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Diferencia entre elementos representativos y de transición ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: estos elementos suelen presentar número de oxidación de acuerdo al grupo en que se ubican; el número de grupo nos dice el estado de oxidación máximo del elemento. Los elementos pueden presentar varios estados de oxidación y estos dependen del número de grupo; si el grupo es PAR, los elementos tendrán CARGAS POSITIVAS PARES desde el CERO hasta el NUMERO DE GRUPO. Si es IMPAR, las CARGAS serán IMPARES. Los elementos NO METALICOS al combinarse con elementos de menor electronegatividad tienden a adquirir CARGAS NEGATIVAS, y esta será en un número que permita completar OCHO, al sumar el número de grupo con la cantidad de carga. Así tenemos que: el grupo VII A adquieren -1, en el VI A -2, los del V A -3 y algunos del IV A -4. Los ELEMENTOS DE TRANSICION regularmente presentan estado de oxidación +3; los grupos I y II suelen tener +1 y +2 como ocurre en Cu+1, Ag+1, Au+1 en el grupo I B y Zn+2, Cd+2 y Hg+2 del II B; también suele presentarse Cu+2, Au+3 y Hg+1. Los elementos de transición pueden adquirir números de oxidación positivos de acuerdo también al número de grupo como máximo. Propiedades de los elementos de transición Los elementos del bloque d pierden sus electrones de valencia s al formar compuestos. Además, la mayoría de ellos pueden perder también una cantidad variable de electrones d y de aquí que tengan diferentes números de valencia. Los elementos del grupo 13 al 11 presentan una transición desde los metales altamente reactivos del bloque s hasta los metales mucho menos reactivos del grupo 12 y del bloque p. Estos elementos se denominan metales de transición. Los metales de transición tienen incompletas las subcapas d o con facilidad dan origen a iones que tienen incompletas estas subcapas. Este atributo les confiere diversas propiedades sobresalientes, como su coloración particular, la capacidad de formar compuestos paramagnéticos, poseer actividad catalítica y, en especial, una gran tendencia a formar iones complejos. Los elementos de transición más comunes se encuentran en la primera serie: del escandio al cobre. Todos los elementos del bloque d son metales. La mayoría de estos “metales d" son buenos conductores eléctricos. Son maleables, dúctiles, brillantes, de color blanco plateado, y generalmente tienen puntos de fusión y ebullición más altos que los elementos de los grupos principales. Hay unas pocas excepciones notables: el mercurio tiene un punto de ebullición tan bajo que es líquido a temperatura ambiente, el cobre es rojo oscuro y el oro es amarillo.

Muchas de las propiedades de los elementos del bloque d pueden relacionarse con las formas de los orbitales d. En primer lugar, los lóbulos de dos orbitales d del mismo átomo ocupan posiciones claramente diferentes en el espacio. Como están relativamente alejados, los electrones en los diferentes orbitales ¬d se repelen entre sí muy débilmente. En los elementos del tercer periodo, del sodio al argón, los electrones externos se apantallan débilmente entre sí la carga nuclear adicional, y en consecuencia, el radio atómico disminuye con rapidez en ese orden y la electronegatividad y la energía de ionización aumentan de manera constante. En los metales de transición, la tendencia es distinta. Los electrones se añaden a la subcapa 3d más interna. Esos electrones 3d apantallan con mayor eficacia a los electrones 4s de la carga nuclear creciente que el apantallamiento entre los electrones externos, así que el radio atómico no disminuye tan rápido. Por la misma causa, el aumento de las electronegatividades y energías de ionización del escandio al cobre es mucho menor que del sodio al argón. Los radios atómicos de los elementos del bloque d decrecen al aumentar el número atómico por la zona izquierda de una fila y luego aumentan ligeramente hacia la derecha (la repulsión electrónica aumenta más que la carga nuclear efectiva). Los radios de los átomos de los periodos 5 y 6 son parecidos debido a la contracción de los lantánidos. Los metales de transición tienen un radio atómico relativamente pequeño. Estos elementos forman enlaces metálicos fuertes, lo que les permite tener densidades, puntos de fusión y ebullición, calores de fusión y de vaporización mayores que los de los metales pertenecientes a los grupos 1 y 2. Configuraciones electrónicas: Del escandio al cobre, los electrones se agregan a los orbitales 3d. Así, la configuración electrónica externa del escandio es 4s2 3d1, la del titanio 4s2 3d2, y así sucesivamente. En los grupos que encabezan el Cr y Cu los orbitales d semillenos son muy estables. La configuración electrónica del cromo es [Ar] 4s1 3d5. Cuando los metales de transición de la primera serie forman cationes, los electrones salen primero de los orbitales 4s y después de los orbitales 3d (contrario al orden en el que se llenan los orbitales en los átomos neutros). Por ejemplo, la configuración electrónica externa de Fe2+ es 3d6, no 4s2 3d4. Estados de oxidación: Los metales de transición presentan diversos estados de oxidación en sus compuestos. Los estados de oxidación comunes para cada elemento pueden ser +2,+3 o ambos. El primero

(+2) tiende a ser más estable al final de la serie, mientras que el segundo (+3) es más estable al principio. El estado de oxidación máximo para un metal de transición es +7, que es el caso del manganeso. Para los elementos que están a su derecha (Fe a Co), los números de oxidación son menores. El intervalo de estados de oxidación de un elemento del bloque d aumenta hacia el centro del bloque. Los compuestos con altos estados de oxidación tienden a ser oxidantes, los compuestos con bajos estados de oxidación tienden a ser reductores. El carácter ácido de los óxidos aumenta con el estado de oxidación del elemento. Los elementos del bloque d, del titanio al níquel, se obtienen químicamente de sus minerales y tienen muchos usos industriales; el escandio es altamente reactivo. El hierro se reduce por acción de coque y la piedra caliza en los altos hornos. El acero es una aleación del hierro con carbono y otros metales que modifican sus propiedades. La mayoría de los óxidos de los metales del bloque ¬d son básicos, sin embargo, los óxidos de un elemento dado muestran una tendencia al carácter ácido a medida que aumenta se número de oxidación. Los elementos del bloque d son excelentes ácidos de Lewis (aceptores de pares de electrones) y forman enlaces covalentes coordinados con moléculas e iones que pueden actuar como bases de Lewis (dadores de pares de electrones). Por ejemplo, la hemoglobina es un complejo de hierro. Los complejos de los metales del bloque d normalmente son coloreados y magnéticos. Las estructuras de los complejos: Un complejo de metal d está formado por un átomo o ion central al cual se adhiere un determinado número de moléculas o iones (normalmente cuatro o seis) llamados ligandos. Ejemplo: el ion hexacianoferrato (II), [Fe(CN)6]4-; el complejo neutro Ni(CO)4. Un complejo está formado por un ácido de Lewis (el átomo o ion metálico) y un determinado número de bases de Lewis (los ligandos). En un complejo, cada ligando tiene al menos un par de electrones solitarios con los que se enlaza al átomo o ion central formando un enlace covalente coordinado. Se dice que los ligandos se coordinan con el metal cuando forman el complejo. Los compuestos de coordinación son compuestos con enlaces covalentes coordinados. Los ligandos unidos directamente al ion central en un complejo (convencionalmente representado entre corchetes) forman la esfera de coordinación del ion central. El número de puntos en donde los ligandos se unen al átomo metálico central se denomina número de

coordinación del complejo: en el [Ni(CO)4] el número de coordinación es 4 y en el [Fe(CN)6]4- es 6. Si el metal central está coordinado a ligandos poli-dentados (se unen al metal en más de un sitio de unión), el compuesto formado se conoce con el nombre de quelato. Como el agua es una base de Lewis, forma complejos con la mayoría de los metales del bloque d cuando se disuelven en ella. Muchos complejos se preparan simplemente mezclando soluciones acuosas de iones de metales d con la base de Lewis apropiada. Como el ion acuoso Fe2+ en realidad esta complejado con agua en forma de [Fe(H2O)6]2+ , esta reacción constituye un ejemplo de reacción de sustitución, donde una base de Lewis ocupa el lugar de otra. El color de un complejo de metal ¬d depende de la naturaleza de los ligandos y del metal. En la mayoría de los casos, los complejos con un número de coordinación 6, tales como el [Fe(CN)6]4- , tienen sus ligandos en los vértices de un octaedro, con el ion metálico en el centro, y se denominan complejos octaédricos. En complejos con un número de coordinación 4, los ligandos se encuentran o bien en los vértices de un tetraedro, en forma de complejo tetraédrico, como en el [Cu(NH3)]2+ o en los vértices de un cuadrado, en complejos plano-cuadrados. Propiedades de los elementos representativos Es el grupo de elementos de la Tabla periódica que comprende a los elementos del grupo A; es decir, desde los del grupo IA (Alcalinos) al VIIIA inclusive (Gases nobles). Sin tomar en cuenta los Metales de transición algunos son metales y otros no metales[1] . Estos son: Alcalinos Alcalinotérreos Grupo del Boro Grupo del Carbono Grupo del Nitrógeno Grupo del Oxígeno Halógenos Gases Nobles

Características [editar]Los elementos representativos son conocidos así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su Capa de valencia y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia atómica máxima que el elemento puede presentar[2] . Recuerda que anteriormente hemos visto que las configuraciones electrónicas del H, Li y Na terminaban en s1. Si echas un vistazo al resto de elementos de ese grupo comprobarás que todos los elementos pertenecientes al grupo I tienen su configuración electrónica acabada en s1.La diferencia entre ellos radica en que los electrones pertenecen a capas o niveles distintos, es decir, su número cuántico principal (n) es diferente. Date cuenta de que esta tabla periódica solamente muestra la última parte de la configuración electrónica de cada uno de los átmos de cada elemento. La razón es que las propiedades químicas de un elemento están determinadas por la estructura electrónica más externa, por ello esta tabla periódica está preparada para que se indiquen sólo la configuración electrónica externa de cada átomo. Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto. El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling. Propiedades [editar]Tienen configuración electrónica ns2. Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo. A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos. Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ion dipositivo, M2+.