayor segunda energía de ionización de su período son los metales alcalinos. Esto puede entenderse si nos damos cuenta de que al perder un electrón, mediante la primera energía de ionización, estos elementos adquieren configuración de gas noble, característica que los hace especialmente estables, por lo tanto no quieren perder más electrones (esta es la razón por la que los metales alcalinos tienden a formar iones +1 estables).

 

Se puede observar también, que aparecen las "anomalías"; pero que éstas se han trasladado al Boro (B) y al Oxígeno (O), esto es fácil de comprender si entendemos que ahora el Boro tiene configuración de Berilio y que el Oxígeno tiene configuración de Nitrógeno, elementos que presentaban esta situación para la primera energía de ionización. Es innecesario subrayar la periodicidad de la segunda energía de ionización.

 

Argumentos similares a los esbozados líneas arriba pueden utilizarse para entender la periodicidad de las energías de ionización de más alto orden (tercera, cuarta, etc.).

 

Por último, notemos que el radio atómico y la primera energía de ionización están relacionados de alguna manera. Si recordamos las periodicidades de ambas propiedades nos damos cuenta que en general en grupo de la tabla periódica el radio aumenta al aumentar el número atómico y la primera energía de ionización disminuye. Por otra parte, en período al aumentar el número atómico el radio disminuye y la primera energía de ionización aumenta en general. Podemos inferir que existe una relación inversa entre estas dos propiedades: mientras mayor sea el radio atómico, menor es la primera energía de ionización y viceversa.

LA AFINIDAD ELECTRÓNICA

En la sección anterior analizamos una propiedad que nos da una orientación experimental de la facilidad que poseen los elementos para ceder sus electrones. Ahora, trataremos de describir la propiedad análoga para saber que elementos muestran tendencias a aceptar electrones. Esta propiedad es la llamada afinidad electrónica y puede definirse como la energía necesaria para que un átomo acepte un electrón. Estrictamente ésta sería la primera afinidad electrónica; a la vez podríamos pensar en la energía necesaria para que un átomo acepte un segundo electrón una vez que ya ha aceptado uno, lo que representaría a la segunda afinidad electrónica, y así sucesivamente.

 

A diferencia de las energías de ionización que siempre son positivas, las afinidades electrónicas pueden ser positivas o negativas. Es decir, existen elementos que deben recibir energía para aceptar al electrón extra y en cambio, existen otros que nos dan energía al recibir al electrón. Lo anterior se puede entender también con el análisis de las configuraciones electrónicas.

 

Si un elemento tiene configuración de capa llena o semillena, es estable; por lo tanto, es difícil que acepte electrones en exceso (ya hemos dicho que los gases nobles no aceptan electrones extras). De lo anterior podemos inferir que elementos como el Berilio o el Nitrógeno tendrán afinidades electrónicas positivas es decir, habrá que darles energía para que acepten electrones pues se encontrarán en una situación menos estable que la que tienen como átomo neutro. Sin embargo, los halógenos se pondrán muy contentos con un electrón de más, pues adquirirán configuración de gas noble, que es estable, y por lo consiguiente, nos darán energía. Lo mismo sucede con los metales alcalinos que pasarán de tener una configuración electrónica ns1 a una configuración de capa cerrada ns2.

 

Entonces, podemos predecir que los halógenos y los metales alcalinos tendrán primeras afinidades electrónicas negativas, en tanto que los metales alcalino térreos y los elementos del grupo del Nitrógeno tendrán afinidades electrónicas positivas. Estas predicciones se confirman observando la tabla 15 donde se presentan las primeras afinidades electrónicas de algunos elementos con sus signos respectivos. Nótese que no aparece ningún valor para los gases nobles. Los gases nobles no aceptan más electrones.

 

H

(-17.3)

 

 

 

 

 

 

He

----

 

Li

(-13.4)

 

Be

(4.4)

 

B

(-7.6)

 

C

(-25.8)

 

N

(6.2)

 

O

(-33.8)

 

F

(-81.0)

 

Ne

----

 

 

Na

(-17.9)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Cl

(-84.8)

 

Ar

----

 

 

K

(-11.5)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Br

(-79.1)

 

Kr

----

 

 

Rb

(-13.8)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

I

(-72.1)

 

Xe

----

 

 

TABLA 15. Afinidades Electrónicas de Algunos Elementos.

 

Para todos los elementos, el proceso para ganar el segundo electrón presenta signo positivo para la energía es decir, es necesario dar energía a todos los elementos para que acepten un segundo electrón una vez que ya han aceptado al primero.

LA ELECTRONEGATIVIDAD

En la sección dedicada al radio atómico se hizo referencia a la existencia de los enlaces covalentes y los enlaces iónicos entre los átomos. En realidad, estos dos tipos de enlace reflejan los extremos teóricos de la gran variedad de enlaces entre átomos que existen en la naturaleza. Por un lado, tenemos el enlace covalente que indica la compartición total y absoluta de un par de electrones sin que ninguno de los átomos que forman el enlace trate de quitarle los electrones al otro. Hemos dicho que para que esto suceda es necesario que los dos átomos sean idénticos. Por otra parte, en el enlace iónico, uno de los átomos "roba" al otro los electrones del enlace.

 

En la realidad, todos los enlaces en los compuestos son mezclas de estos dos tipos extremos de enlace. Por lo tanto, sería conveniente establecer que porcentaje de un enlace es covalente y que porcentaje es iónico. Y por conveniencia establecer que se llamen enlaces covalentes aquellos que tengan más de un 50 % de contribución covalente y enlaces iónicos aquellos que tengan más de un cincuenta por ciento de caracter iónico. Desde luego, como sucede siempre que se clasifican objetos, nos quedarán casos intermedios.

 

Existen enlaces que son 100% covalentes: aquellos enlaces de las moléculas diatómicas homonucleares; pero en la naturaleza no se presentan enlaces 100% iónicos es decir, en ningún enlace conocido un átomo le quita completamente al otro su electrón, siempre los comparte, aunque lo haga en una proporción mínima.

 

Entonces, en lugar de pensar que ciertos átomos arrancan sus electrones a otros, puede pensarse que al formarse el enlace a través de un par de electrones, uno de los átomos presentará una tendencia a atraerlos hacia él. Dado que algunos átomos atraen más fuerte a los electrones que otros, el grado de carácter iónico del enlace resultante dependerá, de los átomos que se encuentren formando el enlace.

 

El científico norteamericano Linus Carl Pauling (1901-1994), premio Nóbel de Química en 1954 y premio Nóbel de la paz en 1962 por su activismo en pro del desarme y en contra de las pruebas de armas nucleares, ideó en 1932 el concepto de electronegatividad que representa una medida del grado de atracción de un par de electrones en un enlace covalente. Pauling obtuvo sus valores de electronegatividad, empíricamente, a través de la medición de las energías de los enlaces. La escala de electronegatividades de Pauling sigue siendo la más usada en nuestros días y presenta valores que siempre son positivos.

 

Un valor de electronegatividad en la escala de Pauling debe entenderse de la siguiente manera: los elementos que presenten valores grandes de electronegatividad son elementos que tienen gran tendencia a atraer electrones y se dice que son los elementos mas electronegativos; aquellos elementos con valores de electronegatividad pequeños tenderán a ceder electrones y se dirá que son los elementos menos electronegativos (algunos autores les dicen electropositivos, aunque no es conveniente pues ya dijimos que la electronegatividad es siempre positiva).

 

Si la afinidad electrónica y la energía de ionización son propiedades periódicas de los elementos, uno podría sospechar que lo mismo sucede con la electronegatividad. En la tabla 16 se presentan los valores de electronegatividad para algunos elementos en la escala de Pauling. Debe notarse que no hay valores para los gases nobles debido a las consideraciones ya mencionadas en la sección que se refiere a la afinidad electrónica.

 

H

2.1

 

 

 

 

 

 

He

----

 

Li

1.0

 

Be

1.4

 

B

2.0

 

C

2.5

 

N

3.0

 

O

3.5

 

F

4.0

 

Ne

----

 

 

Na

0.9

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Cl

3.0

 

Ar

----

 

 

K

0.8

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Br

2.8

 

Kr

----

 

 

Rb

0.8

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

I

2.5

 

Xe

----

 

 

Cs

0.7

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

At

 

2.2

 

Rn

----

 

 

TABLA 16. Electronegatividades de Pauling para algunos elementos.

 

De la tabla 16 se desprende inmediatamente que sí existe una periodicidad en la electronegatividad: al aumentar el número atómico en período, la electronegatividad aumenta; en tanto que al aumentar el número atómico en grupo de la tabla periódica, la electronegatividad disminuye. Por lo tanto, los elementos que se encuentran arriba y a la derecha de la tabla son los más electronegativos, en tanto que los que están abajo y a la izquierda son los menos electronegativos. El elemento con mayor avidez por los electrones en un enlace químico es el Flúor (F), en tanto que el elemento que tiende mas a desprenderse de sus electrones en un enlace es el Cesio (Cs) (el Francio -Fr- tendría características similares al Cesio; pero debido a que es un elemento muy inestable no es muy útil para sacar provecho de esta propiedad).

 

Una vez que sabemos las electronegatividades de los elementos podremos tratar de cumplir con el objetivo original de establecer porcentajes de covalencia o ionicidad para los enlaces.

 

El mismo Pauling desarrolló una fórmula que permite conocer el porcentaje de carácter iónico para un enlace sencillo. Se parte del 100% de covalencia y se va incorporando el porcentaje de carácter iónico mediante el valor absoluto de la diferencia de electronegatividades de los dos elementos que forman el enlace. La fórmula de Pauling es:

 

Porcentaje de carácter iónico = 18 A - B 1.4

 

donde A y B son las electronegatividades en las escala de Pauling para los elementos que forman el enlace A-B y las barras representan el valor absoluto de la diferencia es decir, si la diferencia de electronegatividades es negativa se le cambia de signo.

Con la fórmula anterior se puede construir una tabla que muestre el porcentaje de carácer iónico en función de la diferencia de electronegatividades, una tabla de este tipo se muestra en la tabla 17, donde es la diferencia de electronegatividades en la escala de Pauling y %CI, el porcentaje de carácter iónico.

 

%CI

%CI

%CI

%CI

 

0.1

 

0.5

 

0.9

 

19

 

1.7

 

51

 

2.5

 

79

 

0.2

 

1

 

1.0

 

22

 

1.8

 

55

 

2.6

 

82

 

0.3

 

2

 

1.1

 

26

 

1.9

 

59

 

2.7

84

0.4

 

4

 

1.2

 

30

 

2.0

 

63

 

2.8

 

86

 

0.5

 

6

 

1.3

 

34

 

2.1

 

67

 

2.9

 

88

 

0.6

 

9

 

1.4

 

39

 

2.2

 

70

 

3.0

 

89

 

0.7

 

12

 

1.5

 

43

 

2.3

 

74

 

3.1

 

91

 

0.8

 

15

 

1.6

 

47

 

2.4

 

76

 

3.2

 

92

 

TABLA 17. Porcentaje de Carácter Iónico para un Enlace Químico Sencillo.

 

Con la tabla podemos apreciar lo que ya antes habíamos mencionado, existen enlaces 100% covalentes; pero no existen enlaces 100% iónicos. Los enlaces 100% covalentes son aquellos formados por átomos cuya diferencia de electronegatividades es cero, esto es posible en general cuando los dos átomos son idénticos.

 

Con ayuda de la tabla 17 calculemos el porcentaje de carácter iónico del enlace H-O (Hidrógeno-Oxígeno). La electronegatividad en la escala de Pauling para el Hidrógeno es 2.1, en tanto que para el Oxígeno es 3.5; esto nos da una diferencia de electronegatividades en valor absoluto de 1.4. Leyendo en la tabla 17 obtenemos un porcentaje de carácter iónico de 39%. Lo anterior significa que un enlace Hidrógeno - Oxígeno es 61% covalente y 39% iónico. Estos resultados pueden usarse en Química para predecir otras propiedades de los enlaces es decir, otras propiedades químicas. Pero por lo pronto sigamos hablando de propiedades de los elementos y no empecemos a hablar de las propiedades de los compuestos que forman éstos.

 

Debe ser claro que los enlaces más iónicos estarán formados entre los elementos que tengan las diferencias de electronegatividades más grandes entre ellos; a saber, entre los elementos que se encuentren mas arriba y a la derecha en la tabla periódica y aquellos que se encuentren mas abajo a la izquierda. De nuestros datos podemos observar que el enlace mas iónico se formaría entre el Flúor ( = 4.0) y el Cesio o el Francio ( = 0.7). Existe un compuesto formado por un solo átomo de Cesio y un solo átomo de Flúor, el llamado Fluoruro de Cesio (CsF), este compuesto tendría al enlace más iónico conocido.

LAS PROPIEDADES METÁLICAS DE LOS ELEMENTOS

Alrededor de dos terceras partes de los elementos de la tabla períodica son metales. Hemos dicho que llamamos metales a las sustancias que presentan ciertas características como ser dúctiles, buenos conductores; etc. La mayoría de estas propiedades son periódicas.

 

Las propiedades periódicas asociadas a las características metálicas son: la maleabilidad, la conductividad térmica, la resistencia eléctrica y en cierto sentido la dureza y el coeficiente de expansión. En la figura 21 se presenta la periodicidad de algunas de estas propiedades.

 

 

 

FIGURA 21. Periodicidad de Algunas Propiedades Periódicas Asociadas a las Características Metálicas.

 

Si todas las propiedades citadas son periódicas, es posible que los elementos metálicos guarden una posición fácilmente identificable en la tabla periódica. Analicemos esta situación.

 

Recordemos que los dos primeros grupos representativos (los grupos que se encuentran a la extrema izquierda de la tabla) se llaman de los metales alcalinos y alcalino térreos; por lo tanto, a excepción del Hidrógeno ubicado arriba de los metales alcalinos todos los demás elementos son metales. Enseguida tenemos los diez grupos de los metales de transición, también todos metales; y en la parte inferior, los catorce grupos de los metales de transición interna (y siguen los metales).

 

Pasamos al tercer grupo representativo, el grupo del Boro, y por fin encontramos un elemento, el mismo Boro, que le hace compañia al Hidrógeno en su carácter no metálico; sin embargo, si descendemos un escalón, nos encontramos al Aluminio, que es un metal como sabemos. Todos los elementos debajo del Aluminio son metales. Si continuamos con nuestra búsqueda de metales y no metales terminaremos con la figura 22.

 

 

FIGURA 22. Ubicación de los Metales y los No Metales en la Tabla Periódica.

 

Así pues, nos encontramos con el hecho de que los metales se encuentran abajo y a la izquierda de la tabla periódica y los no metales arriba y a la derecha. Esto llama la atención, pues es el mismo caso que con las electronegatividades: abajo a la izquierda están los elementos menos electronegativos; arriba a la derecha, los mas electronegativos. Es decir, los elementos menos electronegativos (más electropositivos según algunos) son metales, los elementos más electronegativos son no metales.

 

Pero siguen las coincidencias, los elementos de abajo a la izquierda tienen los radios más grandes de la tabla y las primeras energías de ionización más pequeñas; en tanto que los elementos de arriba a la izquierda tienen los radios más pequeños y las primeras energías de ionización más altas. O sea, todas estas propiedades se pueden relacionar unas con otras, es por esto que al principio de este capítulo decíamos que el tamaño de los átomos está asociado con algunas de las principales propiedades de los mismos. Por otra parte, no deja de sorprender el hecho de que el carácter metálico de un elemento, observado macroscópicamente y usado para clasificar por primera vez a los elementos, tenga relación con las propiedades microscópicas mas íntimas como el enlace entre átomos (caracterizado en parte por la electronegatividad).

 

Aunque en la lista de propiedades periódicas se encuentran otras propiedades físicas y estructurales de los átomos, prometimos no ser exhaustivos; por lo tanto, ahora trataremos de los comportamientos químicos periódicos de los elementos.

 



[1] Longitud de onda es la distancia entre dos puntos idénticos de una onda.

[2] Actualmente, se sabe que unas partículas subatómicas llamadas neutrones presentan la propiedad de tener longitudes de onda similares a las de los rayos X cuando viajan a ciertas velocidades, por lo que este tipo de experimentos también se pueden realizar por medio de la difracción de neutrones.

[3] Å - abreviatura de Ångstron, unidad de longitud equivalente a 10-8 (0.00000001) cm.