Fenómenos físicos y químicos

FENÓMENOS
FISICOQUÍMICOS
MATERIAL DE LECTURA COMPLEMENTARIA

PROF. MARTÍN PONCE

Físico-Química

La Fisicoquímica abarca el estudio de las interacciones entre la materia y la energía, y
explica los principios que rigen las transformaciones de la materia conocidas como
reacciones químicas, mediante el estudio de las propiedades físicas de las sustancias y del
efecto de los cambios físicos sobre las reacciones.

Fenómenos Físicos y Químicos
Transformaciones de la materia

Siempre que la materia sufre una transformación cualquiera, decimos que ella sufre un
fenómeno, que puede ser físico o químico.

Fenómeno Físico
Si el fenómeno no modifica la composición de la materia, decimos que ocurre un fenómeno
físico.
En el fenómeno físico la composición de la materia es preservada, o sea, permanece la misma
antes y después de la ocurrencia del fenómeno.

Ejemplos de fenómenos físicos son:

Un papel que es rasgado cuando se somete a una fuerza
Un imán que atrae el limo de hierro debido a la fuerza magnética.
El hielo que se derrite transformándose en agua líquida al absorber el calor del medio.
Un bloque de cobre que es transformado en tubos, chapas e hilos.

En general, los fenómenos físicos son reversibles, o sea, la materia retorna a su forma
original, luego de la ocurrencia del fenómeno. Pero no siempre es así. Cuando rasgamos un
papel, por ejemplo, los pedazos picados continúan siendo de papel, por tanto, tenemos un
fenómeno físico, sin embargo, no podemos obtener nuevamente el papel original e intacto,
apenas juntando los pedazos picados, lo que nos lleva a concluir que, en ciertos aspectos, los
fenómenos físicos pueden ser irreversibles.

Fenómeno Químico
Si el fenómeno modifica la composición de la materia, o sea, la materia se transforma de
modo de alterar completamente su composición dejando de ser lo que era para ser algo
diferente, decimos que ocurrió un fenómeno químico.

En el fenómeno químico, la composición de la materia es alterada, su composición antes de
ocurrir el fenómeno es totalmente diferente de la que resulta al final.

Ejemplos de fenómenos químicos son:

Un papel que es quemado
Un trozo de acero que se herrumbra
Un vino que se transforma en vinagre por la acción de la bacteria Acetobacter aceti.

Prof. Martín Ponce. Página 2

La Materia y sus Propiedades
La química actúa sobre la materia, que es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar y un
espacio en el universo, y que somos capaces de identificar y conocer.

La materia presenta dos tipos de propiedades: propiedades extensivas y propiedades
intensivas.

Las propiedades extensivas se relacionan con la estructura química
externa; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de la
cantidad y forma de la materia. Por ejemplo: peso, volumen, longitud, energía potencial,
calor, etcétera.
Las propiedades intensivas, en cambio, tienen que ver más con la
estructura química interna de la materia, como la temperatura, punto de fusión, punto de
ebullición, calor específico o concentración, índice de refracción, entre otros aspectos.

Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura, es
decir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula, como, por ejemplo, el agua,
que está formada solo por moléculas de agua (H2O), o el azúcar, que solo la conforman
moléculas de sacarosa (C12H22O11).

Entonces podemos definir a MATERIA de la siguiente manera: Es cualquier cosa que
ocupa un lugar en el espacio, posee masa y es capaz de impresionar nuestros sentidos.

Propiedades particulares: Son las cualidades características de cada sustancia con
independencia de tamaño o forma de la muestra. Ejemplo, el azúcar y la sal son sólidos
cristalinos blancos. El primero es de sabor dulce y se funde volviéndose marrón cuando se
calienta, puede arder en el fuego directo en contacto con el aire. La sal en cambio se puede
calentar a altas temperaturas y no funde, desprendiendo un color amarillento al contacto del
fuego directo.
Propiedades generales: Son cualidades que no son característica de la sustancia de por si,
ejemplo: El tamaño, la forma, la longitud, el peso y la temperatura.
Propiedades físicas: Son aquellas que pueden ser observadas sin cambiar la naturaleza de las
sustancias ejemplos: Color, olor, dureza, elasticidad, punto de fusión y punto de ebullición.
Propiedades químicas: Son aquellas que se refieren a la naturaleza intima de la sustancia o a
la manera de reaccionar con otra. Ejemplo: La combustión del azufre para producir anhídrido
sulfuroso, la explosión producida al quemar hidrogeno, la combustión de un trozo de cinta de
magnesio para producir óxido de magnesio.

1ª Ley de Newton o ley de la inercia: Un cuerpo permanecerá en un estado de reposo o de
movimiento uniforme, a menos de que una fuerza externa actúe sobre él. Propiedad de la
materia que hace que los cuerpos no pueden modificarse por si mismo el estado de reposo o
de movimiento.
Masa: totalidad de una cosa cuya totalidad son de una misma naturales

El volumen también es una propiedad general de la materia y, por tanto, no permite distinguir
un tipo de materia, una sustancia, de otra, ya que todas Tienen un volumen.


Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes
ocupan distintos volúmenes, así notamos que el hierro o el hormigón son pesados, mientras
que la misma cantidad de goma de borrar o plástico son ligeras. La propiedad que nos permite
medir la ligereza o pesadez de una sustancia recibe el nombre de densidad. Cuanto mayor sea
la densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá.

Masa: es la cantidad de materia que tiene un cuerpo, su unidad fundamental en el Sistema
Internacional de Unidades es el kilogramo (kg) y en el Sistema Inglés es la libra (lb) .Para
medir masas muy pequeñas, como la del átomo, se emplea la uma (u) que es la unidad
atómica de masa cuya equivalencia es: El gramo (g) es una unidad de masa muy utilizada y
se puede representar con múltiplos y submúltiplos.
Peso: es la atracción que ejerce la Tierra sobre los cuerpos hacia su centro, es decir, el
efecto que tiene la gravedad terrestre sobre ellos.
Volumen: Un cuerpo es el lugar o espacio que ocupa. Existen cuerpos de muy diversos
tamaños. Para expresar el volumen de un cuerpo se utiliza el metro cúbico (m³) y demás
múltiplos y submúltiplos.
Inercia: es la resistencia que presenta un cuerpo a cambiar su estado de reposo o de
movimiento, mientras no exista una fuerza que lo modifique.
Impenetrabilidad: es la propiedad que tienen los cuerpos de no poder ocupar el mismo
lugar o espacio al mismo tiempo.
Divisibilidad: es la propiedad que tiene la materia de ser dividida en partículas muy
pequeñas.

Estado físico de la materia: solido líquido y gaseoso

Propiedades específicas: Las propiedades que diferencian un tipo de materia de otra se
denominan específicas y se clasifican en físicas y químicas.
Algunas de las propiedades físicas son: dureza, tenacidad, maleabilidad, ductibilidad, punto
de fusión, punto de ebullición, las organolépticas y densidad.

Dureza: es la resistencia de los cuerpos a ser rayados.
Tenacidad: es la resistencia de la materia a ser fraccionada por tensión.
Maleabilidad: es la capacidad que tienen los metales para formar láminas.
Ductibilidad: es la propiedad de los metales para formar alambres o hilos muy delgados.
Punto de ebullición: es la temperatura a la que hierve un líquido y pasa al estado de gas o
vapor.
Punto de fusión: es la temperatura en la que un cuerpo sólido pasa al estado líquido.
Las propiedades organolépticas son aquellas que se perciben a través de los sentidos-olor,
color, sabor, brillo, etcétera.
La densidad: es la cantidad de sustancia contenida en una unidad de volumen determinado, es
una unidad derivada. La densidad se obtiene al dividir la cantidad de su masa entre el
volumen que ocupa. La unidad en el Sistema Internacional es kg/m³, utilizándose más en la
práctica las siguientes unidades g/cm³o kg/dim³,


Cuerpo

Se denomina cuerpo a cualquier porción de materia con límites propios y definidos. De aquí
se deduce que los líquidos y los gases no son cuerpos, sino sistemas materiales, ya que pueden
tener límites definidos (por ejemplo, si los envasamos en botella o bombona, respectivamente)
Pero éstos no son límites propios, sino del recipiente que los contiene.
A veces, "Cuerpo" también es sinónimo de "objeto sólido"

Sólido, Líquido y Gaseoso

La materia normalmente presenta tres estados o formas: sólida, líquida o gaseosa. Sin
embargo, existe un cuarto estado, denominado estado plasma, el cual corresponde a un
conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas (iones), con cantidades
aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, es decir, globalmente neutro.
El estado sólido se caracteriza por su resistencia a cualquier cambio de forma, lo que se debe
a la fuerte atracción que hay entre las moléculas que lo constituyen; es decir, las moléculas
están muy cerca unas de otras.
En el estado líquido, las moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras, ya que
están un poco alejadas entre ellas. Los líquidos, sin embargo, todavía presentan una atracción
molecular suficientemente firme como para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su
volumen.
En cambio, en el estado gaseoso, las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente,
sin ofrecer ninguna oposición a las modificaciones en su forma y muy poca a los cambios de
volumen. Como resultado, un gas que no está encerrado tiende a difundirse indefinidamente,
aumentando su volumen y disminuyendo su densidad.
La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas medias
y gaseosas a temperaturas altas; pero los estados no siempre están claramente diferenciados.
Puede ocurrir que se produzca una coexistencia de fases cuando una materia está cambiando
de estado; es decir, en un momento determinado se pueden apreciar dos estados al mismo
tiempo. Por ejemplo, cuando cierta cantidad de agua llega a los 100ºC (en estado líquido) se
evapora, es decir, alcanza el estado gaseoso; pero aquellas moléculas que todavía están bajo
los 1001C, se mantienen en estado líquido.

Cambios Físicos y Químicos de la Materia

Aunque al mirar a nuestro alrededor podemos apreciar distintos estados de la materia (por
ejemplo, una silla es materia en estado sólido, la leche un líquido y el humo de las fábricas es
gaseoso), en la naturaleza ocurren infinitos cambios a cada instante.

Si tomamos, por ejemplo, un vaso con agua (estado líquido), observaremos que el agua ocupa
el espacio interno del vaso. Luego, si colocamos en un recipiente el agua contenida en el vaso
y la calentamos, veremos que en cierto momento comienzan a observarse burbujas en la
superficie, y el agua en estado líquido pasa a ser vapor de agua (estado gaseoso). Este evento,
que es común observar en nuestra vida diaria, corresponde a un cambio de estado de la
materia.


El agua, tanto en estado líquido como en estado gaseoso, presenta la misma composición
química (H2O). Los cambios de estado de cualquier material en los que su composición
química permanece invariable se denominan cambios físicos.
Ahora, si tenemos agua mezclada con azúcar (agua azucarada) y la calentamos hasta evaporar
toda el agua posible, en el recipiente queda el azúcar; es decir, se obtienen los materiales
iniciales: agua (ahora en forma de vapor) y azúcar. Así, cuando mezclamos dos materiales y
podemos separarlos por procedimientos físicos, entonces el cambio ocurrido también es un
cambio físico. Otros tipos de cambios físicos pueden ser patear una pelota o romper una hoja
de papel. En todos los casos podría cambiar la forma, como cuando cortas el papel, pero la
sustancia se mantiene, es decir, el papel sigue estando ahí.

Pero existe otro tipo de cambio que sí modifica la estructura química de uno o más materiales.
Es el que se conoce como cambio químico. Este sucede cuando el material experimenta una
transformación en su estructura química, como consecuencia de su interacción o relación con
la estructura química de otro material, transformándose ambas estructuras. Esto da como
resultado la formación de un nuevo material con características diferentes a las iniciales; es
decir, ocurrió una reacción química.

En el experimento de la manzana se puede apreciar un cambio químico, ya que sus
constituyentes externos reaccionaron con el oxígeno del aire y se produjo un oscurecimiento
por la reacción de oxidación o envejecimiento. Su estructura interna cambió y ya no es
posible recuperarla por medios físicos, por ejemplo, cortar la parte oxidada, ya que solo se
obtendría un tejido vegetal nuevo.
Las frutas, como las manzanas, pueden conservarse por refrigeración, que hace más lento el
proceso de oxidación, o cubriéndolas, para que el oxígeno no actúe sobre la fruta. En el
experimento, como habrás podido apreciar, el trozo de manzana cubierto con el plástico no se
oscureció. Tampoco la parte de la manzana impregnada con jugo de limón se alteró. Es más,
seguirá en buen estado, ya que el jugo de limón contiene vitamina C (ácido ascórbico), la cual
actúa como antioxidante; es decir, evita que el oxígeno reaccione con la manzana y retarda el
envejecimiento. El tercer trozo, al estar sin jugo de limón y sin plástico (es decir, al estar
expuesto al oxígeno del aire) se oscureció, evidenciando una reacción de oxidación, la misma
que corresponde a un cambio de estado de tipo químico.
En la naturaleza, la mayoría de las alteraciones que se producen son cambios químicos, como
la combustión, la pudrición, la fermentación, la digestión de los alimentos, etcétera.
Sin embargo, también existen otros tipos de transformaciones químicas, como cuando se
quema basura, o uno fundamental, que es la respiración, donde hay una reacción química.


El cambio de un estado a otro se denomina cambio de fase. Estos cambios de estado se
ilustran en el esquema anterior.

Sustancia

Sustancia es la clase de materia de la que están formados los cuerpos.

Se llama sistema material a todo cuerpo o conjunto de cuerpos seleccionado para la
observación de acuerdo con ciertas finalidades. La química estudia estos sistemas materiales.
Los mismos se clasifican en:
1. Sistema homogéneo: aquel que tiene iguales valores para
todas sus propiedades intensivas en las distintas partes del sistema. Ejemplos: azúcar disuelta
en agua, alcohol y agua, acero.

2. Sistema heterogéneo: aquel que tiene distintos valores para
alguna de las propiedades intensivas en distintas partes del sistema, y estas partes se
encuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas.
Ejemplos: agua y aceite, las nubes, espuma de jabón.
3. Sistema inhomogéneo: aquel en el cual los valores de las
propiedades intensivas son distintos en distintas partes del sistema, pero estas partes no se
encuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas.
Ejemplos: aire, agua con agregado de una solución coloreada y sin agitar.

Los sistemas homogéneos pueden ser:
a. Sustancias puras: aquellas que no pueden
fraccionarse, sin perder sus propiedades intensivas. Ejemplos: agua, azúcar.
b. Soluciones: aquellas que están formadas por más
de una sustancia pura. Ejemplo: acero inoxidable.

A su vez las sustancias puras se clasifican en:

I. sustancias simples: que son los denominados elementos químicos. Ejemplos: hierro,
carbono, que forman parte del acero.

II. sustancias compuestas: que son los compuestos químicos. Ejemplo: agua, cloruro de
sodio.

Cuando una solución está constituida solo por 2 sustancias, aquella que está en menor
cantidad se denomina soluto y la otra solvente. En un sistema, se llama fase al conjunto de las
partes del mismo que tiene iguales valores para sus propiedades intensivas y que se
encuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas. Por lo
tanto los sistemas homogéneos están siempre constituidos por una sola fase, y los sistemas
heterogéneos por más de una fase.


Ya sabes que todo lo que existe en el universo está compuesto por materia. Esta, a su vez, se
clasifica en mezclas y sustancias puras. Las sustancias puras comprenden un solo
compuesto, y las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables o
diferentes; por ejemplo, una mezcla de arena y sal.

Los compuestos están conformados por los elementos (como, por ejemplo, el hidrógeno y el
oxígeno, que forman el agua), los cuales existen en los compuestos en una proporción
definida, es decir, en cantidades suficientes que permiten que dichos elementos se mantengan
siempre estables y que también impiden su separación por métodos físicos. Por ejemplo, si se
hace reaccionar sodio (Na) con cloro (Cl2) se obtendrá Na1Cl1 exclusivamente y no
sustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras.
Las mezclas se clasifican en homogéneas (soluciones) y en heterogéneas. En una mezcla
homogénea no hay distinción de fases, es decir, de una porción de la sustancia pura. Es el
caso, por ejemplo, del agua con alcohol, el agua azucarada o el agua con café, donde se
observa una sola fase: la líquida. Además, en este tipo de mezcla los componentes se unen
hasta el nivel molecular, de manera que no es posible distinguirlos. Por ejemplo: oxígeno en
agua o sal en agua. También existen las soluciones sólidas (mezcla de metales), llamadas
aleaciones.
En las soluciones hay dos sustancias involucradas: una que disuelve, solvente, y otra que se
disuelve, el soluto. Cuando mezclamos agua (solvente) con azúcar, tenemos que cada
molécula de azúcar (soluto) queda rodeada por varias moléculas de agua. Lo mismo sucede en
otras soluciones. Por esta razón, una vez que han sido mezclados no podemos diferenciar a
simple vista el soluto del solvente.

En cambio, en una mezcla heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases
que forman la mezcla. Por ejemplo, el agua con arena. Aquí se forman dos fases: una fase
sólida, conformada por la arena, y otra fase líquida, constituida por el agua. Otros ejemplos
son el agua con aceite, sal y arena, entre otros.
Las mezclas pueden separarse en sus componentes por procesos físicos, mientras que los
compuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos.
En cualquier caso, la mezcla de materiales es un proceso que utilizamos a diario, tanto en la
cocina (al mezclar los ingredientes de una torta) como en las industrias altamente tecnificadas
(como la farmacéutica). En la naturaleza también encontramos mezclas, como la sangre, la
orina y el aire.

Para poder comprender el comportamiento de la materia, es necesario estudiar sus
características microscópicas.
Las Teorías fundamentales de la química consideran que todas las sustancias están formadas
por partículas pequeñísimas llamadas moléculas, las cuales a su vez están constituidas por
partículas más pequeñas llamadas átomos.


Molécula.- Es la parte más pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sin
alterar su composición química. “Es la parte más pequeña de la masa que conserva las
propiedades del cuerpo original”

Imaginemos que se toma una muestra de agua y la subdividimos hasta tener la partícula más
pequeña que aún es agua, tal partícula es una molécula.
Las propiedades de una molécula están determinadas por el número, tipo y arreglo de los
átomos que la forman.
Así las moléculas de los elementos se componen de una sola clase de átomos, mientras que las
moléculas de un compuesto están constituidas por dos o más clases de átomos.
Ejemplo: La molécula de oxígeno está constituida por dos átomos de oxígeno, la molécula de
cloruro de sodio (NaCl) está constituida por un átomo de sodio y un átomo de cloro.


Átomo: Es la mínima parte de un elemento que interviene en un fenómeno químico. “Es la
menor cantidad de una sustancia que interviene en una reacción química”

Durante un proceso químico, los átomos de las moléculas se separan y mediante un
reajuste se unen para formar otras moléculas.

Partícula: El átomo está formado por partículas aún más pequeñas que el mismo. Como son:

1.- Electrón.- Partícula subatómica con carga eléctrica negativa y una masa de
9.1 x 10 elevado a -28 g
2.- Protón.- Partícula subatómica con carga positiva y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 g
3.- Neutrón.- Partícula subatómica con carga neutra y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 g

Los protones y los neutrones forman el núcleo central del átomo, mientras que los electrones
se mueven en la corteza del átomo. El diámetro del núcleo es aproximadamente 100.000
veces menor que el diámetro del átomo, de modo que, si el átomo fuera como una plaza de
toros, el núcleo sería del tamaño de una cabeza de alfiler. En consecuencia, el átomo está
prácticamente hueco.

A su vez los protones, electrones y neutrones están, a su vez, formados por tres partículas más
pequeñas denominadas quarks, pero es el protón, el electrón y el neutrón lo importante a nivel
químico.


Historia: modelos atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas.
Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito
atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de
su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera
tomada de nuevo en consideración.

ño Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

La imagen del átomo expuesta por
Durante el s. XVIII y principios del
Dalton en su teoría atómica, para
XIX algunos científicos habían
explicar estas leyes, es la de minúsculas
investigado distintos aspectos de las
partículas esféricas, indivisibles e
reacciones químicas, obteniendo las
1808 inmutables,
llamadas leyes clásicas de la
Química. Iguales entre sí en
John Dalton cada elemento
químico.

De este descubrimiento dedujo que el
Demostró que dentro de los átomos
átomo debía de ser una esfera de
hay unas partículas diminutas, con
materia cargada positivamente, en cuyo
carga eléctrica negativa, a las que se
interior estaban incrustados los
llamó electrones.
1897 electrones.

(Modelo atómico de
J.J. Thomson.)
Thompson

Demostró que los átomos no eran Dedujo que el átomo debía estar
macizos, como se creía, sino que formado por una corteza con los
están vacíos en su mayor parte y en electrones girando alrededor de un
su centro hay un diminuto núcleo. núcleo central cargado positivamente.
1911
(Modelo atómico de
Rutherford.)
E. Rutherford

Espectros atómicos discontinuos Propuso un nuevo modelo atómico,
originados por la radiación emitida según el cual los electrones giran
por los átomos excitados de los alrededor del núcleo en unos niveles
elementos en estado gaseoso. bien definidos.
1913
(Modelo atómico
de Bohr.)
Niels Bohr


Los átomos con diferente número de protones y electrones se denominan Iones. Los iones
pueden ser positivos (cationes) o negativos (aniones).

Los iones

Los iones son componentes esenciales de la materia tanto inerte como viva. Son partículas
con carga eléctrica neta que participan en un buen número de fenómenos químicos. A la
temperatura ambiente, los iones de signo opuesto se unen entre sí fuertemente siguiendo un
esquema regular y ordenado que se manifiesta bajo la forma de un cristal. En disolución, son
la base de procesos como la electrólisis y el fundamento de aplicaciones como las pilas y los
acumuladores.

Aun cuando la materia se presenta la mayor parte de las veces carente de propiedades
eléctricas, son éstas las responsables, en gran medida, de su constitución y estructura.

Un grano de sal, una gota de limón o un trozo de mármol contienen millones de átomos o
conjuntos de átomos que han perdido su neutralidad eléctrica característica y se han
convertido en iones.

Las fuerzas eléctricas entre iones de signo opuesto son las responsables del aspecto sólido y
consistente que ofrece un cristal de cloruro de sodio. La composición iónica de una gota de
limón hace de ella un conductor de la corriente eléctrica, siendo los iones presentes en la
disolución los portadores de carga y energía eléctricas. Los procesos químicos en los cuales
las sustancias reaccionantes ceden o captan electrones implican la formación de iones o su
neutralización. El enlace iónico, la electrólisis y los procesos de oxidación-reducción son
algunos de los fenómenos naturales en los que los iones desempeñan el papel principal.

¿Qué son los Iones?
Un poco de historia

El estudio de la composición de las sustancias químicas llevó al químico inglés Humphry
Davy (1778-1829) a investigar la influencia de la corriente eléctrica en la separación de
diferentes sustancias compuestas. Ensayó infructuosamente con sustancias sólidas para más
tarde probar con las mismas sustancias fundidas. El paso de la corriente alimentada por una
potente batería construida a propósito permitió finalmente a Davy separar diferentes
compuestos en sus elementos constituyentes.
Michel Faraday (1791-1867), discípulo de Davy, extendió los estudios de su maestro a
disoluciones e introdujo, por primera vez, el nombre de electrólisis para referirse a la
separación o ruptura de sustancias compuestas mediante la corriente eléctrica. La observación
de que las disoluciones salinas eran capaces de conducir la corriente eléctrica llevó a Faraday
a considerar que deberían existir en tales disoluciones partículas cargadas cuyo movimiento
entre los dos conductores extremos o electrodos , colocados dentro de la disolución,
constituiría la corriente eléctrica. A tales partículas cargadas las llamó iones, que en griego
significa viajero. El electrodo positivo recibió el nombre de ánodo; hacia él viajarían los iones
negativos que llamó aniones. Por su parte el electrodo negativo o cátodo atraería a los iones
positivos, que por dirigirse al cátodo los denominó cationes.


El concepto de ion

Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y
un ion negativo es un anión.

La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o
ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se
convierte ( ®) en el catión Na+:
Na - 1 e- ® Na+ (18.1)
Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=:
O + 2 e- ® O= (18.2)
Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no
compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 +
producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3:
H+ + NH3 NH4 +

o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:

H+ + H2 O H3 O+

Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy
diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na,
reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las
diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar
diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias.
Más adelante retomaremos el tema.

Los Elementos Químicos

Un elemento químico, o solamente elemento, es una sustancia formada por átomos que tienen
igual cantidad de protones en el núcleo. Este número se conoce como el número atómico del
elemento.

Por ejemplo, todos los átomos con 6 protones en sus núcleos son átomos del elemento
químico carbono, mientras que todos los átomos con 92 protones en sus núcleos son átomos
del elemento uranio.
Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico a cualquier sustancia que no puede
ser descompuesta mediante una reacción química en otras más simples.

Una definición más sencilla dice que un elemento químico es un tipo particular de átomo, por
ejemplo: hidrógeno, helio, hierro, nitrógeno, oxigeno y otros.

Según lo anterior, también podría decirse que elemento químico es una sustancia pura
constituida por una sola clase de átomos. Se representa mediante símbolos.


Es importante diferenciar elemento químico de sustancia simple. El ozono (O3) y el dioxígeno
(O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elemento
químico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el del
elemento químico Carbono, que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante.
Se conocen más de 118 elementos. Algunos se han encontrado en la naturaleza, formando
parte de sustancias simples o de compuestos químicos. Otros han sido creados artificialmente
en los laboratorios. Estos últimos son inestables y sólo existen durante milésimas de segundo.

Los átomos e isotopos

La unidad fundamental de un elemento es el átomo. Un átomo es la partícula más pequeña de
un elemento que posee las características de ese elemento.

A su vez, los átomos están compuestos por las siguientes tres partes:

Electrones: son partículas de carga negativa y muy poca masa ubicadas en una ´´nube´´
alrededor del núcleo del átomo. Los electrones son las partículas involucradas en los enlaces
y las reacciones químicas.

Un átomo neutro (sin carga eléctrica) tiene el mismo número de electrones que protones.

Sin embargo, cuando un átomo pierde electrones, adquiere una carga positiva (tendrá más
protones que electrones). En cambio, si un átomo gana electrones, su carga es negativa, pues
tendrá más electrones que protones.

Protones: son las partículas que confieren la identidad a un elemento. Todos los átomos de
un mismo elemento poseen el mismo número de protones. Estas partículas poseen carga
positiva y están ubicadas en el núcleo de un átomo. Los protones contribuyen a la masa
atómica, junto con los neutrones.

Al número de protones se le denomina número atómico y se representa con la letra Z.

Como se mencionó anteriormente, en un átomo neutro, el número atómico o número de
protones es igual al número de electrones en el átomo.

Número Atómico (Z)

Z= n° de protones

(= n° de electrones en átomo neutro)

Hoy en día se ha determinado que las propiedades de los elementos varían de manera
periódica conforme asciende su número de protones (número atómico).

Neutrones: son partículas neutras (sin carga eléctrica) ubicadas en el núcleo de un átomo. Al
igual que los protones, los neutrones contribuyen a la masa atómica.


La masa de un átomo determinado depende del número de protones y de neutrones que se
encuentren en su núcleo. A la suma de estos, protones y neutrones, se le denomina número
másico y se representa con la letra A.

Número Másico (A)

A= n° de protones + n° de neutrones

Es posible que átomos de un mismo elemento difieran en número de neutrones en su núcleo;
es decir, que tengan diferentes números másicos. A estos núclidos se les denomina isótopos.
Todos los isótopos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas, puesto que
poseen el mismo número de protones (número atómico) y electrones en sus átomos. La única
diferencia entre isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo de sus
átomos, y por lo tanto, su número másico varía. Por ejemplo, existen átomos comunes de
carbono con 6 neutrones y átomos radioactivos de carbono con 8 neutrones. Debido a que
ambos son átomos de carbono, ambos poseen 6 protones y 6 electrones en su forma neutra.
Sin embargo, el número másico del átomo con 6 neutrones es 12 y el número másico del
átomo con 8 neutrones es 14. Existen entonces, átomos de carbono-12 (número másico 12) y
átomos de carbono-14. El carbono-12 y el carbono-14 son isótopos del elemento carbono.

Isótopos: átomos de un mismo elemento que poseen diferente número
másico, puesto que tienen diferente número de neutrones en sus núcleos.

Para determinar el número de neutrones en un átomo en particular, sencillamente se resta el
número de protones al número másico.

n° Neutrones = n° másico – n° protones

n° neutrones = A - Z

Ya que un átomo de un elemento puede variar en número másico, como es el caso de los
isótopos, se hace necesario representar los diferentes átomos de un elemento de alguna forma
que indique su diferencia. Por convención, se puede representar un átomo de cualquier
elemento colocando el símbolo del elemento al centro con su número másico al lado superior
y su número atómico al lado inferior. (En idioma Inglés, A y Z, los números másicos y
atómicos, se colocan a la izquierda del símbolo. Sin embargo, en Español, A y Z se colocan a
la derecha del símbolo.) En el siguiente esquema, X es el símbolo del elemento.

A-Número másico (protones + neutrones)
X
Z – Número atómico ( n° protones)


Ejemplo: Un átomo de cloro tiene 20 neutrones en su núcleo. Represente este núclido.
¿Cuántos protones y electrones posee su átomo neutro?

Solución: El número atómico (Z) del cloro es 17, puesto que identifica al elemento. El
número másico (A) es Z + el número de neutrones (17 + 20 = 37). El símbolo del cloro es Cl.
Entonces, este núclido se representa así:

El átomo neutro posee 17 protones y 17 electrones.
Ejemplo:

Un isótopo de un elemento es representado de la siguiente manera, Determine el número de protones,
electrones, neutrones, número másico, número atómico y la identidad del elemento.

Solución: El símbolo y el número atómico señalan que se trata del elemento flúor. Por la
carga eléctrica indicada en el lado derecho superior, la partícula en cuestión es el ION flúor.
El número atómico y número de protones es 9, como se puede ver al lado inferior. El número
másico es 19, como se ve al lado superior. El número de neutrones puede calcularse restando
A-Z (19 – 9) y es 10. El número de electrones es 10, puesto que la partícula tiene carga
negativa, indicando que tiene un electrón más que el átomo neutro.

Entonces: el átomo, se representa por 3 datos fundamentales

SÍMBOLO
QUÍMICO DEL
ELEMENTO

-el símbolo químico del elemento al que pertenece
-el numero atómico y el número másico.

IMPORTANTE: No confundas el concepto de número másico con el de masa de un átomo

Cuando hablamos de la masa nos referimos a la cantidad de materia que un átomo posee. Y,
por supuesto, surge un importante problema. Los átomos son muy, muy pequeños…. No se
pueden aislar y, menos aún, medir la masa de uno de ellos.
Por eso, lo que se hace es comparar cuanto mayor es un átomo respecto de otro que se toma
como referencia. El patrón de referencia es el 12C, el isotopo más estable del carbono.


Así, la unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del 12C (1,6605.10-24 g), y
la masa atómica relativa (Ar) se define como el numero que indica cuántas veces mayor que
una unidad de masa atómica es la masa de un átomo determinado. Por ejemplo, el hidrógeno
tiene masa atómica relativa 1u, por lo que la masa atómica relativa del carbono es doce veces
la del hidrógeno

Configuración Electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los
electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

De acuerdo con la Mecánica Cuántica no es posible establecer, en un instante dado, la
velocidad y la posición de un electrón en un átomo. Se habla de probabilidad de hallar a un
electrón en un determinado lugar alrededor del núcleo.
Los electrones están dispuestos en capas o niveles que corresponden a zonas con mayor
probabilidad de hallar al electrón. Al aumentar el número de electrones, conforme aumenta el
Z, aumenta el número de niveles. Estas capas se denotan con las letras K, L, M, N, O, P, Q, y
admiten un número máximo de electrones, dado por la expresión 2n2, siendo n el número de
capa. Así la K admite 2 electrones, la L 8, la M 18, la N 32.

Se llama orbital atómico a la función matemática ψ que es solución de la Ecuación de
Schrödinger, tal que ψ2 da la probabilidad de encontrar un electrón en una zona del espacio
alrededor del núcleo. Cada electrón está “caracterizado” por sus 4 números cuánticos:

n = nº cuántico principal m = nº cuántico magnético
l = nº cuántico angular o azimutal s = nº cuántico de spin

Según el Principio de exclusión de Pauli, 2 electrones no pueden tener los 4 números
cuánticos iguales. Esto equivale a decir que un orbital atómico no admite más de 2 electrones.

El n indica el nivel o capa. Como cada capa admite un máximo de electrones, y no puede
haber más de 2 electrones en un orbital, se deduce que al aumentar Z aumenta el número de
orbitales por cada capa. Los valores que puede tomar n son números enteros: 1, 2, 3, 4, 5, etc.
El l está relacionado con el momento angular del electrón en su movimiento orbital alrededor
del núcleo. Puede tomar valores desde 0 hasta (n – 1). Por ejemplo si n = 2, l puede valer 0 ó
1. Cuando l vale 0 el orbital recibe el nombre “s”, cuando vale 1 se llama orbital “p”, cuando
vale 2 se llama “d”, cuando vale 3 se llama “ f ” y así sucesivamente.
Cada uno de éstos orbitales está asociado con una representación de la densidad electrónica en
el espacio alrededor del núcleo, relacionada con la probabilidad de encontrar al electrón.
El m está relacionado con las posibles orientaciones del vector momento angular en un campo
magnético. Puede adoptar valores desde -l hasta +l pasando por el 0. Por ejemplo: –l, 0 , +l.
El s (relacionado con el movimiento de rotación del electrón sobre su eje) puede valer +1/2 o
– 1/2 según el momento angular de spin tenga un sentido otro.


En la siguiente tabla se muestran los posibles valores de los números cuánticos:

Reforzando lo anterior: El modelo atómico actual o modelo mecánico cuántico

Hasta ahora trabajamos con el modelo de BOHR


BOHR, considera los átomos como sistemas planetarios donde los electrones giran en orbitas
fijas o niveles de energías alrededor del núcleo.

LOS ELECTRONES NO TIENEN UNA TRAYECTORIA FIJA.
LOS ORBITALES ATÓMICOS SON ZONAS DE MAYOR PROBABILIDAD DE
ENCONTRAR A LOS ELECTRONES.

SE HABLA DE UNA NUBE DIFUSA DE CARGA ELECTRÓNICA.

Niveles de Energía
En cada nivel todos sus electrones tienen la misma energía.

Los niveles son: n=1, n=2, n=3,………..

Cada nivel tiene subniveles que se caracterizan por un tipo de orbital

Orbitales Atómicos


Otras formas de Orbitales

Formas de Orbitales Atómicos

El núcleo está en el centro donde se juntan las tres líneas o ejes.

Orbital f


Entonces, configuración electrónica: es la distribución de los electrones en los niveles y
subniveles.

Para el átomo de hidrógeno es:
H = 1s1
es decir tiene 1 electrón en el nivel 1 en el orbital s.

Configuración Electrónica del Cl

El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la
diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s;
siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.


Se toman las flechas de arriba hacia abajo y del extremo superior a la punta, una tras otra.
Así que en cada orbital, se deberán llenar con 2 electrones máximo ( Primero el orbital 1s =
2e-; después 2s= con 2e-; después el 2p= 6e- <aquí recordemos que el subnivel
p tiene 3 elipces, cada una se llena con 2e->y asi sucesivamente hasta llegar a los subniveles u
orbitales d con 10e- <debido a que contiene 5 elipces> y los subniveles f con 14 e- <pues
tiene 7 elipces>; realizaremos este llenado hasta que completemos el número de electrones
que contiene el átomo).
Los elementos tendrán una terminación en su configuración electrónica de acuerdo a su
posición en la tabla periódica. El último nivel de la configuración electrónica coincide con los
periodos del elemento considerado siempre y cuando esté en los bloques “s” o “p”; mientras
que en el “d” se resta una unidad y en el “f ” se le restan 2 unidades al periodo
correspondiente.

Elemento Símbolo Z Configuración Electrónica

Hidrógeno H 1 1s1

Helio He 2 1s2

Lítio Li 3 1s2 2s1

Berilio Be 4 1s2 2s2


Boro B 5 1s2 2s2 2p1

Carbono C 6 1s2 2s2 2p2

Nitrógeno N 7 1s2 2s2 2p3

Oxígeno O 8 1s2 2s2 2p4

Flúor F 9 1s2 2s2 2p5

Neón Ne 10 1s2 2s2 2p6

Sodio Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Magnesio Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2

Aluminio Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Silicio Si 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Fósforo P 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Azufre S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Cloro Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Argón Ar 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Potasio K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Calcio Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Escandio Sc 21 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Titanio Ti 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

Vanadio V 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3


Cromo Cr 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Manganeso Mn 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Hierro Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Cobalto Co 27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7

Níquel Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

Cobre Cu 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

Zinc Zn 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Galio Ga 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

Germanio Ge 32 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2

Arsénico As 33 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

Selenio Se 34 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

Bromo Br 35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Kriptón Kr 36 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Rubidio Rb 37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

Estroncio Sr 38 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

Entonces: Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber
cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de
menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les
corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel
de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como
máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del
tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s;
6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..


La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se
resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa
(n) 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N)

Tipo de subniveles s s p s p d s p d f
Número de orbitales en
1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
cada subnivel
Denominación de los
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
orbitales
Número máximo de
2 2 - 6 2 - 6 - 10 2 - 6 - 10 - 14
electrones en los orbitales
Número máximo de
electrones por nivel de 2 8 18 32
energía o capa

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es
la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los
electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía
creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.
Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o
niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.
La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia
que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:
Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son
los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Los Elementos Químicos y la Tabla Periódica

Todos los elementos químicos están ordenados por orden creciente de número atómico Z, y en
forma tal que refleja la estructura atómica, en una tabla denominada tabla periódica.
Los elementos están distribuidos en siete hileras horizontales, llamadas períodos, y en 18
columnas verticales, llamadas grupos. El primer período, que contiene dos elementos, el
hidrógeno y el helio, y los dos períodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman
períodos cortos. Los períodos restantes, llamados períodos largos, contienen 18 elementos en
el caso de los períodos 4 y 5, ó 32 elementos en el del período 6. El período largo 7 incluye el
grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del
elemento 92, el uranio.
El número del período indica la cantidad de capas que posee el átomo del elemento
considerado. Así, por ejemplo, el átomo de hidrógeno H que pertenece al período 1, tiene una
única capa, el átomo de carbono C tiene 2 capas y el de cromo Cr tiene 4.
Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática
conforme aumenta el número atómico Z. Todos los elementos de un grupo presentan una gran
semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. El radio atómico


Aumenta de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, en la tabla periódica, conforme
aumenta el número atómico.
La electronegatividad de un elemento es una propiedad que resulta de la estructura de sus
átomos. Permite explicar la naturaleza de las uniones químicas y se define como la capacidad
del átomo para atraer electrones. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha y disminuye de arriba hacia abajo. Por lo tanto los elementos situados a la derecha de
la tabla, a excepción de los gases nobles (grupo 18), son electronegativos y los situados a la
izquierda son electropositivos, pues tienden a ceder electrones. A la izquierda se encuentran
los metales y a la derecha los no metales.

La Tabla Periódica de los elementos es un esquema donde los elementos químicos están
ordenados según su número atómico creciente, en periodos y familias.
Los químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos
elementos tienen propiedades semejantes.
En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación
en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos
cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.


Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico.
Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio,
estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso
atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y
Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de
elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron
desestimados.
Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables
progresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras
propiedades de los mismos.
Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands
estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso
atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una,
observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades
similares y que presentaban una variación regular.

Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando los
periodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas
similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el
considerar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual)
debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas
horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos
fueran desestimados.
En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich
Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.
Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso
atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un
máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba
para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las octavas, pero
después se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de Meyer era
notablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que se
merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos que tuvo
una importancia definitiva.
Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico,
Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de
acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de los
distintos periodos) de los elementos.

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


La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus
primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la
existencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun no
se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos de
acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.
Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos
elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivos
elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio
en esta nueva ordenación.
La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos
descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy
similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.
Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son el resultado de los trabajos de
Glenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su descubrimiento del plutonio en
1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102 (Plutonio, Pu;
Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio, Es; Fermio, Fm;
Mendelevio, Md; y Nobelio, No).
Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie
de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.
En las tablas escolares suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masa
atómica de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datos
sobre los elementos

Clases de Elementos
Los elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos. A
continuación se detallan los elementos conocidos, ordenados por su número atómico.

Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor
parte de los elementos de la tabla periódica son metales.


ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Los elementos representativos están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su
distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los
electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

por ejemplo el Z=35

La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto
periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones
ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA: Alcalinos

Grupo IIA Alcalino térreos


Grupo VIIA: Halógenos

Grupo VIIIA: Gases nobles

GASES NOBLES

Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son:
helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes
hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa
(2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una
energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron
descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue
capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers
y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn
en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.

El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de
gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).

Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.

Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión
muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son
las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema
cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación
del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor,
cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en
las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.

Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo,
argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y
xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de
trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en
soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes
para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).


ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

Estos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son metales, pero
debido a que sus átomos son pequeños, son duros, quebradizos y tienen puntos de fusión
altos. Estos metales son buenos conductores del calor y de la electricidad. A condiciones
normales el Mercurio es líquido.

Los elementos de transición llenan progresivamente su tercer nivel de energía hasta
completarlo con 18 electrones; algunos de los elementos también ocupan el nivel 3d. Con
excepción del Cromo y del Cobre, todos tienen dos electrones en el cuarto nivel (4s). Esta
irregularidad ocurre en esos dos elementos ya que los sub niveles llenos y semillenos poseen
una estabilidad adicional.

Los elementos del grupo B presentan varios estados de oxidación. Esto se debe a que todos
los electrones de los niveles 3d y 4s los utilizan para formar enlaces químicos.

El Hierro, la Plata, el Cobre y el Oro, son elementos de transición que presentan
características diferentes de los demás elementos que conforman la familia. Por eso son
analizados por separado.

El Hierro se encuentra de formas múltiples en la naturaleza formando distintas aleaciones con
otros elementos. Cuando el Hierro es puro, es casi blanco, compacto y blando. Químicamente
es un metal muy activo y funciona con estados de oxidación +2 y +3. Cuando se expone a la
humedad o al aire forma un óxido férrico hidratado. Por sus propiedades físicas, el Hierro es
utilizado en la fabricación de herramientas y gran variedad de equipos.

En la naturaleza el Cobre se encuentra libre y combinado. Es un metal rojizo, lustroso,
maleable y es gran conductor tanto del calor como de la electricidad. El estado de oxidación
cuando forma compuestos es +1 y +2. Por la gran cantidad de usos que se le pueden dar, el
Cobre es considerado como el segundo metal en importancia después del Hierro. El Cobre
entra en la producción de muchas aleaciones en la que aporta resistencia, dureza, resistencia a
la corrosión y propiedades valiosas para trabajos mecánicos.

La Plata se encuentra en la naturaleza en estado metálico y es el más blanco de todos los
metales. Después del Oro, la Plata es el metal más maleable y dúctil de los metales y es el
mejor conductor de la electricidad. Cuando forma compuestos su número de oxidación es +1.
Principalmente es utilizado en la fabricación de monedas y en la puntas de los instrumentos
eléctricos.

En la naturaleza el Oro se encuentra libre. En estado masivo es amarillo, pero en forma
pulverizada es bronceado. Es el más maleable y más dúctil de todos los metales. Es blando y
se considera como uno de los más inertes. En estado de oxidación +1 forma compuestos
aurosos y cuando su oxidación es +3 forma compuestos áuricos. El Oro se utiliza en el trabajo
de la orfebrería de joyas y ornamentos. Su pureza es medida en Kilates o en grados de ley.


Los elementos de Z= 58 a Z=71 son elementos de transición interna y su característica es el
llenado gradual de los orbitales 4f. Junto con el Lantano (Z= 57) que se les parece mucho,
forman el grupo de los Lantánidos. Estos metales se encuentran principalmente como óxidos
y se dividen en dos grupos: el Cerio Z= 57-62, y el Itrio Z=39. 63-71. Los óxidos Lantánidos
se emplean extensamente en materiales fosforescentes para la televisión.

La gran similitud entre las propiedades de los Lantánidos se debe a que las diferencias entre
sus configuraciones electrónicas se encuentran esencialmente en los orbitales f de una capa
interna (n=4), en la que sus electrones tienen un papel secundario en la formación de enlaces.
El estado de oxidación más común en sus compuestos es +3.

Los elementos desde el Protactinio (Z=90) hasta el Laurencio (Z=103) se conocen como
actínidos. Todos son de transición interna ya que tienen orbitales 5f parcialmente ocupados.
Debido a que los elementos ubicados más allá del Uranio (Z=92) deben ser "hechos por el
hombre" (ya que sus núcleos se desintegran rápidamente por ser tan pesados), es muy difícil
determinar sus propiedades físicas y químicas. Por eso, lo único que se ha podido determinar
es que son metálicos y que su comportamiento químico es bastante similar al de los
Lantánidos.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y
actínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominan
transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales
pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones
en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima,
pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los
orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos).

Grupo 3:

Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio,
terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.

Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el
prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se
encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.

Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas.
Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación
sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la
propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen
metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los
eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos
anhídros conduce a la aleación mischmetal.


Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos.
El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de
samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio,
neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de
hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que
por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno
(formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo
cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.

Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los
televisores en color, lámparas de mercurio, etc.

Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio,
californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.

Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6
del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que
eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.

Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por
lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo
que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más
alejados del núcleo.

Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio,
protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros
de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las
arenas monacíticas.

Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire.
Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente
con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación,
aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el
número atómico.

Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de
semidesintegración bastante grandes.


CARACTERÍSTICAS DE PERIODOS EJEMPLOS Y FAMILIAS

PERIODOS Y GRUPOS
La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas
verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen
dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el
sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se
conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados
elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de
transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se
denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se
encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio,
son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el
hombre.

El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de dos
elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho
elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería
tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de
otros muchos no se conocen sus propiedades.


PERIODO 1 (2 elementos)





Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que
elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo
grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del
tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad
electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico).
De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y
sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos
tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente
estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8
electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están
completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa
de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación
en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración
electrónica.

Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que
indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la
configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los
grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que
hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2, en la que la
capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.

Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los
elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima
capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:

Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna

Nsx (N -1)dx Ns2 (N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2


ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía de determinado átomo son
llamados electrones de valencia. Son los que posibilitan la reacción de un átomo con otro, del
mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen facilidad o predisposición para
participar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la superficie externa del
átomo son capaces de interactuar con electrones de otro átomo, éstos son los electrones de
valencia.

Los enlaces formados pueden ser del tipo iónico, covalente o de traslape de orbitales. En el
enlace iónico los electrones de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el que tiene
mayor afinidad por los mismos. Pongamos por ejemplo el átomo de sodio, que tiene un solo
electrón de valencia, y lo pierde con facilidad. Frente a un átomo de cloro, el cual tiene siete
electrones de valencia y predisposición a ganar uno más y completar ocho electrones (regla
del octeto) el sodio cederá el suyo, formándose un enlace iónico.

En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni ganados, sino que se
comparten. Supongamos dos átomos de hidrógeno. Cada átomo tiene un electrón de valencia
en su orbital 1s, necesitando ambos un electrón más para completar el orbital. Entonces, al
reaccionar entre ellos, los orbitales 1s de ambos se solapan y los átomos pasan a compartir
los electrones, y así completar los dos su orbital, formándose la molécula H2.

En los átomos que presentan varios electrones de valencia, se podrán observar varios enlaces,
con el mismo átomo o con átomos distintos.

Los símbolos de Lewis o símbolos de electrón punto son una manera muy sencilla de
representar los electrones de valencia de un átomo y de visualizar los que participan en
enlaces y los que quedan solitarios. En este tipo de representación observamos el símbolo
químico del elemento rodeado de un cierto número de puntos, que representan los electrones
de valencia. El símbolo químico representaría el núcleo del átomo y los electrones internos.

El par de electrones compartidos brinda a cada átomo de hidrógeno dos electrones
adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.

Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de
electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre átomos. Los
electrones de valencia que no participan del enlace se representan como puntos alrededor del
átomo correspondiente. Solo se representan los electrones de valencia.


PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

DENSIDAD

La densidad de un elemento indica el grado de empaquetamiento de sus átomos. Se da en
kilogramos por metro cúbico. Por ejemplo, el magnesio (Mg) tiene una densidad a 293 K
(20ºC) de 1738 kg/m3. Esto significa que un trozo de magnesio de forma cúbica, de
dimensiones de 1 x 1 x 1 m, a temperatura ambiente (293 K), tendrá una masa de 1783
kilogramos. Cuanto mayor es la densidad, más pesado es el elemento. La densidades se dan
de la siguiente forma:

- En las hojas se dan a 20ºC o 25ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases).

- En las tablas se toman a 20ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases, salvo excepciones).

- En las gráficas se han dado a 20ºC (sólidos y líquidos) y en el punto de ebullición de sus
líquidos (gases).

Se dan tablas y gráficas para ver la variación de esta propiedad periódica.

VOLUMEN ATÓMICO

Volumen que ocupa un mol de átomos de un elemento. Se ha determinado dividiendo la masa
molar (g/mol) por la densidad (g/cm3) a 20ºC (sólidos y líquidos) o en el punto de ebullición
(gases). Se dan tablas y gráficos para ver la variación de esta propiedad periódica. Las
gráficas indican que los elementos del mismo grupo ocupan lugares análogos en las mismas,
siendo los alcalinos los que están en los puntos más altos y los metales de transición, en los
mínimos.

PUNTO DE FUSIÓN

El punto de fusión de cualquier elemento es la temperatura a la cual el elemento cambia de
estado sólido a líquido o al contrario. Esta magnitud se puede emplear para cualquier
sustancia, aunque no sea un elemento, como, por ejemplo, el agua. El agua congela
(solidifica) y el hielo funde a 0ºC; por tanto el punto de fusión del agua es 0ºC (273 K). El
punto de fusión de una sustancia es también el punto de congelación.

Se expresa en grados Celsius (ºC) en las hojas de los elementos y en Kelvin (K) en las tablas y
gráficos. Para obtener las temperaturas absolutas se ha empleado la expresión: T(K) = t(ºC) +
273. Los valores exactos se obtienen empleando 273,15.

Se da una tabla de estado físico de los elementos a 293 K y tablas y gráficos que muestran la
variación de esta propiedad periódica.


POTENCIAL DE IONIZACIÓN

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo
en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol.

Valores altos indican carácter no metálico del elemento.

Los factores de que depende el potencial de ionización son:

La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un
átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el
electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar
electrones de s que de f para un mismo nivel energético.

La carga del núcleo

El efecto pantalla de los electrones subyacentes

La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)

Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos.

La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendo
del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantos
más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías de
ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<....

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un
electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud difícil de medir y en muchos
casos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomo
gaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay que
suministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol.

Valores altos indican carácter no metálico del elemento.

Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad.

Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17
(halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) y
azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre los
electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la energía global por ganancia de los dos
electrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en
las reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).

Se dan tablas y gráficos de la afinidad electrónica de los elementos.

ELECTRONEGATIVIDAD


Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene
un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de
electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de
enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del
elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta
electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior
derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior
izquierda.

Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.

Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la afinidad electrónica

VALENCIA MÁXIMA POSITIVA (NOX)

El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son
neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer
el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion.
Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número
de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).

PESO ATÓMICO

PESO ATÓMICO RELATIVO

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a
masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las
masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra
particular, ponderados por abundancia isotópica.[4] Esto es usado frecuentemente como
sinónimo para peso atómico relativo, y no es incorrecto hacer así, dado que los pesos
atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa
atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente
específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras
significativas) que los pesos atómicos estándar.


Radio Atómico

El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de
un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo

El Radio atómico que es una medida del tamaño atómico decrece a lo largo de un período y
aumenta al ir bajando de período (Niveles superiores). La explicación de esto es que el núcleo
va aumentando de carga para un mismo período por lo que los electrones son más fuertemente
atraídos hacia el núcleo. El radio atómico aumenta al añadir un nuevo nivel de energía.
La distancia de los electrones más externos al núcleo.


Esta distancia se mide en Angstrom (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a
medida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad,
ya que la masa atómica crece más que el volumen atómico..

Energía de Ionización

Se conoce como primera energía de ionización a la energía necesaria para separar el electrón
más externo de un átomo neutro en estado gaseoso sin proporcionarle energía cinética.
Según esta definición, E.I. dependerá de tres factores: la distancia del electrón al núcleo, la
carga nuclear y el efecto pantalla.
Emplea el método de Slater para calcular las afinidades electrónicas de los elementos del
segundo período y compara sus resultados con los experimentales de la tabla 9.5 del
Cruz,Chamizo & Garritz (Mr. Profe & Jefe).
¿Qué puedes comentar al respecto?
La variación de la energía de ionización se explica a continuación:
Dentro de un mismo grupo la E.I. disminuye de arriba a abajo. Esto se debe a que conforme
descendemos en la tabla periódica los átomos tienen más electrones, lo cual disminuye la
atracción sobre el electrón más externo (efecto pantalla).
En un mismo periodo la E.I. aumenta de izquierda a derecha. Este comportamiento se explica
debido a que conforme avanzamos de izquierda a derecha, el electrón externo del átomo está
menos alejado del núcleo y por tanto la fuerza con la cual es atraído aumenta. (Distancia al
núcleo, radio atómico).
Una regla empírica que relaciona en forma aproximada los valores de
altas energías de ionización sucesivas de electrones que ocupan la misma capa atómica es In =
(n+1)/n * I(n-1) Utilizando el dato experimental de I3, estima con ella el valor de I4 para
estaño, antimonio, telurio y yodo, y discute su validez.


Electro-Afinidad

Energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es
igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los
miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar
electrones. En una familia disminuye con el número
atómico y en un período aumenta con el número atómico.
Otra definición sería que el cambio de Energía Asociado con el proceso con el cual un
electrón se agrega a un átomo gaseoso en estado fundamental.
Electronegatividad: Medida de la capacidad relativa de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia él mismo.

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad que tienen los elementos de atraer hacia sí los
electrones de enlace.
La electronegatividad varía de la siguiente forma:
Para un mismo grupo la electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo.
En un mismo periodo la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha.
Una de las aplicaciones de la electronegatividad es el cálculo del carácter iónico de un enlace.
Esto se hace con la fórmula de Pauling:
Con esta ecuación se puede saber que tan iónico es un enlace guiándonos por la siguiente
escala:
diferencia de
% de carácter iónico
electronegatividades
0 0 covalentes puros
covalentes
0.3 2.2
polares
0.9 18.33
1.5 43.02
1.8 55.51 iónicos
2.7 83.84
3.3 93.40


Uniones Químicas

Seguro habrás visto que un trozo de metal se oxida en contacto con el aire o cuando acercás
un fósforo encendido a un papel, este arde.

¿Por qué sucede esto?

¿Porqué se unen los átomos?

¿Cómo se unen los átomos?

Estas preguntas fueron planteadas por varios científicos. Uno de ellos Gilbert Lewis, encontró
una respuesta probable que más adelante la transformó en teoría.

La teoría del Octeto de Lewis:

Los átomos se unen a través de los electrones del último nivel.

Lewis, estudiando la configuración electrónica del último nivel de los átomos de los
elementos, observó que un grupo de ellos no se combinaban con otros átomos, es decir que
permanecían inertes, no presentando actividad química.

Lewis al estudiarlos observó que todos ellos tienen 8 electrones en el último nivel de
energía. A estos gases que no presentan actividad química los llamó Gases inertes porque
son estables químicamente.

Llegó entonces a la siguiente conclusión :

Los átomos se unen para alcanzar estabilidad. La alcanzan cuando llegan a tener
8 electrones en el último nivel de energía como sucede en los gases inertes.


Los átomos se pueden clasificar en:

Si se une un metal Si se unen no metales Si se unen metales

con un no metal. entre si. entre si.

Vamos a ver cada una de estas uniones.

Comenzamos por:

La unión iónica

Se llama así a la unión entre un metal y un no metal. Los metales al ponerse en contacto
con un no metal tienen la tendencia a ceder electrones (todos los que tenga en el último
nivel).

Los no metales tienen tendencia a recibir electrones (todos los que necesite para alcanzar a
tener 8 electrones en el último nivel).

Recordá que la cantidad de electrones (partículas con carga negativa) y de protones (partículas
con carga positivas) son iguales, por lo tanto si un metal pierde electrones, es decir, cargas
negativas, queda con exceso de cargas positivas y si el no metal recibe electrones, es decir,
cargas negativas, queda con exceso de cargas negativas.

Ya no son átomos, porque al no ser neutros se transforman en iones.

Es decir un ion es un átomo cargado eléctricamente. (Ver paginas anteriores)


La unión iónica se produce por atracción entre cargas opuestas. Es decir por
atracción electroestática entre un catión y un anión. En este caso no se forma
una molécula sino un cristal.

Veamos un ejemplo:

La unión entre el sodio y el cloro para formar un cristal de cloruro de sodio.

Buscá en la tabla periódica al sodio, verás que está ubicado en el grupo 1A período 3 por lo
tanto es un metal. Tiene número atómico 11 por lo tanto sus electrones tienen la siguiente
configuración 1s2 2s2 2p6 3s1.

En el último nivel de energía tiene 1 electrón.

Una ayudita:

Fijáte en la tabla que también está la configuración electrónica por niveles, en este caso dice:
2-8-1

Ahora buscá al cloro que se encuentra en el grupo 7A período 3, por lo tanto es un no metal.
Tiene número atómico 17 por lo tanto su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 .
Fijate en la tabla la configuración electrónica por niveles 2-8-7.
El sodio tiene 1 electrón en el último nivel y el cloro tiene 7 electrones. El sodio le cede su
único electrón del último nivel al cloro para que pueda completar su último nivel de energía
con 8 electrones. El sodio al perder el electrón queda con 8 electrones del nivel anterior. De
esta manera el sodio queda cargado positivamente (por eso se dice que los metales son
electropositivos) y el cloro queda cargado negativamente (es decir que es un elemento
electronegativo).


Veámoslo graficado:

El SODIO le cede el
electrón de su último
nivel al CLORO.

El CLORO tiene ahora
un electrón más en su
último nivel.

El SODIO queda con
solamente dos niveles.

Como lo muestra el ejemplo los electrones que intervienen en las uniones químicas son
los del último nivel. Por lo tanto, para abreviar, sólo trabajaremos con este último nivel,
con cada átomo que tengamos que unir.

estructura de Lewis del cloruro de sodio.


Otro ejemplo: la unión del cloro y del magnesio para formar un cristal de cloruro de
magnesio:

estructura de Lewis del
cloruro de magnesio.

Fijate que en este caso el magnesio tiene dos electrones para ceder y el cloro solo puede
recibir un solo electrón porque tiene 7 en último nivel. Entonces se van a necesitar dos átomos
de cloro para que el magnesio pueda ceder sus electrones.

Aclaración: la estructura de Lewis es colocar con puntos o cruces los electrones del último
nivel, para representar la unión química. Los electrones se colocan de a dos (arriba, abajo y a
ambos costados).

Propiedades de los Compuestos Quimicos

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
Altos puntos de fusión y de ebullición.
Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I, II y III y
los no metales de los grupos IV , V ,VI y VII.
Son solubles en disolventes polares y aún así es muy baja.
Una vez fundidos, o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
En estado sólido no conducen la electricidad.


Un poco mas de ENLACES QUÍMICOS

La estructura de la corteza de los átomos, de forma especial la de la última capa, determina
como se unen entre si los átomos para formar estructuras más estables dando lugar a los
compuestos químicos.

Existen varias estructuras estables pero para la formación de los compuestos químicos más
frecuentes en la naturaleza se podría considerar que la estructura estable es la que corresponde
a los elementos de la columna 18 de la tabla periódica, también llamados por su estabilidad
gases nobles, que se caracterizan por tener 8 electrones en la última capa, salvo el helio que

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS SEGÚN SU ENLACE

Las propiedades de las sustancia a las que dan lugar se pueden recordar pensando en las
características de sustancias que se conocen de la vida corriente.


A continuación veremos algunos ejemplos más

a) Cloruro de potasio KCl

b) Cloruro de calcio CaCl2

c) Sulfuro de sodio Na2 S

d) Óxido de calcio CaO

e) Óxido de litio Li2O

f) Óxido de aluminio Al2O3


Diagrama de puntos Lewis

Para reforzar
Los científicos, después de distintos estudios, llegaron a la conclusión de que los átomos se
unen para alcanzar un estado de mayor estabilidad, que si estuviesen separados.

Se sabe, por la regla del octeto, que ese estado de estabilidad se da teniendo en su último nivel
completo, independientemente de cuál sea este.
Si los átomos están unidos en forma estable, las sustancias que forman también serán estables,
y por lo tanto no tienen la tendencia de reaccionar químicamente de manera espontánea, es
decir sus átomos no tienden a separarse para formar otras sustancias diferentes, a menos que
se provoque esa separación.


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