Johann Wolfgang DöbereinerJohann Dobereiner (Bug, 13 de diciembre de 1780 - Jena, 24 de marzo de 1849 ) fue

un químico alemán. Profesor en la Universidad de Jena, estudió los fenómenos de catálisis y realizó algunos intentos

de clasificación de los elementos conocidos (tríadas de Döbereiner)1 2 , agrupándolos por sus afinidades y

semejanzas: cloro, bromo y yodo; litio, sodio y potasio; azufre, selenio y teluro.

Hizo uno de los primeros intentos de agrupar los elementos de propiedades análogas, señaló que en ciertos grupos

de 3 elementos había un cierto parecido, de ahí el nombre Triadas.

[editar]Triadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas se debe a J. W. Döbereiner

condonglas 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, selenioy telurio; litio,pelurio sodio y potasio).

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que

indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de suscompuestos) con los pesos

atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

En su clasificación de las triadas (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

triada 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 aproxima

Johann Wolfgang Döbereiner  

Químico alemán (1780-1849) , fue  profesor de la Universidad de Jena.Encontró que, para algunas familias, las masas atómicas de cualquier elemento eran aproximadamente iguales a

la media aritmética de las masas de sus vecinos inmediatos. 

En 1817 Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro, bromo y

Triadas de Döbereiner

LitioLiClLiOH

CalcioCaCl2

CaSO4Azufre

H2SSO2

SodioNaClNaOH

EstroncioSrCl2

SrSO4Selenio

H2SeSeO2

PotasioKClKOH

BarioBaCl2

BaSO4Teluro

H2TeTeO2

yodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico.

Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso

atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como la había un gran número de

elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.

Dalton, John (1766-1844)

Químico inglés. Por influencia de un amigo de la familia se interesa por la astronomía, haciendo a lo largo de toda su vida observaciones que registra en un diario. Sus resultados más espectaculares tienen que ver con el estudio de los átomos. En 1808 publica su Nuevo sistema de filosofía química, donde revive la propuesta de Demócrito de que toda la materia se compone de partículas indivisibles, a las que Dalton llama átomos, las cuales son idénticas sólo si son del mismo elemento. Dalton postula que cuando átomos de diferentes elementos se combinan para formar compuestos, lo hacen en proporciones de números simples. Esta idea explica por qué los elementos se combinan formando compuestos con peso relativo determinado. Establece una tabla de pesos atómicos y una clasificación periódica de los elementos. Ofrece, además, un sistema para su notación que reemplaza al anterior sistema usado por los alquimistas, con raíces místicas.

La propuesta de Dalton es la primera teoría atómica cuantitativa de la historia. Es aceptada por los principales círculos científicos de la época, casi inmediatamente después de su divulgación. Sus aportes separan, por fin, a la química de sus nexos secuenciales con la magia. Dalton es nombrado miembro de la Royal  Society contra su voluntad, pues sus austeras costumbres le impiden aceptar ese tipo de honores. Igualmente es doctorado en ciencias por la Universidad de Oxford.

Dalton, John (1766-1844)

Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna (véase Química; Física). En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley conocida como `ley de Dalton de las presiones parciales', según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.

Dalton:

A John Dalton se le conoce sobre todo por desarrollar la teoría atómica de los elementos y compuestos. Mientras investigaba la naturaleza de la atmósfera en los primeros años del siglo XIX, Dalton dedujo la estructura del dióxido de carbono y propuso la teoría de que cada molécula está compuesta por un número definido de átomos. Postuló que todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y diferentes de los átomos de cualquier otro elemento y los consideró como esferas rígidas e indestructibles.

A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas.

Alexander Emile Beguyer de Chancourtois, geólogo y profesor de l'Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancies simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc.

En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una linia diagonal formando un angulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línia vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico. El sistema era más complejo pues también incluía compuestos (óxidos, amoníaco,) y aleaciones. Además el esquema resultaba complicado técnicamente de imprimir por lo que en su comunicación no se incluyó. Probablemente este hecho influyó en que su propuesta no fue demasiado conocida.

 fue el primero en organizar los elementos químicos con el fin de pesos atómicos, hacerlo en 1862. De Chancourtois sólo publicó su trabajo, pero no publicó su gráfico actual con el arreglo propuesto.[1] Aunque su publicación fue significativo, fue ignorada por los químicos, ya que ha sido escrito en términos de geología. Se Dmitri Mendeleyevs mesa », publicado en 1869 que se convirtió en más reconocidos.[2] De Chancourtois fue también profesor de la topografía de minas, geología y más tarde en la École Nationale Supérieure des Mines de París. También fue el Inspector de Minas de París, y fue ampliamente responsable de la aplicación de muchas normas de seguridad de minas y las leyes en el tiempo.[3]

 ¿Quién fué John Newlands y qué fué lo que hizo?

Fue uno de los primeros químicos en desarrollar un diseño para la tabla periódica.

Sus principales aportaciones a ésta fueron ordenar los elementos de modo que cada ocho tuvieran propiedades similares, también conocido como la ley o regla de las octavas.

Otra cosa que puede serte útil es saber que, al acomodar los elementos en la tabla, Newlands dejó algunos espacios vacíos para algunos elementos que aun no eran descubiertos hasta entonces, ya que aunque no los conociera, sabía que debía haber un elemento con el número atómico que correspondí a acada espacio vacío.

¿Principales aportaciones de newlands a la tabla periodica?

Newland preparó en 1864 una Tabla Periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas, y señaló la 'ley de las octavas' según la cual cada ocho elementos se tienen propiedades similares. El problema era que esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Fue ridiculizado en ese tiempo, pero cinco años después Mendeleiev publicó (independientemente del trabajo de Newland) una forma más desarrollada de la tabla, también basada en las masas atómicas, que es la base de la usada actualmente (establecida por orden creciente de números atómicos.

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-98) ordenó los 62 elementos conocidos hasta la fecha según sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó cerca del sodio, muy semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el azufre, muy parecido; el calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente.

Newlands llamó a esto la ley de las octavas. Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado.

John Alexander Reina Newlands

(Southwark, 1837-Londres, 1898) Químico británico. Precursor en la elaboración del sistema periódico de los elementos, estableció la ley de recurrencia, en virtud de la cual las propiedades químicas de los elementos ordenados según su masa atómica se repiten con cierta periodicidad, ley que demostró para varias series de ocho elementos, conocidas como octavas de Newlands.

Mendeleev,

Mientras estaba asistiendo al diseño de un manual de química para los estudiantes del his/her, los he/she de Mendeleev pensaron sobre clasificar los elementos en la base a sus propiedades químicas. En 1869 publicó la primera versión de eso que se volvió la nota como consecuencia como la mesa periódica de los elementos químicos. Este esquema señala una periodicidad (la regularidad) de las propiedades químicas de los elementos que son clasificado en la base del peso atómico. En 1871 una versión salió aplazado de la mesa periódica en que Mendelev todavía dejó el indicanti blanco a las cajas los elementos desconocidos. Su esquema y sus teorías triunfaron cuando abre tres elementos vinieron (como consecuencia el gallio, germanio y scandio) de que él había previsto la existencia. 

Sus búsquedas también incluyen la teoría de las soluciones, el estudio en la expansión termal de los líquidos y la teoría en el origen de los aceites. Lo descargó del enseñar universitario en la señal de protesta hacia el immobilism del gobierno zarista en 1890 delante de las aplicaciones de reformas políticas y sociales. En 1893 se hizo gerente del cuerpo corporativo de los pesos y las medidas de St. posición de Pietroburgo que mantuvo a a la muerte. 

Mendeleiev es mejor conocido por su trabajo en la tabla periódica, la organización de los 63 elementos conocidos en una tabla periódica sobre la base de masa atómica, que publicó en Principios de Química en 1869. Su primera tabla periódica fue compilado sobre la base de la organización de los elementos en orden creciente de peso atómico y agruparlos por similitud de las propiedades. Él predijo la existencia y propiedades de nuevos elementos y señaló aceptada por los pesos atómicos que fueron por error. Esta organización superó los intentos de clasificación por Beguyer de Chancourtois y Newlands y se publicó un año antes de la obra de Lothar Meyer.

Mendeleiev previstas variación de peso atómico orden estricto, dejó espacio para nuevos elementos, y predijo que tres-a-ser-descubierto elementos aún incluyendo duras penas-de silicio y ganarse el boro. Su mesa no incluye ninguno de los gases nobles, sin embargo, que aún no había sido descubierto. La tabla original se ha

modificado y corregido varias veces, sobre todo por Moseley, pero se había acomodado el descubrimiento de los isótopos, gases nobles, etc

Mendeleiev previsto "concepto Andrews (1869) de la temperatura crítica de los gases. También investigó la expansión térmica de los líquidos, y estudió la naturaleza y el origen del petróleo. Fue considerado uno de los más grandes maestros de su tiempo. En 1890 renunció a su cátedra y en 1893 se convirtió en director de la oficina de pesos y medidas en San Petersburgo, donde permaneció hasta su muerte en 1907.

Henry Moseley?

Henry Moseley (1887-1915): un químico británico, Henry Moseley estudió con Rutherford y desarrollado magistralmente la aplicación de los espectros de rayos X para estudiar la estructura atómica, los descubrimientos de Moseley dio lugar a una posición más precisa de elementos de la tabla periódica mediante una mayor determinación de números atómicos. Por desgracia para el desarrollo de la ciencia, Moseley murió en acción en Gallipoli en 1915.

En 1913, casi cincuenta años después de Mendeleev, Henry Moseley publicó los resultados de sus mediciones de las longitudes de onda de los rayos-X líneas espectrales de una serie de elementos que muestran que el orden de las longitudes de onda de las emisiones de rayos X de los elementos coincidió con el ordenamiento de los elementos por número atómico. Con el descubrimiento de los isótopos de los elementos, se hizo evidente que el peso atómico no era el actor importante en la ley periódica como Mendeleiev, Meyers y otros habían propuesto, sino más bien, las propiedades de los elementos variados periódicamente con número atómico.

Cuando los átomos se organizaron de acuerdo a su número atómico es cada vez mayor, los pocos problemas con la tabla periódica de Mendeleiev había desaparecido. Debido a la labor de Moseley, la tabla periódica moderna se basa en los números atómicos de los elementos.

MEYER

Meyer (1830-1895) estudió la relación entre la masa atómica de los e. y propiedades tales como los volúmenes atómicos, puntos de fusión y de ebullición, comportamiento electroquímico, etc., observando una evidente

periodicidad. La fig. 1 muestra como ejemplo la curva de puntos de fusión en función de las masas. Sobre estas bases, Meyer propuso simultánea e independientemente a la tabla de Mendeleiev, otra que resultaba más completa

y sencilla.      

      El descubrimiento posterior de algunos e. como el helio, supuso una notable contrariedad para las tablas propuestas por Mendeleiev y Meyer, pues no tenían sitio claro dentro de la ordenación. Este hecho, junto a otras

anomalías, determinó que en los años sucesivos se emprendiera una seria revisión de la ordenación periódica. En cualquier caso, las tablas propuestas sirvieron de orientación a los químicos durante un siglo y estimularon la

determinación exacta de masas atómicas, ya que la no concordancia entre las propiedades de los e. y su posición en la tabla se creía debida a errores experimentales en la determinación del parámetro ordenador. Los espacios vacíos fueron rellenados por e. previsibles, aún no descubiertos, a cada uno de los cuales se le asignó el mismo

nombre que el del inmediato superior, precedido del prefijo eka (primero). Así, a los e. actualmente conocidos como galio, germanio y escandio, se les llamó eka-aluminio, eka-silicio y eka-boro, respectivamente.

            La ordenación correcta de los e. se logró al definirse categóricamente el concepto de e. q. y observar que el

parámetro definidor era la carga nuclear o número atómico. La ordenación de los e. por orden creciente de su carga nuclear y la agrupación de éstos de acuerdo con su configuración electrónica (v. ÁTOMO II), llevó a una Tabla

periódica más significativa que, en la forma que se presenta en la tabla 3, se debe a L. B. Werner.      

      Las series verticales de e. en la Tabla periódica constituyen los grupos, y las horizontales reciben el nombre de periodos. Algunos grupos tienen una denominación tradicional (grupo IA, e. alcalinos; grupo IIA, alcalinotérreos;

grupo IB, metales de acuñar; grupo VIIB, halógenos; grupo VIIIB, gases nobles, raros o inertes; grupo VIB,

calcógenos; etc.).      

      Desde el punto de vista de la estructura electrónica, cada periodo comienza con un e. que tiene configuración ns' (hidrógeno, metales alcalinos) y termina con uno con configuración de gas inerte (lsz en el helio y ns2pó en los

restantes). Teniendo en cuenta el número de e., los periodos se designan a veces como periodos muy cortos (el primero), cortos (2° y 3°), largos (4° y 5°) y muy largos (6° y 7°). Los e. que tienen incompletos los orbitales s o p, se

llaman e. representativos. Dentro de un grupo determinado de la Tabla periódica, los e. representativos tienen la misma configuración electrónica externa y difieren sólo en el número cuántico principal n, cuyo valor coincide con el número del periodo. Los estados iónicos y covalentes formados por los e. representativos guardan una relación

estrecha con la configuración electrónica de los e., y sobre esta base se pueden hacer predicciones razonables.      

      Los e. que tienen incompleta la serie de orbitales d, se llaman e. de transición. Esta definición no es rigurosamente exacta ya que se consideran como tales los correspondientes a las tres series que se inician en el Ti,

Zr y Hf, para concluir en el Cu, Ag y Au, respectivamente, quedando comprendido algún e., como Pd, Cu, Ag y Au, que tienen configuración d'° y que realmente presentan una química muy relacionada con W de de los e. de

transición. Dentro de un mismo grupo de e. de transición, las configuraciones de los estados fundamentales muestran ciertas variaciones, si bien éstas no son importantes desde el punto de vista químico.

            Los e. que poseen orbitales f iniciados e incompletos constituyen las llamadas series de transición interna, de las que se conocen la de los lantánidos, que se inicia a partir del lantano, y la de los actínidos, formada por los e.

que siguen al actinio. Ambas series constan de 14 e.      

      La periodicidad de las propiedades químicas y físicas observada ya por los investigadores del siglo pasado y que les llevó a formular las tablas periódicas ya descritas, resultan ahora mucho más lógicas considerando la estructura electrónica de los átomos que constituyen los diferentes e. Así, pues, sobre la base del parámetro ordenador, carga nuclear o número atómico, y de la ocupación sucesiva de los orbitales según un orden de

estabilidad energética, se aprecia de forma clara la razón de la Tabla periódica propuesta por Werner. Evidentemente, estos criterios de ordenación no podían ser considerados por los químicos del siglo pasado, al

desconocer la estructura de los átomos.      

      Es interesante observar la periodicidad de algunas propiedades físicas en función del número atómico y dentro de cada uno de los grupos de la Tabla periódica. En tal sentido, las figuras 2, 3 y 4 muestran las variaciones

periódicas de los volúmenes atómicos, radios iónicos y atómicos aparentes y potenciales de ionización.      

      Por supuesto, el carácter no lineal de las variaciones, e incluso algunas anomalías observables, han sido objeto de estudio detenido por parte de los investigadores, y encuentran explicación al considerar en detalle las

estructuras electrónicas periféricas y subyacentes. Así, pues, lo que muchas veces parece una excepción en la regla dimanada de la posición de un e. en la Tabla periódica se torna una consecuencia evidente al penetrar en las

leyes que gobiernan la estructura de los átomos.      

      En consecuencia, la característica periódica más importante es la ordenación de los electrones en la periferia atómica. A ella se debe la variación periódica de otras propiedades y sólo sobre la base de su conocimiento se

puede avanzar en estudios posteriores. Con ello se ve totalmente superada una época en la que diversos químicos se obstinaban en presentar diferentes tablas periódicas, llegando incluso a figurar en la bibliografía más de un

centenar de formas.

      Mosley demostró que los elementos debían acomodarse de acuerdo con su incremento en el número

atómico.La configuración electrónica influye directamente en las propiedades de los elementos. La tabla

periódica moderna clasifica a los elementos en función de sus números atómicos y asimismo por sus configuraciones electrónicas. Las configuraciones de los electrones externos (llamados electrones de

valencia) afectan directamente las propiedades de los átomos de los elementos representativos.

Víctor Meyer produjo un método por el cual se hace posible establecer un peso de una substancia dada apartir del volumen de un gas o de aire equivalente al mismo. Esto fue de gran ayuda en la confección

de la tabla periódica ya que se obtuvierón los pesos moleculares de substancias volátiles.

Moseley, Henry Gwyn Jeffreys (1887 - 1915).

Físico inglés que consiguió la primera identificación experimental del número atómico y de la carga nuclear de un elemento. Provenía de una distinguida familia de científicos. Tras estudiar filosofía natural (física) en Oxford, empezó a colaborar con Ernest Rutherford en Manchester. Su primer trabajo se centró en la emisión del radio, pero pronto se dedicó al estudio de los espectros de rayos X utilizando la técnica de difracción de rayos X desarrollada por Sir William Henry Bragg y su hijo, William Lawrence Bragg. Desde que Mendeléiev expuso el sistema periódico en 1869, los químicos habían procurado explicar el hecho de que las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus masas atómicas. Por medio de la difracción de rayos X, Moseley estableció en 1913 una relación entre las frecuencias de las líneas de emisión de rayos X, y llegó a la conclusión de que debía ser la carga nuclear del átomo; confirmó de esta forma la sugerencia hecha unos meses antes por A. van der Broek de que la carga nuclear indicaba la posición de un elemento en el sistema periódico. Moseley proporcionó así una base experimental para equiparar la carga nuclear con lo que él denominó número atómico. Desde entonces fue posible predecir la ausencia de ciertos elementos en el sistema periódico a partir de las discontinuidades en las series espectrales. Moseley regresó a Oxford para continuar su trabajo, pero murió en la batalla de Sari Bair durante la campaña de Gallípoli.

Henry Gwyn Jeffreys Moseley

Que dice la ley periodica moderna?

En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la

verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos"

Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las perturbaciones

producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos.

Propiedades periódicas y no periódicas de los elementos químicos

Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor parte de las propiedades físicas y

químicas.

Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el número atómico de los miembros de

una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), Cl (gas verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el carácter metálico, el radio iónico, aunque el radio iónico de los elementos metálicos es

menor que su radio atómico.

Afinidad electrónica

La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una

familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico.

Enlaces químicos

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza

electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.

En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va

disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia.

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

Valencia electroquímica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el

ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Periodo de la tabla periódica

1s

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

8s ... 5g 6f 7d 8p

...

En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.

El número de niveles energéticos que tiene 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 (Véase

también: configuración electrónica):

Y esta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más

externos determinan en gran medida las propiedades químicas, éstos tienden a ser similares dentro de un grupo de la

tabla periódica.

Dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de

masa. Dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.

Grupo de la tabla periódica

Tabla periódica de los elementos.

En la tabla periódica, un grupo es el número del último nivel energético que hace referencia a las columnas allí

presentes. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes,

largos. No es coincidencia 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.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo

tienenconfiguraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las

propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los

niveles más externos, esto hace que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades físicas y químicas

similares.

[editar]Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por

laIUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De

esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al

grupo 18.

Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos, un sistema europeo y otro

estadounidense, ambos cada vez más en desuso. Éstas emplean números romanos y letras. En el sistema europeo

primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En

el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de un elemento representativo (grupos 1, 2 y

13 a 18) y una B en el resto.

Se listan a continuación los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas europeo y estadounidense):

Grupo 1 (IA): alcalinos

Grupo 2 (IIA): alcalinotérreos

Grupo 3 (IIIB): familia del Escandio

Grupo 4 (IVB): familia del Titanio

Grupo 5 (VB): familia del Vanadio

Grupo 6 (VIB): familia del Cromo

Grupo 7 (VIIB): familia del Manganeso

Grupo 8 (VIIIB): familia del Hierro

Grupo 9 (VIIIB): familia del Cobalto

Grupo 10 (VIIIB): familia del Niquel

Grupo 11 (IB): familia del Cobre o metales de acuñar (no recomendado por la IUPAC)

Grupo 12 (IIB): familia del Zinc

Grupo 13 (IIIA): térreos

Grupo 14 (IVA): carbonoideos

Grupo 15 (VA): nitrogenoideos

Grupo 16 (VIA): anfígenos o calcógenos

Grupo 17 (VIIA): halógenos

Grupo 18 (VIIIA): gases nobles o inertes

Familias de la Tabla Periódica

Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. A continuación se muestran las propiedades generales de los grupos representativos (zona de llenado de orbitales s y p) y las de otras agrupaciones de elementos que se pueden hacer teniendo en cuenta la zona de llenado de orbitales d (transición), f (tierras raras), el carácter metálico (metal, no metal, metaloide). 

Metales Metales alcalinos Metales alcalinotérreosMetales de transición Metales tierras raras Otros metalesMetaloides No metales Elementos térreosElementos representativos Elementos carbonoides Elementos nitrogenoidesElementos calcógenos o anfígenos Halógenos Gases nobles

Metales

Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico)(*). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.,.Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....

Grupo 1 : Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. Grupo 2 : Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio. Grupo 3 : Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos

Grupo 4 : Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio. Grupo 5 : Vanadio, niobio, tántalo, dubnio. Grupo 6 : Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio. Grupo 7 : Manganeso, tecnecio, renio, bohrio. Grupo 8 : Hierro, rutenio, osmio, hassio. Grupo 9 : Cobalto, rodio, iridio, meitnerio. Grupo 10 : Níquel, paladio, platino, ununnilio. Grupo 11 : Cobre, plata, oro, unununio. Grupo 12 : Cinc, cadmio, mercurio, ununbio. Grupo 13 : Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio. Grupo 14 : Estaño, plomo, ununquadio. Grupo 15 : Bismuto, ununpentio. Grupo 16 : Polonio, ununhexio.

(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías.(Volver arriba)

Volver al principio

Metales alcalinos

Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (anteriormente grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro.Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio.En estado sólido forman redes cúbicas.Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño.Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al

calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M-1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad.Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones. 

Volver al principio

Metaloides

El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales yno metales(*). Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones).

Grupo 14 : Silicio, germanio. Grupo 15 : Arsénico, antimonio. Grupo 16 : Teluro.

(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías.(Volver arriba)

Volver al principio

No Metales

Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno (*). Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de losmetales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1.Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro,...

Grupo 1: Hidrógeno Grupo 13 : Boro Grupo 14 : Carbono Grupo 15 : Nitrógeno, fósforo Grupo 16 : Oxígeno, azufre, selenio. Grupo 17 : Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.

(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías.(Volver arriba)

Volver al principio

Tierras raras o elementos de transición interna

Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y actínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominan transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima, pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos).   Grupo 3:

Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso

(el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc. 

(Volver a grupo 3)

Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos. Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo. Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro,oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.

Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.

(Volver a grupo 3)

Volver al principio

Halógenos

Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el Grupo 17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales".No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico.A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:

Sólido- Iodo, Astato Líquido- Bromo Gas- Flúor, Cloro

Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con elhidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos

de estos elementos son muy importantes y útiles.Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos.El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.

Volver al principio

Metales Alcalinotérreos

Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos.Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno,carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1.Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.

Volver al principio

Metales de Transición

Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades:Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel queque tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros.Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.

Volver atrás

Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos. Con tres electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 1 electrón d de la capa penúltima) se parecen a los del grupo 13, aunque son menos nobles, carácter que disminuye al aumentar el número atómico. En gran parecido entre los elementos del grupo hace difícil su análisis. Presentan el estado de oxidación +3. Sus óxidos reaccionan con el agua formando hidróxidos, cuya fortaleza aumenta con el número atómico, siendo más fuertes que los hidróxidos del grupo 2.El único de importancia económica es el itrio.(Ver lantánidos y actínidos) 

Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio.Con cuatro electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima), sus propiedades son parecidas a las del grupo 3, excepto que el número

de oxidación que presentan es +4. Otros estados de oxidación son +3 y +2, aunque la estabilidad de los compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo.La existencia de los lantánidos hace que el hafnio tenga una carga nuclear suficientemente grande como para atraer los electrones de tal forma que su tamaño (radio atómico e iónico) es semejante al del circonio: son los elementos más parecidos dentro de un grupo del sistema periódico, lo que hace difícil su separación. Esto no ocurre con titanio y circonio.Tienen alto punto de fusión y ebullición.Son menos nobles que los elementos del grupo 14, aunque no lo parece a temperatura ambiente, pues se recubren de una capa de óxido que los protege, de forma que sólo reaccionan con los no metales a altas temperaturas. El carácter básico de los dióxidos crece según aumenta el número atómico, siendo ácido el TiO2.Sólo titanio y circonio tienen interés económico.

Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio.Tienen cinco electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima). El estado de oxidación predominante es +5, cuya estabilidad aumenta según lo hace le número atómico, en combinaciones de carácter ácido. La diferencia de tamaño (radio atómico e iónico) entre niobio y tántalo es pequeña debido a la existencia de los lantánidos por lo que sus propiedades son muy parecidas, aunque no tanto como ocurre en el grupo 4 y se encuentran en los mismos minerales. El vanadio es diferente y sus compuestos se diferencian de los compuestos de los otros dos.Son poco nobles, aunque el recubrimiento por una capa superficial de óxido provoca una inercia química superada a altas temperaturas. Sólo forman complejos solubles con ácido fluorhídrico. La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos produce vanadatos, niobatos y tantalatos.

Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.Poseen 6 electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +6, aunque la estabilidad de este estado crece con el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Como en los dos grupos anteriores, el parecido entre molibdeno y wolframio es mayor que con el cromo.Estos elementos muestran los puntos de fusión más altos, la presión de vapor más baja y el coeficiente de dilatación térmica más bajo del sistema periódico.Son poco nobles, pero se recubren de una capa de óxido a temperatura ambiente que los protege del posterior ataque y los hace bastante inertes químicamente. Son estables frente a las bases y los ácidos débilmente oxidantes. Con los hidróxidos alcalinos fundidos dan lugar a cromatos, molibdatos y wolframatos. 

Tienen gran importancia sus aleaciones con el hierro para la fabricación de herramientas. La mayoría de las combinaciones de los elementos son coloreadas, por lo que encuentran aplicación como pigmentos. Los carburos son muy duros y se emplean como abrasivos y los sulfuros tienen una estructura en capas que los hace útiles como lubricantes térmicamente estables.

Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio.El tecnecio y bohrio son artificiales. Poseen siete electrones de valencia (2 electrones s en la última capa y 5 electrones d en la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +7, cuya estabilidad aumenta según lo hace el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Aunque es menos acusada, en este caso también se nota la inclusión de los lantánidos en el parecido de tecnecio y renio: tamaño de radio atómico e iónico y propiedades, siendo el manganeso más diferente.Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero rápidamente a temperaturas elevadas.Los elementos de este grupo se parecen a los del grupo 6 y 8 y se encuentran juntos en los mismos minerales.Se emplean en aleaciones con otros metales.

Grupos 8, 9 y 10:  Grupo 8: Hierro, rutenio(*), osmio(*), hassio.

Poseen 8 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 6 electrones d de la penúltima.

Grupo 9: Cobalto, rodio(*), iridio(*), meitnerio.Poseen 9 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 7 electrones d de la penúltima.

Grupo 10: Níquel, paladio(*), platino(*), ununnilio.Poseen 10 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 8 electrones d de la penúltima.

- En estos tres grupos (antiguo grupo VIII, dividido en tres subgrupos) se puede distinguir entre los tres elementos cabecera: hierro, cobalto y níquel y los seis restantes (los tres últimos son artificiales y no se consideran): 

1. Los metales hierro, cobalto y níquel tienen más semejanzas entre sí que con los del resto del grupo al que pertenecen.El hierro es el más abundante. El estado de oxidación máximo que se alcanza es +6 (hierro) que es menor que el número de electrones de valencia o número del grupo y según aumenta el número atómico disminuye la estabilidad de los números de oxidación altos: el níquel presenta predominantemente el estado de oxidación +2.Son estables a temperatura ambiente. Forman complejos fácilmente, todos ellos

coloreados.Son ferromagnéticos, tienen elevada densidad y altos puntos de fusión y ebullición.Se emplean en aleaciones, colorantes, recubrimientos.

2. (*) En los grupos 8, 9, 10 se puede distinguir entre los tres primeros elementos (hierro, cobalto y níquel) y los seis últimos que se denominan subgrupo del platino:- Grupo 8: Rutenio, osmio- Grupo 9: Rodio, iridio.- Grupo 10: Paladio, platino.Dentro de este subgrupo hay dos grupos: a) el de los metales ligeros de la segunda serie de transición (5º periodo): rutenio, rodio y paladio de densidad poco mayor de 12 g/cm3. Llenan orbitales d del cuarto nivel energético.b) el de los metales pesados de la tercera serie de transición (6º periodo): osmio, iridio y platino de densidad mayor de 21 g/cm3. Llenan orbitales d del quinto nivel energético.Fueron descubiertos en las minas de metales preciosos de Colombia durante el siglo XVIII, como materiales que interferían en la obtención de oro y plata. Son bastante raros, siendo el platino el más abundante. Se encuentran en yacimientos primarios: sulfuros (normalmente) junto a hierro, cobre, níquel y cromo, y en yacimientos secundarios (placeres) originados por la meteorización de los primarios, en los que se encuentran nativos, dada su elevada densidad, lo que provoca una deposición conjunta.A pesar de la diferencia en las estructuras electrónicas (orbitales d), los elementos son bastante semejantes entre sí: los electrones d parecen influir poco en sus propiedades. El estado de máxima oxidación corresponde al rutenio y osmio (+8), mientras que el paladio es predominantemente divalente.Todos ellos constituyen, junto con oro y plata, el grupo de metales nobles o preciosos: son bastante inertes y resistentes a la corrosión. El carácter noble aumenta desde el rutenio al platino. Forman complejos fácilmente. Sus hidróxidos son ácidos, básicos o anfóteros. Los elementos pesados no son atacados por los ácidos minerales y sólo parcialmente por los oxidantes, pero se disuelven con facilidad en fundidos alcalinos oxidantes.Son duros.Se emplean en aleaciones duras, estables a la corrosión, catalizadores, conductores, materiales resistentes a la fricción, prótesis dentarias y joyería.

Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio.Son todos metales nobles de alto punto de fusión, que se encuentran nativos (excepto el último que es artificial) y formando combinaciones bastante insolubles; tienen gran tendencia a la formación de complejos. La reactividad disminuye con el aumento del número atómico.

Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio.El último es artificial. Debido a su configuración electrónica bastante estable son más nobles que los elementos del grupo 2, aumentando este carácter según crece el número atómico, puntos de fusión y ebullición más bajos, mayor carácter covalente en los enlaces y compuestos más insolubles y mayor tendencia a la formación de complejos que los del grupo 2. El cinc y el cadmio se parecen mucho más que el mercurio.

Grupo 13 : Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio. Grupo 14 : Estaño, plomo, ununquadio. Grupo 15 : Bismuto, ununpentio. Grupo 16 : Polonio, ununhexio.

Volver al principio

Gases Nobles

Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura

de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

Volver al principio

Elementos nitrogenoides

Forman el grupo 15 (antiguo VA) de la Tabla Periódica. Son: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). A veces se presentan nativos. Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negra del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico. La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre yhalógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X(OH)3 disminuye según aumenta el número atómico, siendo el Bi(OH)3 básico. En estado pentavalente todas las combinaciones oxigenadas son ácidas, disminuyendo su fuerza según aumenta el número atómico.En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc.El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

Volver al principio

Elementos calcógenos o anfígenos

Forman el grupo 16 (antiguo VIA) de la Tabla Periódica. Son: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio.El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones s y 4 electrones p. Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d a partir del azufre.El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico. El carácter ácido de los oxoácidos disminuye de la misma forma; el de los calcogenuros de hidrógenoaumenta al aumentar el número atómico, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa. No reaccionan con el agua y, salvo el azufre, no reaccionan con las bases. Excepto el oxígeno, todos reaccionan con el ácido nítrico concentrado. Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxoácidos. Con los metales forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos, cuya estabilidad disminuye desde el oxígeno al teluro.El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad.Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable. 

Volver al principio

Elementos carbonoides

Forman el grupo 14 de la Tabla Periódica. Son: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos abundante. El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre. Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo; aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros.Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero (carbono, no metal, forma compuestos covalentes con los no metales e iónicos con los metales) al último (plomo, metal): el carbono es muy duro (diamante) y el plomo rayado con las uñas. El silicio y germanio son metaloides de dureza intermedia. Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo.Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles.El plomo es tóxico.

Volver al principio

Elementos representativos

Se denominan así a los grupos 1, 2, y del 13 al 18, caracterizados por tener los electrones de la última capa (electrones de valencia) en orbitales s (grupos 1 y 2) o s y p (grupos 13 al 18). Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus propiedades con el número atómico: el carácter metálico aumenta de arriba a abajo dentro de cada grupo y de derecha a izquierda en cada periodo.

Grupo 1 : Hidrógeno, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. Grupo 2 : Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio. Grupo 13 : Boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. Grupo 14 : Carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.

Grupo 15 : Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Grupo 16 : Oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. Grupo 17 : Flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. Grupo 18 : Helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio.

Volver al principio

Elementos térreos o grupo del boro.

Lo forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son: boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. El nombre del grupo térreos deriva de

la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso.Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus

minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc.

Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan

además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no

metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal

tan blando que puede arañarse con las uñas.Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la

continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el

TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los

halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en

agua.No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio

(aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3. 

El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos.

Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y

aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en

fotocélulas, vidrios.El talio es muy tóxico.

Los símbolos de los elementosNo sé si alguna vez te has preguntado por qué algunos símbolos de la tabla periódica no se relacionan mucho con los nombres de los elementos. La razón es simple, los nombres verdaderos de los que se tomaron las abreviaciones estaban en latín.

Ag – Argentium (plata). ¿Alguna vez te has preguntado por qué se llama Argentina de esa manera? Ese país posee las mayores minas de plata del mundo, así que alguna relación debe haber. ¿Y el Río de la Plata? Pues una cosa lleva a la otra.

Au – Aurum (oro). El disco áureo, metáfora del Sol siendo éste un círculo dorado. El número áureo, el número dorado, omnipresente en la naturaleza.

Cu – Cuprum (cobre). Fe – Ferrum (hierro). Hg – Hydrargyrum (mercurio). I – Iodium (yodo). K – Kalium (potasio). Na – Natrium (sodio). P – Phosporus (fósforo). Pb – Plumbum (plomo). Fontanero se traduce a inglés como plumber, porque antiguamente

las tuberías se fabricaban en plomo. S – Sulphurium (azufre). Cuando se dice que alguien se sulfura quiere decir que se irrita o

enfurece. Los romanos creían que cuando los volcanes expulsaban lava era porque el dios llamado [qué casualidad] Vulcano se enfurecía. Tan sólo hay que tener en cuenta que la principal fuente de producción del azufre eran los volcanes, así que ahora saca la relación.

Sb – Stibium (antimonio). Sn – Stannum (estaño).

Símbolo químicoLos símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los elementos y

compuestos químicos en lugar de sus nombres completos. Algunos elementos frecuentes y sus símbolos

son: carbono, C; oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl; azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre,

Cu; argón, Ar; oro, Au; hierro, Fe; plata, Ag ((platino)) , Pl.

La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del elemento, principalmente en latín, pero a

veces en inglés, alemán, francés o ruso. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la

hay) con minúscula. Los símbolos de algunos elementos conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de

sus nombres en latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum

(hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal. Los símbolos de los

elementos pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al elemento, pero también se utilizan en fórmulas

y ecuaciones para indicar una cantidad relativa fija del mismo. El símbolo suele representar un átomo del elemento.

Sin embargo, los átomos tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas, así que los símbolos

representan, a menudo, una masa molar del elemento o mol.

El origen de los símbolos de los elementos

La mayoría de los símbolos de los elementos derivan de sus primitivos nombres latinos, e incluso a

los elementos más modernos, descubiertos en Estados Unidos o en Europa, se les ha dado

nombres de terminación latina, con un prefijo en honor de algún científico o el lugar donde se

descubrieron. Por ejemplo, el berkelio, de símbolo Bk, se denomina en inglés berkelium, en honor

de la Universidad de Berkeley, en California, o el einstenio (Es), llamado así en honor de Einstein.

Al ser el español un idioma de raíz latina, la mayoría de los símbolos coinciden con las iniciales del elemento. No obstante, hay determinados elementos cuyos nombres latinos o griegos no coinciden con los españoles, y de ahí que haya símbolos que no tienen relación con el nombre castellano del elemento.

CONSTRUCCION DE LA TABLA PERIODICA CON BASE EN LA CONFIGURACIÓN ELECTRONICA La tabla periódica está constituida por columnas que se conocen como grupos y filas que se conocen como periodos.

 

La tabla periódica está constituida por 7 periodos y 18 columnas que constituyen 16 grupos. Dos periodos, el seis y el siete

se encuentra cortados y separados formando el grupo de los lantánidos y el grupo de los actinidos respectivamente.

 

Hay ocho grupos “A”, ocho grupos “B”, los lantánidos y los actinidos, los grupos se designan con un número romano y la letra A o B según

corresponda.

 

Existen tres formas convencionales diferentes para designar la letra del grupo.

 

·      La convención de Estados Unidos designa a los elementos representativos (bloques s y p) como los grupos “A” y a los elementos de

transición (bloque d) como grupos “B”.

 

·      En Europa, la tradición ha sido que los primeros ocho grupos de izquierda a derecha sean los grupos “A” y los siguientes ocho grupos

sean “B”

 

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado adoptar una tabla, en la cual las 18 columnas se designan

con los números arábigos del 1 al 18.

 

Aquí utilizaremos la designación hecha por la convención de Estados Unidos

 

Los elementos que se encuentran en un mismo periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. El

número del periodo indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón mas externo del átomo.

 

Los elementos que se encuentran en un mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas similares debido a que su configuración

electrónica final es igual.

 

De acuerdo a la configuración electrónica de los elementos los podemos clasificar  en cuatro bloques:

 

Bloque  “s”  al que pertenecen los elementos cuyo electrón diferencial se encuentra en orbitales s.

 

Bloque  “p”  al que pertenecen los elementos cuyo electrón diferencial se encuentra en orbitales p.

 

Bloque  “d”  al que pertenecen los elementos cuyo electrón diferencial se encuentra en orbitales d.

 

Bloque “f”  al que pertenecen los elementos cuyo electrón diferencial se encuentra en orbitales f.

 

 

 

Los conceptos teóricos que se exponen a continuación,   son, simplemente, un recordatorio del trabajo previo de aprendizaje del tema, que debe haber sido realizado en el aula y, en ningún caso un sustitutivo de dicho proceso.

CONCEPTOS PREVIOS

¿Qué son?

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.

Su estudio en la tabla

Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.

Principales propiedades periódicas

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:

- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo

- Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.

- Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

- Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.

- Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octete.

Otras propiedades periódicas

Podemos enumerar

  - Volumen atómico                           - Radio iónico                                  - Radio atómico

  - Densidad                                       - Calor específico                             - Calor de vaporización

  - Punto de ebullición                         - Punto de fusión                             - Valencia covalente

  - Carácter oxidante o reductor

 

PERIODICIDAD Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

Los elementos se encuentran ordenados en una tabla periódica en orden ascendente del número atómico tomando en cuenta la ley periódica que dice que cada cierto número de elementos las propiedades periódicas se repiten . Los elementos se ordenan en periodos, en forma horizontal, y en grupos en forma vertical.

Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas y físicas similares. Esto se debe a que tienen la misma estructura electrónica terminal.

Por ejemplo la configuración electrónica de los elementos del grupo I termina en ns1, la del grupo VI en ns2 np4 .

Los elementos se dividen en tres grandes grupos que son : Representativos, transición y tierras raras. Esta clasificación depende de la posición del electrón diferenciante de cada elemento. Los elementos representativos poseen su electrón diferenciante en los subniveles s y p, los de transición en d y las tierras raras en f

Existen grupos de tres elementos que repiten sus propiedades en forma horizontal. Estos elementos se denominan triadas y son elementos de transición. Las triadas son Fe,Co y Ni ;

Ru, Rh y Pd; Os ,Ir y Pt.

Además los elementos se clasifican como metales y no-metales. Esta clasificación se denota en la tabla periódica con una línea punteada. Los metales son todos elementos sólidos con excepción del mercurio que es líquido. Los no-metales existen en los tres estados de agregación siendo el bromo un líquido. Los elementos a ambos lados de la línea punteada se denominan metaloides ya que poseen propiedades de metales y no-metales, como por ejemplo el Al , Si, Ge y As.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades químicas de los elementos que dependen fundamentalmente de la carga nuclear efectiva ( Zefect.). La carga nuclear efectiva es la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones externos. La carga nuclear efectiva depende de la carga nuclear ( Z ) y el efecto de pantalla ( ).

La carga nuclear es igual al número atómico o sea al número de protones en el núcleo del átomo del elemento. El efecto de pantalla depende de los electrones ,de tal forma que a mayor número de electrones mayor es el efecto de pantalla.

La forma de calcular la carga nuclear efectiva es utilizando la siguiente fórmula:

Z efect.= Z-

Para poder explicar cómo varían las propiedades periódicas de los elementos es importante saber cómo varía la carga nuclear efectiva. Para ello los elementos se estudian en periodos y en grupos separadamente.

Analicemos qué sucede con la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo periodo. Para ello utilizaremos al Li y al Ne elementos del segundo periodo

Li Ne variación

Carga nuclear (Z) 3 10 7

Efecto de pantalla() 1,72 4,24 2,52

Como se puede observar la variación de la carga nuclear es más del doble que la del efecto de pantalla. Por eso decimos que para analizar la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo periodo se desprecia la variación del efecto de pantalla y le damos importancia a la variación de la carga nuclear. De tal forma que al aumentar la carga nuclear aumenta también la carga nuclear efectiva.

Analicemos ahora lo que sucede con elementos de un mismo grupo. Para ello utilizaremos al He y al Ba elementos del grupo II.

He Ba variación

Carga nuclear (Z) 2 56 54

Efecto de pantalla() 0,31 48,42 48,11

En este caso podemos observar que la variación de la carga nuclear y el efecto de pantalla son similares, de tal forma que los valores de la carga nuclear efectiva de los elementos de un mismo grupo no aumentan significativamente. Por esta razón despreciamos los valores de carga nuclear efectiva y le damos importancia a la variación del efecto de pantalla. O sea la variación de las propiedades periódicas de elementos de un mismo grupo la explicamos con la variación del efecto de pantalla.

ESPECIES ISOELECTRÓNICAS

Las especies isoelectrónicas son aquellas que poseen el mismo número de electrones y por lo tanto el mismo efecto de pantalla.

La carga nuclear efectiva de estas especies depende sólo de la carga nuclear, ya todas poseen el mismo efecto de pantalla .Por lo tanto a mayor carga nuclear mayor es la carga nuclear efectiva .

Por lo ejemplo un orden de carga nuclear efectiva entre especies isoelectrónicas es:

Ca2+> K1+ > Ar > Cl1- > S2-

Mayor menor

RADIO ATÓMICO

Se define como radio atómico la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales cuando se encuentran uno al lado del otro ( estado sólido)

Elementos de un mismo periodo:

Como se mencionó anteriormente en elementos que se encuentran en mismo periodo el radio atómico depende de la carga nuclear efectiva. Esta depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. Si la carga nuclear aumenta la carga nuclear efectiva aumenta también y por lo tanto el radio disminuye ya que aumenta la atracción del núcleo sobre los electrones externos.

Así el radio atómico del 37Rb es mayor que el del 52Te.

Elementos de un mismo grupo:

Antes se mencionó que si los elementos pertenecen a un mismo grupo la variación de la carga nuclear efectiva se desprecia ya que la carga nuclear y el efecto de pantalla aumentan en forma similar y entonces le damos importancia al efecto de pantalla. Al aumentar el efecto de pantalla, en elementos de un mismo grupo, el radio también aumenta , ya que los electrones externos se ubican en niveles más externos de energía o sea más alejados del núcleo.

Así el radio atómico del 83Bi es mayor que el del 6C.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Se define como la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo o de un catión.

Un átomo puede perder varios electrones pero lo hace de uno en uno. La energía necesaria para que un átomo pierda su primer electrón se denomina primera energía de ionización. Para perder el segundo electrón se debe aplicar la segunda energía de ionización y así sucesivamente.

Para analizar la variación que sufre la primera energía de ionización en elementos de un mismo periodo se debe recordar que la carga nuclear efectiva depende ,principalmente, de la carga nuclear, ya que se desprecia la variación del efecto de pantalla. Si la carga nuclear aumenta también aumenta la carga nuclear efectiva y por ende la primera energía de ionización es mayor, ya que al estar más atraído el electrón por el núcleo se requerirá utilizar mayor energía para poder sacarlo del átomo.

Así la primera energía de ionización del 53I es mayor que la del 49In.

Para elementos de un mismo grupo la primera energía de ionización depende del efecto de pantalla ya que se desprecia la variación de la carga nuclear efectiva, pues la carga nuclear y el efecto de pantalla aumentan en forma similar. A mayor efecto de pantalla menor será la energía de ionización ya que el electrón externo se encuentra en un nivel superior de energía y por lo tanto se necesita menos energía para sacarlo del átomo.

Es por esto que la primera energía de ionización del 81Tl es menor que la del 31Ga.

Al comparar las diferentes energías de ionización para un mismo átomo se tiene que la primera es siempre menor que la segunda, ya que en esta se parte de un catión que como vimos anteriormente posee mayor carga nuclear efectiva que el átomo neutro. Al ser la carga nuclear efectiva mayor la energía de ionización también es mayor .

X - 1e- X1+ I Energía de ionización

X1+ - 1e- X2+ II Energía de ionización

Esto explica también porque la tercera energía de ionización es mayor que la segunda y así sucesivamente.

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es la fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae al par de electrones de un enlace covalente.

Para elementos de un mismo periodo la electronegatividad depende de la carga nuclear efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor electronegatividad.

La electronegatividad del 84Po es mayor que la del 56Ba.

Para elementos de un mismo grupo la electronegatividad depende del efecto de pantalla. La variación de la carga nuclear efectiva se desprecia pues la variación de la carga nuclear y del efecto de pantalla es similar. A mayor efecto de pantalla menor es la electronegatividad.

El 85At posee una electronegatividad menor que la del 17Cl.

En conclusión :

menor radio

mayor I energía de ionización

A mayor carga nuclear efectiva

(para elementos de un mismo mayor afinidad electrónica

periodo) mayor electronegatividad

mayor radio

menor primera energía de ionización

a mayor efecto de pantalla

( para elementos de un mismo menor afinidad electrónica

grupo ) menor electronegatividad

Afinidad electrónicaLa afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando

un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma

union mononegativo:  . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo

negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivo.

La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla aumenta y cuando el nº

atómico disminuye. Visto de otra manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo

hace la electronegatividad. En la tabla periódica tradicional no es posible encontrar esta información.

O bien el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un

ion.

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

1H

-73He21

2Li-60

Be19

B-27

C-122

N7

O-141

F-328

Ne29

3Na-53

Mg19

Al-43

Si-134

P-72

S-200

Cl-349

Ar35

4K

-48Ca10

Sc-18

Ti-8

V-51

Cr-64

Mn Fe-16

Co-64

Ni-112

Cu-118

Zn47

Ga-29

Ge-116

As-78

Se-195

Br-325

Kr39

5Rb-47

Sr Y-30

Zr-41

Nb-86

Mo-72

Tc-53

Ru-101

Rh-110

Pd-54

Ag-126

Cd32

In-29

Sn-116

Sb-103

Te-190

I-295

Xe41

6Cs-45

Ba Lu Hf Ta-31

W-79

Re-14

Os-106

Ir-151

Pt-205

Au-223

Hg61

Tl-20

Pb-35

Bi-91

Po-183

At-270

Rn41

7Fr-44

Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol

inidad Electrónica: se define como la variación de energía que tiene lugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un e-.

Cuando el F adquiere un e- se libera energía, es un proceso exotérmico y la afinidad electrónica tiene un valor negativo.

Si el valor negativo es alto, estos átomos ganan con facilidad e-.La afinidad electrónica y la energía de ionización varían igual en la tabla periódica.

 

MetalPara otros usos de este término, véase Metal (desambiguación).

Metal se usa para denominar a los elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores del calor y la

electricidad, poseen alta densidad, y son sólidos en temperaturas normales (excepto el mercurio); sus sales

forman iones electropositivos (cationes) en disolución.

La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la

banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir

fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo. En

ausencia de una estructura electrónica conocida, se usa el término para describir el comportamiento de aquellos

materiales en los que, en ciertos rangos de presión y temperatura, la conductividad eléctrica disminuye al elevar la

temperatura, en contraste con los semiconductores.

Forja metálica en la marquesina del actual Ayuntamiento de Madrid, antiguo Palacio de Comunicaciones.

El concepto de metal refiere tanto a elementos puros, así como aleaciones con características metálicas, como

el acero y el bronce. Los metales comprenden la mayor parte de la tabla periódica de los elementos y se separan de

los no metales por una línea diagonal entre el boro y elpolonio. En comparación con los no metales tienen

baja electronegatividad y baja energía de ionización, por lo que es más fácil que los metales cedan electrones y más

difícil que los ganen.

En astrofísica se llama metal a todo elemento más pesado que el helio.

Propiedades

Los metales poseen ciertas propiedades físicas características, entre ellas son conductores de la electricidad.

La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; elbismuto (Bi) es rosáceo,

el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. En otros metales aparece más de un color; este fenómeno se

denomina policromismo.

Otras propiedades serían:

Maleabilidad : capacidad de los metales de hacerse láminas al ser sometidos a esfuerzos de compresión.

Ductilidad : propiedad de los metales de moldearse en alambre e hilos al ser sometidos a esfuerzos de

tracción.

Tenacidad : resistencia que presentan los metales a romperse al recibir fuerzas bruscas (golpes, etc.)

Resistencia mecánica : capacidad para resistir esfuerzo de tracción, comprensión, torsión y flexión sin

deformarse ni romperse.

Suelen ser opacos o de brillo metálico, tienen alta densidad, son dúctiles y maleables, tienen un punto de

fusión alto, son duros, y son buenos conductores (calor y electricidad).

Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los

átomos, formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude) que los baña a todos, que se

conoce como enlace metálico (véase semiconductor).

La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un traslape entre la banda de

valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de

conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo cual le da su peculiar

brillo.

Los metales tienen ciertas propiedades físicas características: a excepción del mercurio son sólidos a

condiciones ambientales normales, suelen ser opacos y brillantes, tener alta densidad, ser dúctiles y maleables,

tener un punto de fusión alto, ser duros, y ser buenos conductores del calor y electricidad. Estas propiedades se

deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una

especie de mar (también conocido como mar de Drude), que se conoce como enlace metálico.

Mediante la teoría del mar de Drude podemos explicar por que los metales son tan buenos conductores del

calor y la electricidad, es necesario comprender la naturaleza del enlace entre sus átomos.

Un primer intento para explicar el enlace metálico consistió en considerar un modelo en el cual los electrones de

valencia de cada metal se podían mover libremente en la red cristalina ; de esta forma, el retículo metálico se

considera constituido por un conjunto de iones positivos (los núcleos rodeados por su capa de electrones) y

electrones (los de valencia), en lugar de estar formados por átomos neutros.

En definitiva un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos distribuidos

regularmente e inmersos en un “mar de electrones” de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante

electrostática que mantiene unidos a los cationes metálicos.

El modelo de mar de electrones permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y

térmica de los metales. Dado que los electrones son móviles, se puede trasladar desde el electrodo negativo al

positivo cuando el metal se somete al efecto de un potencial eléctrico. Los electrones móviles también pueden

conducir el calor transportando la energía cinética de una parte a otra del cristal. El carácter dúctil y maleable de

los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones; es

decir, no está limitado a una orientación determinada, como sucede en el caso de los sólidos de redes

covalentes.

Cuando un cristal metálico se deforma, no se rompen enlaces localizados; en su lugar, el mar de electrones

simplemente se adapta a la nueva distribución de los cationes, siendo la energía de la estructura deformada

similar a la original. La energía necesaria para deformar un metal como el litio es relativamente baja, siendo,

como es lógico, mucho mayor la que se necesita para deformar un metal de transición, porque este último

posee muchos más electrones de valencia que son el aglutinante electrostático de los cationes.

Mediante la teoría del mar de electrones se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los

metales, pero no es adecuada para explicar otros aspectos, como la descripción detallada de la variación de la

conductividad entre los elementos metálicos.

Los metales pueden formar aleaciones entre sí y se clasifican en:

Ultraligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 2. Los más comunes de este tipo son el magnesio y el berilio.

Ligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 4,5. Los más comunes de este tipo son el aluminio y el titanio.

Pesados: Densidad en g/cm³ superior a 4,5. Son la mayoría de los metales.

Véase también la clasificación de los metales en la tabla periódica.

No metalNo metales se denomina a los elementos químicos que no son metales. Los no metales, excepto el hidrógeno, están

situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. Los elementos de este bloque son no-metales, excepto

los metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), todos los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), y algunos metales (Al, Ga,In,

Tl, Sn, Pb).

Los no-metales aparecen en color verde, a la derecha de la tabla periódica.

En orden de número atómico:

Hidrógeno  (H)

Carbono  (C)

Nitrógeno  (N)

Oxígeno  (O)

Flúor  (F)

Fósforo  (P)

Azufre  (S)

Cloro  (Cl)

Selenio  (Se)

Bromo  (Br)

Yodo  (I)

Astato  (At)

Las propiedades de los no metales son, entre otras, Son malos conductores de electricidad y de calor. No tienen

lustre. Por su fragilidad no pueden ser estirados en hilos ni aplanados en laminas.

El hidrógeno normalmente se sitúa encima de los metales alcalinos, pero normalmente se comporta como un no

metal. Un no metal suele ser aislante o semiconductor de la electricidad. Los no metales suelen formar enlaces

iónicos con los metales, ganando electrones, o enlaces covalentes con otros no metales, compartiendo electrones.

Sus óxidos son ácidos.

Los no metales forman la mayor parte de la tierra, especialmente las capas más externas, y los organismos están

compuestos en su mayor parte por no metales. Algunos no metales, en condiciones normales, son diatómicos en el

estado elemental: hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2) y yodo (I2). Los no

metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la

electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono,

se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista

están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales

son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy

frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura

ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no

reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno,

fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

ELEMENTOS METÁLICOS

PROPIEDADES FÍSICAS:

Las propiedades físicas más resaltantes de los metales son:

Brillo: reflejan la luz que incide sobre su superficie. La inmensa mayoría presenta un brillo metálico muy intenso.

Dureza: las superficies de los metales oponen resistencia a dejarse rayar por objetos agudos.

Tenacidad: los metales presentan menor o mayor resistencia a romperse cuando se ejerce sobre ellos una presión.

Ductibilidad: los metales son fácilmente estirados en hilos finos (alambres), sin romperse.

Maleabilidad: ciertos metales, tales como la plata, el oro y el cobre, presentan la propiedad de ser reducidos a delgadas laminas, sin romperse.

Conductividad calórica: los metales absorben y conducen la energía calórica.

Conductividad eléctrica: los metales permiten el paso de la corriente eléctrica a través de su masa.

Densidad: la inmensa mayoría de los metales presentan altas densidades.

Fusibilidad: la inmensa mayoría de los metales presentan elevadísimos puntos de fusión, en mayor o menor medida, para ser fundidos.

PROPIEDADES QUIMICAS

Tendencia a la perdida de electrones de la última capa para transformarse en iones electropositivos (cationes).

Cuando las sales que los contienen se disuelven en agua y se hace circular por ella corriente eléctrica, se disocian, dando origen a iones metálicos positivos o cationes, que se dirigen hacia el polo negativo o cátodo.

La mayoría se combinan con el oxígeno para formar óxidos.

Reaccionan con los ácidos para formar sales.

Ej: Zinc + ácido clorhídrico cloruro de cinc + hidrógeno

Zin + HCI znCI² + H²

Forman aleaciones (mezclas homogéneas formada por dos o más metales o elementos de carácter metálico en mezcla, disolución o combinación).

ELEMENTOS NO METALICOS

PROPIEDADES FÍSICAS

No son conductores de la electricidad ni del calor.

2. En condiciones ambientales los hay gaseosos (H2 , O2, N2, Cl2, etc) y los restantes a excepción del Br (bromo), que es liquido, son sólidos (azufre, carbono, fósforo, etc.).

PROPIEDADES QUÍMICAS

1. Sus óxidos (anhídridos) al reaccionar con agua forman ácidos oxácidos.

2. Los no metales puedes actuar positivamente (si ceden electrones)

3. Y negativamente (si aceptan electrones)