Periodicidad y Metales de Transición | Química UB

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APUNTES QUÍMICA Grado en Biología Universidad de Barcelona AprenAI 2026-2027 Apuntes de periodicidad para Biología en la UB: estructura periódica, propiedades periódicas, óxidos, metales de transición y complejos de coordinación.

APREN.AI Índice 1 Estructura general y organización de la tabla periódica Disposición por grupos, periodos y bloques Clasificación elemental y familias químicas 2 Propiedades periódicas y tendencias generales Definiciones de las propiedades periódicas fundamentales Tendencias a lo largo de grupos y periodos 3 Comportamiento químico en familias y reactividad de óxidos Reactividad en metales alcalinos y halógenos Tendencias en el periodo 3 y naturaleza de sus óxidos 4 Metales de transición: propiedades, estados de oxidación y magnetismo Definición y estados de oxidación Propiedades mecánicas, catálisis y comportamiento magnético 5 Complejos de coordinación y origen del color Estructura de los iones complejos y tipos de ligandos Desdoblamiento de orbitales d y origen del color Factores que alteran el color y serie espectroquímica 6 Resumen para repasar Estructura y clasificación periódica Propiedades periódicas y tendencias Reactividad y óxidos del periodo 3 Metales de transición y compuestos de coordinación Soluciones de las preguntas de repaso Estos apuntes pueden contener errores u omisiones.

Son un material de apoyo y no sustituyen al temario oficial ni al profesorado: contrasta la información importante. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 1 1 Estructura general y organización de la tabla periódica AL ACABAR SABRÁS Identificar la posición de un elemento químico según sus periodos, grupos y bloques energéticos. Relacionar la configuración electrónica de valencia con la estructura de la tabla periódica. PIÉNSALO ANTES DE LEER 1 ¿Por qué los elementos de una misma columna se comportan químicamente de manera tan similar? Disposición por grupos, periodos y bloques La tabla periódica moderna organiza los elementos químicos en orden creciente de su número atómico.

Esta disposición revela patrones repetitivos en su comportamiento químico y físico. Las columnas verticales reciben el nombre de grupos, mientras que las filas horizontales se denominan periodos. El número del periodo coincide de forma exacta con la cantidad de niveles energéticos principales ocupados por los electrones del átomo. Dentro de un periodo determinado, todas las capas internas se encuentran completamente saturadas, excepto el nivel de energía más exterior que se va completando de izquierda a derecha.

DEFINICIÓN Un grupo reúne elementos químicos en una misma columna vertical con igual número de electrones en su capa más externa o capa de valencia, lo que les confiere propiedades químicas análogas. El sistema se distribuye en cuatro regiones principales o bloques energéticos según el último orbital ocupado por los electrones en la configuración fundamental: Bloque s: formado por las dos primeras columnas y el helio, donde se rellenan los subniveles . Bloque p: situado a la derecha del sistema, correspondiente al llenado progresivo de los subniveles . Bloque d: zona intermedia que agrupa los metales de transición con llenado de subniveles .

Bloque f: filas inferiores que corresponden al llenado de los subniveles , integradas por los lantánidos y los actínidos. s p d f Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 2 Esquema de la tabla periódica dividida en bloques s, p, d y f. La posición de un elemento permite deducir su configuración electrónica fundamental de manera directa. A su vez, conocer el último subnivel ocupado y la cantidad de electrones de valencia ubica al elemento en una coordenada precisa del sistema periódico. COMPRUEBA 2 ¿Qué relación existe entre el número de periodo de un átomo y sus niveles energéticos?

Clasificación elemental y familias químicas Una línea divisoria separa a los metales de los no metales dentro del sistema periódico. Los metales se sitúan preferentemente a la izquierda y ocupan la mayor parte del sistema, mientras que los no metales quedan agrupados hacia la esquina superior derecha. En la zona intermedia se localizan los metaloides, especies con propiedades intermedias entre ambas categorías.

A lo largo de los bloques se identifican familias con características químicas homogéneas que conviene reconocer: Familia química Ubicación en la tabla Características principales Metales alcalinos Grupo 1 (excepto hidrógeno) Metales muy reactivos con un único electrón de valencia en subnivel . Metales alcalinotérreos Grupo 2 Metales con dos electrones exteriores en su subnivel . s s Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 3 Familia química Ubicación en la tabla Características principales Metales de transición Bloque d (grupos 3 al 12) Elementos con subniveles en proceso de llenado. Lantánidos y actínidos Bloque f Elementos de transición interna con ocupación de subniveles y .

Halógenos Grupo 17 No metales con siete electrones de valencia y marcada tendencia a captar un electrón. Gases nobles Grupo 18 Especies sumamente estables con capas electrónicas completamente llenas. ERROR FRECUENTE Confundir el helio como parte del bloque p por estar en el grupo 18. Aunque es un gas noble por tener su capa llena, su configuración es , por lo que pertenece formalmente al bloque s. COMPRUEBA 3 ¿En qué bloque y región se localizan los no metales y los halógenos? ESQUEMA Organización estructural de la tabla periódica IDEAS CLAVE Los elementos se ordenan por número atómico creciente en grupos verticales y periodos horizontales.

El número de periodo señala el nivel principal de energía externo que alberga electrones. La tabla se subdivide en bloques s, p, d y f según el orbital en el que se aloja el último electrón. Los metales predominan a la izquierda y centro, mientras que los no metales se sitúan hacia la derecha. d 4f 5f 1s2 Bloques principales División por orbitales Bloque s Alcalinos y alcalinotérreos Bloque p No metales y gases nobles Bloque d Metales de transición Bloque f Lantánidos y actínidos Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 4 COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 4. ¿Cómo se determina el número de electrones de valencia de un elemento representativo a partir de la tabla periódica? 5.

¿Qué familias químicas ocupan los extremos izquierdo y derecho de la tabla periódica? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 6. ¿Qué representa el número del periodo en la tabla periódica? 7. ¿En qué bloque se encuentran ubicados los metales alcalinos? 8. ¿Cuál es la característica compartida por los elementos del mismo grupo? 9. ¿Dónde se localizan los actínidos dentro de la tabla periódica? 2 Propiedades periódicas y tendencias generales AL ACABAR SABRÁS Definir con precisión el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Predecir y justificar la evolución de las propiedades periódicas a lo largo de un grupo y de un periodo. PIÉNSALO ANTES DE LEER 10 ¿Por qué arrancar un segundo electrón a un átomo siempre cuesta más energía que arrancar el primero?

La carga nuclear efectiva a) La cantidad de niveles principales ocupados b) El número de electrones de valencia c) El número total de neutrones d) Bloque p a) Bloque d b) Bloque s c) Bloque f d) Mismo radio atómico a) Igual número de electrones de valencia b) Mismo número de protones c) Misma cantidad de capas electrónicas d) En el bloque p a) En el bloque d b) En el bloque s c) En el bloque f d) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 5 Definiciones de las propiedades periódicas fundamentales La periodicidad química consiste en la variación regular y predecible de las propiedades físicas y químicas de los elementos según su ubicación en el sistema periódico.

DEFINICIÓN El radio atómico representa la distancia que separa el núcleo atómico del electrón más externo en un átomo neutro. Esquema del radio atómico determinado en una molécula diatómica homonuclear. Del mismo modo, el radio iónico define la distancia entre el núcleo y los electrones más periféricos cuando el elemento forma un ion. Los cationes presentan menor tamaño que sus átomos neutros porque pierden electrones externos, mientras que los aniones aumentan su tamaño por la repulsión electrónica adicional.

Las variaciones de energía asociadas a los electrones se cuantifican mediante dos magnitudes termodinámicas fundamentales: Primera energía de ionización: energía mínima necesaria para arrancar un mol de electrones a un mol de átomos gaseosos en su estado fundamental: Afinidad electrónica: energía que se libera cuando se añade un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso para formar aniones mononegativos: DEFINICIÓN La electronegatividad es la capacidad o tendencia relativa que posee un átomo dentro de un enlace covalente para atraer hacia sí el par de electrones compartidos. COMPRUEBA 11 ¿En qué se diferencian conceptualmente la afinidad electrónica y la electronegatividad?

X (g) X + (g) + e X + (g) e X (g) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 6 Tendencias a lo largo de grupos y periodos Al descender por un grupo, el número de niveles energéticos principales aumenta. Esto provoca que el radio atómico aumente hacia abajo. Como los electrones de valencia quedan más alejados y apantallados por las capas intermedias, la atracción nuclear sobre ellos decrece: la primera energía de ionización y la electronegatividad disminuyen de arriba hacia abajo. Al avanzar de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, los electrones se incorporan al mismo nivel energético principal mientras la carga nuclear aumenta con cada protón adicional.

Esto incrementa la atracción efectiva del núcleo sobre la nube electrónica, contrayendo el tamaño del átomo: Propiedad atómica Variación en un grupo (hacia abajo) Variación en un periodo (hacia la derecha) Radio atómico Aumenta (más capas electrónicas) Disminuye (mayor carga nuclear atractiva) Radio iónico (de iones análogos) Aumenta Disminuye Energía de ionización Disminuye (mayor distancia nuclear) Aumenta de forma general Electronegatividad Disminuye Aumenta Afinidad electrónica Disminuye en magnitud Aumenta de forma general Carácter metálico Aumenta Disminuye Gráfica de la primera energía de ionización en función del grupo en el periodo 3.

La energía de ionización en el periodo muestra una clara tendencia al alza a medida que los electrones están retenidos más firmemente, aunque presenta pequeñas discontinuidades vinculadas a la estabilidad de subniveles llenos o semillenos, como se aprecia entre magnesio y aluminio, o entre fósforo y azufre. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 7 Gráfica del incremento de electronegatividad en los elementos del tercer periodo. La electronegatividad asciende de forma continua a lo largo del periodo. Los metales presentan bajas electronegatividades porque ceden electrones fácilmente, mientras que los no metales alcanzan valores elevados al completar con avidez su última capa.

ERROR FRECUENTE Pensar que por tener más electrones, los átomos de la derecha de un periodo son más grandes. En realidad, como los electrones entran en la misma capa, la mayor carga positiva del núcleo los atrae con más fuerza y el radio disminuye. COMPRUEBA 12 ¿Por qué el radio atómico disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo?

PROCESO Causa de la contracción del radio atómico en un periodo 1 Aumento de protones Sube el número atómico 2 Misma capa externa Electrones en el mismo nivel 3 Mayor carga efectiva Atracción nuclear incrementada 4 Reducción del radio Nube electrónica comprimida Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 8 IDEAS CLAVE El radio atómico aumenta al descender en un grupo por la suma de capas y disminuye a lo largo de un periodo por la atracción de la carga nuclear creciente. La energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón gaseoso y crece hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

La electronegatividad evalúa la tracción sobre pares enlazantes y es máxima en la esquina superior derecha del sistema periódico. Los aniones siempre poseen mayor radio que sus átomos neutros, mientras que los cationes ven reducido su volumen. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 13. ¿Cómo evoluciona el carácter metálico a lo largo de la tabla periódica? 14. ¿Qué ocurre con los radios iónicos de iones con igual número de electrones a medida que aumenta la carga nuclear en un periodo? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 15. ¿Cómo varía el radio atómico a lo largo de un periodo? 16. ¿Qué describe la energía liberada al sumar un electrón a un átomo gaseoso? 17.

¿Qué elemento tiene menor primera energía de ionización en un grupo? 18. ¿Por qué los metales tienen baja electronegatividad?

Disminuye hacia la derecha a) Aumenta hasta la mitad y luego decrece b) Permanece completamente constante c) Aumenta hacia la derecha d) Energía de ionización a) Potencial de enlace b) Electronegatividad c) Afinidad electrónica d) El situado más arriba a) El situado más abajo b) El de menor masa atómica c) El que tiene menos capas electrónicas d) Porque tienen sus orbitales d llenos a) Porque tienen radios atómicos muy pequeños b) Porque pierden electrones con facilidad c) Porque retienen fuertemente sus capas externas d) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 9 3 Comportamiento químico en familias y reactividad de óxidos AL ACABAR SABRÁS Contrastar los factores que determinan la reactividad en los grupos 1 y 17.

Describir la variación de los puntos de fusión y el comportamiento ácido-base de los óxidos a lo largo del tercer periodo. PIÉNSALO ANTES DE LEER 19 ¿Por qué el agua reacciona violentamente con el cesio pero apenas lo hace con el litio? Reactividad en metales alcalinos y halógenos El carácter metálico cuantifica la facilidad con la que una especie química pierde electrones. Esta propiedad se incrementa al descender por los grupos y disminuye al desplazarse hacia la derecha a lo largo de un periodo. En el Grupo 1 (metales alcalinos), la reactividad aumenta de manera notable conforme se desciende en la columna.

Al añadir capas electrónicas, la distancia del electrón exterior al núcleo crece y el apantallamiento aumenta. Como resultado, la energía requerida para perder ese único electrón disminuye drásticamente, favoreciendo la reacción química. De forma paralela, sus puntos de fusión disminuyen al descender, puesto que el radio atómico mayor debilita el enlace metálico que cohesiona la red cristalina. Por el contrario, en el Grupo 17 (halógenos) la reactividad sigue un patrón inverso: la reactividad disminuye al descender. Para estos elementos no metálicos, la reactividad depende de su capacidad para atraer e incorporar un electrón adicional.

A medida que el átomo es más voluminoso, el núcleo ejerce menor atracción sobre los electrones entrantes. En cuanto a sus puntos de fusión y ebullición, estos aumentan conforme se baja en el grupo debido al incremento en el número total de electrones, lo que eleva la intensidad de las fuerzas dispersivas intermoleculares de Van der Waals. COMPRUEBA 20 ¿Por qué la reactividad de los alcalinos aumenta hacia abajo mientras que la de los halógenos disminuye?

Tendencias en el periodo 3 y naturaleza de sus óxidos El estudio horizontal del periodo 3 ilustra la transición desde el comportamiento plenamente metálico hasta el carácter netamente no metálico: Sodio, magnesio y aluminio: son metales sólidos, brillantes, maleables y dúctiles con alta conductividad térmica y eléctrica. Actúan típicamente como agentes reductores al ceder sus electrones para dar cationes. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 10 Fósforo, azufre, cloro y argón: son no metales que pueden existir en fases sólida, líquida o gaseosa, poseen comportamiento oxidante y forman aniones o enlaces covalentes.

Los puntos de fusión crecen a lo largo del periodo hasta alcanzar su máximo en el grupo 14 debido a la presencia de redes covalentes gigantes (como en el silicio), y caen bruscamente en los grupos posteriores dominados por estructuras moleculares discretas con enlaces covalentes y fuerzas intermoleculares más débiles. El comportamiento ácido-base de los óxidos experimenta un cambio continuo a lo largo del periodo, pasando de básico a anfótero y finalmente a ácido: Elemento Tipo de óxido Carácter químico y reacción con agua Sodio y Magnesio Óxidos metálicos básicos Reaccionan con agua produciendo disoluciones alcalinas (básicas) que neutralizan ácidos.

Aluminio Óxido anfótero ( ) Insoluble en agua; puede reaccionar y comportarse tanto como base frente a ácidos, como frente a bases. Fósforo, Azufre y Cloro Óxidos no metálicos ácidos Se disuelven en agua generando disoluciones ácidas que son neutralizadas por bases. PARA RECORDARLO Metales generan óxidos básicos; no metales producen óxidos ácidos; los elementos frontera como el aluminio generan especies anfóteras. ERROR FRECUENTE Considerar el óxido de aluminio ( ) como un óxido soluble o puramente básico por contener un metal. Es un compuesto insoluble y de naturaleza estrictamente anfótera.

COMPRUEBA 21 ¿Cómo varía el carácter químico de los óxidos al desplazarse de izquierda a derecha en el tercer periodo? PROCESO Transición ácido-base de los óxidos del periodo 3 1 Óxidos de Na y Mg Carácter marcadamente básico 2 Óxido de aluminio Comportamiento anfótero 3 Óxidos de P, S y Cl Carácter marcadamente ácido Al O 2 3 Al O 2 3 Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 11 IDEAS CLAVE En los metales alcalinos la reactividad crece hacia abajo por la menor atracción sobre el electrón de valencia. En los halógenos la reactividad disminuye hacia abajo porque los átomos más grandes atraen con menor fuerza los electrones que necesitan captar.

Los puntos de fusión en un periodo aumentan hasta el grupo 14 por la formación de redes tridimensionales y descienden después en sustancias moleculares. Los óxidos metálicos tienen propiedades básicas, los de no metales son ácidos y el óxido de aluminio posee comportamiento anfótero. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 22. ¿Por qué el punto de fusión disminuye al descender en el grupo 1 pero aumenta al descender en el grupo 17? 23. ¿Qué implica que el óxido de aluminio sea una sustancia anfótera? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 24. ¿Cómo evoluciona la reactividad al descender en el grupo de los alcalinos? 25.

¿Por qué baja la reactividad en los halógenos conforme se desciende en el grupo? 26. ¿En qué grupo de un periodo suele alcanzarse el punto de fusión máximo? 27. ¿Qué carácter ácido-base presenta el óxido de aluminio?

Aumenta progresivamente a) Permanece constante b) Disminuye notablemente c) Desaparece por completo d) Porque forman enlaces metálicos rígidos a) Porque aumenta la carga nuclear relativa b) Porque disminuye el radio atómico c) Porque atraen electrones con menor fuerza d) Grupo 17 a) Grupo 1 b) Grupo 14 c) Grupo 2 d) Neutro inerte a) Netamente ácido b) Anfótero c) Exclusivamente básico d) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 12 4 Metales de transición: propiedades, estados de oxidación y magnetismo AL ACABAR SABRÁS Definir el concepto de metal de transición justificando la exclusión del zinc.

Relacionar la estructura electrónica de los elementos del bloque d con sus propiedades magnéticas y catalíticas. PIÉNSALO ANTES DE LEER 28 ¿Por qué el hierro es atraído fuertemente por los imanes mientras que el cobre metálico no lo es? Definición y estados de oxidación DEFINICIÓN Un metal de transición es aquel elemento cuyos átomos presentan orbitales incompletos o que pueden generar al menos un catión estable que posea un subnivel incompleto. Bajo este criterio formal, el zinc no se clasifica como metal de transición. El zinc neutro posee una configuración externa y, al ionizarse, forma únicamente el ion con configuración , manteniendo el subnivel totalmente lleno.

Esquema del llenado de orbitales 4s y 3d desde el escandio hasta el manganeso. Al formar iones positivos, los electrones ocupan inicialmente el nivel de valencia más externo. Los electrones de la subcapa tienen menor energía en el átomo libre, pero se eliminan antes que los electrones del subnivel 3d durante el proceso de ionización. Como resultado, prácticamente todos los elementos de la primera serie de transición manifiestan un estado de oxidación característico de +2 al desprenderse de sus dos electrones . d d 3d 4s 10 2 Zn2+ 3d10 d 4s s Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 13 Además de +2, los metales del bloque d exhiben estados de oxidación variables.

Las energías de ionización sucesivas aumentan de forma muy gradual, sin saltos energéticos abruptos, permitiendo la pérdida progresiva de electrones dependiendo de los reactivos y las condiciones químicas del entorno. A excepción del escandio (que exhibe solo +3) y del zinc, los elementos de la serie presentan múltiples grados de oxidación, alcanzando el manganeso el valor más alto con un estado de +7. COMPRUEBA 29 ¿Por qué el zinc forma parte del bloque d pero no se cataloga como metal de transición?

Propiedades mecánicas, catálisis y comportamiento magnético Desde el punto de vista macroscópico, los metales de transición comparten características físicas metálicas bien definidas: Elevada conductividad eléctrica y térmica. Altos puntos de fusión y densidades considerables. Gran resistencia a la tracción, ductilidad y maleabilidad. Químicamente destacan por su capacidad para actuar como catalizadores en numerosos procesos industriales y biológicos.

Por ejemplo, el hierro metálico cataliza la síntesis de amoníaco en el proceso de Haber, el pentóxido de vanadio ( ) actúa en el proceso de contacto para la síntesis de ácido sulfúrico, y los iones intervienen en multitud de rutas redox celulares. El comportamiento magnético de estas especies se halla supeditado a la presencia y configuración de sus electrones: Tipo de magnetismo Estructura electrónica Efecto frente a campos magnéticos Diamagnetismo Todos los electrones se encuentran apareados. Repelido de forma débil por los campos magnéticos externos. Paramagnetismo Contiene uno o más electrones desapareados en sus orbitales.

Atraído por el campo externo; la fuerza de atracción crece con el número de electrones libres. Ferromagnetismo Electrones desapareados alineados en dominios microscópicos (hierro, cobalto y níquel). Atracción magnética extraordinariamente potente y permanente. Esquema de orbitales con electrones apareados característico de una sustancia diamagnética. d V O 2 5 Fe2+ Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 14 Cuando los electrones están agrupados por pares, sus espines magnéticos se cancelan recíprocamente, anulando el campo magnético neto (comportamiento diamagnético).

En cambio, los electrones desapareados giran generando momentos magnéticos individuales que se alinean con los campos exteriores (paramagnetismo). Esquema de espines desapareados en orbitales responsable del comportamiento paramagnético. ERROR FRECUENTE Retirar electrones del subnivel 3d antes que del 4s al formular la configuración de un catión de transición. En la ionización, se pierden invariablemente los electrones 4s en primer lugar. COMPRUEBA 30 ¿Qué condición cuántica determina que un complejo o átomo de transición sea paramagnético?

PROCESO Secuencia de ionización en metales de transición 3d 1 Átomo neutro Configuración [Ar] 3d^n 4s^2 2 Pérdida de 4s Se eliminan los dos electrones externos 3 Estado de oxidación +2 Catión con subnivel 3d^n 4 Pérdida de 3d Acceso a estados va riables (+3 a +7) IDEAS CLAVE Un metal de transición posee subniveles d parcialmente llenos en sus átomos o en sus iones comunes. El zinc no es un elemento de transición porque mantiene su subnivel 3d completo (3d¹ ) en estado elemental y en su ion Zn² . Al ionizarse, los metales de transición pierden siempre primero los electrones 4s antes de extraer electrones 3d.

El magnetismo depende de los electrones desapareados: diamagnético si están apareados, y paramagnético o ferromagnético si existen espines libres. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 15 COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 31. ¿Por qué los metales de transición pueden alcanzar varios estados de oxidación? 32. ¿Qué metales presentan la propiedad del ferromagnetismo en la primera fila de transición? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 33. ¿Por qué el Zn no se considera metal de transición? 34. ¿Qué electrones se liberan primero al ionizarse un metal de la primera serie de transición? 35.

¿Cómo responde una sustancia diamagnética ante un campo magnético exterior? 36. ¿Qué catalizador se emplea habitualmente en el proceso de Haber para obtener amoníaco? 5 Complejos de coordinación y origen del color AL ACABAR SABRÁS Definir el enlace de coordinación, identificar ligandos y calcular cargas en iones complejos. Explicar el desdoblamiento del subnivel d y deducir el origen del color observado a partir de la serie espectroquímica. PIÉNSALO ANTES DE LEER 37 ¿Por qué una disolución de sulfato de cobre(II) es de color azul intenso mientras que una disolución de sulfato de zinc es totalmente transparente?

Porque tiene bajo punto de fusión a) No forma iones d incompletos b) No conduce la corriente eléctrica c) Porque carece de brillo metálico d) Electrones del subnivel 3d a) Se liberan simultáneamente de 3d y 4s b) Electrones del subnivel 3p c) Electrones del subnivel 4s d) No sufre ninguna interacción detectable a) Es atraída intensamente b) Es débilmente repelida c) Mantiene imantación permanente d) Zinc metálico a) Hierro b) Óxido de vanadio c) Níquel puro d) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 16 Estructura de los iones complejos y tipos de ligandos Un ion complejo o compuesto de coordinación se forma cuando uno o varios ligandos se unen a un átomo o ion metálico central mediante enlaces covalentes coordinados o dativos.

DEFINICIÓN Un ligando es un ion o molécula neutra que cuenta con al menos un par solitario de electrones no enlazantes con el cual forma un enlace coordinado donándolo al ion central. Estructuras de Lewis de H O y NH que muestran los pares solitarios donantes. Los ligandos se clasifican según el número de pares electrónicos que pueden aportar de forma coordinada a la especie metálica central: Ligandos monodentados: poseen un único par solitario disponible para coordinarse con el metal. Ejemplos fundamentales son el agua ( ), el amoníaco ( ), el ion cianuro ( ) o los iones haluro.

Ligandos polidentados: especies que cuentan con dos o más pares solitarios independientes capaces de enlazarse simultáneamente con el centro metálico formando estructuras quelato. El número de coordinación representa la cantidad total de enlaces covalentes coordinados que los ligandos establecen con el átomo o ion central. Por ejemplo, en el complejo , el catión hierro está rodeado por seis moléculas de agua neutras, por lo que su número de coordinación es seis y la carga total (+2) coincide con el número de oxidación del metal central. COMPRUEBA 38 ¿Cuál es el estado de oxidación del metal en el ion complejo [Fe(H O) ]² y por qué?

H O 2 NH 3 CN [Fe(H O) ] 2 6 2+ Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 17 Desdoblamiento de orbitales d y origen del color A diferencia de los compuestos de los grupos representativos 1, 2 o 13, que suelen ser incoloros o blancos (igual que las especies de zinc), los compuestos de metales de transición destacan por presentar colores intensos. En un átomo o catión metálico aislado, los cinco orbitales poseen exactamente la misma energía (son orbitales degenerados).

Sin embargo, cuando los ligandos se aproximan al metal para formar el complejo octaédrico, los pares de electrones no enlazantes de los ligandos interaccionan con la nube electrónica del metal: EJEMPLO Si una disolución absorbe luz visible en la región espectral del rojo, la luz transmitida a través de la cubeta mostrará su tono complementario, viéndose de color verde o azul verdoso. Factores que alteran el color y serie espectroquímica La magnitud del desdoblamiento energético entre orbitales d determina qué frecuencias de luz se absorben.

Existen cuatro factores principales que condicionan este salto energético y cambian el color de la sustancia: La naturaleza y periodo del elemento metálico de transición. El estado de oxidación del catión: a mayor estado de oxidación, mayor es la división o salto energético entre los orbitales. La identidad concreta del ion metálico. La naturaleza química del ligando enlazado.

Los ligandos se ordenan en función de su capacidad para separar energéticamente los orbitales d según la denominada serie espectroquímica: Los iones yoduro ( ) provocan la menor separación energética de los orbitales d (campo débil), mientras que el monóxido de carbono (CO) induce la mayor división energética (campo fuerte). d La repulsión electrostática entre electrones de los ligandos y los orbitales metálicos produce la ruptura de la degeneración. 1 Los cinco orbitales se desdoblan en dos conjuntos con energías diferenciadas: tres orbitales a menor energía y dos orbitales a mayor energía.

2 La diferencia de energía ( ) existente entre estos dos niveles equivale a las longitudes de onda correspondientes al espectro de la luz visible. 3 E Cuando incide luz blanca, un electrón del nivel inferior absorbe un fotón de energía precisa y se promociona al nivel superior (transición d-d). 4 El ojo humano observa la radiación no absorbida, percibiendo el color complementario de la longitud de onda que ha sido retenida por el complejo. 5 I < Br < S < 2 Cl < F < OH < H O < 2 SCN < NH < 3 CN < CO I Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 18 ERROR FRECUENTE Creer que el color que presenta la disolución es el color de la luz absorbida.

El color observado es siempre el color complementario del que absorben los electrones d al excitarse. COMPRUEBA 39 ¿Qué provoca ligandos como el cianuro o el monóxido de carbono en la división de los orbitales d frente a ligandos haluro? PROCESO Mecanismo de generación de color en complejos d IDEAS CLAVE Un complejo consiste en un ion metálico rodeado por ligandos que aportan pares solitarios mediante enlaces dativos. Los ligandos aproximados provocan que los cinco orbitales d se separen en dos niveles de energía diferenciada (3 inferiores y 2 superiores). La absorción de fotones de luz visible excita electrones entre los orbitales d desdoblados, transmitiendo el color complementario.

La separación energética depende del catión metálico, su estado de oxidación y la posición del ligando en la serie espectroquímica. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 40. ¿Por qué los compuestos de zinc acuoso y de metales alcalinos carecen de color? 41. ¿Qué ligando causa el mayor desdoblamiento del subnivel d en la serie espectroquímica?

Orbitales d degenerados Cinco orbitales a idéntica energía 1 Aproximación de ligandos Repulsión electrónica asimétrica 2 Desdoblamiento energético 3 orbitales inferiores y 2 superiores 3 Excitación d-d Absorción selectiva de luz visible 4 Transmisión del color Percepción del complementario 5 Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 19 Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 42. ¿Qué tipo de enlace une al ligando con el catión central en un complejo? 43. ¿En cuántos niveles de energía se divide el subnivel d en un complejo octaédrico? 44. ¿Qué color se observa al mirar una disolución de un complejo metálico? 45.

¿Qué ligando de los siguientes produce la menor separación en los orbitales d? 6 Resumen para repasar Estructura y clasificación periódica Concepto Definición Grupo Columna vertical de la tabla periódica con elementos que poseen igual número de electrones de valencia y propiedades químicas análogas. Periodo Fila horizontal que indica el nivel energético principal más externo ocupado por los electrones del átomo. Bloques s, p, d, f Regiones de la tabla periódica determinadas por el último orbital u subnivel atómico en proceso de llenado.

Enlace metálico deslocalizado a) Iónico puro no polarizable b) Fuerzas de dispersión de London c) Covalente coordinado o dativo d) En tres niveles simétricos de igual altura a) En cuatro niveles independientes b) En dos niveles: cuatro inferiores y uno superior c) En dos niveles: tres inferiores y dos superiores d) Exactamente la luz que ha sido absorbida a) El color complementario al absorbido b) La longitud de onda emitida por el ligando c) Siempre luz blanca reflejada d) Ion yoduro (I ) a) Monóxido de carbono (CO) b) Amoníaco (NH ) c) Ion cianuro (CN ) d) Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 20 Propiedades periódicas y tendencias Concepto Definición Radio atómico Distancia entre el núcleo y el electrón más periférico; aumenta al descender en un grupo y disminuye hacia la derecha en un periodo.

Radio iónico Tamaño de un ion; los cationes son menores que sus átomos neutros y los aniones son mayores por repulsión interelectrónica. Energía de ionización Energía mínima necesaria para arrancar un mol de electrones a un mol de átomos gaseosos en su estado fundamental. Afinidad electrónica Energía desprendida cuando se incorpora un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso. Electronegatividad Medida cuantitativa de la atracción que ejerce un átomo sobre el par de electrones que comparte en un enlace covalente. Carácter metálico Tendencia de un átomo a perder electrones; crece al descender por un grupo y disminuye a lo largo de un periodo.

Reactividad y óxidos del periodo 3 Concepto Definición Metales alcalinos (grupo 1) Metales con tendencia a oxidarse cuya reactividad química aumenta hacia abajo por menor retención del electrón exterior. Halógenos (grupo 17) No metales oxidantes cuya reactividad disminuye hacia abajo debido a la menor atracción del núcleo sobre electrones entrantes. Óxido básico Compuesto formado por metales (como o MgO) que reacciona con agua generando disoluciones alcalinas. Óxido anfótero Compuesto como el que resulta insoluble en agua y puede reaccionar químicamente tanto con ácidos como con bases.

Óxido ácido Compuesto formado por no metales (como o ) que se disuelve en agua produciendo disoluciones ácidas. Metales de transición y compuestos de coordinación Concepto Definición Metal de transición Elemento con subnivel d incompleto en estado elemental o en alguno de sus cationes estables; excluye formalmente al zinc ( ). Ionización en bloque d Pérdida inicial de los electrones del orbital 4s antes de extraer electrones 3d, manifestando habitualmente estado de oxidación +2.

Na O 2 Al O 2 3 P O 4 10 SO 3 3d10 Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 21 Concepto Definición Paramagnetismo Atracción hacia campos magnéticos externos debida a la existencia de electrones desapareados en los orbitales atómicos. Diamagnetismo Débil repulsión frente a campos magnéticos debida a la cancelación de espines cuando todos los electrones están apareados. Ligando Especie con al menos un par electrónico solitario disponible para formar un enlace covalente coordinado con un ion central. Número de coordinación Cantidad total de enlaces dativos o coordinados que los ligandos establecen con el átomo o catión metálico central.

Desdoblamiento d-d Separación de los cinco orbitales d en dos niveles de energía diferenciada (tres inferiores y dos superiores) por repulsión de los ligandos. Serie espectroquímica Ordenación de ligandos según la magnitud de desdoblamiento energético que inducen en los orbitales d ( ). I < H O < 2 CO Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 22 Soluciones de las preguntas de repaso 1. Porque poseen la misma cantidad de electrones en su capa exterior, que son los que participan en los enlaces químicos. 2. El número de periodo equivale exactamente a la cantidad de capas o niveles de energía principales ocupados con electrones. 3.

Se localizan en la región derecha de la tabla periódica, ocupando el bloque p. 4. Se obtiene observando el grupo al que pertenece el elemento en las columnas de los bloques s y p. 5. A la izquierda se sitúan los metales alcalinos y alcalinotérreos, y a la derecha los halógenos y los gases nobles. 6. b) La cantidad de niveles principales ocupados. El periodo indica la capa externa o nivel principal de energía en el que se ubican los electrones. 7. c) Bloque s. Los metales alcalinos tienen su electrón más externo en un orbital s, por lo que forman el bloque s. 8. b) Igual número de electrones de valencia.

Los elementos de una misma columna o grupo presentan la misma cantidad de electrones de valencia. 9. d) En el bloque f. Tanto lantánidos como actínidos integran el bloque f, situado en la franja inferior de la tabla. 10. Porque el segundo electrón se extrae de un catión positivo con menor apantallamiento, donde los protones nucleares atraen a los electrones restantes con mayor fuerza. 11. La afinidad electrónica mide el intercambio energético de un átomo gaseoso aislado al captar un electrón, mientras que la electronegatividad mide la atracción sobre electrones ya compartidos en un enlace covalente. 12.

Porque la carga nuclear aumenta sin que se añadan nuevas capas, atrayendo a los electrones externos con más fuerza hacia el núcleo. 13. Aumenta al descender por un grupo y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. 14. Disminuyen, puesto que una mayor cantidad de protones ejerce una mayor fuerza atractiva sobre el mismo número de electrones. 15. a) Disminuye hacia la derecha. Al aumentar la carga nuclear en el mismo nivel energético, los electrones son atraídos con mayor intensidad hacia el núcleo. 16. d) Afinidad electrónica. La afinidad electrónica se define como la energía implicada al adicionar un electrón a un átomo neutro gaseoso. 17. b) El situado más abajo.

Al descender, los electrones de valencia están más alejados del núcleo y requieren menor energía para ser extraídos. 18. c) Porque pierden electrones con facilidad. Los metales ceden con facilidad sus electrones de valencia y atraen débilmente a los pares enlazantes. 19. Porque el cesio tiene sus electrones de valencia en capas mucho más alejadas del núcleo, perdiéndolos con una facilidad drásticamente mayor. 20. Los alcalinos reaccionan perdiendo un electrón (más fácil en átomos grandes), mientras que los halógenos reaccionan ganándolo (más eficaz con núcleos cercanos y átomos pequeños). Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 23 21.

Pasa de ser netamente básico en los metales de la izquierda a anfótero en el aluminio, y se convierte en ácido en los no metales de la derecha. 22. En el grupo 1 disminuye porque el enlace metálico se debilita con radios atómicos mayores; en el 17 aumenta porque las fuerzas intermoleculares de Van der Waals crecen al haber más electrones. 23. Significa que posee la capacidad dual de reaccionar químicamente tanto con sustancias ácidas como con compuestos básicos. 24. a) Aumenta progresivamente. El electrón externo está más apantallado y alejado del núcleo, lo que facilita su pérdida durante la reacción. 25. d) Porque atraen electrones con menor fuerza.

Al aumentar el radio y el apantallamiento, la atracción del núcleo sobre electrones adicionales externos se reduce. 26. c) Grupo 14. El grupo 14 presenta elementos que forman redes macrocovalentes gigantes de gran estabilidad térmica. 27. c) Anfótero. El óxido de aluminio es anfótero, por lo que reacciona tanto con disoluciones ácidas como básicas. 28. Porque el hierro posee electrones desapareados capaces de cooperar y alinearse en dominios magnéticos, a diferencia del cobre que carece de esa estructura de dominios. 29. Porque ni en su estado fundamental neutro ni en su ion Zn² posee orbitales d incompletos; su subnivel 3d siempre permanece lleno con 10 electrones. 30.

La existencia de uno o más electrones desapareados en sus orbitales atómicos o moleculares. 31. Porque las energías de ionización sucesivas se incrementan gradualmente sin mostrar los grandes saltos que separan capas electrónicas completas. 32. El hierro, el cobalto y el níquel, debido a la alineación coordinada de electrones desapareados en dominios macroscópicos. 33. b) No forma iones d incompletos. Tanto el Zn metálico como el catión Zn² tienen la subcapa 3d totalmente completa con 10 electrones. 34. d) Electrones del subnivel 4s. Los electrones de la capa de valencia más externa (4s) se pierden siempre antes que los de la subcapa 3d. 35. c) Es débilmente repelida.

Al tener todos sus electrones apareados, sus momentos magnéticos se cancelan y es repelida débilmente. 36. b) Hierro. El hierro es el catalizador metálico de transición empleado característicamente en la síntesis de Haber. 37. Porque el catión Cu² tiene un subnivel d incompleto que permite transiciones electrónicas al absorber luz visible, mientras que el Zn² tiene sus orbitales d totalmente saturados. 38. Es +2, ya que las seis moléculas de agua son ligandos neutros y la carga del complejo recae íntegramente sobre el ion metálico central. 39. Producen una división energética mucho mayor entre los dos niveles de orbitales d al situarse en el extremo superior de la serie espectroquímica. 40.

Porque no tienen electrones en orbitales d con capacidad de experimentar transiciones electrónicas d-d en el rango visible (el Zn tiene el nivel d completo y los alcalinos carecen de subnivel d ocupado). 41. El monóxido de carbono (CO), seguido por el ion cianuro (CN ). 42. d) Covalente coordinado o dativo. El ligando dona ambos electrones de su par solitario formando un enlace covalente dativo con el catión metálico. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 24 43. d) En dos niveles: tres inferiores y dos superiores. La repulsión separa los cinco orbitales d en un grupo inferior de tres y uno superior de dos orbitales. 44. b) El color complementario al absorbido.

La luz transmitida y observada corresponde a los colores complementarios de las longitudes de onda absorbidas en la transición. 45. a) Ion yoduro (I ). El ion yoduro se sitúa en el extremo inferior de la serie espectroquímica y causa la menor división energética. Periodicidad y Metales de Transición " Química UB 25