El grupo 13 o grupo del boro está formado por, obviamente, el boro (B), el aluminio (Al), el galio (Ga), el indio (In) y el talio (Tl). Todo lo que os contaba de los metales de las dos primeras columnas es algo ya muy distante, no sólo nos encontraremos metales bastante menos reactivos sino que por primera vez nos toparemos con un elemento no metálico, el que da el nombre a la columna, el boro.

Este grupo también recibe el nombre de elementos térreos, aunque no es muy usado.

Además de situarnos ya en la frontera entre metales y no metales, nos encontraremos una gran diferencia ya respecto a las otras columnas: los electrones externos ya no ocupan los orbitales s únicamente, ahora serán orbitales s y p. Esto seguirá así ya hasta el extremo derecho de la columna. Hablé de los orbitales p en el artículo III de la serie, si hacéis memoria recordaréis que estos orbitales no son esféricos como los s, los cuales son muy sencillos y solo permiten 2 electrones, estos tienen la forma de la imagen a continuación y permiten 6 electrones en total, 2 en cada orientación.

Orbitales p. Sacado de la Wikipedia.

La aparición de los orbitales p hace que la química de estos elementos que están por explicar varíe mucho respecto lo visto hasta ahora, y que estos tengan un comportamiento mucho más diverso.

Tendencias del grupo del boro

Esta vez no podré hablar mucho de generalidades. Esto es un problema para mí, pues es más difícil de explicar, y para vosotros, ya que lo hace más complicado de entender y retener. Todo eso me obligará a tener que explicar más cosas de los elementos por separado, pero bueno, veamos qué podemos saber del grupo.

El boro y el aluminio son los únicos elementos destacados del grupo, los otros están… y poco más. Al menos para las personas normales.

Los elementos de este grupo tienen una configuración electrónica de sus electrones más externos ns²np¹. Esta configuración no es, ni de lejos, tan inestable como la de los metales alcalinotérreos y los alcalinos, no obstante tenemos un electrón suelto en los orbitales p y 2 en los orbitales s. Es decir, los elementos serán más flexibles, podrán perder un electrón, dos electrones (muy raro) o tres electrones. Además, como ya he dejado caer indirectamente, todos los elementos del grupo tomarán estados de oxidación positivos, es decir, perderán electrones.

Hay que tener en cuenta, además, que los elementos a partir del galio tienen internamente orbitales d. Con esto quiero decir que si el aluminio pierde 3 electrones su configuración electrónica será la misma que la del neón, [He] 2s² 2p⁶, pero si el galio pierde 3 electrones NO tendrá una configuración de gas noble, sino que se quedará con la configuración del zinc… que tiene 10 electrones en su orbital d (el máximo de los orbitales d, recordad).

Quizá esto último no tenga mucha relevancia, pero es algo a tener en cuenta para no meter la pata. Además, son los primeros átomos que vemos que se pasan por ahí mismo la regla del octeto que ya os expliqué en su momento.

Como he dicho anteriormente, el boro es el primer elemento no metálico, de hecho se lo clasifica como un semimetal, mientras que el resto del grupo está conformado por metales.

Los puntos de fusión ya no presentan el “orden” que se veía antes en los metales de las dos primeras columnas, no hay un patrón a simple vista.

Puntos de fusión y ebullición del grupo 13.

Fijáos que el galio funde a 30ºC, es decir, mismamente con el calor de la mano. Semejante punto de fusión, sumado al aspecto metálico corriente del galio, da lugar a que se puedan realizar “bromitas” como las que comentaba Pedro en el articulo del galio. Los puntos de ebullición sí que muestran un patrón fácil, de más a menos conforme bajamos por la columna.

¿Y a qué viene que una cosa esté ordenada y la otra no? Veamos, hasta ahora tocábamos metales simples y “redonditos”… pero esto no es así, ni por asomo, la mayoría de las veces. Los átomos de las sustancias solidas pueden ordenarse de varias formas, normalmente depende de la sustancia de la que hablemos, a veces incluso puede variar dentro de la misma sustancia según cómo se haya formado, o incluso con la temperatura. De hecho hay sustancias con propiedades físicas y químicas radicalmente distintas que están formadas por el mismo tipo de átomos y que difieren “simplemente” en su ordenación. El caso más conocido y famoso es el del diamante y el grafito. Esto último se llama alotropía: es la propiedad de un elemento de ordenarse o formar estructuras diferentes. Os lo explico, porque en esta columna aparece el primer elemento que vemos capaz de ello.

Bueno, a lo que iba, los elementos de este grupo todos se ordenan, en estado solido, distinto a los otros. En los metales alcalinos todos los átomos de dichos elementos se agrupan formando la estructura llamada cúbica centrada en el cuerpo, motivo por el cual era tan relativamente fácil ver el patrón de dichos puntos de fusión. Los alcalinotérreos sí que se ordenan de forma distinta, pero entre todos solamente adoptan dos posibles estructuras que tienen propiedades similares, una de ellas muy importante, que es que los átomos están lo más empaquetados posible, es decir, hay el menor espacio vacío entre átomos posible (cosa que no se da en los metales alcalinos). El bario y el radio son especiales, por cierto, pero da igual.

En el grupo del boro, no: todos se ordenan de formas distintas, no coinciden ni una vez.

Los átomos de aluminio adoptan la estructura conocida como cúbica centrada en las caras, los del galio digamos que forman parejas de átomos, etc. De hecho, el boro ni tan siquiera se encuentra formando una estructura determinada en su forma elemental. El boro tiene alótropos distintos. Y cuando digo distintos, a eso me refiero: distintos. La diferencia entre ellos no llega al nivel del grafito-diamante, pero vale la pena que luego os lo muestre cuando toque el boro.

Tras tanto rollo por explicar los puntos de fusión espero que veáis y comprendáis que, una vez fundidos los elementos y destruida cualquier estructura cristalina, sus temperaturas de ebullición sí que sigan un patrón “normal”, que es que ésta disminuya conforme el enlace metálico se va debilitando.

Esto último sucede porque los electrones más externos son los mismos para todos ellos, pero los radios atómicos aumentan (sin irregularidades).

Debido al carácter semimetálico del boro, éste presentará un comportamiento covalente, no obstante, y por muy metales que sean los otros elementos, el comportamiento covalente es relativamente común para toda la columna. Es decir, empezaremos a ver moléculas de verdad que existen como tal, no ordenación de iones. De todos modos, el boro sigue siendo bastante distinto al resto.

El comportamiento covalente tiene lugar por el mismo motivo por el cual el berilio lo tenía: elevada carga del ion y el pequeño radio del ion metálico. De hecho el berilio tiene ciertos parecidos con el aluminio por ello.

Si la densidad de carga de los metales alcalinotérreos era elevada, ¡imaginad los de este grupo: con una carga extra (asumiremos que pierden todos sus electrones externos) y un radio atómico menor que sus vecinos lejanos correspondientes!

Tabla comparativa entre iones de las columnas 1, 2 y 13.

Es tan elevada que sus iones solo pueden estabilizarse formando versiones hidratadas. Por ejemplo, un compuesto iónico del aluminio no contiene el ion Al⁺³, si no el [Al(H₂O)₆]³⁺.

Todos los metales del grupo son blandos (en comparación de según que, pero como metales son blandos, no tanto como los metales alcalinos, pero siguen siéndolo). La densidad de todos los elementos del grupo va de menos a más conforme bajamos por la tabla, siendo todos menos densos que el hierro (7,87 g/cm³) a excepción del talio. Cabe destacar la del aluminio, de solo 2,7 g/cm³.

Como buenos metales que son, los metales del grupo son buenos conductores de la electricidad y del calor. ¿Y el boro? El boro es un semimetal… así que, ¿qué ocurre con él? Pues que a temperatura ambiente no lo es, pero conforme aumenta la temperatura su capacidad de conducir el calor y la electricidad aumenta. ¡Al revés que los metales! Esto es común para los no metales y semimetales, por cierto.

Muy lejos de las reactividades de los metales de las primeras columnas, los elementos de esta columna son más inertes, aunque eso no significa que no reaccionen. De hecho, siguen siendo lo suficientemente reactivos como para que ninguno de los elementos de esta columna se pueda encontrar en su estado elemental en la naturaleza. Generalmente la reactividad va de menos a más de arriba a abajo en la columna. De hecho todos reaccionan a temperaturas relativamente bajas a excepción del boro, que sí necesita altas temperaturas.

El comportamiento varía según con quién se encuentren. Por ejemplo, el boro puede crear hidruros; el aluminio y galio pueden, pero son poco estables; el indio puede, pero no aislado de otros componentes; y el talio directamente no hace productos estables con hidrógeno. Con el oxigeno todos reaccionan, eso sí, y pueden formar haluros.

Y para variar un poco, los elementos del grupo apenas reaccionan con el agua. Qué raro que algo tan poco práctico tenga que decirlo como si fuera una noticia, ¿verdad?

Características, compuestos y usos de los distintos elementos del grupo 13.

El boro es suficientemente diferente en su propio grupo como para tratarlo independientemente de los otros; además es,  junto al aluminio, el elemento más importante del grupo, por lo que me extenderé un poco con él. El boro es un caso algo atípico, pues aunque tiene una gran variedad de usos no podré citar muchos compuestos importantes a pesar de no ser un compuesto metálico, porque o los desconozco, o son muy complejos, o lo he visto innecesario.

Es un elemento escaso, no sólo en la Tierra, sino en todo el Universo, ya que no se produce en las estrellas como casi todos los otros elementos. En la corteza terrestre se conocen grandes depósitos de sales y compuestos suyos desde hace milenios, por lo que es un elemento que la humanidad ha usado sin saberlo durante miles de años. La humanidad ha conocido especialmente bien dos minerales del boro, el bórax, Na₂[B₄O₅(OH)₄]·8H₂O, y la kernita, que es el mismo compuesto pero dihidratado; luego hablaré del bórax. Un lugar llamado Boron, en California, recibe ese nombre debido a los enormes depósitos de kernita.

Cuando se sintetiza en su forma elemental en el laboratorio se puede observar formando distintos alótropos.

Boro en sus formas cristalinas y amorfas. Sacado de la Wikipedia.

No pongo estructuras ni nada, sólo las imágenes sueltas que he encontrado, ya que sus estructuras no son simples. Vaya, es que va formando estructuras como icosaedros incluso. Estos alótropos tienen distintas propiedades entre sí, por ejemplo, el color, densidad y dureza (la cual puede llegar a ser elevadísima, casi como la del diamante).

Existen muchos compuestos con muchas aplicaciones de boro, pues es un elemento raro pero útil. Tiene realmente mucha chicha de la que hablar, por ejemplo, tiene compuestos estables con estados de oxidación +1 y +2 (en los que el átomo pierde 1 y 2 electrones respectivamente) pero que me tengo que saltar por ser poco frecuentes y relativamente poco importantes.

El boro es capaz de formar compuestos especiales con el hidrógeno llamados boranos. Los boranos, siendo el mas sencillo el diborano, B₂H₆, es un gas incoloro, toxico, inflamable con aire y explosivo con oxígeno puro.

B₂H₆ + 3O₂ –> B₂O₃ + 3H₂O

La reacción es tan exotérmica que en su momento se planteó usarlo como combustible para cohetes, pues a igualdad de masa sólo el hidrógeno produce más calor, pero el coste de su síntesis es prohibitivo y los óxidos resultantes podrían obstruir las toberas.

Toda la química detrás de los boranos es bastante extensa, y es que hay una gran variedad de boranos. Además, sus estructuras son bien singulares, como podéis observar en el más simple (hay otro más simple aún pero muy reactivo):

Estructura del diborano. Sacado de la Wikipedia.

¿Y esto por qué os importa? Bueno, la verdad es que aplicaciones… muchas no tienen. En el laboratorio de química orgánica estos compuestos son importantísimos ya que permite, junto a otros compuestos, convertir hidrocarburos insaturados (dobles y triples enlaces) en alcoholes, cetonas, ácidos…

Pero no se excluye que algún día tengan importancia y mayor relevancia debido a su extensa química y a la gran variedad de boranos existentes, motivo por el cual los químicos se dedican a estudiarlos.

Otra cosa que tiene muchos químicos detrás estudiando son los compuestos de nitrógeno y boro. Como el boro tiene un electrón de valencia menos que el carbono y el nitrógeno uno más que el carbono, durante mucho tiempo se ha intentado hacer análogos de las formas puras del carbono, cosa que se logró hace relativamente poco. Un ejemplo es el nitruro de boro, BN, análogo del grafito.

Estructuras del nitruro de boro y del grafito.

El grafito arde a altas temperaturas, pero el nitruro de boro es un sólido blanco que no conduce la electricidad, es un lubricante excelente, resistente tanto a las altas temperaturas como químicamente.

Y, parecido a lo que ocurre con el carbono, si a este nitruro de boro se le aplican altas temperaturas y presiones, se obtiene borazón, el análogo del diamante, muy duro también y, a diferencia del diamante, muy resistente a las altas temperaturas. Obviamente estos materiales sí que se aprovechan debido a sus estupendas propiedades.

Debido a que el boro tiene muchas aplicaciones, pero sus compuestos son algo más complejos de lo normal y porque no me quiero extender mucho con él, quiero que al menos os quedéis con un compuesto suyo, el bórax. Es el que he mencionado antes, es uno de los compuestos más importantes del boro, tanto que el nombre del boro viene de este compuesto, pues era muy conocido desde hace milenios.

Un trozo de bórax. Sacado de a Wikipedia.

Se usa como precursor para fabricar muchos compuestos de boro, y ciertamente tiene muchas utilidades, muchas de ellas son las que mencionaré  como genéricas del boro.

Existen distintos compuestos de boro realmente útiles, como el tetrahidroborato de sodio, NaBH₂, o interesantes, como el trifluoruro de boro, BF₃, y obviamente hay muchos más.

Industrialmente se consume una cantidad importante de compuestos de boro, del orden de millones de toneladas. Una buena parte de toda la producción mundial de boro va directamente a la fabricación de cristal borosilicato, que es un cristal que contiene boro en cantidades adecuadas que permite que éste resista mucho mejor los cambios de temperatura (el cristal normal y corriente se rompe con cambios de temperatura, sobre todo si son bruscos). En su estado elemental es usado como dopante en la industria de los semiconductores.

También se usa boro para hacer detergente en forma de perborato de sodio, NaBO₂. Este compuesto contiene iones peroxo, O₂^-2, ion bastante oxidante que puede aprovecharse como agente blanqueador, aunque debe actuar a temperaturas relativamente altas, de más de 70ºc. Además no es tan agresivo como otros agentes usados, como el hipoclorito (o sea, lejía).

Tiene un papel fundamental en las centrales de energía nuclear, porque los átomos de boro absorben muy bien los neutrones. También se usa para fabricar fibra de vidrio, insecticidas, imanes de neodimio (los más fuertes que existen), así como otras aplicaciones entre las cuales se incluye la medicina.

Biológicamente es un poco una pesadilla, pues se sabe que las plantas lo necesitan pero no se sabe qué papel biológico cumple. En los mamíferos es muy poco tóxico, aunque en otros seres vivos sí que lo puede ser (de ahí que se use para hacer insecticidas).

Pedro habló de él aquí.

El aluminio es un señor elemento, más que el boro, es muy importante. Es el metal más abundante de nuestro planeta y el tercer elemento más abundante en él. Forma parte de la tira de minerales, muchos de ellos conocidos desde la antigüedad, pero, como buen metal, es bastante reactivo, por lo que no se encuentra en su forma metálica.

En su forma metálica el aluminio es un metal muy poco denso (el hierro lo es casi tres veces), es un muy buen conductor del calor y de la electricidad, es muy dúctil, no es muy duro y es muy reflectante.

Aluminio metálico. Sacado de la Wikipedia.

De hecho, es un material que en teoría es muy reactivo, tiene una tendencia enorme a oxidarse. Y obviamente tu has visto, tocado y usado este metal muchas veces, seguro. Entonces, ¿qué es lo que ocurre? Antes lo he mencionado: a diferencia de otros metales, la reacción del aluminio con el oxígeno deja la superficie del metal cubierta de una fina capa (de nanómetros de grosor) del óxido de metal.

“Mecanismo” de la pasivación del aluminio.

El óxido formado, el Al₂O₃, contiene iones O^2- que tienen un radio iónico de 124 pm (1 picometro -pm- = 10^-12 m), el cual es parecido al del aluminio, 143 pm, por lo que encajan bastante bien y la estructura se mantiene estable. Este proceso, por cierto, se llama pasivación.

Industrialmente este hecho se aprovecha, de hecho se provoca para aumentar la capa de óxido hasta los 0,01 mm para aumentar la resistencia a la corrosión. Además, esta capa de óxido es capaz de absorber colorantes y pigmentos, por lo que se puede colorear a gusto.

Pulverizado, reacciona violentamente con un poco de fuego, como todos los metales que hemos visto hasta ahora.

4Al + 3O₂ –> 2Al₂O₃

Este óxido no reacciona con el agua, ni lo hace muy rápidamente con ácidos, su punto de fusión es muy elevado (unos 2000ºC), es muy duro… no esta mal. Aunque como la bauxita, el mineral de donde se suele sacar el aluminio, es precisamente oxido de aluminio con otras cosas, al principio esas “buenas” propiedades no hacían tanta gracia.

Si recordáis el artículo de los metales alcalinotérreos, mencioné que el berilio era un metal anfótero… igual que el aluminio. Sus reacciones con los ácidos son iguales que las del berilio, pero con las bases las reacciones tienen un poco de más de mal humor, porque son varias y se forman diversos iones complejos, así que me las saltaré para no liaros, simplemente quedaos con que puede hacer ambas cosas.

Debido a su alta reactividad, a los científicos les costó bastante dar con un método para obtenerlo de forma eficaz. Hasta ese momento el aluminio era MUY caro, más que el oro. De hecho, pese a su abundancia, gran parte del aluminio terrestre está en forma de arcillas, y hasta ahora no se ha encontrado un método económico para extraerlo (ojo, hasta el momento en que escribo esto, que lo he sacado de diversas fuentes algunas con ya varios años de antigüedad, y estas cosas pueden cambiar muy rápido).

Puede tomar estados de oxidación de +1, +2 y +3, pero el +3 es el más importante.

Hoy en día es un metal barato debido a su abanudnacia y que su obtención se ha optimizado mucho, se extrae de un mineral llamado bauxita, principalmente de Australia, Brasil, Jamaica (ojo, que no son los principales productores de aluminio, que son los EUA, Noruega…). La producción de aluminio daría para un articulo propio, Pedro habló un poco más de ello en su artículo que enlazaré más abajo. Aparte de la producción, es muy importante el reciclaje del aluminio, teóricamente es posible reciclarlo en un 100%.

Una buena parte de toda la producción va directa a la construcción, luego hay un sinfín de cosas para los que se usa: aviones, camiones, trenes, recipientes, latas, ventanas, instrumentos de cocina y de toda la casa, papel de aluminio (obviamente), herramientas varias, monedas, etc. Tiene incluso algún uso en la medicina, al menos su hidróxido, pues como reacciona con ácidos y es muy insoluble, el Al(OH)3 se usa como antiácido estomacal.

Como compuesto importante del aluminio, aparte de él mismo, claro, os mencionaré el sulfato de aluminio y potasio. Los sulfatos que contienen un ion metálico trivalente (aquí el aluminio) y otro monovalente (el potasio aquí) se denominan alumbres, éste en concreto es el KAl(SO₂)₂·12H₂O. Este caso concreto forma el único mineral de aluminio común que es soluble en agua, cosa que se ha aprovechado mucho en la industria del teñido. Desde tiempos de los romanos se ha usado para este fin, y de hecho era un importante artículo de importación desde Asia, siendo en la Edad Media cuando adquirió mayor valor. Aparte de esto, encuentra usos en la cosmética, medicina, cocina…

El aluminio es un elemento poco tóxico para los seres vivos, no se sabe si tiene un papel biológico o no; las intoxicaciones no son algo común tampoco. Su gran abundancia en los suelos es fuente de preocupación para agricultores, posiblemente sin que sepan que es culpa de él, pues donde está suelen ser suelos ácidos poco adecuados para algunas plantas. Al parecer también hubo hace tiempo mucho embrollo acerca de si el aluminio tenia que ver con el alzheimer, y tras muchas investigaciones parece ser que no tiene nada que ver.

Pedro habló de él aquí.

El galio es un metal con una historia muy interesante, pues es un metal que complicó la vida a muchos que intentaron descubrirlo, y encumbró a otros, pues fue uno de los elementos predichos por Mendeleiev, y que actualmente tiene un uso muy concreto.

Galio metálico. Sacado de la Wikipedia.

Es un metal poco común; en su estado metálico, para variar, no es posible encontrarlo, suele estar en bajas concentraciones con otros metales como el propio aluminio. Su aspecto es el de un metal normal, sólo que funde a 30ºC, y mantiene este estado hasta los 2204ºC, un récord en la tabla periódica. Como el agua, presenta una densidad inferior en estado solido que en estado liquido. Además, a diferencia de otro metal liquido como el mercurio, el galio liquido sí moja, aunque al menos no es tóxico.

Se parece al mercurio en que ataca a muchos metales fácilmente, tiene una capacidad muy alta para alearse con los metales.

Su comportamiento químico se parece bastante al del aluminio: se oxida muy rápidamente pero sufre pasivación con el aire y el agua, reacciona con ácidos y bases (aunque su comportamiento anfótero no es tan fuerte), puede formar haluros, puede tomar estados de oxidación +1 y +3 (el aluminio podía +2; el galio, no), etc.

Su compuesto más importante, de lejos, es el arseniuro de galio, el GaAs, que es un compuesto de galio y arsénico.

Hasta que se descubrieron sus propiedades semiconductoras, la gran mayor parte del galio iba destinado a hacer aleaciones de puntos de fusión bajo. De hecho, actualmente casi que todo el galio va para fabricar arseniuro de galio para aprovechar sus propiedades semiconductoras para la electrónica.

Como veis, el galio, aparte de sus propiedades de semiconductor y tal, es poco importante.

Pedro habló de él aquí.

El indio es otro metal del grupo, otro metal raro que no se encuentra en su estado metálico en la naturaleza y que se descubrió a finales del siglo XIX gracias a la espectroscopia, como el galio. Es un metal que es poco más que una curiosidad en la tabla periódica, y que además esté junto a un monstruo como el aluminio hace que su poca importancia sea más notoria. Digo todo esto pero aún así es indispensable, como casi todo elemento, en algunos campos.

Lingotes de indio metálico. Sacado de la Wikipedia.

Es el elemento número 61 más abundante de la corteza terrestre, por lo que no, no hay mucho. De hecho hay muy pocos minerales que lo contengan, no se conocen depósitos grandes de estos y suele obtenerse conjuntamente con el zinc, donde se acumula. Es un metal muy blando de color plateado brillante  con un punto de fusión algo superior al del galio, 156ºC, y líquido también “moja” lo que toca.

Su estado de oxidación favorito es el +3; puede tener el +1 pero éste es bastante reductor por lo que acaba reaccionando con lo que se encuentre.

Igual que sus vecinos superiores, no reacciona con agua pero sí con agentes oxidantes como el oxígeno, ácidos, halógenos…

Se usó mucho para los aviones durante la Segunda Guerra Mundial. Actualmente su uso más importante es, con diferencia, para fabricar pantallas de LCD. Por supuesto tiene otras aplicaciones, por ejemplo en el mundo de los semiconductores, para hacer algunas aleaciones y alguna otra cosa más.

Lo dicho, no es un elemento tan importante como otros. Tampoco parece ser tóxico.

El talio es otro metal como los dos últimos, es relativamente raro, físicamente parecido a ellos y también se descubrió gracias a la espectroscopia.

Trozos de talio metálico en un tubo al vacío. Sacado de la Wikipedia.

El metal es muy parecido al indio, solo que su reactividad es mayor y es aún más blando, se pasiva con el aire pero el agua sí que lo ataca.

A diferencia de lo que hemos visto hasta ahora, su estado de oxidación favorito es el +1, aunque puede llegar a +3. Esto se debe a que cuanto más abajo en la tabla periódica, más empieza a aparecer el efecto del par inerte, lo que significa que los dos electrones en los orbitales s suelen ganar estabilidad y hace que sea más difícil que se pierdan. La explicación a este suceso se debe a efectos relativistas debido a la alta velocidad que llegan a tener los electrones tan externos, cosa que comenté hace bastantes artículos y en lo que sencillamente no creo que tenga que meterme.

Debido a que predomina ese estado de oxidación, su comportamiento se parece un poco al de los metales alcalinos (ojo, no en su forma metálica). De hecho suele encontrarse junto al potasio aunque no sea de aquí de donde se obtenga, sino como subproducto de la minería de otros metales.

Tiene tres usos principalmente: la electrónica, la industria farmacéutica y los cristales, aunque también tiene cierta cabida en la medicina.

El Bromuro de talio (I), TaBr, y el yoduro de talio (I), TaI, son de las pocas sustancias muy transparentes a la radiación infrarroja  de longitud de onda larga, cosa que se aprovecha en los detectores de dicha radiación.

El talio es muy tóxico, a diferencia de sus compañeros, e históricamente se ha usado en insecticidas y como matarratas, prohibidos hace tiempo debido a que mataba ratas, mataba insectos y a todo lo que tuviera la mala fortuna de entrar en contacto con el talio…

Haluros

Por primera vez en lo que llevamos en la serie nos encontramos con un elemento capaz de formar un cloruro covalente. El boro puede formar el BCl₂ que a priori parece lo “mismo”, pero no lo es. No es una diferencia de nomenclatura para referirse a que el cloruro es una molécula, no, pero para que veáis que no es lo mismo comparemos los que hemos visto con éste. Los cloruro iónicos suelen ser sólidos que pueden disolverse más o menos en agua, en cambio el cloruro de boro es un gas a temperatura ambiente que reacciona violentamente con agua. Ya no es tan parecido, ¿cierto?

Los haluros del aluminio son interesantes y diversos. Por ejemplo, el fluoruro de aluminio funde a 1290ºC mientras que el cloruro, bromuro y yoduro de aluminio subliman a 180ºC, 97,5ºC y 190ºC. Nos encontramos lo mismo que con el boro, un haluro, el de flúor: tiene características de un compuesto iónico mientras que los otros se parecen más bien a covalentes. Esto es así porque el ion flúor es un pedazo de ión muy burro, del que hablaré dentro de unos artículos. Los otros son moléculas, de hecho ni siquiera tienen la estequiometría esperada. Por ejemplo el bromuro de aluminio no es AlBr3, puesto que dimeriza para formar el Al₂Br₂ (lo mismo que el borano para formar diborano). Y digo todo esto pero luego el cloruro de aluminio en fase solida adopta una estructura iónica… O sea, éste es uno de los casos típicos para explicar que a veces no hay una barrera entre covalencia e iónico, a veces puede ser muy claro, otras no tanto.

El galio se parece al aluminio en este caso, tiene haluros iónicos y otros de covalentes. En los metales inferiores es cada vez más notorio el comportamiento iónico de los haluros.

Y vaya, ya nos hemos ventilado ésta columna. Columna, que por cierto, palidecerá con lo que está por venir. Hemos podido ver que no es muy importante dentro de la tabla, el aluminio es de lejos el más destacado, los otros elementos incluso son raros de oídas. Quizá no os lo parezca, o sí, pero es que la siguiente columna que nos toca es EL grupo, y todas las que están por venir tienen elementos increíblemente importantes.

En fin, si has aguantado hasta aquí eres un campeón. Espero que hayas aprendido cosas que no sabías y mires de otro modo al aluminio.

¡Nos vemos en el próximo artículo!

Iré hablando de cosas que ya he tratado en artículos anteriores y, si bien trataré siempre de ser lo más claro posible, os recomiendo que si no os los habéis leído, lo hagáis. O que me preguntéis, que nunca está de más.

Esta vez nos toca saltar al siguiente grupo de la tabla periódica, el 2, y esto nos sitúa en la posición de los metales alcalinotérreos. Como ya os habréis dado cuenta, el propio nombre de estos elementos contiene la palabra alcalino, cosa que ya indica por dónde irán los tiros sobre su reactividad y tal. El nombre, por cierto, es debido a que son bastante abundantes en la corteza terrestre.

Aunque a priori el nombre “alcalinotérreo” os pueda sonar a chino, si repasáis sus componentes veréis que algunos de ellos os suenan: el berilio (Be), el magnesio (Mg), el calcio (Ca), el estroncio (Sr), el bario (Ba) y el radio (Ra).

En el momento en el que escribo esto Pedro ha hablado ya de tres de ellos, pero yo os hablaré del grupo en general, sus características generales y alguna poca cosa de cada uno de ellos, más algunos compuestos interesantes en que participan.

Tendencias de los metales alcalinotérreos

Nos encontramos en la columna a la derecha de los metales alcalinos, y todos los elementos de este grupo tienen un protón más que sus compañeros de la izquierda, que como recordareis, tenían todos una configuración electrónica [Gas noble]ns (y reitero, gas noble significa la configuración electrónica del gas noble con Z-1 y n igual al periodo donde se encuentra el elemento del que hablamos), por lo que los elementos que trataremos tienen una configuración [Gas noble]ns².

Podríamos pensar que, siendo la configuración electrónica de los metales alcalinos poco estable, al añadirle un solo electrón las cosas no cambiarán mucho. Y mucho-mucho, no nos equivocaríamos, la verdad. Pero esta vez nuestros electrones han ocupado totalmente un orbital, el s, cosa que da cierta estabilidad extra en algunos casos. Digo todo esto, pero aquí la película se repite un poco aunque, digamos, que de forma menos extrema. Los metales alcalinotérreos son casi estables, pues si pierden dos electrones tendrán una configuración bien estable. De hecho iré comparando los elementos de ambos grupos para que sea más fácil hacerse una idea de lo que digo.

Tengo que advertir algo: aquí me encuentro con cosas que ya no puedo simplemente generalizar a saco y quedarme tan ancho: el berilio, por mucho que pertenezca a este grupo, no lo podré tratar de la misma manera, y el radio, como su hermano alcalino, es muy radiactivo. Dicho de otro modo, a menos que indique lo contrario, las generalidades de los metales alcalinotérreos estarán referidas para todos los elementos del grupo 2 MENOS el berilio y el radio. Y la verdad, el magnesio hace también cosas un poco raras, pero sí que entra en lo general del grupo.

Los metales alcalinotérreos tienen un aspecto más bien común, son metales plateados o blanquecinos (no, el calcio no es blanco). De todos modos, seguimos un poco lejos de la idea general de “metal” que todos tenemos en la cabeza, como veremos a continuación.

El que los metales alcalinotérreos tengan dos electrones externos que participen en el enlace metálico se nota: son más duros, menos reactivos, más densos, y funden a temperaturas mayores que sus compañeros alcalinos.

Como podéis observar en la imagen sacada de mis apuntes, mi letra da asco. Y además podréis observar la tendencia de tres características: punto de fusión, entalpía de atomización y densidad.

Sería buena idea que comparáseis el cuadro con el que puse en el de los metales alcalinos.

En este grupo de la tabla periódica las cosas ya no son tan fáciles y simples. En el punto de fusión, que debería disminuir conforme más abajo se encuentra el elemento, aquí ya encontramos discrepancias: el que está más arriba, el magnesio, es el que lo tiene más bajo, y los tres restantes ya siguen la tendencia normal.

La entalpía de atomización, que en el último artículo seguía exactamente la misma tendencia que el punto de fusión, aquí tiene alguna discrepancia, pero tampoco es algo alarmante.

Digo todo esto, pero vuelvo a pediros que comparéis la tabla de las dos columnas para que os deis cuenta de que tanto los puntos de fusión como la entalpía de atomización varían realmente muy poco dentro del grupo. Dicho de otro modo, los metales alcalinotérreos se parecen bastante entre sí, al menos en lo que se refiere a sus propiedades físicas.

La densidad sí que sigue exactamente el mismo patrón que en la columna anterior, sólo que los metales alcalinotérreos son más densos que los alcalinos del mismo periodo.

Como ésta serie es de química, hablemos de química.

Los metales alcalinotérreos tienen un comportamiento parecido a los alcalinos, pero sin llegar a sus extremos. Su reactividad, por cierto, va de menos a más al bajar por el grupo. Por ejemplo, el calcio, el estroncio y el bario reaccionan con agua fría, pero el bario es el que lo hace más vigorosamente:

Ba + 2H₂O –> Ba(OH)₂ + H₂

El magnesio no reacciona en absoluto con agua fría, pero sí que reacciona lentamente con agua caliente, dando su hidróxido correspondiente e hidrógeno.

Todos estos metales, además, reaccionan con muchos no metales, por ejemplo con el cloro para formar cloruros.

Ca + Cl₂ –> CaCl₂

Hay que destacar que los metales alcalinotérreos, cuando están calientes, son capaces de reaccionar rápidamente con el nitrógeno de la atmósfera, un gas muy inerte:

3Mg + N₂ –> Mg₃N₂

Vamos ahora a atacar los compuestos de este grupo.

Todos los elementos del grupo (todos) tienen dos electrones externos que “sobran”, por lo que el estado de oxidación que acostumbrarán a tener a menos que sea en su forma elemental es +2, es decir, formarán iones M²⁺. De hecho, casi todos sus compuestos serán compuestos iónicos. Y digo casi todos porque el magnesio forma compuestos covalentes, y el berilio tiene más comportamiento covalente que no otra cosa.

La mayor parte de los compuestos del grupo son sólidos iónicos estables e incoloros o blancos, siempre que no haya un contraión que le dé un color distinto.

Las sales de estos metales suelen estar hidratadas, o sea, además de los átomos que forman la sal suelen tener moléculas de agua “pegadas”. Por ejemplo, el cloruro de calcio puede ser anhidro, monohidratado, dihidratado, tetrahidratado o hexahidratado. Esto se suele indicar añadiendo un punto después de la formula de la sal y un numero delante de H2O. Por ejemplo, el cloruro de magnesio hexahidratado es MgCl₂·6H₂O. De hecho, muchas de estas sales tienden a hidratarse, es decir, si pones una sal anhidra con agua la sal se quedará con las moléculas de agua que más estable la dejen.

A diferencia de las sales de los alcalinos, que solían ser solubles, aquí nos encontramos justo lo contrario, muchas son insolubles (o mejor dicho, poco solubles). La verdad es que la solubilidad de todos estos compuestos es una bonita pesadilla, así que diré cuatro cosillas para que os hagáis una idea. Las sales con aniones monocargados, como los cloruros y nitratos, suelen ser solubles; los que tienen más de una carga suelen ser insolubles, pero no obstante los sulfatos, que tienen doble carga negativa, pasan de solubles a insolubles conforme se baja en el grupo.

Aquellos que sepáis algo de termodinámica, leed lo siguiente; los que no, podéis saltaroslo.

Al igual que con los metales alcalinos, los términos entrópicos y entálpicos se parecen bastante, y esto da problemas; no obstante, los valores son mucho mayores en comparación de los de los alcalinos. Por ejemplo, si se tira cloruro de calcio anhidro en agua, el proceso de disolución es exotérmico y calienta el agua de forma bastante apreciable. A veces, los papeles se invierten, por ejemplo, los factores entrópicos son los que favorecen que el cloruro de sodio sea soluble, pero en cambio en el cloruro de magnesio no lo favorecen. El caso es que hablamos de factores energéticos relativamente altos, que numéricamente se diferencian muy poco entre sí.

El que algunas sales sean insolubles, se hidraten fácilmente y sean estables se puede aprovechar para secar el agua de un medio en el que no la queramos de manera muy fácil y simple.

Hay que destacar algo importante: su radio iónico. Veréis, los radios ionicos de los alcalinotérreos son menores que los de los alcalinos del mismo periodo… pero es que ¡los alcalinotérreos tienen el doble de carga! “¿Y qué?” os preguntaréis. Pues veréis, la relación carga/radio del ion es una medida del “poder polarizante”, es decir, la capacidad que tiene el ion de alterar los orbitales de un átomo que tiene cerca.

Dicho de otro modo, los iones de este grupo son muy pequeños (menores cuanto más arriba del grupo) y además tienen una carga relativamente grande, por lo que la carga está muy concentrada. Esto, que puede parecer una tontería, no lo es en absoluto, pues explica que hayan o no hayan algunas sales de estos elementos, la hidratación de sus sales y el parecido entre algunos elementos de grupos distintos como el litio y el magnesio, por un lado, y el berilio y el aluminio, por otro (recordáis que os dije que el litio se separaba del resto de metales alcalinos? Aquí encontramos algunos parecidos).

Y bueno, hablemos un poco de cada elemento.

Características, compuestos y usos de los distintos metales alcalinotérreos.

El berilio es raro y caro. En su forma elemental es de color gris, es duro, tiene alta temperatura de fusión, baja densidad, elevada conductividad eléctrica… Por raro que sea en su grupo, es un metal.

Como todos los metales de las dos primeras columnas, no se obtuvo en su forma metálica hasta que se descubrió la electrolisis. El berilio se encuentra en diversos minerales, pero sigue siendo poco común, por lo que pese a tener aplicaciones útiles y otras más en las que es insustituible, es un elemento poco importante.

Como he comentado, su comportamiento dista bastante de sus compañeros de grupo, pues el enlace covalente predomina en su química. El átomo del berilio es muy pequeño y su ion además es muy polarizante, lo suficiente como para polarizar cualquier anión que se le acerque. De hecho, sus compuestos iónicos no son como aquellos de los que he hablado, sino que suelen tener el ion [Be(OH₂)₄]²⁺.

Además, expuesto al aire su oxidación es muy lenta, cosa muy interesante para un metal.

Otra cosa que lo hace muy distinto a casi todos los metales es que puede formar especies oxoaniónicas. ¡¿Qué?! Veamos, los metales suelen reaccionar con los ácidos pero no con las bases, creo que éste es un hecho bastante conocido. Recordad que una base es, hasta que haga una serie para explicarlo, el contrario de un ácido, y un ejemplo es el hidróxido de sodio del que hablé en el artículo de los metales alcalinos. Pues bien, el berilio, junto a sus dos amigotes zinc y aluminio, sí que pueden reaccionar con bases, y se les llama anfóteros. Además, a estos metales se les suele llamar metales débiles, ya que su comportamiento se parece más a los semimetales que no a los metales. Veamos cómo reacciona el berilio con ambas cosas.

Ácido: BeO + H₂O + 2H₃O⁺ –> [Be(OH₂)₄]²⁺

Base: BeO + H₂O + 2OH^- –> [Be(OH)₄]^2-

Quiero que os deis cuenta de que esto es algo muy raro entre los metales, por eso he reiterado su extrañeza.

Las aleaciones de berilio son resistentes a la corrosión, son poco densas, resistentes y no magnéticas, y se usan en instrumentos de precisión como los giroscopios, satélites, misiles… Pedro lo comentó en su día y lo comento yo de nuevo: las ventanas de los tubos de rayos X se hacen de berilio, pues los rayos X se absorben cuanto mayor sea el numero atómico de los átomos, y el berilio es el metal con el número atómico más bajo que es estable en el aire, por lo que es muy transparente para los rayos X.

Mi profesor me comentó que las herramientas fabricadas en berilco (aleación de berilio y cobre) no producen chispas, pero ignoro el motivo, la verdad.

Sus compuestos son dulces pero no, no se usan en la industria alimenticia, pues son tremendamente venenosos. Y aquí yo me pregunto, ¿quiénes fueron los que decidieron probarlo? Un iluminado, o un envenenado, supongo…

Pedro habló de él aquí.

El magnesio es un elemento relativamente abundante en el universo y en la tierra, y, cómo no, no se encuentra en su forma elemental en la naturaleza. Es el alcalinotérreo más importante en lo que se refiere a sus aplicaciones. Se descubrió y se fabrica por electrolisis aunque se fabrica también a partir de un mineral suyo llamado dolomita (es el método pidgeon que comenta Pedro en el articulo correspondiente).

Es el tercer ion mas común en agua de mar después del sodio y del cloro (que es de aquí de donde se saca para la electrolisis), y en la corteza terrestre es también relativamente abundante.

El magnesio reacciona con un gas inerte como el nitrógeno, pero se oxida lentamente con el oxígeno del aire, además de que su oxido forma una capa impermeable que evita una futura oxidación del metal interno, pero el magnesio en polvo reacciona muy violentamente a altas temperaturas, y además la cosa no solo se pone muy caliente, sino que además emite una luz blanca muy brillante, además de radiación ultravioleta que puede convertirse espontáneamente en un vale para una visita al oculista.

2Mg + O₂ –> 2MgO

Pero es que además es capaz de reaccionar con el agua y el dióxido de carbono de forma exotérmica.

2Mg + CO₂ –> 2MgO + C

Os pongo un video muy chulo que ya puso Pedro en su momento.

¿Os habéis fijado en la cantidad ridícula de magnesio que reacciona y la luz que da?

Dicho de otra manera, el magnesio es inflamable, y no se apaga ni con agua ni con extintores convencionales, así que si alguna vez te encuentras involucrado con un fuego de un metal descontrolado mi consejo es que corras, mucho, avisando a todo el mundo que haga lo mismo si puede ser.

Una gran porción de la producción mundial de magnesio va directa para hacer aleaciones con aluminio, debido a su bajísima densidad (1,74 g/cm³), pues es el metal de construcción de más baja densidad. En otras palabras, coches, aviones, trenes… Como curiosidad diré que en los 70 del siglo pasado se fabricaron buques de guerra de dicha aleación, pero se “descubrió” en la guerra de las Malvinas que la temperatura a consecuencia de un ataque con misiles enciende como una vela el material.

Como la densidad de carga de su ion es muy alta, éste, al igual que el berilio, es capaz de formar enlaces covalentes para dar lugar a compuestos, como por ejemplo unos que ya han aparecido en El Tamiz, los reactivos de Grignard.

CH3-CH2Br_(éter) + Mg –> CH3-CH2MgBr

La reacción es un ejemplo cualquiera, un reactivo de Grignard es aquel compuesto orgánico con magnesio y un átomo de la columna 17 juntos (es decir, un halógeno, como el cloro y el bromo).

El magnesio, por cierto, tiene un papel biológico tremendo, pues está presente en la clorofila, que se encarga de absorber la luz para la fotosíntesis en las plantas. En el cuerpo humano también es fundamental.

Además es protagonista de una cosa conocida como agua dura, de la que hablaré con el calcio.

Pedro habló de él aquí.

El calcio es un metal grisáceo. No blanco, lo siento. Es un elemento bastante común en la tierra y en el agua de mar, aunque no se obtuvo en su forma metálica hasta el descubrimiento de la electrolisis. Junto con el magnesio es el alcalinotérreo más importante, pero el calcio se usa muy poco en su forma metálica y mucho sus compuestos.

Como buen alcalinotérreo reacciona, aunque relativamente lentamente, con el oxígeno, el nitrógeno y con el agua.

Sus sales son en general solubles, pero algunas no lo son, y algunas de éstas son relativamente comunes. Una agua dura es aquella que se dice que tiene mucho calcio y magnesio disuelto. Este agua tiene sales disueltas en forma de bicarbonato, que es muy soluble, pero al calentarse este agua, el bicarbonato suelta dióxido de carbono y se forma carbonato de calcio, que no es otra cosa que piedra caliza, que se disuelve fatal.

Ca²⁺+ + 2HCO3^- CaCO_3(s) + CO₂ + H₂O

Ésa es la típica “cal” que sale en los anuncios de la tele de lavadoras, que comentan que se queda pegado y destruye las lavadoras.

El ion calcio presente en nuestros huesos es el responsable de que en las radiografías los huesos se vean, ya que éste absorbe muy bien los rayos X. Obviamente el calcio tiene un papel muy importante biologicamente, en las personas, como en la práctica totalidad de los animales, forma parte de los huesos en forma de hidroxifosfato de calcio, Ca₅(OH)(PO₄)₂, y aparte participa en la coagulación de la sangre y en la contracción de los músculos.

Pedró habló del calcio aquí.

El estroncio es un alcalinotérreo relativamente poco importante. Se descubrió por electrolisis y se parece bastante a su vecino superior, el calcio, pero éste ya es bastante más reactivo. Curiosamente no reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente, pero sí que arde con el oxígeno.

Televisor de tubo. Tubo de rayos catódicos.

Durante muchos años desde el siglo XIX, la extracción de azúcar de la remolacha azucarera fue la mayor aplicación que tuvo, más tarde su uso se expandió de forma brutal debido a que se fabrican tubos de rayos catódicos con él, motivo por el cual hoy en día su uso en este mismo campo está cayendo en picado.

Suele usarse como indicador radiométrico para datar materiales geológicos, en los fuegos artificiales (color rojo) y en la medicina nuclear.

Es un elemento del que se investigan futuras aplicaciones.

Debido a su parecido con el calcio, el estroncio puede acumularse en los huesos sustituyendo al calcio, cosa que en cantidades muy bajas no implica riesgos (al parecer incluso puede ser beneficioso) pero al tener isotopos radiactivos relativamente comunes éstos sí pueden ser peligrosos.

Como curiosidad os diré que España es uno de los principales productores de estroncio, por detrás de China.

El bario es el ultimo de los metales alcalinotérreos (sin contar el radio). Es el más reactivo y de los que menos usos industriales tiene. Se descubrió igualmente mediante la electrolisis.

Es difícil de obtener bario puro, así que algunas de sus propiedades no se han obtenido del todo, pero eso ya es un indicador de que tiene pocas salidas, al menos en su forma metálica. Lo cierto es que el bario metálico reacciona con… todo. Y rápida y exotérmicamente. Incluso con el oxígeno reacciona para dar, no solo óxido de bario, BaO, sino también peróxido de bario BaO₂.

Como reacciona con todo se usa mediante aleaciones para eliminar la presencia de gases no deseados en tubos de vacío para fabricar, otra vez, tubos de rayos catódicos, por lo que su uso está cayendo en este sentido. Se usa para dar color verde a los fuegos artificiales, para multitud de aleaciones, para fabricar un superconductor de alta temperatura específico, y su mayor uso lo tiene en la industria del petroleo como material suplementario en los fluidos de perforación.

Como el bario absorbe muy bien los rayos X se puede hacer que alguien ingiera una suspensión de sulfato de bario en agua para poder observar los órganos internos, que no absorben bien los rayos X. El bario es bastante tóxico, pero el sulfato de bario es tan poco soluble que no implica ningún peligro.

El radio es el metal alcalinotérreo menos importante, con diferencia. Su descubrimiento por Marie Curie creo que es una historia bien conocida ya en El Tamiz, así que no creo que sea conveniente que la comente aquí.

No hay isótopos estables del radio: el que tiene el periodo de semidesintegración más largo es el radio 226, de 1601 años. Debido a su elevada radiactividad, el radio es luminiscente, brilla con un ligero color azul que, aunque parezca mentira, se usó en sus momentos para hacer que las manecillas de los relojes brillaran, pinturas brillantes para aviones, mezclado en agua embotellada por sus propiedades “curadoras” y tal. La historia de los “usos” del radio es, como poco, escalofriante.

Productos domésticos de principio de siglo con radio. Sacado de Xatakaciencia.

De todas maneras, la producción de radio es ridícula porque, como ya he dicho, industrialmente no tiene aplicaciones, como mucho en centros de investigación.

El metal en sí es muy parecido al bario en general.

Óxidos: todos los óxidos de los metales alcalinotérreos (olvidaos del berilio otra vez) menos el del magnesio, que es muy insoluble, reaccionan con el agua para dar el hidróxido del metal.

SrO + H₂O –> Sr(OH)₂

El oxido de magnesio se usa para recubrir hornos industriales debido a su alta  temperatura de fusión (2825ºC). Su  elevada conductividad calorífica y su muy baja conductividad eléctrica a cualquier temperatura lo hace importantísimo para fabricar estufas eléctricas.

El óxido de calcio, CaO, se prepara calentando piedra caliza o carbonato de calcio y es la llamada cal viva, que tiene múltiples usos desde tiempos inmemoriales, por ejemplo en la industria del acero y la del papel.

CaCO₃ –calor-> CaO + CO₂

La cal viva se usaba antes para iluminar teatros, ya que al dirigírsele una llama emite una fuerte luz blanca. Además, su punto de fusión es muy elevado. No obstante, la cal viva es bastante peligrosa, porque como buen óxido de metal alcalinotérreo reacciona con el agua (y con la piel, deshidratando la piel con la que entre en contacto) y forma la llamada cal apagada, hidróxido de calcio o Ca(OH)₂.

Hidróxidos: los hidróxidos de los alcalinotérreos varían de insoluble a soluble de arriba a abajo. La insolubilidad del hidróxido de magnesio se aprovecha para darle el peculiar uso de antiácido estomacal, pues, a fin de neutralizar el exceso de ácido, la idea es ingerir algo básico, pero las bases pueden llegar a ser muy corrosivas y las quemaduras que provocarían serían de aúpa, así que es mucho más practico algo como el hidróxido de magnesio, que es básico pero muy insoluble, para que reaccione directamente en el estomago con el ácido.

Mg(OH)₂ + 2H⁺ –> Mg²⁺ + H₂O

Todas las sales de magnesio son laxantes, por cierto. Y como curiosidad os contaré que no hace muchos años en España murieron un par de personas o así porque les dieron por equivocación una sal de manganeso en vez de una de magnesio…

Sulfatos de magnesio y calcio: son el MgSO₄ y el CaSO₄. El primero, en su forma heptahidratada se usó intensivamente como laxante durante el siglo XIX. El de calcio en su forma dihitratada tiene el nombre común de yeso, que como todos sabéis se ha usado para hacer esculturas y construcciones desde tiempos muy antiguos.

El yeso, además, se aprovecha para construir muros interiores de edificios debido a su elevada resistencia al fuego. Esta resistencia viene dada por tres motivos: primero, porque la deshidratación del yeso es una reacción endotérmica; segundo, porque el agua producida absorbe calor para evaporarse; y tercero, porque el vapor de agua reduce el suministro de oxigeno en un ambiente relativamente cerrado. Además es un material barato y, obviamente, no inflamable.

Carbonato de calcio: el CaCO₃ se encuentra en la naturaleza en forma de piedra caliza o mármol (que es casi en su totalidad carbonato de calcio que ha sido sometido a altas presiones). Es de lo que están hechas las estalactitas y estalagmitas, pues las gotas de agua disuelven el CO₂ atmosférico, el cual reacciona con nuestro carbonato de calcio que se encuentra en el suelo:

CaCO₃ + H₂O_(l) + CO₂ –> Ca(HCO₃)_2(aq)

La roca se disuelve y puede escurrirse hasta que se evapora el agua para dar lugar la reacción contraria:

Ca(HCO₃)_2(aq) –> CaCO₃ + H₂O_(g) + CO₂

Y así con el lento, lento paso de los años esta disolución y deposición de carbonato de calcio acaba formando estas bellas estructuras:

Estalactitas en una cueva formadas mayoritariamente por carbonato de calcio.

Las reacciones superiores parecen una curiosidad, pero hay que tener en cuenta que antiguamente muchos edificios se construían con carbonato de calcio, por lo que con la lluvia y los contaminantes ácidos de las industrias, el proceso causa un lento deterioro de esculturas de mármol y diversos edificios.

Se usa para fabricar acero, vidrio, hormigón y cemento.

Cemento: Sí, cemento. El hidróxido de calcio reacciona con el dióxido de carbono para formar carbonato de calcio. Pues bien, esto es un hecho el cual el ser humano ha aprovechado desde hace muchos años para fabricar una pasta para pegar tabiques y construir edificios.

En la actualidad se fabrican más de 3.300 millones de toneladas de cemento en el mundo.^[1] Obviamente nuestro cemento es más sofisticado que el que usaban en la antigüedad.

El cemento Portland, nombre el cual es muy posible que hayáis visto alguna vez en un saco de cemento, se fabrica mezclando y calentando piedra caliza y pizarras a alta temperatura. El resultado se pulveriza y se mezcla con un poco de sulfato de calcio. La mezcla resultante, cuando se junta con agua, dará lugar a reacciones de hidratación, que es lo que se usa ya para pegar tabiques y tal.

El cemento tiene mucha ciencia detrás, ya lo creo.

Cloruro de Calcio: En su versión anhidra, el CaCl2 tiene la capacidad de absorber muy bien la humedad, hecho que se aprovecha en el laboratorio como agente secante. La hidratación de este compuesto es una reacción bastante exotérmica, reacción que se aprovecha (o al menos se aprovechaba antes) para vender compresas de agua caliente instantánea que simplemente se basan en dos bolsas separadas, una con agua y la otra con cloruro de calcio anhidro que al oprimir el paquete se rompen haciendo que se mezclan ambos contenidos.

Se usa para fundir nieve de manera muchísimo mas eficiente que con cloruro de sodio: para empezar por su reacción exotérmica, y segundo, porque la mezcla de agua con éste hace que la disolución permanezca liquida hasta -50ºC.

Y hasta aquí llegan los metales alcalinotérreos. ¿Qué os ha parecido? Hay mucho que contar de cada elemento, pero espero que al haber leído esto ahora sepáis algo más que antes de empezar.

En el próximo artículo daremos un gran salto en la tabla periódica y nos situaremos en la columna 13, el grupo del boro, columna que será mas complicada de tratar debido a que tiene metales y no metales en ella, y como consecuencia, las propiedades ya no se pueden generalizar tanto.

Hasta la siguiente columna.

1. Datos de 2010.

Antes de ponerme a divagar sobre sus propiedades químicas quiero presentaros sus nombres y sus símbolos químicos: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr).

Se han conocido compuestos de estos elementos desde hace muchísimos años, pero los propios metales, como tal, y puros, no se pudieron obtener hasta que no empezaron a surgir métodos electroquímicos. Es muy posible que muchos de vosotros nunca hayáis observado directamente ninguno de estos metales; yo sólo he tenido el placer de ver en directo el sodio.

Voy a hablaros primero de las tendencias generales del grupo para luego hablar un poco de cada elemento.

Tendencias de los metales alcalinos

Situada a la izquierda del todo de la tabla periódica, la primera columna o el primer grupo, el de los metales alcalinos, comprende los primeros átomos de cada periodo, por lo que todos los átomos presentes tienen una configuración electrónica [Gas noble]ns, donde gas noble significa la configuración electrónica del gas noble con Z-1 y n igual al periodo donde se encuentra el metal del que hablamos.

Fijémonos en su configuración ns: tienen un electrón muy incómodo encima de un grupo de electrones perfectamente bien colocados. Está claro que aquí sobra alguien, y si se tiene que largar alguien está claro que será el electrón en el orbital s. Es decir: tiene un potencial de ionización muy bajo.

Dicho de otra manera, todos ellos están muy, muy cerca de ser estables… cosa que significa que en realidad son MUY inestables. Pero antes de meterme con su química, quiero hablaros de propiedades físicas.

Todos los metales alcalinos son metales plateados brillantes a excepción del cesio, que es de un color dorado, y del francio que, bueno, nadie sabe cómo es. Como buenos metales son muy buenos conductores térmicos y eléctricos, pero sus otras características hacen saltar la alarma de cualquier persona que piense en la palabra metal. Todos ellos son muy blandos, más blandos conforme bajamos por el grupo: el litio se puede cortar con un cuchillo sin mucho esfuerzo, el potasio ya directamente se corta como si fuera mantequilla. Además, sus puntos de fusión son bajos, mas bajos conforme más abajo se encuentra el elemento que miremos. Para rematar el asunto todos ellos son muy, muy poco densos. El litio es el menos “exagerado” de todos ellos, como veremos a continuación.

Que los metales alcalinos sean blandos y con ese punto de fusión bajo se explica por su enlace metálico, que es bastante débil, pues en los enlaces metálicos suelen ser los electrones externos los encargados del enlace, y en estos metales solo nos encontramos un electrón por átomo. Añado una tabla sacada de mis apuntes en la que se pueden comparar tres características: punto de fusión, entalpía de atomización y densidad.

La columna del punto de fusión es muy ilustrativa por sí misma. La entalpía de atomización (indicada por ese triangulo y esa H que NO significa hidrógeno, sino entalpía) es la energía que hay que darle a una cantidad concreta de sustancia para que ésta se descomponga en sus átomos separados en forma gaseosa. Simplemente, cuanto mayor, más estable es la sustancia en cuestión. Es fácil ver que las dos primeras columnas son proporcionales, cuanto mayor su entalpía de atomización, mayor es su punto de fusión. La tendencia en ambas columnas no tiene ni una sola irregularidad.

En cuanto a la densidad, no es tan fácil de ver el motivo por el cual se ordenan así, pero es lógico si se piensa un poco; la mejor manera de entenderlo es mirar una tabla periódica y ver la longitud de los periodos a los que pertenece cada uno de los metales. Para empezar tenéis que daros cuenta de lo poco densos que son, pues el agua tiene una densidad de 1 g/cm3, el hierro la tiene de unos 7,87 g/cm3… comparad. El litio es muy, muy poco denso (¡casi la mitad que el agua!), la del sodio es casi el doble de la del litio pero el potasio es ¡menos denso que el sodio! ¿Por qué? Y luego, al pasar de potasio a rubidio la densidad vuelve a subir, pero esta vez ¡casi el doble! En serio, los dos párrafos siguientes son totalmente opcionales y me ha costado lo suyo escribirlos; si no los entendéis… pues saltároslos, que no os pondré exámenes.

Veamos, lo normal sería suponer el incremento de densidad conforme bajamos por la columna, pues cada vez tenemos más protones y neutrones dentro del núcleo, pero si recordáis cuándo os hablé del radio atómico sabréis que éste aumenta cuanto más abajo nos encontramos en la tabla, y además aumentaba de forma relativamente lineal y sin cambios bruscos, y aquí esta el punto del asunto. Resulta que el radio atómico aumenta cada vez un poco, pero entre periodo y periodo no siempre añadimos el mismo numero de protones. ¿Cómorl? Veamos: el litio tiene Z=3, porque el primer periodo sólo tiene dos átomos, el sodio es más denso porque, aun con el incremento de radio atómico, en el periodo del litio, el de encima del propio sodio, ya no hay 2 átomos, ¡hay ocho! Fijaos ahora en que los períodos del sodio y potasio tienen el mismo número de átomos, pero como el radio atómico aumenta, y de forma considerable, todos los protones y neutrones que hemos añadido no son suficientes para siquiera igualar la densidad del sodio.

Que el rubidio de golpe sea mucho más denso es debido a que el período inmediatamente superior a él, el del potasio, en vez de ocho añadimos 18 protones, más del doble que antes, por lo que el radio atómico ha aumentado, pero se ha añadido tanta masa que el conjunto general es más denso. Entre el rubidio y el cesio ocurre lo mismo, sólo que el radio atómico no aumenta mucho, solamente un poco entre ambos, y es por eso que el cesio es más denso aún.

Volviendo a la imagen, quiero señalaros que si os fijáis en el litio (y seguramente habréis observado que en mis tiempos yo lo hice) veréis que es el más estable con diferencia, tiene casi el doble de punto de fusión que el elemento inferior, el sodio, y el cambio de entalpía de atomización es mucho mayor del litio al sodio que no de éste último a los otros.

Sigamos, pero metámosle ya mano a su comportamiento químico.

Los metales alcalinos reciben el nombre de supermetales. Curioso, porque viendo sus características nadie lo diría. Con la información que os he dado de “super“, poco, pues dan risa como metales (vaya, si pensamos en metales como el hierro), pero el nombre les viene de su reactividad, pues cumplen como diccionarios la reactividad general que deberia tener un metal. Como ya dije antes, les sobra un electrón para ser estables, solamente uno, y se lo enchufarán al primero que se les cruce. O el primero que se les cruce se lo robará, como queráis interpretarlo.

Todos ellos tienen que conservarse en líquidos en los que sean inertes, como aceite o queroseno, pues se oxidan con una rapidez pasmosa, y me entenderéis dentro de poco. Los metales alcalinos reaccionan rápidamente con el oxígeno para formar el óxido del metal, pero aún no satisfechos, el propio óxido reacciona con otras cosas, por ejemplo el dióxido de carbono del aire para formar el carbonato del metal.

4Li + O₂ -> 2LiO

Li₂O + CO₂ -> Li₂CO₃

Os pongo un vídeo del YouTube de 20 segundos muy didáctico en las que podremos ver 4 cosas interesantes. Lo primero y más obvio es ver el aspecto del metal (que realmente no es el metal, sino el metal oxidado), litio en este caso, antes de que lo corten; segundo, que podéis ver lo fácil que se corta; tercero, que una vez es cortado sí podréis ver el litio puro (sin oxidar) del interior que no estaba expuesto al aire, que es reluciente y metálico. Y cuarto, ese aspecto metálico dura apenas unos segundos, fijaos que en seguida desaparece para volverse de un color negruzco (es decir, se está oxidando).

Para hacer las cosas más divertidas (y peligrosas), los metales alcalinos reaccionan con casi todos los no metales de forma violenta, y os pondré un ejemplo que es maravilloso, un metal peligroso reacciona con un gas venenoso que se usó para matar personas en la Primera Guerra Mundial y obtenemos como consecuencia un compuesto que ves, usas y tocas todos los días, y del que necesitas unos gramos diarios para vivir.

2Na + Cl₂ -> 2NaCl

NaCl, cloruro de sodio o sal común.

En el vídeo se funde el sodio, porque si no, la reacción es bastante más lenta, además de que no reaccionaría todo.

La reacción más típica de los metales alcalinos es la que tiene lugar entre estos y el agua, pues la cosa se pone interesante. El litio burbujea un poco. El sodio empieza a “corretear” por la superficie del agua mientras burbujea, acabando, normalmente, en una interesante combustión que llega incluso a explosión. Los otros directamente explotan, el cesio es tremendamente rápido en esto. Todos, con el agua, dan lugar, además del hidróxido del metal, a hidrógeno, que con la temperatura de la superficie del metal puede llegar a encenderse, y es el que causa las explosiones.

Fijaos en que flota y en cómo corretea por el agua, curiosísimo. En YouTube podéis encontrar verdaderas animaladas si buscáis un poco.

Pasemos ahora a hablar de las propiedades comunes de los compuestos de los alcalinos.

Los iones de los alcalinos siempre presentan un estado de oxidación +1 (esto es, por cierto, estrictamente mentira, pero cierto para el 99,99% de los casos y nadie, ni siquiera un químico, os mirará mal si lo decís a menos que sea muy pro), es decir, han perdido un electrón, y casi todos los compuestos son sólidos iónicos incoloros o blancos (a menos que le dé color a la sustancia el anión), y a pesar de que son muy electropositivos sus compuestos suelen tener cierto carácter covalente.

Una cosa importante que mencionaré luego es que sus cationes estabilizan aniones, los que se encuentren, cosa que les permite formar compuestos con cualquier anión cosa muy útil. De hecho es posible y común encontrarse con verdaderos carros enormes en forma de anión que se juntan con cationes de metales alcalinos.

Como los compuestos de los alcalinos suelen ser iónicos, es importante que nos fijemos en una característica de estos compuestos: su solubilidad, es decir, cómo de bien se disuelven. Porque, la verdad, cuando hablamos de un compuesto iónico es muy común hablar de sales, pero no todas ellas se disuelven tan bien. Esto sí que os lo tenéis que apuntar: decir que una sustancia no es soluble es peligroso, una sustancia puede disolverse en algo, mucho o poco, aunque sea una cantidad ridícula pero es importante saberlo. Otro artículo para la serie de equilibrio químico, si la hago algún día.

Por ejemplo, pueden disolverse casi 600 gramos de cloruro de litio en 1 litro de agua, mientras que de cloruro de sodio (recuerda, la sal común) sólo podremos disolver unos 36 gramos por litro. Tela, la diferencia.

Como he dicho antes, los cationes se juntan con muchos aniones, y esto en el laboratorio va de perlas, pues cuando necesitas un anión u otro no suelen haber problemas, ya que el catión metálico es muy estable tal cual se encuentra sin que reaccione con nadie, y estos pueden formar sales con cualquier anión que encuentren. La solubilidad de las sustancias es algo muy importante, pues es muy incómodo trabajar con una sustancia que no se quiere disolver. Hace unos años me tocó un experimento que acababa con óxido de manganeso (IV) (leído tal cual, óxido de manganeso cuatro) y casi que aún estoy lavando el maldito matraz.

La solubilidad de estas sustancias dependen principalmente de dos factores: energía reticular y entalpía de hidratación, que favorecen el sólido y la disolución respectivamente… y la verdad, no creo que valga la pena que me meta en el tema, simplemente que sepáis que hay variedad de solubilidad entre sus compuestos, y que se puede explicar por qué es así. Para los más interesados y que sepan algo de termodinámica (pero seguiré sin meterme a fondo), la entalpía de hidratación suele ser baja en los metales alcalinos, por lo que la entropía empieza a asomar su cabeza de forma clara; si recuerdas la fórmula de la energía libre de Gibbs pues ya sabrás que cuando ambos términos, entálpicos y entrópicos, se parecen es cuando se tiene que jugar con la temperatura… y a temperatura ambiente resulta que es la entropía del proceso la culpable de que algunas sales no se disuelvan bien.

Más cosas generales, los colores del fuego. Si, has leído bien, resulta que sus sales, al ser expuestas al fuego, dan lugar a llamas de un color característico único entre ellos, bastante bonitos por cierto. Esto es debido a que la energía de la llama se transfiere a los electrones del metal, los cuales acaban en estados excitados, pero que al regresar a su posición inicial emiten un fotón de longitud de onda perteneciente al espectro de la luz visible.

Muchas otras sales también dan lugar a llamas de colores. Lo interesante de esto es que los alcalinos se pueden identificar inmediatamente según el color de la llama. Todos ellos suelen usarse debido a esto para darle color a los fuegos artificiales.

Características, compuestos y usos de los distintos metales alcalinos.

Tenia pensado dedicarle unos párrafos (muchos, realmente) a cada elemento por separado, pero después de pensarlo y discutirlo al final lo que haré será algo mucho más general y menos profundo para cada elemento, y me centraré más en los elementos más importantes o en compuestos que lo sean. Una de las consecuencias de esto es que hablaré muy poco de algún elemento y de otros bastante más.

Todos los metales alcalinos se encuentran en la naturaleza oxidados, jamás en su forma metálica, es por eso que hasta que no nació la electrolisis  no se observaron en su estado metálico. El litio y el sodio se obtienen mediante la electrolisis, pero por debajo de ellos las cosas son más complicadas y, si bien puede seguir usándose para obtenerlos, existen y se usan otros métodos.

El litio tiene el símbolo químico de Li y es junto al hidrógeno, helio y berilio, uno de los elementos que se formaron en parte durante el Big Bang. Su abundancia en el sistema solar es mucho menor de lo que cabría esperar por su masa, pero lo cierto es que su núcleo es bastante poco estable.

Con numero atómico 3, es el primer elemento de la tabla periódica que a temperatura y presión ambientes es sólido, y además menos denso en dichas condiciones. Es un elemento un tanto especial, tanto en la tabla periódica como en los metales alcalinos, cosa que comentaré cuándo hable de los metales alcalinotérreos, ya que se parece a ellos en según que cosas, y que hace que tenga que hablar un poco más de él que del resto. Los otros metales alcalinos siguen bastante la tendencia general.

Como todos los alcalinos, reacciona con el oxígeno del aire, pero es que el litio es uno de los pocos elementos que reaccionan directamente con el nitrógeno, un gas que es muy, muy estable e inerte. Es el único metal alcalino que puede hacer eso, ya que el nitrógeno tiene nada menos que un triple enlace entre los dos átomos muy fuerte, y se requiere de la formación de un producto que haga “merecer la pena” romperlos, aparte de que se forma un ion nitruro (N^-) que es poco estable y sólo un ion como el Li⁺, que es el ion con mayor densidad de carga, puede estabilizarlo.

6Li + N₂ -> 2Li₃N

Líquido, es una de las sustancias más corrosivas que se conocen, pues se come el vidrio sin ninguna dificultad, además de emitir una interesante luz verdosa. El caso es que el litio es el elemento más reductor de todos, es decir, el que más fácil de oxidar es. Eso implica que es el elemento que libera más energía cuando se oxida, aunque curiosamente es el metal alcalino que menos violentamente reacciona con el agua; esto es fácilmente explicable por su velocidad de reacción, que es la más baja entre los alcalinos.

El litio (en general, no sólo en su forma metálica) se usa para fabricar aleaciones aeroespaciales, baterías, grasas y lubricantes (fijaos bien cuando estéis en una ferretería), como moderador en centrales nucleares, como desecante, para tratar trastornos psicológicos, etc. Además, aparece en compuestos que sirven como combustible para bombas de hidrógeno, contenedores de hidrógeno y otros que sirven para “limpiar” el aire de dióxido de carbono.

2LiOH + CO₂ -> Li₂CO₃ + H₂O

Pedro escribió sobre él aquí.

El sodio tiene el símbolo químico Na, y numero atómico 11, es el segundo metal alcalino y el más importante biológicamente, económicamente e industrialmente hablando, y con una diferencia bestial. Es un alcalino de diccionario, y además es el sexto elemento más abundante en la corteza terrestre.

Es también un elemento que necesitamos para vivir, lo adquirimos ingiriendo sal común, NaCl, cloruro de sodio.

Al igual que sus dos vecinos, Pedro ya ha escrito algo de él

Se usa para fabricar lámparas de vapor de sodio, jabón,  aleaciones, para extraer metales para reducirlos en su forma metálica, como desecante, como refrigerante en algunas centrales nucleares, en diversas cosas de la industria alimenticia (entre ellos, directamente como alimento), en distintos campos de la óptica o espectroscópicos y en otras muchas cosas. Hace años se usaba en cantidades tremendas para fabricar tetraetilo de plomo.

El potasio tiene el símbolo químico K, numero atómico 19. Su isótopo potasio 40, que es radiactivo, es el culpable de una buena parte de la radiactividad que se genera en nuestra cuerpo. Al igual que el sodio, tiene funciones importantes para la vida e industrialmente es también muy importante.

Compuestos suyos se usan como fertilizantes en grandes cantidades, básicamente casi toda molécula que contenga potasio que se produce en el mundo sirve para ello. Otros usos que tiene son actuar como substituto para la sal, como conservante, como precursor y reactivo de cosas muy variadas (desde ácidos grasos hasta pólvora), incluso de veneno (véase más abajo el cloruro de potasio) y varias cosas que me dejo.

Otro uso parecido al del litio es el de limpiar el aire de dióxido de carbono.

4 KO₂ + 2 CO₂ -> 2 K₂CO₃ + 3 O₂

K₂CO₃ + CO₂ +H₂O -> 2KHCO₃

No está nada mal, te limpia el CO₂ dos veces y te suelta oxígeno. Se lleva en submarinos y en naves espaciales, pues es mucho mejor que llevar oxígeno además de  que resulta muy facil ir quitando el CO₂ mediante éste método.

Hasta el momento en que escribo lo que lees, es el ultimo alcalino sobre el que Pedro ha escrito.

El rubidio tiene el símbolo químico Rb y número atómico 37, es un elemento que, pese a no ser poco abundante, se conocen pocas fuentes donde encontrarlo sin problemas, cosa que complica las cosas a la hora de buscarle usos económicos.

Científicamente es bastante estudiado para diversas posibles aplicaciones. Actualmente se usa en electrónica, en medicina para realizar tomografías por emisión de positrones, para hacer relojes atómicos, como componente de placas fotovoltaicas y otras cosas.

El cesio tiene el símbolo químico Cs y su numero atómico es 55, es el último alcalino “normal”, y es el elemento estable menos electronegativo, además de tener el mayor radio atómico de los elementos estables. Es tremendamente reactivo, incluso para ser un metal alcalino, y lo hace a una velocidad que da escalofríos. Simplemente al tocarlo con la mano se fundiría, pues es el metal con el punto de fusión más bajo después del mercurio… si no fuera porque antes de eso, simplemente al reaccionar con la propia humedad de la mano, explotaría.

Es bastante menos abundante que sus compañeros, y se parece químicamente al rubidio. Se usa en electrónica, en distintas cosas para la óptica y espectroscopia, también se hacen relojes atómicos con él, se usa en la industria petrolífera, en la medicina y, por fin, ¡se investigan usos para hacer motores espaciales con él!

El francio tiene el símbolo químico Fr y numero atómico 87, y pese a pertenecer al grupo de los metales alcalinos nadie sabe como es debido a que es MUY radiactivo: su isótopo más estable tiene un periodo de semidesintegración de 22… ¡minutos! En otras palabras, rareza y curiosidad de laboratorio con cero propiedades industriales.

Óxidos: Los metales alcalinos son raros para hacer óxidos, solamente el litio es normal en este caso, su óxido contiene el ion O^-2, el ion óxido, que es lo que deberían hacer todos, pero los demás hacen… lo que les da la gana: el sodio da lugar a peróxidos (O₂^-2), los de debajo dan lugar a sustancias con superóxido (O₂^-). Todos estos óxidos, no contentos como están, reaccionan con agua para dar hidróxidos, y otras cosas.

Li₂O + H₂O -> 2LiOH

Na₂O₂ + 2H₂O -> 2NaOH + H₂O₂

2KO₂ + 2H₂O -> 2KOH + H₂O₂ + O₂

Tela marinera, con lo normales y parecidos que son para unas cosas, pero otras… El H₂O₂ es agua oxigenada, peróxido de hidrógeno, que… bueno, ya hablaré de ella cuando toque.

Hidróxidos: Los hidróxidos de los alcalinos son importantes y… peligrosos, ¡cómo no iba a ser así! Son substancias blancas que absorben la humedad bastante rápidamente (cosa que en el laboratorio es una gran complicación), y que en contacto con la piel la atacan, pudiendo producir daños severos según la exposición. Personalmente, he tocado hidróxido de sodio sólido con la mano y bueno, se nota… calorcillo, poca cosa más. En fin, además de lo dicho se tienen que guardar en potes de plástico porque los malditos atacan el cristal (aunque muy lentamente), y en solución tienen la manía de reaccionar con el dióxido de carbono atmosférico. ¡Con lo útiles que son, y las pegas que llegan a tener!

Son muy usados como fuente del ion hidróxido OH^- que, bueno, tiene un papelazo mayúsculo en la química, en el que no entraré. El hidróxido de sodio y de potasio se usan muchísimo por su bajo coste.

Hidróxido de sodio: su fórmula es NaOH y tiene una importancia tremenda: es una de las sustancias inorgánicas más producidas en el mundo. Es más, estoy seguro que alguna vez en tu vida lo has visto, seguro que en disolución. Su otro nombre seguro que te suena más: sosa cáustica.

Tiene cientos de aplicaciones, en los laboratorios se usa a toneladas, casi la mitad de la producción mundial (que es de mas de 50 millones de toneladas) y una cuarta parte del total va a parar a la industria del papel. Se usa hasta en casa para limpiar, desatascar tuberías y otras cosas.

Es la base (explicación cutre y rápida: lo contrario a un ácido) más importante de un laboratorio, se usa hasta en la industria alimenticia para tratar aceitunas, patatas, etc. Y con él se hacen pretzels.

Cloruro de sodio: NaCl, de los primeros compuestos que uno aprende a formular ya desde niño, todo el mundo sabe qué es y lo consume. Históricamente tiene un papel tremendo, la sal es una de las primeras cosas que se comercializaron; hasta cuando te pagan a final de mes algo ha tenido que ver, pues tu salario viene de la sal, debido a que a los soldados romanos a veces les pagaban con sal y de ahí sale la palabra. En la Edad Media la Iglesia Católica hasta tenía controladas todas las minas de sal, una fuente tremenda de poder para entonces.

Dado que el agua de mar contiene un 3% de cloruro de sodio disuelto, se produce simplemente evaporando el agua de mar o de enormes depósitos subterráneos que se formaron por evaporación de lagos subterráneos. Es el mineral más consumido con diferencia, mas de 200 millones de toneladas anuales.

Cloruro de potasio: KCl, mucho menos conocido que su hermano, se obtiene igual y se usa como fertilizante pues es, junto con el nitrógeno y el fósforo, indispensable para el correcto crecimiento de las plantas. Se usa también como substituto de sal. A pesar de todo esto, una dosis elevada intravenosa provoca paros cardíacos, cosa que se usa en algunos lugares para… pues para ejecutar a personas mediante inyección letal.

Por supuesto, hay muchos otros compuestos importantes, por ejemplo, el carbonato de sodio y el hidrogencarbonato (o bicarbonato) de sodio, NaCO₃ y NaHCO₃ respectivamente. El primero se usa para “ablandar” aguas “duras” y el segundo para… hacer pasteles por ejemplo, pues al calentarse liberan CO₂ y hace que el alimento tenga una masa esponjosa.

Bien, esta primera columna es, para mi desgracia, la más sencilla de todas, creo yo, ya podéis imaginaros que es difícil saber exactamente de qué hablaros y hasta qué profundidad tengo que meterme. Espero que hayas aprendido cosas nuevas y puedas a partir de ahora, por ejemplo, ver la palabra metal con otros ojos. Estoy seguro de que cuando oigas la palabra alcalina, sodio o algo por el estilo, sepas mejor a qué se refieren.

En el próximo artículo hablaré de los metales alcalinotérreos, un grupo de elementos cercanos a los que hemos hablado, pero que ya empiezan a ser más normales y menos extremistas.

¡Hasta la vista!

En los artículos anteriores de la serie he introducido varios conceptos y explicado cosas de la tabla periódica; ahora lo que haré será ir columna por columna de la tabla, explicando cosas sobre los distintos grupos y sus componentes. El hidrógeno, los metales de transición y los de transición interna son especiales, y escribiré artículos distintos para ellos.

Veamos, antes de empezar quiero decir unas cuantas cosas sobre los artículos que están por venir. Seguiré siempre la misma estructura: presentaré el grupo en cuestión y sus integrantes, hablaré de las generalidades del grupo para luego pasar por cada elemento, donde os explicaré cosas de él, como sus propiedades, peculiaridades, aspecto, fabricación, compuestos y usos. Debo decir que saber cómo escribir esto me ha resultado un dolor de cabeza, pues nunca estaba satisfecho. Para empezar tenéis que saber que he decidido, un poco arbitrariamente, cuándo hablaré de unos compuestos u otros. Por ejemplo, el cloruro de sodio podría tratarlo cuando toque el sodio o cuando toque el cloro… Y para mejorar aún más las cosas, a la hora de hablar acerca de los usos y sus compuestos del elemento, la cosa se torna un infierno. ¿Os hablo de los usos y comento qué compuestos están ahí dentro, o es mejor hablar de los compuestos y decir para qué sirven?

Trataré el tema bastante inorgánicamente, la química orgánica o del carbono, si la trato, lo haré casi exclusivamente cuando hable del carbono, y de forma muy escueta, no llegaré ni al abc prácticamente, pensad que sólo del carbono hay muchos, muchísimos más compuestos que de cualquier otro elemento, y muchos de ellos, importantes.

Lo que os explicaré aquí no es lo que encontraréis en un libro de bachillerato; de todas formas hay muchas cosas que no comentaré. Por ejemplo, simplemente no puedo pararme a comentar todas las propiedades de los compuestos, mi idea es hablaros del elemento para que sepáis quién es y no os suene a chino; en cuanto a sus compuestos diré poca cosa, siempre y cuando no sean muy importantes.

En fin, empecemos ya con el hidrógeno.

Pedro habló sobre él aquí en su día, sus explicaciones son más bonitas y entran mejor, pero yo os hablaré del hidrógeno más químicamente, cómo se comporta, cómo se produce, aplicaciones y compuestos importantes de él. Vaya, no os hablaré de su descubrimiento, por ejemplo.

El hidrógeno es el elemento más especial de toda la tabla periódica, no tiene un lugar definido y la variedad de sus compuestos es enorme, pero sobre todo lo es la importancia de sus compuestos. Estoy seguro de que hay libros enteros dedicados al hidrógeno, se puede hablar sobre él desde muchos puntos de vista, pues tiene infinidad de aplicaciones, incluso hay cosas que sé que existen pero de las que no comentaré nada por ser totalmente ignorante al respecto (véase el hidrógeno metálico).

Para los que tengan curiosidad, iré nombrando cada vez los elementos del grupo en cuestión y presentaré su símbolo químico y el motivo por el cual se llaman o se abrevian así. El nombre del hidrógeno viene de hydrogenium, que en latín significa” generador de agua”, y su símbolo es H.

Empecemos hablando del átomo de hidrógeno, atentos, porque con hidrógeno me refiero a partir de ahora a átomo de hidrógeno. Es el elemento con el átomo más simple y también el más abundante de la naturaleza. Tiene un solo protón en el núcleo y un solo electrón, y en su forma más abundante no tiene nada más. Tiene otros dos isotopos aparte, que son bastante importantes en la química y en la física. El protio, como decimos el más abundante, tiene un protón; el deuterio tiene un neutrón junto al protón y el tritio tiene dos neutrones junto al protón. Tan importantes son que tanto el deuterio como el tritio tienen símbolo químico propio, D y T respectivamente, a pesar de no ser en realidad elementos distintos.

El hidrógeno atómico es muy, muy ligero, tanto que la diferencia de masa entre sus isotopos es enorme. Pensadlo, el protio tiene un protón y el deuterio un protón y un neutrón, y los neutrones tienen casi la misma masa que los protones… Es decir, ¡tiene casi el doble de masa! Y el tritio, en consecuencia, casi el triple. Esta diferencia de masa se nota: las propiedades físicas son relativamente distintas (las químicas no tanto).

Diferencia de tres propiedades físicas de los hidrógenos moleculares según sus isotopos.

El deuterio tiene una abundancia del 0,015%, el tritio es muchísimo menos abundante… pero es que es inestable, radiactivo. La abundancia del deuterio, aunque pueda parecer poca, no lo es tanto.

Ambos isótopos forman enlaces más fuertes que el del protio, y esto se puede aprovechar para acumularlos de distintos métodos, por ejemplo, electrolizando agua. Si se electrolizan 30 litros de agua hasta reducir el volumen a 1 ml, el liquido que queda es casi en su totalidad agua pesada, que es agua en la que sus hidrógenos son átomos de deuterio. Esta agua, que puede llamarse óxido de deuterio o agua deuterada, tiene la fórmula química de D₂O y difiere en todas sus propiedades físicas del agua normal. Es útil como disolvente cuando se quieren estudiar átomos de hidrógeno de un soluto, pues no hay otros átomos de hidrógeno “normales” de por medio que molesten. Hace unas semanas usé yo mismo en el laboratorio cloroformo deuterado para hacer una resonancia magnética nuclear de una muestra que contenía hidrógeno (aunque esto queda muy “cool” así escrito, la verdad es que fue un experimento tremendamente simple).

Os dejo otra tabla con diferencias entre esta agua deuterada y la normal:

Diferencia de propiedades entre agua y agua pesada.

Disculpad el idioma, pero es la versión más completa que he encontrado. No, yo tampoco sé exactamente cuales son todas esas magnitudes y unidades, pero no hace falta que las entiendas todas, sólo están para que veas las diferencias ente una y otra.

El tritio es radiactivo, con una vida media de 12 años, bastante corta, como puedes ver. Lo normal sería que se hubiese desintegrado todo, pero está en constante formación en la atmósfera debido al impacto de rayos cósmicos (también puede ser sintetizado artificialmente).

El hidrógeno, ya en general, tiene una configuración electrónica 1s, y, la verdad, si bien prefiere ganar un electrón mediante un enlace covalente, en realidad tanto le da, es común encontrárselo de distintas maneras. Es muy común el ion H⁺ , el cual es… un protón, y así suele llamárselo. Debo señalar que pese a que es un ion muy estudiado y siempre se escribe así, NO es estable y no se le encuentra así en la naturaleza, lo que ocurre es que suele unirse a otras moléculas, comúnmente agua, formando el ion H₃O⁺ , el cual se llama hidronio u oxonio, pero es muy cómodo ignorar este hecho, ya que simplifica las cosas y los resultados son los mismos. Si escribo algún día una serie de ácidos y bases (o de equilibrio químico), cosa que no me extrañaría, esto lo hablaré entonces.

Lo importante es darse cuenta de que es un átomo bastante polivalente aún con su preferencia por enlaces covalentes. Como sólo le falta un electrón para tener una configuración 1s² , la del helio, hará UN enlace covalente.

Ahora, y atención, hablaremos del hidrógeno diatómico, es decir, la molécula de H₂ . Tengo que señalar que al hidrógeno puede encontrársele por el universo de muchas y diversas formas, pero que es algo de lo que no creo que pueda hablaros, es por eso que me centraré en el gas.

El H₂ , llamado hidrógeno a secas, hidrógeno gaseoso o dihidrogeno, es un gas inflamable, incoloro e inodoro, tiene una temperatura de fusión de -253ºC y solidifica a los -259ºC, temperaturas muy bajas debido a que los átomos de hidrógeno no tienen electrones con los que interactuar con los átomos vecinos. Es el gas más ligero, tanto que es muy poco abundante como tal en nuestro planeta, pues tiende a desplazarse a las partes altas de la atmósfera.

Se trata de un gas poco reactivo debido a su fuerza de enlace, que es bastante elevada; además, muchas de sus reacciones son muy lentas… que no quita para que no reaccione, y de forma peligrosa, pues si se mezclan hidrógeno y oxigeno y hay una chispa la cosa explota… ¡y de qué manera!

2H₂ + O₂ -> 2H₂O

Es lo que ocurrió en el Hindenburg; al ser un gas tan ligero se lo aprovechaba para hacer flotar los dirigibles, pero claro, eso tiene sus pegas.

Y por estable que sea, el hidrógeno reacciona con violencia con por ejemplo, flúor.

Aun así las reacciones del hidrógeno en general necesitan “ayudas”, en forma de chispas, de altas temperaturas o de catalizadores.

Síntesis del hidrógeno

Como ya he dicho, el hidrógeno gaseoso no se encuentra andando por el campo, se tiene que fabricar. En el laboratorio la cosa es muy simple, basta con atacar metales mediante ácidos, sólo que el gas que se obtiene no es muy puro y sale a cuenta comprarlo directamente. El problema está cuando se quiere ganar dinero con el proceso, o si se necesita un coste mínimo, pues la cosa ya no es viable de esta manera. Industrialmente hay varias rutas para obtenerlo, pero os explicaré la que yo me sé y la más extendida, que es bastante barata y consiste en las dos siguientes reacciones.

CH₄ + H₂ O -> CO + 3H₂

CO + H₂ O -> CO₂ + H₂

CH₄ es metano, gas natural, CO es monóxido de carbono (gas del que ya hablaré en su momento), el caso es que la mezcla de H₂ y CO es difícil de separar por lo que hace falta la segunda reacción y… ¿os habéis fijado en las pegas? Luego hablaré de ellas.

Hay muchas otras rutas, por ejemplo se puede obtener mediante electrolisis y se obtiene de gran pureza, pero es algo más caro.

Por cierto, creo que es interesante que os comente que hay bacterias que son capaces de producir hidrógeno como producto de su metabolismo.

Usos del hidrógeno

-Reducción de metales: Apunte: ¡reducir es lo contrario de oxidar! Si reducimos el hierro del oxido de hierro ¡obtenemos hierro metálico! Sí, no me he equivocado, el hierro del oxido de hierro. De esto podría (y lo haré algún día) escribir unos cuantos artículos, pero es simplemente para no tener que ir aclarándolo en éste y los siguientes artículos.

CuO + H₂ -> Cu + H₂O

Esto es bastante útil pero hay que tener en cuenta que el hidrógeno se tiene que fabricar y no todos los metales se reducen tan fácilmente.

-Síntesis del amoníaco: ¿sólo del amoníaco? No, pero cabe destacar la sintesis del amoníaco pues merece una mención aparte. Es una reacción MUY importante, que trataré cuando le toque al nitrógeno, se usa para hacer, obviamente, amoníaco, NH3, aunque es una reacción muy lenta. El amoníaco es un compuesto muy importante debido a… no, esto tocará cuando hable del nitrógeno.

-Síntesis de diversos compuestos: pues eso, ácido clorhídrico, metanol…

-Hidrogenación de productos insaturados: un uso muy extendido del hidrógeno es el de convertir grasas líquidas insaturadas (aceites comestibles que tienen dobles o triples enlaces entre átomos de carbono) a grasas sólidas saturadas y parcialmente saturadas (margarinas). Básicamente, convierte dobles o triples enlaces en enlaces simples.

H₂C=CH₂ + H₂ -> H₃C-CH₃

Dentro de este uso podríamos incluir el refinamiento del petróleo, proceso que requiere de mucho hidrógeno.

-Moderador en centrales nucleares: más que de hidrógeno hablamos de deuterio, una molecula de D₂ . El uso es ése, como moderador: ayuda a frenar los neutrones evitando una reacción en cadena.

-Procesos nucleares: desgraciadamente las bombas más poderosas jamás construidas son las llamadas bombas de hidrógeno. A diferencia de las cabezas nucleares usadas en Hiroshima y Nagasaki, éstas liberan mucha más energía y usan un proceso de fusión, pues usan los isotopos del hidrógeno para fusionarlos. Lo bueno del asunto es que el proceso puede, o se podrá usar algún día, para tener centrales de fusión nuclear que, bueno… son aplastantemente superiores a las centrales nucleares actuales con muchos más pros y muchos menos contras.

-Usos en la medicina: el tritio es radiactivo y se usa en la medicina como rastreador debido a su radiactividad y debido a que solo emite rayos β poco energéticos.

-Soldaduras: hay un método de soldadura en el que se emplea una atmósfera protectora de hidrógeno, se llama soldadura de hidrógeno atómico y se usa cuando se requiere llamas de temperaturas muy altas.

-Aplicaciones energéticas: Aviso de que el hidrógeno NO es una fuente de energía si no hablamos de energías nucleares de fusión. Recordad: el hidrógeno y el oxígeno juntos no se llevan muy bien, la cosa alcanza puntos ciertamente “explosivos”… tanto que se usa esta reacción para enviar cohetes al espacio.

2H₂ + O₂ -> 2H₂O

Uno de los motores principales del transbordador espacial en fase de pruebas en el que se puede ver lo poco visible que es la llama. Sacado de la wikipedia.

Como curiosidades, la combustión del hidrógeno puro da lugar a llamas casi invisibles para el ojo humano, los colores que pueden observarse son debidos a impurezas; además, las llamas tienden a ascender rápidamente, lo que hace la reacción menos peligrosa que otras.

Sí, se usa (o suele usarse o al menos antes se hacía) oxígeno e hidrógeno líquidos para poner en órbita lo que nos interese. Además, actualmente el hidrógeno es interesante para vehículos más convencionales. El problema es que transportar el hidrógeno como gas requiere recipientes con paredes muy gruesas que aumentan la masa del vehículo y por tanto el consumo. El hidrógeno líquido sería mucho mas eficiente pero hay que tenerlo a ¡menos de -253ºC! Lo que se puede hacer es transportar compuestos de hidrogeno específicos que lo liberen en forma del gas diatómico en ciertas condiciones (por ejemplo al calentarse). Una cosa que sí se está investigando mucho son las pilas de hidrógeno, tanto que incluso ésta idea se usa en algunos coches movidos por hidrógeno.

Para acabar de rematar el asunto, ¿recordáis cuál es el método más extendido de fabricar hidrógeno del cual comentaba que había una serie de pegas? La primera es que se necesita gas natural, y segundo, que en la fabricación se obtiene, junto al hidrógeno, dióxido de carbono. Lástima, pero sólo por esto ya no se puede considerar un combustible limpio. Os recuerdo que puede fabricarse mediante otros métodos, pero principalmente se hace de esa manera.

-Refrigerante: el hidrógeno se puede usar como refrigerante, tanto en estado líquido como gaseoso. Tenerlo en estado líquido es caro, las temperaturas tienen que ser muy, muy bajas. Al igual que el helio, líquido se usa para enfriar sustancias a temperaturas tan bajas como para tener superconductores. El hidrógeno gaseoso tiene propiedades muy interesantes para usarlo como refrigerante: es poco denso, poco viscoso, tiene un alto calor específico (vaya, que se requiere de mucha energía para subirle la temperatura) y la conductividad térmica más elevada de todos los gases. Se usa mucho en centrales eléctricas como tal.

Compuestos del hidrógeno.

Tengo que decir que el hidrógeno nos lo podemos encontrar en todas partes y en multitud de importantísimos compuestos, y cuando digo ésto es porque de verdad que se encuentra en todas partes. Para empezar tenéis que saber forma parte de casi todos los compuestos orgánicos, sólo por éste motivo ya entra en el podio de elemento con más compuestos, luego hay sus otros compuestos que son los que os hablaré ahora. Ni que decir que será algo muy general, hay casos concretos o excepciones que ni comentaré a menos que sean muy importantes.

Los compuestos binarios del hidrógeno, o sea, en los que hay dos elementos, suelen llamarse hidruros. El hidrógeno tiene una electronegatividad relativamente alta, mayor que la media de los elementos, por lo que puede formar hidruros con casi todos los elementos. Los hidruros pueden tener distinta naturaleza, pueden ser iónicos, covalentes o metálicos depende de con quien se junte.

Debido a su carácter no metálico débilmente electronegativo, puede formar compuestos iónicos (que como ya dije, son empaquetamientos de iones de cargas opuestas como el NaCl) con metales muy electropositivos (es decir, muy poco electronegativos), éstos son los hidruros iónicos.

Los hidruros covalentes son los que se forman con el resto de no metales, sólo que cuándo el otro átomo es más electronegativo ya no usamos el término hidruro.

Los hidruros iónicos  son sólidos normalmente blancos formados por los metales de los grupos 1 y 2, los alcalinos y alcalinotérreos. Estos sólidos contienen el ion hidruro, H-. Suelen ser muy reactivos, tienen bastante mal humor en general con lo que se le acerque, reaccionan incluso con el agua, y de forma violenta. Al ser calentados en presencia de oxigeno incluso arden. Su alta reactividad se aprovecha para, al igual que el propio gas hidrógeno, reducir metales. Bueno, metales y muchas otras cosas, la verdad. De aquí hablaré en su momento del LiH, CaH2 y puede que alguno más.

Los hidruros metálicos son sustancias a las que no quiero ni puedo entrar, por ser bastante mas complejos y raros (que no significa que no sean útiles . Se forman junto a algunos metales de transición, incluidos algunos lantánidos y actínidos, con otros metales no se forman estos compuestos. Tomáoslos como una curiosidad.

Los hidruros covalentes son los más abundantes e interesantes. Todos los elementos no metálicos  a excepción de los gases nobles, forman hidruros, y también se forman hidruros con metales débilmente electropositivos (el estaño, por ejemplo). Casi todos ellos necesitan “ayuda” para sintetizarse, pues ya he dicho que el hidrógeno no es muy reactivo.

Hay algunos de estos compuestos que no forman moléculas, sino que  forman polímeros, como por ejemplo el borano, que lo podemos encontrar como tal o como diborano, etc. Pero bueno, otra curiosidad, al menos en este artículo.

Los que se forman con el resto de no metales suelen ser gases a temperatura ambiente y agrupan compuestos tremendamente importantes: agua, amoniaco, ácidos hidrácidos… Hablaré de todos ellos en su momento. Los hidruros de carbono agrupan un sinfín de moléculas llamadas hidrocarburos, que se estudian en química orgánica, de los que hablaré más cuando toque hablar del carbono. ¿Quién no conoce el metano, propano, butano…? Todos ellos, por cierto, quieren oxidarse, pero afortunadamente la cosa es muy, muy lenta… hasta que se acerca una chispa. Sí, cierto, en este artículo me estoy dejando deberes para el futuro en grandes cantidades.

Los compuestos como el agua, el amoniaco (NH₃ ) y otros NO se llaman con el nombre de hidruros debido a que el hidrógeno NO es el átomo más electronegativo, éstos compuestos tienen o nombre propio o siguen otra nomenclatura (ácido clorhídrico, por ejemplo), además de ser bastante importantes todos ellos..

Aunque no hablaré de estos compuestos aquí  para variar, debo señalar un detalle que sí es muy importante y que es cosa exclusiva del hidrógeno. Estos compuestos tienen puntos de ebullición bastante más elevados de lo normal, el agua debería ser gas a temperatura ambiente, y no lo es, por fortuna. Señoras y señores, quiero presentaros un fenómeno increíblemente importante llamado puente de hidrógeno. Este fenómeno puede complicarse si nos adentramos en aguas profundas, así que me quedaré con la definición más básica: son interacciones intermoleculares atractivas, entre dipolo-dipolo relativamente fuertes, pero más débiles que un enlace covalente.

Básicamente, al haber una diferencia de electronegatividad entre dos átomos, el que lo es más atrae la densidad electrónica del enlace hacia él y se crea un dipolo, el átomo más electronegativo tiene una carga formal negativa y el otro átomo tiene una carga formal positiva. En el caso del agua nos encontramos con dos hidrógenos con densidad de carga positiva, los cuales se sienten atraídos por las densidades de carga negativas de los oxígenos vecinos, por lo que acaban habiendo pequeñas y débiles uniones entre moléculas.

Cuatro puentes de hidrógeno entre 5 moléculas de agua. Fuente: Kalipedia.

Los puentes de hidrógeno son los culpables del “altísimo” punto de fusión y ebullición del agua y de otros productos, de la alta capacidad disolvente del agua, de que el hielo sea menos denso que el agua líquida… ¡le da hasta la forma al ADN! Tienen también importantes papeles en el pliegue y conformación de las proteínas. Menos mal que están ahí, los humildes puentes de hidrógeno…

Fuera ya de los compuestos binarios, el hidrogeno forma parte de más compuestos que, bueno… son tremendos. Por ejemplo, el ácido sulfúrico, muy, muy, pero MUY importante.

Como veis, hay mucho por contar. Muchos compuestos no los he tratado en este artículo, cosa que me obligará a hacerlo más adelante, y, como vei,s no son pocos los que he aplazado. A esto, sumarle que de los otros grupos hay muchas, muchísimas cosas para decir por sí solos. Por supuesto hay muchos aspectos que no he comentado y que seguramente ni conozco, si alguien está especialmente interesado en que añada alguna cosa en concreto, que lo pida.

Nos vemos en el siguiente artículo con los metales alcalinos.

Antes quiero hacer un pequeño inciso: la IUPAC, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, se dedica, entre otras cosas, a sistematizar y ponerle nombres a las cosas. El problema está en que en química hay millones de cosas con nombres, los químicos salimos del todo el mundo, y, la verdad, hacemos lo que nos da la gana. En la química orgánica esto llega a niveles de pesadilla, un compuesto increíblemente simple puede llegar a tener una cantidad de nombres ingente. Esto lo digo porque yo os diré algunas cosas y citaré algunos nombres que quizá veáis que no se respetan (o no los respeto yo) en otro sitios. Por ejemplo, los lantánidos y actínidos, la IUPAC recomienda que se les llame lantanoides y actinoides… pero no he oído nunca a nadie usar ese nombre, y a mí no me gusta.

Versión larga de la tabla periódica, con los actínidos y lantánidos en sus lugares correspondientes.

Como sabéis, la tabla está ordenada en orden creciente de número atómico pero, ¿por qué tiene esa forma tan peculiar, y no es un cuadrado? La forma que tiene no es casualidad. También os habréis fijado en que los lantánidos y actínidos suelen estar fuera de la tabla, como si fueran distintos, los pobres. Muchos ya lo sabréis, pero lo cierto es que su lugar en la tabla no es ése: el lugar en el que deberían estar es en el cual están colocados en la tabla periódica de más arriba.

En la tabla que pongo a continuación veréis que está dividida en grupos según su configuración electrónica, o, mejor dicho, según la configuración electrónica de los electrones externos. Por ejemplo, en la parte de la izquierda del todo nos encontramos con todos los elementos que tienen los electrones externos en los orbitales s (menos el helio, que es “especial” y no se encuentra ahí). Ya hablaremos de los grupos más adelante.

Tabla periódica dividida en grupos según configuración electrónica de los electrones más externos.

Con esta tabla periódica es muy fácil ver el motivo por el cual los elementos están ordenados de esta manera y no de otra. Cuando hable, dentro de poco, de las propiedades periódicas, veréis que este ordenamiento es de todo, menos al aleatorio.

Por cierto, si buscáis bien, veréis que hay bastantes tipos de tablas periódicas, las hay en espiral, otras ampliadas, divididas en grupos, otras que destacan su abundancia en la Tierra, etc.

La tabla periódica está dividida en distintas filas y columnas: las columnas son los grupos, las filas, periodos. El comienzo de un nuevo periodo corresponde a la introducción de un electrón en el orbital s de un nuevo número cuántico principal (recordad, n). Para que lo veáis, en la tabla periódica hay 7 periodos, y en cada periodo, si os fijáis, a la izquierda del todo podéis ver cómo se encuentran los orbitales s, y conforme bajas por la tabla aumenta n. El número de elementos en cada periodo es el número de electrones necesarios para llenar esos orbitales. También podéis fijaros que n es el mismo para los orbitales s y p, pero una unidad menor para los d y 2 para los f (que recuerda que están situados en los periodos 6 y 7).

Los elementos más típicos y representativos son los que están en el bloque de los orbitales s y p, los del grupo d y f son los metales de transición y los metales de transición interna (o actínidos y lantánidos) respectivamente.

La tabla periódica que pongo a continuación, aparte de tener muchos números, es muy útil porque en cada celda de los elementos está incluida su configuración electrónica, justo encima del nombre del elemento. Todos los grupos (recuerda: columnas) tienen elementos con comportamiento similar, debido a que tienen todos configuraciones electrónicas parecidas; aun así recuerda que todos los elementos tienen sus peculiaridades, pero ya veréis que para determinados grupos podremos generalizar algunas cosas.

Los grupos se enumeran del 1 al 18; antes se usaba un sistema de números romanos y letras que personalmente encuentro un follón, encuentro más fácil sólo números. Los metales de transición interna no tienen un grupo numerado, por cierto. Esto es debido a que son muy parecidos entre ellos, más por periodo que por grupo; por eso se les agrupa y se les saca fuera, aparte de que la tabla queda mas cómoda sin ellos dentro.

El hidrógeno (Z=1) y el helio (Z=2) son dos elementos anómalos. Si bien el hidrógeno está bien situado según su configuración electrónica, su comportamiento es un tanto único y distinto al del grupo al que pertenece; sin embargo el helio es justo al contrario: no está donde le correspondería según su configuración electrónica, pero sus propiedades concuerdan muy bien en el grupo en el que está, el 18. El hidrógeno, por cierto, os lo podréis encontrar en distintos lugares según la tabla periódica que miréis, debido a su comportamiento único. Es suficientemente especial como para que le dedique un artículo para él solito.

Muchos grupos tienen nombre.

En esta serie les dedicaré un artículo a cada uno de ellos, así que los revisaremos juntos y con calma. El grupo 1 (sin tener en cuenta el hidrógeno) son los metales alcalinos, el 2, los metales alcalinotérreos, los grupos 13, 14, 15 y 16 suelen llamarse grupos del boro, del carbono, del nitrógeno y del oxigeno respectivamente, el grupo 16 tiene el poco común nombre de calcógenos, pero es muy poco usado, el grupo 17 són los halógenos y el 18, por fin, los gases nobles. El resto de la tabla son los metales de transición junto a los de transición interna.

Antes de nada, hay que saber que cuando se habla de los elementos en términos generales, pese a que no se dice siempre, se habla de ellos en condiciones TPEA, temperatura y presión estándares ambientales, 25ºC y 100kPa (casi 1 atmosfera, casi). Como podréis ver en muchas tablas, casi todos los elementos en esas condiciones son sólidos, sólo nos encontramos con 2 liquidos y 11 gases. La temperatura es importante dejarla bien clara porque hay dos metales, cesio y galio, que funden a 30 grados los dos, más o menos.

Hay una manera muy general de dividir la tabla: metales y no metales.

Ésta puede parecer muy simple pero, ¿qué es un metal? No es tan fácil el asunto, la verdad, y como en muchas otras cosas, la línea que separa unos de otros no es tan clara. A simple vista es muy tentador pensar características que puedan decir que algo es un metal, como la densidad, la dureza, el aspecto brillante, maleabilidad, ductilidad, conductividad térmica…

Pero el caso es que hay metales poco densos, metales muy blandos, substancias con aspecto metálico que no lo son, metales no muy dúctiles o maleables y no metales muy buenos conductores del calor.

¿Conductor? ¿Y de la electricidad? Aquí tenemos un buen criterio, pero, señoras y señores, ¡atentos!, conductividad eléctrica tridimensional, porque, cómo no, también hay elementos que conducen la electricidad bien y no son metales… pero lo hacen, por ejemplo, bidimensionalmente. El ejemplo más claro es el grafito, que es carbono.

El metal que mejor conduce la electricidad es la plata, mientras el uranio es el que peor la conduce; la diferencia entre ellos es grande, pero la diferencia entre el uranio y cualquier elemento no metálico conductor es abismal, en comparación. Para volver a tocar las narices, es importante que las condiciones de presión y temperatura estén bien claras, pues, a poca temperatura, al menos el estaño ya no la conduce (esto es una peculiaridad de este elemento en la que no entraré) y, a mayor presión, el yodo sí lo hace. Una buena manera de distinguirlos es la dependencia de la conductividad eléctrica con la temperatura, pues ésta disminuye rápidamente conforme aumenta la temperatura con los metales y con los no metales es al revés, aumenta con la temperatura.

Para los químicos son más importantes las características químicas del elemento en cuestión, en particular la tendencia a formar enlaces o la preferencia para formar cationes (iones con carga positiva). Sea cual sea el criterio que utilicemos, siempre habrán elementos que estarán en la frontera entre metal y no metal. Estos elementos que aparecen entre metales y no metales en la tabla periódica superior son conocidos como semimetales, antiguamente, y por fortuna ya no, conocidos también como metaloides. Estos, como supongo que ya queda claro por su nombre, no son metales ni no metales, sino que tienen propiedades entre ambos grupos.

En fin, una propiedad química muy común entre los metales, a pesar de que no siempre es cierta, es que tienen tendencia a ceder electrones, es decir, suelen formar cationes. Los no metales suelen formar aniones, pero, lo dicho, no es una regla, aunque va muy bien para hacer una clara distinción inicial entre ellos.

Propiedades periódicas

Por fin, veámoslas. Que yo sepa las propiedades periódicas no suelen ser muy conocidas, pese a ser muy importantes. También debo decir que, según en qué sitios mires, encontrarás unas u otras, la verdad es que hay varias que están relacionadas.

Propiedades metálicas. Es sobre lo último que hemos hablado. Básicamente, en general aumenta hacia la izquierda y hacia abajo en la tabla periódica. En otras palabras, cuanto menor sea el grupo y mayor el periodo del elemento en cuestión, más carácter metálico tendrá éste en general. Los metales alcalinos podrían considerarse como los metales más metálicos, pues sus propiedades son de diccionario, casi, casi.

El radio atómico. Básicamente se podría definir  como el tamaño de un átomo, a mayor radio, mayor volumen. Si recordáis lo que os expliqué en el artículo anterior, sabréis que la posición de los electrones la definimos en términos de probabilidad, es decir, no hay una frontera entre átomo y “no átomo”. Es por eso que no hay una sola definición de radio atómico, sino que hay varias definiciones. Por un lado, tenemos el radio covalente, que es la mitad de la distancia que hay entre dos núcleos iguales unidos mediante un enlace covalente. Veámoslo con un ejemplo, con valores inventados: si tenemos la molecula H_2, medimos la distancia entre los dos núcleos y obtenemos un valor de 3, entonces el radio covalente del átomo de hidrógeno es 1,5. Otra definición es el radio de van der Waals, que es lo mismo que el radio covalente sólo que en este caso los dos átomos NO están unidos mediante ningún enlace. El radio metálico es igual, sólo que se usa para los átomos que se encuentran en un metal sólido. El radio iónico es de nuevo lo mismo, pero con los iones de los átomos, cosa que tiene más chicha, ya que no hay un solo ion por átomo. De este último hablaré por separado.

El que suele utilizarse normalmente es el radio covalente. La imagen siguiente contiene el radio atómico en angstroms (10^-10m) de los grupos principales.

Radio atómico de los grupos principales. La fuente son mis apuntes.

Observad la tendencia: cuanto más arriba y a la derecha, más pequeño resulta ser el átomo, y al revés. Lo normal sería pensar que el radio atómico debería crecer conforme aumenta el número atómico, pero no sólo no resulta así, sino que dentro del mismo periodo el radio disminuye. Si has estado atento, quizá puedas saber ya por dónde van los tiros, la configuración electrónica entre otras cosas. Lo mejor es usar ejemplos para ver cuál es el motivo.

Pero antes tengo que introducir un nuevo concepto, la carga nuclear efectiva, Z_f. Veréis, aunque un átomo tenga 20 protones, no todos los electrones sufrirán la misma atracción. Esto es debido al efecto pantalla o apantallamiento. Este efecto es lo que parece a simple vista: es la atenuación de la carga nuclear debido a la presencia de electrones entre los protones y los electrones más externos. Vaya, que un electrón más externo sentirá una carga nuclear menor a la real, la carga que siente es la carga nuclear efectiva.

¡Ejemplos! Empecemos con el litio, este elemento tiene una configuración electrónica 1s² 2s. El tamaño aparente del átomo depende del tamaño del último orbital, el más externo, en este caso el 2s. El electrón de este orbital no siente una carga nuclear de 3, sino menor, debido al apantallamiento provocado por los dos electrones más internos. El berilio, que está justo al lado del litio, tiene un protón más y su configuración electrónica es 1s² 2s². El orbital más externo es el mismo que el del litio, por lo que el radio atómico no debería ser mucho mayor que el del litio, incluso debería aumentar debido a las repulsiones electrónicas… ¡pero ahora tenemos un protón más en el núcleo y el electrón añadido está en el mismo orbital! En consecuencia, el orbital se contrae, y el resultado es ¡un radio atómico menor!

Conforme se sigue un periodo, la contracción aumenta, todos los orbitales se contraen conforme aumenta Z hasta que n aumenta debido a que se han llenado ya todos los orbitales de ese nivel energético. A la que el número cuántico n principal aumenta, el tamaño del orbital del que hablemos siempre será mayor que el de n menores, sumado al mayor tamaño del orbital externo, todos los electrones que antes eran externos ahora pasan a ser internos y ahora apantallan los externos, por lo que la diferencia de radio atómico de un gas noble y el elemento con Z inmediatamente superior es muy grande. Básicamente, al pasar de la derecha de la tabla periódica a los elementos de la izquierda pasamos de tener un atomillo a tener un señor átomo.  Todo esto se complica conforme aumenta Z, empiezan aparecer los orbitales d,  que no apantallan tan bien como los otros orbitales, los átomos tienen distintas anomalías en sus configuraciones electrónicas, ocurren efectos relativistas, etc. Pero, en general, la tendencia es la siguiente: cuanto mayor Z y menor grupo, mayor radio atómico. En resumidas cuentas, cuanto más abajo y a la izquierda de la tabla, más grande es el átomo en cuestión.

Supongo que todos imagináis que la importancia del radio atómico es tremenda: distancias de enlace, densidades, etc. Más adelante veremos su importancia a la hora de reaccionar… Vamos, que toda esta explicación no es por gusto.

Densidad en función de Z. Obtenido de http://www.acienciasgalilei.com/qui/formularios/propiedades-atomo.htm

Esta propiedad (el radio atómico) es muy importante para explicar otra de las sustancias, ya hablando de cosas macroscópicas: la densidad de los elementos. Es muy fácil de entender que un elemento con mayor Z y poco radio atómico será mucho más denso que un atomo muy ligero y con radio atómico alto. Gráfico al canto a la izquierda. Se ven claramente las periodicidades, también pueden observarse alguna que otra anomalia, como la del cerio, pero en general se ven las tendencias.

En los metales de transición es una propiedad interesante de la que hablaré en su correspondiente artículo. Por supuesto, hablar de la densidad de los elementos es algo difícil de comparar para según qué elementos, pues hay elementos que son gaseosos, otros no siempre se combinan de la misma manera, etc, pero lo interesante era fijarse en una propiedad que sí puedes observar. Curiosidades: el hidrógeno es el elemento más ligero y el gas de hidrógeno es el gas más ligero que existe. El osmio y el iridio son dos metales muy, muy densos, los cuales suelen aparecer al unísono como metal más denso, si bien a mí me enseñaron que lo es el osmio. Además de su densidad tremenda, son tremendamente raros.

Comparativa entre radios atómicos e iónicos de distintos átomos. Observad el cambio entre los metálicos como el litio (Li) y los no metales como el flúor (F).

Volviendo a radios, el radio iónico, como ya he dicho, lo comento aparte porque, al igual que el radio covalente, es muy importante. Es fácil imaginarse las consecuencias de la formación de algunos iones, un átomo grande, metálico, con un solo electrón externo y que lo pierde, es fácil imaginarse que lo que tendremos es un átomo con carga positiva y de un tamaño menor. Y lo mismo va para un átomo de la derecha de la tabla, pero justo al revés. En la imagen de la derecha, una pequeña comparativa de tamaños; observad que algunos elementos pierden o ganan electrones. Esto es muy importante, porque hay bastantes sustancias formadas básicamente como un apelotonamiento de iones, conocidas como sustancias iónicas.

Esto, aunque pueda resultar un poco chocante al principio, es algo que hay que saber: el enlace iónico NO existe. Una sustancia como la sal común, NaCl, no es más que un apelotonamiento de Na⁺ y Cl^-, entre ellos sólo hay atracción entre cargas, no hay enlaces. Pero que la cosa sea así no les resta importancia, hay multitud de sustancias iónicas y muchas de ellas muy importantes, y, por supuesto, el tamaño de los iones que las forman es muy importante. Naturalmente, un átomo tiene o puede tener varios radios iónicos, dependiendo de los electrones que pueda ganar o ceder. El sodio, Na, siempre pierde uno, el oxigeno, O, suele (que no siempre) ganar dos.

Gráfico de la energía de ionización. Puede observarse la tendéncia general junto con las distintas anomalias entre picos.

Energía de ionización. Es la energía que hace falta para arrancarle el electrón más externo a un átomo. Lo general es que cuanto mayor es un átomo, más fácil es arrancárselo. A los gases nobles, que no suelen reaccionar con nada, que tienen todos los orbitales llenos y son relativamente pequeños, cuesta una barbaridad quitarles un electrón. Podemos hablar, por supuesto, de la primera energía de ionización, segunda, tercera, etc. Como siempre, es más fácil arrancar electrones externos que están muy solos. El litio, con configuración electrónica 2s, está prácticamente chillando para que se lo quiten, pero su segunda energía de ionización es enorme; el flúor, que la tiene 2s² 2p⁵ y al que sólo le falta un electrón para completar sus orbitales, no quiere perderlo, ¡quiere ganarlo! En consecuencia, su energía de ionización será bastante elevada. Como en todas las propiedades, nos encontramos con anomalías y cosas que se salen de las tendencias generales. En general, la energía de ionización varía al contrario que el radio atómico: cuanto mayor es Z y mayor el periodo, menor es la energía de ionización. Esta propiedad es indicadora de la capacidad de un elemento para formar cationes. Su contraria es la siguiente propiedad.

Afinidad electrónica. En esta propiedad suelen haber unos follones interesantes por culpa del signo. Veamos: la afinidad electrónica es parecida a la energía de ionización, pues es la energía necesaria para agregar un electrón al orbital desocupado de más baja energía de un átomo libre. En otras palabras, si buscas valores de afinidades electrónicas te encontrarás con que a veces aparecen con signo positivo y otras veces con signo negativo, no hay más que comparar las paginas de wikipedia en español y en ingles. Esto es debido al sentido en el que se considera la reacción. Me explico: si es positivo indica la energía que hace falta para arrancarle un electrón a un anión, si es negativa es la que he descrito más arriba. Aviso que para los químicos un signo negativo en una energía implica que es una energía que se desprende del sistema, en este caso añadir un electrón a un átomo suele ser un proceso exotérmico. ¡Esto incluye los átomos alcalinos como el litio y sodio! Aparentemente, esto parece ser contradictorio con lo que se suele enseñar, pero hay que tener en cuenta que la formación de un anión de un átomo no metálico suele ser un proceso muchísimo mas exotérmico.

Como siempre, anomalías por doquier. El berilio, por ejemplo, lo es muy poco y es debido a que los electrones del orbital 2s apantallan a cualquier electrón que quiera añadirse al orbital p, mientras que el carbono tiene más afinidad electrónica de la que debería, debido a que si gana un electrón tendrá el orbital 2p lleno hasta la mitad, una configuración más estable de lo normal y eso hace que el átomo tenga más ganas de lo normal de ganar electrones, la misma razón por la cual el nitrógeno, con configuración 2p³ tenga tan pocas ganas de ganar electrones.

Al igual que en las energías de ionización, podemos encontrar afinidades electrónicas para uno, dos o más electrones, cosa que puede ser interesante. Por ejemplo, la formación del ion O^- es un proceso bastante exotérmico, pero pasar del O^- al ion óxido, O^-2- es muy endotérmico, lo cual resulta una sorpresa, pues ese ion sí que existe… pero claro, solamente puede hacerlo si tenemos al lado alguna fuerza de mayor magnitud, como lo es la formación de una red cristalina.

Electronegatividad en la escala de Pauling.

Electronegatividad. Ya la última propiedad periódica… ¡queda poco! Es la propiedad de un átomo de atraer un electrón o de desplazar la densidad electrónica de otro u otros átomos hacia él. Que quede claro que es un concepto relativo, no se puede medir de forma absoluta, así que los números que podéis encontrar son números arbitrarios que se usan para poder compararse entre ellos, además de que hay varias escalas (yo usaré la de Pauling).

Por ejemplo, el átomo más electronegativo, el flúor, tiene una electronegatividad de 4, simplemente 4, lo que significa que es mas electronegativo que el oxígeno, que la tiene de 3,4.

Veamos un ejemplo: el HCl, ácido clorhídrico (lo que tienes en el estómago, junto a otras cosas). Entre los dos átomos (H y Cl) hay un enlace covalente (muy burdamente, el cloro y el hidrógeno comparten un electrón cada uno), pero la densidad electrónica está desplazada hacia el cloro porque éste es más electronegativo. Esto hace que, aunque la molécula sea neutra, el átomo de cloro tenga una carga formal negativa y el hidrógeno positiva.

Es muy importante esta propiedad. Un nuevo ejemplo que os dejará las cosas más claras que el agua: el agua, H2O. El oxigeno es más electronegativo que el hidrógeno, esto hace que los electrones de los enlaces queden atraídos hacia él, cosa que hace que el oxigeno tenga carga -2 y los hidrógenos carga + cada uno. Las implicaciones de esto son abismales, por cierto. Para que te lo imagines, si esto no fuera así el agua no sería líquida a la temperatura ambiente y no sería buen disolvente. ¿Te he convencido? Varía exactamente igual que la energía de ionización.

La electronegatividad se explica de la misma manera que la afinidad electrónica: un elemento con una configuración electrónica en la que le falte poco para tener una configuración muy estable será más electronegativo que otro al que le vaya mejor soltar electrones. El oxígeno y el flúor necesitan dos y un electrón respectivamente para tener esa ansiada configuración, los átomos de hierro suelen estar encantados de ceder los suyos, y, a la que te descuidas, el hierro se oxida y lo mismo casi cualquier metal con el que se cruce el oxígeno. Es ésta una propiedad utilísima para predecir o explicar el comportamiento de muchas moléculas, incluso su reactividad. El flúor, el átomo más electronegativo de todos, se ha ganado el título a la fuerza porque… ¡cuidado con el flúor! Yo en mi vida lo he visto en persona y pocas ganas tengo: es muy, muy peligroso, le arrancará un electrón a quien sea que se le cruce. En otras palabras, es muy reactivo y lo hace con ganas, incluso después de tener una configuración estable es peligroso, el ion F^- es tremendo, presente en un ácido débil (de lo que ya hablaré algún día lejano) como el ácido fluorhídrico, HF, se come hasta el cristal y pobre de aquel al que se le derrame un poco encima, porque le esperan unos dolores de campeonato… si es que no pierde algún miembro por el camino.

Bueeeeeeno, ha costado pero ¡ya hemos repasado la tabla periódica! Me como el sombrero (expresión que he plagiado a Pedro) si no has aprendido algo. ¡Enhorabuena si te has leído el articulo entero sin parar y habiéndolo entendido todo a la primera!

Te dejo una pequeña chuleta al lado para que puedas recordar fácilmente como varían algunas de las distintas propiedades periódicas..

Resumen de como varían algunas propiedades periódicas en la tabla periódica.

En fin, espero que os haya gustado y que hayáis aprendido algo. Nos vemos en el siguiente artículo, en el que empezaré a hablar del átomo del elemento más abundante y más simple: el hidrógeno.

Vamos a hablar sobre la estructura electrónica del átomo, que es una manera elegante de decir “cómo están organizados los electrones en el átomo”. Advierto ya que este tema tiene para sacar no una, sino varias series, y que el tema en sí tiene tanta chicha como para sobrepasar sin duda mis conocimientos, pero lo abordaremos de una forma relativamente simple para que nadie se maree, y tampoco pondré una sola fórmula. También diré que a quien se haya leído algunos artículos de la serie sobre cuántica sin fórmulas quizá les cueste menos entender todo el tema; ya iré recomendando los artículos según me parezca necesario.

Por cierto, este tema podría explicarlo como hacen en 4º de la ESO: os cuento cómo son las configuraciones electrónicas, me limpio las manos y listo, pero creo que es más interesante profundizar un poco en el tema. Veréis también que al principio parecería que esté hablando en chino, para acabar en cosas que quizá os suenen.

Por supuesto no es necesario entender y recordar todo lo que os diga aquí.

Antes de nada quiero que veáis la imagen que aparece a la derecha.

Átomo según el modelo atómico de Rutherford que, pese a no ser cierto, ha quedado como imagen general del átomo.

Bien, esa imagen del átomo tan difundida es mentira, pero una grande como un piano de cola. Representa el modelo atómico de Rutherford, y es muy bonito… pero tiene poco de cierto. La bonita imagen que mucha gente tiene del átomo es como la de un mini sistema solar, con una “bola” central que sería el núcleo, con electrones dando vueltas a su alrededor, pero el caso es que los átomos no son, ni de cerca, tan simples.

En realidad Pedro en su día habló de una de las cosas de las que quiero hablar: el modelo atómico de Bohr, sobre el que podéis leer aquí. Yo también os hablaré de él pero, la verdad, Pedro escribe mejor que yo y aprovecharé que él explicó eso para profundizar en algún aspecto. Sé que no es muy elegante deciros que os leáis ese articulo pero, si no lo has hecho, te lo recomiendo encarecidamente, y si no conoces la serie de cuántica sin formulas, no sé a qué esperas.

El caso es que el modelo atómico de Rutherford tiene una pega, y es que si la materia fuera como él dice, no debería existir, simplemente el electrón perdería energía rápidamente y caería en espiral hasta el núcleo. Este hecho no le hizo mucha gracia a los científicos de entonces, claro. Las leyes de Maxwell predecían muy bien los fenómenos eléctricos y magnéticos, y de golpe los físicos se toparon con ese pequeño problema.

Hacía falta una nueva teoría, una nueva manera de entender la naturaleza, una que haría que muchos científicos discutieran de manera acalorada y otros tuvieran pataletas, mientras otros eran extremadamente felices. Hablo, por supuesto, de la mecánica cuántica.

Niels Bohr propuso, cuando la mecánica cuántica empezaba ya a campar a sus anchas, que los electrones sólo podían ocupar ciertos niveles de energía que correspondían a diversas órbitas circulares alrededor del núcleo del átomo, en una palabra, que la energía de un electrón está cuantificada. Bohr identificó esos niveles con números enteros y los llamó números cuánticos, los cuales variaban desde el 1 al infinito. Cuando un electrón ganaba energía, éste iba subiendo los peldaños de energía, y cuando la perdía, los volvía a bajar, absorbiendo y emitiendo, respectivamente, un fotón con la diferencia de energía entre los niveles en los que se encontraba…

¿Cómo? Ejemplo al canto: si el electrón se encuentra en un nivel con energía 4 (porque lo digo yo, me lo he inventado) y pasa al nivel con energía 2,5, restemos 4-2,5=1,5 por lo que el electrón emitirá UN fotón con esa energía, ni más ni menos. Para la absorción es el mismo asunto, pero al revés. Esto explicaba de una manera deliciosa los espectros de emisión y de absorción del hidrógeno… inicialmente.

Para entender el modelo de Bohr podéis hacerlo imaginando simplemente lo mismo que con el de Rutherford, un mini sistema Solar simplemente en el que las órbitas de los planetas (electrones en nuestro caso) no pueden estar a la distancia que les diera la gana, sólo pueden estar en ciertos escalones cada vez más alejados. Si quieren acercarse, bajan un escalón, y si quieren alejarse lo suben. Cuánto más cerca del núcleo esté un escalón menos energética será la órbita asociada a ese escalón.

El caso es que los electrones no están en cualquier nivel energético, a ellos les gusta estar en un nivel cuanto menos energético mejor. A ese nivel o estado en el cual el electrón está lo más bajo posible enérgicamente lo llamaremos estado fundamental o estado basal. Cuando un electrón absorbe un fotón y sube escalones diremos que está en un estado excitado. Por supuesto, un electrón que gana energia de forma desmedida, es decir, sube muchos escalones  de golpe, llegará un momento en que éste ya estará demasiado lejos del núcleo como para que éste lo atraiga. El átomo habrá perdido un electrón.

El modelo atómico de Bohr tiene ciertos defectos y problemas: explica muy bien los átomos hidrogenoides (con un solo electrón) pero con los átomos polielectrónicos (todos los demás)  tenía problemas, no explica el efecto Zeeman, y los científicos sabían que las líneas de los espectros de emisión y absorción no eran simples líneas, sino que eran diversas líneas muy juntas, y conforme más avanzaban los espectrómetros más se podían ver los detalles que antes pasaban desapercibidos, y que el modelo de Bohr no explicaba. El caso es que se tenía que mejorar el modelo atómico; las cosas iban por buen camino y todo el mundo sabía por dónde iban los tiros, por la mecánica cuántica.

Tiempo después De Broglie propuso la dualidad onda-particula. Sugirió en su tesis doctoral que, así como la radiación electromagnética podía tener propiedades de corpúsculo aun siendo ondas, de la misma manera los electrones, que se pensaba que eran partículas, podían tener propiedades de onda. Acertó de manera escalofriante, por cierto. Erwin Schrödinger se puso manos a la obra después de eso y en apenas dos años propuso un modelo más satisfactorio (del que aprenderéis más y mejor aquí, aquí y aquí), el modelo mecánico ondulatorio, según el cual un electrón se comporta como una onda que obedece una ecuación matemática, la ecuación de onda de Schrödinger. Con esta función podemos calcular la probabilidad de que el electrón se encuentre en un cierto punto del espacio dentro del átomo. Los niveles de energía para el átomo de hidrógeno calculados mediante esta ecuación coinciden con los que se habían encontrado con el modelo de Bohr, y esta ecuación, además, podía aplicarse a átomos más complejos.

Hablemos ahora de orbitales. No órbita, orbitaL. Como ya he dicho, con este ultimo modelo podemos calcular la probabilidad de que el electrón se encuentre en un punto del espacio, y para que sea más fácil entender el tema de “densidad electrónica” os propondré una metáfora que sirve para ayudar a visualizarlo: imagina que pudiéramos hacerle fotos a un electrón alrededor de un átomo, y le hacemos mil millones de fotos y superponemos luego todas las imágenes. Veríamos que el electrón puede ocupar regiones muy dispares, puede pasar de estar muy cerca del núcleo a estar luego bastante alejado… pero veríamos algo: las regiones en las que más veces nos lo hemos encontrado no son uniformes, es más probable encontrarse el electrón en según qué lugares… y hay otras regiones en las que el electrón nunca se encuentra. Esa región del espacio en la que es más probable encontrar al electrón es lo que llamamos “orbital”, y éste está asociado a la energía que tiene un electrón. Como es imposible recoger todas las infinitas posiciones que puede alcanzar un electrón, se suelen tomar las regiones en las que la probabilidad de encontrar allí al electrón es del 99%. Esto es así porque la probabilidad es cero… sólo cuando la distancia al núcleo es infinita o cero.

Sobre su aspecto ya hablaremos luego.

A diferencia del simple modelo atómico de Bohr, Schrödinger se encontró con que cada orbital viene definido por 4 números cuánticos; así como con el modelo de Bohr sólo nos hacía falta un número, aquí necesitamos 4, el n, el l, el m y el m_s.

El número cuántico n o número cuántico principal, es un número entero positivo que puede variar entre el 1 y el infinito; nos da indicaciones de la energía del electrón y de la distancia entre el núcleo y los puntos de la nube electrónica en los que es más probable encontrarnos el electrón.Vamos, que nos indica acerca del tamaño del orbital; además, cuanto mayor sea, más alejada del núcleo será la región con mayor densidad de probabilidad electrónica. Indirectamente, también nos dice cuántos electrones puede contener este nivel energético, pues hay una formulita, que seguro que a algunos os suena, que nos lo dice: 2n². Vaya, en el numero cuántico 1 sólo encontraremos 2 electrones en todos sus orbitales, en el 2 encontraremos 8 electrones y así sucesivamente.

El número cuántico l o número cuántico de momento angular o secundario, puede tener todos los valores enteros entre n-1 y 0. Vaya, que si n=4, l puede ser 0, 1, 2 y 3. Básicamente significa que para cada nivel n nos encontraremos n subniveles dentro. Este número cuántico nos informa de la forma del orbital. No suele escribirse como un número, sino como letras: según el orbital del que hablemos pondremos s, p, d o f que son l=0, 1, 2 y 3 respectivamente. Dentro de poco hablaré sobre qué significa que un electrón tenga un valor de l u otro.

El número cuántico m o número cuántico magnético, puede tener todos los valores enteros entre +l y -l, incluyendo al 0. Este número magnético se suele indicar mediante subíndices en el número cuántico secundario, por ejemplo, p_x, p_y, p_z. En otras palabras, nos indica acerca de su orientación en el espacio. No obstante, estos orbitales son independientes entre ellos, por lo que se llenarán todos los posibles antes de ir a por otro orbital de número cuántico superior.

Con estos tres ya tenemos toda la información del orbital atómico, pero necesitamos un número más, el número cuántico de espín, o m_s, porque en algunos experimentos se observó que los electrones poseían una propiedad llamada espín y que… imagínatelo como si el electrón girara sobre sí mismo y que puede hacerlo en dos sentidos. Pues los electrones pueden tener dos valores de espín, 1/2 o -1/2 (un numero no entero, esto es MUY importante), y se tuvo que añadir el ultimo número cuántico.

Ahora sí es hora de hablar de la forma de los orbitales (las s, p, d y f que veíamos antes cuando hablábamos del número cuántico l).

Orbitales s: los más simples, son simétricos esféricamente alrededor del núcleo. Cuanto mayor es n, más alejado del núcleo se encuentran las zonas donde la densidad electrónica es mayor. Técnicamente: el orbital se vuelve más difuso conforme aumenta n. Esto es cierto para todo tipo de orbitales. Para horror de muchos estudiantes, conforme n va subiendo (o mejor dicho, cuando n es 2 ya nos lo encontramos) nos encontramos con regiones internas en el orbital en las que el electrón jamás se encuentra…y regiones aun más internas donde sigue siendo muy probable encontrarlo. ¿Lo cuálo? El problema está en que los estudiantes, como muchas personas en las que yo mismo me incluía al principio, tratan de imaginárselo como si fuera un objeto de la vida cotidiana. Por ejemplo, una persona que se mueva por una habitación te la puedes encontrar en todas partes. Un electrón que está dando tumbos por un caja de una sola dimensión (es una línea) de la que es imposible que salga jamás, nunca, imposible que ocurra, nos lo encontraremos en los extremos de la caja, pero es que si la energía aumenta un escalón resulta que es muy probable encontrarnos el electrón a 1/4 y a 3/4 de la caja, pero jamás nos lo encontraremos en el medio de la caja. El problema está en que el electrón no sigue una trayectoria como nosotros queremos imaginar… lo siento, la cuántica es así. Volviendo a nuestra analogía de un sistema solar (aunque debo indicar aquí que el parecido con esta analogía es la misma que con las mandarinas y las peras) sería como si te fijaras en un planeta y éste está a una distancia determinada, y que de vez en cuando, cuándo te volvieras a fijar en él, se encontrara a una distancia menor, y daría igual que lo repitieras mil millones de veces, entre medias de ambas distancias nunca lo encontrarías.

Volviendo al orbital s, el orbital 1s es un orbital en que es muy probable encontrarse el electrón cerca del núcleo; como es imposible que se encuentre en el núcleo, la probabilidad de una distancia 0 es 0, si nos vamos alejando del núcleo, ésta sube rápidamente hasta que a poca distancia del núcleo hay el valor máximo de probabilidad, para disminuir luego rápidamente. En el 2s ocurre lo mismo, sólo que hay dos picos de probabilidad, después del primero la probabilidad disminuye a cero para luego volver a subir hasta el segundo máximo y ya disminuir otra vez. Estos puntos en los que la probabilidad es cero se llaman nodos, en este caso hablamos de una superficie nodal ya que no es un punto, sino una esfera de un radio determinado, en la superfície de la cual jamás nos encontramos al electrón.

Podríamos seguir, pero básicamente la cosa va así para cualquier orbital : para cada orbital de energía n nos encontraremos con n picos de probabilidad y n-1 nodos. El orbital 3s serian 3 picos de probabilidad y 2 nodos. Esto no es importante que lo recuerdes, para vosotros es solamente una curiosidad.

Aquí os pongo una imagen de Wikipedia bastante útil.

Orbital p: hasta aquí lo simple, porque los orbitales p no son tan simples… los orbitales p son dos volúmenes en forma de lóbulos con el núcleo entre ellos. Aquí nos encontramos ya con 3 orbitales, p_x, p_y y p_z, son así según el numero cuántico magnético e indica cómo se orientan en las coordenadas cartesianas; estos tres orbitales son iguales entre sí a excepción de la orientación. Aquí las cosas, si lo miramos como en el orbital s, son parecidas, es decir, si nos situamos en el núcleo y nos vamos alejando nos encontraremos lo mismo, aparecerán más nodos dentro de los lóbulos cuanto mayor sea n (pero no con la misma regla de antes) pero ya nos encontramos una cosa muy importante. Un plano nodal, que es un nodo solo, que es un plano directamente, en el cual jamás encontraremos al electrón. Una imagen como la de antes que lo explica mejor.

Orbitales d: las cosas se complican, aquí nos encontramos con cinco orbitales y uno de ellos es bastante diferente a los otros, el dz², el cual parece un orbital p pero con un anillo toroidal. Se repite lo mismo, planos nodales pero esta vez, aún más.

Orbitales f: la pesadilla. Por suerte para mí y los químicos, son orbitales muy penetrantes, es decir, la distribución de probabilidad radial está muy desplazada al núcleo  y casi nunca intervienen en los enlaces químicos. Son los culpables de que los metales de transición interna tengan un comportamiento químico tan parecido. Se escapan de mis manos, sólo son relativamente importantes en los lantánidos y actínidos, y aun así no intervienen mucho. Os pongo la imagen porque son bonitos… pero no los comento.

También quiero mostraros la imagen siguiente, que ilustra bastante bien los distintos orbitales del átomo de hidrógeno. Muestra las densidades de probabilidad para los tres primeros números cuánticos principales (los números de la derecha) mediante una sección de los orbitales en los cuales el núcleo está en el centro de cada cuadro y donde las áreas más brillantes indican las zonas donde la densidad de probabilidad es alta. También pueden observarse muy bien los nodos internos de los orbitales 2s, 3s y 3p y los planos nodales de los orbitales p y d.

Densidad de probabilidad electrónica en distintos orbitales de un átomo hidrogenoide. Wikipedia

Dos cosas que quiero comentar, pero ya en general. O dos principios, mejor dicho.

El principio de Aufbau, o construcción progresiva, propone que los electrones, cuando están en su estado fundamental, ocupan los orbitales de menor energía y se van llenando progresivamente, por lo que para saber la configuración electrónica de un átomo sólo nos basta con ir añadiéndolos uno por uno hasta el numero requerido. Por cierto, cuando es posible, a los electrones les gusta estar desapareados, es decir, si pueden estar solos en un orbital, lo estarán. Lo que quiero decir es que hacen como las personas en un autobús:  se sentaran en grupos de asientos que estén todos vacíos y, en caso de que estén todos semi llenos, entonces ya se juntaran con otros. Esto ocurre en, por ejemplo, los orbitales p. Si un electrón está en el p_x un electrón extra se pondrá en el p_y o p_z, si puede.

El principio de exclusión de Pauli nos dice que  no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podemos tener dos electrones, uno con m_s= 1/2 y el otro con m_s=-1/2.

Y aquí ya entramos en lo que seguro que muchos habéis hecho en el colegio (yo lo hice en la ESO): las configuraciones electrónicas, sólo que ¡ahora sabréis de dónde salen!

Con las configuraciones electrónicas pueden aparecer distintas anomalías que explican el comportamiento químico de los distintos átomos y, la verdad, es una completa molestia: a la naturaleza le gusta a veces siempre complicar las cosas.

Una vez aclarado esto, ¡empecemos a montar los electrones en los átomos! Todo el mundo sería más feliz si los electrones se fueran poniendo en el lugar que todo el mundo esperaría, pero el orden esperado no es el que se da en la realidad, así que os presento un dibujo que muchos habréis usado, el diagrama de Moeller, aquí a la derecha.

Básicamente indica el orden en el que se van llenando los orbitales. Esto ocurre porque, según crece n, la energía entre distintos orbitales ya no es tan distinta, hasta el punto que al electrón les es más fácil ocupar un orbital con mayor n con el fin de que hayan menos repulsiones interelectrónicas. Un lío interesante, pero que tiene sus explicaciones.

En algunos elementos aparecen anomalías aún mayores, que ya veremos si explicaré en su momento, y los metales de transición directamente hacen lo que les da la gana, no es en vano que tienen una química para ellos solitos (química de coordinación, para los interesados); es por eso que ya dije anteriormente que ya veremos lo que llego a contar de ellos.

En fin, ya que estamos aquí, ahora ya sabéis que significan esas configuraciones electrónicas que os enseñaron. Veamos un ejemplo, la del criptón, que tiene z=36 (numero atómico 36, 36 protones en el núcleo): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶. Esto se leería así: uno ese dos, dos ese dos, dos pe seis, etc. Nada de cuadrados ni de sextas potencias…

Podéis identificar los números cuánticos? Os dejo que penséis un rato.

…

…

…

El número que va delante de las letras es el numero cuántico principal, las letras (s, p y d en este caso) son el numero cuántico de momento angular, el numero cuántico magnético aquí no se ve reflejado porque está simplificado, en realidad esta configuración electrónica es 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dyx2 3dzx2 3dxy2 3dx2-y22 3dz22 4px2 4py2 4pz2. Entendéis el motivo por el cual se simplifica, ¿no? El número que está en superíndice es el número de electrones en ese orbital (ojo, que hay orbitales que tienen una dirección indicada mediante coordenadas que pueden estar al cuadrado, pero que NO son el número de electrones), el número de espín no aparece, pero porque sólo puede tener dos valores para los electrones. Si los has logrado y esta es tu primera incursión en éste mundillo, eres un campeón y me alegra ver que lo has entendido, si te has perdido tranquilo, seguro que no eres el único, no haré exámenes y si quieres puedes preguntar las veces que quieras.

Muchas veces las configuraciones electrónicas suelen escribirse de forma aún más abreviada, pues es muy incómodo escribirla toda; lo que se hace es representar los electrones más internos del átomo en cuestión con el símbolo del gas noble que tiene esa configuración, es decir, escribimos entre corchetes el símbolo químico del gas noble de numero atómico mayor sin que éste sea mayor que el de nuestro átomo. Por ejemplo, para el magnesio, que tiene una configuración electrónica 1s² 2s² 3p⁶ 3s^2, podemos escribirlo de esta otra manera: [Ne]3s². En la tabla periódica que puse en la entrada anterior veréis que aparecen las configuraciones electrónicas, y escritas así.

Otra cosa, los electrones externos o electrones de valencia son los electrones que se encuentren en los orbitales de más energía  Varias cosas sobre ellos, estos electrones son los jefazos de la química y de muchas propiedades físicas, son los responsables de los enlaces entre átomos y los que se enlazan unos con otros. El número de electrones externos que tenga un átomo es lo que determina cuántos enlaces puede formar éste. Hablaremos sobre ellos más adelante. Por cierto, los electrones de valencia de un átomo se pueden observar muy fácilmente si se escribe su configuración electrónica abreviada, pues al ser los más externos aparecen fuera de la configuración electrónica del gas noble, normalmente son los del nivel energetico más alto. El átomo del ejemplo anterior, el magnesio, tiene la siguiente configuración electrónica [Ne]3s², por tanto tiene dos electrones de valencia, los dos del orbital 3s. En los metales de transicion empiezan a ocurrir cosas mas extrañas pero como si no en este momento.

Para ya casi acabar este largo artículo, me queda sólo explicaros la regla del octeto. Os lo digo ya, la regla del octeto es muy práctica pero es solamente una aproximación con numerosas excepciones, pero que va muy bien para estudiar y predecir el comportamiento de muchas substancias. Lo que dice es que los átomos tratan de rodearse de 8 electrones; pero, mucho mejor dicho, de tener una configuración de gas noble. Lo cual resulta ser cierto muchísimas veces. Atentos, porque rodearse de 8 electrones no implica robarle los electrones a todo dios que se le acerque, si fuera así iríamos mal porque si alguien los gana, otros los pierden. Lo importante es tener una configuración electrónica de gas noble. Esto es así porque los gases nobles tienen todos los orbitales del numero cuántico principal en el que estén ocupados, y ésa es una configuración electrónica muy estable. Si quiero hacer un apunte que es una de las excepciones de la regla: tener un orbital lleno hasta la mitad es bastante estable. En otras palabras, un átomo con 3 electrones en un orbital p es más estable que con 2 o 4 electrones, pues el orbital puede tener 6 electrones. Lo digo debido a que más adelante saldrá.

Antes de entrar en ejemplos quiero hablaros muy rápidamente de iones. Directamente, es un átomo que ha ganado o perdido electrones. Podemos hablar de aniones si el átomo en cuestión los ha ganado, o de cationes, si los ha perdido. Los aniones, por supuesto, tendrán carga negativa, y los cationes positiva. El sodio, Na, si pierde un electrón es Na^+; el oxígeno, si gana dos electrones es O^-2. Fácil, ¿no? Son los iones de los elementos los que suelen tener una configuración electrónica de gas noble, por cierto. En cuanto al signo delante de la carga, se puede poner delante o detrás, da igual donde se ponga.

Veamos un par de ejemplos de iones y sus configuraciones. El Na tiene configuración electrónica [Ne]3s¹. A este átomo le falta perder un electrón para parecerse al neón, después de perderlo ya será [Ne].

Más “difíciles” son los aniones. El oxígeno tiene configuración electrónica [He]2s² 2p⁴, y el neón tiene [He]2s² 2p⁶, la diferencia es sólo de dos electrones. O sea, el O^-2 tiene una configuración electrónica [Ne].

Las configuraciones electrónicas son muy importantes. Si veo que nadie se ha perdido y que lo habéis seguido, cuando hable de estados de oxidación y de propiedades de los grupos la cosa quedará mejor.

Bueno, ya está, ¡ya he acabado! ¿Os imagináis ahora cómo de complejo es un átomo como el que acabamos de describir? Imaginad todos esos orbitales superpuestos en una imagen… Qué simple es el modelo de Rutherford, ¿verdad? ¡Y estamos hablando de átomos individuales! En esta serie no me meteré en moléculas, porque, como ya podéis imaginaros, la cosa sería meterse en un berenjenal de un par de narices.

Una cosita final. La ecuación de onda se Schrödinger, para horror para vosotros (y del mío), se presenta habitualmente como la representación definitiva de los electrones de un átomo… pero tiene ciertos problemas, al menos hasta donde os he explicado. Lo que yo os he explicado sirve para atomos hidrogenoides, es decir, átomos con un solo electrón, y hasta aquí todo lo dicho es cierto. Pero con átomos con más de un electrón la ecuación de onda de Schödinger NO puede resolverse. ¿Cuál es el motivo por el cual la naturaleza nos odia…?

El caso es que un átomo con más de un electrón se convierte en un problema de los tres cuerpos si tiene 2 electrones (protón, electrón, electrón), y con más electrones lo mismo. Hay distintos métodos para saltarse semejante maldición, sobre todo se usan mucho los ordenadores para hacer cálculos monstruosos que nos harían estar días enteros con una calculadora.

Se puede seguir aplicando la ecuacion de Schrödinger pero se tiene que retocar un poco para poder hacer segun que cosas y tener en cuenta diversos efectos. Por ejemplo, necesita un término para que tome en cuenta los efectos relativistas, pero ¡tranquilos! Antes de que os pongáis a maldecirme os diré primero que no es culpa mía, pero en cualquier caso no voy a entrar más a fondo, porque me saldría ya muy lejos del punto al que quiero llegar y porque ese tema se me escapa de las manos sin remedio.

En fin, vaya articulito, ¿eh? Si has aguantado leyendo hasta aquí… ¡ha valido la pena escribir tanto!

En el siguiente artículo entraremos, por fin, en la tabla periódica, y ya hablaremos de cómo esta ordenada así, qué tiene de periódica y distintas cosas. ¡Hasta entonces!

Todo el mundo sabe o ha oído hablar sobre Dimitri Mendeleiev, a quien la historia ha etiquetado como el padre de la tabla periódica, pero lo cierto es que delante y detrás de él han habido muchos otros que han hecho sus trabajos. Muchos lo intentaron y se acercaron más o menos, por no hablar de que hicieron falta trabajos en otros campos para que nuestro químico ruso pudiera hacer lo que hizo. Mi trabajo de hoy consiste en haceros ver el nacimiento de la tabla periódica, pero de forma más expandida. De todos modos, quiero que entendáis que este artículo tiene materia suficiente como para sacar un libro, mucho más que este escueto artículo. Además, del propio Mendeleiev se podría escribir un artículo, era ciertamente un tipo curioso.

Como me imagino que ya suponéis, antes de ponerse a crear una tabla periódica de elementos, hace falta algo mucho más importante: tener algo que ordenar, es decir, se necesitaba descubrir los elementos y estudiarlos. No todos los elementos han sido conocidos desde siempre, muchos elementos han sido descubiertos en apenas dos siglos. Los griegos conocían algunos pese a que no sabían que lo eran, tales como el cobre, la plata, el oro, el hierro y el mercurio. En aquellos tiempos los elementos eran tema de discusiones filosóficas; como los elementos que he citado antes no se sabía que lo fueran, entonces se hablaba de otros elementos, y así se propusieron los típicos cuatro elementos: fuego, tierra, aire, agua. Hay que remarcar que estas ideas de los filósofos griegos o parecidas quedaron inamovibles durante muchísimos años, siglos y siglos, hasta el Renacimiento. Es más, estoy seguro de que si hoy en día hacemos la pregunta “¿qué es un elemento?”, mucha gente citará esos cuatro antes que los elementos químicos. La verdad, miedo me daría saber qué ocurriría si hiciéramos una encuesta a gente al azar.

El alquimista descubriendo el fósforo (o El alquimista en busca de la piedra filosofal) en la que se cree que representa a Hennig Brand, el descubridor del fósforo.

Lo cierto es que pasaron siglos hasta el descubrimiento de un nuevo elemento, hasta el momento en que tuvo lugar el surgimiento de la alquimia, que hizo que se descubrieran muchísimas substancias nuevas. De hecho, en 1669, Hennig Brand se convirtió en la primera persona en descubrir un elemento químico: el fósforo.

El caso es que a finales del siglo XVII apareció Robert Boyle, que, aparte de ser uno de los fundadores de la Royal Society y ser uno de los primeros químicos (pese a que Antoine Lavoisier se lleva el título de “padre de la química moderna”), ya empezó a darle vueltas al asunto de los elementos. La verdad, quién fue el que empezó a distinguir elementos y compuestos es algo discutido, pero no quiero entrar en ello (ni creo que pueda). El caso es que Robert Boyle ya rompió con la idea de los griegos, y definió un elemento como una sustancia que no puede reducirse a una sustancia más simple mediante reacciones químicas, definición que duró muchísimos años y que aún se usa en los colegios en las clases de química… y que yo he usado con vosotros en el artículo anterior.

Avancemos un siglo y nos metemos de lleno en el siglo XVIII, siglo donde se empiezan a descubrir elementos y a saber ya que lo son.

Antoine Lavoisier, uno de los padres de la química moderna.

En este siglo se descubren elementos gaseosos y, después de unos cuantos milenios en los que se creía que se habían descubierto todos, nuevos metales. Esta avalancha de descubrimientos se debió en gran parte al desarrollo de la electrolisis. En este siglo entra en escena Antoine Lavoisier, el otro Padre, y con mayúsculas, de la química moderna, y ya hace una lista con los elementos conocidos hasta entonces, 33 elementos… incluyendo la luz y el calor. Algo es algo. En estos tiempos ya se usaba  el peso atómico (actualmente, masa atómica) para distinguir unos elementos de otros. Recordad que en esa época no se sabía que existían los isótopos, el átomo ni siquiera se sabía lo que era y había teorías que se desecharon en su tiempo que os harían sonreír, pero, bajo mis ojos, el trabajo de estos caballeros es digno de admiración.

Ya en el siglo XIX nos encontramos con el primer nombre que suele aparecer cuando se habla de los inicios de la tabla periódica, Johann Döbereiner. Éste científico  ya empezó a ver que habían ciertas similitudes entre ciertos elementos, de hecho distinguió que existían similitudes entre propiedades en diversos conjuntos de tres elementos. Estos grupos de tres elementos los llamó triadas: una de éstas incluye el cloro, bromo y yodo; otra triada es la del litio, sodio y potasio, que si os fijáis en una tabla periódica moderna veréis que están en la misma columna. Estos tres elementos tienen comportamientos ciertamente parecidos, tanto física como químicamente, y, además, el peso atómico del elemento del medio de cada triada era más o menos la media de los pesos atómicos de los otros dos elementos de la triada. Recordad, peso atómico para ellos, ese peso atómico es nuestra masa atómica.

Casi medio siglo más tarde, a Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (por supuesto, he copiado y pegado su nombrecito: Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois), el cual era un geólogo y minerálogo, se le ocurrió ordenar los elementos según su peso atómico. Para su desgracia, describió todo el asunto muy “geológicamente” y no puso ningún diagrama en sus escritos, y según me han informado, su editor olvidó incluir un diagrama en lo que publicó, cosa que hizo que su trabajo pasara bastante desapercibido para los químicos de la época.

Organización original de Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois. Pese a que no se puede distinguir mucho, si que se ve la hélice.

Su ordenamiento era bastante elegante. Él mismo describió y nombró la hélice telúrica, y es que los elementos, al estar ordenados de esa manera, daban lugar, si se organizaban en un cilindro, a una bonita hélice en la que los elementos con propiedades parecidas estaban alineados verticalmente. Fue el primer científico en darse cuenta de la periodicidad de los elementos, es decir, el primero en darse cuenta de que los elementos, una vez ordenados en orden creciente de peso atómico, presentaban de manera regular propiedades parecidas, aunque, como he dicho, no fue hasta tiempo después que su trabajo atrajo la atención del resto del planeta, cuando Mendeleiev ya publicó su tabla.

Unos dos años más tarde de la publicación de nuestro amigo francés de corto nombre, John Newlands también se dio cuenta de que si se ordenaban los elementos según el orden creciente de peso atómico, se repetían las propiedades de forma cíclica cada ocho elementos, patrón que llamó ley de las octavas. Cometió un error tremendo, y es que vinculó esto a la escala musical, por lo que fue objeto de burla por muchos químicos, cosa que hizo que le costara muchos años que su trabajo fuera realmente reconocido. Aún así llegó ya a predecir la existencia de algún elemento nuevo, como el germanio.

Estamos ya en 1864, y un químico alemán, Lothar Meyer, hizo lo mismo que los señores antes mencionados, aunque los ordenó según otro criterio, según la valencia (de la que no hablaré ahora), pero su lista no contenía todos los elementos y tampoco despertó gran interés.

Y sí, ahora sí asoman sus barbas, ahora ya aparece el célebre químico ruso Dimitri Mendeleiev, del cual se ha escrito su nombre de todas las formas imaginables. Él, en 1869, ideó lo mismo que Newlands, pero sin vincularlo a la música. El caso es que, meses después de que Mendeleiev publicara su tabla, el alemán de antes, Meyer, publicó independientemente de Mendeleiev una tabla que mejoraba la que ya había publicado él mismo… y era prácticamente idéntica a la del ruso. Aunque ambos recibieron méritos, el propio Meyer reconoció que la idea de Mendeleiev había sido concebida antes que él.

Méritos aparte, veamos la tabla periódica de Mendeleiev.

Primera edición de la tabla periódica de Mendeleiev.

En esa época se conocían ya 63 elementos y Mendeleiev, como ya muchos químicos, vio las propiedades similares entre elementos, y, por mucho que sea reconocido como uno de los padres de la tabla periódica moderna, es difícil creer que él reconocería el diseño de la tabla periódica actual, pues ha cambiado mucho desde entonces.

Él organizó los elementos en un formato a ocho columnas en orden de masa atómica creciente, aunque también se fijó mucho en la valencia de los elementos. Él mismo se dio cuenta de que faltaban elementos y dejó huecos vacíos para esos elementos que debían encajar en esos lugares. Es más, sugirió que las propiedades de dichos elementos podrían ser predichas según dónde debería estar y sus vecinos.

Tabla comparativa entre las propiedades predichas para el ekasilicio y el germanio, descubierto 15 años más tarde.

Por ejemplo, entre el silicio y el estaño dejó un hueco para un elemento por entonces desconocido que llamó ekasilicio. En la tabla de al lado podéis ver una comparativa entre los valores predichos por él y los valores reales más tarde encontrados para el… germanio (nada de ekasilicio, pues). Increíble. Llegó incluso a señalar que algunos pesos atómicos aceptados de otros elementos no eran los debidos, cosa en que parece ser que acertó.

Algunos problemones, y de los gordos, que ya se vieron en la misma época:

-Siguiendo estrictamente el orden de masa atómica creciente, los elementos no siempre encajaban donde deberían. Él invirtió el orden de ciertos elementos a fin de que encajaran. Estas “anomalías” las podéis observar vosotros mismos mirando una tabla, por ejemplo, el níquel tiene mayor Z pero menor peso atómico que el cobalto.

-Algunos elementos recientemente descubiertos para entonces, como el samario y el holmio, ambos radiactivos y pertenecientes al grupo de los lantánidos, no encajaban en ningún sitio, cosa que era bastante embarazosa. El mismísimo hidrógeno tampoco parecía encajar en ningún sitio en concreto… cosa que con dicho elemento persiste actualmente, pero al menos sabemos que no es problema nuestro.

-Algunos elementos del mismo grupo presentaban una reactividad química muy diferente al resto de los del grupo, hecho muy notorio en su primera columna, en la que había metales como el sodio y otros, como el oro, los cuales no se parecían ni en broma.

La tabla en sí actualmente presenta otros defectos no detectados en esa época:

-Para que una columna existiera como tal hacía falta que se conociera al menos uno de sus constituyentes. Por ejemplo, debido a que no se conocía ni un solo gas noble, estos no aparecían en la tabla.

-Trató, por narices, de organizar los elementos en filas repetitivas de ocho, cosa que actualmente se sabe que no es así, por lo que dejó huecos para elementos que eran totalmente erróneos.

-No había lugar para los distintos isótopos.

Ahora bien, pese a estos errores no hay que quitarle mérito alguno a semejante trabajo.

Para que la cosa avanzara más hacían falta conocimientos en otro nivel, se necesitaba saber y comprender la estructura del átomo, no se podía llegar mucho más lejos con los conocimientos de Mendeleiev. Cuando la mecánica cuántica asomó la cabeza y se propusieron distintos modelos atómicos, los problemas con la tabla, de golpe, mejoraron drásticamente.

Tabla de Mendeleiev más refinada y fácil de entender.

El caso es que para pasar ya a nuestra tabla periódica hizo falta que apareciera Henry Moseley. Este físico descubrió en 1914 que si se hacía incidir un haz de rayos X en un elemento, los átomos de dicho elemento emiten rayos X de longitud de onda característica de ese elemento.

Básicamente, demostró que esas longitudes de onda se ajustaban a una fórmula que daba un entero específico para cada elemento. Dicho de otra manera, dio a conocer el número atómico (Z) que ya conoces y según el cual se ordenan los elementos en la tabla periódica. Al ordenar los elementos según el número atómico desaparecen las irregularidades de la tabla basada en masas atómicas, y los espacios de los elementos que faltaban quedaban clarísimos. Como curiosidad diré que éste científico acabó luchando en la Primera Guerra Mundial poco después de su descubrimiento, y que murió en alguna trinchera olvidada en 1915 a los 27 años. Una gran y verdadera lástima, pues muchos consideran que habría sido uno de los grandes científicos del siglo.

En los tiempos de Moseley ya se conocían 72 elementos, después de él se sabía exactamente dónde en la tabla se situaban esos elementos y los que faltaban, y era relativamente fácil predecir sus características. Junto al desarrollo de la radiactividad, esos huecos estaban destinados a ser llenados sin muchos problemas.

Casi para acabar, hizo falta la aparición de Glenn. T. Seaborg, que, debido a que le costó bastante aislar el curio y el americio, dedujo que estos dos elementos pertenecían a un nuevo grupo de elementos para explicar sus propiedades químicas, cosa que colegas suyos no creían que debía proponer, pero lo hizo: propuso la serie de los actínidos.

Luego ya se acabaron de descubrir el resto de elementos y… llegamos al presente, donde tenemos una tabla periódica perfectamente desarrollada con 118 elementos descubiertos hasta el momento.

Una de las muchas tablas periódicas que puedes encontrarte por internet. Click para ampliar. Sacada de http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm

Ahora que ya sabemos un poco de los átomos y sabéis distinguir un elemento de otro, ya podemos atacar la tabla periódica…

Pues no, lo siento, en el siguiente artículo hablaremos sobre los electrones, que son los dueños y amos de la química: hablaremos de la estructura electrónica de un átomo. Las probabilidades de que me salga un articulo más denso y aburrido son elevadas (aunque personalmente me parece un tema muy interesante), pero si quiero hablar de las propiedades de los átomos sin deciros “esto es así porque lo digo yo” debo meterle mano al asunto, aunque sea un poco.

Nos vemos en el siguiente artículo.

Para atacar la tabla periódica podemos hacerlo de distintas maneras. Todo el mundo sabe qué es la tabla periódica: seguro que en algún punto de vuestra vida la habéis visto, incluso os han contado cosas acerca de los distintos elementos. Trataré de explicar cosas sobre ella y sus integrantes con un nivel relativamente digno, todo lo que hable de esta serie no se suele explicar en bachillerato si bien en los libros sí que aparece. Como Pedro siempre advierte, yo también lo haré: NO soy químico, soy un proyecto de químico. Si cometo errores o veis que se me va la mano a la hora de explicar algo, decidlo; si algún químico en la sala ve que me paso algunas cosas por ahí, que apriete los dientes un rato también, pues no quiero meterme muy al fondo del asunto. Este articulo es, además, bastante básico, así que si eres físico o químico casi que te lo puedes saltar o leer con los ojos cerrados.

Tras tanto preámbulo, dejad que os presente la tabla periódica:

Una de las muchas tablas periódicas que puedes encontrarte por internet. Click para ampliar. Sacada de http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm

¿No es bonita? Os he puesto ésta porque es bonita y tiene bastantes detalles, aunque en artículos posteriores usaré otras que vayan mejor para lo que esté explicando. He de comentar que en este artículo sólo explicaré algunas cosas de ella. Pero antes de atacarla, empecemos por lo básico: los elementos. ¿Qué es un elemento? Seguro que la gran mayoría de aquí sabe lo que es, yo recuerdo que me lo explicaron ya hace muchos años en la secundaria, pero aun así empezaremos con ellos. ¿Por qué hay tantos?

Pero es que antes de hablar de elementos quiero decir un par de cosas increíblemente básicas, pero que explicaré en caso de que alguien no lo sepa. Un átomo está formado por protones, neutrones y electrones. Los dos primeros se “apelotonan” juntos en lo que llamamos núcleo, mientras que los electrones no están en el núcleo (qué hacen ya lo hablaremos). No quiero hablar de estas tres partículas subatómicas muy a fondo, ni siquiera a los químicos nos explican mucho sobre ellas… si alguien está muy interesado en conocer más de ellas, Pedro ha escrito una fabulosa serie sobre las distintas partículas.

Átomo según Rutherford. Aunque incorrecto, es muy intuitivo. En rojo los electrones, en negro el núcleo, donde encontraríamos los protones y neutrones. Sacada de la wikipedia.

Sólo tenéis que saber que un protón es una partícula cargada positivamente, un neutrón es una partícula sin carga eléctrica con una masa muy parecida a la del protón, que estos dos se encuentran en el núcleo y que el electrón es una partícula subatómica cargada negativamente con una masa despreciable en comparación con la del protón.

Ahora sí, ¡ataquemos a los elementos!

Un elemento es una substancia que no puede ser descompuesta en otras substancias mediante reacciones químicas (vamos, sin mediar reacciones nucleares ni radiactividad). Un núcleo atómico está formado por un número determinado de protones y neutrones, y el número de protones que tiene un elemento es el que determina de qué elemento estamos hablando. El número atómico es el número de protones que un átomo tiene, se simboliza con la letra Z y es único para cada elemento: el hidrógeno tiene Z=1, y el oxigeno tiene Z=8, por ejemplo. Los elementos están ordenados según su número atómico de forma creciente, por cierto. Basta con que te digan un número atómico y con mirar la tabla periódica para saber de qué elemento estamos hablando. El número atómico es el número que suele acompañar el símbolo del elemento o su nombre y siempre destaca; en la imagen que he puesto aparece en la esquina superior izquierda de la celda de cada elemento.

Supongo que ya todo el mundo lo sabe, pero a cada elemento se le ha asignado un símbolo químico, que son una, dos o tres letras (la primera siempre en mayúsculas), que no son más que una abreviación del nombre del elemento. Lo bueno del asunto es que, a diferencia de muchas otras cosas, los químicos en esto sí que nos pusimos todos de acuerdo, y vayas donde vayas los símbolos son los mismos. Muchos de los elementos tienen abreviaturas de sus nombres griegos, latinos o de otros idiomas, y por tanto a veces no se parecen en nada al nombre del elemento en otro idioma. El sodio tiene el signo Na debido a que en latín se le daba el nombre de natrium al carbonato sódico, por ejemplo. Básicamente es una cosa de memoria, pues simplemente hay que recordarlos… cuando se estudia química aprenderse unos cuantos de los símbolos es indispensable, en el colegio es algo que a mí ya me obligaron a hacer. Debo decir que los españoles lo solemos tener bastante fácil, pues casi todos los elementos se parecen a su símbolo. Digo esto pero, al principio, alumnos que se equivocan con el fósforo (P) y el flúor (F) los hay unos cuantos. Los elementos descubiertos más recientemente reciben nombres, según el descubridor, en honor a algo o alguien y, la verdad, han habido discusiones tremendas a la hora de nombrar un elemento.

Sigamos desentrañando algo más de la tabla; antes he dicho que los electrones tienen mucha menos masa que los protones, por lo que para saber la masa de un átomo bastaría con saber su número atómico… pero en el núcleo no solamente hay protones, tenemos neutrones también. Los neutrones están presentes en todos los átomos… en todos excepto uno, el del protio, que es el nombre que se le da al átomo más simple que te puedas imaginar, un protón y un electrón. Es el átomo más abundante en la naturaleza, por cierto, y con una diferencia aplastante. Bien, pues los neutrones tienen más o menos la misma masa que los protones y estos se encuentran en el núcleo de los átomos y son muy importantes. No nos los encontraremos mucho, a decir verdad, pero supongo que no importa que explique cosas sobre ellos.

En el núcleo, por cierto, tenemos protones (carga positiva) en un espacio muy, muy pequeño. El motivo por el cual los protones no salen disparados debido a repulsiones electromagnéticas es gracias a que están los neutrones, estos hacen que el núcleo sea estable. Si alguien hace algún día una serie sobre las fuerzas fundamentales, al hablar sobre la fuerza nuclear fuerte éstas cosas quedaran más y mejor explicadas. Pues veamos, los átomos suelen tener una cantidad de neutrones normalmente mayor a Z,  por lo que su aportación a la masa es muy grande… y no todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de neutrones. Vaya, con lo fácil que era todo sólo con el número atómico. El caso es que los átomos de un mismo elemento suelen tener un número de neutrones que puede variar entre varios valores. Por ejemplo, en el hidrógeno podemos encontrar átomos con cero, uno o dos neutrones.

Llamamos isótopos a los átomos de un mismo elemento (misma Z) que tienen distinto número de neutrones y, en consecuencia, distinta masa. Es muy común que al hablar de isotopos de un elemento se indique de cuál estamos hablando, incluyendo el número másico como un superíndice delante del símbolo químico del elemento del que hablamos. Éste numero es simplemente la suma de protones y neutrones que tiene un átomo. El ¹H es el hidrógeno con un protón (tiene nombre propio además, se llama protio), el ²H es el hidrógeno con un protón y un neutrón (éste también tiene nombre propio, deuterio, e incluso símbolo químico, D); también es común decir el nombre del elemento seguido del número másico: en los ejemplos anteriores, hidrógeno 1 y hidrógeno 2. Cabe decir que no todos los isotopos de un elemento son estables: muchos de ellos no lo son, se desintegran con el paso del tiempo, son radiactivos. Muy pocos elementos tienen un solo isotopo (el sodio, por ejemplo), lo normal es que cada elemento tenga uno o varios isotopos estables, y, por fin, algunos elementos directamente no tienen ningún isotopo estable, el uranio, por ejemplo.

Lo importante es que los átomos de un elemento no se pusieron de acuerdo en su momento, y lo que nos encontramos en la Naturaleza es una mezcla de isótopos. El protio, hidrógeno 1 o ¹H es con mucho el isotopo más abundante del hidrógeno, pues su abundancia es del 99.985%, es decir, casi todos los átomos de hidrógeno son de protio, pero no todos; deuterio mucho no hay, pero está, y es debido a esta mezcla de isotopos en un mismo elemento que tengamos que hablar de unos cuantos conceptos que me han hecho estar escribiendo y borrando párrafos muchos rato.

Quiero hablaros del peso atómico, masa atómica, masa atómica relativa, que se confunden entre ellos y mucho. El peso atómico de un elemento es un sinónimo de la masa atómica relativa de un elemento. Significan el promedio de la suma de la masa de los protones y neutrones de los isotopos de un elemento. La masa atómica es la suma de la masa de los protones y neutrones de UN átomo. La gente suele confundir ambos conceptos y la verdad hay discusión sobre los términos debido a la palabra peso. El número que aparece a la izquierda del símbolo químico en la tabla periódica de arriba es el peso atómico. Es muy útil, tanto que cuando un estudiante mira en la tabla periódica casi siempre es para buscar el peso atómico de un elemento. Por cierto, hablamos de masas y pesos pero… y las unidades? No quiero entrar en ello, es tema de otra serie, pero quedaos con que el peso atómico puede pasarse a gramos, y, para los que sepan más, el peso atómico tiene el mismo valor numérico que gramos/mol.

Debo deciros otra cosa: para hacer las cosas más divertidas, resulta que la masa del núcleo de un átomo, de uno solo, nunca es igual a la suma de la masa de los protones y neutrones que se encuentran en él, siempre es algo menor. Esto se llama defecto de masa. Su definición es exactamente ésa, la diferencia entre la masa experimental y la indicada por su masa atómica. Rápido y fácil: la masa que “no está” se convierte en energía (según la tan famosa ecuación de la Relatividad Especial de e=mc²), y la energía liberada al formarse un núcleo entre el número de nucleones, que es el nombre que se le da al colectivo de protones y neutrones, tiene el nombre de energía de enlace por nucleón. Lo que significa que cuanto mayor sea ésta más y mejor estarán unidos los protones y neutrones en el núcleo. El hierro es el elemento con el núcleo con más energía de enlace por nucleón.

Sigamos con los isótopos, pero quiero destacar una cosa (seguro que a muchos esto os parece una tontería, pero creo que debo aclararlo): un isotopo NO estable, radiactivo, no significa que haga “puf” y desaparezca de golpe. No quiero entrar en radiactividad (para eso ya hay una serie) pero un isótopo no estable puede tener una vida de millones de años, así que, a efectos prácticos, muchos isótopos inestables forman parte de lo que ves y tocas en la vida normal. Un ejemplo muy claro es el tan famoso carbono 14. El carbono 14 es inestable, y por lo tanto radiactivo. Nadie muere por ello, que la palabra “radiactivo” da mucho miedo y en realidad es un fenómeno muy normal, aunque dosis altas de radiación, como es sabido, sí que son muy peligrosas. Como curiosidad, decir que el bismuto es el elemento más pesado con isótopos estables.

Ahora que ya sabemos alguna cosa más, hablemos sobre el origen de los elementos y su variedad. Hace unos 14 mil millones de años ocurrió el big bang, y poco tiempo después empezaron a existir los protones y neutrones. La temperatura del universo era entonces muy elevada, suficiente como para que estos protones y neutrones se unieran para formar los núcleos de los elementos más ligeros, es decir, hidrógeno 1, deuterio (o hidrógeno 2), helio 3, helio 4, berilio 7 y litio 7. Cuando la temperatura ya no era suficiente como para que se diesen esos procesos nucleares, el universo era prácticamente en su totalidad hidrógeno 1 y un poco de helio 4 (en realidad, casi como en la actualidad, por cierto). Debido a la atracción gravitatoria, estos átomos se pudieron ir concentrando en espacios relativamente cerrados, lo suficiente para que la presión gravitatoria ejercida por semejante cantidad de átomos permitiera la fusión nuclear. Si sabes un poco del tema o eres un fiel seguidor de El Tamiz sabes de qué estoy hablando, estamos hablando de las estrellas. Sobre ellas Pedro ha escrito más y mejor en una serie dedicada a ellas, yo haré aquí un brevísimo resumen que podría hacer enrojecer a alguien que sepa del tema.

La gran mayoría de estrellas se dedica a fusionar núcleos de hidrógeno para dar lugar a helio (el Sol, aparte de esto, se dedica a darnos calor y permitirnos la vida, por supuesto). Este proceso es una reacción exotérmica, es decir, es un proceso que libera energía. Conforme las estrellas van fusionando hidrógeno van envejeciendo, y cuando el hidrógeno empieza a escasearles, las estrellas con suficiente masa son capaces, entonces, de empezar a fusionar el helio para formar elementos más pesados, como berilio, carbono y oxigeno; las estrellas aun más masivas son capaces de ir fusionando sucesivamente estos elementos para formar aún más elementos pesados… hasta que asoma su cabeza el hierro, y es que ninguna estrella es capaz de fusionar elementos más pesados que el hierro. El hierro tiene el núcleo más estable, como ya he dicho antes; a partir de él las reacciones nucleares de fusión son reacciones endotérmicas, es decir, son procesos que requieren energía para producirse, y en las estrellas no se dan. Pero las estrellas que han llegado hasta ese punto no tienen un final feliz: dan lugar a una supernova, uno de los fenómenos más escalofriantes de la naturaleza, un fenómeno sencillamente… brutal. En fin, resumámoslo en que “la estrella explota de una forma salvaje“, y en este suceso se libera una energía descomunal, tan descomunal como para que se lleguen a formar átomos más pesados que el hierro.

En fin, los elementos creados en las supernovas que ocurrieron en las primeras etapas del universo se dispersaron por todas partes, y el Sistema Solar está en parte formado por estos elementos. Tú también. Eres polvo de estrella, amigo. Literalmente.

Como curiosidad, quiero que observéis el siguiente gráfico, en el que observamos la abundancia de los distintos elementos según su número atómico.

Gráfico de la abundancia de los elementos en función de su número atómico.

Observad que la tendencia es que la abundancia disminuya conforme aumenta Z, pero siempre va en zig zag con contadas excepciones. El litio, el berilio y el boro (Li, Be y B) tienen un defecto de poca abundancia según su Z, el hierro (Fe) es más abundante de lo que debería, el plomo (Pb) también, el hidrógeno y el helio son los más abundantes con gran diferencia, etc. Lo interesante es el zig-zag. Si miráis una tabla os daréis cuenta de algo: todos los elementos de los valles, es decir, entre los elementos más abundantes, son elementos con número atómico impar, mientras que los picos suelen ser elementos con número atómico par. De casualidad, por supuesto, nada. Esto ocurre igual con los isótopos según los neutrones que tengan, casi todos los estables tienen un número par de neutrones. Esto es así debido simplemente a que  el átomo es más estable de esta manera.

Bueno, ya estamos casi. Sólo un apunte un apunte muy, pero que ¡MUY importante! Trataré de que quede claro siempre que pueda haber confusión, pero lo advierto ya: ¡no confundas nunca el átomo de un elemento con la molécula de un elemento! ¿Lo cuálo? Podemos estar hablando de, por ejemplo, el átomo de hidrógeno (1 electron y un protón) o de la molécula de hidrógeno (dos átomos de hidrógeno unidos mediante un enlace covalente). Me he encontrado con que a veces la gente llega a confundir los dos términos, sobre todo cuando se habla sobre el átomo de un elemento en concreto y la persona que habla no aclara sobre qué se refiere, y es que hablar del hidrógeno a secas puede servir para ambos casos.

En fin, espero que  este artículo no os haya parecido un peñazo. En el siguiente artículo hablaremos de la historia y nacimiento de la tabla periódica. La verdad, el orden puede pareceros extraño pero inicialmente lo tenía pensado de forma distinta y la cosa era un caos.

Comentad qué os parece, si queréis que le ponga atención sobre algún aspecto concreto, o expresad vuestras quejas, dudas y correcciones. Serán bienvenidas.

Viendo que por aquí hay muchos cracks en la física, pero que hay pocos que se mojan con la química, he decidido que quizá ya es hora de poner mi granito de arena para solucionarlo, escribiendo una serie sobre la tabla periódica de los elementos.

Pedro está actualmente escribiendo una magnífica serie sobre los elementos de la tabla periódica (pero, junto a la de los premios Nobel, está destinada a ser acabada por sus hijos) y, la verdad, quizá pueda hacer algo sobre la misma tabla… pero distinto.

Dmitri Mendeléyev, padre de la tabla periódica.

Todo el mundo “sabe” qué es la tabla periódica, pero, ¿por qué periódica? ¿Por qué es como es, y no de otra forma? Trataré de responder estas preguntas, si el nivel del tema no me sobrepasa. Advierto que la idea es explicar la tabla periódica sin meterme muy a fondo, pero que trataré de que la cosa alcance un nivel digno, a los que la química les resbale estos artículos pueden parecerles pesados, aburridos… e incluso tóxicos.

La idea es escribir, al menos de momento, sobre los siguientes puntos:

1- Elementos y clasificación.

2- Historia de la tabla periódica.

3- Estructura electrónica del átomo.

4- Propiedades periódicas.

5- Grupos.

En el punto 1 hablaré de qué es un elemento (quizá es algo básico, pero sin las bases una casa se cae sola y sin ayuda), hablaré de los isótopos y de su estabilidad. Será un artículo introductorio para poder hablar de cosas más adelante sin que tenga que pararme a explicarlas.

En el punto 2  hablaré de cómo se trató de organizar los elementos antes del nacimiento de la tabla periódica moderna, cómo se fueron descubriendo los nuevos elementos, hasta, por supuesto, el genio Mendeleiev, y lo posterior.

En el punto 3 tendré que meterme en temas quizás algo más aburridos pero imprescindibles para saber un poco de química. Trataré de no hacerlo pesado y aburrido, hablaré sobre los orbitales y configuraciones electrónicas y sobre cómo se llegó a ellos. En otras palabras, os explicaré qué significa y cómo se llega a eso que muchos hemos hecho en el colegio: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²…

En el punto 4 ya entraré en la tabla periódica en sí, explicaré por qué se ordena así y no de otro modo, explicaré las propiedades periódicas, tales como electronegatividad y radio atómico entre otras, etc.

En el punto 5 hablaré sobre los grupos en general. Debo decir que trataré poco los metales de transición y aún menos los de transición interna (lantánidos y actínidos) comúnmente conocidos como tierras raras (nombre que no me gusta personalmente). Para mi horror, estos ocupan un muy buen pedazo de la tabla, y os parecerá quizá incomprensible, pero ya entraremos en el tema si llego. Seguramente será el grueso de la serie, y es que se podría escribir un libro de cada uno de ellos. Muy posiblemente dedique un artículo entero al hidrógeno, un artículo para cada grupo principal, y un par o más para los metales de transición. En cada artículo hablaré del grupo en sí y de las características comunes, tanto físicas como químicas… quizá me anime y comente algunos compuestos químicos importantes.

No sé cómo me quedará la serie, si serán pocos artículos o me quedará una anaconda de artículos uno detrás de otro… personalmente me da igual, siempre que pueda hacerlo y os guste.

No dudéis en corregirme o sugerirme cosas.

Hasta pronto.