SOS en Quimica: 2010

martes, 21 de diciembre de 2010

¿Que es la tabla periodica?

Esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio (véase Elementos transuránicos).

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

LEY PERIÓDICA

Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.

DESARROLLO HISTORICO

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una “lista” consistente de los elementos.
Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.

NOMENCLATURA

UNA NOMENCLATURA COMUN O TRIVIAL.

Cabe hacer notar que antes de existir la idea de socializar de manera reglamentada los nombres de las sustancias, fueron apareciendo un alto número de compuestos con nombres usuales o comunes los cuales se aprendían más por la práctica que por sistematización alguna, siendo este motivo la causa de que el NOMBRE TRIVIAL no señale ninguna característica del compuesto. Algunos ejemplos:

H₂O Agua	PH₃ Fosfina
NH₃ Amoníaco	AsH₃ Arsina
SiH₄ Silano	SbH₃ Estibina
N₂H₄ Hidracina	BH₃ Borano

Estos son nombres y fórmulas aceptados como correctas.
Existen otros nombres que son aplicados a presentaciones industriales de algunos compuestos.
Ejemplos:

ácido muriático:: para el ácido clorhídrico.
Vinagre:: es el ácido acético.
Sosa cáustica:: nombre del hidróxido de sodio.
Potasa cáustica:: este para hidróxido de potasio.

UNA NOMENCLATURA SISTEMATIZADA

Actualmente existe la tendencia a adoptar un sistema de nombres que permita al máximo caracterizar las propiedades de la sustancia. Para ello se da un nombre genérico correspondiente a la familia que agrupe al compuesto según su FUNCION QUIMICA, posteriormente se especifica que elemento presenta determinada FUNCION e incluso el estado de oxidación de éste, lo cual se logra con un manejo de terminaciones y de prefijos según sea requerido. Mas recientemente la NOMENCLATURA STOCK reglamenta el uso del nombre genérico (óxido, hidróxido, ácido, etc.) seguido del elemento que pertenece a determinada familia y con un número romano encerrado en paréntesis le especifica el estado de oxidación.

LA TABLA PERIODICA

Resulta de gran interés y de singular importancia para una buena NOMENCLATURA de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que guardan en la TABLA PERIODICA. El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un NUMERO ATOMICO que viene siendo la cantidad de protones existentes en el NUCLEO del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común sea la conocida como de &quote; DIECIOCHO COLUMNAS &quote;, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados PERIODOS, además de 18 columnas verticales llamadas GRUPOS. El nombre de TABLA PERIODICA la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo el otro todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un GRUPO.
Los PERIODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles.

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.
La tabla periódica uele dividirse en diversas formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes.

METALES, NO METALES Y METALOIDES

Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la SIMBOLOGIA de los elementos J. J. BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES y los NO METALES. Las características de los elementos METALICOS son:

Conducen con facilidad el calor y la electricidad.
Presentan brillo metálico
Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como MALEABILIDAD y DUCTILIDAD.
Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr.
Al combinarse con NO METALES ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES).

Los NO METALES presentan las siguientes características:

Son malos conductores del calor y la electricidad.
No son maleables ni dúctiles.
Reciben electrones al combinarse con los METALES adquiriendo así cargas NEGATIVAS (ANIONES).

Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como METALOIDES.

En la clasificación periódica de DIECIOCHO columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza.
Si admitimos que las propiedades químicas de los elementos dependen de la ubicación de los electrones en su envoltura, tenemos una CLASIFICACION DE ELEMENTOS EN FUNCION DE SU DISTRIBUCION ELECTRONICA. En esta clasificación los elementos se agruparon en cuatro bloqus según el tipo de orbital atómico en que se ubique su electrón diferencial.

A los bloques S y P se les conoce como elementos REPRESENTATIVOS mientras que a los D y F se les denomina elementos de TRANSICION.
El bloque S está formado por dos columnas, el P por seis, en el D se observan diez y el F presenta un total de 14. Como se puede observar, el número de columnas corresponde al máximo de electrones que se pueden acomodar en esos tipos de orbitales, los elementos colocados en una misma columna o grupo tendrán igual cantidad de electrones en el nivel más externo y su electrón diferencial estará en el mismo tipo de orbital.
Otra clasificación que resulta importante conocer y es de gran utilidad en la NOMENCLATURA es la que nos brinda información sobre la capacidad de combinación de los elementos o sea su VALENCIA así como su ESTADO o NUMERO DE OXIDACION.
Existe una clasificación que ubica a los elementos representativos en ocho grupos identificados como A y a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su CAPA DE VALENCIA o sea el ULTIMO NIVEL y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia máxima que el elemento puede presentar. La VALENCIA de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el caso de los NO METALES se relaciona con el número de átomos de hidrógeno con que se puede enlazar y en los METALES con cuántos átomos de cloro se une.
Ejemplos:
El Calcio se puede unir a dos átomos de Cloro por lo que su valencia es dos. CaCl₂
El Oxígeno forma agua uniéndose a dos hidrógenos, su valencia también será dos. H₂O
El Nitrógeno se une a tres Hidrógenos en la formación de Amoníaco,su valencia es tres. NH₃
En la NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS INORGANICAS resulta de mayor importancia aún conocer el ESTADO DE OXIDACION, este regularmente es la valencia con un signo que expresa la carga adquirida por el elemento al enlazarse con otros diferentes a él; es decir, átomos de distinta electronegatividad. El ESTADO o NUMERO DE OXIDACION generalmente expresa la cantidad de electrones que un átomo aporta en la formación de enlaces con otros átomos de elementos diferentes.
Ejemplos:
El CALCIO se une al CLORO formando el compuesto CaCl₂; en este caso el Calcio tiene estado de oxidación +2 ya que emplea dos electrones al unirse con el Cloro quien presenta -1, al emplear sólo un electrón.
El OXIGENO forma Agua al unirse con un estado de oxidación de -2 con el HIDROGENO que presenta +1.
Existen compuestos que nos permiten establecer diferencias entre VALENCIA y NUMERO DE OXIDACION.
Ejemplos:
El OXIGENO al formarse el PEROXIDO DE HIDROGENO presenta valencia DOS mientras que su número de oxidación es -1; su fórmula es H₂O₂ y puede representarse con una estructura en donde se aprecia que cada Oxígeno solo emplea un electrón para unirse al Hidrógeno quien sería el átomo diferente; aún sin embargo son dos los enlaces que forma.
Caso similar podemos observar en el Benceno cuya fórmula es C₆H₆ y los estados de oxidación del Hidrógeno es +1 y para el carbono -1.

Aquí observamos que el carbono forma cuatro enlaces por lo que su VALENCIA es cuatro; su NUMERO DE OXIDACION es -1 ya que sólo con un enlace se une a otro elemento diferente.

LOS NUMEROS DE OXIDACION EN LA TABLA PERIODICA

El conocer la posición del elemento en la Tabla Periódica nos resulta de gran utilidad para determinar su NUMERO DE OXIDACION; Los METALES presentan CARGAS POSITIVAS y los NO METALES suelen presentar NEGATIVAS aunque también pueden ser POSITIVOS dependiendo del compuesto que forme. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: estos elementos suelen presentar número de oxidación de acuerdo al grupo en que se ubican; el número de grupo nos dice el estado de oxidación máximo del elemento. Los elementos pueden presentar varios estados de oxidación y estos dependen del número de grupo; si el grupo es PAR, los elementos tendrán CARGAS POSITIVAS PARES desde el CERO hasta el NUMERO DE GRUPO. Si es IMPAR, las CARGAS serán IMPARES.

Los elementos NO METALICOS al combinarse con elementos de menor electronegatividad tienden a adquirir CARGAS NEGATIVAS, y esta será en un número que permita completar OCHO, al sumar el número de grupo con la cantidad de carga. Así tenemos que: el grupo VII A adquieren -1, en el VI A -2, los del V A -3 y algunos del IV A -4.
Los ELEMENTOS DE TRANSICION regularmente presentan estado de oxidación +3; los grupos I y II suelen tener +1 y +2 como ocurre en Cu⁺¹, Ag⁺¹, Au⁺¹ en el grupo I B y Zn⁺², Cd⁺² y Hg⁺² del II B; también suele presentarse Cu⁺², Au⁺³ y Hg⁺¹. Los elementos de transición pueden adquirir números de oxidación positivos de acuerdo también al número de grupo como máximo.

LOS NUMEROS DE OXIDACION EN UN COMPUESTO

Los elementos que integran un compuesto presentan un estado de oxidación que puede determinarse de acuerdo al conocimiento que tenemos de su colocación en la tabla, algunos elementos suelen presentar sólo un estado de oxidación, pero otros se comportan de manera diferente dependiendo de las características de los elementos con que se combinen o también de las condiciones de reacción o ambientales en que se encuentre. Lo anterior se toma en consideración para determinar que número de oxidación presenta cada elemento en un compuesto.

REGLAS ARBITRARIAS PARA ASIGNAR NUMEROS DE OXIDACON

Los elementos libres o moleculares que no estén combinados con otro diferente presentan carga cero.
La suma algebraica de los números de oxidación en los integrantes de un compuesto debe ser igual a cero. En un ion será igual a la carga del ion.
Los elementos del grupo I A, II A y III A invariablemente presentan carga de +1, +2 y +3 respectivamente.
Generalmente la carga negativa corresponde al elemento más electronegativo y todos lo demás serán positivos.
En el Oxígeno es -2, con excepción de los peróxidos por existir enlace entre los oxígenos, será -1.
En el Hidrógeno es +1, con la salvedad de combinaciones con elementos de menor electronegatividad que él, como en el caso de los hidruros.

Ejemplos:

FeCl₃: El Cl es -1 por ser más electronegativo y el Fe es +3 al establecer la suma (-1)3 + 3 = 0. Bajo otras condiciones el Fe será +2 con la fórmula FeCl2.
KMnO₄: El K es +1 ya que su grupo es IA. El O es -2 ya que es el más electronegativo; mientras tanto al Mn le corresponde +7. La suma algebraica será +1+7+(-2)4 = +1+7-8=0.
H₂O₂: El O será negativo por ser el más electronegativo, pero será -1 ya que existe un enlace entre los oxígenos. Al H le corresponde +1 según la suma (+1)2 + (-1)2 = 0.
LiH: Caso en el cual el H por ser más electronegativo que el metal presentará estado de oxidación de -1 y el Li +1

NOMENCLATURA DE ALGUNOS LIGANDOS EN COMPUESTOS DE COORDINACION

ANIONICOS

O₂^-2 peroxo O^-2 oxo
H^-1 hidro
OH^-1 hidroxo
F^-1 fluoro
HS^-1 tiolo
Cl^-1 cloro
S^-2 tio
Br^-1 bromo
CN^-1 ciano
I^-1 yodo
NO₂^-1 nitro

NEUTROS

SO₂ sulfonil VO vanadil
CO carbonil
NO₂ nitril
NO nitrosil
H₂O acuo
CIO clorosil
NH₃ amino

NOMENCLATURA DE PRINCIPALES RADICALES INORGANICOS

Radicales Inorganicos

-OH hidroxilo -NO nitrosilo
-CO carbonilo
-NO₂ nitrilo
-SO sulfonilo (tionilo)
-PO fosforilo
-SO₂ sulfonilo (sulfurilo)
-VO vanadio
-CIO clorosilo
-CrO₂ cromilo
-CIO₂ clorilo
-UO₂ Uranilo
-SeO seleninilo
-SeO₂ selenonilo

NOMENCLATURA DE LOS PRINCIPALES IONES

CATIONES MONOVALENTES

H⁺¹ ión hidrógeno (protón) Li⁺¹ ión litio
Na⁺¹ ión sodio
K⁺¹ ión potasio
Ag⁺¹ ión plata
Cu⁺¹ ión cobre (I) (cuproso)
Hg⁺¹ ión mercurio (I) (mercuroso)
H₃O⁺¹ ión hidronio
NH₄⁺¹ ión amonio
PH₄⁺¹ ión fosfonio
AsH₄⁺¹ ión arsenio
SO₃H⁺¹ ión sulfonio

CATIONES DIVALENTES

Be⁺² ión berilio Cd⁺² ión cadmio
Mg⁺² ión magnesio
Cu⁺² ión cobre (II) (cúprico)
Ca⁺² ión calcio
Ni⁺² ión niquel (niqueloso)
Pb⁺² ión plomo (II) (plumboso)
Sn⁺² ión estaño (II) (estanoso)
Hg⁺² ión mercurio (II) (mercúrico)
Co⁺² ión cobalto (II) (cobaltoso)
Fe⁺² ión fierro (II) (ferroso)
Mn⁺² ión manganeso (II) (manganoso)
Zn⁺² ión zinc
Ba⁺² ión bario
Sr⁺² ión estroncio

CATIONES TRIVALENTES

Al⁺³ ión aluminio Sb⁺³ ión antimonio (III) (antimonioso)
Fe⁺³ ión hierro (III) (férrico)
Ni⁺³ ión niquel (III) (niquélico)
Bi⁺³ ión bismuto (III)
Co⁺³ ión cobalto (III) (cobáltico)
As⁺³ ión arsénico (III) (arsenoso)
Mn⁺³ ión manganeso (III) (mangánico)
Cr⁺³ ión cromo (III) (cromoso)

CATIONES POLIVALENTES

Sn⁺⁴ ión estaño (IV) (estánico) Pb⁺⁴ ión plomo (IV) (plúmbico)
As⁺⁵ ión arsénico (V) (arsénico)
Sb⁺⁵ ión antimonio (V) (antimónico)

ANIONES MONOVALENTES

H^-1 ión hidruro (OH)^-1 ión hidróxido
F^-1 ión fluoruro
O₃^-1 ión ozonido
Cl^-1 ión cloruro
(CN)^-1 ión cianuro
Br^-1 ión bromuro
(SCN)^-1 ión sulfocianuro (tiocianato)
I^-1 ión yoduro
NO₃^-1 ión nitrato
N₃^-1 ión azida
NO₂^-1 ión nitrito
(ClO₄)^-1 ion perclorato
(IO₄)^-1 ión peryodato
(ClO₃)^-1 ion clorato
(MnO₄)^-1 ión permanganato
(ClO₂)^-1 ión clorito
(BrO₃)^-1 ión bromato
(ClO)^-1 ión hipoclorito
(NH₂)^-1 ión amida

ANIONES DIVALENTES

O₂^-2 ión peróxido C^-2 ión acetiluro
S^-2 ión sulfuro
NH^-2 ión imida
S₂^-2 ión disulfuro
PHO₃^-2 ión fosfanato
SO₄^-2 ión sulfato
CrO₄^-2 ión cromato
SO₃^-3 ión sulfito
Cr₂O₇^-2 ión cromato
S₂O₃^-2 ión tiosulfato
CO₃^-2 ión carbonato

ANIONES POLIVALENTES

(PO₄)^-3 ión fosfato (AsO₄)^-3 ión arseniato
(PO₃)^-3 ión fosfito
(AsO₃)^-3 ión arsenito
[Fe(CN)₆]^-3 ión hexaciano ferrato (III)
N^-3 ión nitruro
[Fe(CN)₆]^-4 ión hexaciano ferrato (II)
(AlO₃)^-3 ión aluminato
(P₂O₇)^-4 ión pirofosfato
(PO₃)^-1 ión metafosfato

NOMENCLATURA DE LOS PRINCIPALES ACIDOS

OXIACIDOS MAS COMUNES

H₃BO₃ ácido bórico (ácido ortobórico) H₃AsO₄ ácido arsénico
H₂CO₃ ácido carbónico
H₂SO₄ ácido sulfúrico
H₄SiO₄ ácido silícico (ácido ortosilícico)
H₂SO₃ ácido sulfuroso
HNO₃ ácido nítrico
H₂CrO₄ ácido crómico
HNO₂ ácido nitroso
H₂Cr₂O₇ ácido dicrómico
H₃PO₄ ácido fosfórico (ácido ortofosfórico)
HClO₄ ácido perclórico
H₄P₂O₇ ácido pirofosfórico
HClO₃ ácido clórico
H₂PHO₃ ácido fosfónico
HClO₂ ácido cloroso
HMnO₄ ácido permangánico
HClO ácido hipocloroso
HIO₄ ácido peryódico

OXIACIDOS MENOS COMUNES

(HBO₂)_n ácidos metabóricos (HPO₃)_n ácidos metafosfóricos
(H₂SiO₃)_n ácidos metasilísicos
H₃PO₅ ácido peroxomonofosfórico (ácido peroxofosfórico)
HNO₄ ácido peroxonítrico
H₄P₂O₈ ácido peroxo-difosfórico
H₂NO₂ ácido nitroxílico
H₂P₂H₂O₅ ácido difosfónico
H₂S₂O₇ ácido disulfúrico (ácido pirosulfúrico)
H₃AsO₃ácido arsenoso
H₂SO₅ ácido peroxomono sulfúrico (ácido peroxosulfúrico)
H₂S₂O₅ ácido disulfuroso (ácido pirosulfuroso)
H₂S₂O₈ ácido peroxodisulfúrico (ácido persulfúrico)
H₂S₂O₂ ácido tiosulfuroso (ácido pirosulfuroso)
H₂S₂O₃ ácido tiosulfúrico (ácido hiposulfuroso)
H₂S₂O₄ ácido ditionoso
H₂S₂O₆ ácido ditiónico
H₂SO₂ ácido sulfoxílico
HBrO₄ ácido perbrómico
H₂SeO₄ ácido selénico
HBrO₃ ácido brómico
H₂SeO₃ácido selenoso
HBrO₂ ácido bromoso
H₅IO₆ ácido ortoperyódico
HBrO ácido hipobromoso
HIO₃ácido yódico
H₂MnO₄ ácido mangánico
HIOácido hipoyodoso

HIDRACIDOS

HF ácido fluorhídrico H₂S ácido sulfhídrico
HCl ácido clorhídrico
H₂Se ácido selenhídrico
HBr ácido bromhídrico
HCN ácido cianhídrico
HI ácido yodhídrico
HSCN ácido sulfocianhídrico

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