Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando combina químicamente con otro átomo.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de izuiqerda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos.

Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla y altas para los que están en la parte superior derecha.

Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para precedir otro tipo de enlace ocn bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo atrae más electrones.

Energía de ionización

La primera energía de ionización, (EI₁) también conocida como primer potencial de ionización, es:

La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ion con carga +1.

Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI₁), es 590 kJ/mol:

Ca(g) + 590 kJ     --------> Ca⁺(g) + e

La segunda energía de ionización (EI₂), es la cantidad de energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa asi:

 Ca⁺(g) + 1145 kJ  -------> Ca²⁺(g) + e

Para un elemento dado, (EI₂) siempre es mayor que (EI₁) porque siempre es más dificil desplazar a un electrón de un ion con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.

Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas indican que los electrones se eliminan con facilidad y por lo tanto, se forma fácilmente un ion positivo (catión).

El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a predecir si es probable que el elemento forme compuestos ionicos o moleculares (covalentes). Los elementos con energía de ioniazación bajas forman compuestos ionicos al perder electrones, dando lugar a iones con carga positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta, por elemplo el grupo VIA y el VIIA, a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).

Clasificación de los elementos

Gases nobles
Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior ocupado. sus estructuras pueden representarse como...ns²np⁶.

Elementos representativos

Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. Su "último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones diferentes y bastantes regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d

Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos de la derecha. Todos ellos son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18 electrones (es el siguiente nivel mñas alto ocupado). Se conocen como:

• Primera serie de transición: ₂₁Sc a ₂₉Cu
• Segunda serie de transición: ₃₉Y a ₄₇Ag
• Tercera serie de transicion: ₅₇La y ₇₂Hf a ₇₉Au
• Cuarta serie de transición: (está incompleta) ₈₉Ac y elementos del 104 al 111

Elementos de transición interna

Estos elementos se conocen en ocasiones como elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales F. En ellos, el segundo nivel respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde 18 hasta 23 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:

• Primera serie de transición interna (lantánidos): ₅₈Ce a ₇₁Lu
• Segunda serie de transición interna (actínidos): ₉₀Th a ₁₀₃Lr

Diferencias entre el grupo A y el B

Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera arbitraria, y en algunas tablas se encuetran invertidos. Otras más designan a los grupos numerándolos del 1 al 18. los elementos que se encuentran entro del grupo del mismo número pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen de la designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de grupo tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl (IB); MgCl₂ (IIA) y ZnCl₂ (IIB).Como se verá, las variaciones de las propiedades de los grupos B a lo de una línea no son tan notables como las variaciones que se observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se añaden electrones a los orbitales d, (n - l), donde n representa el nivel de energía más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a un orbital externo d se producen cambios menos notables en  las propiedades que al añadir un electrón a un orbital s o p externo.

 

Número atómico, número de masa e isótopos

Todos los átomos se pñueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número 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 presente en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7. Esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene 7 protones y 7 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que contenga 7 protones, se llama "nitrógeno".

El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones. En general, el número de masa está dado por:

número de masas = número de protones + número de neutrones
                           = número atómico + número de neutrones

El número de neutrones de un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A-Z), por ejemplo, el número de masa de flúor es 19 y su número atómico es 9 (lo que indica que tiene 9 protones en el núcleo). Así el número de neutrones es un átomo de flúor es 19 - 9 = 10. Observe que el número atómico, el número de neutrones y el número de masa deben ser enteros positivos.

No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de ellos, que se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamada deuterio contiene un protón y un neutrón, y el tritio que tiene un protón y dos neutrones.

Como otro ejemplo, considere dos isótopos comunes de uranio, con números de masa 235 y 238, respectivamente.

El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. Con excepción del hidrogeno, que tiene un nombre para cada uno de sus isótopos, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Así, los isótopos anteriores se llaman uranio-235 (uranio doscientos treinta y cinco) y uranio-238 (uranio doscientos treinta y ocho).

Las propiedades quimicas de un elemento están determinadas, principalmente, por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tiene un comportamiento químico semejante, forman el mismo tipico de compuesto y presentan reactividades semejantes.

El neutrón

El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por lo tanto, la relación entre las masas de un átomo de hidrógeno y un átomo de helio debía ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho mas ligeros que los protones, se puede ignorar su contrubución a la masa atómica). Sin embargo, en realidad la relación es 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick probó en 1932. Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con particulas α, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ. Experimentos posteriores demostraron que esos rayos realmento constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones, debido a que demostró que eran partículas electricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora puede explicarse. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, mientras que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1.

Existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón y el neutrón son los componentes fundamentales del átomo que son importantes para la química.

Masa y carga de las partículas elementales.

El electrón

En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de onda. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento de la estructura atómica. Para investigar sobre este fenómeno se utilizó un tubo de rayos catódicos, precursor de los tbos utilizados en los televisores. Consta de un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de altro voltaje, la placa con carga negativa, llamada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que atraviesa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho rayo alcanza el extremo, cubierto de una manera especial, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante.

En algunos experimentos se colocaron, por fuera del tubo de rayos catódicos, dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán. De acuerdo con la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en particulas con carga negativa. Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones.

El físico inglés J. J. Thomson, utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa del electrón. El número que obtuvo fue de -1.76x10^8 C/g, en donde C es la unidad de carga eléctrica, en coulombs. Más tarde, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan llevó a cabo una serie de experimentos para medir la carga del electrón con gran precisión. Su trabajo demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma. En su experimento, Millikan analizó el movimiento de minúsculas goptas de aceite que adquirian carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las gotas cargadas mediante una aplicación de un campo eléctrico y seguía su movimiento con un microscopio. Al aplicar sus conocimientos sobre electrostáticas. Millikan encontró que la carga de un electrón es de -1.6022x10^-19C. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón:

Masa de un electrón =        carga     
                                      carga/masa

                               = -1.6022 x 10^-19C
                                     -1.76 x 10^8C/g

                              = 9.10 x 10^-28g

Que es un valor extremadamente pequeño.