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UNIDAD DIDÁCTICA 2: EL SISTEMA PERIÓDICO

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA. PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 2

EL SISTEMA PERIÓDICO

1.- CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos Elemento Químico

Qué es el Sistema Periódico y porqué se clasificaron de esta manera los elementos químicos.

A qué llamamos Grupos o Familias y a qué llamamos Periodos.

Dónde se encuentran los Metales, los No Metales, los Gases Nobles y las Tierras Raras.

La descripción del S.P. y la estructura exacta de la tabla.

Los nombres, símbolos y posición exacta en la tabla de los alcalinos, alcalino-térreos,

boroideos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, halógenos y gases nobles.

Los nombres y símbolos de los elementos más importantes de los metales de transición.

Las cuatro grandes zonas en qué se divide la Tabla Periódica atendiendo a la terminación de

la configuración electrónica.

Cuál es la configuración electrónica estable.

ELEMENTO QUÍMICO: el elemento químico es una sustancia formada por átomos con el mismo número atómico. Por tanto un elemento químico no podemos descomponerlo en otras sustancias.

Una vez que se descubrieron todos los elementos químicos se decidió ordenarlos en una tabla teniendo en cuenta que se encontraron elementos químicos con propiedades químicas semejantes. Por ello se agruparon los elementos químicos según fueran estas propiedades químicas. Surge así el sistema periódico.

SISTEMA PERIÓDICO: el sistema periódico es una tabla en la que se encuentran representados y ordenados todos los elementos químicos que existen. Estos elementos están ordenados según su número atómico creciente, es decir, empieza con el elemento cuyo número atómico es 1, sigue con el 2, el 3… y situando en las mismas columnas verticales los elementos químicos con propiedades químicas parecidas.

Los elementos en el sistema periódico están distribuidos en PERIODOS que son 7 líneas horizontales y en GRUPOS o FAMILIAS que son las 18 columnas verticales.

Los elementos que pertenecen a las mismas familias tienen propiedades químicas semejantes.

Observamos que los elementos están divididos en dos grandes grupos separados por una línea en escalera. Los elementos que se encuentran a la izquierda de esta línea son los METALES, los que se encuentran a la derecha son los NO METALES; la última columna a la derecha no son metales ni no metales y reciben el nombre de GASES NOBLES.

Los 7 periodos del sistema periódico no son todos iguales; el primero es muy corto, tiene solo 2 elementos. El segundo y el tercero son cortos, tienen 8 elementos cada uno. El cuarto y el quinto son largos, con 18 elementos cada uno. El sexto y el séptimo son muy largos, tienen 32 elementos cada uno, aunque el séptimo está incompleto. Estos dos últimos periodos están divididos en la tabla quedando 14 elementos de cada periodo en un apartado distinto, son las llamadas TIERRAS RARAS que comprende a los lantánidos y a los actínidos.

Al escribir la configuración electrónica de los elementos que pertenecen al mismo grupo o familia observamos que los últimos electrones que entran en cada átomo en dicha configuración están situados en el mismo tipo de orbital aunque en niveles diferentes, habiendo además el mismo número de electrones en ese tipo de orbital. Así, por ejemplo, en los alcalinos el último electrón ocupa la posición s1, en los alcalino-terreos la posición s2 o en los halógenos la posición p5.

Además comprobamos que en los elementos que se encuentran situados en el mismo periodo el nivel más alto donde hay electrones coincide con el número del periodo en que se encuentran; así, por ejemplo todos



los elementos que se encuentran en el cuarto periodo el nivel más alto donde hay electrones es el cuarto nivel.

EJEMPLOS:

La configuración electrónica del CLORO es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, es decir termina en p5 y su nivel más alto es el 3, lo que significa que la posición del cloro en la tabla periódica es COLUMNA p5; PERIODO 3.

La configuración electrónica del CALCIO es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, es decir termina en s2 y su nivel más alto es el 4, por tanto, la posición del calcio en la tabla periódica es COLUMNA s2; PERIODO 4.

La configuración electrónica del ZIRCONIO es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2, es decir termina en d2 y su nivel más alto en el que hay electrones es el 5, lo que significa que la posición del zirconio en la tabla periódica es COLUMNA d2; PERIODO 5.

Según lo anterior es lógico pensar que existe una relación directa entre las propiedades químicas de un elemento y el número de electrones más externo de configuración electrónica ya que este número es idéntico y es la característica común en todos los elementos pertenecientes al mismo grupo y por tanto con propiedades químicas similares. Por otra parte, podemos dividir la Tabla Periódica en cuatro grandes zonas dependiendo del tipo de orbital en el que entren los últimos electrones:

Zona "s": las dos primeras columnas; Zona "d": las diez siguientes; Zona "p": las seis de la derecha;

Zona "f": las tierras raras.

ZONA “s” ZONA “p”

1

He

1s2

2

3 Z O ZONA “d”

4

5 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6

6

7

ZONA “f”

* f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

Ia

1

IIa

2

IIIb

3

IVb

4 Vb

5

VIb

6

VIIb

7

VIII

8

VIII

9

VIII

10 Ib

11

IIb

12

IIIa

13

IVa

14

Va

15

VIa

16

VIIa

17 0

18

1 H

1

He

2

2 Li

3

Be

4

B

5

C

6

N

7

O

8

F

9

Ne

10

3 Na

11

Mg

12

Al

13

Si

14

P

15

S

16

Cl

17

Ar

18

4 K

19

Ca

20

Sc

21

Ti

22

V

23

Cr

24

Mn

25

Fe

26

Co

27

Ni

28

Cu

29

Zn

30

Ga

31

Ge

32

As

33

Se

34

Br

35

Kr

36

5 Rb

37

Sr

38

Y

39

Zr

40

Nb

41

Mo

42

Tc

43

Ru

44

Rh

45

Pd

46

Ag

47

Cd

48

In

49

Sn

50

Sb

51

Te

52

I

53

Xe

54

6 Cs

55

Ba

56

La*

57

Hf

72

Ta

73

W

74

Re

75

Os

76

Ir

77

Pt

78

Au

79

Hg

80

Tl

81

Pb

82

Bi

83

Po

84

At

85

Rn

86

7 Fr

87

Ra

88

Ac**

89

* Ce

58

Pr

59

Nd

60

Pm

61

Sm

62

Eu

63

Gd

64

Tb

65

Dy

66

Ho

67

Er

68

Tm

69

Yb

70

Lu

71

** Th

90

Pa

91

U

92

Np

93

Pu

94

Am

95

Cm

96

Bk

97

Cf

98

Es

99

Fm

100

Md

101

No

102

Lr

103



FAMILIAS:

ALCALINOS: IA (EXCEPTO HIDRÓGENO) ; ALCALINO-TÉRREOS: IIA

METALES DE TRANSICIÓN: DESDE IIIB HASTA

IIB

BOROIDEOS O TÉRREOS: IIIA ;

CARBONOIDEOS: IVA NITROGENOIDEOS: VA ;

ANFÍGENOS: VIA HALÓGENOS: VIIA

GASES NOBLES: 0 TIERRAS RARAS: ZONA F

¡MUY IMPORTANTE!: EL HIDRÓGENO.

En muchas tablas periódicas el hidrógeno se encuentra situado en la primera columna, pues su configuración electrónica es 1s1. Sin embargo, la realidad es que el hidrógeno es un elemento único que no pertenece a ninguna familia, pues no posee propiedades semejantes con ningún otro elemento. Además hay que tener en cuenta que el HIDRÓGENO es un NO METAL.

ACTIVIDAD RESUELTA:

¿Cuáles de los siguientes elementos químicos exhibirán mayor semejanza en sus propiedades físicas y químicas? a) Al y P; b) Be y S; c) O y N; d) F y Cl.

La respuesta es la c, ya que los elementos F y Cl tienen la misma configuración electrónica externa 𝑛𝑠2 𝑛𝑝5 y pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica, por lo que sus propiedades físicas y sobre todo químicas son similares.

s2p6: LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ESTABLE:

Al estudiar el comportamiento de los átomos de los diferentes elementos químicos se observó que los átomos de los llamados gases nobles nunca se unían con otros átomos para formar compuestos químicos e, incluso, ni siquiera se unían entre ellos para formar estructuras. Eran gases “monoatómicos” o, lo que es lo mismo, sus partículas características estaban formadas por un solo átomo, y entre los diferentes átomos no surgían fuerzas de atracción, por lo que eran gases.



Teniendo en cuenta que el comportamiento químico de los átomos estaba íntimamente relacionado con la configuración electrónica que poseían dichos átomos se procedió a estudiar la configuración electrónica de los gases nobles y se observó que, menos en el primero de ellos (el Helio) que tiene configuración 1s2, el resto coincide en la distribución de los átomos más energéticos: todos terminan en s2p6 (tal y como se puede deducir por la posición en la Tabla Periódica).

Además se comprobó que los átomos de todos los elementos químicos tienden a formar iones, es decir a ganar o perder electrones: todos menos los gases nobles. Estos últimos nunca forman iones, siempre están en estado neutro.

Y, es más, se comprobó que el número de electrones que tendían a perder o ganar los otros átomos no era un número cualquiera, sino que perdían o ganaban un número tal que la nueva configuración electrónica coincidía en su terminación con la del gas noble que estuviera más cerca en la tabla periódica: todos tendían a terminar en una configuración s2p6, excepto los cercanos al helio que tendían a terminar en 1s2.

De todo ello se dedujo que la configuración electrónica terminada en s2p6 es una configuración electrónica que dota de estabilidad a los átomos, y que estos llegan a conseguirla mediante la pérdida o ganancia de electrones; los gases nobles la poseen sin necesidad de formar iones.

CONTESTA Y REPASA Haz una descripción del S. P. indicando el número de columnas, de filas

horizontales, expresando como son éstas...

Rellena la siguiente tabla:

ELEMENTO SÍMBOLO FAMILIA

COBRE

Pb

NÍQUEL

F

TELURO

Kr

CALCIO

Cr

¿A qué llamamos GRUPO o FAMILIA en el S. P.? ¿En qué se parecen los elementos que pertenecen a la misma familia?

¿A qué llamamos PERIODO en el S. P.?

¿Cuál será la configuración electrónica de un elemento situado el grupo 10 y periodo 5?

Escribe la configuración electrónica de la última capa de: a) el segundo alcalino-terreo; b) el tercer elemento del grupo 9; c) el selenio.

A través de sus configuraciones electrónicas explica cuál de los siguientes elementos no es un metal de transición: a) Ru; b) Au; c) Al; d) W

2.- PROPIEDADES PERIÓDICAS

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos propiedad periódica de los elementos químicos.

Cuáles son las propiedades periódicas más importantes.

Llamamos PROPIEDAD PERIÓDICA a aquella propiedad química de los elementos que varía en un mismo periodo de forma continuada al aumentar el número atómico y toma valores semejantes en la misma familia o grupo (es decir, se repiten periódicamente).



La comprensión de esta periodicidad nos permite hacer predicciones sobre las propiedades de un elemento conociendo su situación en la tabla periódica

Las más importantes de estas propiedades periódicas son: la configuración electrónica, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad, el carácter metálico, el radio atómico y el radio iónico.

CONTESTA Y REPASA

Define propiedad periódica.

3.- LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA COMO PROPIEDAD PERIÓDICA

ESTUDIA / APRENDE

La relación que hay entre la terminación de la configuración electrónica de un elemento

químico y su posición en la Tabla Periódica

Cuáles son los electrones de valencia.

Como ya hemos estudiado, a medida que avanzamos dentro de un mismo periodo la configuración electrónica de los elementos va cambiando, de modo que hay un electrón más en su orbital energético más alto. Cuando empezamos un nuevo periodo la configuración electrónica del último orbital vuelve a ser la misma.

Observa bien las zonas s, p, d y f y fíjate como conociendo la posición de un elemento en la tabla periódica podemos conocer la forma en que termina su configuración electrónica (su electrón más energético): Número de la fila o periodo (nivel) más columna en la que se encuentre (s1, s2, d1, d2...). También hemos comprobado cómo el periodo en el que se sitúa un elemento en la tabla periódica coincide con nivel más alto en que los átomos de dicho elemento tengan electrones.

Los ELECTRONES DE VALENCIA son los electrones que posee un átomo en su última capa o nivel (capa de valencia) cuando se encuentra en estado neutro. Por ejemplo, el calcio, cuyo último nivel es el 4 y en el que hay dos electrones (4s2) tiene dos electrones de valencia; el Bromo, cuyo último nivel es el 4 y en el que hay siete electrones (4s2 4p5) son siete sus electrones de valencia.

ACTIVIDADES RESUELTAS:

Indica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: La estructura electrónica [Ne] 3s23p4 corresponde a:

a) Un elemento del segundo periodo. b) Un elemento de transición. c) Un elemento del bloque p. d) Un elemento del grupo 3. e) Un elemento alcalinotérreo. f) Un elemento del grupo 16.

Dada la estructura electrónica externa 3s23p4, el valor máximo de 𝑛 = 3 indica que se trata de un elemento del tercer periodo de la tabla periódica y como tiene 6 electrones de valencia (𝑠2𝑝4) pertenece al grupo 16 (situado en el bloque p) integrado por los elementos: oxígeno (𝑛 = 2), azufre (𝑛 = 3), selenio (𝑛 = 4), telurio (𝑛 = 5) y polonio (𝑛 =6).

Luego son verdaderas las afirmaciones c y f y falsas la a, b, d y e.

Si un elemento tiene 5 electrones en su capa de valencia, ¿de qué grupo será dicho elemento?

La configuración electrónica que tiene en su capa de valencia un elemento con cinco electrones tiene que ser 𝑛𝑠2 (𝑛 − 1)𝑑10 𝑛𝑝3, por tanto, pertenece al grupo 15 de la tabla periódica integrado por los elementos nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb) y bismuto (Bi).



Deduce el número de electrones de valencia que poseen los elementos químicos cuyos números atómicos son respectivamente 5, 6, 9 y 19.

Se consideran electrones de valencia aquéllos que se encuentran alojados en los orbitales s y p del nivel más alto.

▪ La configuración electrónica abreviada del elemento con 𝑍 = 5 es, [He] 2𝑠2 2𝑝1, por tanto, presenta 3 electrones de valencia. Se trata del boro (B).

▪ La configuración electrónica abreviada del elemento con 𝑍 = 6 es, [He] 2𝑠2 2𝑝2, por tanto, presenta 4 electrones de valencia. Se trata del carbono (C).

▪ La configuración electrónica abreviada del elemento con 𝑍 = 9 es, [He] 2𝑠2 2𝑝5, por tanto, presenta 7 electrones de valencia. Se trata de nitrógeno (N).

▪ La configuración electrónica abreviada del elemento con 𝑍 = 19 es, [Ar]4𝑠1, por tanto, presenta 1 electrón de valencia. Se trata del potasio (K).

CONTESTA Y REPASA

Dados los siguientes elementos químicos: Ca, Ar y Sb, haz su configuración electrónica y, teniendo en cuenta ésta, indica el lugar exacto de la Tabla Periódica donde se encuentran. (Mira cuáles son sus números atómicos en la Tabla). Determina en ellos el número de electrones de valencia.

Un elemento neutro tienen la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p5. Di el nombre del elemento, del grupo y el periodo a que pertenece.

Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s1. Explica razonadamente si las siguientes frases son verdaderas o falsas:

a) X se encuentra en su estado fundamental;

b) X pertenece al grupo de los metales alcalinos;

c) X pertenece al 4º periodo del sistema periódico;

d) Si el electrón pasara desde el orbital 4s al 5s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión.).

4.- ENERGÍA DE IONIZACIÓN

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de Energía de Ionización (EI) y segunda EI, tercera EI…

La forma en que varía la EI en la tabla periódica.

Llamamos ENERGÍA DE IONIZACIÓN a la energía necesaria para separar o arrancar el electrón más externo de un átomo, cuando éste se encuentra aislado del resto, o sea, en estado gaseoso, es decir, la energía de ionización es la energía necesaria para convertir a un átomo en un ion con una carga positiva.

Dentro del S. P. a medida que avanzamos en un mismo periodo resulta cada vez más difícil arrancarle ese electrón, lo que significa que la energía de ionización es cada vez mayor. Esto es debido a que se ha comprobado que los átomos son más estables si la configuración electrónica del último nivel en el que existen electrones es s2p6; si nos encontramos a la izquierda del sistema periódico, al perder estos electrones, un átomo se va acercando a esa configuración, sin embargo si nos encontramos a la derecha el perder un electrón significaría alejarnos de la configuración electrónica estable. Por ello la Energía de Ionización en el S. P. aumenta de izquierda a derecha en un mismo periodo.



Dentro de un mismo grupo o familia es más fácil arrancar el electrón más externo cuanto más abajo esté el elemento en la Tabla Periódica; es decir, en una misma columna la Energía de Ionización aumenta de abajo a arriba. Esto es debido a que los electrones más externos de los elementos situados más abajo en un mismo grupo, se encuentran a una distancia media mayor del núcleo que los de los elementos situados más arriba, lo que hace que la atracción del núcleo (cargado positivamente) sobre aquellos sea menor.

En general la representación del proceso que da lugar al cálculo de la Energía de Ionización se escribe de la siguiente manera:

M(g) + E.I. M+(g) + e–

Siendo la E.I. la energía asociada a dicho proceso.

Como este proceso es siempre endotérmico, las energías de ionización tienen siempre valor positivo. Sus unidades son siempre unidades de energía bien por átomo o bien por mol de átomos.

La E.I. mide por tanto la facilidad que tiene un determinado elemento químico de formar un ion positivo o catión: Cuanto menor sea la energía de ionización más facilidad tendrá un elemento químico de formar un catión.

El proceso de formación de un catión puede seguir al siguiente electrón, lo que daría origen a la llamada SEGUNDA ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI2 energía necesaria para arrancar un segundo electrón del ion con una carga positiva):

M+(g) + EI2 M++(g) + e–

Y así sucesivamente con la tercera EI3...


La primera energía de ionización del litio es igual a 5,4 eV para cada átomo de litio. a) Expresa dicho valor en kJ/mol. b) Si la energía de ionización del Li+ para su conversión en Li2+ es 7297 kJ/mol, ¿por qué existe esa diferencia tan grande entre la primera y la segunda energía de ionización del litio?

a) En este ejercicio se nos piden dos cambios de unidades: la primera es pasar los eV a kJ y la segunda pasar los átomos a moles. Conocemos las equivalencias entre estas unidades:

1eV = 1,610–19 J; 1J = 10–3kJ 1 mol = 6,02 -1023 átomos Por tanto:

19 235

1

eV eV 1,6 10 J 6,02 10 átomos J kJE.I. 5,4 5,4 5,201 10 520,1

átomo átomo 1eV 1mol mol mol

b) La gran diferencia existente es debido a que, al arrancar el primer electrón, el átomo de litio adquiere su

configuración electrónica estable; esto hace que resulte fácil ionizar al litio perdiendo un solo electrón; sin embargo, una vez que el litio se ha convertido en ion Li+ arrancarle un nuevo electrón va a resultar muy difícil puesto que lo alejamos de su estado de estabilidad.

Dados los tres elementos: A, B y C, de números atómicos 8, 16 y 19 respectivamente. a) Escribe las configuraciones electrónicas y el nombre de dichos elementos. b) Indica el elemento cuya primera energía de ionización sea mayor y razona la respuesta.

a) A tiene Z = 8 y su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p4 y se trata del oxígeno. B tiene Z = 16 y su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3p4 y se trata del azufre. C tiene Z = 19 y su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 y se trata del potasio.

http://1.bp.blogspot.com/-vx7wEv5HBVY/UJPZI9CWEII/AAAAAAAAAUc/BBH-wC2vJ_8/s1600/enerfia+ioniza.gif



b) El elemento de mayor energía de ionización es el A, o sea el oxígeno, porque aunque tiene igual tipo de configuración que el B, el azufre, los electrones externos de la última capa del oxígeno están más cerca del núcleo, ya que sólo tiene dos niveles energéticos, mientras que el azufre tiene tres. En el elemento C, el potasio, cuesta poco arrancarle su electrón externo, ya que se trata del elemento primero de su período.

CONTESTA Y REPASA

Define energía (potencial) de ionización y escribe la ecuación que representa el proceso de ionización.

Explica razonadamente porqué, para un mismo elemento, las sucesivas energías de ionización aumentan.

¿Por qué al grupo de los metales alcalinos les corresponde las menores energías de ionización EI1?

¿Por qué el Be tiene una EI1 inferior a la del B si este último está colocado a su derecha?

Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos consecutivos en el sistema periódico son: 10,5; 11,8; 13,0; 15,8; 4,3; 6,1. Indica cuál de ellos será un halógeno, cuál un anfígeno, y cuál un alcalino. (1 eV = 1,6 · 10–19 J).

Escoge la respuesta correcta: La segunda energía de ionización de un elemento M es la energía necesaria para:

a) Arrancar 2 moles de electrones de 1 mol de átomos de M.

b) Arrancar 1 mol de electrones de 1 mol de iones M+.

c) Arrancar 1 mol de electrones de 1 mol de iones M2+.

d) Introducir 1 mol de protones en 1 mol de iones M+.

5.- AFINIDAD ELECTRÓNICA

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de Afinidad Electrónica (AE).

La forma en que varía la AE en la tabla periódica.

Llamamos AFINIDAD ELECTRÓNICA a la energía que acompaña al proceso de captación de un electrón desde el exterior por parte de un átomo que se encuentre aislado (estado gaseoso) para incorporarlo a su último nivel energético.

X(g) + e– X–(g)

A medida que avanzamos en un mismo periodo los elementos químicos tienen más tendencia a captar un electrón porque así se acercan más a la configuración s2p6 en su último nivel, y por tanto liberan más energía al captar dicho electrón. La Energía liberada aumenta pues de izquierda a derecha en un mismo periodo. Dentro de un mismo periodo los halógenos son los que desprenden más energía al captar un electrón.

Dentro de una misma columna la energía liberada es mayor según vamos de abajo a arriba, ya que cuanto más arriba nos encontremos el electrón caerá en orbitales de menor energía y por tanto el desprendimiento de energía será mayor. La Energía liberada aumenta de abajo a arriba en cada columna.



Según los convenios de la termodinámica, cuando en un proceso se desprende energía el signo que se le pone al valor de energía desprendido es negativo, y cuando se absorbe el signo es positivo. Si al ganar un electrón se desprende energía, la afinidad electrónica es positiva, y el ion formado es estable. Si por el contrario se absorbe energía, la afinidad electrónica es negativa y el ion formado es inestable.

Así el Flúor, que tiene una gran tendencia a captar electrones, desprende energía en dicho proceso de captación, y por eso el valor de la AE se escribe con signo negativo:

F(g) + e– F–(g) + 328 kJ/mol (AE = – 328 kJ/mol)

El Berilio, por el contrario, no tiene ninguna tendencia para captar electrones, con lo cual, para que el Berilio capte un electrón, es necesario “gastar” energía:

Be(g) + e– + 240 kJ/mol Be–(g) (AE = + 240 kJ/mol)

Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas positivas (valores altos de A.E.) Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas negativas (valores bajos de A.E.)

Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de ionización.

ACTIVIDAD RESUELTA:

Indica la configuración electrónica que corresponde al elemento con mayor afinidad electrónica: a) 1s2 2s2 2p3 b) 1s2 2s2 2p5 c) 1s2 2s2 2p6 3s1 d) 1s2 2s2 2p6 3s2

La afinidad electrónica se define como la energía que desprende un átomo cuando capta un electrón. De todos los átomos propuestos el que libera mayor cantidad de energía al captar un electrón es el que tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5, ya que cuando capta un electrón adquiere una estructura electrónica, muy estable, de gas noble. Luego la respuesta correcta es la b.

CONTESTA Y REPASA

Dispón los siguientes elementos en orden creciente de sus afinidades electrónicas: Br, F, Li, Be y Cs.

¿La afinidad electrónica del F es mayor que la afinidad electrónica del O?

6.- ELECTRONEGATIVIDAD

ESTUDIA / APRENDE

Cuál es la tendencia de los elementos químicos a ganar o perder electrones.

Cuál es la configuración electrónica estable y porqué se ha llegado a esa conclusión.

Qué es la Electronegatividad.

Cómo varía la electronegatividad en un grupo o familia y en un periodo.

Dados dos elementos químicos saber cuál de ellos es más electronegativo y por qué.

El nombre de la escala en la que con más frecuencia se mide la electronegatividad.

Como hemos visto, los átomos no suelen encontrarse en estado neutro, es decir, con el mismo número de protones que de electrones, sino que tienen tendencia a ganar o a perder electrones según cuál sea su configuración electrónica.

Esta tendencia está directamente relacionada con el hecho demostrado de que la máxima estabilidad la consigue un átomo cuando la configuración electrónica del último nivel en el que existen electrones es s2p6.



Si al ganar electrones el átomo se acerca a esa configuración, tendrá una cierta facilidad para ganarlos; al contrario, si es perdiendo electrones como se acerca más a esa configuración tendrá tendencia a perderlos y por tanto muy escasa facilidad para ganarlos.

Ahora bien, no todos los elementos químicos atraen o se desprenden de los electrones con la misma facilidad.

Dentro del S. P. a medida que avanzamos en un mismo periodo de izquierda a derecha resulta cada vez más difícil arrancarle el electrón más externo, esto es debido a que a los elementos que se encuentran más a la izquierda se acercan, al arrancarle ese electrón, a la configuración electrónica estable (es fácil arrancarlo), mientras que los que se encuentran a la derecha se alejan cada vez más de esa estabilidad (es muy difícil arrancarlo). (Mira ENERGÍA DE IONIZACIÓN)

Por otra parte, a medida que avanzamos dentro de un mismo periodo los elementos químicos tienen cada vez más tendencia a captar un electrón porque así se acercan más a la configuración s2p6 en su último nivel, y por tanto liberan más energía al captar dicho electrón; los átomos de la izquierda no tienen ninguna tendencia a ganar electrones mientras que los de la derecha sí la tienen. (Mira AFINIDAD ELECTRÓNICA)

Si nos situamos en una misma columna o familia nos encontramos que si cualquiera de los átomos de los elementos pertenecientes a la misma atrapa a un electrón exterior la configuración electrónica externa pasaría a ser la misma sea cual sea ese átomo; sin embargo el electrón exterior tendrá más tendencia a “caer” en el átomo que le “ofrezca” un nivel de energía más bajo; es decir, en el que se encuentra más arriba en dicha columna.

Para establecer las propiedades físicas y químicas de una sustancia es importantísimo conocer la mayor o menor facilidad para captar electrones que tienen los átomos que forman parte de la misma. Por ello se introduce el concepto de Electronegatividad.

La ELECTRONEGATIVIDAD es una propiedad periódica que la definimos como la facilidad que tienen los átomos de un elemento químico para atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento.

Por lo que hemos venido explicando en este punto la Electronegatividad aumenta en una misma columna de abajo a arriba y en un mismo periodo de izquierda a derecha.

Los valores de Electronegatividad de los elementos químicos que aparecen en la T. P. no indican una medida exacta (la electronegatividad no es una magnitud) sino que solamente sirven para comparar la electronegatividad entre dos elementos. Así, por ejemplo, el Nitrógeno tiene de electronegatividad 3,0 y el Calcio 1,0; esto no significa que el Nitrógeno tenga una electronegatividad tres veces mayor que el Calcio sino simplemente que el Nitrógeno es mocho más electronegativo que el Calcio. Los valores que se acaban de indicar para la electronegatividad del nitrógeno y del calcio y que son los que aparecen en la T.P. están dados en la escala de electronegatividad más usada que es la escala de Pauling. La electronegatividad no tiene unidades

El Flúor es el elemento químico más electronegativo seguido del oxígeno.



Podríamos por tanto decir que la electronegatividad es una medida comparativa de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace o lo que se lo mismo la electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo por competir por el par de electrones compartidos con otro átomo al que está unido por un enlace químico.

Como veremos en temas posteriores, en general los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará entre dichos átomos.

También podemos comprobar que entre no metales y metales hay una clara diferencia en los valores de electronegatividad: Alta electronegatividad: NO METALES Baja electronegatividad: METALES


¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de mayor electronegatividad? a) 1s2 2s2 2p6 3s2 b) 1s2 2s2 2p5 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

La electronegatividad de un elemento mide la facilidad que tiene un átomo para atraer hacia sí los electrones de su enlace con otros átomos.

Dentro de un periodo aumenta al aumentar número atómico, mientras que dentro de un grupo disminuye al aumentar el número de capas electrónicas, 𝑛.

De acuerdo con lo expuesto, el menor valor de electronegatividad le corresponde al elemento cuya configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 ya que tiene solo dos electrones en su capa de valencia que tenderá a perder para conseguir su estabilidad y no a ganar, por lo que tendrá, a diferencia de los otros tres, poca afinidad por los electrones.

Las configuraciones electrónicas restantes corresponden a elementos del mismo grupo de la tabla periódica ya que todos tienen 7 electrones de valencia (𝑠2𝑝5), por tanto, el elemento con mayor electronegatividad es el que tiene menos capas electrónicas, cuya configuración electrónica es 1s2 2s2 2p5.

La respuesta correcta es la b.

¿Se puede relacionar la energía de ionización y la afinidad electrónica con la electronegatividad?

Sí, pues los elementos con energías de ionización altas son muy electronegativos y afinidades electrónicas pequeñas nos dice que la electronegatividad es también reducida.

CONTESTA Y REPASA

Explica cuál de los elementos de cada una de las siguientes parejas es más electronegativo: Cloro–Yodo; Carbono-Oxígeno.

Sitúa razonadamente de menor a mayor las electronegatividades de los elementos químicos potasio, calcio, fósforo y cloro

Indica cuál o cuáles de las siguientes propuestas es correcta:

a) El ion O2− es más electronegativo que el átomo neutro Ne.

b) El ion F− es más electronegativo que el ion Na+.

c) El ion Na+ es más electronegativo que el ion O2−.



7.- CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICO

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos elemento metálico o metal y dónde están situados en la tabla periódica

A qué llamamos no metal y dónde están situados los no metales en la tabla periódica

A qué llamamos elemento semimetálicos o semimetales y dónde están situados en la tabla periódica

A qué llamamos gas noble y dónde están situados los gases nobles en la tabla periódica

La relación entre electronegatividad y carácter metálico o no metálico

Llamamos ELEMENTO METÁLICO o METAL a aquel elemento cuyos átomos tienen tendencia a perder electrones para así conseguir una configuración electrónica estable.

Llamamos NO METAL a aquel elemento que capta electrones con facilidad.

SEMIMETALES son aquellos elementos que en unas ocasiones se comportan como metales y en otras como no metales.

Los GASES NOBLES no tienen comportamiento metálico ni no metálico ya que no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones.

El carácter metálico o no metálico está íntimamente relacionado con la electronegatividad, de tal forma que los metales son poco electronegativos y los no metales son muy electronegativos.

El carácter metálico crece de derecha a izquierda en cada periodo y de arriba a abajo en cada columna. (Recuerda la descripción que hacíamos de la tabla periódica y el lugar donde se sitúan los metales y los no metales).

La electronegatividad determina por tanto el carácter metálico o no metálico de los elementos químicos. En general, cuanto más pequeño es el valor de la electronegatividad, mayor es el carácter metálico de un elemento y cuanto mayor sea el valor de la electronegatividad, mayor será el carácter no metálico del elemento. Veremos en los temas siguientes cómo el carácter covalente o iónico de un enlace, así como la mayor o menor polaridad de un enlace está directamente relacionado con la electronegatividad.

La electronegatividad puede utilizarse para separar los elementos entre metales, si su electronegatividad es menor que la del hidrógeno, y no metales si es mayor. En el límite existe una zona donde las electronegatividades de los elementos son similares a la del hidrógeno, constituyendo el conjunto de los semimetales. Por lo tanto, en la tabla periódica el carácter metálico aumenta hacia la izquierda en los periodos y hacia abajo en los grupos, variando al contrario el carácter no metálico. Los elementos de los bloques d y f no tienen su electrón diferenciador en la capa externa sino en la penúltima (n-1) y en la n-2, por lo que sus propiedades presentan diferencias menores, principalmente el bloque f.

ACTIVIDAD RESUELTA:

Un átomo de un cierto elemento X posee la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p5. ¿Cuáles de las siguientes conclusiones son falsas?

a) Es un elemento de marcado carácter metálico.

b) Es capaz de formar el ion X+.

c) Es un elemento de transición.

a) Falso: le falta un solo electrón para conseguir la configuración de gas noble, por lo que tendrá tendencia a ganar ese electrón, luego es un no metal.

b) Falso: pues al tener tendencia a ganar un electrón se convierte en ion X–.

c) Falso: se trata de un halógeno.

CONTESTA Y REPASA

¿Cuál es la diferencia entre metales y no metales?

Ordena de mayor a menor carácter metálico los elementos con números atómicos 16, 19, 33 y 50.



8.- PODER OXIDANTE/ REDUCTOR

El poder oxidante puede definirse como la tendencia de un elemento a tomar electrones de otro. De lo dicho en cuanto a la electronegatividad, se deduce que, en la tabla periódica el poder oxidante aumenta hacia la derecha en los periodos y hacia arriba en los grupos. Exactamente lo contrario se puede decir respecto al poder reductor: aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en un grupo. El poder oxidante y reductor de las diferentes especies químicas nos ocupará un tema completo e este curso.

9.- RADIO ATÓMICO Y RADIO IÓNICO

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de Radio Atómico y cómo varía su valor dentro de la misma familia y al avanzar

en un periodo.

Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes tamaños.

El RADIO ATÓMICO es una magnitud que representa el valor del tamaño relativo del átomo y se correspondería con la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia. Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

Si pudiéramos observar los átomos de los elementos alcalinos veríamos que a medida que descendemos en la columna de la tabla periódica el radio de los átomos va siendo cada vez mayor. Esto es debido a que en cada periodo que descendemos los elementos tienen ocupados con sus electrones un nivel energético más, es decir los orbitales de mayor energía tienen mayor tamaño.

Lo mismo ocurre, lógicamente, con el resto de familias.

El radio atómico y por tanto el tamaño atómico aumenta al descender en una columna del Sistema Periódico.

El radio atómico aumenta al descender en una columna del Sistema Periódico.

Dentro de un determinado periodo se produce una contracción del radio al pasar de una familia a otra con el aumento del número atómico. En un periodo, el volumen atómico disminuye al aumentar el nº atómico; ya que, para el mismo nº de capas aumenta la carga eléctrica del núcleo y de la corteza y por tanto la fuerza de atracción.

El radio atómico disminuye, en general, al avanzar en un periodo.



Variación de las propiedades periódicas (radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, y electronegatividad)

RADIO IÓNICO

El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, menor será el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores que los alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad la carga nuclear de los alcalinos.

Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el Ion; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán mayores que los halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los halógenos superan en una unidad la carga nuclear de los anfígenos.

En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.

Los iones positivos o cationes son siempre menores que los átomos neutro a partir de los que se forman.

Los iones negativos o aniones son siempre más grandes que los átomos neutros de los que proceden.

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¿Cuál de las siguientes especies isoelectrónicas tiene menor radio? a) O2− b) F− c) Na+ d) Mg2+ e) Al3+

El elemento oxígeno pertenece al grupo 16 y periodo 2 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [He] 2𝑠2 2𝑝4. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 8. La configuración electrónica del ion O2− es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que capta dos electrones y completa el subnivel 2𝑝.

El elemento flúor pertenece al grupo 17 y periodo 2 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [He] [He] 2𝑠2 2𝑝5. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 9. La configuración electrónica del ion F− es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que capta un electrón y completa el subnivel 2𝑝.

El elemento sodio pertenece al grupo 1 y periodo 3 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Ne] 3𝑠1. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 11. La configuración electrónica del ion Na+ es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que el electrón del subnivel 3𝑠 lo ha cedido para formarse el ion.

El elemento magnesio pertenece al grupo 2 y periodo 3 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Ne] 3𝑠2. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 12. La configuración electrónica del ion Mg2+ es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que cede los dos electrones del subnivel 3𝑠.

El elemento aluminio pertenece al grupo 13 y periodo 3 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Ne] 3𝑠2 3𝑝1. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 13. La configuración electrónica del ion Al3+ es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que cede los tres electrones de los subniveles 3𝑠 y 3𝑝.

Se trata de especies que tienen la misma configuración electrónica y que se denominan isoelectrónicas. Por este motivo la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón más externo es mayor en el núcleo con mayor número de protones (número atómico). En otras palabras, el radio de la especie decrece al aumentar el número atómico. Por tanto, el menor radio le corresponde a la especie con mayor Z (más protones para atraer a los electrones), el Al3+, y el mayor radio a la especie con menor número atómico (menos protones para atraer a los electrones), O2−.



¿Cuáles de las siguientes relaciones entre radios es correcta?

a) r (Cl) > r (Cl−)

b) r (Na+) < r (Na)

c) r (I) < r (Cl)

d) r (Cl) > r (Na)

a) Incorrecta. El cloro (Cl) es un elemento que pertenece al grupo 17 y periodo 3 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Ne] 3𝑠2 3𝑝5. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 17. La configuración electrónica del ion Cl− es [Ne] 3𝑠2 3𝑝6 ya que capta un electrón y completa el subnivel 3𝑝. Al aumentar el número de electrones hace que disminuya la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón más externo. Por tanto, el radio del ion cloruro es mucho mayor que el del átomo de cloro.

b) Incorrecta. El sodio (Na) es un elemento que pertenece al grupo 1 y periodo 3 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Ne] 3𝑠1. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 11. La configuración electrónica del ion Na+ es [He] 2𝑠2 2𝑝6 ya que cede el electrón del subnivel 3𝑠. Al disminuir el número de electrones la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón más externo es mayor. Por tanto, el radio del ion sodio es menor que el del átomo de sodio.

c) Correcta. El yodo (I) es un elemento que pertenece al grupo 17 y periodo 5 de la tabla periódica por lo que su configuración electrónica abreviada es [Kr] 4𝑑10 5𝑠2 5𝑝5. Sumando sus electrones se obtiene que su número atómico es 53. De todas las especies propuestas es la que tiene mayor radio ya que tiene un mayor número de capas electrónicas.

d) Incorrecta. El sodio y el cloro se encuentran en el mismo periodo, situándose el sodio más a la izquierda que el cloro en la tabla periódica. El radio atómico disminuye al avanzar en el mismo periodo de la Tabla Periódica, por lo que el radio atómico del sodio es mayor que el del cloro.

CONTESTA Y REPASA

Dispón los siguientes átomos en orden creciente a su radio atómico: Sr, Mg, Ca, Be.

Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. Explica qué iones son mayores y cuales menores que sus correspondientes átomos de los que proceden.

10.- ELECTROVALENCIA O VALENCIA IÓNICA

ESTUDIA / APRENDE

Qué es la electrovalencia o valencia iónica.

Cuál es la diferencia entre la electrovalencia de los metales y la de los no metales.

Cómo se pueden deducir los valores de las electrovalencias conociendo la configuración

electrónica de los elementos químicos.

La tabla completa de las valencias iónicas

La ELECTROVALENCIA O VALENCIA IÓNICA indica la carga eléctrica que adquiere un átomo cuando gana o pierde electrones para así conseguir la configuración electrónica estable s2p6 en su última capa.

Como los metales tienen tendencia a perder electrones y adquirir así carga positiva, la valencia iónica de éstos es positiva.

Como los no metales tienen tendencia a ganar electrones la valencia iónica de éstos será siempre negativa

ACTIVIDAD RESUELTA:

El azufre es el elemento cuyo número atómico es 16. Deduce la valencia iónica del azufre.

En estado neutro el azufre tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s23p4

Su lugar en la tabla es el período 3 y la columna la antepenúltima (p4).

Si el azufre gana dos electrones adquiere la configuración electrónica estable s2p6. Al ganar dos electrones el azufre se convierte en el anión sulfuro con carga –2. Luego la valencia iónica del azufre es –2.



ELECTROVALENCIAS O VALENCIAS IÓNICAS MÁS IMPORTANTES

FAMILIA ELECTROVALENCIA O VALENCIA IÓNICA

ELEMENTOS

Alcalinos +1 Todos

Alcalino-térreos +2 Todos

Metales de Transición +1 Ag

+2 Zn, Cd

+1 y +2 Cu, Hg

+2 y +3 Cr, Mn, Fe, Co y Ni

Boroideos -3 B

+3 Al

Carbonoideos -4 C y Si

+2 y +4 Sn y Pb

Nitrogenoideos -3 N, P, As

Anfígenos -2 O, S, Se, Te

Halógenos -1 F, Cl, Br, I

Hidrógeno -1 H

CONTESTA Y REPASA

El Estroncio es el elemento de número atómico 38. Define electrovalencia y deduce la electrovalencia del estroncio. ¿Por qué decimos que el estroncio es un metal?

Deduce la electrovalencia del Cloro. ¿Por qué decimos que el cloro es un no metal?

Cuatro elementos químicos diferentes: A, B, C y D tienen de números atómicos los siguientes valores: 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Determina:

a) Sus configuraciones electrónicas y los elementos químicos de que se tratan en función del grupo a que pertenecen.

b) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos.

c) La electrovalencia o valencia iónica de cada uno.

d) El orden de menos a más en el carácter metálico de dichos elementos químicos.

11.- COVALENCIA O VALENCIA COVALENTE

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos covalencia o valencia covalente en los no metales.

Cómo se pueden deducir los valores de la covalencia más sencilla conociendo la

configuración electrónica de los no metales.

La tabla completa de las covalencias.

La COVALENCIA O VALENCIA COVALENTE es el número de electrones desapareados que puede haber en un átomo. La valencia covalente la vamos a utilizar exclusivamente para no metales, ya que éstos son los que forman el enlace covalente.

Existen elementos no metálicos que tienen varios valores posibles de valencia covalente, esto es debido a que en los átomos de estos elementos cabe la posibilidad de que haya electrones desapareados en mayor o menor cantidad. Así, por ejemplo, el Cloro tiene como posibles valencias covalentes 1, 3, 5, 7 según tengan desapareados estos números de electrones.



ACTIVIDAD RESUELTA:

El nitrógeno es el elemento cuyo número atómico es 7. Explica por qué una de las valencias covalentes del nitrógeno es 3.

En estado neutro el nitrógeno tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p3 Estos tres electrones del subnivel 2p, según el principio de máxima multiplicidad de Hund, tienen que estar repartidos entre los tres orbitales p (px, py y pz), habiendo un electrón en cada orbital (px

1, py1 y pz

1); esto significa que, en principio, en el átomo de nitrógeno hay tres electrones desapareados, por lo que su valencia covalente es 3. (Los átomos, sin embargo pueden variar su número de electrones desapareados como iremos viendo más adelante, lo que hace que, según sean las condiciones, pueden tener un mayor o menor número de electrones desapareados).

VALENCIAS COVALENTES DE LOS NO METALES:

H 1

F 1

Cl, Br, I 1, 3, 5, 7

O 2

S, Se, Te 2, 4, 6

N 1, 2, 3, 4, 5

P, As 3, 5

C 2, 4

Si 4

B 3

CONTESTA Y REPASA

Define covalencia o valencia covalente y explica por qué una de las covalencias del cloro es 1.

ANEXO: NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Este apartado pertenece al tema de Formulación Inorgánica que estudiaste en 1º de Bachillerato. Creo que, por la relación que tiene con los apartados anteriores, es interesante que lo trabajes ahora o cuando estudies los temas de enlaces. Es fundamental en toda la Química que vas a aprender durante este curso.

Los números de oxidación con que puede actuar cada elemento químico sintetizan los conceptos de electrovalencia, covalencia y electronegatividad, y es de gran utilidad a la hora de formular compuestos poliatómicos.

El número de oxidación con el que actúa un elemento químico en una especie química es un número entero, positivo o negativo, que se calcula de la siguiente manera:

En los iones monoatómicos:

Coincide con la carga eléctrica del ion, es decir con la electrovalencia del elemento químico.

EJEMPLOS

CaS

El sulfuro de calcio (CaS) es la combinación de azufre y calcio.

El calcio tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El azufre tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

PbCl2

El dicloruro de plomo es una de las combinaciones posibles de cloro y plomo.

En este caso el plomo tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El cloro tiene siempre electrovalencia –1. El número de oxidación es –1.



PbCl4

El tetracloruro de plomo es la otra de las combinaciones posibles de cloro y plomo.

En este caso el plomo tiene electrovalencia +4. El número de oxidación es +4.

El cloro tiene siempre electrovalencia –1. El número de oxidación es –1.

FeO

El monóxido de hierro es una de las combinaciones posibles de oxígeno y hierro.

El hierro tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El oxígeno tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

Fe2O3

El trióxido de dihierro es la otra de las combinaciones posibles de oxígeno y hierro.

El hierro tiene electrovalencia +3. El número de oxidación es +3.

El oxígeno tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

En los compuestos covalentes:

Cuando dos elementos se unen por enlace covalente, para calcular el número de oxidación atribuimos los electrones compartidos al elemento más electronegativo.

Cada par de electrones implica por tanto una carga negativa ficticia para el elemento más electronegativo y una carga positiva ficticia para el menos electronegativo.

Una vez que en una molécula tenemos vistos todos los enlaces, el número de oxidación de cada elemento lo calculamos sumando todas las cargas ficticias que ha acumulado el elemento químico de esta forma.

EJEMPLOS

CO2

El dióxido de carbono es una de las combinaciones posibles de oxígeno y carbono.

El oxígeno es más electronegativo que el carbono, por lo que en todos los electrones compartidos (dos pares de electrones en cada enlace) consideramos de forma ficticia que la carga la tiene por completo el oxígeno. Como se trata de dos dobles enlaces consideramos a cada átomo de oxígeno con una carga –2. Y al átomo de carbono con una carga +4. Estos valores son los números de oxidación.

El oxígeno actúa con covalencia 2. El número de oxidación es –2.

El carbono actúa con covalencia 4. El número de oxidación es +4.

CO

El monóxido de carbono es la otra de las combinaciones posibles de oxígeno y carbono.

Como vimos en el ejemplo anterior el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Consideramos de forma ficticia que la carga de los electrones compartidos la tiene por completo el oxígeno. Como se trata de un doble enlace consideramos al átomo de oxígeno con una carga igual a –2. Y al átomo de carbono con una carga +2. Estos valores son los números de oxidación.

El oxígeno actúa con covalencia 2. El número de oxidación es –2.


CCl4

El tetracloruro de carbono es la combinación de cloro y carbono.

El cloro es más electronegativo que el carbono, por lo que en todos los electrones compartidos (un par de electrones en cada enlace) consideramos de forma ficticia que la carga la tiene por completo el cloro. Como se trata de enlaces sencillos consideramos a cada átomo de cloro con una carga –1. Y al átomo de carbono con una carga +4. Estos valores son los números de oxidación.

El cloro actúa con covalencia 1. El número de oxidación es –1.




REGLAS ÚTILES PARA CALCULAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación de los átomos de las sustancias simples (dos o más átomos del mismo elemento químico) es siempre 0.

El hierro (Fe), el cobre (Cu), el nitrógeno (N2) o el oxígeno (O2) tienen número de oxidación 0 cuando están como elementos químicos.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga eléctrica.

Los metales en los compuestos iónicos están en forma de catión: su número de oxidación coincide con su electrovalencia (la carga eléctrica del catión). Así los alcalinos tienen siempre número de oxidación +1 y los alcalino-térreos +2.

Los no metales, en los compuestos iónicos binarios están en forma de anión: su número de oxidación coincide con su electrovalencia (la carga eléctrica del anión).

El número de oxidación del flúor es siempre –1.

El flúor tiene electrovalencia –1 y covalencia 1. Además es el elemento más electronegativo, de ahí que su número de oxidación sea –1.

El número de oxidación del oxígeno es –2, excepto en sus compuestos con el flúor que es +2, y en los peróxidos que es –1.

El oxígeno tiene electrovalencia –2 y covalencia 2. Además es, después del flúor, el elemento más electronegativo, de ahí que su número de oxidación sea –2, excepto cuando se combina con el flúor que es +2. La particularidad de los peróxidos la veremos al estudiar esa especie química.

El hidrógeno presenta número de oxidación –1 cuando se combina con los metales.

El hidrógeno es un no metal con electrovalencia –1. De ahí que con los metales tenga número de oxidación –1.

El hidrógeno presenta número de oxidación +1 cuando se combina con los no metales.

La covalencia del hidrógeno es 1, y es el no metal menos electronegativo, por lo que su carga ficticia en un enlace covalente es siempre +1. De ahí su número de oxidación en los compuestos no metálicos.

Los no metales al combinarse con el oxígeno pueden actuar con todas sus covalencias posibles y en cada caso su número de oxidación es la covalencia con el signo positivo, excepto con el flúor que es –1.

Como hemos visto el oxígeno es, después del flúor, el elemento más electronegativo; por lo que al combinarse con cualquier no metal, excepto el flúor, la carga negativa ficticia la tiene el oxígeno y la positiva el otro no metal.

La suma de todos los números de oxidación de una especie química neutra es siempre cero.

Si la especie química es neutra, la carga total (sea real, como ocurre con los compuestos iónicos, o ficticia, como ocurre con las sustancias covalentes) es cero. De ahí que la suma de los números de oxidación sea cero.

En el Fe2O3 que vimos antes, el número de oxidación del hierro es +3, como hay dos átomos de hierro suman +6; el número de oxidación del oxígeno es –2, como hay tres átomos de oxígeno suman –6. La suma de sus números de oxidación es 0.

En el CO2, el número de oxidación del carbono es +4; el número de oxidación del oxígeno es –2, como hay dos átomos de oxígeno suman –4. La suma de sus números de oxidación es 0.



TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS FRECUENTES (RELACIONADAS CON LAS ELECTROVALENCIAS Y LAS

COVALENCIAS)

FAMILIA ELEMENTOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN EN ENLACE IÓNICO

ELECTRO VALENCIA

NÚMEROS DE OXIDACIÓN EN ENLACES COVALENTES

COVALENCIA

Alcalinos Todos +1 +1

Alcalino-térreos Todos +2 +2

Metales de Transición Ag +1 +1

Zn, Cd +2 +2

Cu, Hg +1 +2 +1 y +2

V CON OXÍGENO:

+2 +3 +4 +5

Cr +2 +3 +2 y +3 CON OXÍGENO:

+2 +3 +6

Mn +2 +3 +2 y +3 CON OXÍGENO:

+2 +3 +4 +6 +7

Fe, Co, Ni +2 +3 +2 y +3

Boroideos B -3 -3 3 3

Al +3 +3

Carbonoideos C -4 –4 CON OXÍGENO:

+2 +4 CON OTROS NO METALES:

4

2, 4

Si -4 –4 4 4

Sn, Pb +2 +4 +2 y +4

Nitrogenoideos N -3 –3 CON OXÍGENO:

+1 +2 +3 +4 +5 CON OTROS NO METALES:

1 2 3 4 5

1, 2, 3, 4, 5

P, As -3 –3 CON OXÍGENO:

+3 +5 CON OTROS NO METALES:

3 5

3, 5

Anfígenos O -2 –2 -2 (con F +2) 2

S, Se, Te -2 –2 CON OXÍGENO:

+2 +4 +6

CON OTROS NO METALES:

2 4 6

2, 4, 6

Halógenos F -1 –1 -1 1

Cl CON OXÍGENO Y CON FLÚOR:

+1 +3 +5 +7


-1

1, 3, 5, 7

Br, I -1 CON OXÍGENO, FLÚOR Y CLORO:

+1 +3 +5 +7


-1

1, 3, 5, 7

Hidrógeno H -1 –1 +1 1

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