Estructura de la materia

SISTEMAS MATERIALES

Todos los objetos que nos rodean son materia y cada objeto, considerado en particular, se denomina sistema material.

Materia es todo aquello que ocupa espacio y tiene masa.

Un sistema material es una porción de materia que se considera de forma aislada para su estudio.

Una sustancia es un tipo concreto de materia.

Propiedades de los sistemas materiales

• Propiedades generales. No aportan información sobre el tipo de sustancia que constituye el sistema y dependen de su cantidad. No nos permiten diferenciar una sustancia.

• La masa mide la cantidad de materia de un sistema material. Su unidad en el SI es el kg. La masa se mide con balanzas, que pueden ser granatario o digitales.

• El volumen indica la cantidad de espacio que ocupa un sistema material. Su unidad en el SI es el m3. Si la temperatura aumenta, los sistemas materiales tienden a dilatarse. Si la temperatura disminuye, tienden a contraerse.

El volumen de líquidos se mide con una probeta, y el de los sólidos depende de su forma. Si son regulares, se calcula aplicando las fórmulas matemáticas conocidas. Si son irregulares, se utiliza el método de inmersión ayudándonos de un líquido.

• La temperatura es la cantidad de energía interna de un sistema termodinámico. Su unidad en el SI son los ºK. La temperatura se mide con termómetros, que pueden ser de mercurio (15/50ºC), digitales (35/42ºC), clínicos (35/42ºC) o de máxima y mínima (máxima: -30/50ºC mínima: -50/30ºC).

• Propiedades específicas. Dependen de la clase de sustancia que constituye el sistema, no de su cantidad. Nos permiten diferenciar una sustancia.

• La densidad es la masa que corresponde a un volumen de unidad. Su unidad en el SI es el kg/m3. La densidad se mide dividiendo la masa entre el volumen de un objeto. d=m/v.

Sustancias naturales y artificiales

• Las sustancias naturales son las que existen en la naturaleza.

• Las sustancias artificiales son las que están fabricadas por el hombre y no tienen referente igual en la naturaleza.

• Las sustancias sintéticas son las que están fabricadas en el laboratorio pero ya existen en la naturaleza.

ESTADOS DE AGREGACIÓN

Características de los sólidos:

• Tienen volumen fijo

• Tienen forma fija

• No se pueden comprimir

• No fluyen por sí mismos

Características de los líquidos:

• Tienen volumen fijo

• No tienen forma fija

• Son poco compresibles

• Fluyen a través de pequeños agujeros que se difunden

Características de los gases:

• Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene

• No tienen forma fija

• Son fácilmente comprensibles

• Se difunden y tienden a mezclarse con otros gases

*El vapor de agua es invisible. Es un error decir que las nubes están formadas por vapor de agua, porque si fuera así no se verían. Las nubes están formadas por pequeñas gotas de agua líquida que se han formado al enfriarse el vapor de agua procedente de la evaporación.

Cambios de estado:

Procesos de vaporización:

• La evaporación es una vaporización lenta que se realiza sólo en la superficie de los líquidos y a cualquier temperatura.

• La ebullición es una vaporización tumultuosa que se realiza en toda la masa del líquido. Para una presión determinada, cada líquido tiene una temperatura de ebullición característica. Las leyes de ebullición son:

• Durante la ebullición, la temperatura permanece constante, y se absorbe energía.

• Para una presión dada, cada líquido hierve a una temperatura: la temperatura de ebullición, que aumenta o disminuye al variar la presión ejercida.

Temperaturas de fusión y ebullición

La temperatura de fusión (Tf) es la temperatura a la que una sustancia se funde, a presión atmosférica.

La temperatura de ebullición (Te) es la temperatura a la que una sustancia hierve, a presión atmosférica.

El calor latente de cambio de estado indica la cantidad de energía que hay que aportar o retirar a una sustancia para que cambie de estado.

El calor latente de fusión es la energía que hay que dar a 1g de una sustancia sólida a su temperatura de fusión para convertirla en líquida a la misma temperatura.

El calor latente de vaporización es la energía que hay que dar a 1g de sustancia líquida a su temperatura de ebullición para convertirla en gas a la misma temperatura.

TEORÍA CINÉTICA

*En un mm3 de aire caben 3·1016 de partículas separadas entre sí por distancias diez veces superiores a su diámetro. Las partículas se mueven de manera desordenada, chocando entre sí y con las paredes del recipiente con velocidades enormes. La velocidad depende de la temperatura, pero siempre supera los 1.000 km/h. Por tanto, no es de extrañar que los científicos hablen del “caos molecular”.

Teoría cinético-molecular

Los primeros intentos de explicar la constitución de la materia se centraron en los gases.

El primer modelo de gases, el modelo estático, estuvo ligado a la teoría del calórico: se suponía que el calor era una sustancia denominada calórico y que al calentar un gas, sus partículas aumentaban de volumen porque el calórico se colocaba alrededor de ellas aumentando su tamaño y el volumen.

Robert Boyle propuso el modelo cinético para explicar las propiedades de los gases. El modelo fue completado por Bernoulli y suponía que el gas estaba formado por numerosas partículas que se movían rápidamente en todas direcciones.

Para explicarlo, Clausius, Maxwell y Boltzmann desarrollaron la teoría cinético-molecular:

• Partículas en movimiento. Un gas consiste en un conjunto de partículas individuales en movimiento rectilíneo al azar, que chocan con las paredes del recipiente o entre ellas sin pérdida de energía.

• Volumen de las partículas. El volumen de cada partícula es extremadamente pequeño comparado con el volumen del recipiente.

• Fuerzas entre partículas. El movimiento y disposición de las partículas queda determinado por dos tipos de fuerzas: unas atractivas o de cohesión que tienden a mantenerlas unidas y otras repulsivas o de dispersión que tienden a alejarlas.

El modelo cinético también es aplicable en líquidos y sólidos.

En los líquidos, las fuerzas de atracción entre partículas son lo bastante fuertes para mantenerlas juntas, por lo que tienen un volumen definido, pero es inevitable que se deslicen unas respecto a otras, por lo que se pueden verter y adoptan la forma del recipiente.

En los sólidos, las fuerzas de atracción son tan intensas que fijan las partículas en sus posiciones. Si sus estructuras son ordenadas se denominan cristales y si no lo son se denominan amorfos.

El movimiento browniano

El botánico Brown observó que los granos de polen suspendidos en un agua inmóvil, se desplazaban. Por eso se creyó que estaban vivos. Pero Wiener descubrió que era porque las partículas de agua que se desplazaban, chocaban contra el polen, haciendo que se desplazara. Este proceso se conoce como movimiento browniano.

Teoría cinética y temperatura

El movimiento térmico es el movimiento de las partículas en estado gas.

Si se aporta energía al gas, aumenta la velocidad media de sus partículas y, por lo tanto, la energía cinética media. Como consecuencia de ello, aumenta su temperatura.

La temperatura de un sistema material es proporcional a la energía cinética media de sus partículas.

La escala absoluta de temperaturas tiene como unidad el K y su valor mínimo es el cero absoluto, a _273,16ºC. A esa temperatura, las partículas de cualquier sistema material están inmóviles.

Un sistema físico está en equilibrio térmico si no intercambia energía con el ambiente, es decir, si está a su misma temperatura. Esa temperatura se llama temperatura de equilibrio.

Teoría cinética y presión

La presión que ejerce un gas es consecuencia de los choques de sus partículas contra las paredes del recipiente.

• Cambio de volumen a temperatura constante:

Si disminuye el volumen, manteniendo constante la temperatura, la frecuencia de los choques es mayor y, como consecuencia, la presión aumenta.

• Cambio de temperatura a volumen constante:

Si la temperatura aumenta, a volumen constante, la energía cinética media de las partículas aumenta. La intensidad de los choques y su frecuencia será mayor y la presión aumenta.

Los cambios de estado según la teoría cinética

• Al aumentar la temperatura de un sistema aumenta la energía cinética media de sus partículas y su movilidad, con lo que se favorecen los cambios de estado progresivos: sólido→líquido→gas

• Al aumentar la presión aumentan las fuerzas de cohesión y se favorecen los cambios regresivos: gas→líquido→sólido

Ley de Boyle-Mariotte

Para una masa determinada de gas a temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a su presión. Pv=cte→p=cte/v

Leyes de Charles-Gay-Lussac

• Primera ley: la relación volumen-temperatura. El volumen de una cantidad fija de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta. v1/T1=v2/T2=cte→v=cte·T

• Segunda ley: la relación presión-temperatura. La presión de una cantidad fija de gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta. P1/T1=P2/T2=cte→P=cte·T

ELEMENTOS Y COMPUESTOS

Sustancias puras y mezclas

Una sustancia pura es aquella que no puede descomponerse en otras más elementales por procedimientos físicos sencillos y que presenta una composición y propiedades fijas en toda su masa.

Las sustancias puras no suelen encontrarse solas, sino formando mezclas.

• Los sistemas materiales heterogéneos son los que, cuando se observan a simple vista o con microscopio, muestran partes diferenciadas que tienen distintas propiedades.

• Los sistemas materiales homogéneos son los que presentan un aspecto uniforme incluso cuando se observan al microscopio. Tienen las mismas propiedades en cualquiera de sus partes. También se llaman disoluciones.

Las mezclas heterogéneas

Un sistema material heterogéneo formado por varias sustancias se denomina mezcla heterogénea.

Si las partículas son muy pequeñas, pueden quedar dispersas formando una suspensión.

Las mezclas heterogéneas cuyas partículas tienen un tamaño comprendido entre 10-6 y 2·10-4 mm se llaman dispersiones coloidales o coloides.

Separación de los componentes de las mezclas heterogéneas

• Componentes con distinto estado de agregación:

• Filtración. Se pasa la mezcla por un material filtrante con poros de menor tamaño que las partículas que queremos separar.

• Componentes con distinta densidad:

• Sedimentación. Se deja separar por acción de la gravedad.

• Decantación. Se separan líquidos inmiscibles con un embudo de decantación.

• Centrifugación. Mediante una rotación, incrementa las diferencias de peso de componentes de distinta densidad.

• Componentes con distinta solubilidad.

• Disolución selectiva. Se mezclan con un disolvente y uno de ellos se disolverá mientras el otro permanecerá igual.

Las mezclas homogéneas

Un sistema material homogéneo formado por la mezcla de dos o más componentes se denomina disolución (dom) o mezcla homogénea.

Se llama disolvente (dte) al componente mayoritario.

Se llama soluto (sto) al componente minoritario.

Se consideran disoluciones si sus partículas de soluto son menores que 10-6 mm.

*Unas mezclas usuales son las bebidas carbónicas. Estas bebidas son una disolución en estado líquido que lleva disuelto un gas: el dióxido de carbono. Cuando un gas se disuelve en un líquido, la solubilidad disminuye al hacerlo la presión. Si la botella está cerrada, el líquido se halla sometido a una determinada presión, y la disolución tiene disuelta una cantidad grande de dióxido de carbono. Al abrir la botella, disminuyen la presión y la solubilidad del gas. El exceso de gas disuelto sale de la botella arrastrando con él algo de líquido. Esta es la espuma que sale de la botella.

Concentración de una disolución

Según la proporción de soluto y disolvente, la disolución puede ser:

• Diluida, la cantidad de soluto es pequeña en relación con el disolvente.

• Concentrada, la cantidad de soluto en relación con el disolvente es grande.

• Saturada, no admite más soluto.

• Concentración = Cantidad sto/Cantidad dom

• Concentración en masa = m sto/v dom→g/L

• Densidad = m dom/v dom→g/L

• % concentración en masa = (m sto/m dom)*100

• % concentración en volumen = (v sto/v dom)*100

Solubilidad

Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cierta cantidad de disolvente a una determinada temperatura. Se expresa en: (g sto/100g dte) o (g sto/100cm3 dte)

La solubilidad de un sólido aumenta al aumentar la temperatura.

La solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura.

Separación de los componentes de una disolución

• Separación de sólidos disueltos en líquidos:

• Evaporación. Se evapora el disolvente y se produce la cristalización del soluto. El tamaño de los cristales depende de la velocidad de evaporación: serán pequeños si se elimina el disolvente mediante ebullición y grandes si es a temperatura ambiente.

• Separación de líquidos disueltos en líquidos:

• Destilación. Tiene lugar en un dispositivo de refrigeración. El componente más volátil es el primero en evaporarse y atravesar el refrigerador, donde se condensa.

• Separación de una mezcla de gases.

• Disolución selectiva. Se hace burbujear la mezcla en un líquido y después se calienta la disolución para separar este gas. Sólo uno de ellos se disolverá.

• Destilación. Tiene dos etapas:

• Licuación. Se comprime el aire hasta altas presiones y se deja expansionar bruscamente, con lo que el aire se licua.

• Destilación fraccionada. Se eleva la temperatura, de modo que uno se evapora antes que otro.

Sustancias puras simples y compuestos

Una sustancia pura que, mediante transformaciones, puede convertirse en otras sustancias más simples es un compuesto. Una sustancia pura que no puede descomponerse en otras más simples se denomina sustancia simple.

Un compuesto no es una mezcla, puesto que los constituyentes de una mezcla pueden estar en cualquier proporción y mantienen sus propiedades características, y los constituyentes de un compuesto están siempre en la misma proporción y la sustancia final es una nueva sustancia pura de propiedades totalmente diferentes.

Separación de los componentes de un compuesto

• Descomposición térmica. Se produce por calentamiento.

• Electrólisis. Se produce por el paso de la corriente.

MODELOS ATÓMICOS

En el año 380 a.C, Demócrito afirmó que la materia estaba formada por unidades indivisibles e infinitamente pequeñas llamadas átomos. Los átomos de lada sustancia eran diferentes. Sin embargo, el primer modelo atómico que se consideró fue el de Dalton.

Modelo atómico de Dalton

• La materia está constituida por átomos.

• Los átomos son indivisibles y no se modifican en las reacciones.

• Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos.

• Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes.

• Los compuestos están formados por la unión de distintos átomos.

El descubrimiento de la electricidad

En 1897, Thomson demostró que en las experiencias de descargas en gases se producían partículas con carga eléctrica negativa que eran idénticas para cualquier gas. Thomson llamó a esas partículas electrones.

Modelo atómico de Thomson

• La materia es eléctricamente neutra

• Los átomos son esferas macizas de carga positiva que llevan incrustados electrones, de carga negativa

• Los electrones salen de los átomos al someterlos a potenciales eléctricos intensos

• Los electrones son idénticos para todos los tipos de átomos

• Los electrones son partículas subatómicas

El experimento de Rutherford

La experiencia de Rutherford en 1911, consistía en bombardear con partículas alfa una fina lámina de oro, y detrás de la lámina se colocaba una placa fotográfica para estudiar la trayectoria de las partículas. En contra de lo esperado, sucedió lo siguiente:

• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina de oro sin desviarse.

• Una pequeña proporción atravesaba la lámina con una ligera desviación en su trayectoria.

• Sólo una de cada 10.000 partículas rebotaba y no atravesaba la lámina.

Para explicar lo sucedido, Rutherford propuso un nuevo modelo atómico.

Modelo atómico de Rutherford

El átomo está formado por un núcleo y una corteza.

• En el núcleo se concentra la carga positiva (protones) y la mayor parte de la masa del átomo.

• En la corteza, girando alrededor del núcleo, los electrones. Esta zona ocupa la mayor parte del volumen atómico.

La explicación de este modelo para la experiencia de bombardeo de partículas alfa es la siguiente:

• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Esto era así porque el átomo está prácticamente vacío.

• Una pequeña proporción atravesaba la lámina con una ligera desviación en su trayectoria. Las partículas que se desviaban eran las que pasaban cerca del núcleo, se repelían ya que ambas tienen carga positiva, y sufrían una pequeña desviación.

• Sólo una de cada 10.000 partículas rebotaba y no atravesaba la lámina. Las partículas que rebotaban eran repelidas por el núcleo.

En 1920, Rutherford propuso la existencia de otra partícula en el núcleo. La denominó neutrón, Tenía la masa del protón y carecía de carga. La evidencia experimental de esta partícula no se obtuvo hasta 1932 con los experimentos de Chadwick.

Modelo atómico de Bohr

El principal inconveniente del modelo de Rutherford radica que si los electrones, que son partículas cargadas, están girando alrededor del núcleo, van perdiendo energía y acabarían precipitándose sobre él en una fracción de segundo.

Bohr propuso un nuevo modelo atómico compuesto por núcleo y corteza. Al igual que en el modelo de Rutherford, el átomo también tenía un núcleo positivo y los electrones giraban alrededor de él, pero lo hacían en unas órbitas circulares, donde no emiten ni absorben energía. A estas órbitas se les llamó niveles de energía.

Modelo atómico actual

A medida que evolucionó la ciencia, se abandonó la mecánica clásica de Bohr, dando lugar a la mecánica cuántica, cuyos creadores fueron Heisenberg, Schrödinger y Dirac.

Se abandonó el concepto de órbita estacionaria, ya que no se puede determinar con precisión la posición exacta de un electrón en un determinado instante.

La mecánica cuántica define orbital como una zona de espacio donde la probabilidad de encontrar a un electrón es máxima.

*La imagen en los televisores y en los monitores de ordenador se forma cuando un haz de electrones choca contra una pantalla recubierta de puntos fosforescentes que producen destellos luminosos que originan la imagen.

CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS

Número atómico (Z)

Es el número de protones que tiene un átomo. Como el átomo es neutro, el número de protones coincide con el número de electrones. Cada elemento químico está caracterizado por su número atómico

Número másico (A)

Es el número de partículas que tiene un átomo en su núcleo. Es la suma de los protones y los neutrones.

Representación abreviada de los átomos

Para indicar los números atómico y másico de manera abreviada se suele representar el número atómico como subíndice a la izquierda del símbolo y el número másico como superíndice, también a la izquierda.

El tamaño de los átomos

El Angstrom (Å) vale 10-10m. Con esta unidad se miden los radios nuclear y atómico:

• Radio nuclear (rN) ≈ 10-4Å

• Radio atómico (rA) ≈ 1Å

Masa atómica

Masa de un átomo medida en unidades de masa atómica (u). Cada una es la doceava parte de un isótopo de C-12. Una u equivale a 1,6605·10-24g.

La ionización

En la naturaleza también existen partículas de tamaño atómico pero con carga, llamadas iones. Si son positivos son cationes y si son negativos son aniones.

• Para formar un anión, un átomo debe tomar algún electrón del entorno. Si toma un electrón, se formará un anión monovalente; si toma dos, será divalente. En general:

X+n e− = Xn−

• Para obtener un catión, un átomo deberá perder algún electrón.

X+n e+ = Xn+

RADIACTIVIDAD

El descubrimiento de la radiactividad

Henry A. Becquerel sabía que la fluorescencia producida en un tubo de vacío por el impacto de los electrones, o rayos catódicos, estaba relacionada con los rayos X. Por ello, se dedicó a comprobar si otras sustancias fluorescentes podían originar también la misma radiación. En su época se sabía ya que las sales de uranio emitían luz en la oscuridad cuando se las exponía previamente a la misma. Colocó uno de esos minerales fosforescentes sobre una placa fotográfica envuelta en un papel oscuro y la expuso a la luz. Cuando reveló la placa, se veía el contorno de los cristales del mineral sobre la película. Intentó repetir el ensayo, pero alguien lo llamó cuando iba a hacerlo, y dejó el mineral sobre otra placa en un sitio oscuro. A pesar de no haber luz, al revelar la placa encontró el mismo contorno que en el experimento anterior. Este hecho accidental le permitió demostrar que el mineral de uranio emitía rayos semejantes a los rayos X, además de la luz fosforescente.

Los procesos nucleares

En los procesos nucleares, los átomos se cambian y se originan otros nuevos: cambian de número atómico.

• Radiactividad natural. Es la emisión espontánea de partículas y radiación procedentes del núcleo de los átomos.

• Partículas . Son partículas positivas formadas por dos protones y dos neutrones. Una hoja de papel o las células de la piel las detienen.

• Partículas . Son partículas negativas procedentes del núcleo (se crean por la descomposición de neutrones). Penetran en la materia y pueden atravesar una lámina de plomo de 1mm de espesor.

• Radiación γ. Son radiaciones análogas a los rayos X, que se desplazan a la velocidad de la luz. Provocan fuertes quemaduras y pueden atravesar 1m de hormigón o 5cm de plomo.

• Fisión nuclear. Es la ruptura de un núcleo para transformarse en otros núcleos más pequeños.

• Fusión nuclear. Es la unión de dos o más núcleos para das lugar a un núcleo más pesado.

Residuos radiactivos

Son aquellos materiales con núcleos radiactivos para los que no está previsto ningún uso. Pueden tener actividad radiactiva durante miles de años, por lo que se entierran a gran profundidad en los denominados cementerios radiactivos.

ISÓTOPOS

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero distinto número másico; es decir, tienen el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Si un elemento tiene varios isótopos, se toma como valor de su masa atómica la media ponderada de las masas de sus isótopos.

Isótopos del H: Protio (A=1), Deuterio (A=2), Tritio (A=3).

Todos los isótopos de un elemento presentan las mismas propiedades químicas, ya que estas están relacionadas con el número de electrones. Por el contrario, tienen diferentes algunas propiedades físicas, como, por ejemplo, la masa o la capacidad de desintegrarse radiactivamente.

LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Evolución de la clasificación de los elementos químicos

Las primeras clasificaciones de los elementos químicos atendían a criterios puramente alfabéticos o a la diferenciación entre metales y no metales.

El primer esquema de clasificación de los elementos lo realizó Berzelius en 1813. Dividió los elementos naturales en dos grandes grupos: metales y no metales. Los metálicos tenían cierto brillo característico, eran maleables y dúctiles, y conducían el calor o la electricidad. Los no metales tenían diversos aspectos físicos y no conducían el calor ni la electricidad.

En 1829, Döbereiner estableció una clasificación sistemática de los diferentes elementos químicos, agrupándolos de tres en tres, en tríadas. El elemento central tenía una masa atómica cercana a la media aritmética de la de los extremos. Sólo consiguió ordenar nueve elementos.

Entre 1830 y 1860 Jean-Baptiste Dumas clasificó a los elementos en metales y metaloides, estableciendo cinco familias: H, F, O, N y C.

En 1862, Alexander B. de Chancourtois construyó un “anillo telúrico” en el que los elementos estaban situados por orden creciente de peso atómico en una hélice, cuyos puntos diferían 16 unidades.

En 1865, John A. Newlands ordenó los elementos en orden creciente de pesos atómicos, observando que el octavo elemento se parecía al primero, el noveno al segundo, y así sucesivamente: ley de octavos. El problema era que en algunas filas los elementos eran muy dispares, y que no había lugar para los elementos descubiertos recientemente.

J. Lothar Meyer modificó la ordenación teniendo en cuenta también los volúmenes atómicos.

D. I. Mendeléiev publicó en 1870 la tabla percusora a la actual, que seguía las ideas de Newlands en la disposición de los elementos en orden creciente de las masas atómicas, pero perfeccionada en:

• Si un elemento no encajaba según su masa atómica, dejaba un hueco vacío para un nuevo elemento.

• Se hizo un estudio sobre las masas atómicas conocidas hasta entonces, realizándose una nueva determinación de las masas ya conocidas que ofrecían duda sobre su precisión.

• Para evitar la colocación de metales debajo de no metales se formaron períodos largos para los metales de transición.

• Se predijeron las propiedades de los elementos aún sin descubrir, a partir del comportamiento repetitivo que periódicamente se observa en la tabla.

El sistema periódico actual

En la tabla periódica actual, los elementos están ordenados teniendo en cuenta simultáneamente dos criterios:

• En las líneas horizontales, llamadas períodos, se colocan los elementos en orden creciente de su número atómico.

• En las líneas verticales, llamadas grupos o familias, se colocan los elementos de propiedades semejantes.

Esto hace que muchas propiedades de los elementos estén ligadas a su posición en la tabla periódica.

La nomenclatura de la IUPAC numera los grupos del 1 al 18. Los elementos de los grupos 3 al 12 se llaman elementos de transición. Hay siete períodos, que comienzan con un alcalino y terminan con un gas noble. La línea gruesa separa los metales y los no metales. Los elementos que hay junto a esta línea se llaman semimetales, ya que presentan propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Los elementos que están en la parte inferior de la tabla son los elementos de transición interna y se denominan lantánidos y actínidos.

Tipos de elementos

Los elementos que están en el último grupo se llaman gases nobles o gases inertes. Estos elementos no reaccionan con otros, por eso se llaman nobles.

Los elementos que están a la izquierda y en el centro se llaman metales y todos son sólidos en condiciones ambientales, salvo el mercurio.

Los que están entre los metales y los gases nobles se denominan no metales.

Los elementos que hay junto a la línea gruesa, separando los metales y los no metales, se denominan semimetales ya que presentan propiedades intermedias entre los metales y los no metales.

Los elementos que están en la parte inferior de la tabla se llaman elementos de transición interna, y se denominan lantánidos y actínidos.

Los principales grupos del sistema periódico

• Grupo 1: metales alcalinos.

• Grupo 2: metales alcalinotérreos.

• Grupos 3-12: elementos de transición

• Grupo 13: familia del boro o boroideos.

• Grupo 14: familia del carbono o carbonoideos.

• Grupo 15: familia del nitrógeno o nitrogenoideos.

• Grupo 16: familia del oxígeno o anfígenos.

• Grupo 17: halógenos.

• Grupo 18: gases nobles

Un problema sin solución es la posición del hidrógeno. Hay químicos que lo consideran dentro del grupo 1. Otros, en el 17. Otros no lo incluyen en ningún grupo.

Elementos recién descubiertos

Los elementos recientemente descubiertos tienen una vida tan corta que no llega al segundo. Todos ellos se han obtenido artificialmente. Los que se han conseguido son sólo átomos aislados. Se duda de si se trata de átomos nuevos o de estados transitorios de las uniones de otros átomos ya existentes.

Para producir estos elementos pesados, se han colisionar los núcleos de dos átomos, teniendo lugar un a reacción nuclear.

Elementos de transición interna (tierras raras)

• Los lantánidos:

En 1794, Gadolin descubrió un nuevo mineral cerca de Estocolmo, encontrando en él un óxido desconocido, una tierra que denominó itria, y que después se ha hallado en un gran número de minerales. El mineral se llamó gasolinita. En 1803, Klaproth localizó otro óxido que se conoce como ceria, que es el óxido nuevo llamado cerio. Este nombre proviene de Ceres, el primer asteroide descubierto dos años antes. Se vio que estas dos tierras no eran óxidos puros.

En 1839, Mosander constató que parte del cerio se solubilizaba en ácido nítrico diluido (lantana) y otra era insoluble. A partir de la lantana obtuvo la didimia, que era el óxido de didimio. La didimia no era pura y Boisbaudran separó de ella la samaria y, en 1880, la gadolinia.

La didimia fue desdoblada en 1885 por Von Welsbach en praseodimia y neodimia. De la itria se obtuvo la ceria, lantana, didimia, itria, erbia y terbia, y de la terbia, iterbia. En 1907 se descubrió el lutecio.

• Los actínidos: Todos ellos poseen propiedades radiactivas.

Propiedades periódicas

Son las que varían con regularidad periódica cuando se ordenan por orden creciente de su número atómico. Son propiedades periódicas la configuración electrónica, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad, el volumen atómico, el carácter metálico y no metálico y el número de oxidación.

Configuración electrónica

Los electrones se distribuyen por la corteza en capas. Se colocan en la corteza atómica de modo que los que están más cerca del núcleo tienen menos energía.

El lugar donde está cada electrón viene determinado por los números cuánticos n, l, m, s

• n: Se llama número cuántico principal. Informa de la capa en la que está cada eˉ. Puede coger valores desde 1 hasta el infinito, siempre en positivo. En cada capa caben como máximo 2n2 eˉ.

Capa 1: 2eˉ. Capa 2: 8eˉ. Como máximo.

• l: Se llama número cuántico secundario, o azimutal. Da información del orbital en que está el eˉ. Puede coger valores de 0 a n-1.

n=1→l=0 n=2→l=0/1 n=3→l=0/1/2

0=orbital s (esférico)

1=orbital p (periférico)

2=orbital d (5 dimensiones)

3=orbital f (nada conocido, a partir de ahí g, h, i…)

Los electrones situados en la última capa se denominan electrones de valencia. Son los responsables del comportamiento químico de los elementos.

Bohr propuso un nuevo modelo atómico en el cual los electrones sólo pueden ocupar unas órbitas determinadas en la corteza atómica. Estas órbitas están caracterizadas por sus niveles de energía.

En un átomo que está en estado fundamental (normal) los eˉ ocupan los niveles de energía más bajos. Un eˉ puede pasar a un nivel superior absorbiendo energía. Entonces, el átomo está en estado excitado.

Se denomina configuración electrónica de un átomo a la forma en que se distribuyen los electrices en los distintos niveles (capas).

Ley Möler

1 (máx 2)	1s2
2 (máx 8)	2s2	2p6
3 (máx 18)	3s2	3p6	3d10
4 (máx 32)	4s2	4p6	4d10	4f14

20Ca: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2

Energía de ionización

La energía o potencial de ionización es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un catión. Cuanto menor sea su valor, tanto más fácil será conseguir que un átomo pierda un eˉ. X+Ei=X++eˉ.

En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta dentro de un grupo de abajo hacia arriba, porque cuanto más cerca del núcleo esté el eˉ que se quiere separar, tanto más atraído estará por el núcleo.

En un período es más complicado. En general, podemos decir que aumenta de izquierda a derecha.

Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, tanto más fácilmente podrá perder un electrón y formar un catión. Los elementos más metálicos (abajo a la izquierda) son los que más fácilmente formarán iones positivos, por lo que son más electropositivos, mientras que los más no metálicos (arriba a la derecha) pueden formar cationes menos fácilmente.

Los valores máximos de las energías de ionización corresponden a los gases nobles, ya que son muy inestables.

*La energía de ionización se suele medir en electronvoltios. 1eV=1,6·10-19J

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica, AE o electroafinidad es la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ion con carga -1, también en estado gaseoso.

Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón, por lo que su afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta energía de ionización, no tiende a perder electrones y sí a ganarlos. La afinidad electrónica varía en el sistema periódico igual que la energía de ionización.

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos a captar electrones.

Se dice que un elemento es muy electronegativo cuando la energía de ionización y la afinidad electrónica son altas.

La electronegatividad varía periódicamente, de forma que los elementos arriba a la derecha de sistema periódico son los más electronegativos y abajo a la izquierda lo son menos. En los gases nobles no se habla de electronegatividad.

Volumen atómico

Fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento, y lo calculó dividiendo la masa atómica de un elemento entre su densidad. Pero como un mismo elemento puede presentar varias estructuras sólidas diferentes tendrá varios volúmenes atómicos, según la definición de Meyer. Por eso se caracteriza el tamaño de los átomos mediante el radio atómico, calculando en función de las distancias a las que se sitúan los átomos cuando forman enlaces para unirse entre sí.

El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en Angstrom (Å) y vale 10-10m.

Carácter metálico

Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiende a ganarlos, es decir, son poco electronegativos.

Un no metal gana fácilmente electrones y no tiende a perderlos, por lo que es muy electronegativo.

Los gases nobles no tienen carácter ni metálico ni no metálico.

Los semimetales no tienen muy definido su carácter metálico o no metálico.

Número de oxidación

Es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo. Un elemento puede actuar con distintos números de oxidación según el compuesto del que forma parte.

En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes.

El número de oxidación no pasa del 7.

Regularidades en las propiedades

Los elementos del último nivel son los responsables de las propiedades de los elementos, fundamentalmente de la reactividad.

Los alcalinos son los metales más reactivos. Ceden muy fácilmente el electrón solitario de su último nivel y se combinan con otros elementos. Los alcalinotérreos son algo menos reactivos, ya que tienen dos electrones en la última capa y es más complicado cederlos.

Los no metales más reactivos son los halógenos, que tienden a ganar un electrón, y los anfígenos, que tienden a ganar dos.

INSTRUMENTOS PARA EL ESTUDIO DE UN ÁTOMO

Microscopios electrónicos

Utilizan un haz de electrones para visualizar los objetos. Como su longitud de onda es menor que la de la luz, obtienen menores aumentos y permiten distinguir minúsculas estructuras moleculares.

Microscopios electrónicos de efecto túnel

Consiguen aumentos de millones de veces y permiten la observación de átomos individuales.

Técnicas de resonancia magnética nuclear

Permiten precisar las posiciones de los átomos en determinadas estructuras atómicas.

Sólido

Gas

Líquido

Fusión→

Solidificación←

Vaporización↓

Condensación↑

Sublimación regresiva↑

Sublimación↓