Unidad #2

Numero De Oxidación

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado.

Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación suele escribirse en la nomenclatura Stock con números romanos: +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero también se usan caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etc., lo que nos facilitará los cálculos ya que los trataremos como números enteros.

Compuestos químicos

Un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica. Una característica esencial es que tiene una fórmula química.

Los compuestos químicos son aquellas sustancias que están compuestas por la unión de al menos dos elementos incluidos en la tabla periódica. Los compuestos químicos pueden ser clasificados en los siguientes grupos:

Óxidos básicos: están conformados por oxígeno y un metal.

Óxidos ácidos: estos compuestos, en cambio, están formados por oxígeno y un no

mental.

Hidruros: estos compuestos pueden ser no metálicos o metálicos y sus

componentes son hidrógeno y algún otro elemento

Hidrácidos: son aquellos hidruros no metálicos que al ser disueltos en agua se

tornan ácidos y están compuestos por hidrógeno y otro elemento.

Hidróxidos: compuestos por agua y algún óxido básico cuya reacción se caracteriza

por contar con el grupo oxidrilo

Oxácidos: están compuestos por oxígeno, un no metal e hidrógeno y se obtienen a

partir de la reacción de agua y un óxido ácido

Oxisales: compuestas por la reacción de un hidróxido y un oxácido

Sales binarias: compuestos por un hidróxido y un hidrácido.

Reglas para formular compuestos.

• El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con los metales.
• El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en los peróxidos donde es –1.
• El compuesto se lee de derecha a izquierda
• Se intercambian las valencias, pero prescindiendo del signo.
• Siempre que sea posible se simplifica:  Cu2S2 --> CuS
• En cualquier fórmula química se escribe en primer lugar los elementos situados a la izquierda de la Tabla periódica (menos electronegativos) y en segundo lugar, los situados a la derecha (más electronegativos)

Sistemas de Nomenclaturas

Nomenclatura sistemática (propuesta por la IUPAC)

Este sistema de nomenclatura, se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos como mono, di, tri, tetra, penta, etc., que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo, H2O que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula.

Ej. Fe2O3 ----------- Trióxido de dihierro

Ej. PH3 -------------- Trihidruro de fósforo

Ej. Ba(OH)2 -------- Dihidróxido de bario

Nomenclatura stock

Esta nomenclatura tiene en cuenta los valores de los estados de oxidación positivos (es decir sólo de los elementos metálicos), los cuales se expresan en la función química correspondiente en números romanos encerrados entre paréntesis (a menos que la expresión matemática de la fórmula se haya simplificado, es posible determinar el valor de oxidación por el número subíndice de la derecha).

Ej. Fe2O3 ---------- Óxido de hierro (III)

Ej. PH3 ----------- Hidruro de fósforo (III)

Ej. Ba(OH)2 -------- Hidróxido de bario (II)

Nomenclatura Tradicional (el sistema más antiguo)

- Se vale de los prefijos y sufijos hipooso, oso, ico y per-ico, según la valencia con la que actúen los elementos. Actualmente desaconsejada por la IUPAC.

• Cuando el elemento sólo tiene una valencia , simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”, ejemplo: Na2O, = Óxido de sodio.
• Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos “oso” e “ico”, ejemplos:
  “oso” cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O -2 , (hierro con la valencia +2), óxido ferroso.
  “ico” cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2 +3O3 -2 , (hierro con valencia +3), óxido férrico.
• Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
  “hipo … oso” para la valencia inferior.
  “oso” para la valencia intermedia.
  “ico” para la valencia mayor.
• Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
  “hipo … oso” (para las valencias 1 y 2)
  “oso” (para la valencias 3 y 4)
  “ico” (para la valencias 5 y 6)
  "per … ico” (para la valencia 7)

Ej. Fe2O3 ----------- Óxido férrico

Ej. PH3 -------------- Hidruro fosforoso

Ej. Ba(OH)2 -------- Hidróxido bárico

Compuestos binarios

Los compuestos binarios solo contienen dos elementos distintos. Sus fórmulas llevan primero el símbolo del elemento electropositivo (o menos electronegativo) y luego el símbolo del elemento electronegativo. Sus nombres en cambio, tienen dos partes: el nombre del elemento más negativo con la terminación “uro”, seguido del nombre del elemento más positivo (enlazados con la proposición “de”).

Óxidos Básicos

Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno en las que el oxígeno utiliza el número o estado de oxidación -2.
Se llaman óxidos básicos porque al reaccionar con agua forman bases o hidróxidos.

La fórmula general que identifica a estos óxidos es la siguiente: M2OV 

Donde “M” es el metal, “2” es el valor absoluto de la valencia o estado de oxidación del oxígeno, “O” es el oxígeno y “v” es el valor absoluto de la valencia del metal.

EJERCICIO

1.- ÓXIDO DE CALCIO:   CaO

2.- ÓXIDO DE LITIO:   Li₂O

3.- ÓXIDO DE NÍQUEL (III):  Ni₃O₂

4.- TRIÓXIDO DE DITALIO:  Tl₂O₃

5.- ÓXIDO DE BISMUTO: Bi₂O₃

La fórmula del óxido de plata es:

Ag2O   

Pt2O 

AgO2

PtO2

La fórmula del óxido de estroncio es:

Sr2O3

Sr2O

SrO2

Ninguna de las anteriores

Óxidos Ácidos (Anhídridos)

Son llamados así porque al combinarse con agua producen oxoácidos, son combinaciones binarias de un no metal y el oxígeno, en las que el oxígeno utiliza el número de oxidación -2. Su fórmula general es la siguiente: NM2OV

“NM” es el no metal, “2” es la valencia o número de oxidación del oxígeno, “O” es el oxígeno y “v” es el número de oxidación del no metal.

EJERCICIO

Identifique de que tipo son los siguientes Óxidos y nómbrelos:

NO2 =   Anhídrido  y se nombra   Dióxido de nitrógeno  

Cl2O7 =  Anhídrido  y se nombra  Heptaóxido de dicloro  

I2O5 =  Anhídrido   y se nombra   Pentaóxido de diyodo

SO =  Anhídrido y se nombra   Monóxido de azufre  

TeO2 =  Anhídrido   y se nombra   Dióxido de telurio 

EJERCICIO

La fórmula del anhídrido hipobromoso es:

Br2O7

Br2O

BO2

BrO2

La fórmula del óxido de fósforo(III) es:

P2O

P2O3

P3O2

PO3

La fórmula del trióxido de selenio es:

Sr2O3

Se2O3

SeO3

Ninguna de las anteriores

Peróxidos

Son combinaciones binarias del oxígeno generalmente con un metal. Son derivados de los óxidos que contienen la estructura –O-O- (peroxo). En estos compuestos el oxígeno actúa siempre con el número de oxidación -1. Por tanto, el elemento que se combina con él tiene que utilizar un número de oxidación positivo. La fórmula general de los peróxidos es: M(O2)vM.

Donde “M” es el metal, “O2” es el grupo peroxo y “vM” es el número de oxidación del metal.

Primero se forma el óxido y luego se lo combina con un átomo de oxígeno. Se forman con los elementos del grupo I y II.

Óxidos salinos 

Resultan de unir o combinar 2 Óxidos simples de un solo elemento. Son Óxidos Binarios o también llamados Mixtos.

EJERCICIO

1.- PERÓXIDO DE MERCURIO (II):    HgO2

2.- PERÓXIDO DE ORO (I):    

3.- DIÓXIDO DE ESTRONCIO:   SrO2

4.- DIÓXIDO DE DILITIO:    Li2O2

5.- PERÓXIDO DE RADIO:   RaO2

DEBER

Forme los óxidos salinos de las valencias 2 y 4 (pb, pt y sn) y de las valencias 2 y 3 (ni y cr) con sus respectivas nomenclaturas

Pb --->  Pb2O3

Pt --->   Pt2O3

Sn --->  Sn2O3

Ni --->   Ni3O4

Cr --->   Cr3O4

EJERCICIO

Identifica la valencia que usan los siguientes elementos y escribe la fórmula correspondiente:

• Óxido de Cloro (I)                Valencia 1 -->  Cl2O
• Óxido de cadmio                   Valencia 2 -->  CdO
• Anhídrido fosforico              Valencia 5 -->  P2O5
• Monóxido de dilitio               Valencia 1 --> Li2O
• Óxido potásico                       Valencia 1 --> K2O
• Óxido de estaño (IV)             Valencia 4 --> SnO2
• Dióxido de dirubidio             Valencia 1 --> Rb2O2
• Óxido de plomo (II)               Valencia 2 --> PbO
• Heptaóxido de dibromo        Valencia 7 --> Br2O7
• Óxido de cromo (VI)              Valencia 6 --> CrO3
• Peróxido de estroncio             Valencia 2 --> SrO2
• Óxido salino de hierro            Valencia 2y3 --> Fe3O4

Hidruros

Los hidruros son combinaciones binarias formadas por átomos de hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: hidruros metálicos, ácidos hidrácidos y los hidruros volátiles llamados también compuestos especiales.

Hidruros metálicos

Es la combinación del hidrógeno (-1)  con un metal.
La fórmula general para estos compuestos binarios es: XHn
Donde “X” es el símbolo del metal, “H” es el símbolo del hidrógeno y “n” es el número de oxidación del metal.  

EJERCICIO

1.- HIDRURO DE CADMIO: CdH2

2.- HIDRURO FÉRRICO: FeH3

3.- HIDRURO PLÚMBOSO: PbH2

4.- HIDRURO DE MOLIBDENO: MoH6

5.- HIDRURO DE CROMO (II): CrH2

Nombra los siguientes compuestos de las tres maneras posibles.

CoH2  Hídruro cobaltoso - Hídruro de cobalto (II) - Dihídruro de cobalto

PbH4  Hídruro plúmbico - Hídruro de plomo (IV) - Tetrahídruro de plomo

NaH    Hídruro de sodio - Hídruro de sodio (II) - Monohídruro de sodio

FeH3   Hídruro férrico - Hidruro de hierro (III) - Trihídruro de hierro 

AlH3  Hídruro de aluminio - Hídruro de alumino (III) - Trihídruro de aluminio 

Hidruros no metálicos (Hidrácidos)

Es la combinación del hidrógeno con un no metal (de la primera o segunda familia). El H tiene valencia +1. Su fórmula general es: HnX 

Donde “H” es el símbolo del hidrógeno, “n” es el número de oxidación del no metal y por último “X” el símbolo del azufre, selenio, teluro, flúor, cloro, bromo o yodo.

A continuación veremos los estados de oxidación con los que participan los no metales en este tipo de compuestos:

Compuestos especiales o hidruros volátiles

Los hídruros que surgen de combinar el hidrógeno con un no metal (de la tercera o cuarta familia), se nombran de forma especial.

La fórmula general de estos compuestos binarios es: XHn 

Donde “X” es el símbolo del nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio; luego, “H” es el símbolo del hidrógeno y después “n” es el estado de oxidación del no metal correspondiente.

Los hidruros volátiles se pueden nombrar con la nomenclatura Sistemática (IUPAC), aunque son más conocidos por el nombre especial de cada uno de ellos. 

¿Sabías qué…? 

Algunos hidruros tienen importantes aplicaciones dentro del mundo industrial, por ejemplo el hidruro de silicio (SiH4) se emplea como adherente en la fabricación de estructuras de fibra de vidrio y también como repelentes de agua; el di borano o hidruro de boro (B2H6) se emplea como propelente de cohetes y como agente de vulcanización del caucho en la industria de las llantas. 

El hidruro de paladio es empleado para fabricación de electrodos en experimentos de fusión en frío. 

La estibina (hidruro de antimonio SbH3) es empleada en la industria de fabricación de materiales semiconductores, y el hidruro doble de litio y aluminio LiAlH4 es un reductor potente en la química orgánica.

SALES BINARIAS 

Son compuestos binarios formados por la interacción entre un metal y no metal, cuando el no metal es un halógeno, reciben el nombre de haluros. Se pueden considerar el resultado de sustituir el o los hidrógenos de los ácidos hidrácidos por un metal. Su fórmula general es: MnNMNMnM

Donde “M” es el metal (que se escribe primero por ser el positivo) “nNM” es el número de oxidación del no metal (subíndice), “NM” es el no metal (que va al final de la fórmula por ser el electronegativo) y “nM” es el número de oxidación del metal (subíndice).

Químicamente provienen de la reacción entre un ácido y un hidróxido según la siguiente ecuación general: ÁCIDO HIDRÁCIDO + BASE SAL BINARIA + AGUA. 

COMPUESTOS TERNARIOS

Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de compuestos suelen presentarse grupos de elementos que deben escribirse encerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repiten, al igual que en los compuestos binarios, se escribe primero el elemento o grupo de elementos menos electronegativo y luego el elemento o grupo más electronegativo.

Hidróxidos

En principio, podemos decir que son compuestos ternarios que se forman de la combinación entre un metal y el grupo hidroxilo (OH-1 ).

Cuando se disuelven en agua forman disoluciones básicas, de allí que también se les conoce como bases, responden a la siguiente fórmula general: M(OH)nM.

Donde “M” es el metal, “(OH)” es el grupo hidroxilo y “nM” es el número de oxidación del metal que pasa a ser subíndice del grupo OH1- .

Químicamente se forman (como ya vimos antes) de la reacción entre un óxido básico (metálico) y el agua, según la siguiente ecuación general: ÓXIDO BÁSICO O METÁLICO + AGUA HIDRÓXIDO O BASE.

Por lo que se pueden formar dedos maneras:

1. Óxido + H2O
2. Metal + (OH) (valencia -1).

EJERCICIO

Completa la siguiente tabla.

Na(OH)	Hidróxido de sodio	Hidróxido de sodio (I)	Monohidróxido de sodio
Ca(OH)2	Hidróxido de calcio	Hidróxido de calcio (II)	Dihidróxido de calcio
Fe(OH)2	Hidróxido ferroso	Hidróxido de hierro (II)	Dihidróxido de hierro
Fe(OH)3	Hidróxido férrico	Hidróxido de hierro (III)	Trihidróxido de hierro
Cd(OH)2	Hidróxido de cadmio	Hidróxido de cadmio (II)	Dihidróxido de cadmio
U(OH)6	Hidróxido de uranio	Hidróxido de Uranio (VI)	Hexahidróxido de uranio

EJERCICIO

Formula los siguientes compuestos.

Hidróxido de zirconio (IV)   Zr(OH)4

Hidróxido de hierro (II)        Fe(OH)2

Trihidróxido de aluminio      Al(OH)3

Hidróxido de indio                 In(OH)3

Hidróxido niquélico                Ni(OH)3

Nombra los siguientes compuestos.

Au(OH)     Hidróxido Auroso

Hg(OH)2   Hidróxido de mercurio

Pt(OH)4     Hidróxido platínico

Cu(OH)        Hidróxido Cuproso

Sc(OH)₃    Hidróxido de escandio 

Oxácidos

Son combinaciones ternarias formadas por el hidrógeno, un no metal y el oxígeno, se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). 

Responden a la fórmula general: HaXbOc.

Donde “H” es el hidrógeno y “a” es su subíndice; “O” es el oxígeno y “c” es su subíndice; finalmente, “X” es el no metal o UN METAL con elevado estado de oxidación.  

Químicamente se forman añadiendo agua al óxido no metálico (óxido ácido) correspondiente, según la siguiente ecuación general: ÓXIDO NO METÁLICO U ÓXIDO ÁCIDO + AGUA OXOÁCIDO.

SO3 (s) + H2O(l) = H2SO4 (ac)

N2O5 (g) + H2O(l) = 2HNO3 (ac)

P4O10 (s) + H2O(l) = 4 H3PO4 (ac)

Casos especiales As, P, Sb, B

Dan tres tipos de oxácidos:

• Anhídrido + H2O → Ácido meta-(anhídrido)
• Anhídrido + 2 H2O → Ácido piro-(anhídrido)
• Anhídrido + 3 H2O → Ácido orto-(anhídrido) .

La tabla periódica de lo elementos 

En el año 1830 ya se habían descubierto el 50% de los elementos químicos conocidos en la actualidad; sus propiedades físicas y químicas y sus combinaciones con otros elementos para formar compuestos habían sido estudiadas por muchos químicos. Sin embargo, era necesario organizar toda esta información de manera clara.

Químicos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. La misma se le atribuye al químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Jullius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléiev, fue diseñada por Alfred Werner.

Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:

• En 7 filas denominadas (periodos).
• En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.

La tabla periódica de Mendeleiev 

En 1869, los químicos Ivanovich Dimitri Mendeleiev (1834-1907) y Lothar Meyer (1830-1895) publicaron por separado dos tablas periódicas prácticamente coincidentes, en las que clasificaban los 63 elementos conocidos hasta entonces (entre 1830 y 1869 se descubrieron ocho nuevos elementos). La clasificación de Mendeleiev hacía énfasis en las propiedades químicas de los elementos; mientras que Meyer hacía hincapié en las propiedades físicas. 

Mendeleiev, que fue el primero en dar a conocer su tabla periódica, organizó los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos en filas y columnas, de modo que los elementos que quedaban en la misma fila tenían propiedades semejantes. Lo ingenioso de la idea de este científico era que las filas no tenían todas la misma longitud pero en cada una de ellas existía una analogía gradual de las propiedades de los elementos. Por otro lado, no dudó en dejar espacios en la tabla, en invertir elementos e incluso llegó a predecir con éxito las propiedades de los elementos que algún día ocuparían los espacios vacíos. 

Mendeleiev resumió su descubrimiento estableciendo su ley periódica, que dice: Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de una manera periódica. El sistema periódico de Mendeleiev, no obstante, presentaba algunas fallas. Por ejemplo, cuando años más tarde empezaron a descubrirse los gases nobles y ubicarse en su sitio, resultó que el argón, Ar, tenía un peso atómico superior al del potasio, mientras que los restantes gases nobles tenían pesos atómicos inferiores a los elementos posteriores. Era evidente que no resultaba totalmente aceptable el aumento de peso atómico como referencia para ubicar los elementos en el sistema periódico.

La tabla periódica moderna 

En 1913, Henry G. J. Moseley (1887-1915) sugirió que los elementos se ordenaran de acuerdo con su número atómico en forma creciente. 

Esto trajo como consecuencia que la ley periódica de los elementos cambiaría su enunciado de tal manera que desde entonces se enuncia como: Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos. La tabla periódica moderna presenta un ordenamiento de los 118 elementos que se conocen actualmente, ordenándolos según su número atómico (Z). Los elementos se disponen en filas horizontales llamadas períodos y en columnas denominadas grupos o familias. 

Es de resaltar que existe una relación fuerte entre la configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la tabla periódica. Cuando se realiza esta configuración, se observa que los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su último nivel. Por ejemplo, si se observa la configuración electrónica para los elementos Li y Na, se tiene: Li, 1s2 2s1 y Na, 1s2 2s2 2p6 3s1 . 

Los periodos

Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del  elemento. Existen 7 periodos o niveles.

Los períodos se designan con números arábigos y corresponden a las filas horizontales de la tabla periódica

Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.

Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.

Cada período indica el comienzo del llenado de un nuevo nivel energético y termina con aquellos elementos cuyos tres orbitales p del nivel principal más externo están llenos con 6 electrones. El primer período representa la ocupación del primer nivel energético (n 5 1); el segundo período representa la del segundo nivel (n 5 2) y así sucesivamente; por lo tanto, cada período se caracteriza por el número cuántico principal (n)

La tabla periódica moderna consta de siete períodos. A continuación se mencionan algunos de los elementos más relevantes de cada uno de ellos

• El primer período comprende solo dos elementos: hidrógeno (Z 51) y helio (Z 5 2), son los dos elementos gaseosos más ligeros que se encuentran en la naturaleza.
• El segundo período consta de ocho elementos; comienza con el litio (Z 5 3) y termina con el neón (Z 5 10). En este período se ubican el oxígeno y el nitrógeno, gases fundamentales en la composición del aire que respiramos. También se encuentra en este período el carbono, elemento que es la materia prima fundamental de los seres vivos por ser el que aparece en todos los compuestos orgánicos.
• El tercer período tiene igualmente ocho elementos; se inicia con el sodio (Z 5 11) y termina con el argón (Z 5 18). En este período aparecen el fósforo y el azufre, elementos importantes para la síntesis de los ácidos nucleicos y las proteínas.
• El cuarto período comprende un total de 18 elementos, comienza con el potasio (Z 5 19) prolongándose hasta el kriptón (Z 5 36). En este período se encuentran metales como el titanio, el cromo, el hierro, el cobalto, el níquel, el cobre y el cinc, que son ampliamente utilizados en la industria.
• El quinto período, también con 18 elementos, comienza con el rubidio (Z 5 37) hasta el xenón (Z 5 54). En esta serie se destaca el yodo por su valor biológico.
• El sexto período, con 32 elementos, se inicia con el cesio (Z 5 55) y termina en el radón (Z 5 56). Entre los elementos de este período destacan el oro y el platino, como metales preciosos, y el mercurio, que es el único metal líquido que existe en la naturaleza.
  
  Dentro de este período hay un conjunto particular de 14 elementos, comenzando por el cerio (Z 5 58) y terminando con el lutecio (Z 5 71) que se denominan serie de los lantánidos, debido a que sus propiedades son semejantes a las del lantano (Z 5 57). Se ubican generalmente al final de la tabla en una fila aparte; son metales que se hallan en minerales raros como la euxenita
• El séptimo período se extiende desde el francio (Z 5 87) hasta el elemento 109, unilenio (que forma parte de los de más reciente descubrimiento y aún no tiene nombre definitivo).
  
  Este período incluye, como el anterior, un conjunto de 14 elementos, desde el torio (Z 5 90) hasta el unilenio (Z 5 109), llamados serie de los actínidos porque sus propiedades son semejantes al actinio. Se ubican, al igual que los lantánidos, en la parte inferior de la tabla periódica. 

Ubiquen el periodo 2 de la tabla periódica:

Veremos que comienza con el Li con Z= 3, (1s2 2s1) Grupo 1 y

que termina con el Ne, Z= 10 (1s2 2s2 2p6) Grupo 8

Los grupos o familias 

Los grupos son las columnas de la tabla periódica y se designan con los números romanos I a VIII. Se encuentran divididos en los subgrupos A, B y tierras raras. Este último subgrupo no se numera. En el subgrupo A hay ocho familias llamadas también elementos representativos. 

El número romano representa la valencia del grupo o el número de electrones en el último nivel, de forma que los elementos de cada grupo presentan propiedades químicas similares. Así, por ejemplo, todos los elementos del grupo IA tienen valencia 1 mientras que los elementos del grupo IIIA tienen valencia 3.

• Grupo IA o metales alcalinos: se caracterizan por presentar un electrón en su capa más externa (capa de valencia). Su notación es ns (n corresponde al número del nivel). Ejemplo: sodio (Z 5 11), 1s2 2s2 2p6 3s1 . Son blandos y su color es blanco plata. Tienen baja densidad, bajos puntos de fusión y ebullición, son buenos conductores del calor y la electricidad y reaccionan rápidamente al exponerlos al aire. Su gran reactividad química se debe a su baja energía de ionización y electronegatividad, su gran tamaño y su estructura electrónica.
  
  Estos elementos no se encuentran libres en la naturaleza; cuando forman compuestos pierden su único electrón de valencia.
   
• Grupo IIA o metales alcalinotérreos: La distribución de los electrones en el nivel más externo corresponde a ns2 . Ejemplo: magnesio (Z 5 12), 1s2 2s2 2p6 3s2 . Son más duros que los del primer grupo; tienen las mismas propiedades metálicas, pero presentan mayor densidad y puntos de fusión y ebullición más elevados. Cuando forman compuestos pierden sus dos electrones de valencia. Su reactividad aumenta a medida que aumenta su tamaño. Del Ca hacia abajo reaccionan con el agua a temperatura ambiente. Se oxidan rápidamente con el aire para formar óxidos, hidróxidos o carbonatos, con excepción del Be y el Mg que forman una capa de óxido que protege el metal interior.
• Grupo IIIA o elementos térreos: su notación más externa es ns2 np1 . Ejemplo: aluminio (Z 5 13), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 . Su configuración externa los hace similares en algunos aspectos, pero en general presentan contrastes debido al pequeño tamaño del boro, a la aparición de los orbitales d en el galio y de los orbitales f en el indio.
• Grupo IVA o familia del carbono: su notación externa es ns2 np2 . Ejemplo: carbono (Z 5 6), 1s2 2s2 2p2 . Este grupo está constituido por carbono, silicio, germanio, estaño y plomo. El carbono es un no metal, el silicio en cambio siendo no metal, presenta propiedades eléctricas de semiconductor, el germanio es un metaloide y el estaño y el plomo tienen carácter metálico.
• Grupo VA o familia del nitrógeno: la distribución de su nivel más externo es ns2 np3 . Ejemplo: nitrógeno (Z 5 7), 1s2 2s2 2p3 . Todos los elementos de este grupo con excepción del nitrógeno, son sólidos a temperatura ambiente. El nitrógeno existe en forma de moléculas de N2. El fósforo y el arsénico forman moléculas tetraatómicas P4 y As4.
• Grupo VIA o familia del oxígeno: la notación de su nivel externo es ns2 np4 . Ejemplo: azufre (Z 5 16), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Este grupo está conformado por el oxígeno, el azufre, el selenio, el teluro y el polonio. El oxígeno posee propiedades muy diferentes a los demás elementos del grupo.
  
  Una característica de este grupo es alcanzar un estado de oxidación (22) al ganar dos electrones y conseguir configuración de gas noble.
• Grupo VIIA o familia de los halógenos: su distribución electrónica externa es ns2 np5 . Ejemplo: cloro (Z 5 17), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
  
  Este grupo está conformado por el flúor, el cloro, el bromo y el yodo. Con excepción de los gases nobles, los halógenos tienen las energías de ionización más elevadas, en consecuencia son los elementos más electronegativos.
  
  Los halógenos reaccionan fácilmente con los metales formando sales.
• Grupo VIIIA, gases nobles o inertes: tienen completo su nivel más externo; todos tienen ocho electrones en su último nivel de energía excepto el helio que tiene dos electrones. El helio se halla en este grupo porque el único nivel que contiene se encuentra completo.
  
  La notación del nivel más externo para este grupo es ns2 np6 . Ejemplo: argón (Z 5 18), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Se caracterizan por su poca reactividad química por la razón anotada anteriormente. Se hallan al final de cada período en la tabla periódica. Existen como átomos simples en todos los estados físicos; difícilmente forman moléculas. Los pocos compuestos que se conocen de los gases nobles son fluoruros y óxidos de xenón y kriptón.

Clasificación de Lavoisier

El propio Lavoisier dio la primera clasificación de elementos agrupando los mismos en: Metales, no metales y metaloides o metales de transición.

Metales

Los metales se encuentran localizados en la parte izquierda y en el centro de la tabla periódica. Están presentes en todos los grupos excepto en el VIIA y VIIIA. De los 118 elementos clasificados en la tabla periódica, un poco más de las tres cuartas partes son metales.

En la actualidad, nuestra sociedad depende en gran parte de los metales. Se cuenta con un gran número de aleaciones que tienen infinidad de usos. También son indispensables para la vida del ser humano, por ejemplo, el hierro está en la hemoglobina y el calcio en los huesos.

Características

Sus átomos están ordenados de forma compacta formando cristales

Tienden a perder  e- del último orbital

Propiedades físicas de los metales 

Los metales presentan algunas propiedades físicas comunes:

• Estado de agregación: los metales son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio que es líquido. También son excepciones relativas el cesio, el galio y el francio, que tienen puntos de fusión muy bajos: 28,7 °C, 29,8 °C y 30 °C, respectivamente.
• Conductividad: los metales son buenos conductores de la energía calórica y eléctrica. Por ejemplo, los recipientes usados para cocinar son por lo general metálicos, ya que esta composición es la ideal para trasladar el calor de la fuente calorífica al alimento que se cocina.
• Apariencia: presentan un brillo característico llamado brillo metálico; este solo se aprecia cuando su superficie ha sido recientemente cortada o pulida, porque tienden a reaccionar de inmediato con el oxígeno del aire formando un óxido metálico opaco.
• Ductilidad: se pueden convertir en hilos. Por ejemplo, el oro y la plata se usan en la elaboración de piezas de joyería.
• Maleabilidad: se pueden extender fácilmente en láminas. Por ejemplo, las láminas de aluminio se emplean en construcción.
• Elasticidad y tenacidad: en general los metales son elásticos y presentan resistencia a la ruptura; por eso los metales se emplean en la elaboración de materiales que deben soportar gran tensión, como las varillas para la construcción.
• Color: el color en la mayoría de metales es parecido al de la plata, es decir, son argentíferos (plateados) a excepción del cobre que es rojo y el oro que es amarillo.

Propiedades químicas de los metales 

• Propiedades periódicas: los metales retienen débilmente los electrones de la capa más externa (capa de valencia), por ello los pierden en una reacción química.
• Reactividad: la mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno para formar óxido y con los halógenos formando halogenuros. El grado de reactividad varía tanto para los elementos de un grupo como para los de diferente grupo. Por ejemplo, el litio y el sodio pertenecen al grupo IA, pero el sodio es mucho más reactivo; el calcio que pertenece al grupo IIA reacciona con más facilidad que el aluminio que pertenece al grupo IIIA.

Metales en la tabla periódica:

Los metales en un grupo tienen propiedades similares, la reactividad de los

metales tiende a disminuir al movernos de izquierda a derecha en la tabla 

periódica.

Metales alcalinos: 

Grupo I

• Del Li al Fr,
  

  reaccionan con 

  otros elementos 

  perdiendo 1 e-.
• Son los más
  

  reactivos de entre 

  los metales.
• Presentan baja
  

  dureza.
• Los más
  

  importantes son el 

  Na y el K

Metales alcalinotérreos: Grupo II

• Ligeramente duros
• Buenos conductores de electricidad
• Reaccionan perdiendo dos electrones
• Son menos reactivos que los metales alcalinos.
• Los más importantes son el Ca y el Mg

Metales de transición Elementos del grupo 3 al 12

• Son duros y brillosos
• Son buenos conductores de la electricidad
• Los más comunes son: el Fe, Cu, Ni, Ag y Au

Metales del Grupo 13 al 15

• Son los de menor reactividad de entre los metales.
• Los de mayor utilidad son el Al, por ser de peso ligero, que se utiliza en piezas de aeroplanos; el Sn, que se utiliza en fabricación de pinturas y tintas; y, el Pb, que se utiliza e las baterías de automóviles.

Lantánidos

• Son llamados elementos de transición interna
• Son suaves, maleables
• Presentan brillo y una alta conductividad
• Se mezclan con elementos comunes para formar  aleaciones
• Se encuentran en abundancia en la corteza terrestre, en minerales como la monacita.

Actínidos

• Son llamados elementos de transición interna
• Son en total 15 y tienen periodos cortos de vida
• Son isótopos radioactivos
• Solo el Ac, Th, Pa y U se encuentran de manera natural.
• El uranio se utiliza para producir energía en plantas nucleares

No metales

Los no metales, así como los metales, cumplen funciones dentro del equilibrio que debe presentarse para la existencia de la vida en nuestro planeta. Así, por ejemplo, el oxígeno es indispensable para la respiración y el carbono constituye una parte fundamental dentro de la estructura de los seres vivos.

Propiedades físicas de los no metales 

Los no metales tienen propiedades físicas y químicas variadas. A continuación, se presentan algunas de estas. 

• Estado físico: a temperatura ambiente pueden ser sólidos como el carbono, líquidos como el bromo y gaseosos como el oxígeno.
• Apariencia: presentan variedad de colores. Por ejemplo: el bromo es rojo, el azufre es amarillo y otros son incoloros como el nitrógeno. No presentan brillo metálico.
• Densidad: por lo general es menor que la de los metales.
• Conductividad térmica y eléctrica: son malos conductores del calor y de la electricidad, por ello se suelen emplear en la industria como aislantes eléctricos y térmicos.
• Ductilidad y maleabilidad: no son dúctiles ni maleables; no se pueden convertir en láminas ni hilos, son duros pero cuando se les golpea se fragmentan con facilidad, es decir, son muy quebradizos.
• Alotropía: son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico. Por ejemplo, el oxígeno gaseoso se puede presentar como molécula diatómica, O2, y molécula triatómica, O3, conocida como ozono. En los dos casos se trata de alótropos del oxígeno. Los sólidos no metálicos también pueden presentar el fenómeno de la alotropía.
  
  Los átomos de los alótropos sólidos se encuentran dispuestos en diferentes formas geométricas. Por ejemplo, el carbono comúnmente presenta dos formas alotrópicas: el diamante (que presenta una estructura molecular tetraédrica característica) y el grafito (con estructura molecular hexagonal). 

Propiedades químicas de los no metales 

Las propiedades químicas comunes del grupo de los no metales son las siguientes:

• Propiedades periódicas: retienen con fuerza los electrones de la capa externa (electrones de valencia) y tienden a atraer los electrones de otros elementos durante una reacción química.
• Electrones en la capa externa o de valencia: tienen en su capa de valencia cuatro electrones o más, por ejemplo, los elementos del grupo IVA tienen cuatro electrones, y los del VIA, seis electrones.
• Reactividad: la facilidad con que los no metales reaccionan con otros elementos es variable; algunos no metales son muy reactivos, como el flúor y el oxígeno, pero otros prácticamente no se combinan con ningún otro elemento: estos son los gases nobles (grupo VIIIA).
  
  Los no metales pueden reaccionar con los metales o con otros elementos no metales. El hidrógeno se localiza en el grupo IA, sin embargo, es un no metal; quí- micamente se comporta como los halógenos (grupo VIIA). Se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con muchos metales y no metales.
  
  Muchos elementos no metálicos, tales como el hidrógeno y el oxigeno, así como los elementos del grupo de los gases nobles, son gases a temperatura ambiente. Los que son sólidos se consideran aislantes; se combinan con el oxígeno para producir óxidos ácidos.

Características

Halógenos

• Son formadores de sales
• Son muy reactivos
• El cloro se utiliza para eliminar bacterias en el agua y vegetales

Anfígenos

• También llamado familia del oxígeno y es el grupo 16 (formado por los siguientes elementos: (O), (S), (Se), (Te) y (Po).
• El nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestos con carácter ácido o básico.
• El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria
• El telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.

Nitrogenoides

Esta familia está compuesta por los elementos químicos del grupo 15: N, P, As, Sb y Bi.

A altas temperaturas son muy reactivos

Carbonoides

La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica.

El silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XX ya que es el elemento principal de los circuitos integrados.

Metaloides

Propiedades Físicas

Son buenos conductores de la electricidad

El Si, Ge y As son utilizados para fabricar semiconductores

Propiedades Químicas

Reactividad, es variada, algunos son más reactivos que otros

Se los usa en las industrias acerera, agrícola, minería y en la 

producción de gas acetileno

Características

Son 7 elementos cuyas características son intermedias entre los

metales y no metales

Sólidos a temperatura ambiente

Enlaces 

Cuando dos o más átomos se unen forman una molécula, la cual, puede estar constituida por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos diferentes. Surge entonces la pregunta: ¿cómo se mantienen unidos los átomos? .

La mayoría de los elementos forman compuestos. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan entre sí formando la sal común o cloruro de sodio. Este compuesto es mucho más estable que sus elementos por separado; este hecho demuestra la abundancia de sal en la naturaleza y la escasez de sodio y de cloro en estado libre. Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables 

Los enlaces son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que existe una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman por separado.

A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina energía de enlace.

Generalmente, los átomos se combinan en proporciones fijas para dar moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar una molécula de agua.

Esta proporción fija se conoce como estequiometria.

Tipos de enlace

Enlace iónico 

El hecho de que la máxima estabilidad para un átomo se consiga cuando este adquiere la configuración del gas noble más próximo, tiene importantes implicaciones en la captación o liberación de electrones por parte de los átomos. Debido a esa tendencia natural a aproximarse a la estructura de los gases nobles, cuando les es posible, los átomos captan o ceden electrones a fin de conseguir estabilidad. Como consecuencia resultan las partículas que reciben el nombre de iones.

Un ion es la partícula que se obtiene cuando un átomo o un grupo de átomos capta o cede electrones con objeto de adquirir la configuración de un gas noble (figura 36). Si un átomo gana electrones queda cargado negativamente, y si los cede queda cargado positivamente. Por consiguiente, existen dos tipos de iones:

• Anión o ion cargado negativamente.
  
• Catión o ion cargado positivamente. 

Los iones se representan mediante el símbolo del elemento o los elementos y un superíndice colocado a la derecha indicando el número de cargas eléctricas y su signo. Por ejemplo, el ion sodio se representa como Na11, el ion sulfuro es S22, el ion amonio es NH1 4 1, el ion carbonato es CO2 3 2, etc.

El enlace iónico consiste en la unión de iones con cargas de signo contrario, mediante fuerzas de tipo electrostático.

Enlace covalente

El enlace entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo no quedan explicados mediante el enlace iónico.

Para explicar la formación de sustancias tales como Cl2, H2, NH3, …, Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico y químico norteamericano, sugirió en 1916 que los átomos pueden alcanzar la estructura estable de gas noble compartiendo pares de electrones.

Los enlaces que mantienen unidos a sus átomos para formar las moléculas se llaman enlaces covalentes y las sustancias obtenidas, sustancias covalentes.

El enlace covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones. Por ejemplo, cuando se forma la molécula de hidrógeno H2, cada átomo de H (con un electrón de valencia) se une a otro átomo de hidrógeno y solo a uno para formar la molécula diatómica H2. Es evidente que, siendo totalmente iguales los dos átomos, no puede suponerse que uno de ellos arranque el electrón al otro para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo (He).

Es más lógico suponer que ambos átomos comparten sus dos electrones, actuando dicho par de electrones como unión entre los dos átomos y consiguiendo así la estructura de gas noble.

Enlace metálico

El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas mas externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también conocida como mar de electrones).

Los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener pocos electrones de valencia (electrones de la última capa). No pueden formar enlaces covalentes, pues compartiendo electrones no pueden llegar a adquirir la estructura de gas noble.

La estabilidad la consiguen de otro modo, los electrones de valencia de cada átomo entran a formar parte de "un fondo común", constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos ordenadamente, formando un cristal metálico.