8.4: Propiedades atómicas y reactividad química

Objetivos de aprendizaje

• Comprender las propiedades básicas que separan Metales de No Metales y Metaloides

Un elemento es la forma más simple de materia que no puede dividirse en sustancias más simples ni construirse a partir de sustancias más simples por ningún método químico o físico ordinario. Hay 118 elementos que conocemos, de los cuales 92 son de origen natural, mientras que el resto se han preparado artificialmente. Los elementos se clasifican además en metales, no metales y metaloides en función de sus propiedades, las cuales se correlacionan con su ubicación en la tabla periódica.

Tabla\(\PageIndex{1}\): Propiedades características de elementos metálicos y no metálicos:

Elementos Metálicos	Elementos no metálicos
Lustre distintivo (brillo)	No lustroso, varios colores
Maleable y dúctil (flexible) como sólidos	Frágil, duro o blando
Conducta el calor y la electricidad	Conductores deficientes
Los óxidos metálicos son básicos, iónicos	Los óxidos no metálicos son ácidos, covalentes
Formar cationes en solución acuosa	Formar aniones, oxianiones en solución acuosa

Metales

A excepción del hidrógeno, todos los elementos que forman iones positivos al perder electrones durante las reacciones químicas se denominan metales. Así, los metales son elementos electropositivos con energías de ionización relativamente bajas. Se caracterizan por su brillo brillante, dureza, capacidad de resonar sonido y son excelentes conductores de calor y electricidad. Los metales son sólidos en condiciones normales excepto Mercurio.

Propiedades Físicas de los Metales

Los metales son brillantes, maleables, dúctiles, buenos conductores de calor y electricidad. Otras propiedades incluyen:

• Estado: Los metales son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio, que es líquido a temperatura ambiente (el galio es líquido en días calurosos).
• Lustre: Los metales tienen la calidad de reflejar la luz de su superficie y pueden ser pulidos por ejemplo, oro, plata y cobre.
• Maleabilidad: Los metales tienen la capacidad de soportar el martilleo y se pueden convertir en láminas delgadas conocidas como láminas. Por ejemplo, un trozo de oro del tamaño de un cubo de azúcar puede ser machacado en una fina lámina que cubrirá un campo de fútbol.
• Ductilidad: Los metales se pueden dibujar en alambres. Por ejemplo, se pueden extraer 100 g de plata en un alambre delgado de unos 200 metros de largo.
• Dureza: Todos los metales son duros excepto el sodio y el potasio, los cuales son blandos y se pueden cortar con un cuchillo.
• Valencia: Los metales suelen tener de 1 a 3 electrones en la capa más externa de sus átomos.
• Conducción: Los metales son buenos conductores porque tienen electrones libres. Plata y cobre son los dos mejores conductores de calor y electricidad. El plomo es el conductor de calor más pobre. El bismuto, el mercurio y el hierro también son conductores pobres
• Densidad: Los metales tienen alta densidad y son muy pesados. El iridio y el osmio tienen las densidades más altas mientras que el litio tiene la densidad más baja.
• Puntos de fusión y ebullición: Los metales tienen altos puntos de fusión y ebullición. El tungsteno tiene los puntos de fusión y ebullición más altos mientras que el mercurio tiene los más bajos. El sodio y el potasio también tienen bajos puntos de fusión.

Propiedades Químicas de los Metales

Los metales son elementos electropositivos que generalmente forman óxidos básicos o anfóteros con oxígeno. Otras propiedades químicas incluyen:

• Carácter electropositivo: Los metales tienden a tener bajas energías de ionización, y típicamente pierden electrones (es decir, se oxidan) cuando experimentan reacciones químicas Normalmente no aceptan electrones. Por ejemplo:
  • Los metales alcalinos son siempre 1 ⁺ (pierden el electrón en s subshell)
  • Los metales alcalinotérreos son siempre 2 ⁺ (pierden ambos electrones en s subshell)
  • Los iones de metales de transición no siguen un patrón obvio, 2 ⁺ es común (pierden ambos electrones en la subcapa s), y también se observan 1 ^{+ y 3 +}

\[\ce{Na^0 \rightarrow Na^+ + e^{-}} \label{1.1} \]

\[\ce{Mg^0 \rightarrow Mg^{2+} + 2e^{-}} \label{1.2} \]

\[\ce{Al^0 \rightarrow Al^{3+} + 3e^{-}} \label{1.3} \]

Los compuestos de metales con no metales tienden a ser de naturaleza iónica. La mayoría de los óxidos metálicos son óxidos básicos y se disuelven en agua para formar hidróxidos metálicos:

\[\ce{Na2O(s) + H2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq)}\label{1.4} \]

\[\ce{CaO(s) + H2O(l) \rightarrow Ca(OH)2(aq)} \label{1.5} \]

Los óxidos metálicos exhiben su naturaleza química básica al reaccionar con ácidos para formar sales metálicas y agua:

\[\ce{MgO(s) + HCl(aq) \rightarrow MgCl2(aq) + H2O(l)} \label{1.6} \]

\[\ce{NiO(s) + H2SO4(aq) \rightarrow NiSO4(aq) + H2O(l)} \label{1.7} \]

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

¿Cuál es la fórmula química para el óxido de aluminio?

Solución

Al tiene una carga 3+, el ion óxido es\(O^{2-}\), así\(Al_2O_3\).

Ejemplo\(\PageIndex{2}\)

¿Esperarías que fuera sólido, líquido o gas a temperatura ambiente?

Soluciones

Los óxidos de metales son característicamente sólidos a temperatura ambiente

Ejemplo\(\PageIndex{3}\)

Escribe la ecuación química balanceada para la reacción del óxido de aluminio con ácido nítrico:

Solución

Óxido metálico+ácido -> sal + agua

\[\ce{Al2O3(s) + 6HNO3(aq) \rightarrow 2Al(NO3)3(aq) + 3H2O(l)} \nonumber \]

No metales

Los elementos que tienden a ganar electrones para formar aniones durante las reacciones químicas se denominan no metales. Se trata de elementos electronegativos con altas energías de ionización. Son conductores no lustrosos, quebradizos y pobres de calor y electricidad (excepto grafito). Los no metales pueden ser gases, líquidos o sólidos.

Propiedades Físicas de los No Metales

• Estado físico: La mayoría de los no metales existen en dos de los tres estados de la materia a temperatura ambiente: gases (oxígeno) y sólidos (carbono). Solo existe bromo como líquido a temperatura ambiente.
• No maleable y dúctil: Los no metales son muy quebradizos y no se pueden enrollar en alambres ni triturar en láminas.
• Conducción: Son conductores pobres de calor y electricidad.
• Lustre: Estos no tienen brillo metálico y no reflejan la luz.
• Puntos de fusión y ebullición: Los puntos de fusión de los no metales son generalmente más bajos que los de los metales, pero son muy variables.
• Siete no metales existen en condiciones estándar como moléculas diatómicas:\(\ce{H2(g)}\),\(\ce{N2(g)}\),,\(\ce{O2(g)}\),\(\ce{F2(g)}\),\(\ce{Cl2(g)}\),\(\ce{Br2(l)}\),\(\ce{I2(s)}\).

Propiedades Químicas de los No Metales

Los no metales tienen tendencia a ganar o compartir electrones con otros átomos. Son de carácter electronegativo. Los no metales, cuando reaccionan con metales, tienden a ganar electrones (típicamente alcanzando la configuración de electrones de gas noble) y se convierten en aniones:

\[\ce{3Br2(l) + 2Al(s) \rightarrow 2AlBr3(s)} \nonumber \]

Los compuestos compuestos enteramente de no metales son sustancias covalentes. Generalmente forman óxidos ácidos o neutros con oxígeno que se disuelven en agua para formar ácidos:

\[\ce{CO2(g) + H2O(l)} \rightarrow \underset{\text{carbonic acid}}{\ce{H2CO3(aq)}} \nonumber \]

Como sabrás, el agua carbonatada es ligeramente ácida (ácido carbónico).

Los óxidos no metálicos se pueden combinar con bases para formar sales.

\[\ce{CO2(g) + 2NaOH(aq) \rightarrow Na2CO3(aq) + H2O(l)} \nonumber \]

Metaloides

Los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Los metaloides son útiles en la industria de semiconductores. Los metaloides son todos sólidos a temperatura ambiente. Pueden formar aleaciones con otros metales. Algunos metaloides, como el silicio y el germanio, pueden actuar como conductores eléctricos en las condiciones adecuadas, por lo que se les llama semiconductores. El silicio, por ejemplo, parece lustroso, pero no es maleable ni dúctil (es quebradizo, una característica de algunos no metales). Es un conductor mucho más pobre de calor y electricidad que los metales. Las propiedades físicas de los metaloides tienden a ser metálicas, pero sus propiedades químicas tienden a ser no metálicas. El número de oxidación de un elemento en este grupo puede oscilar entre +5 y -2, dependiendo del grupo en el que se encuentre.

Cuadro\(\PageIndex{2}\): Elementos categorizados en metales, no metales y metaloides.

Metales	No metales	Metaloides
Oro	Oxígeno	Silicio
Plata	Carbono	Boro
Cobre	Hidrógeno	Arsénico
Hierro	Nitrógeno	Antimonio
Mercurio	Azufre	Germanio
Zinc	Fosforo

Tendencias en Carácter Metálico y No Metálico

El carácter metálico es más fuerte para los elementos en la parte más izquierda de la tabla periódica, y tiende a disminuir a medida que nos movemos hacia la derecha en cualquier período (el carácter no metálico aumenta al aumentar los valores de electronegatividad y energía de ionización). Dentro de cualquier grupo de elementos (columnas), el carácter metálico aumenta de arriba a abajo (los valores de electronegatividad y energía de ionización generalmente disminuyen a medida que bajamos un grupo). Esta tendencia general no se observa necesariamente con los metales de transición.

 

El carácter no metálico aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha con el elemento más no metálico en la esquina superior derecha. carácter metálico muestra la tendencia opuesta con el elemento más metálico estando en la parte inferior izquierda.

Colaboradores y Atribuciones

• Mike Blaber (Florida State University)

• Binod Shrestha (University of Lorraine)

Los elementos dentro del mismo grupo de la tabla periódica tienden a exhibir propiedades físicas y químicas similares. Cuatro factores principales afectan la reactividad de los metales: carga nuclear, radio atómico, efecto de blindaje y disposición de subniveles (de electrones). La reactividad de los metales se relaciona con la capacidad de perder electrones (oxidar), formar hidróxidos básicos, formar compuestos iónicos con no metales. En general, cuanto más grande es el átomo, mayor es la capacidad de perder electrones. Cuanto mayor sea el blindaje, mayor será la capacidad de perder electrones. Por lo tanto, el carácter metálico aumenta bajando de la mesa, y disminuye al cruzar, por lo que el metal más activo es hacia la izquierda y hacia abajo.

Grupo 1: Los metales alcalinos

La palabra “álcali” se deriva de una palabra árabe que significa “cenizas”. Muchos compuestos de sodio y potasio se aislaron de las cenizas de madera (\(\ce{Na2CO3}\)y\(\ce{K2CO3}\) todavía ocasionalmente se les conoce como “carbonato de sodio” y “potasa”). En el grupo alcalino, a medida que bajamos del grupo tenemos los elementos Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francium (Fr). Varias propiedades físicas de estos elementos se comparan en la Tabla\(\PageIndex{1}\). Estos elementos tienen todos un solo electrón en sus conchas más externas. Todos los elementos muestran propiedades metálicas y tienen valencia +1, de ahí que renuncien fácilmente al electrón.

Tabla\(\PageIndex{1}\): Propiedades Generales de los Metales del Grupo I

Elemento	Configuración electrónica	Punto de fusión (°C)	Densidad (g/cm ^3)	Radio Atómico	Energía de ionización (kJ/mol)
Litio	\([He]2s^1\)	181	0.53	1.52	520
Sodio	\([Ne]3s^1\)	98	0.97	1.86	496
Potasio	\([Ar]4s^1\)	63	0.86	2.27	419
Rubidio	\([Kr]5s^1\)	39	1.53	2.47	403
Cesio	\([Xe]6s^1\)	28	1.88	2.65	376

A medida que bajamos del grupo (de Li a Fr), se observan las siguientes tendencias (Tabla\(\PageIndex{1}\)):

• Todos tienen un solo electrón en un orbital de valencia 's'
• El punto de fusión disminuye
• La densidad aumenta
• El radio atómico aumenta
• La energía de ionización disminuye (primera energía de ionización)

Los metales alcalinos tienen los\(I_1\) valores más bajos de los elementos

Esto representa la relativa facilidad con la que se puede eliminar el electrón solitario en el orbital exterior de la 's'.

Los metales alcalinos son muy reactivos, perdiendo fácilmente 1 electrón para formar un ion con una carga 1+:

\[M \rightarrow M^+ + e- \nonumber \]

Debido a esta reactividad, los metales alcalinos se encuentran en la naturaleza solo como compuestos. Los metales alcalinos se combinan directamente con la mayoría de los no metales:

• Reacción con hidrógeno para formar hidruros sólidos

\[2M_{(s)} + H_{2(g)} \rightarrow 2MH(s) \nonumber \]

(Nota: el hidrógeno está presente en el hidruro metálico como el hidruro H ^- ion)

• Reacciona con azufre para formar sulfuros sólidos

\[2M_{(s)} + S_{(s)} \rightarrow M_2S_{(s)} \nonumber \]

Reacciona con cloro para formar cloruros sólidos

\[2M_{(s)} + Cl_{2(g)} \rightarrow 2MCl_{(s)} \nonumber \]

Los metales alcalinos reaccionan con el agua para producir gas hidrógeno e hidróxidos de metales alcalinos; esta es una reacción muy exotérmica (Figura\(\PageIndex{1}\)).

\[2M_{(s)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow 2MOH_{(aq)} + H_{2(g)} \nonumber \]

Figura\(\PageIndex{1}\): Una pequeña pieza de metal potásico explota a medida que reacciona con el agua. (CC SA-BY 3.0; Tavoromann)

La reacción entre metales alcalinos y oxígeno es más compleja:

• Una reacción común es formar óxidos metálicos que contienen el ion O ^2-

\[4Li_{(s)} + O_{2 (g)} \rightarrow \underbrace{2Li_2O_{(s)}}_{\text{lithium oxide}} \nonumber \]

Otros metales alcalinos pueden formar peróxidos metálicos (contiene O ₂ ^{2 -} ion)

\[2Na(s) + O_{2 (g)} \rightarrow \underbrace{Na_2O_{2(s)}}_{\text{sodium peroxide}} \nonumber \]

K, Rb y Cs también pueden formar superóxidos (O ₂ ^- ion)

\[K(s) + O_{2 (g)} \rightarrow \underbrace{KO_{2(s)}}_{\text{potassium superoxide}} \nonumber \]

Colores vía Absorción

El color de una sustancia química se produce cuando un electrón de valencia en un átomo es excitado de un nivel de energía a otro por radiación visible. En este caso, se absorbe la frecuencia particular de la luz que excita al electrón. Así, la luz restante que ves es luz blanca desprovista de una o más longitudes de onda (apareciendo así coloreada). Los metales alcalinos, habiendo perdido sus electrones más externos, no tienen electrones que puedan ser excitados por la radiación visible. Las sales de metales alcalinos y su solución acuosa son incoloras a menos que contengan un anión coloreado.

Colores a través de Emisión

Cuando los metales alcalinos se colocan en una llama, los iones se reducen (ganan un electrón) en la parte inferior de la llama. El electrón es excitado (salta a un orbital superior) por la alta temperatura de la llama. Cuando el electrón excitado vuelve a caer a un orbital inferior, se libera un fotón. La transición del electrón de valencia del sodio desde la subcapa 3p hasta la subcapa 3s da como resultado la liberación de un fotón con una longitud de onda de 589 nm (amarillo)

Colores de llama:

• Litio: rojo carmesí
• Sodio: amarillo
• Potasio: lila

Grupo 2: Los metales alcalinotérreos

En comparación con los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos suelen ser más duros, más densos, funden a una temperatura más alta. Las primeras energías de ionización (\(I_1\)) de los metales alcalinotérreos no son tan bajas como las de los metales alcalinos. Por lo tanto, los metales alcalinotérreos son menos reactivos que los metales alcalinos (Be y Mg son los menos reactivos de los metales alcalinotérreos). Varias propiedades físicas de estos elementos se comparan en la Tabla\(\PageIndex{2}\).

Tabla\(\PageIndex{2}\): Propiedades Generales de los Metales del Grupo 2

Elemento	Configuración electrónica	Punto de fusión (°C)	Densidad (g/cm ^3)	Radio Atómico	Energía de ionización (kJ/mol)
Berilio	\([He]2s^2\)	1278	1.85	1.52	899
Magnesio	\([Ne]3s^2\)	649	1.74	1.60	738
Calcio	\([Ar]4s^2\)	839	1.54	1.97	590
Estroncio	\([Kr]5s^2\)	769	2.54	2.15	549
Bario	\([Xe]6s^2\)	725	3.51	2.17	503

El calcio, y los elementos debajo de él, reaccionan fácilmente con el agua a temperatura ambiente:

\[Ca_{(s)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow Ca(OH)_{2(aq)} + H_{2(g)} \nonumber \]

La tendencia de las tierras alcalinas a perder sus dos electrones de valencia se demuestra en la reactividad del Mg hacia el gas cloro y el oxígeno:

\[Mg_{(s)} + Cl_{2(g)} \rightarrow MgCl_{2(s)} \nonumber \]

\[2Mg_{(s)} + O_{2(g)} \rightarrow 2MgO_{(s)} \nonumber \]

Los iones 2+ de los metales alcalinotérreos tienen un gas noble como la configuración de electrones y, por lo tanto, forman compuestos incoloros o blancos (a menos que el anión esté coloreado). Colores de llama:

• Calcio: rojo ladrillo
• Estroncio: rojo carmesí
• Bario: verde

Colaboradores y Atribuciones

• Mike Blaber (Florida State University)

Objetivos de aprendizaje

• Para obtener una comprensión descriptiva de las propiedades químicas del Hidrógeno, el grupo 16, 17 y 18 elementos.

El carácter no metálico es la capacidad de reducirse (ser un agente oxidante), formar hidróxidos ácidos, formar compuestos covalentes con no metales. Estas características aumentan con una mayor carga nuclear y menor radio, sin aumento en el blindaje. El no metal más activo sería el más lejano hacia arriba y hacia la derecha —sin incluir los gases nobles (no reactivos.)

Hidrógeno

El hidrógeno tiene una configuración de ^{1 s 1} electrón y se coloca por encima del grupo de metal alcalino. El hidrógeno es un no metal, el cual se presenta como un gas (H ₂) en condiciones normales.

• Su energía de ionización es considerablemente mayor (debido a la falta de blindaje, y por lo tanto mayor\(Z_{eff}\)) que el resto de los metales del Grupo 1 y se parece más a los no metales
• El hidrógeno generalmente reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares (típicamente altamente exotérmicos)
• El hidrógeno reacciona con metales activos para formar hidruros metálicos que contienen el ion H ^- hidruro:

\[2Na_{(s)} + H_{2(g)} \rightarrow 2NaH_{(s)} \label{7.8.1} \]

• El hidrógeno también puede perder un electrón para producir el ion\(H^+_{(aq)}\) hidronio acuoso.

Grupo 16: La familia del oxígeno

A medida que bajamos por el grupo 16 los elementos se vuelven de naturaleza más metálica:

• El oxígeno es un gas, el resto son sólidos
• El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales
• El telurio es un metaloide con algunas propiedades metálicas
• El polonio es un metal

El oxígeno se puede encontrar en dos formas moleculares, O ₂ y O ₃ (ozono). Estas dos formas de oxígeno se llaman alótropos (diferentes formas del mismo elemento en el mismo estado)

\[3O_{2(g)} \rightarrow 2O_{3(g)}\;\;\; \Delta H = 284.6\; kJ / mol \label{7.8.2} \]

la reacción es endotérmica, por lo que el ozono es menos estable que O ₂

El oxígeno tiene una gran tendencia a atraer electrones de otros elementos (es decir, a “oxidarlos”)

• El oxígeno en combinación con metales casi siempre está presente como el ion O ^2- (que tiene configuración electrónica de gas noble y es particularmente estable)
• Se observan otros dos aniones de oxígeno: peróxido (O ₂ ^2-) y superóxido (O ₂ ^-)

Azufre

El azufre también existe en varias formas alotrópicas, el alótropo estable más común es el sólido amarillo S ₈ (un anillo de 8 miembros de átomos de azufre). Al igual que el oxígeno, el azufre tiene una tendencia a ganar electrones de otros elementos, y a formar sulfuros (que contienen el ion ^S2-). Esto es particularmente cierto para los metales activos:

\[16Na_{(s)} + S_{8(s)} \rightarrow 8Na_2S_{(s)}\label{7.8.3} \]

Nota: la mayor parte del azufre en la naturaleza está presente como un compuesto de metal-azufre. La química del azufre es más compleja que la del oxígeno.

Grupo 17: Los halógenos

“Halógeno” se deriva del griego que significa “formadores de sal”

• La astatina es radiactiva y rara, y algunas de sus propiedades son desconocidas
• Todos los halógenos son no metales
• Cada elemento consiste en moléculas diatómicas bajo condiciones estándar

Colores de halógenos diatómicos: (no colores de llama)

• Flúor: amarillo pálido
• Cloro: amarillo verde
• Bromo: marrón rojizo
• Yodo: vapor violeta

Los halógenos tienen algunas de las afinidades electrónicas más negativas (es decir, gran proceso exotérmico en la obtención de un electrón de otro elemento)

\[X_2 + 2e^- \rightarrow 2X^-\label{7.8.4} \]

• El flúor y el cloro son los halógenos más reactivos (mayores afinidades de electrones). El flúor eliminará electrones de casi cualquier sustancia (incluidos varios de los gases nobles del Grupo 18).

Nota

La química de los halógenos está dominada por su tendencia a ganar electrones de otros elementos (formando un ion haluro)

En 1992 se produjeron 22.300 millones de libras de cloro. Tanto el cloro como el sodio pueden ser producidos por electrólisis de cloruro de sodio fundido (sal de mesa). La electricidad se utiliza para separar electrones de iones cloruro y transferirlos a iones de sodio para producir gas cloro y metal sólido de sodio

El cloro reacciona lentamente con el agua para producir ácido clorhídrico y ácido hipocloroso:

\[Cl_{2(g)} + H_2O_{(l)} \rightarrow HCl_{(aq)} + HOCl_{(aq)}\label{7.8}.5 \]

El ácido hipocloroso es un desinfectante, por lo que el cloro es una adición útil al agua de la piscina

Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales para formar haluros iónicos:

\[Cl_{2(g)} + 2Na_{(s)} \rightarrow 2NaCl_{(s)}\label{7.8.6} \]

Grupo 18: Los Gases Noble

• No metales
• Gases a temperatura ambiente
• monoatómico
• subcarcasas 's' y 'p' completamente rellenadas
• gran primera energía de ionización, pero esto disminuye un poco a medida que nos movemos hacia abajo del grupo

Rn es altamente radiactivo y algunas de sus propiedades son desconocidas

Son excepcionalmente poco reactivos. Se razonó que si alguno de estos fuera reactivo, lo más probable sería que fueran Rn, Xe o Kr donde las primeras energías de ionización fueran menores.

Nota

Para poder reaccionar, tendrían que combinarse con un elemento que tuviera una alta tendencia a eliminar electrones de otros átomos. Como el flúor.

Compuestos de gases nobles a la fecha:

\(XeF_2\)\(XeF_4\)\(XeF_6\)

solo se ha hecho un compuesto con Kr

\(KrF_2\)

No se observaron compuestos con He, Ne o Ar; son gases verdaderamente inertes.

Colaboradores y Atribuciones

• Mike Blaber (Florida State University)

Objetivos de aprendizaje

• Para obtener una comprensión descriptiva de las propiedades químicas del Hidrógeno, el grupo 16, 17 y 18 elementos.

El carácter no metálico es la capacidad de reducirse (ser un agente oxidante), formar hidróxidos ácidos, formar compuestos covalentes con no metales. Estas características aumentan con una mayor carga nuclear y menor radio, sin aumento en el blindaje. El no metal más activo sería el más lejano hacia arriba y hacia la derecha —sin incluir los gases nobles (no reactivos.)

Hidrógeno

El hidrógeno tiene una configuración de ^{1 s 1} electrón y se coloca por encima del grupo de metal alcalino. El hidrógeno es un no metal, el cual se presenta como un gas (H ₂) en condiciones normales.

• Su energía de ionización es considerablemente mayor (debido a la falta de blindaje, y por lo tanto mayor\(Z_{eff}\)) que el resto de los metales del Grupo 1 y se parece más a los no metales
• El hidrógeno generalmente reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares (típicamente altamente exotérmicos)
• El hidrógeno reacciona con metales activos para formar hidruros metálicos que contienen el ion H ^- hidruro:

\[2Na_{(s)} + H_{2(g)} \rightarrow 2NaH_{(s)} \label{7.8.1} \]

• El hidrógeno también puede perder un electrón para producir el ion\(H^+_{(aq)}\) hidronio acuoso.

Grupo 16: La familia del oxígeno

A medida que bajamos por el grupo 16 los elementos se vuelven de naturaleza más metálica:

• El oxígeno es un gas, el resto son sólidos
• El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales
• El telurio es un metaloide con algunas propiedades metálicas
• El polonio es un metal

El oxígeno se puede encontrar en dos formas moleculares, O ₂ y O ₃ (ozono). Estas dos formas de oxígeno se llaman alótropos (diferentes formas del mismo elemento en el mismo estado)

\[3O_{2(g)} \rightarrow 2O_{3(g)}\;\;\; \Delta H = 284.6\; kJ / mol \label{7.8.2} \]

la reacción es endotérmica, por lo que el ozono es menos estable que O ₂

El oxígeno tiene una gran tendencia a atraer electrones de otros elementos (es decir, a “oxidarlos”)

• El oxígeno en combinación con metales casi siempre está presente como el ion O ^2- (que tiene configuración electrónica de gas noble y es particularmente estable)
• Se observan otros dos aniones de oxígeno: peróxido (O ₂ ^2-) y superóxido (O ₂ ^-)

Azufre

El azufre también existe en varias formas alotrópicas, el alótropo estable más común es el sólido amarillo S ₈ (un anillo de 8 miembros de átomos de azufre). Al igual que el oxígeno, el azufre tiene una tendencia a ganar electrones de otros elementos, y a formar sulfuros (que contienen el ion ^S2-). Esto es particularmente cierto para los metales activos:

\[16Na_{(s)} + S_{8(s)} \rightarrow 8Na_2S_{(s)}\label{7.8.3} \]

Nota: la mayor parte del azufre en la naturaleza está presente como un compuesto de metal-azufre. La química del azufre es más compleja que la del oxígeno.

Grupo 17: Los halógenos

“Halógeno” se deriva del griego que significa “formadores de sal”

• La astatina es radiactiva y rara, y algunas de sus propiedades son desconocidas
• Todos los halógenos son no metales
• Cada elemento consiste en moléculas diatómicas bajo condiciones estándar

Colores de halógenos diatómicos: (no colores de llama)

• Flúor: amarillo pálido
• Cloro: amarillo verde
• Bromo: marrón rojizo
• Yodo: vapor violeta

Los halógenos tienen algunas de las afinidades electrónicas más negativas (es decir, gran proceso exotérmico en la obtención de un electrón de otro elemento)

\[X_2 + 2e^- \rightarrow 2X^-\label{7.8.4} \]

• El flúor y el cloro son los halógenos más reactivos (mayores afinidades electrónicas). El flúor eliminará electrones de casi cualquier sustancia (incluidos varios de los gases nobles del Grupo 18).

Nota

La química de los halógenos está dominada por su tendencia a ganar electrones de otros elementos (formando un ion haluro)

En 1992 se produjeron 22.300 millones de libras de cloro. Tanto el cloro como el sodio pueden ser producidos por electrólisis de cloruro de sodio fundido (sal de mesa). La electricidad se utiliza para separar electrones de iones cloruro y transferirlos a iones de sodio para producir gas cloro y metal sólido de sodio

El cloro reacciona lentamente con el agua para producir ácido clorhídrico y ácido hipocloroso:

\[Cl_{2(g)} + H_2O_{(l)} \rightarrow HCl_{(aq)} + HOCl_{(aq)}\label{7.8}.5 \]

El ácido hipocloroso es un desinfectante, por lo que el cloro es una adición útil al agua de la piscina

Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales para formar haluros iónicos:

\[Cl_{2(g)} + 2Na_{(s)} \rightarrow 2NaCl_{(s)}\label{7.8.6} \]

Grupo 18: Los Gases Noble

• No metales
• Gases a temperatura ambiente
• monoatómico
• subcarcasas 's' y 'p' completamente rellenadas
• gran primera energía de ionización, pero esto disminuye un poco a medida que nos movemos hacia abajo del grupo

Rn es altamente radiactivo y algunas de sus propiedades son desconocidas

Son excepcionalmente poco reactivos. Se razonó que si alguno de estos fuera reactivo, lo más probable sería que fueran Rn, Xe o Kr donde las primeras energías de ionización fueran menores.

Nota

Para poder reaccionar, tendrían que combinarse con un elemento que tuviera una alta tendencia a eliminar electrones de otros átomos. Como el flúor.

Compuestos de gases nobles a la fecha:

\(XeF_2\)\(XeF_4\)\(XeF_6\)

solo se ha hecho un compuesto con Kr

\(KrF_2\)

No se observaron compuestos con He, Ne o Ar; son gases verdaderamente inertes.

Colaboradores y Atribuciones

• Mike Blaber (Florida State University)