Propiedades Atómicas Y Su Variación Periódica: Radio Atómico Y Radio iónico, Potencial O Energía De Ionización, Afinidad Electrónica O Electro Negatividad Y número De Oxidación.

1.4 Propiedades atómicas y su variación periódica: radio atómico y radio iónico, potencial o energía de ionización, afinidad electrónica o electronegatividad y número de oxidación.

• Tamaño atómico.

A lo largo de un periodo hay un crecimiento hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacía el núcleo.

Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable en el tamaño atómico. Es este caso, a pesar de ocurrir un aumento en la carga nuclear, Hay también un nivel más de energía de electrones. Puesto que el tamaño del átomo depende del lugar en donde estén distribuidos los electrones sobre la parte externa del núcleo este incremento en el número de niveles de energía causa un incremento en el radio atómico. En la siguiente tabla se presentan los radios atómicos de algunos de los elementos representativos.

• Energía de ionización

Es la energía de requerida para mover un electrón de un átomo o un ion. La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo; la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y tercero es igualmente mayor que la segunda. En la siguiente tabla se puede observar que una vez adquirida la configuración de gas noble, como lo es el caso del Na+, Be2+ y Mg 2+ la próxima energía de ionización es muy alta. Esto explica porque una vez se ha obtenido la configuración de gas noble, no se puede remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química.

• Afinidad electrónica

La cantidad de energía librada cuando un átomo gana se llama afinidad electrónica. En la tabla No.3 se muestran las afinidades de algunos elementos no metales. Puede verse a partir de esta tabla que al avanzar en un periodo, por ejemplo desde el nitrógeno hasta el flúor la afinidad electrónica se incrementa. Al igual que en el tamaño atómico ya la energía de ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor. De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos la afinidad electrónica disminuye. Esto se debe al hecho de que al bajar en el grupo, los electrones de valencia están más alejados del núcleo y por lo tanto no se libera tanta energía cuando una capa de valencia acepta un electrón. El flúor es una excepción a la regla general. Esto se debe al tamaño pequeño del átomo y contrario a lo que esperaríamos, a la poca tendencia a aceptar un electrón. EL tamaño pequeño del átomo causa mayor repulsión entre los electrones de valencia.

• Número de oxidación

Este es un valor positivo o negativo que no solamente describe la capacidad de combinación de un átomo sino que también da una indicación de cómo están ordenados los electrones en el compuesto.

Existen una cuantas reglas generales para asignar o determinar el número de oxidación (estados):

1. El número de oxidación de un elemento en estado libre o no combinados es siempre cero.

2. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula de un compuesto es igual a cero.

3. El número de oxidación de un ion es igual a la carga del ion.

4. La suma de los números de oxidación de los átomos en un ion poliatómico debe ser siempre igual a la carga del ion.

5. Algunos números de oxidación más comunes son:

a) Los elementos del grupo 1 son siempre igual a 1+

b) Los elementos del grupo 2 son siempre 2+

c) El hidrógeno es generalmente 1+ excepto en los hidruros en donde es 1-.

d) El oxigeno es usualmente 2-,excepto en los peróxidos como el H 2 O 2 Y Na 2 O 2, donde es 1-(en superóxidos, como KO2, este es 1/2).

e) Los elementos del grupo 17 son 1- cuando están formando compuestos binarios con otros más electropositivos.

f) El azufre en compuestos binarios con elementos más electronegativos es 2-.-

g) El nitrógeno en compuestos binarios con elementos más electropositivos es 3-.

h) El Al (grupo 13) es 3+; el Zn (grupo 12) es 2+; la Ag(grupo 11) es 1+.

i) El Sn y Pb son 2+ ó 4+, el Cu y el Hg son 1+ ó2+, el Fe es 2+ ó 3+..

j) Todos los otros metales similares a estos cinco últimos, tienen más de un estado de oxidación o se dice que tienen estado de oxidación variable. Estos cinco son los, más comunes.

Variaciones periódicas en los estados de oxidación. En la predicción de variaciones periódicas de los estados de oxidación debemos considerar tres tipos de elementos diferentes; no metales, metales representativos y metales de transición. Los no metales generalmente tienen diferentes estados de oxidación con excepción del flúor. El estado de oxidación mínimo es igual al número del grupo menos ocho, como lo es 1- para los elementos del grupo 17(17–18), 2- para los no metales del 16(16–18) y así sucesivamente. El máximo estado de oxidación es igual al número de grupo. Los metales representativos en los grupos 1 y 11 y el aluminio, como lo hemos visto, solamente presentan un estado de oxidación. Para los metales siguientes a la serie de transición hay dos estados de oxidación posible para cada uno. Estos corresponden al caso donde los electrones p (electrones

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