Estructura 3.1 · Tabla periódica: clasificación de elementos

Este folleto enseña Estructura 3.1, La tabla periódica: clasificación de elementos, para el curso evaluado primero en 2025. Las secciones marcadas como AHL son solo para Nivel Superior.

Prerrequisitos: configuraciones electrónicas y energía de ionización de Estructura 1.3, y enlace iónico y covalente de Estructuras 2.1 y 2.2. Usarás la tabla periódica, radios iónicos y valores de electronegatividad del cuadernillo de datos.

Una tabla, muchas predicciones

En 1869 Dmitri Mendeléiev organizó los elementos conocidos en orden de masa atómica y dejó espacios donde el patrón indicaba que debería haber un elemento. Predijo las propiedades del "eka-silicio", y el germanio, encontrado en 1886, coincidió estrechamente con ellas. La tabla periódica funciona porque las propiedades de los elementos se repiten de manera regular: periodicidad.

Períodos, grupos y bloques

La tabla moderna ordena los elementos según su número atómico $Z$.

• Un período es una fila horizontal. El número de período corresponde al número del nivel energético externo: el sodio, $[\text{Ne}]\,3\text{s}^1$, está en el período 3.
• Un grupo es una columna vertical, numerada de 1 a 18. Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones externos, por lo que reaccionan de manera similar. Para los grupos 1 y 2, el número de electrones de valencia iguala al número de grupo; para los grupos 13 a 18, es el número de grupo menos 10.
• Un bloque se nombra según el subnivel que se está llenando: s (grupos 1 y 2), p (grupos 13 a 18), d (grupos 3 a 12) y f (lantanoides y actínidos).

Ejemplo resuelto: el cloro es $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^5$. El nivel externo es $n = 3$, por lo tanto período 3; el último electrón entra en un subnivel p, por lo tanto bloque p; siete electrones externos, por lo tanto grupo 17.

Metales, metaloides y no metales

Los metales están a la izquierda y en el centro de la tabla; los no metales están a la derecha. Una banda diagonal de metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te) los separa. Los metaloides poseen algunas propiedades de ambos: el silicio parece brillante pero es frágil, y es un semiconductor.

Algunos grupos tienen nombres: grupo 1 los metales alcalinos, grupo 2 los metales alcalinotérreos, grupo 17 los halógenos y grupo 18 los gases nobles.

Dos ideas explican cada tendencia

Cada tendencia en esta sección proviene del equilibrio de dos efectos sobre los electrones externos:

• carga nuclear: más protones atraen con mayor fuerza a los electrones;
• apantallamiento: los electrones internos repelen a los electrones externos y reducen la atracción que sienten.

A lo largo de un período, la carga nuclear aumenta en una unidad cada vez, pero los electrones ocupan el mismo nivel de energía, por lo que el apantallamiento apenas cambia. Los electrones externos sienten una atracción mayor. En un grupo, cada elemento tiene un nivel interno completo adicional: los electrones están más alejados y mejor apantallados, por lo que sienten una atracción menor, aunque la carga nuclear es mayor.

Radio atómico

• A lo largo de un período el radio atómico disminuye: de Na 186 pm a Cl 102 pm.
• En un grupo el radio atómico aumenta: hay un nivel de energía ocupado adicional cada vez.

Radio iónico

• Un catión es más pequeño que su átomo: ha perdido todo su nivel externo, y los electrones restantes son atraídos con mayor fuerza. $\text{Na}$ 186 pm, $\text{Na}^{+}$ 102 pm.
• Un anión es más grande que su átomo: los electrones adicionales se repelen entre sí, y la misma carga nuclear mantiene a más electrones. $\text{Cl}$ 102 pm, $\text{Cl}^{-}$ 181 pm.
• Para iones con la misma configuración electrónica (iones isoelectrónicos), el radio disminuye al aumentar la carga nuclear: $\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^{-} > \text{Na}^{+} > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}$, todos con la configuración del neón.

Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad

Las tres propiedades derivan de la misma idea: una atracción mayor sobre los electrones externos hace que sean más difíciles de extraer y que el átomo atraiga con mayor fuerza electrones adicionales. La primera afinidad electrónica suele ser negativa (exotérmica), porque el electrón entrante es atraído por el núcleo.

El flúor es el elemento más electronegativo (4.0); el cesio y el francio son los menos electronegativos.

Carácter metálico y no metálico

Los metales reaccionan perdiendo electrones. Por tanto, el carácter metálico aumenta a medida que disminuye la energía de ionización: hacia abajo en un grupo y hacia la izquierda en un periodo. El carácter no metálico aumenta hacia arriba y hacia la derecha. Por eso los metales más reactivos (Cs, Fr) se encuentran en la esquina inferior izquierda y el no metal más reactivo (F) en la superior derecha.

Los metales alcalinos

Los metales del grupo 1 son blandos, tienen bajos puntos de fusión y reaccionan rápidamente con el agua para formar un hidróxido e hidrógeno:

La reactividad aumenta hacia abajo en el grupo. El electrón externo está más alejado del núcleo y mejor protegido, por lo que se pierde con mayor facilidad. El litio burbujea constantemente; el potasio se funde, se enciende y arde con una llama lila.

Los halógenos

Los halógenos existen como moléculas diatómicas: $\text{F}_2$ y $\text{Cl}_2$ son gases, $\text{Br}_2$ un líquido y $\text{I}_2$ un sólido a temperatura ambiente (las fuerzas de London aumentan hacia abajo en el grupo). Los halógenos reaccionan ganando un electrón, por lo que su reactividad disminuye hacia abajo en el grupo: el electrón entrante está más alejado del núcleo y mejor protegido.

Un halógeno más reactivo desplaza a uno menos reactivo de una solución de sus iones haluro:

La solución se torna naranja-amarilla al formarse bromo. El bromo no puede desplazar a los iones cloruro porque el cloro es más reactivo.

De básicos a ácidos

Los óxidos metálicos son mayormente iónicos y básicos: reaccionan con ácidos y aquellos que se disuelven dan soluciones alcalinas. Los óxidos no metálicos son covalentes y ácidos: reaccionan con bases y se disuelven para dar soluciones ácidas.

Un óxido anfótero reacciona tanto con ácidos como con bases:

Depósito de ácidos y acidificación oceánica

Los óxidos no metálicos en el aire hacen que la lluvia sea más ácida. La combustión de combustibles que contienen azufre forma $\text{SO}_2$, y las altas temperaturas en los motores forman óxidos de nitrógeno. En la atmósfera se convierten en ácido sulfúrico y nítrico:

Este depósito de ácidos daña edificios de mármol, bosques y lagos. El dióxido de carbono disuelto en los océanos forma ácido carbónico, $\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3$, lo que disminuye el pH del agua de mar: acidificación oceánica. Esto dificulta que los corales y moluscos construyan sus caparazones de carbonato cálcico.

Reglas para asignar estados de oxidación

Un estado de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Se escribe primero el signo: $+2$, $-1$.

1. Un elemento libre es 0: Fe, $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$.
2. Un ion simple tiene su carga: $\text{Na}^{+}$ es $+1$, $\text{O}^{2-}$ es $-2$.
3. En un compuesto, el oxígeno suele ser $-2$ (excepto en peróxidos, $-1$, y con flúor), el hidrógeno suele ser $+1$ (excepto en hidruros metálicos, $-1$), y el flúor siempre es $-1$.
4. Los estados de oxidación suman cero en un compuesto y la carga en un ion.

Ejemplo resuelto: el estado de oxidación del Mn en $\text{MnO}_4^{-}$. Cuatro oxígenos aportan $4(-2) = -8$. El total debe ser $-1$, por lo tanto $\text{Mn} + (-8) = -1$, y el Mn es $+7$.

Nomenclatura con números romanos

Cuando un elemento puede tener más de un estado de oxidación, el nombre lo indica con números romanos: cloruro de hierro(II) es $\text{FeCl}_2$, cloruro de hierro(III) es $\text{FeCl}_3$. Los oxiiones se nombran de la misma manera: $\text{SO}_4^{2-}$ es sulfato(VI) y $\text{SO}_3^{2-}$ es sulfato(IV), comúnmente llamado sulfito; $\text{NO}_3^{-}$ es nitrato(V).

Qué hace que un elemento sea un elemento de transición

Un elemento de transición es aquel que posee un subnivel d incompleto o que forma al menos un ion estable con un subnivel d incompleto. En la primera fila, desde el titanio hasta el cobre son elementos de transición.

• El escandio forma solo $\text{Sc}^{3+}$, $[\text{Ar}]$, con un subnivel d vacío: no es un elemento de transición.
• El zinc forma solo $\text{Zn}^{2+}$, $[\text{Ar}]\,3\text{d}^{10}$, con un subnivel d completo: no es un elemento de transición.

Cuando un elemento de transición forma un ion, pierde primero sus electrones 4s: Fe es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^6\,4\text{s}^2$ y $\text{Fe}^{2+}$ es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^6$.

Propiedades características

Los elementos de transición comparten cuatro propiedades:

1. Estados de oxidación variables. Los subniveles 4s y 3d están cercanos en energía, por lo que las energías de ionización sucesivas aumentan gradualmente y pueden perderse diferentes cantidades de electrones. El manganeso muestra todos los estados desde $+2$ hasta $+7$, como en $\text{Mn}^{2+}$, $\text{MnO}_2$ y $\text{MnO}_4^{-}$.
2. Iones complejos. Un ion metálico central se une a ligandos: moléculas o iones con un par libre que forman enlaces de coordinación al metal, tales como $\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$, $\text{Cl}^{-}$ y $\text{CN}^{-}$. El número de enlaces de coordinación es el número de coordinación. Ejemplo: $[\text{Cu(H}_2\text{O)}_6]^{2+}$ tiene geometría octaédrica, con número de coordinación 6.
3. Compuestos coloreados, explicados a continuación.
4. Actividad catalítica. Los estados de oxidación variables y la capacidad de adsorber moléculas en la superficie hacen que los elementos de transición sean buenos catalizadores: hierro en el proceso Haber, $\text{V}_2\text{O}_5$ en el proceso de contacto, níquel en la hidrogenación de alquenos y $\text{MnO}_2$ en la descomposición del peróxido de hidrógeno.

La carga de un ion complejo es el estado de oxidación del metal más las cargas de los ligandos. En $[\text{CuCl}_4]^{2-}$, cuatro $\text{Cl}^{-}$ dan $-4$, por lo que el cobre está en estado $+2$.

Por qué los complejos de metales de transición son coloreados

En un ion libre, los cinco orbitales d tienen la misma energía. En un complejo, los pares libres de los ligandos repelen a los electrones d. En un complejo octaédrico, dos de los orbitales d apuntan directamente hacia los ligandos y su energía aumenta; los otros tres disminuyen. Los orbitales d se dividen en dos conjuntos separados por una brecha de energía $\Delta E$.

Un electrón en un orbital d inferior absorbe un fotón de luz visible con energía igual a $\Delta E$ y salta a un orbital d superior. La luz que no se absorbe atraviesa la sustancia, por lo que observamos el color complementario. $[\text{Cu(H}_2\text{O)}_6]^{2+}$ absorbe luz naranja-rojiza y se ve azul.

El tamaño de $\Delta E$, y por tanto el color, depende de:

• el metal y su estado de oxidación: las soluciones de $\text{Fe}^{2+}$ son verde pálido, las de $\text{Fe}^{3+}$ amarillo-marrón;
• el ligando: añadir amoníaco al azul $[\text{Cu(H}_2\text{O)}_6]^{2+}$ produce un profundo azul $[\text{Cu(NH}_3)_4(\text{H}_2\text{O})_2]^{2+}$, porque $\text{NH}_3$ divide los orbitales d con mayor fuerza;
• el número de coordinación y la forma del complejo.

No hay color si no es posible ninguna transición d-d: los compuestos de $\text{Sc}^{3+}$ ($3\text{d}^0$) y $\text{Zn}^{2+}$ ($3\text{d}^{10}$) son blancos o incoloros.

Propiedades magnéticas

Los electrones giran sobre su eje, y un electrón desaparecido se comporta como un pequeño imán.

• Una sustancia con electrones desaparecidos es paramagnética: es atraída hacia un campo magnético. Cuantos más electrones desaparecidos haya, mayor será la atracción. $\text{Fe}^{3+}$, $3\text{d}^5$, tiene cinco electrones desaparecidos y es fuertemente paramagnético.
• Una sustancia con todos los electrones apareados es diamagnética: es débilmente repelida por un campo magnético. $\text{Zn}^{2+}$, $3\text{d}^{10}$, es diamagnética.

El hierro, el cobalto y el níquel también son ferromagnéticos: los electrones sin aparear de átomos vecinos se alinean, por lo que los metales pueden convertirse en imanes permanentes.

1. Sin una tabla periódica, indique el periodo, grupo y bloque del elemento con configuración $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$.
2. Explique por qué el radio atómico disminuye desde el sodio hasta el cloro.
3. Ordene estos en orden de radio creciente y explique: $\text{Mg}^{2+}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{F}^{-}$, $\text{O}^{2-}$.
4. Explique por qué el potasio reacciona más vigorosamente con el agua que el sodio.
5. Escriba una ecuación para la reacción del cloro con yoduro de potasio acuoso e indique lo que observaría.
6. Escriba ecuaciones para mostrar la reacción de (a) óxido de sodio y (b) trióxido de azufre con el agua, e indique el efecto de cada uno sobre el pH.
7. Deduzca el estado de oxidación de: (a) Cr en $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, (b) S en $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3$, (c) N en $\text{NH}_4^{+}$.
8. AHL. Explique por qué el zinc es un elemento d pero no un elemento de transición.
9. AHL. Indique el estado de oxidación del metal y el número de coordinación en $[\text{Fe(CN)}_6]^{3-}$.
10. AHL. Explique por qué $[\text{Cu(H}_2\text{O)}_6]^{2+}$ es azul y por qué el color cambia al añadir amoníaco.
11. AHL. Deduzca el número de electrones sin aparear en $\text{Mn}^{2+}$ e indique si es paramagnético o diamagnético.

Respuestas.

1. Periodo 3 (nivel externo $n = 3$), grupo 16 (seis electrones externos), bloque p. Es el azufre.
2. La carga nuclear aumenta de $+11$ a $+17$, pero los electrones externos permanecen en el mismo nivel de energía, con un apantallamiento aproximadamente igual. Los electrones externos son atraídos más cerca del núcleo.
3. $\text{Mg}^{2+} < \text{Na}^{+} < \text{F}^{-} < \text{O}^{2-}$. Los cuatro tienen la configuración del neón (10 electrones). Las cargas nucleares son 12, 11, 9 y 8; cuanto mayor es la carga nuclear, más fuertemente se atraen los mismos electrones hacia adentro.
4. El electrón externo del potasio está en el cuarto nivel de energía, más lejos del núcleo y con mayor apantallamiento que el del sodio. Está menos fuertemente unido, por lo que se pierde con mayor facilidad.
5. $\text{Cl}_2(\text{aq}) + 2\text{KI}(\text{aq}) \rightarrow 2\text{KCl}(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq})$. La solución incolora se vuelve marrón a medida que se forma yodo.
6. (a) $\text{Na}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH}$: el pH sube (alcalino, alrededor de 14). (b) $\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4$: el pH baja (fuertemente ácido, alrededor de 0 a 1).
7. (a) $2\text{Cr} + 7(-2) = -2$, por lo tanto Cr es $+6$. (b) $2(+1) + 2\text{S} + 3(-2) = 0$, por lo tanto S es $+2$. (c) $\text{N} + 4(+1) = +1$, por lo tanto N es $-3$.
8. AHL. El zinc se encuentra en el bloque d porque sus últimos electrones completan el subnivel 3d. Sin embargo, su único ion, $\text{Zn}^{2+}$, es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^{10}$, y el átomo es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^{10}\,4\text{s}^2$: ninguno posee un subnivel d incompleto.
9. AHL. Seis ligandos $\text{CN}^{-}$ proporcionan $-6$; el total es $-3$, por lo tanto el hierro está en estado de oxidación $+3$. Número de coordinación 6.
10. AHL. Los ligandos de agua dividen los orbitales d de 3 de $\text{Cu}^{2+}$. Un electrón absorbe luz naranja-roja de energía $\Delta E$ para saltar a un orbital d superior, y observamos el color complementario, azul. Los ligandos de amoníaco dividen los orbitales d en una medida diferente, por lo que se absorbe una longitud de onda distinta y el color cambia a azul intenso.
11. AHL. El Mn tiene estado de oxidación $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5\,4\text{s}^2$; $\text{Mn}^{2+}$ pierde los electrones del subnivel 4s, resultando en $3\text{d}^5$. Los cinco electrones ocupan los cinco orbitales d individualmente: cinco electrones desapareados, por lo que es paramagnético.

• Explica cada tendencia mediante la carga nuclear, el apantallamiento y la distancia; indica qué sucede con la atracción hacia los electrones externos.
• A través de un periodo, los electrones entran en el mismo nivel de energía; en un grupo, se añade un nuevo nivel.
• Iones isoelectrónicos: compara solo la carga nuclear; el número de electrones es idéntico.
• Los óxidos metálicos son básicos, los óxidos no metálicos ácidos, $\text{Al}_2\text{O}_3$ anfotérico; escriba ecuaciones para ambas reacciones.
• Escribe los estados de oxidación con el signo primero ($+3$) y las cargas con el signo al final ($3+$).
• AHL. Los metales de transición pierden electrones del subnivel 4s antes que los del subnivel 3d.
• AHL. Para explicar el color, indica que los orbitales d se dividen, se absorbe luz de energía $\Delta E$ y se observa el color complementario; nunca digas que el complejo "emite" su color.