Elementos del bloque d
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Los elementos del bloque d son aquellos elementos del Sistema Periódico cuyos electrones del último nivel se encuentran en orbitales d. Estos elementos se encuentran situados en el centro de la tabla periódica, en los grupos 3 a 12 y en los periodos 4 a 7. Puesto que existen cinco orbitales d, el número máximo de elementos por periodo que puede haber en este bloque es de diez. Los elementos de este bloque también reciben el nombre de metales de transición, pues sus propiedades físicas y químicas son una transición entre los metales fuertemente electropositivos de los grupos 1 y 2 y los metales débilmente electropositivos de los grupos 13 al 16. El grupo 12 o grupo del Zn tiene un comportamiento algo diferente al resto de los metales de transición, ya que tienen la configuración electrónica d completa (ns2(n-1)d10 , donde n representa el periodo), por lo que suelen formar solamente, con excepción del mercurio, compuestos en estados de oxidación (II), por pérdida de los dos electrones s.[1] De los elementos del bloque d, los que ocupan los periodos 4 a 6 son elementos que se encuentran en la naturaleza, formando diferentes compuestos, mientras que todos los del periodo 7 son artificiales y de naturaleza radiactiva, generalmente con periodos de vida muy cortos.
Características del bloque
En el diagrama se muestra la tabla periódica dividida en bloques con la posición que ocupa el bloque d. El bloque está formado por cuarenta elementos, todos ellos metálicos, de los cuales solo treinta es posible encontrarlos en la naturaleza, bien en forma nativa, (oro, plata, mercurio y cobre) o bien combinados con otros elementos, formando diversos compuestos. Los diez elementos restantes son elementos artificiales descubiertos recientemente, presentándose como isótopos radiactivos de vida muy corta. Los elementos de este bloque contienen electrones en orbitales d con una configuración electrónica ns2(n-1)d(1-10) donde n indica el periodo en el que se encuentran.
De los elementos naturales, la mayoría de ellos tienen elevados puntos de fusión y de ebullición y entalpías de vaporización relativamente grandes. Los elementos excepcionales en este aspecto son los del grupo 12: el cinc, el cadmio y el mercurio. Estos metales tienen puntos de fusión relativamente bajos, hasta el punto de que el mercurio metálico es líquido a temperatura ambiente y, además, son moderadamente volátiles. Como los elementos de este grupo tienen los orbitales d completamente llenos, el comportamiento diferente, hace pensar que son los electrones d los que intervienen en el enlace metálico y los que contribuyen a la cohesión del cristal metálico.[2]
Debido a la relativamente pequeña diferencia de energía entre los electrones del orbital d, el número de electrones que participan en el enlace químico puede variar. Los elementos del bloque d tienden a presentar dos o más estados de oxidación, con diferencias múltiplos de uno. Los estados de oxidación más comunes son (II) y (III). El cromo, el hierro, el molibdeno, el rutenio, el tungsteno y el osmio pueden tener números de oxidación formales tan bajos como (-IV); el iridio tiene la singular distinción de ser capaz de alcanzar un estado de oxidación de (IX), aunque solo en condiciones poco convencionales. Un caso diferente son los elementos del grupo del zinc (grupo 12), que al tener todos lo orbitales de ocupados por electrones, presentan características diferentes en cuanto a reactividad. En este grupo, salvo el mercurio que presenta los estados de oxidación (I) y (II), los otros elementos solo presentan un estado único de oxidación, el estado (II). Esto es debido a es más fácil perder los electrones s que los d.
A continuación se muestran en la tabla los elementos pertenecientes al bloque d, indicando su número atómico, nombre y símbolo y su posición en la Tabla Periódica. Algunas fuentes clasifican los elementos de los grupos 11 y 12 con orbitales d completos por separado, como elementos del bloque ds.[3] En la actualidad hay controversia sobre los elementos que deberían incluirse en el grupo 3; si Sc, Y, Lu y Lr o, como en la tablas periódicas anteriores, Sc, Y, La y Ac. Sobre esta cuestión la IUPAC ha iniciado un proyecto con el fin de unificar criterios.[4]
| Period. | Grupo 3 | Grupo 4 | Grupo 5 | Grupo 6 | Grupo 7 | Grupo 8 | Grupo 9 | Grupo 10 | Grupo 11 | Grupo 12 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 4 | 21. Escandio; Sc | 22.Titanio; Ti | 23. Vanadio; V | 24. Cromo; Cr | 25. Manganeso; Mn | 26. Hierro; Fe | 27. Cobalto; Co | 28. Níquel; Ni | 29. Cobre; Cu | 30. Zinc; Zn |
| 5 | 39. Itrio; Y | 40. Circonio; Zr | 41. Niobio; Nb | 42. Molibdeno: Mo | 43. Tecnecio; Tc | 44. Rutenio; Ru | 45. Rodio; Rh | 46. Paladio; Pd | 47. Plata; Ag | 48. Cadmio; Cd |
| 6 | 71. Lutecio; Lu | 72. Hafnio; Hf | 73. Tántalo; Ta | 74. Wolframio; W | 75. Renio; Re | 76. Osmio; Os | 77. Iridio; Ir | 78. Platino, Pt | 79. Oro; Au | 80. Mercurio, Hg |
| 7 | 103. Lawrencio; Lr | 104. Rutherfordio; Rf | 105. Dubnio; Db | 106. Seaborgio; Sg | 107. Bohrio; Bh | 108. Hasio;
Hs |
109. Meitnerio; Mt | 110. Darmstadtio; Ds | 111. Roentgenio; Rg | 112. Copernicio; Cn |
A nivel de periodo, existen importantes diferencias entre los elementos ubicados en el periodo 4 con respecto a los de los periodos 5 y 6. Los elementos más ligeros del bloque, los pertenecientes al periodo 4 presentan entre ellos aspectos químicos muy diferenciados, mientras que los elementos más pesados, los correspondientes a los grupos 5 y 6 tienen propiedades más parecidas entre ellos, sobre todo los correspondientes al mismo periodo. Además, dentro del bloque, los primeros cinco elementos de cada periodo, los que presentan orbitales d vacíos además de los dos electrones s, forman compuestos cuyo estado de oxidación máximo es el del grupo al que pertenecen. Esta tendencia cambia a partir del grupo del Mn, cuando ya todos los orbitales d contienen al menos un electrón. Una vez que se rebasa la configuración d5, existe una menor tendencia a reaccionar empleando los electrones d. Así, el hierro solo presenta estados de oxidación (II) y (III). Algo parecido ocurre con el cobalto, con el níquel y con el cobre, mientras que el zinc, que ya tiene todos los orbitales d ocupados, solo puede reaccionar oxidándose mediante pérdida de los electrones s.[1]
Dentro de cada grupo, también existen importantes diferencias entre el primer elemento y los que le siguen en los dos periodos subsiguientes. Las principales diferencias están relacionadas con el tamaño y la estabilidad de los estados de oxidación. Los elementos más son más estables. Así, por ejemplo, cromo (VI) es fuertemente oxidante, mientras los elementos más pesados de su grupo, el molibdeno y el wolframio son estables en este estado de oxidación.[1]
