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18.1: Una Encuesta a los Elementos Representativos

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    Objetivos de aprendizaje

    • Conocer tendencias periódicas importantes en varias propiedades atómicas.

    Al comenzar nuestro resumen de tendencias periódicas, recordemos que el principio unificador más importante para entender la química de los elementos es el aumento sistemático del número atómico, acompañado del llenado ordenado de los orbitales atómicos por electrones, lo que lleva a la periodicidad en propiedades tales como tamaño atómico e iónico, energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica. Los mismos factores también conducen a la periodicidad en las configuraciones de electrones de valencia, lo que para cada grupo da como resultado similitudes en los estados de oxidación y la formación de compuestos con estequiometrías comunes.

    Las tendencias periódicas más importantes en las propiedades atómicas se resumen en la Figura\(\PageIndex{1}\). Recordemos que estas tendencias se basan en variaciones periódicas en una sola propiedad fundamental, la carga nuclear efectiva (\(Z_{eff}\)), que aumenta de izquierda a derecha y de arriba a abajo en la tabla periódica.

    La línea diagonal en la Figura\(\PageIndex{1}\) separa los metales (a la izquierda de la línea) de los no metales (a la derecha de la línea). Debido a que los metales tienen electronegatividades relativamente bajas, tienden a perder electrones en reacciones químicas a elementos que tienen electronegatividades relativamente altas, formando compuestos en los que tienen estados de oxidación positivos. Por el contrario, los no metales tienen altas electronegatividades, y por lo tanto tienden a ganar electrones en reacciones químicas para formar compuestos en los que tienen estados de oxidación negativos. Los semimetales se encuentran a lo largo de la línea diagonal que divide metales y no metales. No es sorprendente que tiendan a exhibir propiedades y reactividades intermedias entre las de metales y no metales. Debido a que los elementos de los grupos 13, 14 y 15 abarcan la línea diagonal que separa metales y no metales, su química es más compleja de lo que se predijo basándose únicamente en sus configuraciones de electrones de valencia.

    Figura\(\PageIndex{1}\): Resumen de Tendencias Periódicas en Propiedades Atómicas. Las energías de ionización, la magnitud de las afinidades electrónicas y las electronegatividades generalmente aumentan de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. En contraste, el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. En consecuencia, los elementos en la parte superior derecha de la tabla periódica son los más pequeños y los más electronegativos; los elementos en la parte inferior izquierda son los más grandes y menos electronegativos. Los semimetales se encuentran a lo largo de la línea diagonal que separa los metales de los no metales y exhiben propiedades intermedias.

    Química única de los elementos más ligeros

    La química del elemento del segundo periodo de cada grupo (n = 2: Li, Be, B, C, N, O y F) difiere en muchos aspectos importantes de la de los miembros más pesados, o congéneres, del grupo. En consecuencia, los elementos del tercer periodo (n = 3: Na, Mg, Al, Si, P, S y Cl) son generalmente más representativos del grupo al que pertenecen. La química anómala de los elementos del segundo periodo resulta de tres características importantes: radios pequeños, orbitales d no disponibles energéticamente y una tendencia a formar enlaces pi (π) con otros átomos.

    Nota

    En contraste con la química de los elementos del segundo periodo, la química de los elementos del tercer periodo es más representativa de la química del grupo respectivo.

    Debido a sus radios pequeños, los elementos del segundo período tienen afinidades electrónicas menos negativas de lo que se predecirían a partir de las tendencias periódicas generales. Cuando se agrega un electrón a un átomo tan pequeño, el aumento de las repulsiones electrón-electrón tiende a desestabilizar el anión. Además, los pequeños tamaños de estos elementos les impiden formar compuestos en los que tienen más de cuatro vecinos más cercanos. Así, BF 3 forma solo el ion BF 4 tetraédrico de cuatro coordenadas, mientras que bajo las mismas condiciones AlF 3 forma el ion aLF 6 3− octaédrico de seis coordenadas. Debido al menor tamaño atómico, los compuestos iónicos binarios simples de elementos del segundo período también tienen más carácter covalente que los compuestos correspondientes formados a partir de sus congéneres más pesados. Los cationes muy pequeños derivados de elementos del segundo período tienen una alta relación carga-radio y, por lo tanto, pueden polarizar la capa de valencia llena de un anión. Como tal, el enlace en dichos compuestos tiene un componente covalente significativo, dando a los compuestos propiedades que pueden diferir significativamente de las esperadas para compuestos iónicos simples. Como ejemplo, el LiCl, que es de carácter parcialmente covalente, es mucho más soluble que el NaCl en disolventes con una constante dieléctrica relativamente baja, como el etanol (ε = 25.3 versus 80.1 para H 2 O).

    Debido a que d orbitales nunca están ocupados para números cuánticos principales menores a 3, los electrones de valencia de los elementos del segundo período ocupan orbitales 2s y 2p solamente. La energía de los orbitales 3d supera con creces la energía de los orbitales 2s y 2p, por lo que usarlos en la unión es energéticamente prohibitivo. En consecuencia, las configuraciones de electrones con más de cuatro pares de electrones alrededor de un elemento central del segundo período simplemente no se observan. Puede recordar que el papel de los d orbitales en la unión en compuestos de grupos principales con números de coordinación de 5 o superiores sigue siendo algo controvertido. De hecho, se han publicado descripciones teóricas de la unión en moléculas como SF 6 sin mencionar la participación de d orbitales sobre azufre. Los argumentos basados en la disponibilidad d-orbital y en el pequeño tamaño del átomo central, sin embargo, predicen que los números de coordinación mayores a 4 son inusuales para los elementos del segundo período, lo que está de acuerdo con los resultados experimentales.

    Una de las diferencias más dramáticas entre los elementos más ligeros del grupo principal y sus congéneres más pesados es la tendencia de los elementos del segundo período a formar especies que contienen múltiples enlaces. Por ejemplo, N está justo por encima de P en el grupo 15: N 2 contiene un enlace N=N, pero cada átomo de fósforo en P 4 tetraédrico forma tres enlaces P-P. Esta diferencia de comportamiento refleja el hecho de que dentro del mismo grupo de la tabla periódica, las energías relativas del enlace π y del enlace sigma (σ) difieren. Un enlace C=C, por ejemplo, es aproximadamente 80% más fuerte que un enlace C-C. En contraste, un enlace Si=Si, con menos superposición orbital p entre los orbitales de valencia de los átomos unidos debido al mayor tamaño atómico, es solo aproximadamente 40% más fuerte que un enlace Si-Si. En consecuencia, los compuestos que contienen enlaces C a C múltiples y simples son comunes para el carbono, pero los compuestos que contienen solo enlaces sigma Si-Si son más favorables energéticamente para el silicio y los otros elementos del tercer período.

    El efecto de par inercia

    El efecto de par inercia se refiere a la observación empírica de que los elementos más pesados de los grupos 13—17 a menudo tienen estados de oxidación que son inferiores en 2 al máximo predicho para su grupo. Por ejemplo, aunque un estado de oxidación de +3 es común para los elementos del grupo 13, el elemento más pesado del grupo 13, el talio (Tl), es más probable que forme compuestos en los que tenga un estado de oxidación +1. Parece haber dos razones principales para el efecto de par inercia: aumentar las energías de ionización y disminuir las fuerzas de enlace.

    Nota

    Al bajar un grupo en el bloque p, el aumento de las energías de ionización y la disminución de las fuerzas de enlace dan como resultado un efecto de par inercia.

    Las energías de ionización aumentan porque las subcapas llenas (n − 1) d o (n − 2) f son relativamente pobres para proteger electrones en orbitales ns. Así, los dos electrones en la subcapa ns experimentan una carga nuclear efectiva inusualmente alta, por lo que se sienten fuertemente atraídos por el núcleo, reduciendo su participación en el enlace. Por lo tanto, es sustancialmente más difícil de lo esperado eliminar estos ns 2 electrones, como se muestra en la Tabla\(\PageIndex{1}\) por la diferencia entre las primeras energías de ionización de talio y aluminio. Debido a que Tl es menos probable que Al de perder sus dos electrones ns 2, su estado de oxidación más común es +1 en lugar de +3.

    Cuadro\(\PageIndex{1}\): Energías de ionización (I) y Energías Promedio de Enlace M—Cl para los Elementos del Grupo 13
    Element Configuración de electrones I 1 (kJ/mol) I 1 + I 2 + I 3 (kJ/mol) Energía de enlace promedio de M—Cl (kJ/mol)
    B [Él] 2s 2 2p 1 801 6828 536
    Al [Ne] 3s 2 3p 1 578 5139 494
    Ga [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1 579 5521 481
    En [Kr] 4d 10 5s 2 p 1 558 5083 439
    Tl [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 p 1 589 5439 373

    Fuente de datos: John A. Dean, Manual de Química de Lange, 15a ed. (Nueva York: McGraw-Hill, 1999).

    Bajando por un grupo, los átomos generalmente se hicieron más grandes, y la superposición entre los orbitales de valencia de los átomos unidos disminuye. En consecuencia, las resistencias de unión tienden a disminuir por una columna. Como muestran las energías de enlace M—Cl enumeradas en la Tabla\(\PageIndex{1}\), la fuerza del enlace entre un átomo del grupo 13 y un átomo de cloro disminuye en más de 30% de B a Tl. Se observan disminuciones similares para los átomos de los grupos 14 y 15.

    El efecto neto de estos dos factores —aumentar las energías de ionización y disminuir las fuerzas de enlace— es que al bajar un grupo en el bloque p, la energía adicional liberada al formar dos enlaces adicionales eventualmente no es lo suficientemente grande como para compensar la energía adicional requerida para eliminar los dos ns 2 electrones.

    Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

    Con base en las posiciones del grupo 13 elementos del cuadro periódico y las tendencias generales esbozadas en esta sección,

    1. clasificar estos elementos como metales, semimetales o no metales.
    2. predecir qué elemento forma los compuestos más estables en el estado de oxidación +1.
    3. predecir qué elemento difiere más de los demás en su química.
    4. predecir qué elemento de otro grupo exhibirá química más similar a la de Al.

    Dado: posiciones de elementos en la tabla periódica

    Preguntado por: clasificación, estabilidad en estado de oxidación y reactividad química

    Estrategia:

    A partir de la posición de la línea diagonal en la tabla periódica que separa metales y no metales, clasificar el grupo 13 elementos. A continuación, utilice las tendencias discutidas en esta sección para comparar sus estabilidades relativas y reactividades químicas.

    Solución

    1. El grupo 13 abarca la línea diagonal que separa los metales de los no metales. Aunque Al y B se encuentran ambos en la línea diagonal, solo B es un semimetal; los elementos más pesados son los metales.
    2. Los cinco elementos del grupo 13 tienen una configuración de electrones de valencia ns 2 np 1, por lo que se espera que formen iones con una carga +3 a partir de la pérdida de todos los electrones de valencia. El efecto de par inercia debería ser lo más importante para el elemento más pesado (Tl), por lo que es más probable que forme compuestos en un estado de oxidación que sea menor en 2. Por lo tanto, se predice que el estado de oxidación +1 es el más importante para el talio.
    3. Entre los elementos principales del grupo, el miembro más ligero de cada grupo exhibe química única debido a su pequeño tamaño, lo que resulta en una alta concentración de carga, orbitales d energéticamente no disponibles y una tendencia a formar múltiples enlaces. En el grupo 13, predecimos que la química del boro será bastante diferente a la de sus congéneres más pesados.
    4. Dentro de los bloques s y p, las similitudes entre elementos en diferentes grupos son más marcadas entre el miembro más ligero de un grupo y el elemento del siguiente grupo inmediatamente debajo y a la derecha del mismo. Estos elementos exhiben electronegatividades y relaciones de carga a radio similares. Debido a que Al es el segundo miembro del grupo 13, predecimos que su química será más similar a la de Be, el miembro más ligero del grupo 2.

    Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

    Con base en las posiciones del grupo 14 elementos C, Si, Ge, Sn y Pb en la tabla periódica y las tendencias generales señaladas en esta sección,

    1. clasificar estos elementos como metales, semimetales o no metales.
    2. predecir qué elemento forma los compuestos más estables en el estado de oxidación +2.
    3. predecir qué elemento difiere más de los demás en su química.
    4. predecir qué elemento del grupo 14 será químicamente más similar a un elemento del grupo 15.

    Contestar

    1. no metálicos: C; semimetales: Si y Ge; metales: Sn y Pb
    2. El Pb es más estable como M 2 +.
    3. C es lo más diferente.
    4. C y P son más similares en química.

    Resumen

    El principio unificador más importante en la descripción de la química de los elementos es que el aumento sistemático del número atómico y el llenado ordenado de los orbitales atómicos conducen a tendencias periódicas en las propiedades atómicas. La propiedad más fundamental que conduce a variaciones periódicas es la carga nuclear efectiva (Z eff). Debido a la posición de la línea diagonal que separa metales y no metales en la tabla periódica, la química de los grupos 13, 14 y 15 es relativamente compleja. Los elementos del segundo período (n = 2) en cada grupo presentan química única en comparación con sus congéneres más pesados debido a sus radios más pequeños, orbitales d no disponibles energéticamente y mayor capacidad para formar enlaces π con otros átomos. El aumento de las energías de ionización y la disminución de las fuerzas de enlace conducen al efecto de par inercia, lo que hace que los elementos más pesados de los grupos 13—17 tengan un estado de oxidación estable que es inferior en 2 al máximo previsto para sus respectivos grupos.

    Llave para llevar

    • La química del elemento del tercer periodo en un grupo es más representativa de la química del grupo porque la química de los elementos del segundo período está dominada por sus radios pequeños, orbitales d energéticamente no disponibles y tendencia a formar enlaces π con otros átomos.

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