Download Deber Quimica #2 Tabla periodica de los

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA INDOAMERICA.
Nombre:
Mendoza Franco John Alberto
Quiloango Andres
Módulo:
Química
Fecha:
21-03-2015
Consulta:
Tabla Periodica, Ubicación de los elementos, configuración
Electrónica, Estados de oxidación, ejercicios de aplicación.
Semestre:
Tercero de Ingeniería industrial.
TABLA PERIODICA
Historia
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios
aspectos del desarrollo de la química y la física:
•
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
•
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
•
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y,
posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
•
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número
atómico) y las propiedades periódicas de los elementos y el surgimiento de
nuevos elementos
Descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb)
y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer
descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el
alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P).5 En el siglo XVIII se
conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales
fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O),
hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva
concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa
lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo
XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo
al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–
térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se
conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la
invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de
ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs,
del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde),rubidio (Rb, rojo),
etc
Noción de elemento y propiedades periódicas.
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla
periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos
individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento
químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo
un mayor conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo
muchos elementos nuevos.
Los pesos atómicos.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de
entender la composición química, que aparece claramente expuesto por
Lavoisier en su obra Tratado elemental de química. Todo ello condujo a
diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento
eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlas.
El descubrimiento de gran cantidad de elementos nuevos, así como el estudio
de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo
que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban
las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como
se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia
la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y
refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema
de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió
de la suposición de que el agua era uncompuesto binario, formado por un
átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar
este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a
priori.
Dalton sabía que una parte de hidrógeno se combinaba con siete partes (ocho,
afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la
combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se
combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos
átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la
primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba
Dalton), que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años
posteriores. Las inexactitudes antes mencionadas dieron lugar a toda una serie
de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que
solo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, en el congreso de
Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine
Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no
metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctica y todavía
funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había
muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades
análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán
Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto
el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres
elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente
(1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba
la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y
potasio).
A estos grupos de tres elementos se los denominó tríadas y hacia 1850 ya se
habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los
elementos químicos.
Tríadas de Döbereiner
Litio
Sodio
Potasio
LiCl
LiOH
NaCl
NaOH
KCl
KOH
Calcio
Estroncio
Bario
CaCl2
CaSO4
SrCl2
SrSO4
BaCl2
BaSO4
Azufre
Selenio
Telurio
H2S
SO2
H2Se
SeO2
H2Te
TeO2
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y
de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía
entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner
explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos
extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo,
para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36,
80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es
aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el
elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que
concuerde un aparente ordenamiento de tríadas
Ley de las octavas de Newlands
Artículo principal: John Alexander Reina Newlands
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal
College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al
ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos
(prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro
tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados
gases nobles no habían sido aún descubiertos.
Ley de las octavas de Newlands
1
2
3
4
5
6
7
Li
Be
B
C
N
O
F
6,9
9,0
10,8
12,0
14,0
16,0
19,0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
23,0
24,3
27,0
28,1
31,0
32,1
35,5
K
Ca
39,0
40,0
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas
propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio
a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue
apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que
23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a
Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
Tabla periódica de Mendeléyev
Artículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla
Periódica en Alemania. Un año después lo hizoJulius Lothar Meyer, que basó su
clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función
de lamasa atómica de los elementos.6 Por ésta fecha ya eran conocidos 63
elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a
cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
•
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
•
Los agruparon en filas o periodos de distinta longitud.
•
Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades químicas
similares, como la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para
elementos por descubrir.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al
principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva
Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada
una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de
cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de
elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo
descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades
de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado
debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc);
y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón
en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma
predominantemente artificial.
Estructura y organización de la tabla periódica.
La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos
conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo
en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados
en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales
llamadas grupos o familias.7
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad
electrónica y la electronegatividad.
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o
familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son
grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos
correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se
ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia
atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello,
tienen propiedades similares entre sí.
La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los
elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la
misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que
las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los
electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un
mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica
ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese
electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último
grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel
de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y
son también llamados gases inertes.
Períodos
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
7s
5f
6d
7p
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de
niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada
nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número
atómico se van llenando en este orden:
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración
electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electronessituados en niveles
más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que
éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa
atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al
contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa
similar, pero propiedades químicas diferentes.
Bloques
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el
orbital que estén ocupando loselectrones más externos, de acuerdo al principio
de Aufbau.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al
orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros
orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa
con el orden alfabético para nombrarlos.
Elementos
Gases
Element
Símbol
Grup
Períod
Átom
Mas
Protone
Neutrone
Electrone
o
o
o
o
o
a
s
s
s
Hidrógen
o
H
Nitrógeno N
1
1
1
1
1
0
1
15
2
7
14
7
7
7
Oxígeno
O
16
2
8
16
8
8
8
Flúor
F
17
2
9
19
9
10
9
Cloro
Cl
17
3
17
36
17
19
17
Helio
He
18
1
2
4
2
2
2
Neón
Ne
18
2
10
20
10
10
10
Argón
Ar
18
3
18
40
18
22
18
Kriptón
Kr
18
4
36
84
36
48
36
Xenón
Xe
18
5
54
131
54
77
54
Radón
Rn
18
6
86
222
86
136
86
Element
Símbol
Grup
Períod
Átom
Mas
Protone
Neutrone
Electrone
o
o
o
o
o
a
s
s
s
Líquidos
Cesio
Cs
1
6
55
133
55
78
55
Francio
Fr
1
7
87
223
87
136
87
Mercurio
Hg
12
6
80
201
80
121
80
Galio
Ga
13
4
31
70
31
39
31
Bromo
Br
17
4
35
80
35
45
35
Preparados de transición
Elemento
Rutherfordi
Símbol
Grup
Períod
Átom
Mas
Protone
Neutrone
Electrone
o
o
o
o
a
s
s
s
Rf
4
7
104
261
104
157
104
Dubnio
Db
5
7
105
262
105
157
105
Seaborgio
Sg
6
7
106
263
106
157
106
Tecnecio
Tc
7
5
43
99
43
56
43
Bohrio
Bh
7
7
107
262
107
155
107
Hassio
Hs
8
7
108
265
108
157
108
Meitnerio
Mt
9
7
109
266
109
157
109
o
Darmstadti
Ds
10
7
110
271
110
161
110
Roentgenio Rg
11
7
111
272
111
161
111
Copernicio
Cn
12
7
112
272
112
160
112
Ununtrio
Uut
13
7
113
283
113
170
113
Uuq
14
7
114
285
114
171
114
Ununpentio Uup
15
7
115
288
115
173
115
Ununhexio
Uuh
16
7
116
289
116
173
116
Ununseptio Uus
17
7
117
291
117
174
117
Ununoctio
18
7
118
293
118
175
118
o
Ununcuadi
o
Uuo
Preparados lantánidos y actínidos
Elemento
Símbolo
Período
Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Prometio
Pm
Lantánido 61
147
61
86
61
Neptunio
Np
Actínido
237
93
144
93
93
Plutonio
Pu
Actínido
94
244
94
150
94
Americio
Am
Actínido
95
243
95
148
95
Curio
Cm
Actínido
96
247
96
151
96
Berkelio
Bk
Actínido
97
247
97
150
97
Californio
Cf
Actínido
98
251
98
153
98
Einstenio
Es
Actínido
99
252
99
153
99
Fermio
Fm
Actínido
100
257
100
157
100
Mendelevio Md
Actínido
101
258
101
157
101
Nobelio
No
Actínido
102
259
102
157
102
Laurencio
Lr
Actínido
103
262
103
159
103
Períod
Átom
Mas
Protone
Neutron
Electron
o
o
a
s
es
es
Sólidos alcalinos y alcalinotérreo
Element
Símbol
o
o
Litio
Li
Grupo
Alcalino
2
3
7
3
4
3
Sodio
Na
Alcalino
3
11
23
11
12
11
Potasio
K
Alcalino
4
19
39
19
20
19
Rubidio
Rb
Alcalino
5
37
86
37
49
37
Berilio
Be
2
4
9
4
5
4
3
12
24
12
12
12
4
20
40
20
20
20
5
38
88
38
50
38
6
56
137
56
81
56
7
88
226
88
138
88
Magnesi
o
Calcio
Estronci
o
Mg
Ca
Sr
Bario
Ba
Radio
Ra
Alcalinotérr
eo
Alcalinotérr
eo
Alcalinotérr
eo
Alcalinotérr
eo
Alcalinotérr
eo
Alcalinotérr
eo
Sólidos de la familia del escandio, titanio, vanadio y cobre.
Element
Símbol
o
o
Escandio Sc
Familia
Escandi
o
Escandi
Períod
Átom
Mas
Protone
Neutrone
Electrone
o
o
a
s
s
s
4
21
45
21
24
21
5
39
89
39
50
39
6
57
139
57
82
57
7
89
227
89
138
89
Itrio
Y
Lantano
La
Actinio
Ac
Titanio
Ti
Titanio
4
22
48
22
26
22
Circonio
Zr
Titanio
5
40
91
40
51
40
Hafnio
Hf
Titanio
6
72
179
72
105
72
Vanadio
V
Vanadio
4
23
50
23
27
23
Niobio
Nb
Vanadio
5
41
93
41
52
41
Tantalio
Ta
Vanadio
6
73
181
73
108
73
o
Escandi
o
Escandi
o
Cobre
Cu
Cobre
4
29
64
29
35
29
Plata
Ag
Cobre
5
47
107
47
61
47
Oro
Au
Cobre
6
79
196
79
118
79
Configuración electrónica
En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los
electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el
modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se
expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 La configuración
electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación
química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.
Introducción
La disposición de los electrones en los átomos está sujeta a las reglas de la
mecánica cuántica. En particular la configuración electrónica viene dada por
una combinación de estados cuánticos que son solución de la ecuación de
Schrödinger para dicho átomo.
Una de las restricciones de la mecánica cuántica no explícitamente contenida
en la ecuación de Schrödinger es que cualquier conjunto de electrones en un
mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli por ser
fermiones (partículas de espín semientero). Dicho principio implica que la
función de onda total que describe dicho conjunto de electrones debe ser
antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es
ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico
diferente.
Notación
Artículo principal: Orbital atómico
Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones
electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la
definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f)
indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de
orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno
tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración
electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno
en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se
escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para elfósforo
(número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo
que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras
subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere
del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa.
Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del
neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la
mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen
determinadas por las capas más externas.
Origen histórico
Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las
propiedades de los elementos se podía explicar mediante la estructura
electrónica del átomo.5 Su propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr
para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a
distancias fijas al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen
extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en
vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría
de Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice
correctamente la estructura de capas del azufre como 2.8.6.6 Sin embargo, ni
el sistema de Bohr ni el de Stoner podían describir correctamente los cambios
del espectro atómico en un campo magnético(efecto Zeeman).
Distribución electrónica
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo.
La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de
Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
s
p
d
f
n=1
1s
n=2
2s
2p
n=3
3s
3p
3d
n=4
4s
4p
4d
4f
n=5
5s
5p
5d
5f
n=6
6s
6p
6d
n=7
7s
7p
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma
diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Estado de oxidación
En química, el estado de oxidación es indicador del grado de oxidación de un
átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Formalmente,
es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces a
elemento distintos fueran 100%iónicos. El EO es representado por números, los
cuales pueden ser positivos, negativos o cero. En algunos casos, el estado de
oxidación promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para el
hierro en la magnetita (Fe3O4). El mayor EO conocido es +8 para los tetroxidos
de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos complejos de plutonios,
mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del
carbono (grupo IV A).
La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más
electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones),
otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. Este es el
mecanismo básico que promueve las reacciones de óxido-reducción o redox
Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración
electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables
eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho
electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este
tiende a tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración
electrónica que la del helio.
Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla
del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro
lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que
el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de
oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden
unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones
entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo
electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones
(formando compuestos de iones).
Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo
de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:
•
Metales
•
No metales
•
Gases nobles
Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean
sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A
estos elementos se les denomina metaloides.
Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman
compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos
no metálicos y semimetálicos, en cambio, pueden tener estado de oxidación
positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo
Reglas para asignar estados de oxidación
1.
El estado de oxidación de todos los elementos en estado libre (no
combinados con otros) es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
2.
El estado de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos,
en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2).
3.
El estado de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los
que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF2, donde es de +2.
4.
El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es
positivo.
5.
En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna
al átomo más electronegativo y todos los demas son positivos.
6.
La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un
compuesto es cero.
7.
La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un
ion poliatómico es igual a la carga del ion.1
Ejemplos
Cloruro de sodio
2Na0 + Cl02 → 2Na+1 + 2Cl-1
Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes
en forma diatómica.
El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El
número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que
están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio
combinado es +1, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro
combinado es -1, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.
Oxido de aluminio
Al0 + O02 → Al3+ + 2O2−
El oxígeno 100.40 está presente en forma diatómica (gas).
El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio
(Al2O3). El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero),
ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio
combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del
oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.
Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un
problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres
electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se
concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxígeno, por lo que
se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones
transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.
La ecuación balanceada queda así:
4Al0 + 3O02 → 4Al3+ + 6O2− → 2Al3+ + 3O2−
Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los
electrones excedentes. Los elementos de un elemento libre o en estado basal
tienen un número de oxidación igual a 0.
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