La Tabla Periódica y Pesos Atómicos

En la primera parte del siglo XIX, los químicos se vieron abrumados por el descubrimiento de nuevos elementos. En 1830, el número de elementos había aumentado a 55, y no había forma de saber cuántos más se descubrirían. Esta situación motivó los esfuerzos para organizar los elementos de manera sistemática que pudiera poner orden en este estado de cosas cada vez más caótico.

6.1 Tabla Periódica de Mendeleiev

Aunque muchos químicos contribuyeron al esfuerzo de organizar los elementos, Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) merece ser reconocido como el inventor de la tabla periódica (Asimov, 1965; van Sprosen, 1969).

Mendeleiev era un estudiante de postgrado en Alemania, cuando Friedrich August Kekulé von Stradonitz (conocido como Kekulé) organizó una reunión de los químicos líderes de Europa en 1860 en Karlsruhe. El propósito de este «Primer Congreso Internacional de Química» fue debatir los méritos de las fórmulas estructurales de compuestos orgánicos que Kekulé propuso en 1858. Estas fórmulas se basan en la idea de que el carbono tiene una valencia de 4 y se enlaza con el hidrógeno, e incluso consigo mismo, para formar cadenas de moléculas cada vez más complejas. Durante el congreso de Karlsruhe, el químico italiano Stanislao Cannizzaro instó a los delegados a reconocer la importancia de los pesos atómicos de los elementos y a distinguirlos de los pesos equivalentes y los pesos moleculares basados en una hipótesis que su colega Amadeo Avogadro había avanzado en 1811.

Cuando Mendeleiev regresó a Rusia, utilizó tanto las valencias como los pesos atómicos para organizar los elementos en períodos. En 1869, publicó un cuadro en el Diario de la Sociedad Química de Rusia en el que identificó varios períodos en los que las valencias subían y bajaban en patrones regulares. En el año siguiente (1870), el químico alemán Julius Lothar Meyer publicó un gráfico de los volúmenes atómicos, trazando una curva de pesos atómicos que también reveló la periodicidad de estas propiedades. Sin embargo, Mendeleiev (1871) valientemente reordenó algunos elementos de su tabla, basándose en sus valencias y en las lagunas donde, según él, existían elementos que aún no se habían descubierto. Por ejemplo, predijo la existencia de un elemento similar al silicio y especificó muchas de sus propiedades físicas y químicas en comparación con las de sus vecinos en su tabla. Sus predicciones se confirmaron con el descubrimiento de Winkler del germanio en 1886 durante el análisis del mineral raro argirodita (Ag₈GeS₆) (Weeks, 1956).

6.2 La Tabla Periódica Moderna

La tabla periódica ha asumido muchas formas desde que fue presentada por primera vez por Mendeleiev. Mazurs (1974) describió más de 700 representaciones gráficas diferentes. Hoy en día usamos la forma larga que se muestra en la Figura 6.1. (Nota: Falta la Figura 6.1)

Los elementos se disponen en filas horizontales llamadas períodos y columnas verticales llamadas grupos. Los períodos se numeran de acuerdo con el número cuántico principal de los orbitales que se llenan con el aumento del número atómico. Por ejemplo, los elementos del primer período tienen electrones en el orbital 1s, los elementos del segundo período tienen electrones en los orbitales 2s y 2p, los del tercer período tienen electrones en los orbitales 3s y 3p, y en el cuarto período los electrones entran en los orbitales 4s y 4p. Sin embargo, el cuarto período contiene un grupo adicional de 10 elementos en los que los orbitales 3d se están llenando. Del mismo modo, los períodos quinto y sexto contienen elementos en los que los orbitales 4f se están llenando. Estos elementos forman el llamado bloque f en la tabla periódica. El sexto período contiene 14 elementos extra conocidos como las tierras raras con electrones en los orbitales 4f. Las tierras raras se sacan de la tabla y se colocan por separado junto con los elementos actínidos en los que los orbitales 5f se están llenando y que incluyen los elementos transuránicos o «superpesados». Vemos, por lo tanto, que el número de elementos de cada período es una consecuencia directa del llenado progresivo de los orbitales electrónicos. Estas relaciones son evidentes en el Cuadro 6.1. (Nota: Falta el Cuadro 6.1)

La numeración de las columnas verticales o grupos ha sido confusa. Solían numerarse de izquierda a derecha, de conformidad con la mayor valencia positiva de los elementos en ese grupo. En esta versión de la tabla periódica, los elementos de los bloques s, p, y d forman los «grupos A», y los elementos en el bloque f integran el «grupo B». Sin embargo, la identificación de los grupos A y B no ha sido consistente. Las valencias de los elementos de los grupos A, tal como se utiliza en la Figura 6.1, se pueden deducir directamente de las configuraciones electrónicas de los átomos. Por ejemplo, el grupo IA consiste en H, Li, Na, K, Rb, Cs, y Fr, cada uno con un electrón en un orbital s externo a un núcleo de gas noble y por lo tanto una valencia de 1. Excluyendo el hidrógeno, los elementos en el grupo IA se conocen como los metales alcalinos. Los elementos en el grupo IIA, llamados las tierras alcalinas, incluyen Be, Mg, Ca, Sr, Ba, y Ra. Estos elementos tienen dos electrones en un orbital s externo a un núcleo de gas noble y por lo tanto tienen valencias de 2.

La numeración de los grupos A, tal como se definió anteriormente, continúa con los elementos del bloque p en el lado derecho de la tabla periódica. Una vez más, la numeración corresponde a la mayor valencia positiva de acuerdo con las configuraciones electrónicas. Así, los elementos en el grupo VIIA pueden tener valencias de 7, porque todos ellos tienen cinco electrones en orbitales p y dos electrones en los orbitales s. Los elementos de este grupo se llaman halógenos e incluyen F, Cl, Br, I y At. En la naturaleza, los átomos de estos elementos atraen un electrón y en realidad forman iones con una carga de -1. Sin embargo, tienen estructuras electrónicas que hacen que una valencia de 7 sea al menos técnicamente posible. El último grupo de elementos son los gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn, todos los cuales tienen orbitales llenos. En consecuencia, no ganan ni pierden electrones en condiciones naturales y por lo tanto tienen una valencia de 0. A pesar de ello, este grupo solía tener el número 8, aunque 0 es más adecuado.

En parte debido a este tipo de inconsistencias, los químicos han decidido numerar los grupos consecutivamente de izquierda a derecha. En este nuevo esquema los metales alcalinos siguen en el grupo 1, pero los gases nobles están en el grupo 18 (Figura 6.1). Sin embargo, vamos a continuar con el antiguo sistema de numeración descrito anteriormente, ya que enfatiza la estrecha relación entre la valencia y la estructura electrónica de los elementos.

Los elementos con orbitales d incompletos se conocen como los metales de transición. Los grupos en este bloque de elementos se numeran de acuerdo con las valencias de los elementos al igual que los grupos A. Por lo tanto, el grupo IB se compone de los metales preciosos Cu, Ag, y Au, que tienen configuraciones electrónicas de d¹⁰s¹ y por lo tanto pueden tener una valencia de 1. Sin embargo, el cobre también puede ser +2, y el oro puede ser +3. La numeración de los grupos B continúa con el IIB compuesto por Zn, Cd y Hg con configuraciones electrónicas d¹⁰s² que forman iones +2. A continuación, pasamos a la izquierda al IIIB (Sc, Y, and La, d¹s², valencia 3) y progresamos al grupo VIIB (Mn, Tc, y Re, d⁵s², valencia 7). Sin embargo, los próximos tres grupos son anómalos. El grupo del hierro (Fe, Ru y Os) debería tener una valencia de 8 de acuerdo con su estructura electrónica (d⁶s²), pero el hierro en realidad tiene valencias de +2 y +3. El cobalto y el níquel también tienen valencias de +2 y +3. Por lo tanto, estos tres grupos se agrupan en el grupo VIIIB. Esta no es una solución muy elegante, pero tiene la tradición de su lado. Los congéneres de Fe, Co, y Ni forman el grupo de los elementos del grupo del platino (EGP) que consiste en Ru, Os, Rh, Ir, Pd y Pt. Estos elementos se presentan en estado nativo y, además, tienen valencias de +2, +3, +4, +6, y hasta +8 en el caso de Ru y Os.

La tabla periódica se basa en la reaparición de propiedades físicas y químicas similares de los elementos con el aumento del número atómico. Esta declaración se conoce como la ley periódica de los elementos. Además, los elementos de un grupo tienen la misma valencia, porque tienen estructuras electrónicas similares. Como resultado, sus propiedades físicas y químicas tienden a ser similares.

En geoquímica, esto significa que los elementos de un grupo tienden a aparecer juntos y mostrar coherencia geoquímica. Por ejemplo, los metales alcalinos, las tierras alcalinas, los halógenos, los gases nobles y los metales preciosos muestran una coherencia geoquímica bien desarrollada en su distribución en la naturaleza.

6.3 Principios Básicos de la Física Atómica

Sabemos que los átomos tienen un núcleo compuesto por protones y neutrones. El número de protones en el núcleo determina la carga positiva y, por lo tanto, el número de electrones extranucleares necesarios para formar un átomo neutro. El número de electrones y su distribución en los orbitales disponibles dan a los átomos sus propiedades químicas características. Por lo tanto, el número atómico (Z) indirectamente determina las propiedades químicas de un átomo. Dado que todos los átomos de un elemento químico deben tener las mismas (o casi las mismas) propiedades químicas, se deduce que todos los átomos de un elemento dado deben tener el mismo número atómico.

El número (N) de neutrones en los núcleos de los átomos afecta a las masas atómicas, pero no tiene influencia directa sobre las propiedades químicas. Por lo tanto, los átomos del mismo elemento químico pueden contener un número diferente de neutrones en sus núcleos. Los átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de neutrones se llaman isótopos. La palabra significa «mismo lugar» e indica que los isótopos de un elemento ocupan el mismo lugar en la tabla periódica porque tienen las mismas (o muy similares) propiedades químicas.

La composición interna de los núcleos de los isótopos se indica con una notación abreviada para su identificación. Esta notación consiste en el símbolo químico del elemento, precedido por el número atómico (Z) escrito como un subíndice, y el número másico (A), escrito como un superíndice, donde:

A = Z + N (6.1)

Por lo tanto, la notación ¹²₆C indica que el átomo o núclido es un isótopo del carbono, que su núcleo contiene 6 protones, y que la suma de protones y neutrones es 12. De la ecuación 6.1 encontramos que el núcleo contiene 6 neutrones.

La mayoría de los elementos químicos tienen dos o más isótopos estables. Sin embargo, algunos elementos, como Be, F, Na, Al, P, Mn, Co, y As tienen un solo isótopo estable. Varios otros elementos, incluyendo K, Rb, In, Lu, Re, Th y U, tienen isótopos radiactivos de vida larga que decaen tan lentamente que siguen presentes en el sistema solar a pesar de que se formaron hace más de 6 x 10⁹ años por nucleosíntesis en estrellas ancestrales. Además, se conocen más de 2000 isótopos radiactivos de vida corta que no se encuentran en la naturaleza, ya que se han desintegrado desde la época de la nucleosíntesis.

Un grupo bastante grande de isótopos radiactivos de vida corta se produce en la naturaleza porque estos isótopos se generan continuamente ya sea por la descomposición de padres de larga duración (U y Th) o por reacciones nucleares con rayos cósmicos. Los productos inestables del uranio y el torio son polonio, astato, radón, francio, radio, actinio y protactinio. Otro gran número de isótopos radiactivos se produce por reacciones nucleares en la atmósfera: tritio (³H), ⁷Be, ¹⁴C, ³⁶Cl, y muchos otros.

La abundancia de los isótopos naturales (estables o radiactivos de vida larga) se determina con espectrómetros de masas y se expresa en porcentaje en número. Por ejemplo, el boro tiene dos isótopos estables, cuya abundancia es ¹⁰B = 19.8% y ¹¹B = 80.2%. Esto significa que de cada 1000 átomos de boro, 198 son el isótopo ¹⁰B y 802 son ¹¹B. En realidad, resulta que las composiciones isotópicas de boro y de otros elementos de bajo número atómico (H, C, N, O, y S) pueden ser modificadas por el fraccionamiento isotópico porque las diferencias de masa entre los isótopos de un elemento afectan a la cinética de las reacciones químicas y las fuerzas de los enlaces químicos. Estos efectos son parte del tema de la ciencia de isótopos terrestres, presentados en detalle en un libro de texto por Faure (1986) y serán discutidos en el capítulo 18 de este libro.

6.4 Pesos Atómicos

El concepto de peso atómico es fundamental para todas las formas de la química, pero no siempre se comprende con claridad. Una razón para la incertidumbre es que la escala mediante la cual se expresan los pesos atómicos ha cambiado a lo largo de los años. Originalmente, los químicos utilizaban el oxígeno como estándar y le daban un peso atómico de 16.0000. Sin embargo, después del descubrimiento de los isótopos, los físicos adoptaron una escala diferente basada en ¹⁶O = 16.0000. Toda la confusión resultante se ha eliminado mediante la adopción de ¹²C como estándar. Por lo tanto, las masas de los átomos se expresan ahora en la unidad de masa atómica (uma), que se define como 1/12 de la masa de ¹²C, que es el isótopo estable más abundante del carbono. Las masas de los isótopos naturales también se han determinado por espectrometría de masas, y los resultados se tabulan en libros de consulta estándar, como el Manual de CRC de Química y Física (Weast et al., 1986).

Ahora estamos listos para definir el peso atómico de un elemento.

El peso atómico de un elemento es la suma de las masas de sus isótopos naturales ponderadas de acuerdo con su abundancia.

Un ejemplo aclarará lo que esto significa. El silicio tiene tres isótopos naturales estables cuya abundancia y masas son:

• ²⁸Si = 92.21%
• ²⁹Si = 4.70%
• ³⁰Si = 3.09%

El peso atómico del silicio se obtiene multiplicando las masas de los isótopos por sus abundancias expresadas en fracciones decimales y sumando los productos resultantes:

• (27.977 uma)(0.9221) = 25.790 uma
• (28.976 uma)(0.0470) = 1.362 uma
• (29.974 uma)(0.0309) = 0.926 uma
• Total = 28.078 uma

Por lo tanto, el peso atómico del silicio, redondeado a cinco cifras significativas, es 28.086. Los químicos se refieren a los pesos atómicos de los elementos como números adimensionales, ya que se expresan en relación con la masa de ¹²C (Greenwood y Earnshaw, 1984). La importancia de los pesos atómicos de los elementos se deriva de su uso en la definición del gramo-peso atómico.

El gramo-peso atómico de un elemento es igual al peso atómico en gramos.

Del mismo modo, el gramo-peso molecular o el peso-fórmula-gramo de un compuesto se define como:

El gramo-peso molecular (o el peso-fórmula-gramo) de un compuesto es el peso molecular (o peso de la fórmula) en gramos.

Tanto el gramo-peso atómico como el gramo-peso molecular se conocen como el mol (mol). Esta es la unidad básica de masa de los elementos y compuestos en química.

La razón por la que el mol es tan importante en la química es que un mol de un elemento o un compuesto siempre contiene un número fijo de átomos o moléculas. Ese número es:

6.022 x 10²³

que se conoce como el número de Avogadro. Es una consecuencia de la hipótesis propuesta por Amadeo Avogadro en 1811 de que volúmenes iguales de gases a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de átomos o moléculas. Por lo tanto, el concepto del mol junto con el número de Avogadro nos permite convertir una cantidad de un elemento o compuesto en gramos a la cantidad correspondiente de átomos o moléculas. Además, ahora podemos apreciar la definición formal del mol:

El mol es la cantidad de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de carbono-12.

En otras palabras, 6.022 x 10²³ átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas especificadas componen un mol.

La relación entre los moles y el número correspondiente de átomos y moléculas nos permite representar las reacciones químicas mediante ecuaciones. Por ejemplo, la ecuación:

2H₂ + O₂ = 2H₂O

indica que dos moléculas de hidrógeno (H₂) deben combinarse con una molécula de oxígeno (O₂) para formar dos moléculas de agua (H₂O). Si mezclamos 2 g de H₂ con 1 g de O₂, no alcanzaríamos las proporciones deseadas de las moléculas. Sin embargo, cuando las cantidades de H₂ y O₂ se expresan en términos de moles, las moléculas de H₂ y O₂ estarán presentes en la proporción 2:1 requerida para la reacción.

Los pesos atómicos de los elementos que figuran en el Cuadro 6.2 (Nota: Falta el Cuadro 6.2) nos permitirán calcular los pesos moleculares de los compuestos basándonos en sus fórmulas químicas y convertir las cantidades de tales compuestos de gramos al número correspondiente de moles. Por ejemplo, el peso molecular de BaSO₄ (barita) se calcula a partir de los pesos atómicos de los elementos:

• Ba: 137.33
• S: 32.06
• O: 15.9994

El peso molecular de la barita es 233.39, y un mol de barita pesa 233.39 g. La solubilidad de la barita en agua fría es 2.22 x 10^-4 g/100 ml (Weast et al., 1986). Por lo tanto, un litro de una solución saturada contiene 2.22 x 10^-3 g de barita, que corresponde a:

(2.22 x 10^-3 g)/(233.39 g/mol) = 9.512 x 10^-6 mol

Cuando la barita se disuelve en agua, se disocia en iones:

BaSO₄ = Ba²⁺ + SO₄^2-

La ecuación indica que cada mol de barita que se disuelve produce un mol de Ba²⁺ y un mol de SO₄^2-. Dado que 9.512 x 10^-6 mol de barita se disuelven en 1 L de una solución saturada, la concentración de estos iones es 9.512 x 10^-6 mol/L. Estos cálculos que implican las conversiones de las cantidades de elementos o compuestos en gramos al número correspondiente de moles por medio de los pesos atómicos o moleculares se producen con frecuencia en geoquímica.

Antes de cerrar este capítulo, definimos el gramo-peso equivalente.

Un gramo-peso equivalente de un ion es el gramo-peso atómico o el gramo-peso molecular dividido por la valencia. Para los ácidos y las bases, el gramo-peso equivalente es el gramo-peso molecular del compuesto dividido por el número de iones hidrógeno o iones hidroxilo que el ácido o la base puede producir cuando se disuelve en agua.

Los pesos equivalentes se utilizan en geoquímica cuando las cargas eléctricas de los iones son una consideración importante. Además, se utilizan tradicionalmente para expresar las concentraciones de ácidos o bases de una manera que indica las concentraciones de iones hidrógeno o hidroxilo que pueden estar disponibles para la reacción.

En la práctica, el peso equivalente de un elemento se calcula dividiendo el peso atómico por la carga que adquieren los átomos de ese elemento cuando el elemento se disuelve en agua. Por lo tanto, el peso equivalente de un elemento divalente como el calcio es igual al peso atómico dividido por dos. Por el contrario, un mol de Ca²⁺ contiene dos equivalentes de Ca²⁺. En el caso de las moléculas de un ácido como el H₂SO₄, el peso equivalente es igual a la mitad del peso molecular porque un mol de H₂SO₄ contiene dos equivalentes de iones hidrógeno. Del mismo modo, el ácido fosfórico (H₃PO₄) puede producir tres moles de iones hidrógeno por mol del compuesto, y por lo tanto su peso equivalente es igual a su peso molecular dividido por tres. En este caso, no importa que el ácido fosfórico en realidad ceda sus iones hidrógeno de mala gana y libere los tres solo en condiciones especiales.

6.5 Resumen

La tabla periódica fue inventada originalmente por D. I. Mendeleiev y otros químicos en el siglo XIX basándose en la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades químicas y físicas. Ahora sabemos que estas relaciones se deben a la composición de los núcleos de los átomos y a la distribución de sus electrones en los orbitales disponibles.

La forma larga de la tabla periódica se organiza en siete filas horizontales llamadas períodos y dieciocho columnas verticales llamadas grupos. Las propiedades físicas y químicas de los elementos en los períodos cambian sistemáticamente con el aumento del número atómico. Los elementos de los grupos tienden a tener propiedades similares porque tienen estructuras electrónicas similares.

El concepto de peso atómico se basa ahora en las masas y la abundancia de los isótopos naturales de los elementos. Los pesos atómicos se utilizan para definir el gramo-peso atómico de los elementos o el gramo-peso molecular de los compuestos, también conocidos colectivamente como el mol. La importancia del mol en la química surge del hecho de que un mol de un elemento o compuesto siempre contiene el mismo número de átomos o moléculas. Este número se conoce como el número de Avogadro.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones en las que las cantidades de reactivos y productos se especifican en términos de moles, que se pueden convertir al número de átomos o moléculas en virtud del número de Avogadro.

El gramo-peso equivalente tiene en cuenta las cargas eléctricas de los iones o el número de iones hidrógeno o hidroxilo que los ácidos o las bases pueden liberar en una solución acuosa.