Los gases nobles



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Potencial de ionización


Los compuestos enjaulados son bastante insatisfactorios como prueba de la actividad química de los gases nobles. La formación de un compuesto enjaulado implica únicamente aquellas muy débiles atracciones entre un átomo y el contiguo que originan que un gas noble se convierta en líquido si la temperatura es lo bastante baja; o provocan que se disuelva ligeramente en agua.

La cuestión es: ¿pueden los átomos de gas noble formar un compuesto «ordinario», y ser incorporados dentro de moléculas «corrientes», del mismo modo que los átomos de hidrógeno, por ejemplo, se combinan con átomos de oxígeno para formar moléculas de agua?

Si nos guiásemos por las más tempranas nociones de valencia (las nociones que ayudaron a Mendeléiev a proyectar la tabla periódica), sacaríamos la conclusión de que la respuesta es negativa; que los gases nobles no podían formar compuestos porque estaban en una columna titulada «valencia cero».

No obstante, en la época en que se descubrieron los gases nobles, los químicos sabían muy bien que las normas de valencia no eran tan rígidas como lo hacía parecer la tabla periódica. Por ejemplo, algunos elementos mostraban valencia variable. El carbono formaba algunos compuestos en los cuales su valencia era 2 más bien que 4. El oro formaba una serie de compuestos en los cuales exhibía una valencia de 1, y otras series en las que mostraba una valencia de 3. Los átomos de manganeso, en un compuesto o en otro, presentaban valencias de 2, 3, 4, 6 y 7.

Resultó evidente que el comportamiento atómico no era realmente sencillo y que los átomos de gases nobles, aunque por lo general, con una valencia de cero, y corrientemente no formando compuestos, podían presentar una valencia distinta a cero en circunstancias excepcionales. Muchos químicos investigaron este tema en diversas ocasiones. Se informó que un cierto número de compuestos de gases nobles habían sido preparados en uno u otro momento, pero tales informes acabaron por ser equivocados, hasta que se llegó a la década de los sesenta.

Mientras avanzaba el siglo xx y la estructura del átomo iba siendo mejor comprendida, los químicos empezaron a interpretar la valencia, y la capacidad de un átomo para combinarse con otro, en términos de electrones. Esto hizo posible acceder a la cuestión de los componentes de gas noble de un modo mucho más sistemático.

En primer lugar, un compuesto «corriente» se forma cuando existe verdadera transferencia de electrones; cuando un átomo cede (en todo o en parte) uno o más electrones, mientras el otro átomo acepta (en conjunto o en parte) uno o más electrones. En el caso de la molécula de agua (H2O), cada átomo de hidrógeno, por ejemplo, cede la mayor parte de su captura en su electrón simple, mientras que el átomo simple de oxígeno acepta la parte del león de la captura en ambos.

De los ciento tres elementos conocidos, tan sólo unos ocho muestran una tendencia realmente importante en aceptar electrones adicionales. Estos elementos, entre los cuales destacan el oxígeno y el cloro, casi invariablemente aparecen en las moléculas en su papel de aceptantes de electrones. Otros ocho elementos (sobre todo, carbono e hidrógeno) pueden a la vez aceptar y ceder electrones y pueden aparecer en las moléculas en uno y otro papel. Después, existen seis elementos (los gases nobles) que ni aceptan ni ceden electrones en circunstancias corrientes y no participan fácilmente en la formación de una molécula. Esto deja unos ochenta elementos restantes que son primariamente donantes de electrones; aparecen con esta función en la producción de una molécula.

En 1914, dos físicos alemanes, James Franck (1882-1964) y Gustav Hertz (nacido en 1887), idearon un método para medir la facilidad con que los átomos de un elemento particular podían ser obligados a ceder electrones. En principio, lanzaron una corriente a través de una tenue dispersión de átomos del elemento que se estaba investigando. Por lo general, los electrones simplemente rebotaban en los átomos.

No obstante, cuando el impulso potencial de los electrones se incrementa, los electrones adquieren cada vez más energía; en ocasiones, golpean con tal dureza a los átomos que consiguen desprender del átomo un electrón. Cuando esto sucede, los originales electrones en movimiento pierden mucha de su energía, ya que se consume al desprenderse el electrón del átomo. Es el punto de pérdida de energía por el cual el experimentador está al acecho.

Una vez que un átomo pierde un electrón, lo que queda del átomo lleva una carga positiva y se convierte en ion. En consecuencia, el potencial eléctrico por el cual la corriente de electrones pierde súbitamente energía (indicando que se ha formado un ion) es llamado potencial de ionización del elemento. El potencial eléctrico se mide en unidades llamadas voltios, y el potencial de ionización se acostumbra a expresar, por consiguiente, en voltios.

Por ejemplo, una corriente de electrones que se mueve bajo un potencial eléctrico de 13,60 voltios posee suficiente energía para desprender el electrón individual del átomo de hidrógeno. Por consiguiente, el potencial de ionización del hidrógeno es de 13,60 voltios.

El potencial de ionización varía de acuerdo con la estructura electrónica del átomo. Consideremos, por ejemplo, el átomo de sodio. Posee un núcleo con una carga positiva de +11; rodeando este núcleo, hay once electrones, cada uno con una carga de –1, de modo que el átomo, considerado en su conjunto, es eléctricamente neutro.

Los once electrones del átomo de sodio tienen la disposición de 2/8/1 (véase página 48). Los dos electrones de la capa más interna se sienten más fuertemente atraídos hacia el núcleo. Entre otras cosas, pueden describirse como los que se hallan más próximos al núcleo, y la fuerza de atracción entre las cargas positiva y negativa aumenta a medida que la distancia entre ellas disminuye.

Los ocho electrones de la capa de en medio son retenidos con menos fuerza. Están más lejos del núcleo que los dos electrones más internos, de manera que la atracción de la carga positiva del núcleo queda debilitada por esta causa. Entonces, también los dos electrones en la capa más interna tienden a proteger parte de la carga positiva del núcleo. Para exponerlo de otro modo, como las cargas eléctricas se repelen una a otra, y los ocho electrones de la capa intermedia, mientras son atraídos por la carga positiva del núcleo, en cierto modo, son también repelidos por la carga negativa de los dos electrones interiores que se hallan entre ellos y el núcleo. Esto, además, reduce la fuerza con la cual la capa intermedia es conservada en su lugar.

El electrón individual contenido en la capa más externa es el que se sostiene más débilmente que los demás. No sólo está mucho más alejado del núcleo que los restantes electrones, sino también protegido del núcleo por el rechazo de no menos de diez electrones con carga negativa situados entre él y el núcleo. El electrón más exterior del átomo de sodio está tan débilmente retenido que puede ser desplazado con facilidad. De hecho, el potencial de ionización es tan sólo de 5,12 voltios, menos de la mitad de la del hidrógeno.

Si los átomos de sodio son bombardeados con electrones todavía más energéticos, puede desprenderse un segundo electrón. Sin embargo, este segundo electrón deberá proceder de la capa intermedia de ocho electrones que está retenida con mayor fuerza por el núcleo. En realidad, no se separa un segundo electrón de los átomos de sodio hasta que se alcanza un potencial de 47,06 voltios.

Cada vez que un electrón se desprende de un átomo, los restantes electrones parecen aglutinarse más cerca del núcleo y se hace mucho más difícil separar un electrón adicional. Un tercer electrón no se desprende del átomo de sodio hasta que no alcanza un potencial de 70,72 voltios.

Por consiguiente, podemos decir que, para el átomo de sodio, el potencial de ionización (I) es = 5,2 voltios; el potencial de ionización (II) es = 47,06 voltios; y el potencial de ionización (III) = 70,72 voltios.

Un átomo que muestra tendencia a atraer electrones puede desprender fácilmente uno de los electrones del átomo de sodio contra esta débil atracción del átomo. Sin embargo, ningún átomo tiene una atracción tan fuerte para los electrones como para ser capaz de desprender un segundo o un tercer electrón del sodio. En consecuencia, en todas las reacciones químicas, el sodio libera un solo electrón, no más, y posee lo que llamamos una valencia de 1.

Consideremos ahora el átomo de magnesio, que tiene un núcleo con una carga positiva de +12, rodeado de doce electrones con una ordenación de 2/8/2. La situación aquí es similar a la del sodio. Los dos electrones más externos, que son los más distantes del núcleo con carga positiva y que están separados de este núcleo por el más amplio número de electrones con carga negativa, son los más débilmente retenidos. No obstante, esos electrones más externos son retenidos con más firmeza por el núcleo de magnesio que en el caso del sodio. Los electrones más externos del átomo de magnesio están también protegidos por diez electrones más internos, pero son atraídos por una carga positiva de +12, no de +11, como en el caso del sodio. En consecuencia, el potencial de ionización (I) del magnesio es de 7,61 voltios, aproximadamente una mitad más que la del sodio.

Una vez que es liberado el primer electrón de magnesio, el otro electrón más externo es retenido más sólidamente, y el potencial de ionización (II) es de 14,96 voltios. Sin embargo, separar un tercer electrón del magnesio requiere alcanzar el interior de la capa intermedia y esto resulta más difícil, de modo que el potencial de ionización (III) del magnesio es de 79,72.

Por consiguiente, los átomos capaces de aceptar electrones pueden desprender los dos primeros electrones del átomo de magnesio, pero no pueden tocar al tercero. En todas las reacciones químicas, pues, el átomo de magnesio cede dos electrones, pero ninguno más. Posee una valencia de 2.

Para algunos átomos, los potenciales de ionización están separados de tal modo como para permitir liberar algunas veces un electrón y otras dos; o bien unas veces uno y otras tres; o bien algunas veces dos y otras veces tres, y así sucesivamente. Esto explica la valencia variable. Por lo general, existe una valencia particular que se pone de manifiesto de forma más característica; corrientemente, es la que pertenece a la columna de la tabla periódica en la cual se encuentra el elemento.

Para nuestros propósitos, tan sólo necesitamos considerar el primer potencial de ionización de cualquier elemento: el potencial requerido para liberar el primer electrón. Será a ésta a la que me referiré cuando hable simplemente de «potencial de ionización» sin recurrir a los números romanos.

Cuanto más bajo sea el potencial de ionización, tanto más fácilmente cederá un elemento, por lo menos uno de sus electrones, y tanto antes participará en la formación de compuestos.

Cuando estamos tratando con un grupo de elementos con el mismo número de capas de electrones en el átomo, el potencial de ionización tiende a ascender al incrementarse el número de electrones en la capa más externa, porque la carga en el núcleo aumenta mientras que los electrones en la capa más externa son retenidos cada vez con mayor solidez. Por esta razón, el potencial de ionización del magnesio es más elevado que el del sodio.

Por tanto, en general, en cualquier fila de elementos, aquel cuyos átomos contienen un solo electrón en la capa más externa, toma parte más activamente en aquellos procesos que implican la cesión de electrones. Los átomos con un solo electrón en sus capas más externas son los metales alcalinos (véase pág. 47), por lo cual éstos son los más activos de todos los elementos donantes de electrones.

¿Cómo se diferencian entre sí los metales alcalinos? Supongamos que comparamos el sodio con el potasio. Donde el átomo de sodio tiene un núcleo con una carga de +11 y once electrones con la disposición 2/8/1, el átomo de potasio tiene un núcleo con una carga de +19 y diecinueve electrones ordenados 2/8/8/1.

El electrón más externo del átomo de potasio es atraído por un núcleo con mayor carga que el del átomo de sodio. Por otra parte, el electrón más externo del átomo de potasio está más alejado de su núcleo que el del átomo de sodio, y está separado de este núcleo por un mayor número de electrones. En conjunto, el efecto de una carga más grande en el núcleo está más que equilibrado por la mayor distancia y el número más elevado de electrones que intervienen. En consecuencia, el potencial de ionización del potasio es menor que el del sodio: 4,318 voltios en comparación con 5,12 voltios.



En realidad, si ordenamos los potenciales de ionización para todos los metales alcalinos como en la tabla 30, podemos ver cómo los valores disminuyen regularmente con la creciente complejidad del átomo (Tan sólo el francio no tiene registrado su potencial de ionización en la tabla. Es un elemento radiactivo con una vida media muy corta, por lo que resulta muy difícil estudiar sus propiedades, de modo que se desconoce su potencial de ionización hasta el momento. No obstante, es bastante seguro suponer que su potencial de ionización es inferior a 3,87 voltios).

Tabla 30. Potenciales de ionización de los metales alcalinos

Metal alcalino

Carga
nuclear


Disposición de
los electrones


Potencial de ionización
(voltios)


Litio

+3

2/1

5,363

Sodio

+11

2/8/1

5,120

Potasio

+19

2/8/8/1

4,318

Rubidio

+37

2/8/18/8/1

4,159

Cesio

+55

2/8/18/18/8/1

3,870

Francio

+87

2/8/18/32/18/8/1

¿?

De los elementos estables implicados en el proceso de cesión de electrones, podemos sacar la conclusión de que los metales alcalinos son los más activos, y que el cesio es el más eficaz de los metales alcalinos estables.


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