42 Las recomendaciones 1997-2009 de la IUPAC, para los nombres y símbolos de los últimos elementos son las siguientes: 104. Rf . RUTHERFORDIO En honor a Rutherford 105.Db. DUBNIO Laboratorio ruso donde se descubrió 106.Sg. SEABORGIO Por Seaborg, investigador de los 5f 107.Bh. BOHRIO En honor de Niels Bohr 108.Hs. HASSIO. Estado alemán donde está el laboratorio de Darmstadt donde se descubrió. 109.Mt. MEITNERIO. En honor a Lise Meitner. 110. Ds. DARMSTADTIO Por Darmstadt (Alemania) 111. Rg. ROENTGENIO, En honor a Roentgen 112. Cn. COPERNICIO. En honor a Copérnico Se han descubierto hasta el 118, siendo identificados por sus nombres sistemáticos. Así: 113.Uut. UNUNTRIO 114.Uuq. UNUNQUADIO 115.Uup. UNUNPENTIO 116.Uuh. UNUNHEXIO 117.Uus. UNUNSEPTIO 118.Uuo. UNUNOCTIO

42

PERIODICIDAD QUÍMICA II

Propiedades periódicas comparadas en períodos largos. En el desarrollo normal del tema, únicamente se han comparado las propiedades periódicas entre los elementos de los periodos cortos (s y p).En la ampliación se extenderá a todos los elementos, y considerará la tabla periódica moderna. La tabla periódica moderna incluye hasta el elemento 118 (Ununoctio, Uuo), en la nomenclatura sistemática IUPAC que sería un 7p6, distribuidos en los bloques y grupos dados anteriormente. Los 18 últimos elementos han sufrido 4 modificaciones en nombres y símbolos en los últimos 8 años, lo cual ha provocado gran confusión. Así mismo dado que la diferencia energética entre los orbitales 5f y 6d, es muy pequeña para valores de Z>100, y el comportamiento químico de los últimos elementos es muy parecido, ha hecho que los encasillaran en familias de transición interna (5f) y en de transición(6d) y así la tabla periódica actual sería:

43 La mayoría de los estudios periódicos comparados de los radios atómicos parten de mezclar radios covalentes, metálicos y de Var der Waals. Se ha optado en el actual estudio por tomar los radios de Waber y Crower, basados en la zona de máxima probabilidad. Para compren-der mejor los valores se relacionará el sistema de bloques y la característica electrónica de los elementos especificados, con el período y el electrón diferenciante dados en la tabla periódica

Rad io s e n p m

Por lo tanto ya podremos atribuir las propiedades periódicas asignadas a la posición de los elementos, a cada elemento en concreto. Los radios atómicos tendrían una variación global como se da en la fig.2.12

V AR IAC IÓN P E R IÓD IC A D E LOS R AD IOS ATÓMIC OS (basados en la z ona de máxima probabilidad,de W aber y C row er)

255 245 235 225 215 205 195 185 175 165 155 145 135 125 115 105 95 85 75 65 55 45 35 25

n= 1

s1

s2

d1

f1

f2

f3

f4

f5

n= 2

f6

f7

f8

f9

n= 3

f10

f11

f12

f13 f14

n= 4

d2

d3

n= 5

d4

d5

d6

d7

n= 6

d8

d9

d10

p1

n= 7

p2

p3

p4

p5

p6

Fig.2.12. Variación periódica total del radio atómico Obsérvese que los radios mínimos en cada periodo (n), corresponden a elementos de su derecha así como el pequeño radio del hidrógeno (1s1) entre los elementos 1 en s , responsable de su comportamiento peculiar.

Ejemplos 1.Observando la gráfica de la variación de los radios a largo del sistema periódico anterior, comparar razonadamente los radios de los siguientes elementos, agrupados por parejas: As y Sb, As y Br, Pd y Pt, Ti y Cu. El primer paso sería situarlos en el SP, precisando su posición y grupo, según sus características electrónicas. Así As(4p3) 3 3 5 8 y Sb (5p ). Como n es mayor en el Sb, rSb>rAS. Al comparar As(4p ) y Br(4p ), al estar más a la derecha, rBrrPd. Ti(3d ) y Cu(3d ), rTi>rCu.

Las energías de ionización y las electroafinidades, sobre todo estas últimas presentan variaciones anómalas, dado que a veces si un elemento está estabilizado en su configuración, no siempre pasa al estado esperado cuando se le aporta un electrón, lo que proporciona posteriores anomalías en el comportamiento. Las primeras varían como indica la fig.2.13 así: 43

44

1ªE N ER GÍA D E ION IZAC IÓN (kJ/mol) 2350 2150 1950

n=1

n=2

n=3

n=4

n=5

n=6

n=7

1750

k J/m ol

1550 1350 1150 950 750 550 350 s1

s2

d1

f1

f2

f3

f4

f5

f6

f7

f8

f9

f 10

f 11 f 12

f 13 f 14

d2

d3

d4

d5

d6

d7

d8

d9

d10

p1

p2

p3

p4

p5

p6

Fig.213. Variación periódica total de la 1ª Energía de Ionización Obsérvese la poca variación de 1ªEI, entre 4f y 5f, el gran valor del 1s2 (He), y del p6 y el máximo relativo en los d10 y p3.

Ejercicios 1. Observando la gráfica de la variación periódica de la 1ª energía de ionización, compara razonadamente las correspondientes a las parejas de elementos que se dan: Si y Cl, C y Kr, Au y Cu. Si(4p2) y Cl(4p5) corresponden al mismo periodo (línea amarilla),no presentan ninguna variación específica(efecto escalera), y la EI(Cl)>EI(Si) al estar más a la derecha y aumentar la QNE, disminuyendo el radio. El Kr (4p6) está situado mas a la derecha pero más abajo que el C(3p2), sin embargo su carácter de gas noble hace el primer parámetro se acentúe más, por lo que EI(Kr)>EI(C) . La comparación entre el Au y el Cu, elementos del mismo grupo y distinto período, es anómala, ya que como se aprecia la línea verde (n=6) está por encima de la amarilla(n=4), debido al aumento de la QNE, en aquellos, que han heredado la contracción lantánida pues los elementos en 4f se han situado delante.

2. Observando la gráfica de la variación periódica de la 1ª energía de ionización, compara razonadamente las correspondientes a las parejas de elementos que se dan: Si y Cl, C y Kr, Au y Cu. 2 5 Si(4p ) y Cl(4p ) corresponden al mismo periodo (línea amarilla),no presentan ninguna variación específica(efecto escalera), y la EI(Cl)>EI(Si) al estar más a la derecha y aumentar la QNE, disminuyendo el radio. El Kr (4p6) está 2 situado mas a la derecha pero más abajo que el C(3p ), sin embargo su carácter de gas noble hace el primer parámetro se acentúe más, por lo que EI(Kr)>EI(C) .La comparación entre el Au y el Cu, elementos del mismo grupo y distinto período, es anómala, ya que como se aprecia la línea verde (n=6) está por encima de la amarilla(n=4), debido al aumento de la QNE, en aquellos, que han heredado la contracción lantánida pues los elementos en 4f se han situado delante.

44

45

La electronegatividad es la propiedad atómica más importante, por su trascendencia en el enlace químico, y por lo tanto en el comportamiento de las sustancias. La escala actualmente normalizada de Allred-Rochow, a los valores de Pauling, es la más usada y se da su variación a lo largo de todo el sistema periódico (fig. 2.14). En ella se puede observar, como el 1n1 (H), está separado de los de su columna, comportándose como el 2p2. Al igual que en las otras propiedades, los 4f y 5f, prácticamente no experimentan variación, y los máximos en cada período estaría en los p5 (Halógenos).

Para calcular la electronegatividad de Allred y Rochow, normalizada a la escala de Pauling, se empleó la siguiente fórmula: 2 EN = 3590(QNE/r (pm) ) + 0,744

ELECTRONEGATIV IDADES (Allre d/Rockow ) 4 3 ,8 3 ,6 3 ,4

n= 1

n= 2

n= 3

n= 4

n= 5

n= 6

n= 7

3 ,2 3 2 ,8 2 ,6 2 ,4 2 ,2 2 1 ,8 1 ,6 1 ,4 1 ,2 1 0 ,8 s1

s2

d1

f1

f2

f3

f4

f5

f6

f7

f8

f9

f 10

f 11

f 12

f 13

f 14

d2

d3

d4

d5

d6

d7

d8

d9

d10

p1

p2

p3

p4

p5

Fig.2.14. Variación periódica total de la electronegatividad Ejercicio de Aplicación:

Observando la gráfica anterior y relacionándola con el sistema periódico inicial compara justificadamente las electronegatividades de los elementos agrupados por parejas siguientes: Se y Te, B y Br, Mo y W. El Se(4p4) y Te(4p5) son elementos del mismo grupo en períodos diferentes, como normalmente la EN aumenta con 1 5 la QNE y disminuye con el radio, EN(Se)>EN(Te). En el caso del B(2p ) y Br(4p ), dado que el aumento debido a la QNE (más a la derecha), es superior a la disminución por aumento de n, es por lo que EN(Br)>EN(B). En el caso Mo y W, elementos del mismo grupo s2d4 o s1d5, mientras que el W(línea y círculos verdes), hereda la contracción lantánida (4f), no lo hace así el Mo(círculos malvas, línea marrón), por lo que aunque n sea mayor en el W, su EN también lo es, por ello EN(W)>EN(Mo).

Las electronegatividades tal como las concebimos pueden variar en un mismo elemento, según la estructura atómica que presente, que esté o no ionizado el átomo, y según las agrupaciones que forme con otros átomos en un determinado compuesto. Así por el ejemplo el carbono, según esté unido por enlaces sencillos, dobles 45

46

o triples a otros carbonos, puede presentar electronegatividades respectivas de 2,48 – 2,75 - 3,29, precisamente este último caso es lo que hace que sea posible la disociación C-H, y sustitución del hidrógeno por metales formando carburos (acetiluros). Cuando un elemento muy electronegativo toma electrones, formando un ion negativo, su electronegatividad posterior disminuye. Así en el F pasa de 4,1 hasta 1,59 cuando forma el F-. En el I pasa de 2,1 hasta 0,42 como I-, pero hasta 4,5 si formara el I+. Agrupaciones como el sulfato SO4 2- o el hidrógenosulfato HSO4-, funcionan con electronegatividades 3,45 y 4,09 respectivamente. La electronegatividad aumenta si lo hace la valencia del elemento, así el Mn(II), tiene una electronegatividad de 1,66 mientras que la del Mn(III), es 2,2 y las formas Mn(IV), Mn(VI) y Mn(VII) las presentan de 2,74-3,82 – 4,36 (valor en discusión) respectivamente. En los compuestos orgánicos, los grupos establecidos pueden actuar con electronegatividad conjunta lo cual explica su comportamiento y sus mecanismos de reacción. Por lo general los átomos más electrone-gativos unidos a otro aumentan su electronegatividad, disminuyéndola en caso contrario. Así si el H(2,1) se une al carbono(2,5) para formar el grupo metilo, la electronegatividad de éste es de 2,28; en cambio si lo hace el Cl(3), para formar el -CCl3, va a ser de 2,77, y si el grupo es –CF3, sería de 2,98. Véase en la tabla de electronegatividades en la escala de Pauling (similar a la de Allred y Rochow) de grupos orgánicos que se adjunta (Tabla 5), La electronegatividad es fundamental a la hora de interpretar y seleccionar el tipo de enlace que forman 2 átomos, o un grupo con otro átomo. Es evidente que si la diferencia de electronegatividades es grande, se producirá una ganancia de electrones por parte del más electronegativo, y una pérdida por parte del menos, lo que dará lugar a la formación de iones, y al establecimiento de una unión iónica Aproximadamente se puede decir que si la diferencia de electronegatividades es mayor de 1,7, dominará la tendencia iónica, y sino la covalente, o sea la necesidad de compartir los electrones. Como la electronegatividad varía en el sistema periódico en diagonal: máximo en el 2p5 y mínimo en el 6s1, cuanto más separados estén dos elementos en el sistema periódico (excluyendo a los gases nobles), su tendencia a unirse será más iónica, mientras que la covalencia pura estará en la unión de un elemento consigo mismo (diferencia de electronegatividades nula).

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Tabla 5.

GRUPO -CH3 -CCl3 -CF3 -C2H5 -CHO -COOH -C6H5 -CN -OH -NH2 -CO-CH3 -O-CH3

EN(P) 2,28 2,77 2,98 2,29 2,64 2,80 2,38 2,77 2,68 2,42 2,46 2,44

Pauling estableció en 1940, una fórmula que daba la proporción de carácter iónico de un enlace químico en función de la diferencia de electronegatividades entre dos átomos A y B:

1-e – 0,25(ENA-ENB)2.

Fig A2.T2.Polarizabilidades

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Otras magnitudes que admiten comparación periódica pues están directamente relacionadas con las anteriores, son las valencias iónicas (estados de oxidación), y las polarizabilidades (capacidad de un átomo para deformar su nube electrónica). Dado que la primera se trató en la parte básica, solamente se estudiarán las valencias iónicas de los metales de transición y transición interna, que pierden fundamentalmente sus electrones externos ns2. Los 1B, u 11, ns2 (n-1)d9, precisamente al pasar a la configuración ns1(n-1)d10, perderán el electrón externo ns1, surgiendo con el mismo estado de oxidación que los 1A, por eso fueron llamados 1B (metales de acuñar, ya que a partir de ellos se hicieron los primeros patrones comerciales). Lo mismo podríamos decir de los 2B o 12, ns2(n-1)d10. Los 3B, o 3 presentan una configuración ns2(n-1)d1, y la pérdida de 3 electrones les proporciona una configuración de gas noble, de ahí su número de oxidación 3+. La polarizabilidad α mide la capacidad de un átomo o ion para deformar su nube electrónica a través de un campo eléctrico. Esta deformación produce una separación de cargas que se mide como se verá en la unidad 2 por un momento dipolar. La polarizabilidad se da en unidades de volumen, generalmente en Å3, pues de él depende e indirectamente del número de electrones que presenta su nube electrónica. Por lo tanto aumentará al hacerlo n. De ahí que la polarizabilidad del yodo o del yoduro, sea mayor que la del cloro, o del cloruro respectivamente y que los iones positivos la tengan muy baja (véase en tabla 6.).Es una magnitud muy importante a la hora de interpretar el enlace de Van der Waals como se verá más tarde (unidad 3).

Tabla 6.

Especie He Ne Ar Kr Xe FClBrLi Na K IBe H2 H

α Å3 Especie

α Å3

0,21 0,40 1,64 2,48 4,04 1,56 3,69 4,81 24,3 23,6 43,4 7,16 7 0,81 0,67

1,77 1,60 1,98 0,0013 0,0393 0,0029 2,63 3,58 0,028 0,14 0,84 5,40 0,0076 0,0695 13,8

N2 O2 CO C4+ Al3+ B3+ HCl HBr Li+ Na+ K+ HI Be2+ Mg2+ H-

ACTIVIDADES RECOM

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