PERIODICIDAD QUIMICA

La química se dedica al estudio de los elementos y sus compuestos. En la actualidad se conocen más de 100 elementos cuyas combinaciones entre sí forman miles de compuestos diferentes, pero su estudio sería sumamente complicado y tendría un conjunto de hechos separados si no fuera porque los científicos han descubierto muchas semejanzas que se repitan de manera regular en el comportamiento de los diferentes elementos químicos, y por que han desarrollado diversas teorías que tratan de explicarlas, esto permite comprender no solo el comportamiento químico de los elementos, si no también de los innumerables compuestos que forman.

Al observar semejanzas físicas y químicas entre los elementos conocidos, fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agruparlos. Entre los sistemas de clasificación que se han propuesto, debe mencionarse el de Mendeleiev, quien señaló que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos.

Esta tabla periódica conste de 7 periodos (arreglo horizontal) y 18 columnas llamadas grupos (arreglo vertical), que están subdivididos en subgrupos A y B.

Años más tarde, Werner modificó la clasificación de Mendeleiev, separando los subgrupos A y B. La “tabla larga” de Werner es una de las que más se utilizan actualmente, con algunas adaptaciones, y coincide con las configuraciones electrónicas de los elementos.

Este sistema periódico se rige por la ley periódica de Moseley: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

Moseley demostró experimentalmente que en el átomo existe una cantidad fundamental que varía en forma escalonada de un elemento a otro y que fue llamada “número atómico”.+

HISTORIA DEL SISTEMA PERIODICO

Triadas de Dobereiner

A principios del Siglo XIX, Dalton propuso su teoría atómica, y años más tarde, Proust formuló que las masas atómicas de los elementos son múltiplos de la masa del hidrógenos. Una consecuencia de estos hechos fue el descubrimiento de un gran numero de elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumenta se observaron semejanzas físicas y químicas entre ellos y fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agrupar aquellos que tuvieran un comportamiento similar.

La primera clasificación basada en las propiedades atómicas fue propuesta por Dobereiner, quien en 1817 informó que existía cierta relación entre los pesos atómicos de los elementos químicamente análogos cuando se agrupan en tríadas, es decir, en grupos de tres, y presentan dos situaciones.

1.- Sus pesos atómicos son casi idénticos

2.- El peso del elemento central tiene un valor muy cercano al promedio de los otros dos.

Fe, Co, Ni	Ca, Sr, Ba
Cl, Br, I	Li, Na, K

Clasificación de Newlands

En 1863, el químico inglés J. A. Newlands vislumbró algunas de las bases de las clasificaciones periódicas que propuso en su ley de las octavas :

" si se ordenan los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos, el octavo elemento contado a partir de uno de ellos, es una especie de repetición del primero , como la octava nota en la escala musical " .

I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg	Al	-	-	-	-	-

Tablas de Tablas de Mendeleiev y Meyer
En 1869, el químico alemán J. L. Meyer y el químico ruso D. I. Mendeleev presentaron, en forma independiente, clasificaciones periódicas muy semejantes basadas en el incremento del peso atómico.

El término periódico significa repetición a intervalos regulares y en estas clasificaciones los elementos se han agrupado basándose en las similitudes de sus propiedades y en el incremento de los pesos atómicos.

En el tiempo de Mendeleev se conocían 63 elementos, cuyas combinaciones producían millares de compuestos. Para ordenarlos, cortó 63 cuadros de cartón y y escribió en cada uno el nombre de uno de los elementos, su peso atómico y sus características principales, ordenándolos de distintas maneras hasta que en 1869 encontró un arreglo natural que empezaba con el hidrógeno, que es el más ligero, y terminaba con el uranio, cuyos átomos eran los más pesados, entre ellos se encontraban clasificados los demás y había un incremento gradual de los pesos atómicos.

Las propiedades de cualquiera de los elementos dependían del lugar que ocupaba en el ordenamiento periódico.

REIHEN	Grupo I - R2O	Grupo II - RO	Grupo III - R2O3	Grupo IV RH4 RO2	Grupo V RH3 R2O5	Grupo VI RH2 RO3	GrupoVII RH R2O7	Grupo VIII - RO4
1	H = 1
2	Li = 7	Be = 9.4	B = 11	C = 12	N = 14	O = 16	F = 19
3	Na = 23	Mg = 24	Al = 27.3	Si = 28	P = 31	S = 32	Cl = 35.5
4	K = 39	Ca = 40	? = 44	Ti = 48	V = 51	Cr = 52	Mn = 55	Fe= 56 ,Co = 59  Ni = 59 , Cu = 63
5	( Cu =63)	Zn = 65	? = 68	? = 72	As = 75	Se = 78	Br = 80
6	Rb = 85	Sr = 87	? Yt = 88	Zr = 90	Nb = 94	Mo = 96	? = 100	Ru=104,Rh=104  Pd=106, Ag=108
7	(Ag =108)	Cd = 112	In = 113	Sn = 118	Sb = 122	Te = 125	I = 127
8	Cs = 133	Ba = 137	?Di = 138	?Ce =140	-	-	-	-
9	-	-	-	-	-	-	-	-
10	-	-	?Er = 178	?La = 180	Ta = 182	W = 184	-	Os=195,Ir=197  Pt=198,Au=199
11	(Au=199)	Hg = 200	Tl = 204	Pb = 207	Bi = 208	-	-	-
12	-	-	-	Th = 231	-	U = 240	-	-

Fig. 1 Tabla periódica Publicada por Mendeleev en 1872 ( Annalen der Chemie und Pharmacie ).

Mendeleev propuso una ley periódica :

" cuando los elementos se estudian en orden creciente de sus pesos atómicos, la similitud de las propiedades ocurre periódicamente, es decir, las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos "

Por lo tanto, ordenó de tal manera los elementos, que aquéllos similares aparecen en columnas verticales llamadas grupos.

Al aplicar sus conceptos en la elaboración de la tabla periódica, llegó a la conclusión de que algunos elementos parecían no tener un lugar apropiado a su peso atómico, como sucede con el argón (Ar) y el potasio (K) , cuyos pesos atómicos son 39.95 y 39.102 , entre otros ejemplos, como el Cobalto (Co) y el níquel (Ni), así como el telurio (Te) y el yodo (I) .Sin embargo, colocó a estos elementos en el sitio adecuado al hacer transposiciones porque consideró que elementos con propiedades físicas y químicas semejantes debían ser miembros de un mismo grupo.

Para que elementos similares aparecieran uno después de otro, Mendeleev tuvo que dejar espacio para elementos aún no descubiertos. De las propiedades de los elementos conocidos dedujo las de tres elementos que no se conocían. Más tarde, al descubrirse el escandio, el galio y el germanio , sus propiedades resultaron muy parecidas a las previstas por Mendeleev , quien también pronosticó la existencia de los gases nobles ( He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ) . Mendeleev encontró una secuencia en la variación de las propiedades de los elementos en los períodos (arreglo horizontal) y una similitud de las propiedades de los elementos de un mismo grupo ( arreglo vertical).

En 1871, Mendeleev revisó su tabla y clasificó los elementos en ocho grupos, dichos elementos fueron seleccionados considerando la composición de sus óxidos comunes . Los elementos del grupo I forman óxidos cuya fórmula es R2O  (Na2O óxido de sodio),  de RO para el grupo II, etc., tal como indica la tabla anterior.

Contribución de Werner y Moseley

La tabla periódica larga que en 1895 presentó Alfred Werner, es sin lugar a dudas una de las que más se utiliza actualmente con algunas adaptaciones y que fue el primer sistema periódico con la estructura larga que permite separar a los grupos A de los grupos B , la colaboración de los elementos dentro de la tabla coincide con las configuraciones electrónicas de los elementos aun cuando fue realizada muchos años antes de que éstas se conocieran, pero la serie de los lantánidos y la de los actínidos sólo tiene una casilla para cada una.

Al ordenar los elementos en la tabla periódica, fue natural dar a cada uno un número que indicara su posición en ella, aunque no se le concedió ningún significado físico hasta que Rutherford impuso su modelo atómico con un núcleo central diminuto y positivo .

En 1913, el físico inglés Henry Gwyn Moseley generó rayos X de diferentes longitudes de onda al bombardear sucesivamente con rayos catódicos el núcleo de 42 elementos sólidos diferentes; la frecuencia de los rayos X depende del metal que forma el ánodo en el tubo de rayos X .

Al analizar las mediciones de espectros de los rayos X, Moseley señaló que en el átomo existe una cantidad fundamental, Z , que aumenta por escalones regulares cuando se pasa de un elemento al siguiente y que sólo puede ser la carga del núcleo central positivo; además, indicó que Z es igual al número del lugar que ocupa el elemento en la tabla periódica . A esta cantidad fundamental se le llamó número atómico.

Por ejemplo, el número atómico (Z) y la la longitud de onda ( l ) de los rayos X producida por diferentes elementos:

Elemento         Número atómico (Z)         Longitud de onda (l )

K                             19                                     4

Ti                             22                                     3

Fe                             26                                    2

Moseley encontró que las longitudes de onda de los rayos X se hacen más cortas a medida que aumenta la carga del núcleo, es decir, al aumentar el número atómico.
El número atómico es el número de orden de un elemento de la tabla periódica y representa, además, el valor de la carga del núcleo y el número de protones (y el número de electrones).
Al ordenar los elementos de acuerdo con los números atómicos, se obtiene un sistema periódico más satisfactorio y se deriva una ley periódica que se conoce con el nombre de la ley periódica de Moseley que dice :

" las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos ".

Las propiedades periódicas de los elementos, como tamaño atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, etc. , dependen del aumento regular de la carga nuclear de los átomos a medida que su tamaño y complejidad aumentan.

La tabla periódica, cuyo uso está generalizado actualmente, deriva de los trabajos de Mendeleev, Werner y Moseley ; en ella los elementos se encuentran ordenados según sus números atómicos crecientes y se rige por la ley periódica de Moseley.

TABLA PERIODICA LARGA

La tabla periódica larga contiene información diversa sobre cada elemento, como: número atómico, masa atómica, estado de agregación, símbolo, puntos de fusión y de ebullición, radio atómico, potencial de ionización, número de isótopos estables y el de los radiactivos, que permite conocer por la posición en la tabla si un elemento es metal o no metal, etcétera.

También incluyen el estado de agregación, numero atómico, masa atómica, periodo y grupo e indican si el elemento es un metal, no metal, gas noble, metal de transición o metaloide.

Asimismo, la tabla periódica larga está formada por siete periodos, siete grupos A y siete B; además, incluye al grupo de los gases nobles que se denomina grupo 0 o también VIIIA y las tres columnas encabezadas por Fe, Co y Ni que se llaman grupo VIIIB. Está dividida en cuatro bloques dependiendo del subnivel en que se encuentre colocado el electrón diferencial.

-Elementos “s” son llamados Metales Alcalinos y Alcalinotérreos.

-Elementos “p” son llamados Semimetales/ Metaloides, no Metales y Gases Nobles.

-Elementos “d” son llamados Elementos de Transición.

-Elementos “f” anteriormente Llamados Tierras raras, don los Lantánidos y Actínidos.

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

Elementos representativos:

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35

La distribución electrónica correspondiente es:	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
la cual en forma ascendente es ;	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Los nombres de los Grupos A son los siguientes:

IA.- Metales Alcalinos

IIA.-Metales Alcalinotérreos

IIA.- Grupo del Boro

IVA.- Grupo del Carbono

VA.- Grupo del Nitrógeno

VIA.- Grupo del Oxígeno

VIIA.- Grupo de los Halógenos

VIIIA Grupo de los Gases Nobles

Elementos de transición:

Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.

Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
 

La distribución electrónica correspondiente es:	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 4p6 5s2 4d4
la cual en forma ascendente es ;	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2

El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.
 

Elementos de tierras raras:

Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

PERIODOS Y GRUPOS O FAMILIAS.

Cada periodo de la tabla contiene un número determinado de elementos:

Periodo	Numero de elementos
1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º	2 8 8 18 18 32 está incompleto pero cuando se llene tendrá 32

Por lo general, en la columna de la extrema izquierda de la tabla aparece indicado el número del periodo.

BLOQUES s, p, d y f.

Un elemento está situado en la tabla periódica dependiendo de su número atómico y del tipo de subnivel en el que se encuentre colocado el último electrón (electrón diferencial, que es el último electrón de un elemento que entra en una configuración electrónica y que permite diferenciarlo del que le antecede y del que le sucede.

Por el número d elementos conocidos actualmente , solo se han ocupado los orbitales de los subniveles s, p, d y f. Debido a esto, los elementos se dividen en cuatro conjuntos o bloques: elementos del bloque s, los del bloque p, los del d y aquellos que integran el bloque f.

GRUPO I A: Llamado de los metales alcalinos.

• Son elementos de color blanco como la plata, blandos y ligeros, se funden a bajas temperaturas, ocasionan quemaduras al tocarlos y reaccionan con el aire, además no se encuentran libres en la naturaleza.

• Son llamados alcalinos por su reacción con el agua formando bases.

• Son agentes reductores fuertes.

• Presentan un e- en su último nivel de energía.

GRUPO II A: Llamados metales alcalino - térreos.

• Entran en la composición de las rocas corrientes, todos sus isótopos son radioactivos.

• Todos se pueden separar por electrólisis de sus sales fundidas.

• El berilio es utilizado en la fabricación de transmisiones, muelles y otras partes de maquinaria.

GRUPO III y IV A: Grupos del Boro y del Carbono.

• Poseen elementos metálicos y No metálicos.

• Presentan tres y cuatro e- en su último nivel de energía.

• El Boro es considerado elemento puente.

GRUPO V y VI A

• Los elementos sólidos y gaseosos existen en la naturaleza en más de una forma (alotropía).

• Presenta 5 o 6 e- en su último nivel de energía.

GRUPO VII A: Halógenos.

• El hidrógeno es único entre los elementos. Su núcleo consiste en un p+ alrededor del cual gira un e-, se le agrupa con los metales alcalinos por su número atómico. Además es un gas activo.

• Tienen siete e- en su último nivel de energía, el término halógeno significa que producen sales.

GRUPO VIII A ó grupo cero. Gases nobles o inertes.

• Son constituyentes de la atmósfera en menos del 1%.

• Su configuración electrónica está totalmente saturada. No ceden ni absorben e-, debido a ésta característica.

CLASES

LOS ELEMENTOS SE CLASIFICAN TAMBIÉN TOMANDO CIERTOS ATRIBUTOS QUE SE DENOMINAN PROPIEDADES METÁLICAS Y NO METÁLICAS.

CARÁCTER GENERAL DE LOS METALES Y NO METALES

Metales

La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas es tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.

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,....

NO METALES

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. 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. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

Comparación DE LOS METALES Y NO METALES

Metales	no metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente trss o menos.	No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.

* Excepto hidrógeno y helio

LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

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).

No Metales

Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). 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.

ESTADO FÍSICO DE LOS NO METALES MÁS IMPORTANTE

Grupo 1 A: Hidrógeno

Grupo 4A: Carbono

Grupo 5A: Nitrógeno, fósforo

Grupo 6A: Oxígeno, azufre,

Grupo 7A: Flúor, cloro, bromo, yodo.

ELECTRONEGATIVIDAD, VALENCIA, TIPO DE ENLACE DE LOS NO METALES FUNCIÓN DE SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Elemento	Electronegatividad	Valencia	Tipo de enlace según su configuración electrónica
Hidrógeno (H)	2.1	1	1s1 Enlace covalente e iónico
Carbono (C)	2.5	2-4	1s22s2p2 Enlace covalente
Nitrógeno (N)	3	3-5	1s22s2p3 Enlace covalente
Fósforo (P)	2.1	3-5	1s22s2p63s2p3 Enlace covalente
Oxígeno (O)	3.5	2	1s22s2p4 Enlace covalente
Azufre (S)	2.5	2-4-6	1s22s2p63s2p4 Enlace covalente
Selenio (Se)	2.4	2-4-6	1s22s2p63s2p6d104s2p4 Enlace covalente
Flúor (F)	4	1	1s22s2p5 , Enlace covalente
Cloro (Cl)	3	1-3-5-7	1s22s2p63s2p5 Enlace covalente
Bromo (Br)	2.8	1-3-5-7	1s22s2p63s2p6d104s2p5 Enlace covalente
Yodo (I)	2.5	1-3-5-7	1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5 Enlace covalente
Helio (He) *	-	0	1s2 No hay enlace
Neón (Ne) *	-	0	1s22s2p6 No hay enlace
Argón (Ar) *	-	0	1s22s2p63s2p6 No hay enlace
Criptón (Kr) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6 No hay enlace
Xenón (Xe) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6 No hay enlace
Radón (Rn) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6 No hay enlace

*Gases nobles, no se incluye en la escala de electronegatividad.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

 7º nivel   

6º nivel

5º nivel

4º nivel

3º nivel

2º nivel

1º nivel

 Cloro: con 17 electrones,   

  17Cl: 1 s2   2 s2   2 p6   3 s2   3 p5

1º nivel: 2 electrones     2º nivel: 8 electrones

  3º nivel: 7 electrones

REACCIÓN DE LOS METALES Y SUS COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES

Algunas reacciones de los metales del grupo IA

Reacción	Notas
4M + O2 2M2O	O2 limitado
4Li + O2 2Li2O	Exceso de O2 (oxido de litio)
2Na + O2 Na2O2	(peróxido de sodio)
M + O2 MO2	M = K, Rb, Cs; exceso de O2 Superóxidos)
2M + H2 2MH	Metales fundidos
6Li + N2 2Li3N	A alta temperatura
2M + X2 2MX	X = halógeno (grupo VII A)
2M + S M2S	También con Se, Te, del grupo VI A
12M + P4 4M3P	También con As, Sb, del grupo VA
2M + 2H2O 2MOH + H2	K, Rb y Cs reaccionan exploxivamente
2M + 2NH3 2MNH2 + H2	Con NH3(l) en presencia de catalizador; con NH3(g) a alta temperatura (las disoluciones también contienen M+ + e- solvatados)

El sodio (Na):

Oxido de Sodio:

4Na + O2 2Na2O

Peróxido de sodio:

2Na(s) + O2 (g) Na2O2(s)

Hidruro de sodio:

2Na + H2 2NaH

Cloruro de sodio:

2Na + Cl2 2NaCl

Sulfuro sódico:

2Na + S Na2S

Fosfuro de sodio:

12Na + P4 4Na3P

Hidróxido de sodio:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

Amina de sodio:

2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2

Algunas reacciones de los metales del grupo IIA:

Reacción	Notas
2M + O2 2MO	Muy exotermico (excepto Be)
Ba + O2 BaO2	Casi exclusivamente
M + H2 MH2	M = Ca, Sr, Ba, a altas temperaturas
3M + N2 M3N2	A altas temperaturas
6M + P4 2M3P2	A altas temperaturas
+ X2 MX2	X = halógeno (grupo VII A)
M + S MS	También con Se, Te, del grupo VI A
M + 2H2O M(OH) 2 + H2	M = Ca, Sr, Ba, a 25ºC Mg da MgO a altas temperaturas
M + 2NH3 2M(NH2) 2 + H2	M = Ca, Sr, Ba, en NH3(l) en presencia de catalizador; NH3(g) con calor.
3M + 2NH3(g) M3N2 + 3H2	A altas temperaturas
Be + 2OH-+ 2H2O Be(OH) 2-4+ H2	Sólo con Be

• VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

• 
  

GRUPOS DE ELLEMENTOS EN FUNCION AL ESTADO NATURAL

Los elementos no se encuentran diseminados al azar en la naturaleza sino que aparecen agrupados con propiedades y comportamiento semejante.

Considerando el tipo de mineral que forman, los procesos de extracción y los usos la tabla periódica se puede dividir en seis grandes grupos.

1.- Metales con gran actividad química.- este grupo incluye a los metales alcalinos y Alcalinotérreos, que por su gran reactividad química nunca se encuentran libres en la Naturaleza. Generalmente están unidos a otros elementos formando sales, se les obtiene por reducción electroquímica.

2.- Metales que se presentan como óxidos.- se obtienen por reducción química.

3.- Metales que se presentan como sulfuros.- Para obtenerlos se transforma el sulfuro en óxido (tastación) y después el óxido se reduce en presencia del carbono.

4.- Metales poco reactivos.- Elementos químicamente poco activos que se encuentran libres en la naturaleza y se obtienen empleando solo métodos físicos simples para separarlos de las sustancias que los mantienen impuros.

5.- Tierras raras.- Se presentan dispersos en la corteza terrestre y se encuentran en forma de óxidos simples.

6.- Elementos no metálicos.- Se les encuentra formando la parte negativa de los compuestos y algunos en estado libre.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicasy Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.

• Tamaño Atómico

     Del modelo cuántico del átomo podemos concluir que un átomo no tiene una frontera definida, ello nos conduce a un problema conceptual que puede definirse con la siguiente pregunta ¿cuál es exactamente el tamaño de un átomo?

     Se puede estimar el radio atómico suponiendo que los átomos son objetos esféricos que se tocan unos a otros al estar unidos en una molécula

Estructura de Lewis
Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.

Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.

Radios Atómicos
El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que esta unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.

Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el átomo de Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos atómos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás atómos según el tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye.

Al bajar en una familia (columna) de la tabla periódica, el radio atómico crece Al avanzar hacia la derecha en un  periodo (renglón) de la tabla periódica, el radio atómico decrece

Energía de Ionización
La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 .

ATOMO + Energía ® ION +1 (catión) + 1 e-

También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura musetra una gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.

En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar.

• Tendencias periódicas de la energía de ionización

     Primera energía de ionización en función del número atómico

     Al avanzar en un periodo, la energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico

     Al bajar en una familia, la energía de ionización disminuye al incrementar el número atómico

Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0

Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente los electrones.

Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos a)

IA

VIIIA

H 2.1

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

He -

Li 1.0

Be 1.5

B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

Ne -

Na 0.9

Mg 1.2

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VI

II

B

IB

IIB

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

Ar -

K 0.8

Ca 1.0

Sc 1.3

Ti 1.5

V 1.6

Cr 1.6

Mn 1.5

Fe 1.8

Co 1.8

Ni 1.8

Cu 1.9

Zn 1.6

Ga 1.6

Ge 1.8

As 2.0

Se 2.4

Br 2.8

Kr -

Rb 0.8

Sr 1.0

Y 1.2

Zr 1.4

Nb 1.6

Mo 1.8

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.2

Pd 2.2

Ag 1.9

Cd 1.7

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Xe -

Cs 0.7

Ba 0.9

La 1.1

Hf 1.3

Ta 1.5

W 1.7

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.2

Au 2.4

Hg 1.9

Tl 1.8

Pb 1.8

Bi 1.9

Po 2.0

At 2.2

Rn -

Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos.

Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.

En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica.
 

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