7.1: Introducción

”	A menudo importa mucho con lo que otros, En qué arreglos se unen los gérmenes primordiales, y qué movimientos, también, intercambian entre ellos, para estos mismos átomos Hacer armar cielo, y mar, y tierras, Ríos y soles, granos, árboles y respirando cosas. tener alguna existencia real. Pero sin embargo se mezclan de diferentes maneras Con cosas diferentes, con movimientos cada uno lo suyo.	”
—Lucrecio (55 a.C.)

Introducción

En este capítulo examinaremos las correlaciones que existen entre las propiedades físicas y químicas de los elementos y sus compuestos. Estas correlaciones conducen directamente a un esquema de clasificación fundamental para la materia, la tabla periódica. Para Ernest Rutherford, quien alguna vez comentó que hay dos tipos de ciencia-física y recolección de sellos- la tabla periódica sería el último álbum de sellos. Si este fuera el capítulo final de nuestro libro, se confirmaría su impresión. Pero organizamos los elementos del universo en la tabla periódica para que la química pueda comenzar, no terminar. Una vez establecido el esquema de clasificación, debemos plantearnos a explicarlo, en términos de electrones y las demás partículas subatómicas a partir de las cuales se construyen los átomos. Esta explicación es tarea de capítulos posteriores. Pero antes de comenzar a teorizar sobre el mundo, veamos cómo es realmente.

Esquemas de Clasificación Temprana

Muy temprano en el desarrollo de la química, los químicos reconocieron que ciertos elementos tienen propiedades similares. En el esquema de clasificación más temprano, solo hubo dos divisiones, metales y no metales. Los elementos metálicos tienen cierto aspecto lustroso, son maleables (pueden martillarse en láminas delgadas) y dúctiles (se pueden extraer en cables), conducen calor y electricidad, y forman compuestos con oxígeno que son básicos (alcalinos). Los elementos no metálicos no tienen una apariencia característica, generalmente no conducen calor y electricidad, y forman óxidos ácidos.

Tríadas de Döbereiner

En 1829, el químico alemán Johann Dobereiner observó varios grupos de tres elementos (tríadas) con propiedades químicas similares. En todos los casos el peso atómico de un elemento en la tríada era casi el promedio de los otros dos. Por ejemplo, cada elemento de la tríada cloro, bromo y yodo forma vapores coloreados que contienen moléculas diatómicas. Cada elemento se combina con los metales y tiene un peso combinado igual a su peso atómico. Cada elemento forma iones con oxígeno que tienen una sola carga negativa: ClO ^-, ClO, BrO e IO. El peso atómico del bromo (80) es aproximadamente el promedio de los de cloro (35.5) y yodo (127). En el Cuadro 7-1 se enumeran las similitudes de elementos en esta y otras tríadas.

Además de reconocer las tríadas dadas en la Tabla 7-1, Döbereiner observó una peculiar tríada de los metales hierro, cobalto y níquel, todos los cuales tienen propiedades similares y casi los mismos pesos atómicos. Los metales se utilizan en materiales estructurales (acero) y pueden ser ferromagnéticos como el hierro; en sus estados +2 y +3 forman iones complejos que son coloreados.

Este descubrimiento de familias de elementos (el número 3 por familia resultó ser insignificante) proporcionó un incentivo a quienes intentaban encontrar un medio racional de clasificar los elementos.

Ley de Octavas de Newlands

Entre 1850 y 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos, y los químicos lograron avances considerables en la determinación de los pesos atómicos. Así, se pusieron a disposición pesos atómicos más precisos para los elementos antiguos, y se presentaron valores razonablemente precisos para los nuevos elementos. En 1865, el químico inglés John Newlands (1839—1898) exploró el problema de la recurrencia periódica de comportamientos similares de elementos. Organizó el más ligero de los elementos conocidos en orden de aumentar el peso atómico de la siguiente manera:

H	Li	Be	B	C	N	O
F	Na	Mg	Al	Si	P	S
Cl	K	Ca	Cr	Ti	Mn	Fe

Newlands notó que el octavo elemento (flúor, F) se parecía al primero (hidrógeno, H), el noveno se parecía al segundo, y así sucesivamente. Su observación de que cada octavo elemento tenía propiedades similares le llevó a comparar sus octavas químicas con octavas musicales, y él mismo la llamó su ley de octavas. La periodicidad por octavas en química le sugería una armonía fundamental como la de la música. La comparación, aunque apelativa, no es válida. Si Newlands hubiera sabido de los gases nobles, su periodicidad de propiedades habría sido de nueves en lugar de por ochos. Nunca habría utilizado su analogía musical, y podría haberse librado de algunas de las burlas e indiferencia que sufrió. (Ver la Postdata para más información sobre Newlands.)

Archivo:Principios Químicos Tabla 7.1.png

El esfuerzo de Newlands fue ciertamente un paso en la dirección correcta. No obstante, se pueden dirigir tres críticas serias a su esquema de clasificación:

1. No había lugares en su mesa para los nuevos elementos, que estaban siendo descubiertos rápidamente. Además, en las partes posteriores de la mesa, hubo varios lugares donde dos elementos fueron forzados a la misma posición. (Ver el Posdata.)

2. No hubo evaluación académica del trabajo sobre pesos atómicos ni selección de los mejores valores probables.

3. Ciertos elementos no parecían pertenecer a donde fueron colocados en el esquema. Por ejemplo, el cromo (Cr) no es suficientemente similar al aluminio (AI), ni el manganeso (Mn), un metal, al fósforo (P), un no metal. El hierro (Fe), un metal, y el azufre (S), un no metal, tampoco se parecen entre sí.

La Base para la Clasificación Periódica

El desarrollo de la tabla periódica tal como la conocemos ahora se le atribuye principalmente al químico ruso Dmitri Mendeleev (1834—1907), aunque el químico alemán Lothar Meyer elaboró esencialmente el mismo sistema de forma independiente y casi simultánea. Hasta donde sabemos, ninguno de los dos estaba al tanto del trabajo de Newlands. La tabla periódica de Mendeleev (Figura 7-1), presentada en 1869, siguió el plan de Newlands de organizar los elementos en orden de aumentar el peso atómico, pero con las siguientes mejoras sustanciales:

1. Se instituyeron largos periodos para los elementos ahora conocidos como transición

metales. Estos largos periodos se muestran doblados por la mitad en su mesa original, con cada periodo completo tomando dos líneas. Esta innovación eliminó la necesidad de colocar metales como vanadio (V), cromo y manganeso bajo no metales como fósforo, azufre y cloro.

2. Si las propiedades de un elemento sugerían que no encajaba en el

arreglo de acuerdo al peso atómico, se dejó un espacio en la tabla. Por ejemplo, no existía ningún elemento que encajara en el espacio debajo del silicio (Si). De esta manera, se dejó un espacio para un nuevo elemento, que se denominó ekasilicon.

3. Se realizó una evaluación académica de los datos del peso atómico. Por ejemplo,

como resultado de este trabajo se cambió la capacidad de combinación del cromo en su óxido más alto de 5 al valor correcto de 6. Se sabía que el peso combinado del cromo era de 8.66 g, de ahí que en lugar de 43.3 (5 8.66), el peso atómico revisado del cromo se convirtió en 52.0 (6 8.66).

Archivo:Principios Químicos Fig 7.1.png

Al indio (In), con un peso combinado de 38.5, se le había asignado una capacidad de combinación de 2 y por lo tanto un peso atómico de 77, y se había colocado entre arsénico (As) y selenio (Se). Dado que sus propiedades fueron consistentes con la colocación por debajo del fósforo y azufre, que estaban uno al lado del otro, el arsénico y el selenio también tuvieron que estar lado a lado en el esquema de Mendeleev. Una reevaluación mostró que el indio tenía un peso atómico de 114.8 y una capacidad de combinación de 3, lo cual es consistente con su posición por debajo del aluminio y galio (Ga) en la presente tabla.

Se había pensado que el peso atómico del platino (Pt) era mayor que el del oro (Au). Mendeleev pensó lo contrario, por la química de los dos metales y los lugares que deberían ocupar en su mesa. Nuevas determinaciones inspiradas en Mendeleev mostraron 198 para el platino y 199 para el oro, colocando así al platino por delante del oro y bajo el paladio (Pd), que de todos los demás elementos se parece más al platino.

4. Sobre la base del comportamiento periódico conocido resumido en el

tabla, se realizaron predicciones de las propiedades de los elementos no descubiertos. Estas predicciones más tarde demostraron ser asombrosamente precisas, como se puede ver al comparar las propiedades predichas del ekasilicon y las propiedades reportadas para el elemento llamado germanio (Ge), que ahora ocupa el espacio ekasilicon. Esta comparación se da en el Cuadro 7 -2.

Archivo:Principios Químicos Tabla 7.2.png

De la tabla es evidente cómo Mendeleev pudo predecir con precisión las propiedades físicas y químicas del elemento faltante. Su posición en la tabla periódica estuvo por debajo del silicio y por encima del estaño (Sn). Las propiedades físicas del germanio son casi el promedio entre las observadas para el silicio y para el estaño. Para predecir las propiedades químicas del ekasilicon Mendeleev también se utilizó información de las propiedades relativas conocidas de fósforo, arsénico y antimonio (Sb) en la columna a la derecha de la tabla periódica.

Correlaciones como esta guiaron la búsqueda de nuevos elementos y compuestos y estimularon la investigación cuando los datos conocidos no se ajustaban a otras correlaciones. Una consecuencia de esta investigación fue que se obtuvieron valores mejorados para pesos y densidades atómicas.

La Ley Periódica

Mendeleev resumió sus descubrimientos en la ley periódica: Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de manera sistemática.

Después de que la mayoría de los elementos fueron descubiertos y sus pesos atómicos cuidadosamente determinados, persistieron varias discrepancias. Por ejemplo, se encontró que el orden de incremento del peso atómico dentro del Grupo VIII de Mendeleev (Figura 7-1) fue Fe, Co, Ni, Cu en el cuarto periodo (fila 4), Ru, Rh, Pd, Ag en el quinto (fila 6), y Os, Ir, Pt, Au en el sexto (fila 10). Vet Ni se parece más a Pd y Pt que a Co. Nuevamente, Te tiene un peso atómico mayor que I, pero claramente pertenezco con Br y CI, y Te se parece a Se y S en propiedades químicas. Cuando se descubrieron los gases nobles, se reveló que Ar tenía un peso atómico mayor que K, mientras que todos los demás gases nobles tenían pesos atómicos más bajos que los metales alcalinos adyacentes. En estos tres casos, aumentar el peso atómico claramente no es aceptable como medio de colocar elementos en la tabla periódica. Por lo tanto, a los elementos se les asignaron números atómicos del 1 al 92 (ahora 105). (Los números atómicos de los elementos aumentan aproximadamente con sus pesos atómicos). Cuando los elementos se organizan según el número atómico creciente, los elementos químicamente similares se encuentran en columnas verticales (familias o grupos) de la tabla periódica.

En 1912, Henry G. J. Moseley (1887—1915) observó que las frecuencias de los rayos x emitidos por los elementos podrían correlacionarse mejor con los números atómicos que con los pesos atómicos. La relación entre el número atómico de un elemento y la frecuencia (o energía) de los rayos x emitidos por el elemento es consecuencia de la estructura atómica. Como veremos en el Capítulo 8, los electrones en un átomo están dispuestos en niveles de energía. Cuando un elemento es bombardeado por un poderoso haz de electrones, los electrones de los niveles más internos o conchas (más cercanos al núcleo) pueden ser expulsados de los átomos. Cuando los electrones externos caen dentro de estas conchas para llenar las vacantes, la energía se emite como radiación x. El espectro de rayos X de un elemento (la colección de frecuencias de rayos x emitidos) contiene información sobre los niveles de energía electrónica del átomo. El punto importante para nuestro propósito actual es que la energía de un nivel varía con la carga sobre el núcleo del átomo. Cuanto mayor es la carga nuclear, más estrechamente se unen los electrones más internos. Se requiere más energía para derribar uno de estos electrones; en consecuencia, hay más energía emitida cuando un electrón vuelve a caer en una vacante en las conchas. Moseley descubrió que la frecuencia de los rayos x emitidos (designada por la letra griega P, nul varía con el número atómico, Z, según

en las que c y b son características de una línea de rayos X dada y son iguales para todos los elementos.

Archivo:Principios Químicos Fig 7.2.png

En abril de 1914, Moseley publicó los resultados de su trabajo sobre 39 elementos de ₁₃ Al a ₇₉ Au. (Recordemos que el número atómico está indicado por un subíndice a la izquierda del símbolo de un elemento.) Una porción de sus datos [s] trazados en la Figura 7 -2. Moseley escribió lo siguiente:

“Los espectros de los elementos están dispuestos en líneas horizontales espaciadas a distancias iguales. El orden elegido para los elementos es el orden de los pesos atómicos, excepto en los casos de Ar, Co y Te, donde esto choca con el orden de las propiedades químicas. Se han dejado líneas vacantes para un elemento entre Mo y Ru, un elemento entre Nd y Sm, y un elemento entre W y Os, ninguno de los cuales aún se conoce. Esto equivale a asignar a elementos sucesivos una serie de enteros característicos sucesivos.... Ahora bien, si o bien los elementos no se caracterizaran por estos enteros, o se hubiera cometido algún error en el orden elegido o en el número de lugares que quedan para elementos desconocidos, estas regularidades (las líneas rectas) desaparecerían a la vez. Por lo tanto, podemos concluir a partir de la evidencia de los espectros de rayos X por sí solos, sin utilizar ninguna teoría de la estructura atómica, que estos enteros son realmente característicos de los elementos... Ahora Rutherford ha demostrado que el constituyente más importante de un átomo es su núcleo central cargado positivamente, y van den Broek ha planteado la opinión de que la carga que lleva este núcleo es en todos los casos un múltiplo integral de la carga en el núcleo de hidrógeno. Hay muchas razones para suponer que el número entero que controla el espectro de rayos X es el mismo que el número de unidades eléctricas en el núcleo, por lo que estos experimentos dan el mayor apoyo posible a la hipótesis de van den Broek. “*

Posteriormente se encontró que los tres elementos no descubiertos mencionados por Moseley fueron los elementos 43 (tecnecio, Tc), 61 (prometio, Pm) y 75 (renio, Re). Un confuso “doble elemento” se aclaró en 1923, cuando D. Coster y G. Hevesy demostraron que una de las líneas horizontales desocupadas de la carta de Moseley pertenecía al nuevo elemento hafnio (Hf, 72). El trabajo de Moseley fue quizás el único paso más fundamental en el desarrollo de la tabla periódica. Se demostró que el número atómico (o la carga en el núcleo), y no el peso atómico, era la propiedad esencial para explicar el comportamiento químico.

La Tabla Periódica Moderna

La forma más fácil de entender la tabla periódica es construirla. Si bien esto puede parecer una tarea difícil, sorprendentemente se requiere poco conocimiento de la química para entender que la forma en la portada interior de este libro es inevitable. Si organizamos los elementos por número atómico, como lo hizo Moseley, entonces ciertas propiedades químicas se repiten a intervalos definidos (Figura 7-3, arriba). Los gases químicamente inertes (al menos pensados que son inertes hasta 1962, cuando los químicos produjeron compuestos que contenían xenón unido a flúor y oxígeno), He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn, tienen números atómicos 2, 10, 18, 36, 54 y 86, o intervalos numéricos de 2, 8, 8, 18, 18 y 32. Cada uno de estos gases precede a un metal blando extremadamente reactivo que tiende a formar un ion + 1: los metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs y Fr. Y a cada gas le precede un elemento reactivo que puede ganar un electrón para formar un ion -1: hidrógeno y los halógenos F, CI, Br, I y At. Estos elementos clave se muestran en color en la fila en la parte superior de la Figura 7-3.

Estas similitudes químicas se representan mejor dividiendo la lista de 105 elementos en siete filas o periodos (Figura 7-3). No obstante, el primer periodo tiene sólo 2 elementos, los dos siguientes tienen 8, los dos siguientes, 18, y el sexto y probablemente el séptimo periodos tienen 32. ¿Cómo podemos alinear 8 entradas sobre 18 y 18 sobre 32?

Archivo:Principios Químicos Fig 7.3.png

*Para cuando se publicaron estas líneas, Moseley estaba en el ejército británico, y menos de un año después estaba muerto, a la edad de 27 años, en una ladera de Gallipoli.

Los metales alcalinotérreos, Be, Mg, Ca, Sr y Ba, son tan similares en propiedades químicas que necesitamos poca imaginación para colocarlos como se muestra. Los no metales están en el extremo derecho de cada período, y O, S, Se y Te constituyen una serie de elementos con una capacidad de combinación de 2 y un aumento en el comportamiento metálico de O a Te: O es un no metal, y Te existe en la zona intermedia inespecífica conocida como los semimetales o metaloides . Los elementos N, P, As, Sb y Bi comprenden un grupo cuyas características son la capacidad de ganar tres electrones en ciertos compuestos y una gradación del N y P no metálico, al As semimetálico, al Sb y Bi metálico. Los elementos C, Si, Ge, Sn y Pb tienen una capacidad combinatoria de 4. Para estos elementos, la zona fronteriza entre metales y no metales se localiza en un periodo anterior; C es un no metal, Si y Ge son semimetales, y Sn y Pb son meta ls. Finalmente, las series B, Al, Ga, In y Tl forman +3 iones; B es semimetálico y los otros metálicos. Las propiedades de Al y Ga son más similares que las de Al y Sc. Para llevar Al por encima de Ga, es necesario desplazar los periodos del elemento S a la extrema derecha por encima del periodo de 18 elementos a continuación.

Los elementos “superfluos” en los Períodos 4 y 5 c.,. Sc a 30Zn y 39 Y a “Cd) constituyen una serie de metales, todos los cuales exhiben una gran variedad de estados iónicos, los estados + 2 y + 3 parecen ser los más comunes. Sus propiedades no cambian de un elemento a otro tanto como cambian las propiedades de las series B, C, N, 0 y F. A estos elementos los llamamos “superfluos” metales de transición. (Aplazamos la cuestión de lo que está en transición a los Capítulos 9 y 10.) Cuando buscamos paralelismos químicos entre los periodos quinto y sexto, encontramos que ₄₀ Zr y ₇₂ Hf son prácticamente idénticos en comportamiento. Nuevamente, nuestro arreglo preferido es colocar los elementos en el Periodo 5 más allá de ₃₈ Sr en la medida de lo posible a la derecha encima de los Períodos 6 y 7. Los elementos extra en el Periodo 6, ₅₇ La a ₇₀ Yb, son prácticamente idénticos en comportamiento químico. Estos elementos se llaman las tierras raras, o lantánidos. A sus parejas en el séptimo periodo (₈₉ Ac a ₁₀₂ No) se les conoce como los actínidos. Debido a que los lantánidos son tan similares en propiedades químicas, se encuentran juntos en la naturaleza y son extremadamente difíciles de separar.

En resumen, los elementos pueden clasificarse en tres grupos (Figura 7-3): los elementos representativos, con diversas propiedades; los metales de transición, más similares pero claramente distinguibles; y los metales de transición internos (lantánidos y actínidos), con muy propiedades similares. A los elementos representativos se les llama representativos porque muestran una gama de propiedades más amplia que la que se encuentran en los otros elementos, y porque son los elementos con los que estamos más familiarizados.

(La radiactividad y la inestabilidad nuclear de los actínidos, especialmente el uranio, les han dado un significado histórico que sus propiedades químicas quizás no habrían justificado. Un químico de antaño es una persona que todavía piensa en el uranio como un oscuro elemento pesado utilizado en esmaltes de cerámica amarilla y vidrieras. Es irónico que se librara una guerra nuclear con la materia prima de las vidrieras.)

Existe una forma más compacta de la tabla periódica que indica con mayor claridad la variabilidad relativa de las propiedades de los elementos vecinos (Figura 7-4). Las tendencias en el comportamiento químico suelen ser más fáciles de entender si solo se examinan los elementos representativos, con los metales de transición puestos a un lado como caso especial y los metales de transición internos prácticamente ignorados. En esta tabla, las columnas verticales se denominan grupos, y las de los elementos representativos se numeran IA a VIIA y O. Los grupos de los elementos de transición se numeran de manera que le recuerde que deben insertarse en la tabla de elementos representativos. La numeración incluye los Grupos IIIB a VIIB, luego tres columnas etiquetadas colectivamente Grupo VIIIB, luego Grupos IB y LiB. El Grupo HIB sigue al Grupo IIIA en los elementos representativos, y el Grupo LiB precede al Grupo ILIA. Este tipo de numeración es más clara en la norma, “forma larga” de la tabla periódica en la portada interior. Podemos ver que la forma estándar es un compromiso entre la compacidad de la Figura 7-4 y la integridad de la Figura 7-3. Los lantánidos y actínidos han sido de tan poca importancia relativa que no se les han dado números de grupo.

Archivo:Principios Químicos Fig 7.4.png

Periodicidad de las propiedades químicas ilustradas por hidruros y óxidos binarios

En esta sección veremos cómo la tabla periódica nos permite predecir las fórmulas moleculares y las propiedades químicas de compuestos de metales y no metales con hidrógeno y oxígeno.

Hidruros binarios

El número de átomos de hidrógeno que se combinan con un átomo de un elemento representativo dado en los tres primeros periodos de la tabla periódica varía (como se muestra en la Figura 7-5) de 1 a 4 y de nuevo a 1 nuevamente a lo largo de cada periodo. Este número es igual al número de grupo o a 8 menos el número de grupo, el que sea menor. Esta cara por sí sola ofrece una pista sobre la forma en que el H se une en cada compuesto de hidrógeno.

Archivo:Principios Químicos Fig 7.5.png Archivo:Principios Químicos Fig 7.6.png

Los compuestos de metales con hidrógeno, llamados hidruros, son en su mayoría iónicos. En hidruros alcalinos como KH o NaH, hay una transferencia de carga negativa a cada átomo de hidrógeno. Los hidruros alcalinos tienen la estructura cristalina de NaCl (Capítulo 1), pero BeH ₂ MgH ₂ y AlH ₃, manifiestan un nuevo fenómeno, “puenteando” el hidrógeno. En esta disposición cada átomo de H en el cristal es equidistante entre dos átomos metálicos y parece formar un puente de hidrógeno entre ellos. Siempre que H tenga una carga neta negativa, esta carga extra aparentemente puede ser utilizada para hacer un segundo enlace a otro átomo, si hay suficiente capacidad de enlace potencial en el otro átomo. El H cargado negativamente está presente en NaH, pero no la capacidad de múltiples enlaces. Sin embargo, Be, Mg y Al satisfacen ambas demandas, y se forman estructuras de puente. El compuesto boro-hidrógeno B ₂ H ₆ (Figura 7-6) es un ejemplo de puente de hidrógeno dentro de una molécula, y los otros hidruros de boro conocidos (tales como B ₄ H ₁₀, B ₅ H ₉, B ₅ H ₁₁, B ₆ H ₁₀, y B ₁₀ H ₁₄) hacen un uso extensivo de dichos puentes de hidrógeno.

Los compuestos de hidrógeno con elementos en la mitad derecha de los periodos son compuestos moleculares pequeños en los que el número de átomos de hidrógeno en una molécula viene dictado por el número de enlaces covalentes que puede formar el otro átomo. Las moléculas de tales compuestos se mantienen unidas en cristales solo por fuerzas débiles entre moléculas; así sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos (Figura 7 -6).

Los hidruros iónicos reaccionan con agua para producir soluciones básicas:

Na ⁺ H ^- + H ₂ → H ₂ + OH ^- + Na ⁺

Por el contrario, los compuestos halógenos son ácidos:

HCl + H ₂ O → H ₃ O ⁺ Cl ^-

Ejemplo 1

¿Cuáles son las fórmulas de los hidruros de cesio (Cs) y selenio (Se)? ¿Qué hidruro tiene el punto de fusión más alto? Escribir una ecuación equilibrada para la reacción del hidruro de cesio con agua.

Solución El cesio se encuentra en el Grupo IA. Por lo tanto, la fórmula de su hidruro es CSh. El selenio está en el Grupo VIA, y su hidruro es H 2 Se. El hidruro de cesio es un hidruro iónico con un punto de fusión mucho mayor que el de H 2 Se, que es una sustancia molecular con un bajo punto de fusión (y punto de ebullición). La reacción de CSh con H 2 O produce H 2, Cs ^+ y OH ^-: CSh (s) + H 2 O (l) → H 2 (g) + Cs ^+ OH ^-

Óxidos binarios

Los elementos representativos forman óxidos con las fórmulas esperadas de las posiciones de los elementos en la tabla periódica; en el tercer periodo estos óxidos son Na ₂ O. MgO, Al ₂ O ₃, SiO ₂, P ₂ O ₅, SO ₃ y Cl ₂ O ₇. Los óxidos de elementos en la parte inferior izquierda de la mesa son bases fuertes. Tienen una gran carga negativa en el átomo de O, y son iónicos. Los puntos de fusión de estos óxidos iónicos son típicamente alrededor de 2000°C, y muchos se descomponen antes de fundirse. Reaccionan con agua para hacer soluciones básicas:

Na ₂ O + H ₂ O → 2Na ⁺ + 2OH ^-

En el otro extremo, los óxidos de elementos en la parte superior derecha de la mesa son ácidos fuertes:

Cl ₂ O ₇ + 3H ₂ O → 2H ₃ O ⁺ + 2ClO (ácido perclórico)

SO ₃ + 3H ₂ O → 2H ₃ O ⁺ SO (ácido sulfúrico)

Cl ₂ O ₇ es explosivamente inestable, y el SO ₃ reacciona vigorosamente con el agua para producir soluciones ácidas. Los ácidos se han representado aquí como completamente ionizados o disociados, pero esto puede ser tan engañoso como escribirlos en sus formas no disociadas: HClO ₄ y H ₂ SO ₄. Como vimos en el Capítulo 5, H ₂ SO ₄ solo está parcialmente disociado en agua.

Entre los óxidos ácidos y básicos se encuentra una banda diagonal de óxidos que son anfóteros: BeO, Al ₂ O ₃ y Ga ₂ O ₃; GeO ₂ a PbO ₂; y Sb ₂ O ₅ y Bi ₂ O ₅. (Los óxidos anfóteros muestran comportamiento tanto ácido como básico). Son prácticamente insolubles en agua pero pueden disolverse por ácidos o bases:

BeO + 2H ₃ O ⁺ → Ser ²⁺ + 3H ₂ O

BeO + 2OH ^- → H ₂ + Ser (OH)

La notación en la primera ecuación es convencional pero inconsistente. La hidratación del protón se denota con el símbolo H ₃ O ⁺. Sin embargo, el catión Be ²⁺ también está muy fuertemente hidratado, especialmente por su pequeño tamaño. Debe escribirse como Be (H ₂ O), o al menos Be ²⁺ (aq). Pero mientras se entienda la hidratación de los cationes, no es necesario deletrearla cada vez.

Los óxidos anfóteros y básicos son sólidos con altos puntos de fusión. Por ejemplo, Al ₂ 0 ₃ es el abrasivo conocido como corindón, o esmeril; SiO ₂ es cuarzo. Solo los óxidos de C, N, S y los halógenos son normalmente líquidos o gases. El contraste entre C y Si en dióxido de carbono y cuarzo es análogo al contraste entre C y N en diamante y gas nitrógeno. La diferencia entre C y Si surge porque C puede hacer dobles enlaces a O y por lo tanto formar un compuesto molecular de tamaño limitado. Sin embargo, el Si debe hacer enlaces simples con cuatro átomos de O diferentes; por lo tanto, debe asumir una estructura de red tridimensional en la que los átomos de Si dispuestos tetraédricamente están conectados por puentes de átomos de O.

En todos los óxidos discutidos hasta ahora, la fórmula química se puede predecir a partir del número de grupo. Pero hay otros óxidos cuyas fórmulas no pueden predecirse a partir de los números de grupo. Por ejemplo, C puede formar CO así como CO ₂. El compuesto N ₂ O ₅ no es el único óxido de nitrógeno: NO ₂, N ₂ O ₃, y NO son otros. El azufre puede formar SO ₂, S ₂ O ₃, S ₂ O y S ₂ O ₇, así como SO ₃. Pero en estos compuestos el elemento no hace pleno uso de su potencial capacidad combinadora. Así, las tendencias generales en las propiedades se ilustran mejor con los óxidos que hemos estado examinando.

Ejemplo 2

Escribir una ecuación equilibrada para la reacción del óxido de calcio con agua.

Solución El calcio (Ca) se encuentra en el Grupo IIA. Su óxido es, por lo tanto, CaO. La reacción es CaO (s) + H 2 O (l) → Ca ^2+ + 2OH ^- La ecuación muestra que el CaO es una base fuerte, ya que su reacción con el agua produce iones OH ^-.

Resumen

Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas, no de peso atómico, sino de número atómico. Moseley sugirió, y posteriormente se verificó, que el número atómico es la carga positiva total sobre el núcleo, igual al número total de electrones alrededor del núcleo en un átomo neutro.

Particularmente estables, los elementos inertes ocurren a intervalos de 2, 8, 8, 18, 18 y 32 en número atómico. Estos intervalos, y sólo el conocimiento más básico de similitudes entre elementos, llevaron a la formulación de una tabla periódica, en la que elementos similares se encuentran en columnas o grupos verticales, y en la que las propiedades químicas cambian de manera ordenada a lo largo de filas o periodos horizontales. La tabla periódica completa y extendida se puede plegar en una forma compacta que ilustra la división de los elementos en tres categorías: los elementos representativos diversificados, los metales de transición más similares y los metales de transición internos prácticamente idénticos.

La correlación entre la capacidad de combinación y el número de grupos en la tabla periódica puede ser ilustrada por los hidruros y óxidos de los elementos representativos. Los elementos en la parte inferior izquierda de la tabla periódica son metales. Sus hidruros y óxidos son iónicos, y las soluciones acuosas de estos compuestos son básicas. Los elementos en la esquina superior derecha de la mesa son no metales. Sus compuestos de hidrógeno y óxidos son moléculas pequeñas con enlaces covalentes; son gases o líquidos, y son ácidos. Entre los dos extremos en la parte superior derecha e inferior izquierda en la tabla hay una gradación de propiedades. A medida que los elementos pasan de no metales a través de semimetales a metales, sus compuestos de hidrógeno pasan de ácidos, a neutros o inertes, a básicos (aunque hay muchas complicaciones en esta tendencia general), y los óxidos pasan de manera más regular de ácidos, a anfóteros, a básicos.