Elementos Quimicos. Generalidades. QUÍM.

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Química

1. El átomo. R. Boyle (162791) definió los e. q. como sustancias primitivas y sencillas, que no se pueden preparar a partir de otras y constituyen parte de todas las sustancias compuestas conocidas. Esta definición operacional se basa en el hecho experimental de que los compuestos químicos (v.) conocidos se pueden descomponer por diversos métodos hasta obtener sustancias simples, que por los métodos ordinarios de análisis no pueden ya transformarse en otras más sencillas.

Estudios posteriores sobre la constitución de la materia, la aceptación por los químicos de la teoría atómica y los descubrimientos relativos a la estructura del átomo (v.), permitieron alcanzar una definición conceptual de tipo más general. Así, las experiencias de E. Rutherford (1871-1937) sobre el paso de partículas alfa a través de láminas delgadas, permitieron elaborar un modelo atómico según el cual el átomo está constituido por un núcleo (v.) de carga positiva y una periferia formada por electrones en número igual a la carga positiva del núcleo. Por otra parte, el conocimiento de las sucesivas partículas elementales (v.) llevó a los químicos a penetrar en los secretos de la constitución de los núcleos atómicos. En la actualidad, el modelo admitido para el núcleo atómico es el llamado modelo neutrón-protón, que considera al núcleo constituido por neutrones y protones. El protón soporta una carga positiva unidad, mientras que el neutrón, como su nombre indica, es eléctricamente neutro. La masa de ambas partículas es aproximadamente la misma e igual a la del átomo de hidrógeno (1,008). Los electrones (v.) constituyen la periferia del átomo y su número es igual al de protones del núcleo, poseen carga negativa unidad y masa 1.800 veces menor que la del átomo de hidrógeno. De esta forma, el núcleo atómico posee prácticamente toda la masa del átomo y una carga positiva igual al número de protones que contiene.

Las brillantes aportaciones de P. Moseley sobre espectros de rayos X de los e. llevaron a establecer una proporcionalidad entre la frecuencia característica de cada e. y la carga nuclear, haciendo posible la identificación experimental de esta magnitud que permite diferenciar unos e. q. de otros, de forma que en la actualidad se define como e. q. "aquel que está formado por átomos de la misma carga nuclear".

El hidrógeno es el e. q. más sencillo. Su núcleo está formado por un protón y así su carga nuclear es uno y su masa es también la unidad. Si los e. q. se ordenan por el valor de la carga nuclear, se obtiene una secuencia desde el de carga nuclear uno (hidrógeno) hasta el de 105 (último que parece haber sido obtenido). La carga nuclear es igual al llamado número atómico o número de orden, que se suele representar por la letra Z, indicativa del número de protones que contiene el núcleo, y es también igual al número de electrones existentes en la periferia del átomo.

Cada átomo posee una determinada masa que viene dada por la suma de las masas de los protones y neutrones que contiene el núcleo. Esta masa es la llamada masa atómica y puede escribirse, por tanto: Masa atómica=número de protonesxmasa del protón+número de neutrones X masa del neutrón.

Dos átomos de un mismo e. q. (igual número de protones) pueden tener distinta masa atómica (diferente número de neutrones); en tal caso los átomos en cuestión se denominan isótopos o núclidos.

Los e. q. en el estado en que se encuentran en la naturaleza son casi siempre mezclas de diferentes isótopos. La serie de diferentes núclidos de un mismo e. se denomina pléyade. La pléyade de isótopos del cloro consta de los de masas 35, 36 y 37 que, mezclados en la proporción en que se encuentran en la naturaleza, conducen a un valor de la masa atómica del cloro de 35,5. El uranio natural es una mezcla de los isótopos 238, 235 y 234 con abundancias relativas de 99,28, 0,71 y 0,006%, respectivamente. La masa atómica resulta así 238,03.

Los e. q. se representan por símbolos, constituidos por una o dos letras que hacen alusión a sus nombres. En la tabla 1 (pág. 483) figuran, ordenados alfabéticamente, los símbolos internacionales propuestos por la Comisión de Nomenclatura de la Unión Int. de Química Pura y Aplicada, según el informe dado en 1957, así como los preparados artificialmente con posterioridad.

2. Clasificación periódica. El estudio de los e. q. puso de manifiesto la existencia de ciertas semejanzas, lo que indujo a buscar una clasificación que facilitase su conocimiento y descripción sistemática según las analogías y diferencias. Los primeros intentos de clasificación se deben a 1. W. Döbereiner (1780-1849) que descubrió la existencia de grupos de tres elementos (Ca, Sr, Ba; Cl, Br, I; Li, Na, K; S, Se, Te; etc.) en los que la masa atómica del e. intermedio era el valor medio de las de los correspondientes extremos. A esta ordenación según tríadas siguieron los trabajos de J. A. R. Newlands (1837-1898) que ordenó los e. por orden creciente de las masas atómicas y observó ciertas analogías del octavo con el primero. De esta forma enunció su ley de las octavas.

D. I. Mendeleiev (1834-1907) estudió la relación entre la masa atómica y la valencia de los e. y observó una repetición periódica de las propiedades de éstos. Concluyó, entonces, que las propiedades de los e. son función periódica de sus masas atómicas, y en 1869 publicó su primera Tabla periódica (tabla 2).

Convencido del valor riguroso de su ley dejó lugares vacíos en la tabla y alteró el orden del teluro (128) y del yodo (127). Asimismo supuso que algunas de las masas atómicas debían ser revisadas, operación que abordó él mismo, lo que le llevó a introducir, años más tarde, modificaciones en su tabla.

J. L. Meyer (1830-1895) estudió la relación entre la masa atómica de los e. y propiedades tales como los volúmenes atómicos, puntos de fusión y de ebullición, comportamiento electroquímico, etc., observando una evidente periodicidad. La fig. 1 muestra como ejemplo la curva de puntos de fusión en función de las masas. Sobre estas bases, Meyer propuso simultánea e independientemente a la tabla de Mendeleiev, otra que resultaba más completa y sencilla.

El descubrimiento posterior de algunos e. como el helio, supuso una notable contrariedad para las tablas propuestas por Mendeleiev y Meyer, pues no tenían sitio claro dentro de la ordenación. Este hecho, junto a otras anomalías, determinó que en los años sucesivos se emprendiera una seria revisión de la ordenación periódica. En cualquier caso, las tablas propuestas sirvieron de orientación a los químicos durante un siglo y estimularon la determinación exacta de masas atómicas, ya que la no concordancia entre las propiedades de los e. y su posición en la tabla se creía debida a errores experimentales en la determinación del parámetro ordenador. Los espacios vacíos fueron rellenados por e. previsibles, aún no descubiertos, a cada uno de los cuales se le asignó el mismo nombre que el del inmediato superior, precedido del prefijo eka (primero). Así, a los e. actualmente conocidos como galio, germanio y escandio, se les llamó eka-aluminio, eka-silicio y eka-boro, respectivamente.

La ordenación correcta de los e. se logró al definirse categóricamente el concepto de e. q. y observar que el parámetro definidor era la carga nuclear o número atómico. La ordenación de los e. por orden creciente de su carga nuclear y la agrupación de éstos de acuerdo con su configuración electrónica (v. ÁTOMO II), llevó a una Tabla periódica más significativa que, en la forma que se presenta en la tabla 3, se debe a L. B. Werner.

Las series verticales de e. en la Tabla periódica constituyen los grupos, y las horizontales reciben el nombre de periodos. Algunos grupos tienen una denominación tradicional (grupo IA, e. alcalinos; grupo IIA, alcalinotérreos; grupo IB, metales de acuñar; grupo VIIB, halógenos; grupo VIIIB, gases nobles, raros o inertes; grupo VIB, calcógenos; etc.).

Desde el punto de vista de la estructura electrónica, cada periodo comienza con un e. que tiene configuración ns’ (hidrógeno, metales alcalinos) y termina con uno con configuración de gas inerte (lsz en el helio y ns2pó en los restantes). Teniendo en cuenta el número de e., los periodos se designan a veces como periodos muy cortos (el primero), cortos (2° y 3°), largos (4° y 5°) y muy largos (6° y 7°). Los e. que tienen incompletos los orbitales s o p, se llaman e. representativos. Dentro de un grupo determinado de la Tabla periódica, los e. representativos tienen la misma configuración electrónica externa y difieren sólo en el número cuántico principal n, cuyo valor coincide con el número del periodo. Los estados iónicos y covalentes formados por los e. representativos guardan una relación estrecha con la configuración electrónica de los e., y sobre esta base se pueden hacer predicciones razonables.

Los e. que tienen incompleta la serie de orbitales d, se llaman e. de transición. Esta definición no es rigurosamente exacta ya que se consideran como tales los correspondientes a las tres series que se inician en el Ti, Zr y Hf, para concluir en el Cu, Ag y Au, respectivamente, quedando comprendido algún e., como Pd, Cu, Ag y Au, que tienen configuración d’° y que realmente presentan una química muy relacionada con W de de los e. de transición. Dentro de un mismo grupo de e. de transición, las configuraciones de los estados fundamentales muestran ciertas variaciones, si bien éstas no son importantes desde el punto de vista químico.

Los e. que poseen orbitales f iniciados e incompletos constituyen las llamadas series de transición interna, de las que se conocen la de los lantánidos, que se inicia a partir del lantano, y la de los actínidos, formada por los e. que siguen al actinio. Ambas series constan de 14 e.

La periodicidad de las propiedades químicas y físicas observada ya por los investigadores del siglo pasado y que les llevó a formular las tablas periódicas ya descritas, resultan ahora mucho más lógicas considerando la estructura electrónica de los átomos que constituyen los diferentes e. Así, pues, sobre la base del parámetro ordenador, carga nuclear o número atómico, y de la ocupación sucesiva de los orbitales según un orden de estabilidad energética, se aprecia de forma clara la razón de la Tabla periódica propuesta por Werner. Evidentemente, estos criterios de ordenación no podían ser considerados por los químicos del siglo pasado, al desconocer la estructura de los átomos.

Es interesante observar la periodicidad de algunas propiedades físicas en función del número atómico y dentro de cada uno de los grupos de la Tabla periódica. En tal sentido, las figuras 2, 3 y 4 muestran las variaciones periódicas de los volúmenes atómicos, radios iónicos y atómicos aparentes y potenciales de ionización.

Por supuesto, el carácter no lineal de las variaciones, e incluso algunas anomalías observables, han sido objeto de estudio detenido por parte de los investigadores, y encuentran explicación al considerar en detalle las estructuras electrónicas periféricas y subyacentes. Así, pues, lo que muchas veces parece una excepción en la regla dimanada de la posición de un e. en la Tabla periódica se torna una consecuencia evidente al penetrar en las leyes que gobiernan la estructura de los átomos.

En consecuencia, la característica periódica más importante es la ordenación de los electrones en la periferia atómica. A ella se debe la variación periódica de otras propiedades y sólo sobre la base de su conocimiento se puede avanzar en estudios posteriores. Con ello se ve totalmente superada una época en la que diversos químicos se obstinaban en presentar diferentes tablas periódicas, llegando incluso a figurar en la bibliografía más de un centenar de formas.

V. t.: ÁTOMO; ELECTRÓN; METALES; NO METALES; VALENCIA QUÍMICA; TIERRA III; UNIVERSO II.

J. R. MASAGUER FERNÁNDEZ.

BIBL.: J. A. BABOR y J. IBARZ, Química general moderna, 7 ed. Barcelona 1965; H. REMY, Treatise on Inorganic Chemistry, I, Amsterdam 1956; R. T. SANDERSON, Periodicidad química, Madrid 1964; Nomenclatura en Química inorgánica, ed. Real Soc. Española de Física y Química, Madrid 1962.