TABLA PERIODICA Y NUMERO DE OXIDACION

5. ELEMENTOS QUÍMICOS
Al estudiar los elementos, resultaría inconveniente escribir el nombre completo de cada uno cada vez que aparece. Se hace necesario, pues, abreviar sus nombres para facilitar su escritura. La simbología universal utilizada en la actualidad fue propuesta por Jacobs y Berzelius, quienes idearon la manera de representarlos gráficamente por medio de símbolos, como si fuera una especie de taquigrafía.
Para la nomenclatura de los elementos químicos no existen reglas y sus nombres ayudan muy poco al estudio de sus propiedades. A cada elemento se le asignan una o dos letras se símbolo químico que se ha decidido por acuerdo internacional. Mientras que el nombre de un elemento puede variar o diferir de un idioma a otro, el símbolo para los elementos aislados y descubiertos mas recientemente, sus nombres se agrupan en tres tipos: los neoclásicos, los geográficos y los honoríficos.
Algunos elementos se representan con la primera letra en mayúscula de su nombre, así O representa Oxigeno, N el nitrógeno, C el carbono y H el hidrogeno. Como los nombres de algunos elementos empiezan con la misma letra, en algunos casos se ha añadido otra letra más para distinguirlos, por ejemplo, Ca para el calcio, Ba para el bario, Cl para el cloro y Br para el bromo.
5.1 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
La ley periódica propuesta por Moseley en 1913 es el principio en el que se basa la clasificación moderna de los elementos químicos; dice: “Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.
La forma larga de la tabla o clasificación periódica suele denominarse tabla periódica larga o simplemente tabla periódica y ordena los elementos conocidos en sentido creciente de sus números atómicos en 7 renglones horizontales llamados periodos o series y 18 columnas llamadas grupos o familias. Dicha tabla fue propuesta primero por el químico danés Julius Thomsen, en 1895, y es la que se utiliza hoy día.
Los elementos se organizan en dos grandes grupos: familia A o elementos representativos (conocida por algunos autores como familia R), y familia B o elementos de transición (tambien conocida como familia T).
Elementos representativos; son aquellos cuya configuración electrónica corresponde al llenado de los orbítales ns y np de la capa más externa o capa de valencia.
Elementos de transición; aquellos que en su estado fundamental o en cualquiera de sus estados comunes de oxidación poseen subniveles d parcialmente llenos.
Dentro de los elementos de transición tambien se incluyen los llamados tierras
raras (o series del lantánido y del actínido) que son aquellos elementos cuya
configuración electrónica corresponde al llenado de los orbítales.
5.1.1 GRUPOS
Los diferentes grupos se indican con números romanos del I al VIII, acompañados
de la letra que indica la familia a que pertenecen, A o B.
La distribución electrónica de un elemento puede indicar el grupo o familia a la que
pertenece. Tome, por ejemplo, el silicio (Si) con Z= 14 y el titanio (Ti) con Z= 22.
Si Ti
3
3 3
2
2 2
1
1 2 2 6 2 2
  M 
s p
L
s p
K
s
3
3
4
4
3
3 3
2
2 2
1
1 2 2 6 2 6 2 2
    M 
d
N
s
M
s p
L
s p
K
s
El subnivel parcialmente lleno determina la familia del elemento: si es s o p la
familia es A, si es d, pertenece a los elementos de transición (familia B) y si es f
quedará incluido dentro de las tierras raras. Así, de acuerdo con la distribución
electrónica anterior, el SI pertenece a la familia A, en tanto que el Ti es un
elemento de transición.
Los elementos de un mismo grupo presentan igual número de electrones en el
último nivel de energía o electrones de valencia. Los electrones del último nivel
energético determinan el número del grupo. Así, el Si pertenece al grupo IVA
(porque tiene 4 electrones en su ultimo nivel energético) y el Ti al grupo IVB (por la
misma razón).
Los grupos grandes de la tabla periódica son:
IA (1) metales alcalinos
IIA (2) metales alcalinotérreos
IIIA (13) térreos
IVA (14) carbonoides o familia del carbono
VA (15) nitrogenoides o familia del nitrógeno
VIA (16) anfígenos
VIIA (17) halógenos (formadores de sales)
VIIIA (18) gases nobles
5.1.2 PERIODOS
Los periodos se enumeran con números arábigos del 1 al 7. En una distribución
electrónica, el periodo al que pertenece un elemento viene indicado por el numero
cuántico principal (n) del nivel energético más alto. Al representar la distribución
electrónica del cloro (Cl, Z= 17) y del calcio (Ca, Z= 20), se tiene que:
Cl Z= 17 Ca Z= 20
M
s p
L
s p
K
s 2 2 6 2 5 1 2 2 3 3
( 4)
1 2 2 3 3 4 2 2 6 2 6 2
N n 
s
M
s p
L
s p
K
s
Localizado en el periodo 3 Localizado en el periodo 4
Recientemente, la tabla periódica se modificó, colocando números arábigos en las
18 columnas verticales, los cuales aparecen arriba de la numeración romana, y, al
referirse a un grupo, se utiliza el numero romano y entre paréntesis el numero de
la columna; así, por ejemplo, para indicar la posición del aluminio (de símbolo AI)
en la tabla periódica debe escribirse IIIA (13).
5.1.3 Descripción de los periodos de la tabla periódica
El periodo 1 contiene solo dos elementos (H y He). En este periodo se llena el
primer nivel energético (subnivel 1s). El número del periodo indica el número del
nivel de energía principal que los electrones empiezan a llenar.
El periodo 2 contiene ocho elementos (Li, Be, B, C, N, O, F y Ne). En este
periodo se llena el segundo nivel de energía principal (subniveles 2s y 2p). El
segundo nivel de energía está completamente lleno en el gas noble neón.
El periodo 3 contiene tambien ocho elementos (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar), y
llena el tercer nivel de energía principal (subniveles 3s y 3p). El argón, que es el
último elemento de este periodo, tiene ocho electrones en su tercer nivel de
energía. A los periodos 2 y 3 se les llama periodos cortos por tener solo ocho
electrones.
El periodo 4 contiene 18 elementos: desde el potasio (K) hasta el criptón (Kr). En
este periodo los subniveles de energía 4s y 4p están llenos y el subnivel 3d
comienza a llenarse desde el escandio (Sc) hasta el cinc (Zn).
El periodo 5 contiene tambien 18 elementos: desde el rubidio (Rb) hasta el xenón
(Xe). En este periodo se llenan los subniveles de energía 5s y 5p, y el 4d
comienza a llenarse desde el itrio (Y) hasta el cadmio (Cd).
En el periodo 6 hay 32 elementos: desde el cesio (Cs) hasta el radón (Rn). Aquí
se llenan los subniveles de energía 6s y 6p. Al mismo tiempo comienzan a
llenarse los subniveles 5d y 4f. A los elementos del z= 58 al Z= 71, cerio (Ce) y al
lutecio (Lu), se les llama serie de los lantánidos (llenado del subnivel 4f).
El periodo 7 tiene hasta el momento 23 elementos (hasta el de Z= 109): desde el francio (Fr) hasta el unnilenio (Une). En este periodo se llama el subnivel 7s y comienzan a llenarse los subniveles 6d y 5f. A los elementos del Z= 90 (Th) al Z= 103 (Lr), se les llama serie de los actínidos y corresponden al llenado del subnivel 5f. A los periodos 4, 5, 6 y 7 se les llama periodos largos por contener muchos más elementos que los otros.
5.2 METALES, NO METALES Y METALOIDES
La tabla periódica separa los metales de los no metales por medio de una línea resaltada en forma de escalera.
A la derecha de esta línea se encuentran los no metales y a la izquierda los metales. Al extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. Los elementos adyacentes a la línea en escalera se llaman metaloides (excepto el A1), ya que poseen propiedades metálicas y no metálicas (como B, Si, Ge, As, Sb, Te, po, y At).
En el grupo VIIIA se encuentran un grupo especial de no metales llamados gases nobles.
En los elementos representativos (grupos A), las propiedades metálicas aumentan conforme se incrementan los números atómicos, al tiempo que las propiedades no metálicas disminuyen.
Los metales poseen las siguientes características:
 Todos son sólidos, con excepción de Hg, Cs, Fr, Ga, que son líquidos.
 Presentan brillo por lo que tienen una superficie pulida.
 Tienen ductilidad, es decir, capacidad para convertirse en hilos, como Cu, Au, Ag y Pt.
 Presentan maleabilidad, es decir, tienen la capacidad de convertirse en láminas, como Sn, Al, Cu, Ag, Au, Zn, y Fe.
 El color es variable, así por ejemplo, Au es amarillo, Cu es rojo y Ag es gris blanquecina.
 Son duros, es decir, oponen resistencia a ser rallados por otros cuerpos.
 Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Los no metales poseen las siguientes características:
 Algunos son sólidos, otros líquidos y otros gaseosos.
 No poseen brillo
 No son ni dúctiles ni maleables.
 Presentan baja dureza.
 Son malos conductores térmicos y eléctricos.
5.3 VENTAJAS DE LA TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica es de enorme utilidad, y presenta indiscutibles ventajas, como las siguientes:
 Relaciona la posición de un elemento con su configuración electrónica.
 Refleja en forma satisfactoria semejanzas, diferencias y tendencias en la variación de las propiedades químicas y físicas.
 Es fácil de recordar y de reproducir.
 Los elementos de los grupos A y B están claramente separados.
 La elevada inercia química de los gases nobles queda justificada por su configuración electrónica cerrada.
 Existe en la tabla periódica una separación razonablemente nítida entre metales y no metales.
Aunque presenta algunos inconvenientes, como ubicar en un mismo lugar todos los isótopos de un mismo elemento (de ahí su nombre), los cuales si bien tienen un comportamiento químico similar muestra grandes diferencias en sus propiedades físicas, y no poseer una posición perfectamente definida y universalmente aceptada para el hidrogeno.
6. LA LEY PERIÓDICA MODERNA
Se enuncia de la siguiente manera: “Cuando los elementos se colocan en el orden creciente de su numero atómico, las propiedades físicas y químicas se repiten periódicamente”; o tambien: “las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían, de manera ordenada, con el numero atómico”.
Entre todas las propiedades, algunas no tienen carácter periódico, en tanto que otras muestran una periodicidad de la configuración electrónica y, sobre todo, de la capa más externa.
6.1 propiedades no periódicas de los elementos químicos
Entre las propiedades que no cumple la ley periódica, pueden enumerarse:
6.1.1 carga nuclear (Ze+)
La carga nuclear de un elemento es proporcional al numero atómico Z, pues, por definición, este es igual al numero de protones presenten en el núcleo. La carga nuclear no es una propiedad periódica, sino que aumenta linealmente con Z.
6.1.2 masa atómica (Ma)
Se denomina más atómica de un elemento a la masa media ponderada, relativa, de los diferentes isótopos de un elemento, respecto a otro nuclido que se toma como patrón.
En general, las masas atómicas aumentan con Z, según puede observarse en la tabla periódica.
6.1.3 calor especifico (Ce)
Se denomina calor específico de una sustancia a la “cantidad de calor necesario para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de la sustancia”.
6.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Existe una serie de propiedades físicas y químicas de los elementos que varia regularmente en la tabla periódica ya sea a través de un grupo y/o de un periodo. La causa está en la propia configuración electrónica de los elementos. Algunas de esas propiedades periódicas son: volúmenes atómicos, densidades, radios atómicos, covalentes e iónicos, energías de ionización, afinidades electrónicas, números de oxidación, electronegatividades, temperaturas de fusión y de ebullición, propiedades espectrales, propiedades magnéticas, entre otras. Varias de ellas se verán a continuación.
6.3 ELECTRONEGATIVIDAD (EN)
Es la tendencia que tiene un átomo para atraer a los electrones de otros átomos en un compuesto. Aun cuando la electronegatividad de un átomo puede relacionarse con las características del átomo aislado, depende no solo de este, sino tambien de aquellos otros átomos que unidos a este constituyen la molécula del compuesto.
Son características de la electronegatividad:
 Para una misma familia, la electronegatividad decrece, en general, al aumentar Z.
 Dentro de un mismo periodo, la electronegatividad de los elementos representativos de los bloques s y p aumenta con Z. dicho incremento es
cuantitativamente menor a medida que aumenta el número cuántico principal de la capa de valencia.
 En los elementos de transición de los bloques d y f, las variaciones de los valores de la electronegatividad con Z son menos importantes que en los elementos de los grupos representativos.
F>O>Cl>Br>I>S>H>N>P>C>Si>B
7. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Se denomina numero de oxidación de un elemento en un compuesto al número total de electrones que parece haber ganado (estado de oxidación negativo) o perdido (estado de oxidación positivo) si se considera que los electrones del enlace están asociados al átomo más electronegativo. O dicho de otra forma, el número de oxidación es igual a la carga que tendría un elemento unido a otros en un compuesto. El número de oxidación tambien es una propiedad periódica, asociada a la configuración electrónica.
REGLAS
1. A cualquier átomo libre o cualquier átomo de una molécula de un elemento, se le asigna un número de oxidación cero.
2. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero, puesto que los compuestos son eléctricamente neutros.
3. El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga a la carga del ion. En sus compuestos, los elementos del grupo I A (Li, Na, K, Rb y Cs) siempre tienen números de oxidación 1+; los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca, Sr y Ba) siempre tienen números de oxidación 2+.
4. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ion poliatómico, es igual a la carga del ion.
5. El número de oxidación de fluor, el elemento más electronegativo, es 1-, en todos los compuestos que contienen fluor.
6. En la mayoría de los compuestos que contienen oxigeno, el numero de oxidación del oxigeno es 2-. Sin embargo, existen algunas excepciones.
a. En los peróxidos, cada átomo de oxigeno tiene un numero de oxidación de 1-. Los dos átomos de O del ion peroxido O2-2, son equivalentes. A cada uno se le debe asignar un numero de oxidación de 1-, tal que la suma iguale la carga del ion.
b. En el ion superóxido, O-2, cada oxigeno tiene un número de oxidación de ½-.
c. En el OF2, el oxigeno tiene un número de oxidación de 2+ (regla 5).
7. El número de oxidación del hidrogeno es 1+ en todos sus compuestos, excepto en los hidruros metálicos (CaH2 y NaH son ejemplos) en los cuales el hidrogeno está en estado de oxidación 1-.
8. En la combinación de dos no metales (ya sea una molécula o un ion poliatómico), el número de oxidación del elemento más electronegativo, es negativo e igual a la carga del ion monoatómico común de ese elemento. En el PC13, por ejemplo, el número de oxidación del Cl es 1- y el del P es 3+. En el CS2, el número de oxidación del S es 2- y el del C es 4+.

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