Electronegatividad

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de atraer electrones.

Los elementos mas electronegativos se encuentran en la parte superior y a la derecha de la tabla periódica. Los valores de la electronegatividad fueron dados por Linus Pauling basandoce en la robustez de los enlaces, que varían desde 0.7 del cesio hasta 4.0 del fluor.

Todos los demás elementos son comparados mediante este patrón. Los metales son de baja electronegatividad por lo que tienden a regalar electrones para formar iones positivos, y los no metales son menos electronegativos, por eso forman iones negativos. Al conoce la electronegatividad de los elementos se puede predecir fácilmente el modelo de enlace que formaran (iónico, covalente, coordinado, polar y no polar); cuanto mas fuerte sea el enlace, tanto mayor será la diferencia de electronegatividades.

Ejemplo: el potasio K, es un átomo que presenta muy poca afinidad por los electrones. Posee una electronegatividad de tan solo 0.8 mientras que el silicio (Si), cuya afinidad de los electrones es moderada, tiene una electronegatividad de 1.8

Los elementos al combinarse entre si intercambian o seden electrones, de tal manera que alcanzan la configuración electrónica semejante a la de un gas noble, formando de esta manera lo que llamamos enlace químico. 

Ciclo de Born-Haber

Ciclo de Born-Haber

En 1917, Born y Haber propusieron un ciclo termodinámico para el cálculo de la energía del retículo de sustancias iónicas ((ΔEret). El cálculo se realiza según la Ley de Hess. En este ciclo, es tomada en consideración la reacción heterogénea para la síntesis de la sal.

A) Para compuestos del tipo MX (por ejemplo: NaCl, KBr, CsI etc.):

b) Para compuestos del tipo MX2 (por ejemplo CaF2, MgBr2 etc.):

Con excepción del ΔEret, todos los otros valores son tabulados o pueden ser obtenidos experimentalmente. Las entalpías mostradas indican:

·         ΔHof  = entalpía padrón de formación del sólido iónico. La entalpía padrón de formación de una sustancia es el calor (a presión constante) liberado o consumido en la formación de 1 mol de la sustancia a partir de sustancias simples en estado padrón (estado físico y alotrópico más estable a 298 K y 1 atm). Por convención las sustancias elementales tienen entalpía padrón igual a cero.

·         ΔHosub = entalpía de sublimación (o vaporización) del metal.

·         Edis = energía de disociación – energía necesaria para disociar (X2 → 2X) 1 mol de moléculas de gas. También llamada energía de atomización.

·         ΔHPI = potencial de ionización.

·      ΔHAE = variación de entalpía asociada al proceso de afinidad electrónica (A.E.) (energía de electroafinidad)

Para que exista formación de cloruro de sodio, debe ocurrir transferencia de electrones (reacción redox). El ciclo de Born-Haber intenta mostrar la energía de las etapas involucradas en la reacción entre las sustancias en sus formas elementales. En el caso específico del cloruro de sodio, la transferencia de electrones se da del sólido para el cloro.

Las etapas indicadas en el ciclo de Born-Haber para el NaCl son las siguientes:

1.        Reacción heterogénea de formación de la sal a partir de las sustancias simples. Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (ΔHof = -411,1 kJ/mol).
2.       Vaporización (sublimación) del sólido metálico, que es sólido a temperatura ambiente. Na (s) → Na (g) (ΔHosub = +107,8 kJ/mol).
3.        Disociación (quiebre homogéneo) de la molécula biatómica de Cl2, generando átomos de cloro. Cl-Cl (g) → 2 Cl (g) (Edis = +121 kJ/mol). Entonces, 1/2 Edis = 119,9 kj/mol.
4.         Ionización del sodio en fase gaseosa. Na (g) → Na+ (g) + 1e (ΔHPI = +495,4 kJ/mol).
5.     Formación de Cl- en fase gaseosa. Afinidad electrónica y la energía liberada por la adición de un electrón a un átomo en estado gaseoso. Cl (g) + 1e → Cl- (g) (ΔHAE = -348,8 kJ/mol).
6.        Formación de los pares iónicos en fase gaseosa [Na+Cl-], en virtud de la atracción electroestática. 

La energía reticular expresa la fuerza con que están unidas las partículas de un sólido cristalino y depende de la intensidad de la fuerza de interacción entre los iones y la geometría del retículo. Cuanto menor la distancia inter-iónica catión-anión, mayor la atracción entre las cargas opuestas.

Afinidad electrónica

Afinidad Electrónica

La afinidad electrónica es definida como el cambio de energía cuando un electrón es añadido a el nivel energético más bajo no ocupado de un átomo libre en estado gaseoso:

A(g) + e_- → A^-(g)

En el caso de los metales alcalinos la adición de un electrón es un proceso exotérmico, mientras que perder un electrón es un proceso endotérmico, esto se debe a que formar iones negativos o aniones es energéticamente preferente a formar un ion positivo. La formación de un anión de un no metal es más exotérmico que para el caso de un metal, esto es que los no metales ganan un electrón a diferencia de los metales.

Existen varios conjuntos de valores experimentales para las afinidades electrónicas, pero las tendencias siempre son consistentes. Una fuente de confusión es que la afinidad electrónica es algunas veces definida como la energía liberada cuando un electrón es añadido a un átomo. Esta definición produce signos que son opuestos a aquellos que se han mencionado anteriormente. Para identificar que convención de signo esta siendo usada hay que recordar que los halogenuros formarán aniones mediante un proceso exotérmico, esto es que para este grupo los valores de afinidad electrónica tendrán signo negativo siempre.

Para explicar la afinidad electrónica débilmente positiva del Be, se asume que los electrones en el orbital 2s apantallan cualquier electrón añadido al orbital 2p. Por lo tanto, la atracción de un electrón en un orbital 2p al núcleo es cercano a cero. La afinidad electrónica sumamente negativa del C indica que la adición de un electrón para dar una configuración de capa semi-llena de los orbitales p genera una configuración electrónica más estable: 1s²2s²2p³. El valor de casi cero para N se atribuye a la repulsión entre electrones que se genera al añadir un electrón más a la configuración 2p³ para dar una configuración 2p⁴. Los grandes valores de afinidad electrónica para O y F, sin embargo, sugieren que la Z_ef para electrones en 2p para estos dos átomos excede el factor debido a la repulsión entre electrones.

La primera y segunda afinidad electrónica para el O, muestran que la adición de un segundo electrón es un proceso endotérmico. Por lo tanto, es un proceso energéticamente desfavorable ,lo cual no es sorpresivo para el hecho de que se esta añadiendo un electrón a una especie que ya esta cargada negativamente.

Es importante recordar la distinción entre los términos electronegatividad y afinidad electrónica. Electronegatividad refiere a la atracción de un átomo en un compuesto por su par de electrones compartidos. Energía de ionización y afinidad electrónica refieren a la atracción de átomos o iones aislados en estado gaseoso por sus electrones – no compartidos.

 

Energía de ionización

Energía de ionización

 

La energía de ionización se suele medir en electronvoltios. El electronvoltio (eV) es la energía que tiene un electrón sometido a la diferencia de potencial...

Se llama energía (o potencial) de ionización a la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ion positivo o catión. Como es lógico, cuanto menor sea su valor, tanto más fácil será conseguir que un átomo pierda un electrón.

Así, para un átomo X, el proceso será:

X + E_i ⇒ X⁺ + e^-

donde e^- es el electrón extraido.

• En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta dentro de un grupo de abajo hacia arriba, porque cuanto más cerca del nucleo esté el electrón que se quiere separar, tanto más atraido estará por aquel. Esto hace, por ejemplo, que la energía de ionización del Cs, situado al final del segundo grupo, sea 1,4 veces más pequeña que la del Li, situado por el principio de ese mismo grupo (elementos alcalinos).
• En un periodo, el análisis de la variación de la energía de ionización es más complicado. En general, podemos decir que aumenta de izquierda a derecha.

 

 

En resumen, cuanto menor sea la energia de ionización de un elemento, tanto más fácilmente podrá perder un electrón y formar un ion positivo. Los elementos más metalicos (que son los situados más a la izquierda y hacia abajo del sistema periódico) son los que más fácilmente formarán iones positivos (son más electropositivos), mientras que los más no metalicos (los situados más arriba y a la derecha del sistema periodico) serán los que menos fácilmente pueden formar iones positivos.

Una particularidad destacable es que los valores máximos de las energías de ionización corresponden a los gases nobles. Ello es coherente con el hecho de que los gases nobles son muy estables o bastante inertes.

Radio Iónico

Radio Iónico

Cuando un elemento gana o pierde electrones se transforma en un ion, y el valor de su radio ionico es diferente el valor del radio atómico anteriormente analizado. Se consideran dos casos:

1. Que el elemento gane electrones.

Estos se alojan en los orbitales vacíos, transformando el átomo en un anión. La ganancia de electrones por un átomo no metálico aislado es acompañada por un aumento de tamaño.

Por ejemplo en el caso de halógenos, situados en el grupo VIIA, ellos presentan una configuración electrónica en su ultimo nivel, igual a ns2 np5 , por tanto pueden acercar un electrón en su ultimo nivel para tomar estructura de gas noble, ns2 np6 con lo cual el elemento gana estabilidad y se transforma en un anión (ion con carga negativa).

Al comparar el valor del radio atómico de cualquier elemento con su anión, este es siempre mayor, debido a que la carga nuclear es constante en ambos casos, mientras que al aumentar el numero de electrones en la capa mas externa, también aumenta la repulsión entre los mismos aumentando de tamaño el orbital correspondiente y por tanto también su radio ionico.

 

 

 2. Que el elemento pierda electrones.

Generalmente se pierden los electrones de valencia y se transforma en un cation. La perdida de electrones por un átomo metálico aislado es acompañada por una disminución en su tamaño.

Como ejemplo consideremos el caso de los metales alcalinoterreos (grupo II): presentan una configuración electrónica en su ultimo nivel, igual a ns2, por perdida de estos dos electrones adquieren la configuración electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica, ganando estabilidad y tranformandose en un catión con dos cargas positivas.

El valor del radio atómico del elemento es siempre mayor que el del correspondiente cation, ya que este a perdido todos los electrones de su orbital de valencia y su radio efectivo es ahora el del orbital n -1, que es menor.

Enlace Iónico

ENLACE IÓNICO

Es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo.

La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.

En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:

NaCl → Na⁺Cl^-

Características:

• ·         Ruptura de núcleo masivo.
• ·         Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
• ·         Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.
• ·         Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• ·         Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.

Clasificación:

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga)

b) Catión: es un ion con eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

Radio Atómico

El radio atómico

El radio atómico es la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10^-12 m o Angstroms (1 Å=10^-10 m).

Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que se tocan.

El radio atómico aumenta al descender en un periodo y disminuye al avanzar en un grupo

 

En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos).

Los elementos químicos tienen mayor radio atómico cuanto más abajo y a la izquierda de la tabla periódica se encuentren. el elemento con mayor radio atómico será el Francio “Fr” (es el elemento que se encuentra más abajo y a la izquierda de la tabla periódica) y el elemento con menor radio atómico será el Flúor “F” (es el elemento que más arriba y a la derecha se encuentra de la tabla periódica sin tener en cuenta los gases nobles).