Tabla periódica-historiaLos químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos elementos tienen propiedades semejantes.

En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.

Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.

Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables progresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras propiedades de los mismos.

Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades similares y que presentaban una variación regular.

Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando los periodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran desestimados.

En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.

Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos que tuvo una importancia definitiva.

Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico, Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de los distintos periodos) de los elementos.

Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en sus propiedades físicas.

La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la existencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun no se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.

Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación.

Enlaces entre átomos

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.¿Por qué se unen los átomos?Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.Distintos tipos de enlacesLas propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

Enlace iónico

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones.

Enlace covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. En la siguiente simulación interactiva están representados 2 átomos de cloro con solo sus capas externas de electrones.

Enlace metálico

Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan

en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Óxido básicoUn óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento metálico con el

oxígeno.

metal + oxígeno = óxido básico

Cuando reaccionan con agua forman hidróxidos, que son bases, y por eso su denominación.

Los óxidos de los no metales se denominan óxidos ácidos.

Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el nombre del metal, esto

es para metales con una valencia fija o única.

Ejemplo: óxido de sodio.

Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del oxígeno Na2O el oxígeno

siempre va a actuar con valencia -2.

Para nombrar a los óxidos básicos, se debe observar los números de oxidación, o valencias, de cada

elemento. Hay tres tipos de nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral deStock.

1. Cuando un elemento tiene un solo número de oxidación (ej. Galio), se los nombra así:

Tradicional: óxido de galio

Atomicidad: Se los nombra según la cantidad de átomos que tenga la molécula. En este caso, es

trióxido de digalio (ya que la molécula de galio queda Ga2O3).

Numeral de Stock: Es igual a la nomenclatura tradicional, pero añadiendo el número de oxidación

entre paréntesis. Por ejemplo, óxido de galio (III), sin embargo ciertos autores solo utilizan la

numeración romana siempre y cuando el metal tenga dos o más números de oxidación.

2. Cuando un elemento tiene dos números de oxidación (ej. Plomo), se los nombra así:

Tradicional: óxido plumboso (cuando el número de oxidación utilizado es el menor), u óxido

plúmbico (cuando el número es el mayor).

Ejemplos:

1. óxido cuproso = Cu2 O

2. óxido cúprico = Cu O

3. óxido ferroso = Fe O

4. óxido férrico = Fe2O3

Óxido ácidoUn óxido ácido es un compuesto químico binario que resulta de la combinación de un elemento no

metal con el oxígeno.

No metal + oxígeno = óxido ácido

Fórmula molecular

La suma de los estados de oxidación de los elementos intervinientes debe ser igual a cero, para lo

cual se busca el múltiplo común menor entre las cargas y agregar un subíndice por el cual

multiplicar la carga para que sea igual al múltiplo común encontrado. Conforme a la IUPAC, los

elementos se escriben en la fórmula molecular en orden creciente de electronegatividad. En este

caso, primero se escribe el no metal y luego el oxígeno.

Ejemplos:

Cl+12O-2 óxido hipocloroso

Cl+32O-2

3 óxido cloroso

Cl+52O-2

5 óxido clórico

Cl+72O-2

7 óxido perclórico

Nomenclaturas

Existen tres nomenclaturas para los compuestos químicos:

Nomenclatura tradicional: Primero se escribe el nombre genérico que en este caso es "anhídrido".

El resto del nombre dependerá de la cantidad de estados de oxidación que presente dicho

elemento.

Si presenta un estado de oxidación, continúa el nombre del no metal. Ej: B2O3 = Anhídrido de

Boro.

Si presenta dos estados de oxidación, el nombre del no metal puede terminar en «oso» (si es

el menor) o en «ico» (si es el mayor). Ej:el carbono presenta dos estados de oxidación, +2 y

+4, en el primer caso: CO = Anhídrido Carbonoso;y en el segundo CO2 = Anhídrido Carbónico.

Si presenta tres estados de oxidación, el nombre del no metal puede verse modificado de la

siguiente manera: ...oso para el menor; ...ico y per...ico para el mayor. Ej:

cuando el manganeso actúa como no metal, tiene tres estados de oxidación: +4, +6 y +7, las

fórmulas moleculares y nomenclaturas correspondientes son:

MnO2 = Anhídrido manganoso

MnO3 = Anhídrido mangánico

Mn2O7 = Anhídrido per mangánico.

Si presenta cuatro estados de oxidación, el nombre del no metal puede modificarse de la

siguiente manera: hipo...oso para el menor; ...oso; ...ico y per...ico para el mayor. Ej: el cloro

presenta cuatro estados de oxidación: +1, +3, +5 y +7, las fórmulas moleculares y

nomeclaturas correspondientes son:

Cl2O = Anhídrido hipocloroso.

Cl2O3 = Anhídrido cloroso.

Cl2O5 = Anhídrido clórico.

Cl2O7 = Anhídrido perclórico.

Nomenclatura Sistemática (por atomicidad): los óxidos ácidos se nombrarán en función de la

cantidad de átomos que presenta el compuesto en su fórmula molecular. Primero se hará

referencia al oxígeno y luego al no metal. Para ello se usarán prefijos: -mono (para uno, sólo se

utiliza para el oxígeno), -di (para dos), -tri (para tres), etc. Ej:

Cl2O = Monóxido de dicloro.

Cl2O3 = Trióxido de dicloro.

Cl2O5 = Pentóxido de dicloro.

Cl2O7 = Heptóxido de dicloro.

Nomeclatura de Stock: se utiliza el nombre genérico "óxido", luego se indica el nombre del

elemento y finalmente se coloca entre paréntesis y en números romanos el estado de oxidación

correspondiente. Ej:23 También el Boro puede ser usado como ejemplo.

Cl2O = Óxido de cloro (I).

Cl2O3 = Óxido de cloro (III).

Cl2O5 = Óxido de cloro (V).

Cl2O7 = Óxido de cloro (VII).

Los   hidróxidos

son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar

de oxígeno como sucede con los óxidos.

El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un

metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo

de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de

radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran

utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de

una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el Hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de

calcio (véase Nomenclatura química).

Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión

metálico y los iones hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es de tipo

iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es covalente. Por ejemplo:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-

  NomenclaturaFórmula Funcional Stock  Estequiométrica

Fe(OH)2 Hidróxido FerrosoHidróxido de

Hierro(II)Dihidróxido de Hierro

NaOH Hidróxido Sódico Hidróxido de Sodio Hidróxido de Sodio

Al(OH)3Hidróxido Alumínico

Hidróxido de Aluminio

 Trihidróxido de Aluminio

Hg(OH)2Hidróxido Mercúrico

Hidróxido de Mercurio(II)

Dihidróxido de Mercurio

KOHHidróxido Potásico 

Hidróxido de Potasio 

Hidróxido de Potasio

Pb(OH)4Hidróxido Plúmbico

Hidróxido de Plomo(IV) 

Tetrahidróxido de Plomo

Be(OH)2Hidróxido Berílico 

Hidróxido de Berilio Dihidróxido de Berilio

Zn(OH)2Hidróxido Cinquico

Hidróxido de Cinc Dihidróxido de Cinc

CuOHHidróxido Cuproso

Hidróxido de Cobre(I)

Hidróxido de Cobre

Co(OH)3Hidróxido Cobáltico

Hidróxido de Cobalto(III)

 Trihidróxido de Cobalto

Ba(OH)2 Hidróxido Bárico Hidróxido de Bario Dihidróxido de Bario  

AuOH Hidróxido Auroso Hidróxido de Oro(I)  Hidróxido de Oro

Pt(OH)4Hidróxido Platínico

Hidróxido de Platino(IV)

Tetrahidrido de Platino

Ca(OH)2 Hidróxido Cálcico Hidróxido de Calcio Dihidróxido de Calcio

Au(OH)3 Hidróxido AúricoHidróxido de

Oro(III)Trihidróxido de Oro 

Pb(OH)2Hidróxido Plumboso 

Hidróxido de Plomo(II)

Dihidróxido de Plomo

AgOHHidróxido argéntico

Hidróxido de Plata  Hidróxido de Plata