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la tabla periódica y la química de los elementos

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Introducción

Se ha dicho con frecuencia que la química inorgánica abarca un vasto conjunto de hechos inconexos, en contraste con la química orgánica en la que parece haber mucha más sistematización y orden. Esto es cierto en parte, puesto que la materia objeto de la química inorgánica es bastante más diversa y complicada, y las reglas de comportamiento químico a menudo están peor establecidas. La materia tratada es complicada porque incluso entre elementos de estructura electrónica similar, tales como Li, Na, K, Rb y Cs, surgen diferencias debidas a variaciones en el tamaño de los átomos, potenciales de ionización, hidratación, energías de solvatación y similares. Algunas de estas diferencias pueden ser bastante sutiles ‑ por ejemplo, las que permiten que las células humanas y otros sistemas vivien­tes distingan entre Li, Na y K. En resumen cada elemento se comporta de manera diferente.

La química orgánica se ocupa de muchos compuestos que se forman a partir de pocos elementos, a saber, carbono en estados de hibridación sp, sp2 o sp3 junto con H, O, N, S y los halógenos y, con menos frecuencia, B, Si, Se, P, Hg, etc. Esta química es principalmente la de compuestos moleculares que son líquidos o sólidos, normalmente solubles en disolventes no polares, destilables, o cristalizables y estables normalmen­te en el aire u oxígeno, aunque combustibles en ellos.

Por el contrario, la química inorgánica trata de muchos compuestos formados por muchos elementos. Esta disciplina abarca el estudio de la química de más de 100 elementos que pueden formar compuestos gaseo­sos, líquidos o sólidos cuyas reacciones pueden ser ‑o pueden haber sido estudiadas a temperaturas muy altas o muy bajas. Los compuestos pueden formar cristales iónicos, covalentes extendidos o moleculares y su solubili­dad puede variar desde esencialmente cero en todos los disolventes hasta altas solubilidades en los alcanos; pueden reaccionar espontánea y vigoro­samente con el agua o aire. Además, mientras que los compuestos en la química orgánica siguen casi invariablemente la regla del octete (página 220) con un número de coordinación máxima y una valencia máxima de 4 para todos los elementos, los compuestos inorgánicos pueden tener números de coordinación superiores a 14, siendo especialmente comunes los de 4, 5, 6 y 8 y números de valencia desde ‑2 a +8. Finalmente, existen tipos de enlace en los compuestos inorgánicos que no tienen paralelo en la química orgánica donde normalmente se encuentran más los enlaces múltiples s y pp-pp.

Aunque algunos conceptos ayudan a ordenar y sistematizar la quími­ca inorgánica. El más antiguo, e incluso el más significativo, se basa en la tabla periódica de los elementos. Esta depende a su vez de las estructuras electrónicas de los átomos gaseosos. Como se demostró en el capítulo 2, por adición sucesiva de electrones a los niveles de energía disponibles. puede construirse el modelo de estructuras electrónicas de los elementos hasta llegar al más pesado comúnmente conocido, el laurencio, Z = 103. Además, basándose en las configuraciones electrónicas, los elementos pue­den situarse en una disposición tabular que tiene la misma forma que la de la tabla periódica larga convencional. No obstante, la tabla periódica también puede fundamentarse por entero en las propiedades químicas de los elementos y una de sus aplicaciones principales consiste en suministrar un conciso dispositivo nemotécnico de los hechos químicos.

En este capítulo se estudia la tabla periódica desde un punto de vista químico en lugar de partir de un aspecto teórico. En efecto, se manejan aquellas clases de observaciones químicas que estimularon originalmente a químicos tales como Mendeleiev a proyectar la carta periódica. Ahora, sin embargo, no solamente podemos correlacionar esos hechos, sino que pode­mos interpretarlos en términos de las estructuras electrónicas de los átomos.

NATURALEZA Y TIPOS DE ELEMENTOS

Es evidente que las propiedades químicas de un elemento deben depender de la estructura electrónica del átomo. Esta determina no solamente el modo en que el elemento puede unirse a otros, sino también consigo mismo. Así, el hidrógeno 1s1 evidentemente puede formar sólo una mo­lécula diatómica.

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Elementos monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Los gases nobles con sus capas estructurales completas son necesariamente monoatómicos. En estado de vapor, el mercurio, 5d1 0 6s2 , también es monoatómico. Sin embargo, el mercurio líquido, a pesar de su presión de vapor relativamente alta y de su solubilidad en agua y en otros disolventes, tiene una conductividad eléctrica muy grande y es brillante y metálico en apariencia. Esto se debe a que los orbitales 6p son capaces de intervenir en el enlace metálico.

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Moléculas diatómicas: H2 , N2, O2 , F2, C12 , Br2, 12

En el caso de los halógenos e hidrógeno, la formación de un enlace sencillo por un par de electrones en una molécula diatómica completa el octete. En el nitrógeno 2s2 2p3 y oxígeno 2s2 2p4 , puede formarse una molécula diatómica sencilla con enlace múltiple (página 76). El P2 y S2 son estables también a altas temperaturas elevadas pero no a 25° C.

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Moléculas poliatómicas discretas: P4, S,z, Se8

En los elementos de la segunda fila y más pesados, el enlace pp-pp del tipo que se presenta en el N2 y O2 resulta menos efectivo. La formación por el fósforo y el azufre del número normal de enlaces simples por pares electrónicos que cabe esperar de sus estructuras electrónicas, es decir, tres y dos respectivamente, conduce a la formación de moléculas discretas o a la de estructuras en cadena, que son más estables que las diatómicas.

El fósforo blanco tiene moléculas tetraédricas P4 (8‑1) con distancias P-P de 2,21 Å y ángulos P‑P‑P de 60°, por supuesto. Este pequeño ángulo implica una energía de tensión muy grande que ha sido estimada por Pauling en unos 100 kJ por mol de P4 . Esto significa que la energía total de seis enlaces P‑P en la molécula resulta mucho menor de lo que sería la energía total de seis enlaces P‑P de la misma longitud formados por átomos P con ángulos de enlace normales. De este modo, la estructura de la molécula está de acuerdo con su gran reactividad. Las moléculas As4 y Sb4 también se forman por condensación desde el vapor, pero en su caso la estructura tetraédrica resulta todavía menos estable, transformándose fácilmente en la forma normal, como se observará más adelante.

El azufre posee una gran variedad de formas alotrópicas que contie­nen anillos de azufre con muchos átomos. El anillo mayor conocido hasta ahora es el S20. Los alótropos se conocen como ciclohexaazufre, cicloocta azufre, y así sucesivamente. Las cadenas se presentan en el azufre concatenado, S, La forma más estable termodinámicamente es el azufre ortorrómbico.

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Moléculas gigantes

Los átomos que pueden formar 2, 3 ó 4 enlaces covalentes sencillos entre sí dan como resultado cadenas o estructuras tridimensionales extendidas. Las más importantes son:

 

B

C

Pa

Sa

   
   

Si

As

Sea

   
   

Ge

Sb

Te

   
   

Snb

Bi

     
             

(a) También molecular

(b) También metálico

Algunos de ellos también tienen alótropos de tipos metálicos o molecu­lares; las estructuras metálicas se estudian más adelante.

El boro tiene algunos alótropos pero todos están basados en el icosaedro B12 (8‑II). El boro romboédrico ‑a posee unidades empaquetadas de modo análogo al de esferas ecc; los enlaces entre los icosaedros son más débiles que los que existen dentro de ellos. La forma tetragonal posee capas de icosaedros B12 unidos por átomos B sencillos mientras que la forma romboédrica-b del B también tiene unidades B12 empaquetadas de modo complicado y unidas por enlaces B‑B. La última, obtenida por cristalización del boro líquido, es la forma estable termodinámicamente. La estructura explica claramente el alto punto de fusión (2250 ± 50° C) y la inercia química del boro.

Los elementos del grupo IV, C, Si, Ge y Sn presentan todos la estructura del diamante que se muestra en la figura 8‑2. Esta estructura contiene una celda unidad cúbica pero para ciertos propósitos puede considerarse como un agrupamiento de capas indefinidas que no son planas. Todos los átomos son equivalentes, y cada uno de ellos está rodeado por un tetraedro perfecto formado por otros cuatro. Cada átomo forma con cada uno de sus vecinos un enlace localizado de 2 electrones. La estructura explica claramente la dureza extrema del diamante.

El silicio y el germanio tienen normalmente la misma estructura, pero el estaño posee un equilibrio

en el que la aproximación al empaquetamiento compacto ideal en el estaño blanco comparado con la forma de tipo diamante explica el aumen­to de la densidad (d20 representa la densidad a 20° C en g cm‑3 ).

El carbono también existe como grafito, que posee la estructura laminar que se muestra en la figura 8‑3. La separación entre las capas, 3,35 Å, es aproximadamente la suma de los radios de van der Waals del C e indica que las fuerzas entre capas deben ser débiles. Esto explica el que el grafito sea blando y maleable, ya que las capas pueden desplazarse fácil­mente unas sobre otras. Cada átomo C está rodeado solamente por tres vecinos; después de formar un enlace s con cada átomo contiguo, queda todavía un electrón en cada C y estos electrones se aparean en un sistema de enlaces p como en (8‑III). La resonancia conduce a una equivalencia esencial, de modo que las distancias de enlace C‑C son todas de 1.415 Å.

Esta distancia resulta un poco mayor que la del C‑C en el benceno donde el orden de enlace es 1,5 y corresponde a un orden de enlace en el grafito, de ~ 1,33. Puesto que aquí se da claramente un enlace múltiple de tipo pp‑pp, los restantes elementos del grupo IV no pueden formar este tipo de estructura. Los sistemas p en las capas permiten la conductividad eléctrica, por lo que el grafito se utiliza para materiales electródicos. A pesar de que poseen la estructura del diamante, los dos elementos Si y Sn tienen una conductividad muy grande (resistividad 10 y 11 mW cm a 0° C, respectiva­mente) mientras que el Ge es semiconductor y tiene una resistividad de 5 X 107 mW cm a 22° C.

En el grupo V, el fósforo tiene muchos polimorfos, y no ha sido caracterizada estructuralmente la forma roja. El fósforo negro, obtenido por calentamiento del P blanco bajo presión, tiene la estructura que se muestra en la figura 8‑4. Cada átomo P está unido a tres vecinos por enlaces simples, 2.17 a 2.20 Å. Las capas dobles así formadas se agrupan en láminas con una distancia interlaminar de 3.87 Å. Como en el caso del grafito, la estructura laminar conduce a la maleabilidad de los cristales. La misma causa explica también la falta de reactividad, por ejemplo, con el aire, comparada con la del P4.

Arsénico, Sb y Bi forman cristales con estructuras similares al P negro. Sin embargo, su apariencia es metálica y brillante y poseen resistivi­dades de 30, 40 y 105 y mW cm, comparables a las de metales tales como Ti' y Mn (42 y 185 mW cm, respectivamente).

La forma de cadena del azufre, azufre concatenado, es el componente principal del denominado azufre plástico, obtenido cuando el azufre fundi­do se vierte sobre agua. Esta forma puede representarse por largas fibras que contienen cadenas helicoidales de átomos de azufre. Se transforma lentamente en el S8 ortorrómbico.

La forma estable del selenio, de cristales grises de apariencia metálica obtenida a partir de fundidos, contiene cadenas indefinidas de forma espiral. Entre los átomos de selenio más próximos de cadenas diferentes, existe evidentemente una débil interacción de naturaleza metálica, pero como no se conoce la conductividad eléctrica del selenio no se puede comparar a la de los verdaderos metales (resistividad 2 X 1011 mWcm). La resistividad del S, Se y Te tiene un coeficiente de temperatura negativo, considerado normalmente como una característica de los no metales

 

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