1. INTRODUCCIÓN
El conocimiento y aislamiento de los elementos en estado puro ha sido un proceso que ha durado muchos siglos. Los alquimistas conocían ya un buen número de elementos: oro, plata, cobre, mercurio, hierro, azufre, etcétera. A medida que se fue ampliando el número de elementos químicos conocidos, se observaron analogías entre las propiedades de algunos de ellos, y se clasificaron en función de las mismas. La clasificación de los elementos en grupos con ciertas propiedades comunes, ha facilitado en gran medida el conocimiento y el estudio de la Química.
En el presente capítulo empezaremos estudiando las primeras clasificaciones de los elementos hasta llegar a la clasificación que actualmente se utiliza y podemos encontrar en la tabla periódica de los elementos. También estudiaremos las propiedades que poseen los diferentes elementos del Sistema Periódico, y finalizaremos estudiando los diferentes tipos de enlaces que pueden formar los elementos.
2. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. EL SISTEMA PERIÓDICO
Las sustancias químicas pueden clasificarse en función a su capacidad de separarse en elementos. En función de este criterio podemos dividirlos en:
– Compuestos químicos: sustancias puras que aún pueden descomponerse en otras sustancias más elementales, aunque no por procedimientos físicos, sino químicos o electrolíticos.
– Elementos químicos: sustancias más elementales que existen. No es posible descomponerlas en otras más simples mediante ningún procedimiento.
La teoría química es la ley que estudia los elementos químicos. Las propiedades de estos no son arbitrarias, dependen de la estructura del átomo y varían de manera sistemática con el número atómico. Ley periódica clasifica a los elementos basándose en el número atómico creciente. A esta clasificación se le llamó tabla periódica o sistema periódico de los elementos.
2.1.Orígenes y evolución de la tabla periódica
Cuenta con 200 años de historia. En 1829, Döbereiner hizo la primera clasificación de los elementos químicos conocidos, los agrupó por triadas, que eran conjuntos de tres elementos de propiedades muy semejantes y cuyas masas atómicas variaban de manera regular. Posteriormente fue Kremer quien sugirió que los elementos podían pertenecer a dos tríadas perpendiculares. Chancourtois los alineó verticalmente ordenándolos según su peso atómico. Newlands propuso la ley de los octavos, ya que observó que al ordenar los elementos de forma creciente según pesos atómicos, cada uno de ellos presentaba propiedades similares a los de la lista de ocho puestos antes.
La tabla periódica que hoy conocemos se fecha en febrero de 1869 cuando Mendeleiev terminó la primera de sus numerosas tablas, que constaba de 63 elementos ordenados por su peso atómico creciente. A medida que se fueron descubriendo nuevos elementos se fueron incorporando nuevas columnas hasta configurar la tabla que hoy en día conocemos. También se utilizó en vez del peso atómico, el número atómico para ordenar los elementos. Posteriormente nuevas estructuras se le han ido añadiendo como las líneas piramidales para separar diferentes tipos de elementos.
2.2. Fundamento de la tabla periódica
El fundamento para la clasificación de los elementos de la tabla periódica lo establece la configuración electrónica de cada elemento. Se rige por el principio de Aufbau. Los elementos se sitúan en orden creciente según su número atómico Z, que es siempre entero.
La tabla periódica está dividida en columnas verticales denominadas grupos y en filas horizontales denominados periodos y agrupan al conjunto de elementos que posee el mismo número cuántico principal externo.
Dentro de cada periodo los elementos se disponen uno a continuación del otro, de tal manera que coincidan en la misma columna los que posean la misma configuración electrónica externa.
2.3.Limitaciones de la tabla periódica
– El H no tiene sitio lógico en ningún grupo por analogía de propiedades
– Los elementos de número atómicos 58 a 71 y 90 a 103, lantanoides y actinoides, no tienen sitios, a no ser que construyamos un sistema periódico larguísimo con períodos de 32 elementos.
– La propiedad periódica de la configuración electrónica presenta muchas excepciones.
2.4. Tipos de elementos en la tabla periódica
No se clasifican solo por su número atómicos, sino también por otras propiedades. Metales y no metales ambos tipos de elementos se encuentran separados por una línea quebrada diagonal que va desde el B al At.
No hay que olvidar que en la naturaleza no existen cambios bruscos sino que las propiedades metálicas de los elementos se manifiestan tanto más intensamente cuanto más a la izquierda de la tabla se encuentran, y las no metálicas hacia la derecha. Los elementos cerca de la diagonal tienen tanto de metálicos como de no metálicos, llamados semimetales.
Una segunda clasificación reúne a los grupos o familias de la tabla identificándolos mediante un número natural. Algunos de estos números tienen nombres especiales:
– Elementos representativos: los elementos del grupo I A, a excepción del hidrógeno, metales alcalinos, los del grupo II A metales alcalinotérreos. Los del III B, metales térreos, grupo VI B, anfígenos, VA, VIA, grupo VII A, halógenos. grupo O reciben el nombre de gases nobles.
– elementos de transición: los del grupo III A, IV A, V A, VI A, VII B, V III, I B y II B,
– elementos de transición interna: lantánidos y actínidos
Además de esta clasificación se puede separar, en bloques de elementos teniendo en cuenta las configuraciones electrónicas.
Los de la s y p son los denominados elementos representativos, antes mencionados, los del bloque d son los de transición y los f corresponden a lantánidos y actínidos.
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS
– Radios atómicos: La nube electrónica de un átomo, no posee un límite definido, por lo que se hace difícil conocer con exactitud el valor del radio atómico de un elemento. El método más efectivo consiste en medir la distancia internuclear entre dos elementos que forman un enlace covalente sencillo en estado gaseoso, la mitad de esta distancia es el radio efectivo del átomo. En el caso de los metales, al no resultar fácil llevarlos al estado de vapor, la distancia internuclear se determina directamente por el mismo procedimiento, a partir de un cristal metálico. Dentro de cada grupo el radio atómico aumenta a medida que aumenta Z. dentro de cada periodo el radio atómico disminuye a medida que aumenta el número atómico. N en cada periodo permanece cte. Los electrones serán más fuertemente atraídos, con lo cual el radio será menor.
– Radio iónico: radio iónico es la distancia que existe entre el núcleo del átomo y la capa de valencia. En cualquier secuencia isoelectrónica, el radio iónico disminuye a medida que aumenta el número atómico. En una familia o grupo dado el radio iónico aumenta a medida que lo hace Z para iones de la misma carga.
– Energía de ionización: energía mínima requerida para separar un átomo gaseoso en el estado fundamental el electrón más débilmente unido al núcleo. La energía es aquella con que el núcleo atrae a ese electrón. No solo depende de la posición en la tabla periódica, sino también de otros factores:
o Z
o El grado de penetración de este electrón a las capas cuánticas de menos energía
o El grado de apantallamiento de este electrón por los electrones internos
o El origen del electrón que va a ser ionizado
Teniendo en cuenta estos factores, dentro de cada periodo la primera energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, pero se presentan numerosas irregularidades. Sin embargo en el grupo la primera energía de ionización decrece al aumentar el tamaño de los átomos.
– Afinidad electrónica: energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón y se transforma en un ión mononegativo gaseoso. Existen afinidades electrónicas negativas en que la especie en cuestión no desea otro electrón y debe ser forzada para aceptarlo y afinidades electrónicas positivas, que indican que la especie capta fácilmente un electrón. Aumenta en un periodo hacia la derecha y en un grupo hacia arriba.
– Electronegatividad: tendencia relativa que muestra un átomo a atraer hacia sí electrones compartidos en un enlace covalente. En un grupo disminuye cuando bajamos y en un periodo aumenta hacia la derecha.
– Densidad: aumenta de arriba abajo en los grupos. Los valores máximos están en el centro.
– Punto de fusión y ebullición: valores máximos para los elementos centrales de los periodos, disminuyendo en los extremos.
– Volumen atómico: se halla dividiendo la masa atómica por la densidad. El volumen máximo corresponde a los metales alcalinos, y el mínimo a los elementos centrales de la tabla. Aumenta al bajar en el grupo y a lo largo de un periodo el volumen disminuye.
4. EL ENLACE QUÍMICO
Los átomos pueden interactuar entre sí para formar enlaces. Pauling definió el enlace químicos entre dos átomos como las fuerzas de unión entre ellos, de una magnitud tal que conduzcan a la formación de un agregado de estabilidad suficiente que garantice su consideración como una especie molecular independiente.
4.1.El enlace covalente
Compartición de electrones entre dos átomos, circunstancia que rebaja la energía del sistema y hace que este sea más estable con los átomos unidos que separados. En el enlace covalente, el par electrónico puede estar formado por la compartición de un electrón proveniente de cada uno de los átomos enlazados, aunque otras veces pueden compartir más de un electrón formando un enlace covalente múltiple o en otras ocasiones puede producirse la distribución asimétrica de los electrones de enlace respecto a los núcleos, quedando los electrones de enlace desplazados hacia el átomo más electronegativo, así se forma un enlace covalente polar y la molécula se la denomina dipolo eléctrico, lo cual proporciona una gran importancia en la aparición de las propiedades del agua. Por otro lado los electrones también pueden pertenecer a uno solo de los átomos que intervienen en el enlace, así a estos tipos de enlaces se les denomina enlaces coordinado o dativos.
– Teoría de Lewis: uno de los primeros conceptos que se encuentran el describir la estructura electrónica de las moléculas es la del par de electrones compartidos, que definen la existencia de un enlace entre dos átomos. Este concepto del apareamiento perfecto de electrones fue propuesto por Lewis como consecuencia de la tendencia de los átomos a poseer 8 electrones en la capa de valencia. Esta regla del octeto establece que los átomos ganan, pierden o comparten electrones hasta que completan ocho electrones en su capa de valencia o capa más externa. En el caso del H por ejemplo la última capa solo puede tener dos electrones. esta configuración parece ser de gran estabilidad, lo que equivale a una energía muy baja. La gran estabilidad de los gases inertes parece así confirmarlo. El diseño de estructuras de Lewis para moléculas sencillas no es difícil y puede resumirse de la siguiente manera:
o Determinar adecuadamente la disposición atómica en la molécula de modo que se sepa que átomos están enlazados. Escribir el símbolo de cada a ´tomo
o Calcular el número de enlaces
o Asignar los enlaces entre los diferentes átomos enlazados.
o Repartir el resto de los electrones disponibles entre todos los átomos en forma de pares solitarios o no enlazantes, de manera que cada átomo quede rodeado de 4 pares bien en forma de pares de enlace o de pares solitarios.
Excepciones en la teoría de Lewis:
o Be y B son deficientes en electrones
o En muchos compuestos covalentes de elementos no metálicos de los periodos tercer en adelante, el átomo central comparte más de ocho electrones.
o Compuestos de elementos de transición
o Especies con un número impar de electrones-
Limitaciones en la teoría de Lewis
o Existen numerosas excepciones a la regla del octeto
o No explica la geometría de las moléculas
o Tampoco aporta nada respecto a la estabilidad de las moléculas
o No explica el comportamiento magnético de muchas moléculas
– Método del enlace de valencia de Heitler y London, que fue modificada por Pauling y Slater posteriormente. Se parte de considerar a los átomos que van a formar el enlace como separados por una distancia infinita y se va estudiando la energía del sistema a medida que se van acercando. La condición para formar un enlace estable viene dada por el hecho de que a una determinada distancia internuclear la energía del sistema alcance un mínimo, menor la energía de los átomos aislados. De acuerdo con esta teoría la valencia de un elemento, coincide con el número de electrones desapareados que posee. Un elemento podrá actuar con tantas valencias distintas como número distintos de electrones desapareados tenga en el estado fundamental o que puedan desaparearse sin que sea necesaria para ello una energía muy alta. Si al aproximar dos átomos observamos que aumenta la fuerza de repulsión que existe entre sus cortezas, no se formará enlace, porque no existe una distancia que estabilice el sistema. Si por el contrario, al aproximar dos átomos, la energía del sistema disminuye, se formará un enlace, en principio predominan las interacciones atractivas y existe una distancias para la que la energía del sistema es mínima y posibilita el enlace, a partir de esa distancia, que se denomina distancia de enlace, predominan las fuerzas de repulsión y la energía del sistema vuelve a aumentar.
4.2. El enlace iónico
Una capa externa de ocho electrones debía de ser muy estable como ocurre en los gases nobles. La idea de que los electrones de los átomos pueden ser transferidos de unos a otros hasta que ambos adquieren configuración de gas noble, fue sugerida por Thomson y desarrollada por Kossel en una idea muy simplista del enlace iónico.
El enlace iónico se verifica mediante la transferencia, parcial o completa, de los electrones de valencia de un átomo a otro, siendo dichas partículas de electronegatividad muy diferentes. El átomo de electronegatividad baja cede uno o varios electrones al de electronegatividad alta y de esta forma se constituyen los iones de cada uno de los elementos: el catión, ión de carga positiva, y el anión, ión de carga negativa, quedan unidos entre sí debido a fuerzas de atracción electrostática.
Un cristal iónico ideal consiste simplemente en un conjunto de iones positivos y negativos regularmente espaciados, interaccionando electrostáticamente, donde los iones llevan cargas que son múltiplos sencillos de la carga del electrón, estando la carga del ión distribuida esféricamente.
La estabilidad del cristal es consecuencia del balance energético entre tres contribuciones: la energía de ionización del elemento que va a dar lugar al catión, la afinidad electrónica del que va a originar el anión y le energía reticular, que se define como la energía que se desprende cuando el número apropiado de cada una de las especies iónicas gaseosas que se requieren, se condensan para formar un mol de la sustancia cristalina. En general un gran valor negativo de la energía reticular indica una estabilidad considerable del cristal. En los sistemas biológicos son muy importantes las sales minerales formadas por elementos electronegativos junto a los elementos electropositivos que pueden formar moléculas unidas mediante enlace iónico, encontrándose como sales en disolución o bien como sales precipitadas en forma sólida. Entre ellos tenernos:
– Aniones con importancia biológica: cloruros, fosfatos, carbonatos, bicarbonatos, nitratos…
– Cationes de importancia biológica: sodio y potasio, magnesio, hierro…
4.3.Enlace metálico
Las ¾ partes de los elementos de la tabla periódica son metales. Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Dichos electrones tienen mucha facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran lo cual podemos interpretar como una consecuencia de que éste se encuentre tan vacío.
Se acepta que una estructura metálica está formada por una malla de iones positivos que se mantienen unidos por las fuerzas atractivas de los e- de valencia que, formando un gas electrónico, invade toda la estructura. Un electrón de valencia no permanece junto a su núcleo, sino que fluctúa en torno a varios de ellos, hay deslocalización de e-.
Los elementos metálicos presentan bajos potenciales de ionización, por lo que pueden ceder e- con facilidad y, de esta forma, dar lugar a la producción de cationes, y poseen orbitales de valencia vacíos que favorecen la movilidad de las cargas negativas. Las redes metálicas, por lo tanto, están integradas por cationes dispuestos en sus vértices, entre los cuales se mueven libremente los e- responsables de su unión, por eso se dice que están deslocalizados.
4.4.Enlaces intermoleculares
Los átomos al unirse mediante enlaces covalente pueden formar moléculas. Ahora bien, en el caso del agua se unen varias moléculas y se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el cual se unen entre sí. Si no existiesen una fuerzas intermoleculares que uniesen a las sustancias covalente, todas estas sustancias serían gaseosas, por lo que las interacciones intermoleculares, que son muy débiles respecto a los demás enlaces, explicarían la fase sólida o la líquida de un compuesto covalente.
– Puentes de H: enlace intermolecular que aparece cuando un átomo de H se encuentra unido a un átomo de pequeño tamaño y fuertemente electronegativo, como el oxígeno, donde el par de electrones del enlace se encuentra muy atraído por éste. De esta manera se forma un dipolo dentro de la molécula- el protón queda así casi descubierto de carga negativa, constituyendo un polo positivo muy intenso, y forma entonces unión electrostática con el átomo de oxígeno de una molécula vecina, que forma un polo negativo. Este es un enlace propio de compuestos como el agua, amoniaco, fluoruro de hidrógeno. Este enlace, pesar de su debilidad y corta duración, por el número tan grande de veces que se produce en el conjunto del compuesto químico otorga propiedades muy peculiares, como en el caso del agua.
– Fuerzas de Van der Walls: se presentan en moléculas eléctricamente neutras. Fuerzas de interacción entre moléculas debidas a la existencia, durante breves instantes, de dipolos instantáneos producidos por distribuciones asimétricas de carga. Esta asimetría puede ser debida al propio movimiento de los electrones dentro de la molécula o provocada por un campo eléctrico próximo. En forma simultánea a este suceso se produce un desplazamiento de electrones en una molécula vecina, lo que genera un dipolo instantáneo. Produciéndose en una pequeña fracción de tiempo fuerzas de atracción intermolecular muy débil llamadas fuerzas de Van der Walls. Estas interacciones son muy débiles y de corto alcance, siendo importantes cuando la masa molecular de las partículas que se enlazan es grande, lo cual posibilita deformar una mayor cantidad de capas electrónicas externas.
5. JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS EN FUNCIÓN DE SU ENLACE
Las sustancias presentan distintas propiedades deopendiendo del tipo de enlace que poseen, en este apartado se van a describir las principales propiedades que presentan las sustancias en función de su enlace y se introducirán referencias a su importancia en los sistemas biológicos. A continuación presento una tabla resumen con las sustancias y su relación con el tipo de enlace que poseen.
Clase de sólido | ||||
Iónico | molecular | covalente | Metálico | |
Partículas constituyentes | Iones positivos y negativos | moléculas | átomos | Cationes y electrones deslocalizados |
Tipo y fuerza de enlace | Enlace iónico fuerte | Van der Walls o enlace de H | Covalente muy fuerte | Metálico variable |
dureza | Duros y frágiles | Muy blandos | Muy duros | variable |
Estado de agregación a tª ambiente | sólidos | Gases, líquido y sólidos | sólidos | Sólidos en general |
Puntos de fusión | altos | bajos | Muy altos | Variables |
Puntos de ebullición | altos | bajos | Muy altos | Variables, pero en general bastante elevados |
Solubilidad en agua | Solubles en general | Insolubles en general | insolubles | Insolubles |
Solubilidad en disolvente orgánicos | Insolubles | Solubles en general | insolubles | Insolubles |
Conductividad eléctrica | Conductores en estado fundido o disueltos | Malos conductores | Muy malos conductores | Muy buenos conductores |
ejemplos | Sal, MgO, K2CO3 | N2, O2, Cl2, H2O, CH4, CCl4 | Diamante, cuarzo, (SiO2)Ge | Na, Mg, Fe, Cu, Ni |
6. RECONOCIMIENTO DE SUSTANCIAS DE USO COMÚN
El reconocimiento e identificación de cualquier sustancia o grupo de ellas se hace basándose en propiedades específicas y diferenciales de dicha sustancia o grupo. Dicha identificación requiere, la mayoría de las veces, un trabajo arduo y el uso de sofisticados mecanismos técnicos. Nos limitaremos aquí a mencionar las principales propiedades de los grupos de sustancias más usuales, que se pueden reconocer con técnicas analíticas sencillas.
– Sales iónicas:
o Sólidos cristalinos
o Solubles en agua
o Conductores en disolución
o Poseen un elevado puntos de fusión y ebullición
– Compuestos covalentes
o No son conductores
o La mayoría son líquidos o gaseosos
o La dureza es la más elevada que existe
o No son nada volátiles
o Baja o nula conductividad eléctrica
– Ácidos y bases: basándonos en distintas propiedades colorimétricas, que utilizan unos compuestos orgánicos denominados indicadores, podemos reconocer los dos grupos por:
o Ácidos
§ Enrojecen la tintura de tornasol o el anaranjado de difenilalanina
§ Vuelven incolora una disolución rosada de fenolftaleína ligeramente alcalinizada
§ Ataque al mármol con burbujeo de CO2
§ Ataque de metales como el Zn o el Fe con desprendimiento de H
o Bases:
§ Colorean de azul la tintura de tornasol
§ Colorean de amarillo el anaranjado de difenilalanina
§ Colorean de rojo-violeta la fenolftaleína
Empleando las técnicas potenciométricas, mediante electrodos con membrana selectiva para el paso de protones, se puede determinar el carácter ácido o básico por medio de un electrodo pH-metro. Si el valor es menor de 7 es ácido y si es mayor de 7 es básico. Para determinaciones más concretas implican emplear algunas pruebas, que a veces son sencillas, como el olor característico del ácido acético o del amoniaco, el ataque del ácido nítrico al cobre con formación de nitrato de cobre azul y desprendimiento de vapores nitrosos de color pardo-rojizo
– Metales y no metales: existen diversas propiedades que caracterizan de una manera inmediata los dos grandes grupos, las más usuales para su reconocimiento son:
o Metales:
§ Dúctiles y maleables
§ Conductores del calor y la electricidad
§ Se presentan en estado sólido a tª ambiente, excepto el Hg
o No metales:
§ No conductores del calor, ni la electricidad
§ Se presentan en estado gaseoso o líquido, generalmente (excepciones como el S)
– Oxidantes y reductores: como se sabe, un oxidante es una sustancia que se reduce, es decir, que gana densidad electrónica y un reductor es una sustancia que se oxida, es decir, que pierde densidad electrónica. La comprobación del carácter oxidante o reductor de una sustancia desconocida es más complejo que en el caso de los ácidos y bases y se hace siempre por enfrentamiento de una sustancia conocida de comportamiento opuesto. Un ejemplo típico es la identificación de un aldehído de una cetona, se les trata con solución de fehling. Si se trata un aldehído, este reducirá a rojo. Así, un ejemplo son los tipos de disacáridos, los reductores y los no reductores.
7. BIBLIOGRAFÍA
– Alcamí J. biología 2º bachillerato. Ed. SM 2004
– Quilez J. química 2º bachillerato. Ed ECIR 2003