Química de joseleg, lenguaje químico: La tabla periódica

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miércoles, 23 de junio de 2021

Referencias bibliográficas de la tabla periódica

(Ciencias de Joseleg)(Química)(Lenguaje químico)(La tabla periódica) (Ejercicios resueltos)(Introducción)(Historia)(Bloques y grupos de la tabla periódica)(Períodos y otras agrupaciones de la tabla periódica)(Propiedades periódicas)(Tendencias de las propiedades periódicas)(Los límites de la tabla periódica)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)

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Ejercicios resueltos sobre la tabla periódica y las propiedades periódicas

Chang 10ed

Radio atómico

(1) (Problemas 2,7; Chang 10^ed) El diámetro de un átomo de helio es de aproximadamente 1x10² pm. Supongamos que pudiéramos alinear átomos de helio uno al lado del otro en contacto entre sí. Aproximadamente, ¿cuántos átomos se necesitarían para hacer la distancia de extremo a extremo de 1 cm? Procedimiento.

(2) (Problemas 2,8; Chang 10^ed) En términos generales, el radio de un átomo es aproximadamente 10000 veces mayor que el de su núcleo. Si un átomo se magnificara de modo que el radio de su núcleo se convirtiera en 2,0 cm, aproximadamente del tamaño de una canica, ¿cuál sería el radio del átomo en millas? (1 milla = 1609 m.) Procedimiento.

Los límites de la tabla periódica

La tabla periódica de Deming-Seaborg (la que usamos en el colegio) es un modelo científico pensado principalmente para la química y de forma secundaria para la física, de allí que algunos físicos propusieran otras versiones. Sin embargo, como todos los modelos y teorías científicas la tabla periódica posee errores o inconsistencias, que no la hacen menos importante.

Elementos con propiedades desconocidas

Aunque todos los elementos hasta el ununoctium han sido aislados o sintetizados, solo los elementos 112 copernicio y 114 flerovio han sido caracterizados químicamente. Los demás elementos siguen siendo incógnitas, incluso en su apariencia macroscópica debido a que solo se han producido átomos de ellos, una cantidad insuficiente para determinar sus capacidades reactivas u organolépticas (Samuelson, 2000).

Extensiones futuras de la tabla

Aun no es claro si los nuevos elementos amas allá del 118 continuarán el patrón de la tabla periódica en el periodo 8, o si se requerirán de ajustes posteriores, incluso no es claro si es posible sintetizarlos. Incluso se ha llegado a especular que estos elementos nuevos seguirán aún menos las reglas de llenado de capas electrónicas, por lo que cualquier cosa podía pasar (Fricke, Greiner, & Waber, 1971).

El número exacto de átomos pesados sintetizables es desconocido. Sin embargo, existe un modelo moderno denominado como isla de estabilidad, la cual predice que la estabilidad teórica máxima se extiende solo hasta el elemento 126. Existen otros estimativos que ponen el límite en el 128, en el 137 y en el 155. Solo el tiempo y la tecnología pondrán a prueba cada uno de estos modelos (Fricke et al., 1971).

El problema del helio y el hidrógeno

Por medio de las configuraciones electrónicas el hidrógeno y el helio pertenecen al grupo 1 y 2, pero si se ven las propiedades químicas pertenecen a los grupos 17 y 18. El hidrogeno ha sido puesto en su punto estructural, mientras que el helio en su punto químico (Cronyn, 2003). De hecho, el hidrógeno comparte características con el grupo 1 y 17 así que algunas tablas lo repiten en ambas posiciones. Otra alternativa más rara es ponerlo en el grupo 14 con el carbono debido a algunas características fisicoquímicas, aunque en tal taso la química y la valencia concordarían menos (Cronyn, 2003). Tal vez la solución más útil es decir que el hidrogeno hace un grupo de uno, con propiedades únicas a los demás elementos (Cronyn, 2003). Debido a que la naturaleza de la tabla periódica es química antes que física, la decisión más lógica para la tabla es que el hidrógeno forme el grupo de uno, un elemento raro en propiedades, pero extremadamente común y fundamental para nuestro universo.

De hecho, la desición de colocar al hidrógeno con los metales alcalinotérreos recae en una propiedad de metalización, esta fase fue predicha en 1935 en terrenos teóricos por Eugene Wigner y Hillard Bell Huntington (Wigner & Huntington, 1935). A altas presiones y temperaturas, el hidrógeno metálico podría existir como un líquido en lugar de como un sólido, y los investigadores creen que está presente en grandes cantidades en los interiores calientes y gravitacionalmente comprimidos de Júpiter, Saturno y en algunos planetas extrasolares (Johnson et al., 2004).

Grupos incluidos en los metales de transición

Este es el problema del grupo 12, el grupo del zinc no se comporta como los metales de transición, de hecho, funciona más como un metal alcalinotérreo a pesar de que su configuración electrónica es la de un metal de transición. Este es un caso en el que el criterio físico supera al criterio químico, pero igual esto es una cuestión histórica (House & House, 2015).

Este grupo es una desgracia, son los primeros dos miembros son inconfundiblemente pertenecientes a un grupo el escandio y el itrio, pero los demás miembros son confusos. Algunos proponen, tal como está actualmente que el lantano y el actinio pertenecen también, otros proponen que el grupo 3 solo está compuesto por los primeros dos elementos, otros que el lutecio y el laurencio deberían estar allí en lugar del lantano y el actino, mientras que otros que el grupo 3 está compuesto por todos los lantánidos y actínidos, más el lantano, el actino el itrio y el escandio (Scerri, 2012). La IUPAC ha conformado una comisión en 2015 para dar un veredicto arbitrario al respecto, así que hay que esperar.

Tendencias de las propiedades periódicas

La tabla periódica se emplea para predecir fenómenos usando la ley periódica, que básicamente es una tendencia a la repetición de propiedades entre un periodo y otro, lo cual provoca la aparición de familias con propiedades físicas y químicas compartidas, lo cual a su vez nos permite predecir algunos valores relativos de la tabla sin tenerla a la mano, el problema es que debemos tener una imagen mental relativa de los elementos de la tabla en la cabeza, por ejemplo, saber que el sodio se encuentra a la izquierda y el cloro a la derecha. Las tendencias entre grupos y periodos son las más evidentes, los grupos o familias por ejemplo se definen inicialmente al compartir reacciones químicas semejantes, debido a que sus configuraciones electrónicas en la capa de valencia son iguales, pero esto no implica que siempre se vean igual, a medida que nos movemos a la derecha de la tabla, los miembros de una misma familia pueden parecer adoptados, sobre todo los de abajo, para términos prácticos las familias de la tabla serán las ocho familias clásicas que en el sistema CAS se nombran como IA hasta VIIIA sin contar las B, además tenemos dos grandes familias de bloque, los metales de transición o bloque d y las tierras raras o bloque f.

Para ser francos la tabla periódica fue primero, y las tendencias después. Esto se debe a que varias características de las tendencias periódicas son propiedades que se midieron después de que la tabla estuviera establecida en su forma general, ya fuera porque no se habían creado algunas líneas de investigación o a la falta de tecnología. En cualquier caso, una vez que una propiedad elemental fue acuñada y medida, la comparación fue inevitable, lo cual al graficar genera una serie de tendencias. La gráfica general es la de curvas periódicas como el latir de un corazón, es decir, en ciclos periódicos. Antes de empezar a estudiar los grupos individuales, tomemos otro vistazo de las tendencias generales. Hemos dicho que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas semejantes debido a que poseen una configuración electrónica similar en sus últimos niveles de energía (por eso reciben el nombre de electrones de valencia, porque son aquellos que valen a la hora de realizar reacciones químicas).

Aunque el postulado anterior es correcto en su aplicación general, debe tomarse con pinzas, como todo en química. Los químicos han sabido desde hace mucho tiempo que el primer miembro de cada grupo se diferencia del resto de los miembros del mismo grupo (el litio no presenta prácticamente las mismas propiedades que los miembros de los metales alcalinos por ejemplo). Del mismo modo, el berilio es bastante atípico con respecto a los demás miembros de los metales alcalinotérreos. Los periodos tenemos repeticiones periódicas de las propiedades de los elementos. Las propiedades periódicas presentan tendencias tanto a lo largo de un grupo como de un periodo, por lo que parecen moverse diagonalmente, muchas de estas tendencias están relacionadas a los electrones y la atracción del núcleo sobre estos, por lo que al final podremos combinarlas todas bajo la electronegatividad.

Relación diagonal

Otra tendencia general de los elementos representativos es la relación en diagonal. La relación en diagonal es una similitud entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos de la tabla periódica.

Figura 22. Relaciones diagonales.

Específicamente, los primeros tres miembros del segundo periodo (Li, Be y B) exhiben muchas similitudes con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la tabla periódica estándar. La razón para este fenómeno es la similitud entre la densidad de carga de sus cationes (la densidad de carga es la carga de un ión dividida entre su volumen). Los cationes con densidades de carga similares reaccionan de manera similar con aniones formando el mismo tipo de compuestos. Por lo tanto, la química del litio se parece mucho a la del magnesio en muchas características; lo mismo va para el berilio y el aluminio, o para el boro y el silicio.

Cada una de estas parejas exhibe una relación diagonal. Hay que tener en mente que la generalización de la regularidad en las propiedades químicas aplica más fuertemente a aquellos grupos representativos (del IA al VIIIA también conocidos como 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18) cuyos miembros pertenecen a un solo tipo de sustancia (metal o no metal). Por lo anterior, los grupos con propiedades más similares entre si serán los 1 y 2 ya que en ambos solo tenemos metales; y los grupos 17 y 18 ya que en ellos solo existen no metales. En los grupos 14, 15 y 16 donde los elementos cambian entre metales, no metales y metaloides debemos esperar una variación mucho mayor entre las propiedades químicas de cada grupo. En conclusión, los metales alcalinos y alcalinoterreos se parecen entre sí, y los halógenos y los afígenos se parecen entre sí.

Tendencias del número atómico

El número atómico representa la cantidad de protones que tiene un elemento, y como tal identifica la identidad del elemento, antes del descubrimiento del protón el número atómico se definía con respecto a la carga del núcleo. Durante la era del núcleo se descubrió que un mismo elemento podía presentar átomos con diferentes masas atómicas, esto conllevó a la definición de los isótopos. Sin embargo, todos los isótopos coinciden con la cantidad de protones en el núcleo y por eso se los identifica como un mismo elemento.

Figura 23. Tendencia del número atómico y el peso atómico, en azul el elemento con el menor y el rojo el elemento con el mayor número/peso atómico hasta el momento.

Carácter metálico

Aunque el carácter metálico disminuye de forma continua de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, clásicamente entablamos límites claros entre las categorías de metal, metaloide y no metal.

Figura 24. El carácter metálico aumenta en dirección al francio.

Volumen atómico

Figura 25. El volumen y radio atómico también crecen en dirección al francio.

Figura 26. Crecimiento del radio atómico para los primeros 5 periodos e la tabla periódica. Podemos ver claramente que el radio crece como esperaríamos para los primeros niveles, pero que en los niveles más altos existen desviaciones.

El volumen atómico es difícil de definir debido a que la nube de electrones se dispersa de manera indefinida desde el núcleo. Aunque definimos el límite de los orbitales como el volumen que representa al 90% de la probabilidad de encontrar a un electrón, tal límite es arbitrario. Bien, aunque generalmente decimos que el radio atómico crece desde la derecha gasta la izquierda y de arriba para abajo, tal como se muestra en las gráficas de muchos libros básicos. La verdad es que, de hecho, es así, pero con ciertos matices.

Energía de ionización

Es la energía necesaria para que un electrón sea despedido el átomo formando un ion positivo. En consecuencia, para átomos poli-electrónicos se pueden definir energías para varios electrones. En las tablas periódicas se presenta la energía del primer electrón. La energía de ionización "tiende" a crecer de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha, de este modo, el elemento que más fácilmente pierde electrones es el francio, y el que más difícilmente pierde sus electrones es el helio.

Figura 27. energía de ionización crece en dirección al helio.

Figura 28. La gráfica que muestra las energías de ionización de los primeros 90 átomos de la tabla periódica. Podemos darnos cuenta que los gases nobles tienen energías de ionización muy altas, lo que tiene sentido, pues esta energía refleja que prácticamente nunca pierden sus electrones. Sin embargo, hay otros detalles, los gases nobles más pesados tienen potenciales de ionización más bajos, lo que tal vez explique por qué ellos si pueden generar enlaces en ciertas situaciones. El elemento más electronegativo que no es un gas noble es el flúor.

Siempre es un proceso endergónico, es decir, requiere energía, pero esta energía cambia dependiendo del tipo de átomo, algunos liberan sus electrones muy fácilmente, y en ese caso decimos que tienen bajas energía de ionización, mientras que otros elementos liberan sus electrones muy difícilmente, y en ese caso diremos que tienen altas energía de ionización.

La energía de ionización será más grande a medida que el ion se hace más pequeño, debido a que la fuerza relativa entre la atracción del núcleo y la repulsión de los electrones favorece la retención de los electrones. En otras palabras, a medida que un electrón pierde electrones, no solo se hace más pequeño, también empieza a retener los electrones e le restan con mayor fuerza. Nuevamente debido a que a mayor atracción del núcleo por electrones la energía de ionización es más alta, podemos emplear la propiedad de electronegatividad para inferir la energía de ionización.

Radio atómico

Figura 29. (a) En el radio de elementos metálicos, podemos notar que los radios de los elementos neutros son casi el doble de grandes que los de sus iones, y eso que solo han perdido uno de sus electrones. (b) Radio atómico de elementos no metálicos, en rojo sus estados neutrales diatómicos, en rojo sus formas iónicas. Los elementos no metálicos tienen la tendencia constante a capturar electrones, y al hacerlo sus radios e incrementan, y lo hacen bastante, con un solo electrón de más estos iones prácticamente duplican su radio.

Es el radio de un catión o un anión. Es una propiedad importante, debido a que afecta las propiedades físicas y químicas de los compuestos iónicos como las sales. Cuando un átomo central se convierte en un ión, esperamos un cambio de tamaño. Sí el átomo forma un anión, es decir, si gana electrones, su tamaño o radio atómico se incrementa, debido a que la carga nuclear de atracción permanece constante, pero la repulsión entre los electrones se incrementa, esto causa que las funciones de onda de los electrones se expandan, debido a que cada electrón hace que los demás se alejen de sí mismo.

Si el átomo forma un catión, es decir, si pierde electrones, esperamos que su radio atómico se contraiga, esto se debe a que la repulsión entre los electrones disminuye, mientras que a carga atractiva del núcleo permanece constante. La nube de electrones se contrae, lo que causa que los cationes sean más pequeños que sus átomos neutros.

Figura 30. Los elementos metálicos tienden a generar iones con cargas positivas con radios pequeños, mientras que los elementos no metálicos tienden a generar iones con cargas negativos con mayores radios.

En general, los átomos metálicos tienden a disminuir su radio atómico, mientras que los no metales “exceptuando los gases nobles” tendrán a hacerse más grandes.

Átomos alineados

Un tipo de ejercicio de lápiz y papel común es determinar el número de átomos alineados en una distancia macroscópica. Y para ello necesitamos usar las propiedades periódicas de redio o diámetro atómico. En ingeniería y otras áreas técnicas, el símbolo o variable para el diámetro es similar en tamaño y diseño a ø, y el radio se simboliza como r.

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica de un átomo es la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón a un átomo neutro para formar un ion negativo. Aunque la afinidad electrónica varía mucho, surgen algunos patrones. Generalmente, los no metales tienen valores de afinidad de electrones más positivos que los metales. El cloro atrae con mayor fuerza un electrón extra. Las afinidades electrónicas de los gases nobles no se han medido de manera concluyente, por lo que pueden tener o no valores ligeramente negativos.

La afinidad electrónica generalmente aumenta a lo largo de un período. Esto es causado por el relleno de la capa de valencia del átomo; un átomo del grupo 17 libera más energía que un átomo del grupo 1 al obtener un electrón porque obtiene una capa de valencia llena y, por lo tanto, es más estable.

Se esperaría una tendencia a la disminución de los grupos descendentes de afinidad electrónica. El electrón adicional estará ingresando en un orbital más alejado del núcleo. Como tal, este electrón se sentiría menos atraído por el núcleo y liberaría menos energía cuando se agregará. Al descender un grupo, alrededor de un tercio de los elementos son anómalos, con elementos más pesados que tienen afinidades electrónicas más altas que sus congéneres más ligeros. En gran parte, esto se debe a la escasa protección de los electrones d y f. Una disminución uniforme en la afinidad electrónica solo se aplica a los átomos del grupo 1.

Electronegatividad

La electronegatividad es quizá la propiedad periódica que más nos servirá en nuestro estudio del enlace químico, ya que ella nos dice cuando un átomo puede formar alguno de los grandes tipos de enlace químico.

Figura 31. La afinidad electrónica y la electronegatividad crecen en dirección del flúor.

Podemos definir a la electronegatividad como la propiedad que tiene un núcleo atómico de atraer los electrones a su alrededor. Los electrones atraídos a su alrededor pueden ser tanto los propios como los ajenos. La electronegatividad tiene diferentes escalas, la más comunes la de Pauling aunque formalmente se expresa como un escalar adimensional. La electronegatividad tiende a crecer de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, aunque pueden existir desviaciones en los bloques d y f.

Esto implica que los elementos con grandes electronegatividades tienen en sus estados fundamentales pequeños radios atómicos, debido a que las nubes de electrones están fuertemente atraídas a sus núcleos. También implica que os elementos con grandes electronegatividades pueden atraer electrones muy fácilmente de otras fuentes. La electronegatividad crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba omitiendo a los gases nobles generalmente. De este modo en sentidos prácticos ele elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo es el francio.

Valencia

Es el potencial para formar enlaces o combinaciones. Un elemento con una valencia de 1 se unirá con un átomo de otro elemento mediante un enlace simple. Si tiene una valencia de dos se puede enlazar con otros dos átomos o formar un enlace doble. Las valencias no son entidades fijas, muchos elementos tienen valencias variables que no siguen la regla del octeto; tales casos se explican mejor mediante la hibridación, y son la mayoría.

Elementos de vínculo

De izquierda a derecha a través de los cuatro bloques de la tabla larga o de 32 columnas de la tabla periódica hay una serie de grupos de elementos de enlace o puente, ubicados aproximadamente entre cada bloque. Estos grupos, como los metaloides, muestran propiedades en el medio, o que son una mezcla de grupos a cada lado. Químicamente, los elementos del grupo 3, escandio, itrio, lantano y actinio se comportan en gran medida como metales alcalinotérreos o, más generalmente, bloquean metales pero tienen algunas de las propiedades físicas de los metales de transición. El Lutecio y lawrencio, al final del final del bloque f, pueden constituir otro grupo de enlace o puente. El lutecio se comporta químicamente como lantánido, pero muestra una mezcla de propiedades físicas de lantánidos y del metal de transición. El lawrencio, como un análogo del lutecio, podría mostrarse como mezcla de características de tierras raras y metales de transición.

Figura 32. Tabla periódica de 32 columnas que muestra, de izquierda a derecha, la ubicación del grupo 3; lutecio y lawrencio; grupos 11-12; y los gases nobles.

Los metales de acuñación en el grupo 11 (cobre, plata y oro) son químicamente capaces de actuar como metales de transición o como metales representativos. El grupo 12 de metales volátiles, zinc, cadmio y mercurio a veces se considera que une el bloque d al bloque p. En teoría, son elementos d bloque, pero tienen pocas propiedades de metal de transición y se parecen más a sus vecinos de bloque p en el grupo 13. Los gases nobles relativamente inertes, en el grupo 18, unen los grupos de elementos más reactivos en la tabla periódica: los halógenos en el grupo 17 y los metales alcalinos en el grupo 1.

Propiedades periódicas

Aprender a leer la tabla periódica es vital para que esta sirva realmente como un instrumento de consulta, ya sea para memorizar o identificar un valor o símbolo requerido para resolver un problema de lápiz y papel. En el mercado existen muchos tipos de tabla periódica, pero en esta lección emplearemos la versión de marca Walter, no tanto porque sea la mejor, sino porque más o menos sé dónde están la mayoría de sus errores, y es que hay que tener en cuenta que la mayoría de las tablas periódicas poseen algún tipo de error.

Figura 19. La celda clave nos indica el significado de los diversos valores que aparecen en la tabla periódica, así como las convenciones de color.

Figura 20. La tabla periódica Walter.

El cuerpo de esta tabla periódica consta de dos lados, sin embargo, la mayoría de temas de química general se resolverán por la primera cara cura celda clave se muestra en la figura anterior. En esta cara ignoraremos la tabla de funciones orgánicas que no emplearemos sino hasta el próximo curso en química orgánica. Enfoquémonos inicialmente en la celda de la clave (Figura 19) que se encuentra en la esquina superior izquierda. La clave de instrucciones muestra lo que significan varios de los valores de magnitudes dimensionales, de estos solo los enfocaremos en: nombre, símbolo, grupo de clasificación, numero atómico, peso atómico, estado de oxidación, electronegatividad, y configuración electrónica; al aprender y ubicar estos valores en la tabla se ahorrará mucho tiempo durante la resolución de los ejercicios de lápiz y papel.

Símbolo del elemento

Al observar una celda en la tabla periódica lo que más sobresale es el símbolo del elemento que está relacionado al nombre, en este sentido podemos separar las siguientes categorías:

∎Los símbolos que concuerdan con su nombre en español y que poseen una sola letra mayúscula como el hidrógeno H, nitrógeno N y boro B.

∎Los que concuerdan con su nombre en español y están compuestos por dos letras, la primera mayúscula y la segunda minúscula como en el litio Li y el aluminio Al.

∎Aquellos que no concuerdan con el nombre en español porque proceden de otros idiomas como en el fósforo P que proviene del latín phosphorus o el azufre S que proviene del latín sulphur.

∎Del mismo modo hay símbolos que no concuerdan con el nombre en español compuestos por dos letras, la primera mayúscula y la segunda minúscula como en el sodio Na que proviene del latín natrum y el mercurio Hg que proviene del latín hidrargirium.

∎En tablas posteriores a 1990 y anteriores a 2017 habían elementos con tres letras, la primera mayúscula y las demás minúsculas como en el ununoptio Uuo, en la actualidad estos ya no se muestran, ya que estos elementos desconocidos se han sintetizado en el laboratorio y sus símbolos provisionales han sido reemplazados por símbolos de dos letras, por ejemplo el ununoptio ahora se llama oganesón Og, es probable que algunos de ustedes, así como nosotros en la tengan la tabla anterior a esta actualización, por suerte estos elementos son poco comunes y nos interesarán poco en química general.

El número atómico

Otro valor que resalta es el número atómico o número Z, este representa las cargas positivas del núcleo, lo que indica directamente la cantidad de protones, también representa la masa atómica aportada por los protones y de manera más fundamental, la identidad de un átomo a un elemento, así todos los elementos con numero atómico (Z=6) serán carbono sin importar su cantidad de neutrones.

Peso atómico

Uno de los valores más consultados en una tabla periódica es la masa atómica relativa promedio ponderada para una muestra promedio de la corteza terrestre o simplemente “aunque incorrectamente” peso atómico, su símbolo es (Ar) y puede expresarse adimensionalmente.

La unidad Dalton la convierte en la masa atómica absoluta, pero en unidades relativas, y si convertimos Dalton a lo que vale en masa (valor conocido como constante de masa atómica) obtenemos la masa absoluta (ma) o real en gramos o kilogramos, dicha constante vale 1,661x10^-24 g.

Recuerde siempre que, aunque en las tablas se refieren a esto como peso atómico, el nombre correcto es masa atómica relativa promedio, aunque ambos pueden emplearse indistintamente en el contexto químico. La unidad de masa atómica o dalton (u) (anteriormente uma) se define como un doceavo de la masa del carbono-12, esto se debe a que determinar la masa de un elemento más masivo presenta menos desviaciones que medir la masa de un elemento tan ligero como el hidrógeno.

Tenga en cuenta que en la clave de datos el “peso atómico” aparece sin unidades, pero otros valores como la temperatura sí, eso se debe a que existen otras magnitudes dimensionales que poseen el mismo valor, pero unidades diferentes, la más importante es la masa molar (M) expresada en (g/mol) y la masa atómica absoluta (ma) expresada en gramos (g).

Electronegatividad

La electronegatividad representa la capacidad de un núcleo para atraer electrones, ya sean propios o ajenos, y eso afecta el tamaño de un átomo, de esta manera átomos muy electronegativos mantienen sus electrones muy cerca del núcleo, lo cual hace que sean átomos con radios y volúmenes pequeños, es una de las propiedades más interesantes debido a sus aplicaciones, y sobre la cual señalaremos reglas para poder determinar sus magnitudes relativas sin mirar la tabla periódica, su símbolo es χ pero lo usaremos como valores adimensionales.

Los estados de oxidación

Los estados de oxidación son el mecanismo con el cual determinamos el poder de enlace de los elementos, lo que anteriormente llamaban valencia, así como la carga durante el enlace para determinar el poder oxidante o reductor de un elemento, el problema es que tal como se expresan en la tabla, están resumidos.

En la tabla podemos ver que el flúor posee un estado de -1, pero en realidad debe leerse como que se puede encontrar en 0 o en -1. En el caso del cloro tenemos la expresión ±1, 3, 5, 7, en esta el símbolo (±) solo afecta al valor inmediatamente a la derecha y a ningún otro, por lo que los posibles estados del cloro deben leerse como -1, 0, 1, 3, 5, 7. Algo parecido sucede con el nitrógeno que aparece en la tabla como 2, ±3, 4, 5, los cuales deben leerse como -3, 0, 2, 3, 4, 5.

Tabla 11. A parte de que los estados de oxidación de la tabla están condensados, hay que tener en cuenta que para el H, el Cl y el O están incompletos, es conveniente corregir en la Walter adicionando la expresión ± a estos dos elementos, y el estado de oxidación +4 al cloro.

Elemento	Estados de oxidación de la tabla periódica	Estados de oxidación reales
F	-1	-1,0
Cl	±1,3,5,7*	-1,0,1,3,4,5,7
N	2,±3,4,5	-3,0,2,3,4,5
O	2*	-2,0,2
H	1*	-1,0,1
Fe	2, 3	0,2,3
Li	1	0,1

*Algunos estados de oxidación relativamente comunes no están dados en las tablas, a parte del estado 0 que siempre omiten.

Muchas tablas periódicas, como la Walter, nos presentan incorrectamente al oxígeno y al hidrógeno como de carga simple, sin embargo, los estados de oxidación de ambos deberían portar el símbolo ±, así que el oxígeno debe ser ±2 y leerse como -2, 0, 2, mientras que el hidrógeno debería estar como ±1 y leerse como -1, 0, 1, por tal razón se aconseja que realicen esta corrección en sus tablas de mano inmediatamente.

Carácter metálico

Otro carácter a tener en cuenta es el carácter metálico, que no solo hace referencia a la apariencia, sino a las reacciones, en esquemas como el que se muestra el carácter metálico se da por la apariencia, un metal es una sustancia lustrosa con brillo característico a demás transfiere fácilmente electricidad y calor, mientras que los no metales cuando están sólidos son opacos que no transfieren luz o calor, mientras que los metaloides poseen propiedades físicas mixtas.

Sin embargo, muchos metales de transición poseen reacciones químicas propias de los no metales, existen muchas excepciones, eso se muestra por el otro lado de la tabla Walter con el código llamado “propiedades ácido base”, esto nos advierte que metales como el cromo o el manganeso se comportaran como no metales, los cuales poseen tendencias ácidas, mientras que los metales poseen tendencias básicas. A estos metales que se comportan como no metales en ciertas circunstancias los llamamos anfóteros.

Configuración electrónica

Una propiedad que emplearemos especialmente al final de este curso es la configuración electrónica cuántica que nos ayudará a inferir como se organizan los electrones en capas y a predecir la geometría de muchas moléculas. Por cierto, la configuración del carbono en la tabla Walter tiene un 2 de más, pero eso lo corregiremos después cuando sepamos de donde vienen esos números.

Figura 21. Comenzando por la primera fila de arriba hacia abajo: Nomenclatura CAS para los grupos representativos de la tabla periódica; modelo del átomo cúbico de Lewis para la configuración de los electrones de valencia; elementos del segundo periodo; y elementos del tercer periodo.

Sin embargo, existe una configuración electrónica más simple, y de mayor utilidad, y es la configuración electrónica de Lewis, que puede predecirse empleando la numeración CAS “código azul en romano sobre cada una de las columnas en la tabla Walter”, el valor del número romano representa la cantidad de electrones en la capa de valencia de un átomo del elemento, por lo que para el litio y toda su columna (IA) implica que solo poseen un electrón de valencia.

A medida que nos movemos a la derecha los electrones aumentan de uno en una. Elementos del grupo IIA tendrán dos electrones de valencia, los del IIIA tendrán 3 electrones de valencia y así sucesivamente, la clave aquí es que esto solo funciona para los elementos del bloque s y p., o lo que es lo mismo, no podemos emplear la numeración CAS para inferior los electrones de valencia de Lewis para los elementos de metales de transición y tierras raras

Existen otras propiedades periódicas, pero varias de ellas como los radios atómicos, volúmenes atómicos y potenciales de ionización se infieren a través de la electronegatividad, además solo serán importantes en la siguiente sección cuando analicemos las tendencias periódicas.