INTRODUCCIÓN

En la tabla periódica actual, los elementos químicos se ordenan por su número atómico en grupos (verticalmente) y periodos (horizontalmente), lo que da lugar a una homogeneidad, a veces solo relativa (tendencias), en las propiedades de los elementos de cada grupo. Hay 18 grupos y 7 periodos. Los grupos de la tabla periódica, engloban a elementos con igualdad de configuración electrónica externa con variación de n en cada uno de los periodos.

 En el modelo mecano cuántico del átomo, los electrones no ocupan los niveles energéticos correlativamente, sino que lo hacen siguiendo dos reglas: primera, se llenan antes los orbitales ns que los (n-1)d y segunda, también se llenan antes los ns que los (n-2)f.

Así que, se empezarán llenando los orbitales 1s, 2s 2p, 3s y 3p. Pero ahora, no se llenan los orbitales 3d, sino que lo hace antes el 4s. Y cuando llegamos a los 4f, tenemos que esperar a llenar antes los 6s. Por tanto, no coinciden los niveles de energía de los orbitales atómicos obtenidos con la resolución de la función Y_n,l,m correspondiente, con el orden de llenado de los orbitales atómicos. Debido a ello, la configuración del elemento 118, el último conocido hasta la fecha, será por orden de llenado:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Una vez completada la configuración electrónica del elemento por orden de llenado, se vuelve a recuperar el orden de energía:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰5f¹⁴6s²6p⁶6d¹⁰7s²7p⁶

Por comodidad y claridad, solo se escriben las configuraciones electrónicas más externas de cada elemento que, además, es lo que importa en cuanto a su colocación en la tabla periódica, mientras que, para dar cuenta de su configuración interna, se recurre a la de los gases nobles, encerrándolas entre corchetes. Así, la configuración electrónica por oden de energía completa de los propios gases nobles por orden de llenado y su equivalencia, es la siguiente:

He: 1s²

Ne: 1s²2s²2p⁶                                                                                                           equivale: [He]2s²2p⁶

Ar: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶                                                                                              equivale: [Ne]3s²3p⁶

Kr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶                                                                        equivale: [Ar]4s²3d¹⁰4p⁶

Xe: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶                                                  equivale: [Kr] 5s²4d¹⁰5p⁶

Rn: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶                   equivale: [Xe]6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶

  De esta manera, todas las configuraciones más externas de los elementos químicos y su clasificación en bloques, lo vemos en la siguiente tabla periódica. El hidrógeno no pertenece a bloque alguno.

En los bloques s y p, se sigue siempre la norma general de llenado de orbitales, así, en el grupo 1, su configuración externa es ns¹ y en el grupo 2, ns². En los grupos 13 a 18, los llamados elementos representativos, lo hacen desde el np¹ a np⁶, respectivamente, con la excepción del helio, que es 1s². Sin embargo, en los elementos correspondiente al bloque d, llamados de transición externa, donde se llenan los orbitales desde (n-1)d¹ a (n-1)d¹⁰, desde el grupo 3 al 12, se producen algunas “anomalías”, que realmente no son tales, pues la configuración de un elemento es la que es, sencillamente porque es la más estable y el elemento no entiende de reglas. Así, el niobio, cromo, molibdeno, rutenio, rodio, paladio, platino y darmstadio, no siguen la norma general de llenado en sus respectivos grupos,

Además, en el grupo 11, la configuración externa no es (n-1)d⁹, como debería ser, sino que es ns¹ (n-1)d¹⁰ o ns¹ (n-2)f¹⁴ (n-1)d¹⁰. Esto es debido, a que se tiende a llenar (d¹⁰) o semillenar (d⁵), los orbitales (n-1)d, que son más estables que los ns. Así que, por ejemplo, se prefiere la configuración 4s¹3d⁵ en el cromo a la 4s²3d⁴ y la 4s¹3d¹⁰ sobre la 4s²3d⁹ en el cobre. Por su parte, niobio, rutenio, rodio, platino y darmstadio, adquieren su estabilidad transfiriendo un electrón de más de sus niveles ns a los (n-1)d, lo que en el paladio se eleva a dos electrones (4d¹⁰).

En el caso de los lantanoides y actinoides, denominados elementos de transición interna, hay más de esas “anomalías”, como vemos en la Figura 3.

La mayoría de los elementos de la tabla periódica son sólidos, unos pocos son gases: H, N, O, F, Cl y los gases nobles y solo mercurio y bromo son líquidos, en condiciones estándar NIST (Instituto Nacional de Normas y Tecnología) de presión (1 atm) y temperatura (20 °C). Si calentamos todos los elementos a 45 °C, además de bromo y mercurio, también son líquidos rubidio, cesio, francio, galio y fósforo, cuyos puntos de fusión son inferiores a esa temperatura. Si seguimos calentando, a temperaturas de 3.500 °C (punto de fusión del carbono), todos los elementos están en estado gaseoso, excepto boro, carbono, cromo, níquel, circonio, niobio, molibdeno, tecnecio, rutenio, rodio, hafnio, tantalio, wolframio, renio, osmio, iridio, platino, praseodimio, torio, protactinio, uranio, neptunio, berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelevio, nobelio y laurencio. Al llegar a los 5.000 °C, solo tantalio, wolframio, renio y osmio se encuentran en estado líquido, los demás son gases. Y finalmente, al alcanzar los 5.600 °C (punto de ebullición del renio), todos ellos son gases.

Así que, a partir de los 3.500 °C no existe ningún elemento conocido en estado sólido y desde 5.600 °C, estarán todos en estado gaseoso. Sin embargo, como hay elementos cuyo punto de ebullición se desconoce es probable que algunos estén en estado líquido, incluso por encima de los 5.600 °C, hasta llegar a su punto de ebullición, por lo que siempre habrá una temperatura, a partir de la cual, todos los elementos estarán en forma de gas.

Por su parte, si hacemos lo contrario, es decir enfriar, por ejemplo, a -78 °C, resulta que el gas radón, y los líquidos bromo y mercurio se solidifican, mientras que el gas cloro se licua. Si enfriamos a -198 °C, también se solidifican los gases argón, kriptón y xenón; el cloro que se había licuado, se solidifica, mientras que los gases nitrógeno, oxígeno y flúor se licuan. Por tanto, solo quedarían a esa temperatura tres elementos en estado gaseoso: helio, neón e hidrógeno. Finalmente, si descendemos hasta los -270 °C, es decir cerca del cero absoluto (-273,15 °C), todos los elementos químicos son sólidos, excepto el helio, que no se solidificará ni siquiera si pudiéramos alcanzar el cero absoluto, a no ser que se le comprima, ya que esta característica no puede ser debida a que la energía del punto cero sea tan elevada que le impidiese su solidificación, sino a que su punto de fusión sería cercano al cero absoluto y al comportamiento bosónico de su núcleo. Del resto, el último elemento en solidificarse es el hidrógeno, que tiene un punto de fusión de -259,14 °C.

Todo esto no es magia, simplemente depende del punto de fusión y el de ebullición de cada elemento. El elemento de mayor punto de fusión conocido es el del carbono (3.500 °C) y el menor, de los sólidos conocidos, el del cesio (28,44 °C). Por su parte, el mayor punto de ebullición conocido es el del renio (5.596 °C) y el menor de los conocidos no gaseosos, el del bromo (59 °C) y de los sólidos, el yodo (184,3 °C).

Los elementos se clasifican, también, por su carácter metálico y no metálico. En realidad, hay una tercera clase, la que corresponde a los metaloides o semimetales, con propiedades intermedias a los dos anteriores.

Los metales, son los más numerosos (aproximadamente el 75%) y se sitúan, esencialmente, a la izquierda y centro de la tabla periódica. Se caracterizan por ser sólidos -con la excepción del mercurio- de apariencia brillante y de color gris plateado, en mayor o menor medida, con las excepciones del cesio, cobre y oro (y quizás bismuto que es bastante blanco). Todos los metales, poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico.

Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad. El elemento que mejor conduce la corriente eléctrica es la plata, seguido del cobre y el oro. Sin embargo, para ese fin, se utiliza el cobre, por ser más barato o el oro, porque no se oxida como la plata. Igualmente, los mejores conductores térmicos son plata, cobre y oro, aunque se suele utilizar el aluminio como disipador térmico, por ser más eficaz.

Los no metales se encuentran hacia la derecha de la tabla periódica. Pueden ser sólidos, líquidos o gases, constituyendo, esencialmente, moléculas discretas diatómicas y poliatómicas o redes, con la conocida excepción de los gases nobles. Naturalmente que hay excepciones, por ejemplo, el yodo, un no metal, tiene aspecto metálico o el carbono grafito que es conductor de la electricidad, mientras que el diamante lo es del calor. Además, se consideran metaloides a: boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y livermorio.

Los elementos naturales son los que se encuentran en la naturaleza y tienen, al menos, un isótopo natural, estable o radiactivo. Los artificiales, son los creados por el hombre y todos sus isótopos son sintéticos. Así, se consideran naturales a 90 elementos: desde el hidrógeno (Z=1) al uranio (Z=92), con las excepciones de tecnecio (Z=43) y prometio (Z=61), que son artificiales.

Los elementos sintetizados por el hombre son hasta ahora, veintiocho: Tc, Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt, Ds, Rg, Cn, Nh, Fl, Mc, Lv, Ts, Og, Pm, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No y Lr, es decir todos los transuránicos (Z=93 a 118), y tecnecio (Z=43) y prometio (Z=61). Desde el uranio, ya no hay ningún elemento natural.

La Tierra recibió 83 elementos naturales fabricados en las estrellas, pero también lo son los que se producen naturalmente en nuestro planeta, aunque no nos llegasen en su constitución. Éstos, son los elementos radiactivos: Po, At, Rn, Fr, Ra, Ac y Pa, que se forman naturalmente en minerales de uranio. Todos ellos a niveles de trazas. En total: 90.

Los elementos radiactivos, son los que no tienen ningún isótopo estable. Todos los elementos de la tabla periódica, desde el hidrogeno (Z=1) al plomo (Z=82), con excepción del tecnecio (Z=43) y prometio (Z=61), son estables, es decir, tienen un único isótopo natural estable o, generalmente, predominan éstos; los demás, son radiactivos inestables. Entre los elementos radiactivos, son naturales: Bi, Po, At, Rn, Fr, Ra, Ac, Th, Pa y U; el resto son artificiales. Los elementos radiactivos son inestables.

La palabra isótopo, que proviene del griego, significa “en el mismo sitio” y es porque los isótopos –que tienen el mismo número de protones en el núcleo- ocupan el mismo lugar en la tabla periódica. Pueden ser naturales o sintéticos.

Las alotropías son distintas formas en las que puede presentarse un determinado elemento, lo que supone tener diferentes modificaciones estructurales que den lugar a propiedades físicas y comportamientos químicos distintos en cada una de ellas. El elemento con más estados alotrópicos es el azufre.

La diferencia esencial entre isótopo y alotropía es que, en el primero, es el mismo elemento con distinta masa (en número de neutrones), mientras que en la alotropía, el elemento tiene la misma masa, pero distinta estructura. No hay que confundir la alotropía, que se refiere a un elemento, con el polimorfismo, que se da en materiales sólidos.

Los valores de las propiedades de los elementos que tienen alotropías, se refieren siempre a la forma más estable. Esto hay que tenerlo muy en cuenta, puesto que pueden variar significativamente. Por ejemplo, la dureza del carbono es de solo 0,5 en la escala de Mohs, lo que puede extrañar, ya que el diamante tiene la mayor dureza (10) en esa escala, pero es que la forma más estable del carbono es el grafito y a ella se refiere la dureza, como el resto de sus propiedades.

Hay ciertas propiedades, denominadas periódicas, cuyos valores crecen o decrecen gradualmente dependiendo del grupo o periodo o, presentan patrones claros. Se consideran propiedades periódicas a: radio atómico, electronegatividad, energía de ionización y afinidad electrónica. También, se pueden introducir el punto de fusión y el de ebullición, calor específico e incluso el carácter metálico-no metálico.

La medida del radio atómico no es tarea fácil debido a que, como sabemos, el átomo no tiene límite y aunque a distancias lejanas al núcleo la probabilidad de encontrar al electrón se acerque a cero, nunca lo es, por lo que hay varias formas de determinarlo. En esta obra, los valores mostrados de los radios atómicos están tomados considerando la distancia promedio calculada desde el núcleo al electrón más alejado de aquél.

El radio covalente, por su parte, es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente sencillo, mientras que el radio iónico es la distancia internuclear entre dos iones unidos por enlace iónico, repartiendo la distancia entre catión y anión.

La unidad internacional de medida del radio es el nm (nanómetro) o el pm (picómetro), con una relación: 1 nm= 1.000 pm= 10^-9 m.

El radio atómico varía en la tabla periódica aumentando de derecha a izquierda y de arriba abajo, por lo que el elemento de mayor radio es el francio (270 pm) que es radiactivo y de los estables (no radiactivos), el cesio (260 pm). Al contrario, el de menor radio conocido es el del hidrógeno (25 pm), seguido del helio (31 pm). Este hecho, tiene mucha influencia en algunas propiedades. Por ejemplo, en el caso del flúor, su pequeño tamaño (50 pm), logra que el átomo central pueda actuar en su máximo estado de oxidación, ya que el impedimento estérico es menor, lo que es más complicado en el resto de los halógenos.

La electronegatividad define la capacidad de un átomo para competir con otro por los electrones de un enlace químico. El más electronegativo, atrae los electrones hacia sí, creando una carga parcial negativa, mientras que en el otro átomo se constituye una carga parcial positiva. Así, podemos representar zonas de carga positiva y negativa en una molécula, mediante los programas informáticos adecuados, en el denominado mapa de potencial electrostático para estudiar las posibles interacciones por carga contraria entre diferentes moléculas.

Mapa del potencial electrostático de: A) NH₃; el nitrógeno más electronegativo que el hidrógeno atrae hacia sí los electrones de los enlaces, lo que sumado al par de electrones sin compartir que posee, crea una zona fuertemente negativa (en rojo) sobre él, con una zona de carga parcial positiva sobre los hidrógenos. El resultado, es que al nitrógeno puede unirse un átomo cargado positivamente, por ejemplo, el H⁺, para formar el NH₄⁺. B) NF₃: ocurre lo contrario, ahora es el flúor el que atrae a los electrones de los enlaces con los nitrógenos. Sin embargo, la diferencia de electronegatividad entre F (3,98) y N (3,04) es menor que entre el N (3,04) y el H (2,2), lo que provoca una casi homogénea distribución de la carga, que será débilmente negativa (colores verdes). Debido a ello, la molécula de NH₃ es muy polar (1,46 D), mientras que la de NF₃, lo es muy débilmente (0,1 D).

El símbolo de la electronegatividad es χ. No tiene dimensiones. Varía en la tabla periódica aumentando de izquierda a derecha y de abajo arriba (excluyendo a los gases nobles), pero en algunos grupos hay desviaciones en el patrón, sobre todo por la presencia de metaloides en el grupo considerado.

Hay diferentes escalas, pero en esta obra utilizaremos la de Pauling, en la que se atribuye el valor 3,98 al flúor que es el más electronegativo y, por tanto, siempre atrae hacia sí a los electrones del enlace. La menor electronegatividad corresponde al francio (0,7).

La energía de ionización es la que hay que suministrar a un átomo neutro, en estado gaseoso, para quitarle un electrón de su capa de valencia, transformándolo en un catión. Hay dos factores que influyen, principalmente, sobre la energía de ionización. Por una parte, será tanto mayor cuanto más atraído esté el electrón por el núcleo. Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia (octeto), acercarse al octeto disminuirá la energía de ionización y, al contrario, distanciarse de él, la aumentará. Además, depende del radio atómico.

En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, por lo que resulta el de mayor valor, de los conocidos, el helio y el de menor, el cesio. Se representa por I y su unidad es el kJ/mol. Los valores que se dan habitualmente en las tablas hacen referencia solo a la energía necesaria para arrancar un primer electrón (I_1ª).

 Por ejemplo, en el litio, por pérdida de 1e^- alcanzaría la configuración 1s² muy estable del catión Li⁺ y, para ello, tendríamos que aportar una energía de ionización de tan solo 520,2 kJ/mol. Pero, para constituir un catión estable de oxígeno (2s²2p⁴), necesitaríamos arrancar no uno, sino hasta cuatro electrones, para conseguir una situación similar (O⁴⁺, que sería 2s²). Entonces, no solo necesitamos la energía para quitar un electrón, que es ya de por sí alta (I_1ª: 1.313,9 kJ/mol), sino también la suficiente para arrancar un segundo (I_2ª: 3.388,3 kJ/mol), un tercero (I_3ª: 5.300,8 kJ/mol) y hasta un cuarto electrón (I_41ª: 7.469,2 kJ/mol) y, como son acumulativas, se requeriría un total de 17.472,2 kJ/mol, lo que no es asumible. Por ello, al oxígeno le resulta más fácil adquirir dos electrones, a pesar de la repulsión interelectrónica, que perder cuatro para alcanzar el octeto.

Por su parte, la afinidad electrónica es la energía intercambiada cuando un átomo neutro gaseoso y en su estado fundamental, capta un electrón y se transforma en un anión monovalente. Si la energía es absorbida por el átomo, la afinidad tendrá valor positivo y, por tanto, hay que aportarla, pero si es liberada tendrá valor negativo, tal y como sucede en la mayoría de los elementos químicos (salvo para lantanoides, gases nobles, nitrógeno, elementos del grupo 12 y alcalinotérreos). Así que, en general, cuanto mayor sea el valor negativo de la afinidad electrónica, la tendencia a formar el anión será mayor, mientras que los valores positivos, indican que no se constituirá el anión del elemento.

La afinidad electrónica, tiene la misma unidad que la energía de ionización, el kJ/mol y se representa por AE. En principio, varía en la tabla periódica de la misma manera que la energía de ionización, aumentando de izquierda a derecha y de abajo arriba, aunque de forma desordenada con ciertos patrones. También, como en el caso de la energía de ionización, se tiende a constituir, en la medida de lo posible, el octeto.

El cloro resulta ser el elemento con mayor valor negativo de AE (-349 kJ/mol), por tanto, es el que tiene mayor facilidad para adquirir un electrón adicional, mientras que el lutecio (+50 kJ/mol) es el que menos (junto a los elementos del 58 al 70).

La electronegatividad, energía de ionización y afinidad electrónica, están íntimamente relacionadas por la ecuación: χ =(I+AE)/2.

            La densidad es una magnitud referida a la masa en una cantidad de volumen:

La unidad de medida es el g/cm³, aunque para los gases se suele expresar en g/L. La densidad de una sustancia es independiente de la cantidad de materia observada, al contario de la masa y el volumen. Opuestamente, es dependiente de la temperatura y del estado físico de agregación. Normalmente, los gases y el estado gaseoso de una determinada sustancia son menos densos que el líquido y, éste, a su vez, que el sólido. Por ello, es que el sólido se hunde en su fundido, con solo las excepciones de bismuto, galio, antimonio y silicio, además de agua líquida y ácido acético, cuyos sólidos flotan.

La masa atómica, que es casi igual a la suma de protones y neutrones, es la masa ponderada de los isótopos de cada elemento. Así que, salvo con alguna excepción, la masa atómica aumenta linealmente con el aumento del número atómico. A los elementos de menor masa les denominamos ligeros y a los de mayor, pesados. Su unidad, es la denominada unidad de masa unificada y se representa por u.

El volumen atómico, que es el volumen que ocupa 1 mol de átomos de un elemento, resulta mayor en los elementos del bloque s, después vienen los no metales y, por último, los metales de transición. Es directamente proporcional a la masa e inversamente a la densidad. Se suele medir en cm³/mol. En general, aumenta con el número atómico en cada grupo y disminuye hacia la derecha de la tabla periódica.

La densidad, es directamente proporcional a la masa atómica e inversamente al radio atómico (m/4,1875r³). Por tanto, la densidad debería aumentar conforme descendemos en el grupo, ya que la masa atómica lo hace así, pero también lo hace el radio atómico, por lo que es un factor inverso, siendo esta última variación casi lineal.

El elemento de menor densidad conocida es el hidrógeno y el más denso el osmio. El hidrógeno, también tiene la menor masa, pero el osmio no es el más pesado (más masa) de los elementos, de hecho, solo ocupa el lugar 76 de 118.

Las densidades de los sólidos están comprendidas, aproximadamente, entre 0,2-20 g/cm³, las de los líquidos entre 0,5-4 g/cm³ y las de los gases son muy pequeñas, y por eso se expresan en g/L.