Química Inorgánica

UNIDAD 1 Teoría Cuántica y Estructura Atómica

UNIDAD 2 Los Elementos Químicos y su Clasificación

2.1 Características de la clasificación periódica moderna de los elementos.

2.1.1 Tabla periódica larga y Tabla cuántica.

2.2 Propiedades atómicas y su variación periódica.

2.2.1 Carga nuclear efectiva.

2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

2.2.3 Energía de ionización.

2.2.4 Afinidad electronica.

2.2.5 Número de oxidación.

2.2.6 Electronegatividad.

2.3 Aplicación: Impacto económico o ambiental de algunos elementos.

2.3.1 Abundancia de los elementos en la naturaleza.

2.3.2 Elementos de importanciaeconómica.

2.3.3 Elementos contaminantes.

Unidad 3 Enlace Químico

3.1 Introducción.

3.1.1 Concepto de enlace químico.

3.1.2 Clasificación de los enlacesquímicos.

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto.

3.2 Enlace Covalente.

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.

3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.

3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.

3.3 Enlace iónico.

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos.

3.3.2 Redes cristalinas.

3.3.2.1 Estructura.

3.3.2.2 Energía reticular.

3.4 Enlace metálico.

3.4.1 Teoría de las bandas. Teoría para explicar el enlace y propiedades (conductividad) de un arreglo infinito de átomos de un elemento en un cristal.

3.4.2 Clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica: aislante, conductor, semiconductor.

3.5 Fuerzas intermoleculares y su influencia en las propiedades físicas.

3.5.1 Van der Waals.

3.5.2 Dipolo-dipolo.

3.5.3 Puente de hidrógeno.

3.5.4 Electrostáticas.

3.6 Aplicaciones

Unidad 4 Los Compuestos Químicos 4.1 Clasificación y Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos.

4.1 Clasificación y Nomenclatura de los compuestos inorgánicos

4.1.1 Óxidos

4.1.2 Hidróxidos

4.1.3 Hidruros

4.1.4 Ácidos

4.1.5 Sales

4.2 Reacciones químicas de los compuestos inorgánicos de:

4.2.1 combinación.

4.2.2 descomposición.

4.2.3 sustitución (Simple y doble)

4.2.4 neutralización.

4.2.5 óxido-reducción.

4.3 Impacto económico y ambiental de los compuestos químicos orgánicos e inorgánicos.

4.3.1 Aplicaciones de las reacciones químicas en procesos industriales, de control de contaminación ambiental, etc.)

Unidad 5 Estequimetría

5.1 Conceptos de estequiometría

5.1.1 Conceptos de elemento, compuestos y mezclas.

5.1.2 Número de Avogadro, átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo-molecular.

5.1.3 Leyes estequiométricas.

5.2 Balanceo de reacciones químicas método oxido reducción, ion-electrón

5.3 Cálculos estequiométricos con reacciones químicas

UNIDAD 1 “Teoría Quántica y Estructura atómica”

1.1 El átomo y sus partículas subatómicas

Es la porción más pequeña de la materia.

El primero en utilizar este término fue Demócrito, porque creía que todos los elementos deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE.

Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De hecho están formados por partículas. ESTRUCTURA ATOMICA.

PARTICULAS FUNDAMENTALES.

El átomo esta formado de partículas de muchos tipos:

PARTICULAS ESTABLES

PARTICULAS INESTABLES

PARTÍCULAS COMPUESTAS

PARTICULAS ESTABLES.

ELECTRÓN. Son aquellas partículas que se encuentra fuera del núcleo y tienen carga negativa. El electrón se caracteriza como partícula finita, de carga negativa y con propiedades ondulatorias. En 1891 Stoney les llamó electrones.

En 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.

PROTON. Son partículas que se encuentran en el núcleo y tienen carga positiva. Fue por medio del experimento de los rayos catódicos se demostró la existencia de estas partículas positivas, con masa y carga. Estas partículas llamadas protones son idénticos al núcleo de hidrógeno.

NEUTRON. Se encuentran junto con los protones en el núcleo y su carga es neutra. Fueron predichos en 1920 por Bothe y Becher, y en 1932 Chadwick demostró su existencia. Los protones fuera del núcleo son muy inestables.

PARTICULAS INESTABLES.

POSITRON. Fue en 1932 cuando Anderson descubrió accidentalmente el positrón al estudiar los campos magnéticos sobre las partículas expulsadas de los núcleos por la absorción de rayos cósmicos. Son partículas iguales que los electrones, pero en sentido opuesto.

NEUTRINO Y ANTINEUTRINO. Partículas pequeñísimas de masa y carga cero, su existencia fue postulada para explicar la pérdida de energía durante la emisión radioactiva de electrones y protones. No existen pruebas concretas de su existencia.

MESÓN. Yukawa postuló su existencia para explicar las energías de enlace descubiertas en los efectos producidos por los rayos cósmicos sobre la materia.

PARTICULAS COMPUESTAS.

DEUTERÓN. Es un núcleo de Deuterio o Hidrógeno pesado, y guarda la misma relación que el Hidrógeno y el protón. Se usa en bombardeo de núcleo.

PARTICULAS ALFA. Es un núcleo de Helio de 2 cargas positivas. Es el producto de la desintegración radioactiva.

RAYOS CATÓDICOS.

Para estudiar la naturaleza de los rayos catódicos, Thomson utiliza un tubo de rayos catódicos, en el que el ánodo, situado cerca del cátodo, consiste en un cilindro metálico con un orificio muy estrecho y taladrado a lo largo del eje (ver anexo A). Detrás del ánodo se encuentran dos placas metálicas entre las que puede producirse un campo eléctrico vertical X al aplicara las mismas una diferencia de potencial, y en el extremo del tubo esta situada una pantalla de sulfuro de cinc, la cual fluoresce en el punto en que llega el haz de rayos catódicos. Mediante un electroimán aplicado externamente puede producirse un campo magnético horizontal H que actuara perpendicularmente al campo eléctrico y exactamente en la misma región de éste.

Al aplicar el campo eléctrico el haz de rayos catódicos se desvía algo hacia la placa positiva situada, por ejemplo, encima, pero el hecho de no ser dirigido totalmente a ella muestra que estos rayos tienen inercia, esto es, que están constituidos por partículas que tienen masa y, naturalmente, carga eléctrica negativa. Estas partículas fueron denominadas electrones. Si se aplica el campo magnético y no el eléctrico, y el polo Norte esta situado delate y el polo Sur detrás, la desviación de los rayos catódicos tienen lugar también verticalmente pero hacia abajo.

Entonces denominamos rayos catódicos, cuando en el tubo existe un obstáculo cualquiera aparece su sombra nítida dentro de la fluorescencia de la pares, lo cual indica que ésta es producida por una especie de rayos que salen del cátodo en dirección perpendicular a su superficie.

PROPIEDADES DE LOS RAYOS CATÓDICOS.

a. Están formados por partículas materiales cargadas negativamente.

b. Esas partículas reciben el nombre de electrones y constituyen las unidades de electricidad negativa.

c. Los rayos catódicos viajan en línea recta, independientemente de la posición del ánodo.

d. Son desviados por campos eléctricos y magnéticos, lo cual demuestran que son de naturaleza eléctrica.

e. La velocidad de los electrones que forman los rayos catódicos varía desde 10.000 hasta 293.000 kilómetros por segundo.

f. La masa de cada electrón resulto ser de 1/1837, con relación al átomo de hidrógeno. Esta masa se determino de acuerdo con la relación carga sobre masa (e/m).

RAYOS POSITIVOS O ANÓDICOS.

Si se tiene un tubo de descarga con el cátodo perforado se observa detrás del mismo un haz fino de luz producido por unos rayos que pasan a través del mismo un haz fino de luz producido por unos rayos que pasan a través de la perforación, los cuales fueron denominados primeramente por Goldstein (1886) rayos canales y que por estar constituidos por partículas materiales cargadas positivamente de denominan ahora rayos positivos. Los rayos positivos están formados por átomos o moléculas del gas que en el choque con los rayos catódicos han perdido algún electrón, y que por originarse en cualquier punto del espacio gaseoso entre los electrodos poseen velocidades distintas; los iones formados junto al ánodo, al caer hacia el polo negativo perforados quieren velocidades superiores a los iones formados mas cerca de este último electrodo. Las distintas velocidades poseídas por las partículas integrantes de los rayos positivos dan lugar a que se desvíen diferentemente en los campos eléctricos y magnéticos y a que no pueda aplicarse el método de los campos eléctrico y magnético cruzados utilizado por Thomson para hallar la carga específica de los electrones. Para resolver esta dificultad Thomson (1911) emplea campo eléctrico y magnético paralelos en le llamado método de las parábolas.

En este proceso, los núcleos de los átomos de los elementos se desintegran, con formación de nuevos núcleos que corresponden a nuevos elementos y liberación de energía.

En el año 1.896 Henry Becquerel (físico francés), descubrió accidentalmente el proceso de RADIOACTIVIDAD, el cual puede ser natural (en los núcleos de los átomos de los elementos inestables) y artificial (en los núcleos de los átomos de los elementos estables que necesitan ser bombardeados con partículas).

La radiactividad natural es el proceso mediante el cual los núcleos pesados e inestables de algunos materiales radiactivos se desintegran de forma espontánea y producen nuevos núcleos de nuevos elementos y liberación de energía.

La radiactividad artificial Consiste en la ruptura de los núcleos de átomos estables a través del bombardeo con partículas ligeras aceleradas, dando origen a nuevos núcleos que corresponden a nuevos elementos.

Rutherford logró en 1.919, la primera transmutación artificial, al bombardear con partículas alfa, núcleos de átomo de nitrógeno

En 1898, los esposos Curie dedicados al estudio de la radiación observada por Becquerel (físico) descubrieron dos nuevos elementos radiactivos: el Polonio y el Radio, caracterizados por:

Ionizar gases

Impresionar placas fotográficas

Originar destellos de luz en algunas sustancias.

CARACTERÍSTICAS DEL FENÓMENO RADIACTIVO.

La emisión de radiaciones por parte de un material radiactivo no depende del estado de libertad o combinación en que se encuentre, es decir, puede estar como una sustancia simple o como parte de un compuesto y este hecho no incidirá en tales emisiones.

La radiación es independiente de factores que intervienen en las reacciones químicas.

Las radiaciones pueden impresionar placas fotográficas, atravesar materiales opacos, ionizar los gases y producir reacciones químicas.

NATURALEZA DE LA RADIOACTIVIDAD

Las radiaciones pueden ser:

Rayos Alfa (a)

Estos rayos están formados por partículas materiales que presentan dos unidades de carga eléctrica positiva y cuatro unidades de masa. Son ligeramente desviados por la acción de fuerzas magnéticas intensas. Pueden ionizar los gases y penetrar en la materia.
Son detenidos o absorbidos cuando se pone ante ellos una lámina metálica. Su velocidad inicial varía desde 109 cm. /s hasta 2 x 109 cm. /s.

Rayos Beta (b)

Las partículas que conforman a los Rayos Beta son de una masa menor a la de los rayos alfa y son de unidad de carga negativa. Se proyectan a grandes velocidades, aunque ésta depende de la fuente de procedencia y en ocasiones son emitidos a una velocidad próxima a la de la luz (3x1010 cm. /s).

Rayos Gamma (g)

Su naturaleza es diferente a los rayos alfa y beta, puesto que no experimentan desviación ante los campos eléctricos y/o magnéticos. A pesar de que tienen una menor longitud de onda que los rayos X, actúan como una radiación electromagnética de igual naturaleza.
Pueden atravesar láminas de plomo y recorre grandes distancias en el aire. Su naturaleza es ondulatoria y no tiene carga eléctrica, ni masa. Su capacidad de ionización es más débil en comparación con los rayos alfa y beta.

Es innegable que la radiación afecta a los organismos. Los puede enfermar o curar. Puede ser administrada como cualquier medicina, o tener efectos letales. Depende de cómo se use.

Sabemos que la ionización que produce puede dar lugar a transformaciones químicas en la materia. Si es materia viva, necesariamente interfieren estos cambios con las funciones vitales de las células que reciben radiación. Además, como algunas radiaciones pueden penetrar en el cuerpo, dichos efectos se pueden producir en órganos o en células de muy diversas funciones.

Para tener un punto de comparación, pensemos en una quemadura de Sol. Los rayos solares, principalmente los ultravioleta, producen en la piel efectos que todos conocernos; alguna vez hemos sentido el ardor de una quemadura por exposición al Sol demasiado prolongada. Se debe a los cambios químicos inducidos en la piel, que inclusive pueden matar a las células, como también todos hemos experimentado al desprenderse luego la piel inútil. Ahora bien: la piel está diseñada para soportar estos efectos, pues, al dañarse, fácilmente puede ser reemplazada por nuevas células que a su vez asumen la función vital de proteger al resto del organismo. Las radiaciones ionizantes que penetran en el cuerpo pueden causar daños equivalentes en los tejidos, pero no sólo de la piel, sino de todo el cuerpo. Estos daños pueden resultar permanentes si suceden en órganos que no se regeneran, como el cerebro.

Los efectos que la radiación produce en los organismos se han clasificado en cuatro grupos: los que producen cáncer, las mutaciones genéticas, los efectos en los embriones durante el embarazo y las quemaduras por exposiciones excesivas. Los primeros dos grupos generalmente suceden cuando las dosis recibidas son pequeñas, pero prolongadas. El tercero, en una etapa de la vida en que el organismo es especialmente sensible por estarse reproduciendo sus células a ritmo acelerado. El cuarto sucede en accidentes o en las explosiones nucleares. Se han hecho muchos estudios sobre cómo cada uno de estos casos se presenta bajo diversas circunstancias.

1.2 Base Experimental de la teoría Cuántica

El modelo de la teoría cuántica (originada en los estudios de Max Planck y desarrollada luego magistralmente por Einstein) sostiene:

• Los electrones giran en orbitales, que es la zona del espacio que rodea al núcleo.

• Dentro del orbital el electrón cambia la dirección del movimiento pero no su sentido.

• Todos los electrones presentes en un átomo no tienen la misma energía, los que se mueven más cerca del núcleo tienen menos energía que los que están más alejados de él. Por lo tanto, se pueden definir distintos niveles de energía y cada nivel presenta, a su vez, subniveles. Éstos pueden tener de 1 a 7 orbitales. Cada orbital no posee más de 2 electrones.

• Los metales reactivos son plateados, se funden a altas temperaturas, buenos conductores de electricidad y calor, reaccionan fácilmente frente a otras sustancias y se oxidan al tomar contacto con el aire. Por ej.: el calcio, el sodio, el magnesio y el potasio.

• Los metales no reactivos son: 1) los metales de transición, los cuales, a diferencia de los reactivos son brillantes y de consistencia dura, como la plata, el zinc, oro, cobre, titanio, tungsteno; y 2) los metales pobres que tienen aspecto similar a los reactivos pero baja reactividad, o sea, que no reaccionan fácilmente ante otras sustancias. Por ej.: el aluminio, estaño, antimonio, bismuto.

Importancia biológica del calcio: participa en la contracción muscular, forma el tejido óseo y los dientes. Es importante durante el embarazo, la lactancia, infancia y el período de crecimiento. También en la tercera edad para evitar la osteoporosis y, por consiguiente, la fractura de los huesos en las personas mayores. Hay alimentos como los lácteos y sus derivados (leche, yoghurts, quesos) que incorporan al organismo las dosis necesarias, por eso es importante una buena alimentación,. rica en calcio, ya que si bien se pueden tomar pastillas como suplementos del calcio, la asimilación ideal del mismo por el organismo es mediante los alimentos.

Importancia biológica del sodio: el sodio es indispensable como alimento, no podemos vivir sin sodio y sin glucosa. Por supuesto que el exceso de sodio también es malo, provoca hipertensión (con riesgo en los enfermos cardiovasculares), manchas en los dientes, retención de líquidos (ya que fija el agua en el organismo), deshidratación. Por eso una dieta sana significa sodio (cloruro de sodio) en las comidas, pero en pequeñas o escasas cantidades. En los días de mucho calor de verano es aconsejable administrar alimentos salados (caldos, jamón crudo) a las personas mayores y a los niños a fin de evitar las secuelas del golpe de calor y la deshidratación.

El bicarbonato de sodio también tiene aplicaciones medicinales en la salud bucal (limpieza y conservación de los dientes y de su estado sanitario) y en aplicaciones medicinales ante trastornos del aparato digestivo.

Importancia biológica del potasio: participa también en la contracción muscular ya que su carencia o su disminución (producida por la práctica intensa de un deporte) ocasiona severos calambres. Con una rápida administración de potasio (por ej. bananas) se suple momentáneamente esa carencia.

1.2.1 Teoría Ondulatoria de la luz

Esta teoría esta creada por Huygens define la luz como un movimiento ondulatorio del mismo tipo que el sonido. Como las ondas se trasmiten en el vacío, supone que las ondas luminosas necesitan para propagarse un medio ideal, el Eter, presente tanto en el vacío como en los cuerpos materiales.

Esta teoría tiene una dificultad fundamental que es precisamente la hipótesis del éter.

Esta teoría no fue aceptada debido al gran prestigio de Newton y básicamente por que el éter era muy hipotético. Tuvo que pasar más de un siglo para que se tomara nuevamente en consideración la "Teoría Ondulatoria". Los experimentos de Young (1801) sobre fenómenos de interferencias luminosas, y los de Fresnel sobre difracción fueron decisivos para que se tomaran en consideración los estudios de Huygens y para la explicación de la teoría ondulatoria.

Huygens propone que la luz es una onda basándose en las observaciones siguientes:

• La masa de los cuerpos que emiten luz no cambia.

• La propagación rectilínea y la reflexión se pueden explicar ondulatoriamente

• La refracción es un fenómeno típico de las ondas.

No obstante quedaban cosas sin explicar:

• No se encontraba una explicación para la propagación de la luz en el vacío, ya que todas las ondas necesitaban un medio material para propagarse, y el éter era muy hipotético.

• 
  No se habían observado en la luz los fenómenos de interferencia y de difracción que ya se conocían para las ondas.

La luz es emitida por sus fuentes en línea recta, y se difunde en una superficie cada vez mayor a medida que avanza; la luz por unidad de área disminuye según el cuadrado de la distancia. Cuando la luz incide sobre un objeto es absorbida o reflejada; la luz reflejada por una superficie rugosa se difunde en todas direcciones. Algunas frecuencias se reflejan más que otras, y esto da a los objetos su color característico. Las superficies blancas difunden por igual todas las longitudes de onda, y las superficies negras absorben casi toda la luz. Por otra parte, para que la reflexión forme imágenes es necesaria una superficie muy pulida, como la de un espejo.

La definición de la naturaleza de la luz siempre ha sido un problema fundamental de la física. El matemático y físico británico Isaac Newton describió la luz como una emisión de partículas, y el astrónomo, matemático y físico holandés Christiaan Huygens desarrolló la teoría de que la luz se desplaza con un movimiento ondulatorio.

1.2.2 Radiación de 'cuerpo negro' y Teoría de Plank

Es posible tomar fotografías durante la noche sin la ayuda de un flash. Esto se puede hacer usando una película sensible a la radiación infrarroja y es posible debido al hecho que los objetos emiten radiación electromagnética de acuerdo a su temperatura. Estas ondas electromagnéticas son emitidas a todas las frecuencias, pero hay unas frecuencias que dominan más que otras dependiendo de la temperatura. Si uno hace una gráfica de la intensidad de las ondas electromagnéticas con respecto a su frecuencia el resultado es los que se llama la distribución espectral o simplemente el espectro.
 

(Espectro de emisión de un cuerpo negro)

En el caso de cuerpos en equilibrio térmico el espectro tiene una forma característica que consiste en una función que crece de forma continua y monótona hasta alcanzar un máximo y luego decrece para altas frecuencias. Entre mayor sea la temperatura del cuerpo mayor será la frecuencia donde aparece el punto máximo del espectro. La forma teórica del espectro de radiación de un cuerpo en equilibrio únicamente depende del parámetro temperatura, fue descubierta por Max Plank en 1900 y constituyó el comienzo de la mecánica cuántica.

La fotosfera del Sol tiene una temperatura de 5000 grados centígrados y se ve de color amarillo por que el pico de su espectro aparece ubicado precisamente en el lugar correspondiente a la longitud de onda del color amarillo, mientras que el cuerpo humano normalmente a 37 grados centígrados se ve sólo en el infrarrojo.

RADIACION DE UN CUERPO NEGRO.

Consideremos una cavidad cuyas paredes están a una cierta temperatura. Los átomos que componen las paredes están emitiendo radiación electromagnética y al mismo tiempo absorben la radiación emitida por otros átomos de las paredes. El campo de la radiación electromagnética ocupa toda la cavidad. Cuando la radiación encerrada dentro de la cavidad alcanza el equilibrio con los átomos de las paredes, la cantidad de energía que emiten los átomos por unidad de tiempo es igual a la que absorben. En consecuencia, cuando la radiación dentro de la cavidad está en equilibrio con las paredes, la densidad de energía del campo electromagnético es constante. Los experimentos han demostrado que en el equilibrio, la radiación electromagnética encerrada tiene una distribución de energía bien definida; es decir: a cada frecuencia corresponde una densidad de energía que depende solamente de la temperatura de las paredes y es independiente de su material. La densidad de energía correspondiente a la radiación con frecuencia entre 
se escribe 

es la densidad de energía por intervalo unitario de frecuencias, denominado a veces densidad de energía monocromática. 

En la figura 3 se ilustra la variación observada de 
con la frecuencia 

para dos temperaturas. Lummer y Pringsheim fueron los primeros en obtener experimentalmente curvas como éstas en 1899. Se puede ver en las curvas que para cada temperatura la densidad de energía presenta a cierta frecuencia un máximo pronunciado. Obsérvese también que la frecuencia para la cual la densidad de la energía es máxima aumenta al aumentar la temperatura. Esto explica el cambio de color de un cuerpo radiante a medida que su temperatura varía. Si se abre un pequeño agujero en una de las paredes de la cavidad, parte de la radiación escapa y se puede analizar. El agujero se ve muy brillante cuando el cuerpo está a temperatura muy alta y la intensidad de la radiación de equilibrio dentro de la cavidad es alta, pero se ve completamente negro a temperaturas bajas cuando la intensidad de la radiación de equilibrio es despreciable en la región visible del espectro. Es por esa razón que se denomina a al radiación que sale de la cavidad radiación de cuerpo negro. El problema de encontrar qué mecanismo hace que los átomos radiantes produzcan la distribución de energía de la radiación de cuerpo negro, dio lugar a la física cuántica. Hacia fines del siglo pasado todas las tentativas de explicar esta distribución de energía, usando los conceptos conocidos entonces, habían fracasado completamente. El físico alemán Max Planck (1858-1947) sugirió alrededor de 1900 que si la radiación dentro de la cavidad está en equilibrio con los átomos de las paredes, debía haber una correspondencia entre la distribución de energía de la radiación y las energías de los átomos de la cavidad. Planck supuso, como modelo para los átomos radiantes, que los mismos se comportan como osciladores armónicos y que cada uno oscila con una frecuencia dada 

. Planck sugirió como segunda hipótesis que: cada oscilador puede absorber o emitir energía de radiación en una cantidad proporcional a su frecuencia 

. Esta última condición no se exige en la teoría clásica del electromagnetismo, expresadas por las ecuaciones de Maxwell, la cual permite una emisión o una absorción continua de energía. Si E es la energía absorbida o emitida en un solo proceso de interacción de un oscilador con la radiación electromagnética, la hipótesis de Planck establece que: 

Donde h es una constante de proporcionalidad que se supone sea la misma para todos los osciladores. Por lo tanto, cuando un oscilador absorbe o emite radiación electromagnética, su energía aumenta o disminuye en una cantidad 
. La ecuación anterior indica que la energía de los osciladores atómicos, está cuantizada. Esto significa que la energía de un oscilador 
sólo puede tener ciertos valores que son:
suponiendo que la energía mínima del oscilador es cero. De modo que los posibles valores de la energía de un oscilador de frecuencia 

son: 
donde n es un entero positivo. Como sabemos, la energía de un oscilador es proporcional al cuadrado de su amplitud y podemos hacer que un oscilador de frecuencia dada tenga una energía elegida arbitrariamente ajustando la amplitud de las oscilaciones en forma apropiada. Por consiguiente la idea de Planck fue una suposición, que no se podía explicar usando conceptos clásicos; estaba justificada solamente porque funcionaba y porque los físicos de la época no tenían explicación mejor. Aún no tenemos una explicación mejor; debemos aceptar la cuantización de algunas magnitudes físicas como un hecho fundamental de la naturaleza. 

Aplicando algunas consideraciones de naturaleza estadística, Planck obtuvo para la densidad de energía en la radiación de un cuerpo negro, la expresión: 

Donde K es la constante de Boltzman. Esta expresión, que concuerda sorprendentemente bien con los valores experimentales de 

a muy diversas temperaturas, ha sido aceptada como la expresión correcta para la radiación de cuerpo negro. Se denomina ley de radiación de Planck. 

El valor obtenido para la constante de Planck h, es: 

La constante de Planck es una de las más importantes de la física. En algunas ocasiones es preferible expresar la densidad de energía monocromática en función de la longitud de onda en vez de la frecuencia. Definimos 
conforme a la relación 
.

El signo menos se debe a que 
tienen signos opuestos mientras que 
son positivas. Como, tenemos: 

Reemplazando 

por el valor dado, y poniendo 

, obtenemos finalmente: 

En la figura 5 se muestra el gráfico de 

para diversas temperaturas. Presenta un pico pronunciado para una longitud de onda que depende de la temperatura. 

TEORIA DE PLANCK.

Max Planck estudia la energía radiante y llegó a comprobar que las variaciones de temperatura se hacen por "saltos", como por granitos de energía, a los que llamó "cuantos".

En 1905 Einstein llegó a comprobar que la energía de un haz luminoso está distribuida en una onda electromagnética y avanza en "paquetes" de electrones que llamó "fotones".

Si en este momento nos volviésemos a preguntar que es la luz diríamos ahora que es una energía radiante contenida en infinitos "paquetes" de electrones llamados fotones que irradian la luz y, con un resto de energía se desplazan por el espacio.

El punto de vista actual, es aceptar el hecho que la luz parece tener una doble naturaleza. Los fenómenos de propagación de la luz encuentran mejor explicación dentro de la teoría ondulatoria, mientras que la acción mutua entre la luz y la materia, en los procesos de absorción y de emisión, se explican mejor con la teoría corpuscular.

Constante de Planck, constante física fundamental simbolizada por la letra h. Su existencia fue descubierta en 1900 por el físico alemán Max Planck. Hasta entonces se creía que todas las formas de radiación electromagnética estaban constituidas por ondas. Planck observó ciertas desviaciones de la teoría ondulatoria en el caso de las radiaciones emitidas por los llamados cuerpos negros, que absorben y emiten radiación de forma perfecta. Planck llegó a la conclusión de que la radiación electromagnética se emite en unidades discretas de energía, llamadas cuantos. Esta conclusión fue el primer enunciado de la teoría cuántica. Según Planck, la energía de un cuanto de luz es igual a la frecuencia de la luz multiplicada por una constante. Desde entonces, la teoría de Planck ha sido verificada experimentalmente en muchas ocasiones, y el desarrollo de la teoría cuántica ha producido un cambio radical en el concepto que se tiene en física de la luz y de la materia; en la actualidad, se considera que ambas combinan las propiedades de una onda y de una partícula. Así, la constante de Planck se ha vuelto tan importante para la investigación de las partículas de materia como para los cuantos de luz, ahora denominados fotones. La primera medida fiable de la constante de Planck (1916) se debió al físico estadounidense Robert Millikan. El valor actualmente aceptado es h = 6,626 × 10-34 julios·segundo.

1.2.3 Efecto Fotoeléctrico

Formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se produce en la materia cuando es irradiada con luz u otra radiación electromagnética. El término efecto fotoeléctrico designa varios tipos de interacciones similares. En el efecto fotoeléctrico externo se liberan electrones en la superficie de un conductor metálico al absorber energía de la luz que incide sobre dicha superficie. Este efecto se emplea en la célula fotoeléctrica, donde los electrones liberados por un polo de la célula, el fotocátodo, se mueven hacia el otro polo, el ánodo, bajo la influencia de un campo eléctrico.

El estudio del efecto fotoeléctrico externo desempeñó un papel importante en el desarrollo de la física moderna. Una serie de experimentos iniciados en 1887 demostró que el efecto fotoeléctrico externo tenía determinadas características que no podían explicarse por las teorías de aquella época, que consideraban que la luz y todas las demás clases de radiación electromagnética se comportaban como ondas. Por ejemplo, a medida que la luz que incide sobre un metal se hace más intensa, la teoría ondulatoria de la luz sugiere que en el metal se liberarán electrones con una energía cada vez mayor. Sin embargo, los experimentos mostraron que la máxima energía posible de los electrones emitidos sólo depende de la frecuencia de la luz incidente, y no de su intensidad.

En 1905, para tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo, Albert Einstein sugirió que podría considerarse que la luz se comporta en determinados casos como una partícula, y que la energía de cada partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la frecuencia de la luz. Para explicar el efecto fotoeléctrico externo, Einstein consideró la luz como un conjunto de "proyectiles" que chocan contra el metal. Cuando un electrón libre del metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el fotón tiene la suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. La teoría de Einstein explicaba muchas características del efecto fotoeléctrico externo, como por ejemplo el hecho de que la energía máxima de los electrones expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. Según la teoría de Einstein, esta energía máxima sólo depende de la energía del fotón que lo expulsa, que a su vez sólo depende de la frecuencia de la luz. La teoría de Einstein se verificó por experimentos posteriores. Su explicación del efecto fotoeléctrico, con la demostración de que la radiación electromagnética puede comportarse en algunos casos como un conjunto de partículas, contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica.

El término efecto fotoeléctrico también puede referirse a otros tres procesos: la fotoionización, la fotoconducción y el efecto fotovoltaico. La fotoionización es la ionización de un gas por la luz u otra radiación electromagnética. Para ello, los fotones tienen que poseer la suficiente energía para separar uno o más electrones externos de los átomos de gas. En la fotoconducción, los electrones de materiales cristalinos absorben energía de los fotones y llegan así a la gama de niveles de energía en la que pueden desplazarse libremente y conducir electricidad. En el efecto fotovoltaico, los fotones crean pares electrón-hueco en materiales semiconductores (véase Semiconductor). En un transistor, este efecto provoca la creación de un potencial eléctrico en la unión entre dos semiconductores diferentes.

1.2.4 Espectros de emisión y series espectrales

Cuando un elemento químico en forma gaseosa o de vapor recibe energía, bien por calentamiento a alta temperatura, bien por una descarga eléctrica de alta tensión, emite luz que puede ser analizada mediante un espectroscopio.

Multitud de observaciones de este tipo fueron realizadas durante el siglo XIX, obteniéndose una secuencia de líneas que resultó ser característica del elemento empleado como fuente de luz. Los espectros de emisión se convirtieron así en métodos de identificación de los elementos y de los átomos que los constituyen, por lo cual se les denomina también espectros atómicos. Hacia 1860 Kirchhoff y Balmer analizando la luz proviniente del Sol mediante un espectroscopio consiguieron demostrar la existencia en su atmósfera de diferentes elementos químicos, entre ellos el hidrógeno.

La aplicación del estudio espectroscópico a la determinación de la composición de las sustancias (análisis espectroquímico) se desarrolló rápidamente. Así se consiguió determinar la composición de los meteoritos, y analizando por este procedimiento el vapor de agua mineral se llegó a descubrir la existencia de dos nuevos elementos, el rubidio y el cesio.

El espectro del hidrógeno, por su sencillez, atrajo la atención de diferentes investigadores. Se trataba de una serie formada por quince líneas, que se van juntando cada vez más según se recorre la serie desde la región del rojo hacia la del violeta, y cuyas longitudes de onda pudieron ser medidas con bastante precisión. Estudiando esta serie, J. J. Balmer en 1885 encontró una fórmula que permitía reproducir sus líneas componentes una a una. La sencilla fórmula de Balmer era:

siendo B una constante igual a 3 646 Å y n un número entero que toma el valor 3 para la primera línea (Ha), 4 para la segunda (Hb), 5 para la tercera (Hg) y así sucesivamente. Aun cuando Balmer no dio ninguna explicación a su fórmula, fue capaz de descubrir el orden y la regularidad existente detrás de los datos experimentales.

Algunos años después, Rydberg propuso otra expresión equivalente para la fórmula de Balmer:

donde RH es la llamada constante de Rydberg cuyo valor es de 109 677,6 cm-1 y n toma los valores 3, 4, 5... La ventaja de esta expresión frente a la de Balmer consistía en sugerir la posibilidad de expresar el inverso de la longitud de onda de una línea dada o número de ondas como la diferencia entre dos términos numéricos T1 y T2:

a medida que n aumenta T2 se hace cada vez más

T1, que por esta razón se denomina límite de la serie.

Los términos T1 y T2 se denominan términos espectrales y la ecuación (16.3) se conoce como principio de combinación de Rydberg y Ritz. La ecuación de Rydberg y el principio de combinación fueron más tarde generalizados en la forma:

y permitieron describir, además de la de Balmer (n1 = 2; n2 = 3,4,5 ... ) otras series de líneas del espectro del hidrógeno que se conocen por los nombres de sus descubridores. Así, la serie de Lyman, situada en la región del ultravioleta, es descrita por la fórmula de Rydberg cuando se considera n1 = 1 y n2 = 2,3,4 ... En la serie de Paschen n1 = 3 y n2 = 4,5,6 ... ; en la de Brackett n1 = 4 y n2 = 5,6,7... y en la de Pfund n1 = 5 y n2 = 6,7,8. Estas tres últimas series están situadas en la región del infrarrojo.

1.3 Teoría Atómica de Bohr

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr (véase Teoría cuántica). Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura atómica, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los más pesados (argón, criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido al modelo planetario.

1.3.1 Teoría atómica de bohr - sommerfeld

El físico danés Niels Borh, postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. En si su modelo estaba basado en el movimiento del sistema solar.

Sommerfeld Investigó la teoría de los espectros y modificó el modelo atómico de Bohr con la introducción de órbitas elípticas para explicar la estructura fina de las rayas espectrales basadas en las teorias cuántica y de la relatividad.

Así mismo llevó a cabo diversos estudios acerca del carácter ondulatorio de los rayos X, la propagación de las ondas radioeléctricas y la formulación de la teoria del giróscopo, es decir, cuerpo sólido simétrico que gira alrededor de un eje que pasa por su centro de gravedad; y del estado metálico, así como trabajos sobre acústica y telegrafía sin hilos.

En 1928, sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico suizo estadounidense Felix Bloch, y más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada 'teoría de la banda' para los enlaces en los sólidos metálicos.

De acuerdo con dicha teoría, todo átomo de metal tiene únicamente un número limitado de electrones de valencia con los que unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va recorriendo toda la muestra del metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido, en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos, tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el número de electrones disponibles. En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas, que constituyen conjuntos de orbitales. Cada banda tiene un margen de valores de energía, valores que deberían poseer los electrones para poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas, pues los electrones no poseen ciertas energías. La banda con mayor energía en un metal no está llena de electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para llenarla. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica así por el paso de electrones a estas bandas con defecto de electrones, provocado por la absorción de energía térmica.

1.4 Teoría Cuántica

Teoría basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

1.4.1 Principio de dualidad. Postulado de Broglie

Principio de Dualidad

Posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. El principio fundamental de la teoría cuántica es que una entidad que estamos acostumbrados a considerar como una partícula (por ejemplo, un electrón, con un momento lineal p) puede comportarse también como una onda, mientras que otras entidades que solemos concebir como ondas (por ejemplo, la luz, con una longitud de onda ) también pueden describirse como corpúsculos (en este caso, fotones). La longitud de onda  y el momento lineal p de una entidad cuántica están relacionados por la ecuación p = h, donde h es una constante conocida como constante de Planck.

Esta dualidad onda-corpúsculo se aprecia especialmente bien en los experimentos de `doble rendija', en los que un cañón de partículas dispara electrones o fotones (uno cada vez) a través de un par de agujeros en una barrera, tras lo que son detectados en una pantalla situada al otro lado. En ambos casos, lo que sale del cañón y lo que llega a la pantalla detectora son partículas, y cada una marca un punto individual en la pantalla. No obstante, la figura global que se acumula en la pantalla a medida que se disparan más y más corpúsculos a través de los dos agujeros es un diagrama de interferencia formado por franjas claras y oscuras, que sólo pueden explicarse como resultado de ondas que pasan por ambos agujeros de la barrera e interfieren entre sí. Esto se expresa en el aforismo de que las entidades cuánticas “viajan como ondas pero llegan como partículas”.

Postulado de Broglie

Se inicia EL Modelo Mecano - Cuántico con los estudios del físico francés Luis De Broglie. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón como una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad, por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto momento y en una región dada en el átomo, denominando a tales regiones como niveles de energía. La idea principal del postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

1.4.2 Principio de incertidumbre de heissemberg

Principio que afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula, por ejemplo, un electrón. El principio, también conocido como principio de indeterminación, afirma igualmente que si se determina con mayor precisión una de las cantidades se perderá precisión en la medida de la otra, y que el producto de ambas incertidumbres nunca puede ser menor que la constante de Planck, llamada así en honor del físico alemán Max Planck. La incertidumbre es muy pequeña, y resulta despreciable en mecánica clásica. En cambio, en la mecánica cuántica las predicciones precisas de la mecánica clásica se ven sustituidas por cálculos de probabilidades.

El principio de incertidumbre fue formulado en 1927 por el físico alemán Werner Heisenberg y tuvo una gran importancia para el desarrollo de la mecánica cuántica. Las implicaciones filosóficas de la indeterminación crearon una fuerte corriente de misticismo entre algunos científicos, que interpretaron que el concepto derribaba la idea tradicional de causa y efecto. Otros, entre ellos Albert Einstein, consideraban que la incertidumbre asociada a la observación no contradice la existencia de leyes que gobiernen el comportamiento de las partículas, ni la capacidad de los científicos para descubrir dichas leyes.

1.4.3 Ecuación de onda de Schrödinger

Aunque esta ecuación diferencial era continua y proporcionaba soluciones para todos los puntos del espacio, las soluciones permitidas de la ecuación estaban restringidas por ciertas condiciones expresadas por ecuaciones matemáticas llamadas funciones propias o eigenfunciones (del alemán eigen, `propio'). Así, la ecuación de onda de Schrödinger sólo tenía determinadas soluciones discretas; estas soluciones eran expresiones matemáticas en las que los números cuánticos aparecían como parámetros (los números cuánticos son números enteros introducidos en la física de partículas para indicar las magnitudes de determinadas cantidades características de las partículas o sistemas). La ecuación de Schrödinger se resolvió para el átomo de hidrógeno y dio resultados que encajaban sustancialmente con la teoría cuántica anterior. Además, tenía solución para el átomo de helio, que la teoría anterior no había logrado explicar de forma adecuada, y también en este caso concordaba con los datos experimentales. Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también indicaban que no podía haber dos electrones que tuvieran sus cuatro números cuánticos iguales, esto es, que estuvieran en el mismo estado energético.

1.5 Distribución Electrónica en Sistemas Polieléctricos

1.5.1 Principio de Aufbau o de Construccion

El problema que se presenta al explicar las configuraciones electrónicas de la primera serie de transición es bien conocido.

De acuerdo a la espectroscopía atómica los átomos de estos metales adoptan en el estado fundamental la configuración (Ar) (4s)2 (3d)n, con excepción del Cr y el Cu que adoptan la configuración (Ar) (4s)1 (3d)n+1. Al avanzar en la serie hay al menos un electrón en 4s, cuando aun existen orbitales 3d vacantes, indicando que el orden de llenado es 4s antes que el 3d.

Los correspondientes iones dipositivos adoptan en toda la serie la configuración (Ar) (3d)n.

Figura 3 - Evolución de las energías orbitales.

Esto sugiere que los electrones en 3d están unidos más fuertemente al núcleo que los 4s, siendo más estables y por lo tanto de menor energía, en concordancia con los cálculos teóricos. Con e4s mayor que e3d la paradoja aparente es que se obtendría un estado de menor energía ocupando orbitales de energía mayor.

En muchos libros la discusión cualitativa de esta situación se basa en un diagrama semejante al de la Figura 3.

Diagrama esquemático de las energías de los orbitales 4s y 3d frente al número atómico Z en átomos neutros.

Para los elementos del cuarto período la explicación es la siguiente. En el potasio el orbital 4s tiene menor energía que el orbital 3d y entonces se ocupa primero. En el calcio ocurre lo mismo y se completa el orbital 4s con dos electrones. Al llegar al escandio se dice que en este caso e4s es mayor que e3d y por ello los electrones en 4s se pierden primero por ionización, pero como el orbital 4s ya tenía dos electrones en el calcio, el tercer electrón se ubica en el orbital 3d, que ahora es el de menor energía. En algunos casos se ilustra esta descripción mediante diagramas similares a los que se presentan en la Figura 4.

Figura 4- Configuraciones electrónica externas de potasio, calcio y escandio.

En estos diagramas la flecha más intensa representa el último electrón agregado. La principal objeción a la explicación anterior es que el hecho de que el orbital 4s fuera ocupado en potasio y calcio, es irrelevante para el escandio ya que se trata de un sistema aislado diferente, con su propio conjunto de energías orbitales [2,4].

Aunque la Figura 3 predice correctamente la evolución de las energías orbitales en el caso de los metales de transición, no sirve para explicar por qué el orbital 4s se ocupa preferentemente a otro de menor energía en el estado fundamental.

Para la teoría de Hartree-Fock esta situación no es una paradoja ya que los orbitales ocupados en el estado fundamental son aquellos que hacen mínima la energía del átomo. Es decir que el orbital 4s se ocupa antes que el 3d porque la energía del átomo calculada resulta menor. Sin embargo esta afirmación merece una explicación adicional ya que si e4s es mayor que e3d ¿no debería ser la configuración electrónica de escandio en el estado fundamental, (Ar) (3d)3?

Para responder a este interrogante es necesario puntualizar que en el modelo de Hartree-Fock la energía orbital depende de la configuración, es decir del conjunto particular de números de ocupación orbital [3,4], como se pone de manifiesto al analizar las siguientes configuraciones para el escandio:

La energía de un electrón en 3d (e3d) en la configuración X, es la energía de un electrón moviéndose en el campo del core (Ar) y de dos electrones 4s. Es distinta de la energía e3d en la configuración Y, que corresponde a la energía de un electrón moviéndose en el campo del core (supuesto invariable), de un electrón 4s y de otro electrón 3d. También es diferente de e3d en la configuración Z.

Las diferencias en las energías orbitales se originan en las diferentes repulsiones interelectrónicas según los orbitales ocupados. El orbital 4s es mucho mayor y más difuso que el 3d y puede esperarse que dos electrones distribuidos en los orbitales 3d se repelan entre sí más fuertemente que dos electrones en 4s. Los cálculos Hartree-Fock muestran que para cualquier metal de transición, átomo o ion, la energía de repulsión entre dos electrones según los orbitales ocupados, en orden creciente es

Erep(4s,4s) < Erep(4s,3d) < Erep(3d,3d)

En la Figura 5 se observa que al pasar de la configuración X a la configuración Y se elevan las energías de los orbitales 4s y 3d.

Figura 5 - Cambio de la energía orbital con la configuración electrónica. Representación esquemática para el escandio de acuerdo a cálculos a Hartree-Fock.

El aumento en la energía orbital es debido al incremento en las repulsiones electrónicas. En la configuración X la energía de un electrón en un orbital 4s (e4s) incluye una repulsión con otro electrón en 4s - Erep(4s,4s) - y una repulsión con un electrón en 3d - Erep (4s,3d) -. En la configuración Y, e4s incluye dos repulsiones (4s,3d). Luego en la transición X ® Y el aumento en e4s se debe al reemplazo de una interacción de repulsión (4s,4s) por otra de mayor energía (4s,3d).

El aumento de e3d en dicha transición es debido al reemplazo de una repulsión (3d,4s) en la configuración X por una repulsión (3d,3d) de mayor energía en la configuración Y.

Aunque no es obvio del análisis de la Figura 5 que la configuración X tiene menor energía que la Y como muestran los cálculos Hartree-Fock, dado que la energía total del átomo no es la suma de las energías orbitales (ecuación 1), permite comprender por qué en el estado fundamental un orbital de mayor energía (4s) es ocupado a pesar de existir orbitales vacantes de menor energía (3d). El punto es que los orbitales vacantes de menor energía en el estado fundamental, tienen energía mayor en otra configuración en la cual dichos orbitales son ocupados. Dicho de otra manera, los orbitales considerados vacantes sólo están disponibles a una energía mayor que la del orbital más alto ocupado.

Resumiendo, el principio de Aufbau depende de la minimización de la energía total del átomo y no de las energías orbitales, lo que es explicado considerando que para un dado átomo no existe un único conjunto de energías orbitales como sugiere la Figura 3, sino que cada configuración electrónica tiene su propio conjunto. Esto hace evidente otra diferencia con las soluciones del átomo de hidrógeno, en cuyo caso los niveles de energía son definidos por la ecuación de Schrödinger, sin considerar cuál de ellos pueda estar ocupado.

1.5.2 Principio de exclusión de Pauli

Principio fundamental que afirma que dos partículas elementales de espín semientero, por ejemplo electrones, no pueden ocupar simultáneamente el mismo estado cuántico (estado de energía) en un átomo. El principio explica las regularidades de la ley periódica. Posiblemente todavía no se comprendan completamente todas sus implicaciones. El principio de exclusión fue formulado en 1925 por el físico y matemático suizo de origen austriaco Wolfgang Pauli, que recibió el premio Nobel de Física en 1945.

Según la teoría cuántica, los estados posibles de los electrones en el átomo se especifican por cuatro números discretos llamados números cuánticos. Estos números cuánticos se emplean para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. El número cuántico principal, n, define el estado de energía principal, o capa, de un electrón en órbita. El número cuántico orbital, l, describe la magnitud del momento angular del electrón en órbita (véase Mecánica). El número cuántico m describe la orientación magnética en el espacio del plano de la órbita del electrón. El llamado espín se designa con el número cuántico de espín magnético, ms, que puede adoptar el valor de -y o +y según la dirección del espín. Para cada número cuántico, salvo ms, sólo están permitidos determinados valores enteros. Las consecuencias de esta regla están sustancialmente de acuerdo con la ley periódica.

Por ejemplo, cuando el número cuántico principal n es 1, la teoría cuántica sólo permite que el número orbital l y el número cuántico magnético m tengan un valor de 0, y que el número cuántico de espín ms sea +y o -y. El resultado es que sólo hay dos combinaciones posibles de números cuánticos: 1-0-0-(+y) y 1-0-0-(-y). Según el principio de exclusión, cada una de estas dos combinaciones de números cuánticos puede ser adoptada por un único electrón. Por tanto, cuando el número cuántico principal es n = l, sólo dos electrones pueden ocupar esa capa electrónica.

Cuando n = 2, la teoría cuántica permite que l sea 0 o 1, m sea +1, 0, o -1, y ms s sea +y o -y. Existen ocho combinaciones posibles de estos números cuánticos. Por tanto, en la segunda capa electrónica puede haber un máximo de ocho electrones. Con este método puede establecerse el número máximo de electrones permitidos en cada capa electrónica de cualquier átomo. La ley periódica se explica por el diferente grado de llenado de las capas electrónicas de los átomos.

El principio de exclusión de Pauli no sólo se aplica a los electrones de los átomos, sino también a los electrones libres que se desplazan a través de la materia en forma de corriente eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial. Los protones y neutrones del núcleo también están organizados en estados cuánticos, y en cada estado sólo se permiten dos partículas de la misma clase y espín opuesto. Todos los fermiones (partículas de espín semientero) cumplen el principio de exclusión, pero no así los bosones, que tienen espín entero.

1.5.3 Principio de Maxima Multiplicidad de Hund

“En orbitales de igual energía, primero se acomodan los electrones de spin positivo y negativo. Los electrones que entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando esto se acompleta con un electrón, entonces cada uno se satura con dos electrones en el mismo orden.

Un electrón no entra en un orbital que tiene ya otro electrón mientras existan otros orbitales desocupados de energía equivalente.

6C = 1s2, 2s2, px1, pz1, py ! tiene que estar lo más desapareado posible

1.5.4 Configuracion electronica de los elementos y su ubicación en la T. P.

Configuración electrónica o Estructura electrónica, organización de los electrones en un átomo, que determina las propiedades químicas del mismo.

A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que se podía ilustrar ordenándolos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que quedan agrupados los que tienen propiedades químicas similares. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las investigaciones posteriores, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout.

1.5.5 Principios de Radioactividad

Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una partícula sólida de materia e indivisible. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés Joseph J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior a la de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias “radiactivas” (véase Radiactividad). Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta () y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Más tarde se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda (véase Radiación electromagnética).

1.6 Aplicaciones Tecnologicas de la Emision de los Atomos

El trazado isotópico en biología y en medicina

Los diferentes isótopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas. El reemplazo de uno por otro en una molécula no modifica, por consiguiente, la función de la misma. Sin embargo, la radiación emitida permite detectarla, localizarla, seguir su movimiento e, incluso, dosificarla a distancia. El trazado isotópico ha permitido estudiar así, sin perturbarlo, el funcionamiento de todo lo que tiene vida, de la célula al organismo entero. En biología, numerosos adelantos realizados en el transcurso de la segunda mitad del siglo XX están vinculados a la utilización de la radioactividad: funcionamiento del genoma (soporte de la herencia), metabolismo de la célula, fotosíntesis, transmisión de mensajes químicos (hormonas, neurotransmisores) en el organismo.

Los isótopos radioactivos se utilizan en la medicina nuclear, principalmente en las imágenes médicas, para estudiar el modo de acción de los medicamentos, entender el funcionamiento del cerebro, detectar una anomalía cardiaca, descubrir las metástasis cancerosas.

Las radiaciones y la radioterapia

Las radiaciones ionizantes pueden destruir preferentemente las células tumorales y constituyen una terapéutica eficaz contra el cáncer, la radioterapia, que fue una de las primeras aplicaciones del descubrimiento de la radioactividad.

En Francia, entre el 40 y el 50% de los cánceres se tratan por radioterapia, a menudo asociada a la quimioterapia o la cirugía. La radioactividad permite curar un gran número de personas cada año.

Las diferentes formas de radioterapia:

• La curioterapia, utiliza pequeñas fuentes radioactivas (hilos de platino - iridio, granos de cesio) colocados cerca del tumor.

• La tele radioterapia, consiste en concentrar en los tumores la radiación emitida por una fuente exterior.

• La inmunorradioterapia, utiliza vectores radio marcados cuyos isótopos reconocen específicamente los tumores a los que se fijan para destruirlos.

La esterilización

La irradiación es un medio privilegiado para destruir en frío los microorganismos: hongos, bacterias, virus... Por esta razón, existen numerosas aplicaciones para la esterilización de los objetos, especialmente para el material médico-quirúrgico.

La protección de las obras de arte

El tratamiento mediante rayos gamma permite eliminar los hongos, larvas, insectos o bacterias alojados en el interior de los objetos a fin de protegerlos de la degradación. Esta técnica se utiliza en el tratamiento de conservación y de restauración de objetos de arte, de etnología, de arqueología.

La elaboración de materiales

La irradiación provoca, en determinadas condiciones, reacciones químicas que permiten la elaboración de materiales más ligeros y más resistentes, como aislantes, cables eléctricos, envolventes termo retractables, prótesis, etc.

La radiografía industrial X o g

Consiste en registrar la imagen de la perturbación de un haz de rayos X o g provocada por un objeto. Permite localizar los fallos, por ejemplo, en las soldaduras, sin destruir los materiales.

Los detectores de fugas y los indicadores de nivel

La introducción de un radioelemento en un circuito permite seguir los desplazamientos de un fluido, detectar fugas en las presas o canalizaciones subterráneas.

El nivel de un líquido dentro de un depósito, el espesor de una chapa o de un cartón en curso de su fabricación, la densidad de un producto químico dentro de una cuba... pueden conocerse utilizando indicadores radioactivos.

Los detectores de incendio

Una pequeña fuente radioactiva ioniza los átomos de oxígeno y de nitrógeno contenidos en un volumen reducido de aire. La llegada de partículas de humo modifica esta ionización. Por esta razón se realizan y se utilizan en los comercios, fábricas, despachos... detectores radioactivos sensibles a cantidades de humo muy pequeñas.

Las pinturas luminiscentes

Se trata de las aplicaciones más antiguas de la radioactividad para la lectura de los cuadrantes de los relojes y de los tableros de instrumentos para la conducción de noche.

La alimentación de energía de los satélites

Las baterías eléctricas funcionan gracias a pequeñas fuentes radioactivas con plutonio 239, cobalto 60 o estroncio 90. Estas baterías se montan en los satélites para su alimentación energética. Son de tamaño muy reducido y pueden funcionar sin ninguna operación de mantenimiento durante años.

La producción de electricidad

Las reacciones en cadena de fisión del uranio se utilizan en las centrales nucleares que, en Francia, producen más del 75% de la electricidad.

1. El ciclo del combustible nuclear

En un reactor, la fisión del uranio 235 provoca la formación de núcleos radioactivos denominados productos de fisión. La captura de neutrones por el uranio 238 produce un poco de plutonio 239 que puede proporcionar también energía por fisión.

Sólo una ínfima parte del combustible colocado en un reactor se quema en la fisión del núcleo. El combustible que no ha sido consumido y el plutonio formado se recuperan y se reciclan para producir de nuevo electricidad. Los otros elementos formados en el transcurso de la reacción se clasifican en tres categorías de residuos en función de su actividad, para ser embalados y luego almacenados.

2. La seguridad nuclear

La utilización de la fantástica fuente de energía contenida en el núcleo de los átomos implica el respeto riguroso de un conjunto de reglas de seguridad nuclear que permita asegurar el correcto funcionamiento de las centrales nucleares y la protección de la población.

3. Los residuos nucleares

Toda clase de actividad humana genera residuos. La industria nuclear no es una excepción a esta regla. Francia produce, de promedio, por año y por habitante:

• 5.000 Kg de residuos, de los cuales

• 100 Kg de residuos tóxicos, que incluyen

• 1 Kg de residuos nucleares de los cuales

• 5 gr de residuos son de alta actividad.

No sabemos aún destruir los residuos radioactivos. Su actividad disminuye naturalmente en el tiempo, más o menos rápido en función de su período. Deben utilizarse, por consiguiente, técnicas de confinamiento y de almacenamiento.

La reducción del volumen y de la actividad de los residuos radioactivos es, en Francia, un objetivo prioritario para la investigación. La amplitud del comportamiento a largo plazo de los residuos acumulados también es un eje primordial en la investigación

UNIDAD 2 Los Elementos Químicos y su Clasificación

2.1 Características de la clasificaron periódica moderna de los elementos.

Toda materia, ya sea orgánica o inorgánica, está formada por átomos que corresponden a elementos; estos se representan por un símbolo que es lo que se llama símbolo químico.

Dimitri Mendelejev , científico ruso, ordenó los elementos sobre la base de su masa atómica y creó la Tabla Periódica de los elementos

Henry Mosseley, científico inglés, posteriormente ordenó los elementos según su número atómico y así se reformuló el ordenamiento hecho por Mendelejev y se llamó entonces a la tabla conocida: Tabla Periódica Moderna.

En el intento de llegar a una clasificación ordenada de los elementos químicos y teniendo como premisas la relación entre la masa atómica de cualquiera de ellos y ciertas propiedades que lo caracterizaban, así como el hecho irrefutable de la dependencia entre la masa atómica y la periodicidad de las propiedades, premisas básicas de la química del siglo XXI, se logró desarrollar esa clasificación periódica de los elementos químicos.

Varios científicos, entre los que se pueden mencionar a Johann Dobereiner y John Newlands trataron de encontrar formas de clasificación, así surgieron las ideas de las “triadas” y la “Ley de las Octavas; pero fue en 1.871 cuando Dimitri Mendelejev y Lothar Meyer, trabajando cada uno por su lado, plantearon que las propiedades de los elementos eran función de sus masas atómicas y desarrollaron un sistema de clasificación en el que manteniendo un orden ascendente de las masas atómicas de los elementos, quedaban distribuidos en ocho grupos a los cuales pertenecían elementos que presentaban propiedades similares.

Mendelejev ordenó los elementos en ocho columnas y fue dejando espacios en blanco en algunos grupos para ubicar a algún elemento que se descubriera posteriormente y que presentará las características de dicho grupo. Esta predicción se cumplió y así vemos como muchos de esos espacios hoy están cubiertos por elementos nuevos.

Mendelejev estableció las propiedades de los elementos como función periódica de sus masas atómicas, postulado al que se denominó “Ley Periódica”.

En este sistema de clasificación se presentaron algunos errores, por ejemplo, la tabla no refleja la configuración electrónica de los átomos; destaca sólo una valencia de cada elemento y a veces ellos presentan otras valencias. Incluso más importantes que la señalada en la tabla; las tierras raras no tienen lugar apropiado en la tabla.

No obstante estos errores, el trabajo de Mendelejev fue de extrema importancia para la Química; los errores han venido corrigiéndolos otros científicos, pero la base estaba formulada. En 1.914 Henry Mosseley, científico inglés, demostró que una mejor clasificación podría basarse en los números atómicos; cuando se escribieron los elementos en orden ascendente de sus números atómicos desaparecieron los errores de la Tabla de Mendelejev. Este trabajo fue decisivo en el enunciada moderno de la Ley Periódica que establece:

En la Tabla Periódica Moderna los elementos, si bien están organizados en orden ascendente de sus números atómicos, están distribuidos en filas horizontales, a las cuales se les denomina Períodos y se enumeran con arábigos del 1 al 7.

Aquellos elementos que poseen propiedades similares se agrupan en columnas denominadas Grupos. Algunos los llaman Familias por el parecido químico de sus integrantes. Dichos grupos se distinguen con números romanos y con mayúsculas A y B; los que se agrupan en las columnas A se designan como elementos representativos porque en ellos se observa con claridad cómo varían las propiedades; aquellos que se agrupan en las columnas B se les conocen como elementos de transición.

Los elementos que se denominan Lantánidos y Actínidos se ubican fuera de la Tabla y se les conoce como elementos de transición interna.

2.1.1 Tabla Periódica Larga y Tabla Cuántica

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y telurio, y cobalto, manganeso y hierro. Verificó entonces que el peso atómico del elemento central de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente, promediando el de los otros dos. Del mismo modo, el peso atómico del estroncio resulta ser aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas del calcio y del bario. Estos tres elementos poseen propiedades semejantes. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una lista consistente de los elementos.

Hacia 1860, estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos y por consiguiente, a trabajar en nuevas propuestas de clasificación. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands intentó clasificar los elementos por orden de masas atómicas crecientes, observando que después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas propiedades químicas (es decir que el octavo elemento tenía propiedades similares a las del primero). Por su analogía con la escala musical, la clasificación fue llamada "ley de las octavas".

En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la presencia de los elementos pertenecientes a una misma tríada (Li, Na y K). Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades similares. Lo mismo ocurre con el Be (berilio), que presenta propiedades químicas similares al Mg (magnesio); con el B (boro) y el Al (aluminio), y así sucesivamente.

El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Si bien el trabajo de Newlands fue incompleto, resultó de importancia, ya que puso en evidencia la estrecha relación existente entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas y químicas.

Tabla periódica de Mendeleiev

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: por el ruso Dimitri Mendeléiev y el alemán Julius Lothar Meyer.

En 1869, Mendeleiev se propuso hallar una "ley de la naturaleza", válida para toda clasificación sistemática de los elementos. Clasificó todos los elementos conocidos en su época en orden creciente de sus pesos atómicos, estableciendo una relación entre ellos y sus propiedades químicas.

En su clasificación, Mendeleiev no consideró el hidrogeno porque sus propiedades no coincidían con las de otros elementos. Tampoco figuran en ella los gases nobles, porque no habían sido descubiertos aun. La ley periódica de Mendeleiev puede ser enunciada del siguiente modo:

"Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos".

Independientemente, en 1870, el alemán Lothar Meyer propuso una clasificación de los elementos relacionando los pesos atómicos con las propiedades físicas, tales como el punto de fusión, de ebullición, etc.

La clave del éxito de los esfuerzos de Mendeléiev y Meyer fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

Teoría de la capa electrónica

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones.

Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia + 1.

Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa de electrones puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar sobre la base de la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.

Teoría cuántica

El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico.

Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su sistema.

Tipos de tabla

Cada autor siente la tentación de dibujar una tabla donde, según él, se manejan mejor los conceptos de periodicidad química. Las tablas más importantes son las que comúnmente se conocen como: “Tabla corta”, “Tabla larga” y “Tabla larga extendida”.

Tabla corta

Derivación directa de la propuesta original de Mendeleiev-Meyer; se le fueron introduciendo modificaciones a medida que se avanzaba en el tiempo y en el conocimiento; ya se advierte la presencia de un grupo vertical más; el grupo gases nobles, desconocidos por Mendeleiev. El uso de este tipo de tabla corta ha desaparecido en la actualidad.

Tabla larga

Modificación muy útil, que también suele ser conocida como tabla de Both. Se construye de tal forma que refleja la teoría de Both sobre la distribución electrónica. En las verticales se encuentran los elementos cuya distribución electrónica final es coincidente, en esencia la tabla larga deriva de la original de Mendeleiev, extendiendo los períodos largos (cuarto, quinto y sexto) y cortando en dos los períodos cortos para acomodar en el medio a las series de los elementos de transición. Así se generan períodos largos pero solo a partir del cuarto período.

Tabla larga extendida

Representación moderna, con el inconveniente de que los gráficos se hacen muy extensos, la misma sigue al recorrerla por número atómico creciente el llenado de órbitas propuesto por Both; posee 32 columnas y el primer periodo tiene 2 elementos, el segundo y tercero tienen 8, el cuarto y quinto tienen 18 elementos, el sexto período 32 elementos y el séptimo hasta el momento se agota con 106 elementos.

En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.

2.2 Propiedades Atómicas y su variación Atómica

Los elementos se encuentran ordenados en una tabla periódica en orden ascendente del número atómico tomando en cuenta la ley periódica que dice que cada cierto número de elementos las propiedades periódicas se repiten. Los elementos se ordenan en periodos, en forma horizontal, y en grupos en forma vertical.

Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas y físicas similares. Esto se debe a que tienen la misma estructura electrónica terminal.

Por ejemplo la configuración electrónica de los elementos del grupo I termina en ns1, la del grupo VI en ns2 np4 .

Los elementos se dividen en tres grandes grupos que son : Representativos, transición y tierras raras. Esta clasificación depende de la posición del electrón diferenciante de cada elemento. Los elementos representativos poseen su electrón diferenciante en los subniveles s y p, los de transición en d y las tierras raras en f

Existen grupos de tres elementos que repiten sus propiedades en forma horizontal. Estos elementos se denominan triados y son elementos de transición. Las triadas son Fe,Co y Ni ;

Ru, Rh y Pd; Os, Ir y Pt.

Además los elementos se clasifican como metales y no-metales. Esta clasificación se denota en la tabla periódica con una línea punteada. Los metales son todos elementos sólidos con excepción del mercurio que es líquido. Los no-metales existen en los tres estados de agregación siendo el bromo un líquido. Los elementos a ambos lados de la línea punteada se denominan metaloides ya que poseen propiedades de metales y no-metales, como por ejemplo el Al , Si, Ge y As.

2.2.1 Carga Nuclear Efectiva

La carga nuclear efectiva es la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones externos. La carga nuclear efectiva depende de la carga nuclear ( Z ) y el efecto de pantalla ( ).

La carga nuclear es igual al número atómico o sea al número de protones en el núcleo del átomo del elemento. El efecto de pantalla depende de los electrones ,de tal forma que a mayor número de electrones mayor es el efecto de pantalla.

La forma de calcular la carga nuclear efectiva es utilizando la siguiente fórmula:

Z efect.= Z- 

Para poder explicar cómo varían las propiedades periódicas de los elementos es importante saber cómo varía la carga nuclear efectiva. Para ello los elementos se estudian en periodos y en grupos separadamente.

Analicemos qué sucede con la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo periodo. Para ello utilizaremos al Li y al Ne elementos del segundo periodo

Como se puede observar la variación de la carga nuclear es más del doble que la del efecto de pantalla. Por eso decimos que para analizar la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo periodo se desprecia la variación del efecto de pantalla y le damos importancia a la variación de la carga nuclear. De tal forma que al aumentar la carga nuclear aumenta también la carga nuclear efectiva.

Analicemos ahora lo que sucede con elementos de un mismo grupo. Para ello utilizaremos al He y al Ba elementos del grupo II.

En este caso podemos observar que la variación de la carga nuclear y el efecto de pantalla son similares, de tal forma que los valores de la carga nuclear efectiva de los elementos de un mismo grupo no aumentan significativamente. Por esta razón despreciamos los valores de carga nuclear efectiva y le damos importancia a la variación del efecto de pantalla. O sea la variación de las propiedades periódicas de elementos de un mismo grupo la explicamos con la variación del efecto de pantalla.

2.2.2 Radio Atómico, Covalente, iónico.

RADIO ATÓMICO

Se define como radio atómico la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales cuando se encuentran uno al lado del otro (estado sólido)

Elementos de un mismo periodo:

Como se mencionó anteriormente en elementos que se encuentran en mismo periodo el radio atómico depende de la carga nuclear efectiva. Esta depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. Si la carga nuclear aumenta la carga nuclear efectiva aumenta también y por lo tanto el radio disminuye ya que aumenta la atracción del núcleo sobre los electrones externos.

Así el radio atómico del 37Rb es mayor que el del 52Te.

Elementos de un mismo grupo:

Antes se mencionó que si los elementos pertenecen a un mismo grupo la variación de la carga nuclear efectiva se desprecia ya que la carga nuclear y el efecto de pantalla aumentan en forma similar y entonces le damos importancia al efecto de pantalla. Al aumentar el efecto de pantalla, en elementos de un mismo grupo, el radio también aumenta, ya que los electrones externos se ubican en niveles más externos de energía o sea más alejados del núcleo.

Así el radio atómico del 83Bi es mayor que el del 6C.

RADIO IÓNICO

Para explicar el radio iónico es necesario comparar el ión con el elemento neutro.

Radio del catión :

Un catión se produce cuando el átomo pierde electrones. Aquí necesitamos analizar que sucede con la carga nuclear efectiva del catión con respecto de la del átomo neutro. El catión posee la misma carga nuclear que el átomo neutro sin embargo al perder electrones disminuye su efecto de pantalla. Al aplicar la fórmula de carga nuclear efectiva al catión el valor resultante es mayor que el del átomo neutro. Por esta razón al ser mayor la carga nuclear efectiva en el catión su radio es menor que el del átomo neutro.

Cuánto mayor número de electrones pierda un átomo menor será su radio iónico.

Un orden de radio iónico sería:

S6+ < S4+ < S2+ < S0

menor mayor

Radio de un anión:

Un anión se produce cuando un átomo neutro acepta electrones. De tal forma que el anión posee la misma carga nuclear que el átomo neutro pero su efecto de pantalla aumenta por lo tanto su carga nuclear efectiva es menor. Al ser menor la carga nuclear efectiva en mayor su radio iónico. Cuanta mayor cantidad de electrones acepte un átomo mayor será su radio iónico.

Un orden de radio iónico sería:

C < C1- < C4-

Menor mayor.

2.2.3 Energía de ionización

Se define como la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo o de un catión.

Un átomo puede perder varios electrones pero lo hace de uno en uno. La energía necesaria para que un átomo pierda su primer electrón se denomina primera energía de ionización. Para perder el segundo electrón se debe aplicar la segunda energía de ionización y así sucesivamente.

Para analizar la variación que sufre la primera energía de ionización en elementos de un mismo periodo se debe recordar que la carga nuclear efectiva depende ,principalmente, de la carga nuclear, ya que se desprecia la variación del efecto de pantalla. Si la carga nuclear aumenta también aumenta la carga nuclear efectiva y por ende la primera energía de ionización es mayor, ya que al estar más atraído el electrón por el núcleo se requerirá utilizar mayor energía para poder sacarlo del átomo.

Así la primera energía de ionización del 53I es mayor que la del 49In.

Para elementos de un mismo grupo la primera energía de ionización depende del efecto de pantalla ya que se desprecia la variación de la carga nuclear efectiva, pues la carga nuclear y el efecto de pantalla aumentan en forma similar. A mayor efecto de pantalla menor será la energía de ionización ya que el electrón externo se encuentra en un nivel superior de energía y por lo tanto se necesita menos energía para sacarlo del átomo.

Es por esto que la primera energía de ionización del 81Tl es menor que la del 31Ga.

Al comparar las diferentes energías de ionización para un mismo átomo se tiene que la primera es siempre menor que la segunda, ya que en esta se parte de un catión que como vimos anteriormente posee mayor carga nuclear efectiva que el átomo neutro. Al ser la carga nuclear efectiva mayor la energía de ionización también es mayor .

X - 1e- X1+ I Energía de ionización

X1+ - 1e- X2+ II Energía de ionización

Esto explica también porque la tercera energía de ionización es mayor que la segunda y así sucesivamente.

2.2.4 Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la energía que se absorbe o se libera cuando un átomo acepta un electrón y se convierte en un anión. Esta energía tiene valores positivos ,cuando la energía es absorbida, o negativos cuando es liberada.

Para elementos de un mismo periodo la afinidad electrónica depende de la carga nuclear efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor afinidad electrónica.

Por ejemplo el 35Br tiene mayor afinidad electrónica que el 19K.

Para elementos que pertenecen a un mismo grupo la afinidad electrónica depende del efecto de pantalla. La variación de la carga nuclear efectiva se desprecia pues la variación de la carga nuclear y del efecto de pantalla es similar. A mayor efecto de pantalla menor es la afinidad electrónica.

Así la afinidad electrónica del 82Pb es menor que la del 32Ge.

2.2.5 Número de oxidación

Carga eléctrica formal que se asigna a un átomo en un compuesto.

El número de oxidación presupone que hay enlaces iónicos entre átomos unidos por enlace covalente. Su variación en una reacción química indica la existencia de un proceso de oxidación-reducción.

Se puede definir como el número de cargas que habría que asignar a cada uno de los átomos de los distintos elementos que forman un compuesto, si todos ellos pasaran al estado de iones. Así, el número de oxidación de cualquier elemento en estado natural (atómico o molecular) es cero, y el de un ion es igual a su carga. En los compuestos covalentes, los pares de electrones se asignan al átomo más electronegativo de los dos que los comparten, y así ambos se consideran iones, quedando con número de oxidación negativo el átomo más electronegativo y con número de oxidación positivo el menos electronegativo. El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos, que tiene -1. El hidrógeno combinado con elementos más electronegativos tiene de número de oxidación +1, y -1 cuando se combina con elementos menos electronegativos. Véase Electronegatividad.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman un compuesto es cero.

2.2.6 Electronegatividad

La electronegatividad es la fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae al par de electrones de un enlace covalente.

Para elementos de un mismo periodo la electronegatividad depende de la carga nuclear efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor electronegatividad.

La electronegatividad del 84Po es mayor que la del 56Ba.

Para elementos de un mismo grupo la electronegatividad depende del efecto de pantalla. La variación de la carga nuclear efectiva se desprecia pues la variación de la carga nuclear y del efecto de pantalla es similar. A mayor efecto de pantalla menor es la electronegatividad.

2.3 Aplicación Impacto Económico o Ambiental de Alg. Elementos

2.3.1 Abundancia de los Elementos en la naturaleza

Metales, grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una línea diagonal de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal —boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato— tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar unos con otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones y mezclas. Una mezcla de dos o más metales o de un metal y ciertos no metales como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones de mercurio con otros elementos metálicos son conocidas como amalgamas.

El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente.

Elemento

Un elemento es una sustancia constituida por átomos con el mismo número atómico. Algunos elementos comunes son oxígeno, nitrógeno, hierro, cobre, oro, plata, hidrógeno, cloro y uranio. Aproximadamente el 75% de los elementos son metales y los otros son no metales. La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando compuestos.

Los elementos están clasificados en familias o grupos en la tabla periódica. También se clasifican en metales y no metales. Un elemento metálico es aquel cuyos átomos forman iones positivos en solución, y uno no metálico aquel que forma iones negativos en solución.

Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos. Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro.

Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de los elementos y producen otros más pesados. Estos dos procesos -fusión de protones y captura de neutrones- son los procesos principales con que se forman los elementos químicos.

Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el tecnecio, prometio, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.

Abundancia cósmica. La abundancia de los elementos en las rocas de la Tierra, la Tierra en general, los meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al promedio de las cantidades relativas de los elementos químicos presentes o, en otras palabreas, ala composición química promedio. La abundancia de los elementos está dada por el número de átomos de un elemento de referencia. El silicio comúnmente se toma como el elemento de referencia en el estudio de la composición de la Tierra y los meteoritos, y los datos están dados en átomos por 106 átomos de silicio. Los resultados de las determinaciones astronómicas de la composición del Sol y las estrellas con frecuencia se expresan en átomos por 1010 átomos de hidrógeno. Los análisis químicos ordinarios, entre ellos las técnicas avanzadas para estudios de trazas de elementos (tales como activación neutrónica o dilución isotópica), sirven para determinar la composición de rocas y meteoritos. La composición del Sol y las estrellas puede obtenerse de análisis espectroscópicos cuantitativos. Los elementos más abundantes en la superficie de la Tierra son oxígeno, silicio, magnesio, calcio, aluminio, así como el hierro. En el universo, el hidrógeno y el helio constituyen más del 95% de la materia total.

La composición isotópica de los elementos es casi la misma en todo el material terrestre y en los meteoritos. La abundancia nuclear de los isótopos se puede calcular de la composición isotópica de un elemento y de su abundancia cósmica.

Los valores de abundancia nuclear muestran una clara correlación con ciertas propiedades nucleares, y puede suponerse que son una buena aproximación de la distribución del rendimiento original del proceso termonuclear que provocó la formación de los elementos. Los valores empíricos de abundancia pueden así servir de base para consideraciones teóricas acerca del origen de la materia y del universo y han conducido a la siguiente conclusión: no existe un mecanismo único y simple por el cual puedan haberse formado los elementos, con su composición isotópica observada. La materia del cosmos parece ser una mezcla de material formado en diferentes condiciones y tipos de procesos nucleares.

Distribución geoquímica. La distribución de los elementos químicos en las principales zonas de la Tierra (corteza, manto, núcleo) depende de la historia remota y de la evolución subsecuente tanto de la Tierra como del sistema solar. Dado que estos eventos ocurrieron hace largo tiempo y no hay evidencia directa de lo que en realidad sucedió, hay mucha especulación en la explicación actual de la distribución de los elementos en las principales zonas de la Tierra.

Antes de que evolucionara el sistema proto-solar para formar el Sol y los planetas probablemente fue una gran nube de gas, polvo y alguna otra materia en forma de lente y girando.

El interior de esta nube, contraída y calentada en un inicio por atracción gravitacional, elevó su temperatura y presión lo suficiente para iniciar las reacciones nucleares, generando luz y calor. La materia en los remolinos dentro de las zonas periféricas de la nube, con el tiempo coalesció y formó los planetas individuales. Porciones de elementos ligeros más volátiles (como N, C, O e H) escaparon del interior más caliente del sistema y fueron enriquecidos en los grandes planetas externos menos densos (Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno). Los elementos más pesados, menos volátiles (como Ca, Na, Ng, Al, Si, K, Fe, Ni y S), tendieron a permanecer cerca del centro del sistema y fueron enriquecidos en los pequeños planetas internos más densos (Mercurio, Venus, Tierra y Marte).

Se piensa que el crecimiento de la Tierra fue de una nube cuya composición era muy parecida a la del tipo de los meteoritos rugosos conocidos como condritas. La proto-Tierra fue probablemente homogénea, esferoide, sin zonas delimitadas, de composición aproximadamente condrítica.

Según la hipótesis de una Tierra sin zonas bien delimitadas y el modelo condrítico, la aleación Ni-Fe formó el núcleo, y las fases remanentes formaron el manto. En una época muy remota de su historia (hace 4-5 x 109 años) es probable que tuviera principalmente forma sólida. La mayoría de los estudiosos de la Tierra suponen que un calentamiento posterior, debido a la contracción adiabática y decaimiento radiactivo, originó un extenso fenómeno de fusión, la aleación Ni-Fe, su fundió inicialmente; por su mayor densidad, la aleación se mantuvo en su posición y formó el núcleo. Este evento se conoce como la catástrofe del hierro. Al continuar la fusión habría creado tres líquidos inmiscibles; silicatos, sulfuros y aleaciones. Los silicatos, sulfuros y otros compuestos remanentes podrían haber formado el manto que rodea el núcleo.

La nueva capa oceánica, compuesta principalmente de rocas basálticas, daría lugar a los arrecifes de alta mar (centros de difusión) por medio de una fusión parcial del manto. En relación con el manto, la corteza basáltica está enriquecida en Si, Al, Ca, Na, K y un gran número de elementos iónicos litófilos; pero es pobre en Mg, Fe y ciertos metales de transición (del grupo VIII en particular). El proceso de fusión parcial de la parte superior del manto y la ascensión del magma formaron una nueva corteza, y puede ser el mecanismo dominante para la concentración de los elementos que enriquecieron la capa de la corteza a expensas del manto.

La fusión parcial también ocurrió dentro de la corteza continental, provocando a la formación y ascenso de magmas comparativamente ricos en elementos del manto, y pobre en relación con los elementos de las rocas de las que provienen los magmas. Éstos tienden a moverse hacia arriba con el tiempo, solidificándose en ocasiones y formando parte de la corteza continental con diversas zonas, una superior (sial), teniendo una composición granítica, y una inferior (sima), de composición desconocida, probablemente parecida a la del basalto. La corteza granítica superior es aún más abundante en elementos de la corteza. Modificaciones posteriores de la corteza continental superior pueden ocurrir a través de procesos como la sedimentación climática, el metamorfismo y la diferenciación ígnea.

Elementos actínidos. Actinide elements. Serie de elementos que comienza con el actinio (número atómico 89) y que incluye el torio, protactinio, uranio y los elementos transuránicos hasta el laurencio (número atómico 103). Estos elementos tienen gran parecido químico con los lantánidos, o tierras raras, elementos de números atómicos 57 a 71. Sus números atómicos, nombres y símbolos químicos son: 89, actinio (Ac), el elemento prototipo, algunas veces no se incluye como un miembro real de la serie; 90, torio (Th); 91, protacnio (Pa); 92, uranio (U); 93, neptunio (Np); 94, plutonio (Pu); 95, americio (Am); 96, curio (Cm); 97, berkelio (Bk); 98, californio (Cf); 99, einsteinio (Es); 100, fermio (Fm); 101, mendelevio (Md); 102, nobelio (No); 103, laurencio (Lr).

A excepción del torio y el uranio, los actínidos no están presentes en la naturaleza en cantidades apreciables. Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales.

La mayor parte de los actínidos tienen lo siguiente en común: cationes trivalentes que forman iones complejos y quelatos orgánicos; los sulfatos, nitratos, halogenuros, percloratos y sulfuros correspondientes son solubles, mientras que los fluoruros y oxalatos son insolubles en ácidos.

Elementos metaloácidos. Metalloacid elements. Elementos químicos con los siguientes números atómicos y nombres: 23, vanadio, V; 41, niobio, Nb; 73, tántalo, Ta; 24, cromo, Cr; 42, molibdeno, Mo; 74, tungsteno, W; 25, manganeso, Mn; 43, tecnecio, Tc y 75, renio, Re. Estos elementos son un subgrupo integrante de los grupos V, VI y VII de la tabla periódica, respectivamente. En estado elemental todos son metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad. La clasificación como elementos metaloácidos se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir soluciones ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que dan soluciones básicas.

Elementos nativos. Native elements. Elementos que aparecen en la naturaleza sin combinarse con otros. Además de los gases libres de la atmósfera, existen alrededor de 20 elementos que se encuentran bajo la forma de minerales en estado nativo. Éstos se dividen en metales, semi-metales y no metales. El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se expl