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Soluciones
Son sistemas materiales homogéneos. Son
mezclas de dos o más componentes.
En las soluciones el componente que se
encuentra en mayor proporción se llama solvente y
el que se encuentra en menor proporción se llama
soluto. Ej: sal disuelta en agua, el agua es el
solvente y la sal el soluto.
Las soluciones pueden ser líquidas, gaseosas o
sólidas. Algunos ejemplos:
- Aleaciones: son soluciones de sólidos en sólidos.
Ej: el acero es una solución de carbono (soluto)
en hierro (solvente); el bronce es una solución
de cobre (solvente) y estaño (soluto).
- El aire es una solución de gases, los más
importantes son el oxígeno, el hidrógeno y el
nitrógeno.
- Las amalgamas dentales son soluciones de
sólidos (plata) en líquidos (mercurio).
- El agua de los ríos y del mar tienen sales y gases
disueltos constituyendo una solución de sólidos y
gases en líquidos.
- El vinagre es una solución de ácido acético en
agua (líquido en líquido).
Para que se forme una solución es necesario que
las partículas de soluto se dispersen entre las
partículas del solvente, de lo contrario se formaría
un sistema heterogéneo y no, uno homogéneo. Ej:
La sal común es soluble en agua pero el aceite no lo
es, por lo tanto si mezclamos agua y aceite
obtenemos un sistema heterogéneo.
Saturación
Las soluciones, según la cantidad relativa de
soluto que tengan en relación a la cantidad de
solvente pueden ser saturadas o no saturadas.
> Solución no saturada: cuando todo el soluto se
disuelve en el solvente
> Solución saturada: cuando parte del soluto
precipita y se deposita en el fondo del recipiente,
es decir no se disuelve en su totalidad. La
concentración de una solución saturada se
conoce con el nombre de solubilidad.
Solubilidad
La solubilidad es la máxima cantidad de soluto
que puede disolverse en un volumen de solvente a
una temperatura determinada (condiciones
precisas).
También podemos definir a la solubilidad
de un soluto en un solvente a la cantidad de
gramos del soluto que se pueden disolver en
100 ml o 100gr de solvente hasta formar
una solución saturada (precipite al fondo) a
una determinada temperatura. Algunas sustancias tienen alta solubilidad en
ciertos solventes y otras no la tienen o son
directamente insolubles.
Factores que afectan la solubilidad de un soluto
en un solvente
Los factores que afectan la solubilidad son
variados y dependen del estado de agregación de
la materia y de la cantidad de materia
.
Para los sólidos:
- Temperatura: La temperatura en general
modifica la solubilidad de los solutos para un
determinado solvente, pero en otros casos
permanece casi sin modificación. En general
la solubilidad de un soluto aumenta con el
aumento de la temperatura, es decir, la
solubilidad es directamente proporcional al
aumento de la temperatura. Por lo tanto
podremos disolver una mayor cantidad de
gramos de solutos en un volumen de solvente
constante si aumentamos la temperatura del
sistema. A los gráficos de solubilidad versus
temperatura se los conoce como curvas de
solubilidad.
Ej:
- Superficie de contacto: cuanto más pequeños son
los cristales de soluto más rápido se disuelven
porque la superficie de contacto es mayor
- La agitación:
- La presión: prácticamente no modifican la
solubilidad de un sólido en un líquido
Para los gases:
- La presión: la solubilidad de un gas en un
líquido aumenta con el aumento de la presión
del gas sobre el solvente, y a la inversa. Se
trata de una relación directamente
proporcional.
- La temperatura: la solubilidad disminuye con
el aumento de la temperatura (inverso que en
mayoría de sólidos). Esto se explica con el
aumento de la energía cinética de las
partículas del gas que escapan con mayor
facilidad del solvente.
Concentración de las soluciones
Supongamos que en un recipiente hay 100ml de
una solución que contiene 10 gr d sal común (ClNa)
disuelta en agua. Si agregamos agua a esa solución
hasta que su volumen sea de 200 ml, la cantidad de
sal que hay en el vaso no cambiará: seguirá
conteniendo 10 gr. Sin embargo, si probamos ambas
soluciones, la primera resultará más salada. ¿Por
qué? Un simple cálculo nos dará la respuesta.
Para probar las soluciones usamos una cuchara
de 5ml.
Solución A: 100 ml - 10 g soluto
100 ml sol. 10 g
5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,5 g
100ml
Solución B: 200 ml – 10g soluto
200 ml sol. 10 g
5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,25 g
200ml
Conclusión: la cantidad de sal que probamos de
la cuchara en la solución B es exactamente la
mitad de lo que probamos en la solución A.
Lo que importa, entonces, no es la cantidad
absoluta de sal que hay en una solución sino su
proporción en un determinado volumen.
La relación existente entre cantidad de
soluto y el volumen de solvente o de
solución se llama concentración.
De acuerdo con esto las soluciones pueden ser:
- Soluciones concentradas: cuando la cantidad de
soluto se aproxima al valor de saturación. Es
aquella que tiene proporcionalmente gran
cantidad de solutos disueltos en relación al
solvente.
- Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto
en el solvente está lejos del valor de saturación.
Son soluciones que tiene relativamente poca
cantidad de solutos disueltos en relación al
solvente.
Presión (atm)
solu
bili
dad
Si la información sobre la concentración de una
solución no es exacta en cuanto a cantidades no nos
da mucha información. Por eso es necesario calcular
cuantitativamente esos valores. La concentración de
una solución puede expresarse fácilmente de la
siguiente manera:
- Concentración centesimal masa en masa
(% m/m) o porcentaje masa en masa (%m/m):
se utiliza para expresar concentraciones de
soluciones de sólidos en sólidos, nos indica
cuantos gramos de soluto hay por cada 100 g de
solución, se lee % m/m. Ej: aleación de estaño y cobre constituyendo bronce
medalla, 5 % de estaño y 95 % cobre. La
concentración de estaño es de 5g cada 100 g de
bronce entonces se expresa 5 % m/m.
> Concentración centesimal masa en
volumen (% m/V) o porcentaje masa en
volumen (%m/V): Se utiliza para expresar la
concentración de un sólido disuelto en un
líquido, representa los gramos de soluto por cada
100ml o cm3 de solución.
Ej: % m/V 20 gr de azúcar en 500 ml de agua
500 ml 20 g
100 ml X = 100 ml . 20 g = 4g 500 ml
Rta: la solución está al 4% m/V
> Concentración centesimal volumen en
volumen (%V/V) o porcentaje volumen en
volumen (%V/V): se utiliza para expresar la
concentración de un líquido disuelto en otro
líquido. Representa los ml del líquido disuelto
(soluto) en 100 ml de solución. Se lee % V/V
Definición de algunos términos
relacionados con la materia y con los
sistemas materiales:
.Las definiciones de los conceptos que abajo se
detallan no son para saberlas de memoria, solo
sirven para comprender los conceptos y recurrir a
ellas cuando se tenga una duda o confusión al
respecto.
Materia: todo aquello que posee masa y ocupa lugar
en el espacio
Cuerpo: porción limitada de materia, formados por
materias diferentes, llamadas sustancias.
Cuerpo puro: formado por un solo tipo de sustancia.
La sustancia puede ser simple o compuesta. Ej: agua
– oxígeno
Cuerpo impuro: formado por una mezcla de
sustancias. Ej: agua y azúcar – agua y aceite.
Sustancia: forma de materia de composición
definida, con propiedades físicas, químicas
características.
Sustancias simples: Formadas por un mismo tipo de
átomo (átomos iguales). Ej: O2, Cl2, Au, Al
Sustancias compuestas: formadas por átomos
diferentes, también se las llama compuestos. Pueden
descomponerse químicamente en otras sustancias.
Ej: NH3, H2O, CO2, SO2.
Sistema material: porción del universo que se aísla,
real o imaginariamente, para su estudio.
Sistema material heterogéneo: presentan distintas
propiedades intensivas en por lo menos dos de sus
puntos. Es un sistema en el que se diferencian fases.
Las fases pueden presentar cualquiera de los estados
de agregación de la materia. Estas fases no
necesariamente se ven a simple vista, pueden
visualizarse con microscopio o con
ultramicroscopio. Ej: agua y arena – agua y aceite –
leche
Sistema material homogéneo: presentan las mismas
propiedades intensivas en todos sus puntos, es decir,
en cualquier porción del sistema. Presentan
continuidad cuando se las observa a simple vista o
al microscopio. Ej: agua y azúcar totalmente
disuelta – agua y alcohol – aire.
Mezclas: cuando un sistema material está formado
por varios componentes constituye una mezcla. Las
mezclas pueden ser heterogéneas (cualquier sistema
heterogéneo) u homogéneas (se las llama
soluciones).
Soluciones: mezclas de dos o más componentes,. El
componente que se encuentra en mayor proporción
es el solvente, el que se encuentra en menor
proporción es el soluto. El soluto siempre tiene que
ser soluble (disolverse) en el solvente.
Solución saturada: cuando parte del soluto precipita
y se deposita en el fondo del recipiente, es decir no
se disuelve en su totalidad. La concentración de una
solución saturada se conoce con el nombre de
solubilidad.
Soluciones no saturadas: cuando todo el soluto se
disuelve en el solvente.
Soluciones concentradas: cuando la cantidad de
soluto se aproxima al valor de saturación. Si una
solución está en su punto de solubilidad (máxima
cantidad de gramos de soluto que pueden disolverse
en 100 ml de solvente) está concentrada.
Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto en
el solvente está lejos del punto de saturación
Concentración: relación existente entre la cantidad
de soluto y el volumen de solvente o de solución.
Porcentaje masa en volumen o % m/v: expresa la
concentración de una solución. Es la cantidad de
gramos de soluto que tengo disuelta en 100 ml de
solvente. Ej: Si digo que tengo una solución al 4 %
P/V es lo mismo decir que tengo cada 100 ml de
solvente 4 g de soluto.
Breve historia de la estructura del
átomo
Teoría atómica de Dalton
El químico inglés Dalton 1808 propuso que la
materia tenía dos componentes: los elementos, que
él denomino átomos, y los compuestos que los
denominó moléculas.
Los postulados de su teoría son:
• La materia está fraccionada en partículas
indivisibles e inalterables que se denominan
átomos.
• La totalidad de los átomos de un mismo
elemento son iguales entre sí, es decir, tienen
igual masa y características.
• Los átomos de diferentes elementos tienen
diferente masa y diferentes características.
• Los compuestos se constituyen cuando los
átomos se unen entre sí en una relación constante
y sencilla.
Dalton no dio ninguna precisión sobre la
estructura del átomo. Sus aportes fueron
importantes porque dijo que existían diferentes
clases de átomos y que los compuestos se formaban
por unión entre átomos.
Estructura atómica de J. Thomson
Este físico inglés en 1898 planteo que:
• La materia es eléctricamente neutra, por lo tanto
además de electrones con carga negativa debe
estar compuesta por partículas con carga
positiva.
• Los electrones pueden separarse de los átomos,
pero no pueden hacerlo las cargas positivas.
A partir de estas ideas propuso una posible
estructura para el átomo. Dijo que el átomo es una
esfera de cargas positivas donde se encontraban
insertos electrones (cargas negativas) de forma
semejante a como se disponen las pasas en un
budín, de esta manera cada carga positiva es
neutralizada por una carga negativa.
Estructura del átomo de Rutherford (1911)
Este químico neozelandés en 1911 introduce el
modelo planetario del átomo.
Considera que el átomo se divide en:
• Un núcleo central, donde se ubican los protones
con carga positiva y neutrones, concentrando
esta zona casi toda la masa del átomo.
• Una envoltura de electrones que giran en órbitas
circulares entorno al núcleo, tal como lo hacen
los planetas en torno al sol.
• La suma de cargas negativas de los electrones es
igual a la suma de cargas positivas del núcleo, ya
que el átomo es eléctricamente neutro.
• Estimó el tamaño del átomo a 10-10
m y para el
núcleo dio un valor estimado de 10-14
m.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones
no están muy bien definidas y forman una estructura
compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y
forma algo indefinidas. Los resultados de sus
experimentos le permitieron calcular que el radio
atómico era diez mil veces mayor que el núcleo
mismo del átomo, y en consecuencia, que el interior
de un átomo está prácticamente vacío.
Modelo atómico de Bohr:
El danés Niels Bohr en 1913 unió la idea de
átomo propuesta por Rutherford con las ideas de
una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica.
Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la
estructura atómica.
Bohr postuló en su teoría:
• Los electrones tienen una determinada cantidad
de energía llamada cuanto.
• Los electrones se mueven alrededor del núcleo
positivo en determinadas órbitas elípticas
llamadas niveles de energía u orbitales atómicos.
• Los electrones se encuentran en un nivel de
energía definido y mientras no absorben ni
emiten energía, se dice que los electrones se
encuentran en su estado fundamental.
• Si por alguna causa, los electrones son excitados
energéticamente absorbiendo o liberando cuantos
de energía, dichos electrones salen de su estado
fundamental para saltar a otros niveles
energéticos inferiores o superiores.
El núcleo de los átomos está compuesto por
protones y neutrones. La masa de un protón o de
un neutrón es aproximadamente 1850 veces mayor a
la masa de un electrón. En consecuencia, la masa de
un átomo es prácticamente igual a la masa del
núcleo, considerando, entonces, la masa de los
electrones como despreciable.
Sin embargo, los electrones de un átomo son los
responsables de la mayoría de las propiedades
químicas de los átomos que se reflejan en las
propiedades macroscópicas de la materia.
El movimiento de los electrones alrededor del
núcleo se explica, considerando solamente las
interacciones entre el núcleo y los electrones por las
fuerzas de atracción y repulsión de sus cargas (la
interacción gravitatoria dependiente de las masas es
completamente despreciable).
Estructura atómica
El átomo Se puede considerar al átomo como la parte
más pequeña de un elemento químico que
mantiene las propiedades químicas de éste y
es capaz de reaccionar en una reacción
química.
El tamaño de los átomos es extremadamente
pequeño, para tener una idea de ese tamaño
podemos pensar en lo siguiente: se necesitaría
varios millones de ellos alineados para alcanzar una
longitud de un milímetro y varios miles de trillones
de ellos para que pesen un gramo.
Se sabe que los átomos están compuestos por
varios tipos de partículas elementales. Algunas de
esas partículas poseen estabilidad suficiente para
tener existencia independiente fuera del átomo, en
determinadas condiciones. Esas partículas son los
protones, los neutrones y los electrones.
La estructura de un átomo comprende dos zonas
básicas:
• El núcleo: región central de pequeño volumen
que reúne casi toda la masa del átomo y con
carga positiva. En esta zona se encuentran dos
tipos de partículas: los protones (de carga
eléctrica positiva) y los neutrones (sin carga
eléctrica). El núcleo es el responsable de muchas
de las características físicas del átomo.
• Por fuera del núcleo se encuentra la segunda
zona, o región extranuclear que es en
proporción grande respecto del tamaño del
núcleo, en la que se hallan en continuo
movimiento partículas de masa casi
insignificante y carga eléctrica negativa: los
electrones. La estructura extranuclear es la
responsable del comportamiento químico del
átomo.
Modelo de la estructura del átomo de Magnesio
(Mg)
Es sabido que cargas del mismo signo se
repelen entre sí y que cargas de diferente signo se
atraen entre sí. Debido a esto los electrones se
repelen mutuamente debido a su carga eléctrica
negativa, y son atraídos hacia los protones del
núcleo, que tienen carga positiva. Sin embargo, a
causa de su repulsión mutua, solo cantidades
limitadas de electrones pueden ocupar el espacio
más cercano al núcleo. Un átomo grande puede dar
cabida a muchos electrones, porque estos se
encuentran en zonas cada vez más alejadas del
núcleo. Los electrones se mueven dentro de
espacios tridimensionales limitados llamados capas
de electrones, cada una de las cuales corresponde a
mayores niveles de energía conforme se alejan del
núcleo. Para simplificar su representación,
dibujamos esas capas como anillos alrededor del
núcleo.
Número atómico y másico
Los diferentes elementos que existen se
diferencian entre sí por el número de protones que
tengan en su núcleo, que determinan el número de
cargas del núcleo.
A la cantidad de protones que tenga un átomo en
su núcleo se la conoce como el número atómico
del elemento y se identifica con la letra Z, por
ejemplo si el cobre (Cu) tiene 29 protones su Z es
igual a 29, si el zinc (Zn) tiene 30 protones su Z es
igual a 30.
Z = número de protones (número
de cargas positivas del núcleo)
Como a los átomos en la Tabla Periódica se los
coloca en su forma neutra, es decir, sin carga
eléctrica neta ya que tienen igual número de
protones que de electrones (cargas opuestas de la
misma magnitud se anulan), podemos deducir
indirectamente que Z también nos indica el
número de electrones.
A la suma de protones y neutrones, es decir, el
número total de partículas del núcleo, se la conoce
como el número másico o número de masa y se la
identifica con la letra A.
A = número de protones + número de neutrones
Entonces, el número de neutrones (n°), será igual
al número másico menos el número atómico:
N° de n° = A – Z
Con estos dos números se puede representar la
estructura del núcleo del átomo: se escribe, a la
izquierda de su símbolo, el número de másico como
superíndice y el número atómico como subíndice.
A ésta forma de presentar al átomo se la conoce
como estructura atómica y másica del elemento o
notación científica del elemento
A
X (representa el símbolo de un elemento)
Z
Ej:
Tener en cuenta que en las distintas tablas
periódicas de estudio la distribución de la
información puede ser diferente, pero no confundir
con la forma atómica y másica que se escribe de una
sola manera, tal como se explico en párrafos
anteriores
23
Na 11
Isótopos
Si bien todos los átomos de un mismo elemento
presentan el mismo número de protones no siempre
presentan el mismo número de neutrones, por
ejemplo el cloro lo podemos encontrar formado por
18 neutrones en su núcleo o por 20 neutrones, sin
embargo, el número de protones (17) va a ser
siempre el mismo.
Se denominan isótopos a los átomos del mismo
elemento (con igual Z) pero con distinto número
de neutrones, es decir que estos átomos diferirán
entre sí por su masa atómica ya que poseen
distinto número de neutrones. Los isótopos de un
elemento químico poseen las mismas propiedades
químicas porque presentan el mismo número de
protones y electrones.
Ej: el hidrógeno (H) puede presentar su núcleo con
un protón solamente y sin neutrones,
denominándoselo protio (es el H ordinario);
también se lo puede encontrar constituido por un
protón y un neutrón, denominándoselo deuterio, o
tener en su núcleo un protón y dos neutrones
denominándoselo tritio.
Forma atómica y másica de los 3 isótopos
conocidos del Hidrógeno:
En la imagen, modelos de los 3 isótopos
conocidos del Hidrógeno:
Iones
En determinadas circunstancias un átomo o un
grupo de átomos puede perder o ganar electrones,
transformándose en un ion. Un ion es una especie
química con carga eléctrica neta.
La ionización es la formación de moléculas o
átomos con carga eléctrica. Los átomos son
eléctricamente neutros ya que los electrones con
carga negativa son iguales en número a los protones
de carga positiva presentes en el núcleo. El número
de protones de un átomo permanece igual durante
los cambios químicos comunes (llamados
reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar
electrones.
Según la carga que presenten los vamos a
clasificar en dos tipos de iones:
• Catión: cuando un átomo o un grupo de átomos
pierde uno o más electrones se transforma en un
ion positivo o con carga eléctrica positiva
llamado catión. Al perder electrones queda con
cargas positivas que no son neutralizadas por
electrones porque ha cedido (perdido) algunos.
El ión quedará, entonces, con tantas cargas
positivas como electrones haya perdido el
átomo o grupos de átomos originalmente
neutro. Ejemplo: Na+ , indica que el átomo de
sodio perdió 1 electrón
• Anión: cuando un átomo o grupo de átomos gana
uno o más electrones se transforma en un ion
negativo o con carga eléctrica negativa llamado
anión. Al ganar electrones queda con cargas
negativas porque tendrá más electrones de los
que podrán neutralizar los protones. El ión
quedará con tantas cargas negativas como
electrones haya ganado el átomo o grupo de
átomos originalmente neutro. Ejemplo: O -2
,
indica que el átomo de oxígeno ganó 2 electrones
1
H 1
Protio
2
H 1
Deuterio
3
H 1
Tritio
Formación de iones:
Como dijimos los iones pueden estar constituidos
por un solo átomo o por más de un átomo, a los
primeros se los denomina iones monoatómicos y a
los segundos iones poliatómicos. Veamos algunos
ejemplos:
• Iones monoatómicos:
Especie eléctricamente cargada que consiste de
sólo un átomo.
Elementos que forman cationes:
Los elementos que tienen de uno a cuatro
electrones de valencia (en su último nivel o
capa), en general clasificados como metales,
tienen tendencia a ceder estos electrones para
convertirse en iones. El ion resultante tiene
menos electrones que protones, la carga neta del
ion es positiva. La magnitud de la carga es igual
al número de electrones que se pierden, que es
igual al número de electrones de valencia en el
átomo neutro. Cuando hablamos de átomos que
pierden o ganan electrones para lograr un octeto
completo, también podemos pensar en este
proceso como si el átomo perdiera o ganara
electrones para lograr la misma configuración de
electrones que el gas noble más cercano.
Ejemplo: El metal potasio es un metal del grupo
1 (I A) presenta un electrón en su última capa y,
por lo tanto, forma cationes con una carga de 1+,
es decir, K+
Elementos que forman aniones
Los elementos que presentan 5, 6 o 7 electrones
de valencia, en general clasificados como no
metales, tienden a ganar electrones y convertirse
en iones. El ion resultante tiene más electrones
que protones, la carga neta del ión es negativa.
La magnitud de la carga es igual al número de
electrones que gana para llegar a un octeto
completo de ocho electrones de valencia.
Ejemplo: El bromo, como halógeno del grupo 17
(VII A) presenta siete electrones en su última
capa, usualmente forma aniones con carga 1-, es
decir, Br −
Ejemplo de formación de iones monoatómicos:
• Iones poliatómicos:
Un ion poliatómico es una molécula que ha sido
ionizada al ganar o perder electrones. En un ion
poliatómico, el grupo de átomos unidos
covalentemente tienen carga eléctrica neta
debido a que el número total de electrones en la
molécula no es igual a su número total de
protones.
Es ejemplo de ión poliatómico con carga
negativa el ión sulfato SO42-
Ión sulfato:
Otros ejemplos son: el ión fosfato PO43-
, el ión
bicarbonato HCO3-, ente otros.
Es ejemplo de ion poliatómico con carga positiva
el ión amonio NH4+, entre otros.
Ión amonio, el ión se constituye porque el amoníaco
(NH3) tiende a ganar un protón (carga positiva) del
medio circundante transformándose en el ión
mencionado (NH4+):
La tabla periódica: clasificación
de los elementos
Los primeros científicos advirtieron que algunos
elementos presentaban propiedades semejantes;
algunos, por ejemplo, eran buenos conductores de la
electricidad y la temperatura y si se los pulía tenían
brillo, a estos elementos se los llamó metales. Existe
otro grupo de elementos, llamados no metales, que
son malos conductores tanto de la electricidad como
de la temperatura.
Pero las semejanzas y las diferencias entre los
elementos se observan no solo en sus propiedades
físicas sino también en sus propiedades químicas;
es decir, la forma en que se unen (combinan) con
otros elementos químicos.
Clasificar los elementos (agruparlos según sus
propiedades similares) resulta especialmente
importante, porque permite hacer predicciones. Si
se nos dice, por ejemplo, el cobre (Cu) es un metal,
inmediatamente sabremos que posee las
propiedades antes dichas para los metales.
Durante muchos años se intentó clasificar a los
elementos de acuerdo a sus propiedades químicas.
Finalmente, en 1850, el químico ruso Dimitri
Mendeleiev encontró una clave para clasificarlos:
cuándo los ordenaba desde el más liviano al más
pesado (según su A creciente) descubrió que, cada
cierto número de elementos, las propiedades
químicas y físicas se repiten; es decir que muestran
un comportamiento periódico.
En la clasificación moderna, basada sobre la de
Mendeleiev, los elementos se ordenan ya no según
sus A crecientes sino según sus números atómicos
(Z) crecientes. Tal clasificación se asemeja, por su
disposición, a un tablero con filas y columnas: cada
casillero corresponde al símbolo de un elemento.
Descripción de la tabla periódica
En la tabla periódica solo figura el isótopo más
abundante en la naturaleza de cada elemento
químico.
El primer elemento es el hidrógeno (H), de Z=1,
ya que está formado por un protón y un electrón. El
segundo elemento es el helio (He), de Z=2,
constituido por dos protones y dos electrones,
además de neutrones. Se forman, así, filas
(ordenamiento horizontal) en las cuales, a medida
que se avanza, su Z aumenta una unidad por cada
casillero, de modo tal que entre un elemento y el
siguiente hay una diferencia de un protón y un
electrón.
La tabla periódica moderna está ordenada en
filas y columnas:
• Filas: cada una de esas filas se denomina
Período, los elementos ubicados en un mismo
período se caracterizan por tener igual número
de orbitales electrónicos (niveles). Dos
elementos consecutivos en un periodo (misma
fila) tienen masas similares, pero propiedades
diferentes. Cada elemento químico pertenece a
un determinado período en función del número
de niveles energéticos que tenga.
• Columnas: los elementos que presentan
propiedades químicas y físicas semejantes se
ordenan en una misma línea vertical, formando
columnas, cada una de las cuales se llama
Grupo. Dos elementos consecutivos en un
grupo (misma columna) tienen propiedades
físicas parecidas a pesar de la significativa
diferencia de masa. Existen grupos
denominados, respectivamente, A y B: los
elementos de los grupos A se llaman
representativos (presentan el último orbital
incompleto, los hay metales y no metales); los
de los grupos B, de transición (presentan los
dos últimos orbitales incompletos, son todos
metales). Esta distinción se debe a diferencias
en la estructura electrónica de los elementos
que determina su comportamiento. Los
elementos que se encuentran dentro del mismo
grupo representativo tienen propiedades
químicas similares debido a tener el mismo
número de electrones en su nivel más externo.
Grupos y períodos:
En la tabla también se distinguen tres grupos de
elementos bien característicos:
• Los elementos metálicos o metales: ubicados
a la izquierda de la escalera que comienza
debajo del H. Sus características principales
son:
- Casi todos sólidos a temperatura ambiente.
- Buenos conductores de la temperatura y la
electricidad.
- Tienen brillo si se los pule.
- Son maleables, se pueden extender en láminas
- Son dúctiles, se estiran.
- Son poco electronegativos.
• Los elementos no metálicos o no metales:
ubicados a la derecha de la escalera. Sus
características principales son:
- A temperatura ambiente pueden ser sólidos,
líquidos o gaseosos.
- No tienen brillo, excepto el yodo.
- Son malos conductores del calor y de la
electricidad (excepto el carbono).
- No son dúctiles ni maleables.
- Son blandos y quebradizos.
- Tiene en general alta electronegatividad
• Los gases inertes: (gases raros o nobles) se
ubican en el grupo VIII A o 18. Son llamados
así por su baja reactividad. Sus características
principales son:
- Escasa tendencia a combinarse con otros
elementos.
- Son malos conductores del calor y la
electricidad.
- Se encuentran en el aire en pequeñas cantidades
- Sus moléculas son monoatómicas.
- No tiene electronegatividad
Distribución el grupos de elementos en la Tabla
Periódica
La tabla periódica y la estructura
electrónica
En la tabla periódica los elementos están
ubicados de tal manera que:
• El número del período (fila horizontal)
coincide con el número de niveles
electrónicos.
• En los grupos representativos (A), el número
Romano de cada grupo coincide con el de
electrones presentes en su último nivel,
presentan incompleto este último nivel. Todos
los elementos ubicados en el grupo IA tienen
un solo electrón en su último nivel y, con
excepción del H, su penúltimo nivel se halla
completo. De modo similar, todos los
elementos del grupo VIIA tienen 7 electrones
en su último nivel. Si a los grupos los
denominamos del 1 al 18, para los de un dígito
la cantidad de electrones de su último nivel es
igual al número de grupo; para los de dos
dígitos será igual al dígito de la unidad (Ej:
grupo 13 tendrá 3 electrones en su último
nivel).
• En los grupos de transición (B), los elementos
presentan los dos últimos niveles de energía
incompletos. Casi todos los elementos tienen 2
electrones en su último nivel; mientras que en
su penúltimo nivel tienen distintas cantidades
de electrones: 9 para el grupo IIIB, 10 para el
IVB, y así, incrementando de a un electrón,
hasta llegar al grupo IIB, que tienen 18
A B
A
electrones en su penúltimo nivel. Estos
elementos, a veces, se comportan como los
metales o como los no metales, según el
elemento con que reaccionen.
Estabilidad de los átomos
En la naturaleza todo tiende a estados de menor
energía, ya que dichos estados resultan más
estables. Por este motivo los átomos ubican sus
electrones desde el núcleo hacia la periferia tratando
de que todos sus niveles queden completos
alcanzando así la máxima estabilidad.
A partir de los estudios realizados por el químico
norteamericano G. N. Lewis, podemos generalizar
que los elementos químicos representativos (grupos
A) de la tabla periódica alcanzan la estabilidad
(estado de menor energía) cuando tienen su último
nivel completo.
Los átomos del grupo VIII A o 18 son
denominados gases inertes por su escasa
reactividad debido a que poseen el último nivel
completo, es decir, son estables. La estructura de 2
electrones para el nivel de energía n = 1, es una
estructura estable, es decir que éste nivel se
completa con 2 electrones (por ejemplo el elemento
helio). El resto de los niveles, si constituyen el
último nivel, alcanzan una estructura estable
cuando tienen 8 electrones. Es decir, los átomos
que tienen en su último nivel 8 electrones son
estables (por ejemplo el argón). Esta condición es
conocida como octeto, es decir, los gases inertes
tienen el octeto completo, siendo estables.
Ejemplos del helio, neón y argón, observar
último nivel completo con 8 electrones:
Los átomos de los elementos metálicos y no
metálicos que no tienen la estructura de 8
electrones (octeto) en su último nivel no serán
estables. Para estabilizarse deberán completar el
octeto.
En el ejemplo el átomo de carbono:
Radio atómico
El radio atómico, representa el radio de un
átomo de un elemento, suponiéndolo esférico, en su
estado normal de energía (neutro), es decir, la
distancia entre el centro del núcleo del átomo y el
electrón estable más alejado del mismo.
En la imagen, radio atómico de un átomo:
El radio atómico aumenta de arriba hacia
abajo dentro cada grupo, puesto que los
elementos situados hacia la parte inferior tienen un
mayor número de niveles de energía. Dentro de
cada periodo el radio atómico de los elementos
aumenta de derecha a izquierda, debido a que los
elementos situados hacia la izquierda en el mismo
periodo tienen menos protones (cargas positivas) en
su núcleo y atraen con menor fuerza los electrones
periféricos (cargas negativas), hecho que les permite
a los electrones a situarse cada vez a mayor
distancia del núcleo y aumentar en consecuencia el
radio atómico del elemento.
En la imagen, la tabla periódica y el tamaño
radio atómico:
El radio iónico
El radio iónico es el radio de los iones, tanto
cationes como aniones, es una propiedad que afecta
a las propiedades físicas y químicas de los
compuestos iónicos:
- El radio iónico de los cationes monoatómicos es
menor al de su correspondiente átomo neutro,
debido a la pérdida de electrones. La pérdida de
electrones no solo puede quitar un nivel
energético (“capa de electrones”) sino que,
además, hay un incremento de la de carga
nuclear debido a la pérdida de electrones y en
consecuencia mayor atracción sobre los
restantes. También disminuye la fuerza eléctrica
de repulsión mutua entre los electrones restantes,
provocando el acercamiento de los mismos entre
sí y al núcleo positivo, lo que determina un
menor tamaño del radio. Los radios de los iones
dipositivos y tripositivos son a su vez más
pequeños que los radios de los iones
monopositivos.
- El radio iónico de los aniones monoatómicos es
mayor al de su átomo neutro correspondiente,
debido a haber ganado electrones. Esto aumenta
la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los
electrones, provocando el alejamiento de los
mismos entre sí y del núcleo positivo, lo que
determina un mayor radio.
En la imagen, comparaciones entre los radios
iónicos de dos átomos con respecto a sus radios
atómicos originales, (arriba) para un elemento que
pierde un electrón y (abajo) otro elemento que gana
un electrón.
Electronegatividad
La electronegatividad es la capacidad relativa
(o tendencia) para atraer electrones que tienen
los diferentes elementos químicos en una unión
química. La atracción de los electrones es producto
del accionar de las cargas positivas de los protones
del núcleo atómico.
Recordemos lo planteado y explicado en relación
al radio atómico y la posición de los elementos en
la tabla periódica. Los núcleos de los átomos muy
pequeños (pequeño radio atómico, derecha de la
tabla) atraen con fuerza a los electrones, mientras
que los de los átomos grandes (gran radio atómico,
izquierda de la tabla) lo hacen débilmente. Aquellos
átomos que atraen con fuerza a los electrones en una
unión química poseen electronegatividad elevada,
mientras que aquellos que no los atraen con fuerza y
que tienden a perder los electrones del último nivel
tienen electronegatividad baja.
El Ingeniero Químico Linus Pauling elaboro una
escala de electronegatividad asignando un número
positivo a cada elemento: arbitrariamente dio un
valor de 4 al fluor, que es el elemento con más
capacidad para atraer electrones y a los demás
elementos les asigno valores proporcionales a esta
tendencia.
Los elementos menos electronegativos son los
metales del grupo IA, mientras que los más
electronegativos son los no metales del grupo VIIA.
El carácter de electronegatividad y no
metálico aumenta hacia la derecha y arriba de la
tabla; a la inversa, el carácter de escasa
electronegatividad y metálico aumenta hacia la
izquierda y debajo de la tabla.
En la imagen algunos elementos representativos
de la tabla y sus electronegatividades:
La electronegatividad es un valor relativo ya que
no tiene un valor o número fijo sino que surge de
relacionar la electronegatividad entre dos
elementos. Las electronegatividades de los
elementos es una propiedad periódica en la tabla.
Las electronegatividades de los elementos
representativos aumentan de izquierda a derecha a
lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de
cada grupo. Las variaciones de electronegatividades
de los elementos de transición no son tan regulares.
El concepto de la electronegatividad nos será
muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en una unión química.
Como regla general podemos decir que:
- elementos de electronegatividad baja tienden a
desprenderse de los electrones del último nivel
para alcanzar el octeto, es decir, parecerse al gas
noble anterior a él más cercano y estabilizarse
(es el caso de los metales),
- elementos de electronegatividad elevada
tienden a ganar o compartir electrones para
completar su octeto y parecerse al gas noble
más cercano siguiente a él y estabilizarse (es el
caso de los no metales).
- a mayor radio atómico del elemento menor
electronegatividad, esto se debe a que el núcleo
está alejado del último electrón estable y de allí
su escasa fuerza para atraer electrones.
- a menor radio atómico del elemento mayor
electronegatividad, esto se debe a que el núcleo
está relativamente cerca del último electrón
estable y de allí su fuerza para atraer otros
electrones.