Tabla Periodica

Familias de la Tabla Periódica

Como se leen los elementos

Metales alcalinos (Grupo IA)

Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio.

  Son muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro.

   Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón "s"). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. En estado sólido forman redes cúbicas.

   Son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad.

Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos).

Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes.

   Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad.

   Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.

Metales Alcalino térreos (Grupo IIA)

Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. 

Constituyen más del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.

   Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable).

   Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones "s"). Tienen todos los números de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus óxidos son básicos y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio).

   Reaccionan con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos.

   Reducen los iones H⁺ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.

   Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).

  El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.

Térreos (Grupo IIIA)

Son: boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium.

    Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc.

     Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalino térreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando.

      Estos elementos no reaccionan con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). 

       La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua.

       No se disuelven en amoniaco  Son buenos reductores, especialmente el aluminio: se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al₂O3. 

      El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos.

      Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.

Carbonoides (Grupo IVA)

Son: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.

  Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos abundante. El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre. Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo; aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros.

   Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.

    Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones "s" y 2 electrones "p", por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.

     No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo.

        Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles.

El plomo es tóxico.

Nitrogenoides (Grupo VA)

Son: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio.

 Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por  reducción de los sulfuros.

 La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones "s" y 3 electrones "p"), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negras del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico. La semiocupación de los orbitales p+ se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.

   Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.

  No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X (OH)₃ disminuye según
aumenta el número atómico, siendo el Bi (OH)₃ básico. En estado pentavalente todas las
combinaciones oxigenadas son ácidas, disminuyendo su fuerza según aumenta el número atómico.

   En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantes y se emplean en abonos, detergentes, entre otros.

El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

Anfígenos o Calcógenos (Grupo VIA)

Son: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio.

   El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semi desintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2.1x10^-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.

  La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones "s" y 4 electrones "p". Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d a partir del azufre.

  El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.

   La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico. El carácter ácido de los oxácidos disminuye de la misma forma; el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta al aumentar el número atómico, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa. No reaccionan con el agua y, salvo el azufre, no reaccionan con las bases. Excepto el oxígeno, todos reaccionan con el ácido nítrico concentrado. Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxácidos. Con los metales forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos, cuya estabilidad disminuye desde el oxígeno al teluro.

  El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad.

Halógenos (Grupo VIIA)

Son: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. 

   No se encuentran libres en la naturaleza, pero si en forma de haluros alcalinos y alcalino térreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva. Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.

  Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por un enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico.

A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:

Sólido- Iodo, Astato

Líquido- Bromo

Gas- Flúor, Cloro

   Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.

   Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas; el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.

Todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosas.

Gases Nobles (Grupo VIIIA)

Son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio.

  Estos elemento se consideraron inertes, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones "s" y 6 electrones "p"), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables.

   El helio es el segundo elemento más abundante. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).

   Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico.

    Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y conductividad (helio, neón).