ALEX GEOVANY MAZATE SULA
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA
Liceo Científico Tecnológico En-Gadi 2ª calle 1-73 zona 2, Chimaltenango.
Tema: Propiedades y características de los grupos de la tabla periódica.
Alumno: Alex Geovany Mazate Sulá. Curso: Química Catedrática: Nataly Mendoza Carrera: Bachillerato Industria Y Perito En Dibujo De Arquitectura e Ingeniería. Grado: Sexto.
Chimaltenango, mayo de 2,016
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA
INTRODUCCION En el presente trabajo se muestran los principios y ventajas que ofrece la Tabla Periódica de los Elementos y sus Iones para Ciencias de la Tierra, la tabla periódica, los Elementos y sus Iones acomoda a las especies de acuerdo a los estados de oxidación posibles en la naturaleza. Esto implica el reacomodo de algunas especies así como la aparición de algunos elementos en diversas posiciones. La clasificación de las especies de acuerdo a su estado de oxidación permite que las características intrínsecas de cada ion, polarizabilidad y potencial iónico pongan en evidencia algunas tendencias biogeoquímicas previamente elucidadas de manera semiempírica. A partir de la polarizabilidad es posible establecer patrones de reactividad y compatibilidad de los iones, mientras que el potencial iónico permite evidenciar tendencias en el comportamiento de los iones bajo diferentes condiciones de diferenciación geoquímica. Tabla Periódica de los Elementos y sus Iones tiene el potencial de convertirse en una herramienta de vital importancia para el estudioso en Ciencias de la Tierra.
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna. En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son el corazón de la química — comparables a lo que la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser) y las leyes de la termodinámica en la física clásica» Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias. Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue ampliamente reconocida. La desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. Mendeléyev también pronosticó algunas propiedades de elementos entonces desconocidos que anticipó que ocuparían los lugares vacíos en su tabla. Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran correctas cuando se descubrieron los elementos en cuestión. La tabla periódica de Mendeléyev ha sido desde entonces ampliada y mejorada con el descubrimiento o síntesis de elementos nuevos y el desarrollo de modelos teóricos nuevos para explicar el comportamiento químico. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. Existen además otros arreglos periódicos de acuerdo a diferentes propiedades y según el uso que se le quiera dar (en didáctica, geología, etc). Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hidrógeno) al 118 (ununoctium); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015. Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han encontrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza. Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos sintéticos de elementos presentes en la naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados pero actualmente no. La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa.
Grupo
1 2 3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
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Bloque
s
d
p ·El helio pertenece al bloque s 2 He· 5 6 7 8 9 10 B C N O F Ne 13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar 31 32 33 34 35 36 Ga Ge As Se Br Kr 49 50 51 52 53 54 In Sn Sb Te I Xe
↓Período
1 H 3 4 Li Be 11 12 Na Mg 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 5755 56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 71 Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn * 8987 88 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 103 Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo **
1 2 3 4 5 6 7
Bloque * **
f d 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Lantánidos La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Actínidos Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Leyenda 1 H
Estado de agregación de la materia a 0°C y 1 atm (Según el color del número atómico)
<Número Rojo Azul Negro atómico <- Símbolo Gaseoso Líquido Sólido químico
Gris Desconocido
Categorías (según el color de fondo) Metales No metales Lantánidos Metales Otros AlcalinoOtros Metaloides Gases Alcalinos de no Halógenos térreos Actínidos metales nobles transición metales
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La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias. Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico. Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Grupos A las columnas verticales de la tabla periódica se las conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar. En virtud de un convenio internacional de denominación, los grupos están numerados de 1 a 18 desde la columna más a la izquierda —los metales alcalinos— hasta la columna más a la derecha —los gases nobles—.Anteriormente se utilizaban números romanos según la última cifra del convenio de denominación de hoy en día —por ejemplo, los elementos del grupo 4 estaban en el IVB y los del grupo 14 en el IVA— . En Estados Unidos, los números romanos fueron seguidos por una letra «A» si el grupo estaba en el bloque s o p, o una «B» si pertenecía al d. En Europa, se utilizaban letras en forma similar, excepto que «A» se usaba si era un grupo precedente al 10, y «B» para el 10 o posteriores. Además, solía tratarse a los grupos 8, 9 y 10 como un único grupo triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo VIII. En 1988 se puso en uso el nuevo sistema de nomenclatura IUPAC se pone en uso, y se desecharon los nombres de grupo previos. Algunos de estos grupos tienen nombres triviales —no sistemáticos—, como se ve en la tabla de abajo, aunque no siempre se utilizan. Los grupos del 3 al 10 no tienen nombres comunes y se denominan simplemente mediante sus números de grupo o por el nombre de su primer miembro —por ejemplo, «el grupo de escandio» para el 3—, ya que presentan un menor número de similitudes y/o tendencias verticales.
Grupo 1 (I A): metales alcalinos Grupo 2 (II A): metales alcalinotérreos Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actinidos) Grupo 4 (IV B): familia del Titanio Grupo 5 (V B): familia del Vanadio Grupo 6 (VI B): familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel Grupo 11 (I B): familia del Cobre Grupo 12 (II B): familia del Zinc
Grupo 13 (III A): térreos Grupo 14 (IV A): carbonoideos Grupo 15 (V A): nitrogenoideos Grupo 16 (VI A): calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VII A): halógenos Grupo 18 (VIII A): gases nobles
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La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, entendida como el número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y muestran una tendencia clara en sus propiedades al aumentar el número atómico.5 Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 —un electrón externo— y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía —regla del octeto— y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados «gases inertes». Los elementos de un mismo grupo tienden a mostrar patrones en el radio atómico, energía de ionización y electronegatividad. De arriba a abajo en un grupo, aumentan los radios atómicos de los elementos. Puesto que hay niveles de energía más llenos, los electrones de valencia se encuentran más alejados del núcleo. Desde la parte superior, cada elemento sucesivo tiene una energía de ionización más baja, ya que es más fácil quitar un electrón en los átomos que están menos fuertemente unidos. Del mismo modo, un grupo tiene una disminución de electronegatividad desde la parte superior a la inferior debido a una distancia cada vez mayor entre los electrones de valencia y el núcleo. Hay excepciones a estas tendencias, como por ejemplo lo que ocurre en el grupo 11, donde la electronegatividad aumenta más abajo en el grupo. Además, en algunas partes de la tabla periódica como los bloques d y f, las similitudes horizontales pueden ser tan o más pronunciadas que las verticales. Períodos Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: 1s 2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
5d
6p
6s
4f
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7s
5f
6d
7p
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los elementos en el mismo período muestran tendencias similares en radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. En un período el radio atómico normalmente decrece si nos desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea arrastrado más cerca del núcleo. Esta disminución del radio atómico también causa que la energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones. La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un período. Los metales —a la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —a la derecha del período—, excepto para los gases nobles. La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1 Período 2 Período 3 Período 4
Período 5 Período 6 Período 7
Bloques
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de acuerdo a la secuencia en la que se llenan las capas de electrones de los elementos. Cada bloque se denomina según el orbital en el que el en teoría reside el último electrón: s, p, d y f. El bloque s comprende los dos primeros grupos (metales alcalinos y alcalinotérreos), así como el hidrógeno y el helio. El bloque p comprende los últimos seis grupos —que son grupos del 13 al 18 en la IUPAC (3A a 8A en América) — y contiene, entre otros elementos, todos los metaloides. El bloque d comprende los grupos 3 a 12 —o 3B a 2B en la numeración americana de grupo— y contiene todos los metales de transición. El bloque f, a menudo colocado por debajo del resto de la
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tabla periódica, no tiene números de grupo y se compone de lantánidos y actínidos. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Así surge el bloque g, que es un bloque hipotético. Metales, metaloides y no metales De acuerdo con las propiedades físicas y químicas que comparten, los elementos se pueden clasificar en tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales. Los metales son sólidos generalmente brillantes, altamente conductores que forman aleaciones de unos con otros y compuestos iónicos similares a sales con compuestos no metálicos —siempre que no sean los gases nobles—. La mayoría de los no metales son gases incoloros o de colores; pueden formar enlaces covalentes con otros elementos no metálicos. Entre metales y no metales están los metaloides, que tienen propiedades intermedias o mixtas. Metales y no metales pueden clasificarse en subcategorías que muestran una gradación desde lo metálico a las propiedades no metálicas, de izquierda a derecha, en las filas: metales alcalinos —altamente reactivos—, metales alcalinotérreos —menos reactivos—, lantánidos y actínidos, metales de transición y metales post-transición. Los no metales se subdividen simplemente en no metales poliatómicos —que, por estar más cercanos a los metaloides, muestran cierto carácter metálico incipiente—, no metales diatómicos —que son esencialmente no metálicos— y los gases nobles, que son monoatómicos no metálicos y casi completamente inertes. Ocasionalmente también se señalan subgrupos dentro de los metales de transición, tales como metales refractarios y metales nobles. And occasionally denoted. La colocación de los elementos en categorías y subcategorías en función de las propiedades compartidas es imperfecta. Hay un espectro de propiedades dentro de cada categoría y no es difícil encontrar coincidencias en los límites, como es el caso con la mayoría de los sistemas de clasificación. El berilio, por ejemplo, se clasifica como un metal alcalinotérreo, aunque su composición química anfótera y su tendencia a formar compuestos covalentes son dos atributos de un metal de transición químicamente débil o posterior. El radón se clasifica como un no metal y un gas noble aunque tiene algunas características químicas catiónicas más características de un metal. También es posible clasificar con base en la división de los elementos en categorías de sucesos, mineralógicos o estructuras cristalinas. La categorización de los elementos de esta forma se remonta a por lo menos 1869, cuando Hinrichs escribió que se pueden extraer líneas sencillas de límites para mostrar los elementos que tienen propiedades similares, tales como metales y no metales, o los elementos gaseosos
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Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. A continuación se muestran las propiedades generales de los grupos representativos (zona de llenado de orbitales s y p) y las de otras agrupaciones de elementos que se pueden hacer teniendo en cuenta la zona de llenado de orbitales d (transición), f (tierras raras), el carácter metálico (metal, no metal, metaloide). Metales
Metales alcalinos
Metales alcalinotérreos
Metales de transición
Metales tierras raras
Otros metales
Metaloides
No metales
Elementos térreos
Elementos representativos
Elementos carbonoides
Elementos nitrogenoides
Halógenos
Gases nobles
Elementos anfígenos
calcógenos
o
Metales Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico)(*). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc., Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....
Grupo 1: Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio. Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos
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Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio. Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio. Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio. Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio. Grupo 8: Hierro, rutenio, osmio, hassio. Grupo 9: Cobalto, rodio, iridio, meitnerio. Grupo 10: Níquel, paladio, platino, ununnilio. Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio. Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio. Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio. Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio. Grupo 15: Bismuto, ununpentio. Grupo 16: Polonio, ununhexio.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. Metales alcalinos Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (anteriormente grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro. Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. En estado sólido forman redes cúbicas. Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño. Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros. Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y
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fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M -1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad. Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio. Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico. Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.
Metaloides El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no metales(*). Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones).
Grupo 14: Silicio, germanio. Grupo 15: Arsénico, antimonio. Grupo 16: Teluro.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. No Metales Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno (*). Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno,
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fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro,...
Grupo 1: Hidrógeno Grupo 13: Boro Grupo 14: Carbono Grupo 15: Nitrógeno, fósforo Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio. Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. Tierras raras o elementos de transición interna Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y actínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominan transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima, pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos). Grupo 3:
Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio. Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar. Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal. Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro
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de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico. Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc. Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio. Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos. Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo. Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas. Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico. Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.
Halógenos Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el Grupo 17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales". No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva. Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico. Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:
Sólido- Iodo, Astato Líquido- Bromo Gas- Flúor, Cloro
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Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico. Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos. En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles. Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos. El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos. Metales Alcalinotérreos Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo más del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro. Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos. Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos. Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todo el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido. Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1. Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).
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El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.
Metales de Transición Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades: Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones. La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.
Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos. Con tres electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 1 electrón d de la capa penúltima) se parecen a los del grupo 13, aunque son menos nobles, carácter que disminuye al aumentar el número atómico. En gran parecido entre los elementos del grupo hace difícil su análisis. Presentan el estado de oxidación +3. Sus óxidos reaccionan con el agua formando hidróxidos, cuya fortaleza aumenta con el número atómico, siendo más fuertes que los hidróxidos del grupo 2. El único de importancia económica es el itrio.(Ver lantánidos y actínidos)
Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio. Con cuatro electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima), sus propiedades son parecidas a las del grupo 3, excepto que el número de oxidación que presentan es +4. Otros estados de oxidación son +3 y +2, aunque la estabilidad de los
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compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo. La existencia de los lantánidos hace que el hafnio tenga una carga nuclear suficientemente grande como para atraer los electrones de tal forma que su tamaño (radio atómico e iónico) es semejante al del circonio: son los elementos más parecidos dentro de un grupo del sistema periódico, lo que hace difícil su separación. Esto no ocurre con titanio y circonio. Tienen alto punto de fusión y ebullición. Son menos nobles que los elementos del grupo 14, aunque no lo parece a temperatura ambiente, pues se recubren de una capa de óxido que los protege, de forma que sólo reaccionan con los no metales a altas temperaturas. El carácter básico de los dióxidos crece según aumenta el número atómico, siendo ácido el TiO2. Sólo titanio y circonio tienen interés económico.
Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio. Tienen cinco electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima). El estado de oxidación predominante es +5, cuya estabilidad aumenta según lo hace le número atómico, en combinaciones de carácter ácido. La diferencia de tamaño (radio atómico e iónico) entre niobio y tántalo es pequeña debido a la existencia de los lantánidos por lo que sus propiedades son muy parecidas, aunque no tanto como ocurre en el grupo 4 y se encuentran en los mismos minerales. El vanadio es diferente y sus compuestos se diferencian de los compuestos de los otros dos. Son poco nobles, aunque el recubrimiento por una capa superficial de óxido provoca una inercia química superada a altas temperaturas. Sólo forman complejos solubles con ácido fluorhídrico. La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos produce vanadatos, niobatos y tantalatos.
Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio. Poseen 6 electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +6, aunque la estabilidad de este estado crece con el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Como en los dos grupos anteriores, el parecido entre molibdeno y wolframio es mayor que con el cromo. Estos elementos muestran los puntos de fusión más altos, la presión de vapor más baja y el coeficiente de dilatación térmica más bajo del sistema periódico. Son poco nobles, pero se recubren de una capa de óxido a temperatura ambiente que los protege del posterior ataque y los hace bastante inertes químicamente. Son estables frente a las bases y los ácidos débilmente oxidantes. Con los hidróxidos alcalinos fundidos dan lugar a cromatos, molibdatos y wolframatos. Tienen gran importancia sus aleaciones con el hierro para la fabricación de herramientas. La mayoría de las combinaciones de los elementos son coloreadas, por lo que encuentran aplicación como pigmentos. Los carburos son muy duros y se emplean como abrasivos y los sulfuros tienen una estructura en capas que los hace útiles como lubricantes térmicamente estables.
Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio. El tecnecio y bohrio son artificiales. Poseen siete electrones de valencia (2 electrones s en la
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última capa y 5 electrones d en la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +7, cuya estabilidad aumenta según lo hace el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Aunque es menos acusada, en este caso también se nota la inclusión de los lantánidos en el parecido de tecnecio y renio: tamaño de radio atómico e iónico y propiedades, siendo el manganeso más diferente. Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero rápidamente a temperaturas elevadas. Los elementos de este grupo se parecen a los del grupo 6 y 8 y se encuentran juntos en los mismos minerales. Se emplean en aleaciones con otros metales.
Grupos 8, 9 y 10: Grupo 8: Hierro, rutenio(*), osmio(*), hassio. Poseen 8 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 6 electrones d de la penúltima. Grupo 9: Cobalto, rodio(*), iridio(*), meitnerio. Poseen 9 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 7 electrones d de la penúltima. Grupo 10: Níquel, paladio(*), platino(*), ununnilio. Poseen 10 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 8 electrones d de la penúltima.
- En estos tres grupos (antiguo grupo VIII, dividido en tres subgrupos) se puede distinguir entre los tres elementos cabecera: hierro, cobalto y níquel y los seis restantes (los tres últimos son artificiales y no se consideran): 1. Los metales hierro, cobalto y níquel tienen más semejanzas entre sí que con los del resto del grupo al que pertenecen. El hierro es el más abundante. El estado de oxidación máximo que se alcanza es +6 (hierro) que es menor que el número de electrones de valencia o número del grupo y según aumenta el número atómico disminuye la estabilidad de los números de oxidación altos: el níquel presenta predominantemente el estado de oxidación +2. Son estables a temperatura ambiente. Forman complejos fácilmente, todos ellos coloreados. Son ferromagnéticos, tienen elevada densidad y altos puntos de fusión y ebullición. Se emplean en aleaciones, colorantes, recubrimientos. 2. (*) En los grupos 8, 9, 10 se puede distinguir entre los tres primeros elementos (hierro, cobalto y níquel) y los seis últimos que se denominan subgrupo del platino: Grupo 8: Rutenio, osmio Grupo 9: Rodio, iridio. Grupo 10: Paladio, platino. Dentro de este subgrupo hay dos grupos: a) el de los metales ligeros de la segunda serie de transición (5º periodo): rutenio, rodio y paladio de densidad poco mayor de 12 g/cm3. Llenan orbitales d del cuarto nivel energético. b) el de los metales pesados de la tercera serie de transición (6º periodo): osmio, iridio y platino
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de densidad mayor de 21 g/cm3. Llenan orbitales d del quinto nivel energético. Fueron descubiertos en las minas de metales preciosos de Colombia durante el siglo XVIII, como materiales que interferían en la obtención de oro y plata. Son bastante raros, siendo el platino el más abundante. Se encuentran en yacimientos primarios: sulfuros (normalmente) junto a hierro, cobre, níquel y cromo, y en yacimientos secundarios (placeres) originados por la meteorización de los primarios, en los que se encuentran nativos, dada su elevada densidad, lo que provoca una deposición conjunta. A pesar de la diferencia en las estructuras electrónicas (orbitales d), los elementos son bastante semejantes entre sí: los electrones d parecen influir poco en sus propiedades. El estado de máxima oxidación corresponde al rutenio y osmio (+8), mientras que el paladio es predominantemente divalente. Todos ellos constituyen, junto con oro y plata, el grupo de metales nobles o preciosos: son bastante inertes y resistentes a la corrosión. El carácter noble aumenta desde el rutenio al platino. Forman complejos fácilmente. Sus hidróxidos son ácidos, básicos o anfóteros. Los elementos pesados no son atacados por los ácidos minerales y sólo parcialmente por los oxidantes, pero se disuelven con facilidad en fundidos alcalinos oxidantes. Son duros. Se emplean en aleaciones duras, estables a la corrosión, catalizadores, conductores, materiales resistentes a la fricción, prótesis dentarias y joyería.
Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio. Son todos metales nobles de alto punto de fusión, que se encuentran nativos (excepto el último que es artificial) y formando combinaciones bastante insolubles; tienen gran tendencia a la formación de complejos. La reactividad disminuye con el aumento del número atómico.
Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio. El último es artificial. Debido a su configuración electrónica bastante estable son más nobles que los elementos del grupo 2, aumentando este carácter según crece el número atómico, puntos de fusión y ebullición más bajos, mayor carácter covalente en los enlaces y compuestos más insolubles y mayor tendencia a la formación de complejos que los del grupo 2. El cinc y el cadmio se parecen mucho más que el mercurio.
Otros Metales Los ocho elementos clasificados como "otros metales" se sitúan en los grupos 13, 14, 15 y 16. Son dúctiles y maleables como los metales de transición, pero se diferencian de ellos en que no presentan estados de oxidación variables y sus electrones de valencia se encuentran sólo en su capa más externa. Todos son sólidos, con una densidad relativamente alta y son opacos. Los números de oxidación que presentan son +1 y +3 (grupo 13), +2 y +4 (grupo 14), +3 y +5 (grupo 15) y +4 y +6 (grupo 16). El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación
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superiores son más ácidos que los mismos compuestos de estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros.
Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio. Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio. Grupo 15: Bismuto, ununpentio. Grupo 16: Polonio, ununhexio.
Gases Nobles Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908. El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)). Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural. Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF 6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino. Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).
Elementos nitrogenoides Forman el grupo 15 (antiguo VA) de la Tabla Periódica. Son: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). A
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veces se presentan nativos. Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros. La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negras del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico. La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable. Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3. No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X (OH)3 disminuye según aumenta el número atómico, siendo el Bi (OH)3 básico. En estado pentavalente todas las combinaciones oxigenadas son ácidas, disminuyendo su fuerza según aumenta el número atómico. En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc. El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.
Elementos calcógenos o anfígenos Forman el grupo 16 (antiguo VIA) de la Tabla Periódica. Son: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases. El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10 -14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo. El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones. La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones s y 4 electrones p. Al
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crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d a partir del azufre. El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas. La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico. El carácter ácido de los oxoácidos disminuye de la misma forma; el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta al aumentar el número atómico, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa. No reaccionan con el agua y, salvo el azufre, no reaccionan con las bases. Excepto el oxígeno, todos reaccionan con el ácido nítrico concentrado. Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxoácidos. Con los metales forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos, cuya estabilidad disminuye desde el oxígeno al teluro. El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad. Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.
Elementos carbonoides Forman el grupo 14 de la Tabla Periódica. Son: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos abundante. El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre. Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo; aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros. Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero (carbono, no metal, forma compuestos covalentes con los no metales e iónicos con los metales) al último (plomo, metal): el carbono es muy duro (diamante) y el plomo rayado con las uñas. El silicio y germanio son metaloides de dureza intermedia. Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición. Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo. No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos,
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denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo. Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles. El plomo es tóxico.
Elementos representativos Se denominan así a los grupos 1, 2, y del 13 al 18, caracterizados por tener los electrones de la última capa (electrones de valencia) en orbitales s (grupos 1 y 2) o s y p (grupos 13 al 18). Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus propiedades con el número atómico: el carácter metálico aumenta de arriba a abajo dentro de cada grupo y de derecha a izquierda en cada periodo.
Grupo 1: Hidrógeno, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio. Grupo 13: Boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. Grupo 14: Carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. Grupo 15: Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. Grupo 18: Helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio.
Elementos térreos o grupo del boro. Lo forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son: boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso. Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc. Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con las uñas. Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de
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la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua. No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3. El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos. Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.
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Anexos
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LA TABLA PERIODICA
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Conclusión La tabla periódica se creó para organizar todo los elementos que existen en el universo en forma ordenada dependiendo de la caracteriza que lo diferencia de otros y se agruparon con características similares a otros. Se conoce que en la tabla periódica existen 5 características de los elementos las cuales son: los elementos que son metales, los no metales, metales de transición, metaloides y los gases nobles o inherentes, pero los de mayor abundancia son los elementos metálicos la cuales gobierna casi toda la tabla periódica. La tabla periódica está organizada en grupos y periodos las cuales son 18 grupos y que cada grupo está caracterizado por el elemento que los representa y son 7 periodos las cuales esta organizados por medio de la característica química semejantes a los demás. Relacionando este tema con la química moderna pues es de mucha importancia para esas personas que estudian medicina, ingeniería entre otros ya que ellos se encargan de estudiar perfectamente las propiedades de los elementos las cuales lo utilizan para crear antibióticos, medicina, creación de chips entre otros. Por medio de la investigación realizada nos es útil para conocer que en nuestro universo no solo existen unos cuantos elementos como lo son más comunes: oro, plata, calcio, oxigeno, cobre, hierro, hidrogeno, yodo, carbono, mercurio etc. Sino que en nuestro universo existen 118 elementos y que están bien organizado en la tabla periódica y por ello los resultado es sobre la química moderna, sin ello no existirían las medicinas y mucho menos la anestesia que lo usan los médicos para que la persona no sienta ningún dolor por lo tanto gracias a la química es por eso que estamos vivimos y rodeados de la comodidad.
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E grafía La presente investigación fue hecha posible gracias a la página de internet:
WWW. WIKIPEDIA .COM