Número de oxidación

Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos como el CaO y a la reducción de iones Cu²⁺por Zn. Sin embargo, estas definiciones no se aplican a la formación del cloruro de hidrógeno (HCl) ni del dióxido de azufre (SO2):

H2(g)  +  Cl(g)  -->  2HCl(g)

S(s)  +  O2(g)  -->  SO2(g)

Como el HCl y el SO2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones durante la formación de estos compuestos, lo que si sucede en el caso del CaO. No obstante, los químicos tratan estas reacciones como reacciones redox porque experimentalmente se observa que hay una transferencia parcial de electrones (de H al Cl en el HCl, y de S al O en el SO2).

Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueron transferidos completamente. Por ejemplo, las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y se podrían escribir como:

0           0       ,      +1-1

H2(g)  +  Cl(g)  -->  2HCl(g)

0           0       ,      +4-2

S(s)  +  O2(g)  -->  SO2(g)

Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos. Por tanto, su número de reacción es cero. Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones "transferidos".

Los números de oxidación permiten identificar los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el hidrógeno y el azufre en los ejemplos anteriores, se han oxidado. El cloro y el oxígeno se han reducido, porque los números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. Observe que la suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y -1) es cero. Asimismo, si se añaden cargas (+4) en el S y en los dos átomos de O [2 X (-2)], el total es cero. La razón de esto es que las moléculas de HCl y SO2 son neutras y por lo tanto se deben cancelar las cargas.

Solubilidad

¿Cómo se puede predecir la formación de un precipitado cuando se añade un compuesto a una disolución o cuando se mezclan dos disoluciones? Esto depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvete a una temperatura específica. Los químicos describe a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en terminos cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente cuando se agrega agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrólitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad.

Algunos compuestos iónicos solubles e insolubles

Precipitado

Masa atómica promedio

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periodica, se encontrara que su valor no es 12,00 uma, sino 12,01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayoria de los elementos de origen natural (incluído el carbono) tiene más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13 es de 98,90 y 1,10% respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono-13 es 13,00335 uma. Asi la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue:

Masa atómica promedio
del carbono natural = (0,9890)(12,0000 uma)+(0,0110)(13,0000 uma)
                              = 12,0 uma

Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma. Observe que en los cálculos que incluyen porcentajes, es necesario convertir los porcentajes en fracciones. Por ejemplo, 98,90% se transforma en 98,90/100 o 0,9890. Debido a que en el carbono natural hay muchos más átomos de carbono-12 que de carbono-13, la masa atómica promedio se acerca más a 12 uma que a 13 uma.

Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es 12,01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran examinar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica de 12,00000 o bien 13,00335 uma, pero ninguno de 12,01 uma.

Metales, no metales y metaloides

Los elementos se clasificaron de diversas maneras, basándose en sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de clasificación, los elementos suelen dividirse en tres clases: metales, no metales y metaloides.

Los elementos a la izquierda de los que se tocan a la linea zig-zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Esta clasificación es algo arbitraria y hay elementos que no se adaptan bien a cualquiera de estas clases.

Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semimetales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los no metales.

Las propiedades generales de los metales y los no metales son opuestas. No todos los metales y no metales poseen dichas propiedades, pero las comparten en grado variable. Las propiedades físicas del enlace metálico en sí depende del número de electrones, en especial electrones desapareados que se encuentran más allá de la "última" capa con configuración de gas noble.

Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaoides como el silicio, el germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son importantes para los circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son aislantes a temperaturas inferiores, pero algunos son conductores a temperaturas más altas.

El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como metal. Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad, pero su conductividad eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las conductividades de los metales disminuyen al elevarse la temperatura.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando combina químicamente con otro átomo.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar de izuiqerda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos.

Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla y altas para los que están en la parte superior derecha.

Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para precedir otro tipo de enlace ocn bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo atrae más electrones.

Moléculas y iones

De todos los elementos, sólo seis gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn) existen en la naturaleza como átomos sencillos. Por esa razón se dice que son gases monoatómicos (lo que significa un solo átomo). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por átomos.

Clasificación de los elementos

Gases nobles
Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior ocupado. sus estructuras pueden representarse como...ns²np⁶.

Elementos representativos

Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. Su "último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones diferentes y bastantes regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d

Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos de la derecha. Todos ellos son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18 electrones (es el siguiente nivel mñas alto ocupado). Se conocen como:

• Primera serie de transición: ₂₁Sc a ₂₉Cu
• Segunda serie de transición: ₃₉Y a ₄₇Ag
• Tercera serie de transicion: ₅₇La y ₇₂Hf a ₇₉Au
• Cuarta serie de transición: (está incompleta) ₈₉Ac y elementos del 104 al 111

Elementos de transición interna

Estos elementos se conocen en ocasiones como elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales F. En ellos, el segundo nivel respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde 18 hasta 23 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:

• Primera serie de transición interna (lantánidos): ₅₈Ce a ₇₁Lu
• Segunda serie de transición interna (actínidos): ₉₀Th a ₁₀₃Lr

Diferencias entre el grupo A y el B

Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera arbitraria, y en algunas tablas se encuetran invertidos. Otras más designan a los grupos numerándolos del 1 al 18. los elementos que se encuentran entro del grupo del mismo número pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen de la designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de grupo tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl (IB); MgCl₂ (IIA) y ZnCl₂ (IIB).Como se verá, las variaciones de las propiedades de los grupos B a lo de una línea no son tan notables como las variaciones que se observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se añaden electrones a los orbitales d, (n - l), donde n representa el nivel de energía más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a un orbital externo d se producen cambios menos notables en  las propiedades que al añadir un electrón a un orbital s o p externo.

 

La tabla periodica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el peso atómico.

Mendeleev

Meyer

Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en secuencias sucesivas, de manera que los elementos son propiedades químicas similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico.

Considérese los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos se disuelven en agua para producir soluciones que conduncen electricidad. Los elementos del "Gruppe II" forman compuestos comoBeCl₂, MgBr₂, y CaCl₂, y también compuestos como O y S del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.

Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba" algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para construir la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observardas del germanio, que no fue descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las propiedades de los elementos vecinos al germanio. Algunos valores modernos de propiedades del germanio difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.

En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progeso es lento y difícil. Sin embargo, existen indiviuos excepsionales que desarrolan conceptos y técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.

Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla. Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica prácticamente en la foirma que se conoce en la actualidad:

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actuaidad son ordenamientos de este tipo. Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como periodos.

Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA, con excepción del H, se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa "formadores de sales", y los elementos del grupo I se llaman gases nobles (o raros).

 

 

Elementos

Se denomina elemento al constituyente común a una sustancia simple, a sus variedades alotrópicas y a todas aquellas sustancias compuestas que por descomposición pueden originar dicha sustancia simple.
El elemento oxígeno sorma la sustancia simple oxígeno (a temperatura ambiente) y la sustancia simple ozono (también gaseosa a temperatura ambiente); también está presente en sustancias compuestas tales como dióxido de silicio y agua.
Decimos que la sustancia simple oxigeno y la sustancia simple ozono están formadas por el elemento oxigeno. El dióxido de silicio está formado por el elemento silicio y el elemento oxigeno. Por descomposición total del dióxido de silicio yse obtienen las sustancias simples oxigeno y silicio. El agua está formada por el elemento hidrógeno y el elemento oxigeno. Por descomposición del agua se obtienen sustancias simples hidrógeno y oxígeno. El agua puede ser obtenida por síntesis a partir de las sustancias simples hidrógeno y oxigeno.
El elemento carbono está presente en dos sustancias simples. el grafito y el diamante, y en una enorme cantidad de compuestos, muchos de ellos biológicamente importantes, como los glúcidos, las proteínas, etcétera.
Existen 107 elementos conocidos que se agrupan en una tabla denominada Tabla Periódica. No todos los elementos forman sustancias simples estables. Algunas sustancias simples tienen existencia muy corta, los elementos que las constituyen se llaman elementos radiactivos.
La mayoria de las sustancias elementales son metales como el sodio, el oro, el mercurio. Solamente 22 elementos forman sustancias elementales que no son metálicas, como por ejemplo, el nitrógeno, el bromo, el azufre, el oxígeno, el carbono.