MATERIA, ESTRUCTURA Y PERIODICIDAD
1.1 MATERIA: ESTRUCTURA, COMPOSICION, ESTADOS DE AGREGACION Y CLASIFICACIÓN
MATERIA: Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.
LOS ESTADOS DE LA MATERIA: Sólido, líquido, gas, plasma y un quinto estado
llamado condensado Fermiónico (encontrado por la NASA en 1995). Los gases
difieren de los otros dos estados de la materia en la distancia de separación
de las moléculas entre sí. En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en
una distribución organizada, con escasa libertad de movimiento. Las moléculas
en un líquido están muy cercanas, pero no se mantienen en posición tan rígida y
se puede mover con respecto a las otras. Los tres estados de la materia son convertibles
entre ellos mismos. Un sólido se fundirá, por calentamiento, para formar un
líquido. Un calentamiento mayor convertirá un líquido en gas. Por otro lado el
enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido
se enfría aun más, se congelará para producir un sólido.
G A S: Un gas no tiene forma propia ni volumen fijo, toma la forma y el volumen
del
recipiente que lo contiene. Puede ser comprimido en un recipiente muy pequeño o
expandirse para ocupar uno grande. El aire es un gas.
L I Q U I D O: No tiene forma definida, adopta la forma del recipiente que lo contiene. No se
expande hasta ocupar todo el recipiente; tiene un volumen específico. Un
líquido solo se puede comprimir en formalimitada. El agua y la gasolina son
líquidos comunes.
S O L I D O: Tiene una dureza que la hace diferente de los gases y las
densidades son menores que las de loa líquidos. Posee forma y volumen fijo.
PLASMA: Resulta de calentar un gas a temperatura de más de 5000 grados
centígrados y esto provoca que las moléculas se rompan en átomos y cada átomo
desprenda electrones que se conviertan en Iones, encontrándose en las
estrellas, ejemplo “Aurora Boreal”.
CONDENSADO FERMIÓNICO (encontrado por la NASA en 1995: Se obtuvo enfriando
500,000 Átomos de potasio 40 hasta menos de un millonésimo de grado sobre el
cero absoluto y se conoce como bosones, puede
emplearse como
conductor eléctrico que pudiera sustituir al cobre.
La materia está compuesta por átomos, o grupos de átomos denominados moléculas.
La disposición de las partículas en un material depende del estado físico de la sustancia. En un
sólido, las partículas forman una estructura compacta que se resiste a fluir.
Las partículas de un líquido tienen más energía que las de un sólido. Pueden
fluir, pero siguen estando cerca unas de otras. Las partículas de un gas son
las que más energía tienen. Se mueven a gran velocidad y están separadas entre
sí por distancias relativamente grandes.
Cambios de estado
La materia existe en diferentes fases o estados. Modificando la temperatura y
la presión de una muestra de materia, ésta puede pasar de uno de sus estados
(sólido, líquido, gaseoso,plasma) a otro; se trata de una transición de fase o
cambio de estado.
Los cambios de estado, tales como
el cambio de hielo a agua líquido son ejemplos de cambios físicos. Los cambios
físicos: son aquellos que no alteran su fórmula química y no provocan la
creación de nuevas sustancias.
Los cambios químicos: Llamados también reacciones químicas hacen que una
sustancia se convierta en otro.
LA MATERIA: Todo lo que existe en el universo está compuesto de materia. La
materia se clasifica en mezclas y sustancias puras. Las mezclas son
combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las
sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos. Los compuestos
están formados por una combinación de elementos en una proporción definida.
Las mezclas se clasifican en mezclas homogéneas (soluciones como agua y alcohol) y mezclas heterogéneas.
En una mezcla heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes
fases (como
azufre y hierro en polvo, azúcar y café), mientras que una mezcla homogénea no
hay distinción de fases.
Las mezclas se separan en sus componentes por procesos físicos (por
destilación, decantación, cristalización, etc.), mientras que los compuestos se
separan en sus constituyentes por procesos químicos.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Las propiedades que presenta la materia, pueden ser propiedades Fundamentales,
Generales, Especificas, propiedades extensivas y propiedades intensivas. Las
propiedadesextensivas se relacionan con la estructura química externa; es
decir, aquello que podemos medir con mayor facilidad y dependen de la cantidad
y forma de materia por ejemplo: el peso, volumen, longitud, energía potencial,
calor, etc.
Las propiedades intensivas tiene que ver más con la estructura química interna
de la materia ejemplo: la temperatura, punto de fusión, punto de ebullición,
calor específico, presión, Punto Crítico, Fluido, enlace, fuerzas moleculares,
forma, volumen, etc.
Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una
sustancia pura.
1.1.1 SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS
La materia esta constituida por sustancias puras o por mezclas de sustancias.
Una sustancia tiene una composición definida y con propiedades distintivas. Las
sustancias puras tienen la composición constante y están formadas por elementos
o por compuestos.
ELEMENTO COMPUESTO
Son las unidades básicas de las que esta compuesta la materia. Son sustancias
de dos o más elementos químicos y en proporciones definidas.
No se puede descomponer en otras más simples por métodos químicos. Los
compuestos están formados por átomos de más de un elemento.
Un elemento esta compuesto por una sola clase de átomos. Se pueden descomponer
por métodos químicos en dos o más elementos en proporciones definidas.
Los átomos son las partículas más pequeñas de los elementos que retienen las
propiedades químicas del
elemento. Los átomostienen un núcleo conformado por dos electrones de
partículas fundamentales, los protones y los neutrones y posee también una
periferia, en la cual están los electrones.
Electrón: Esta cargado negativamente con una carga -1.602 x 10-19 Colombos (c).
Protón: Tiene una carga positiva de 1 carga de electrón (o+1.602 x 10-19).
Neutrón: No tiene carga, podemos decir que su carga es neutral.
1.1.2 DISPERSIONES O MEZCLAS
DISPERSIÓN: Es el proceso mediante el cual un gas se esparce fuera a través de
otro gas para ocupar un lugar en el espacio en forma desordenada y rápida.
DIFUSIÓN: Es el proceso mediante el cual un gas se esparce fuera a través de
otro gas para ocupar un lugar en el espacio en forma ordenada y lenta.
Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias
conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos son el aire, las
bebidas gaseosas, la leche el cemento. Las mezclas no tienen una composición
constante, por lo tanto, las pruebas tomadas de varias ciudades probablemente
tendrá una composición distinta debido a sus diferencias de altitud.
Las Mezclas pueden ser Homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de
azúcar se disuelve en agua, obtenemos una mezcla homogénea, es decir la
composición de la mezcla es la misma en toda la disolución. Sin embargo, si se
juntan arena y virutas de hierro permanecerán como
tales, este tipo de mezcla se le conoce como
mezcla heterogénea debido a que su mezclano es uniforme y se ven a simple
vista.
1.1.3 CARACTERIZACIÓN DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN: SÓLIDO CRISTALINO, LÍQUIDO,
SÓLIDO, VÍTREO Y GEL.
SÓLIDO CRISTALINO
Porción homogénea de materia con una estructura atómica ordenada y definida y
con forma externa limitada por superficies planas y uniformes simétricamente
dispuestas. Los cristales se producen cuando un líquido forma lentamente un
sólido; esta formación puede resultar de la congelación de un líquido, el
depósito de materia disuelto o la condensación directa de un gas en un sólido.
Los ángulos entre las caras correspondientes de dos cristales de la misma sustancia
son siempre idénticos, con independencia del
tamaño o de la diferencia de forma superficial. La mayor parte de la materia
sólida muestra una disposición ordenada de átomos y tiene estructura
cristalina. Los sólidos sin estructura cristalina, como el vidrio, son amorfos. Debido a su
estructura, son más parecidos a un líquido que a un sólido. Se conocen como líquidos súper
enfriados. La sal común esta formada por iones sodio y iones cloro unidos en
rígidos cristales cúbicos por fuerzas electrostáticas.
LIQUIDO.- Sustancias en un estado de la materia intermedio entre los estados
sólidos y gaseosos. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos,
pero están menos separados que las de los gases.
SÓLIDO.- Estado físico de la materia en el que las muestras conservan su forma
y tamaño. Algunoslíquidos muy viscosos, como
la melaza fría, fluyen tan lentamente que parecen mantener su forma y tamaño,
pudiendo confundirse con sólidos.
VITREO (VITREOUS) Descriptivo de un material que tiene el aspecto y propiedades
de un vidrio, es decir, una estructura dura, amorfa, quebradiza, como el esmalte de
porcelana. Vítreo es la parte constituyente de los medios transparentes del ojo, situada en el segmento posterior del ojo, en el espacio comprendido entre la retina y la
cara posterior del
cristalino.
GEL Suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido, en el que éstas
forman una especie de red que le da a la suspensión cierto grado de firmeza
elástica. Las gelatinas son geles típicos, elaborados con pectina. El agar es
otra sustancia, de uso industrial, que forma geles y se emplea también como medio de crecimiento
en el laboratorio. La sílice gelatinosa se usa a gran escala en la industria y
en la investigación las cremas derivados de la leche son geles y las que se
usan en el cuidado de la belleza.
1.1.4 LOS CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA.- identificar las características
cualitativas de la materia, ya que se presenta en la Naturaleza en tres estados
distintos: sólido, líquido, gaseoso, plasma pudiendo pasar de un estado físico
a otro por acción del
frío de la temperatura. Veamos en el esquema que sigue las distintas
posibilidades de cambio y el nombre que recibe cada uno de ellos.
Los cambios de estado de agregación se definencomo las transformaciones de un
estado de agregación a otro y dependen de parámetros como la temperatura, presión. FUSIÓN Es el
cambio que presentan los sólidos al convertirse en líquidos cuando se someten a
un aumento de temperatura; por ejemplo, la fundición de los metales en los altos hornos o el
hielo que se funde en los polos al llegar la primavera. SOLIDIFICACIÓN O
CONGELACIÓN: Es el cambio del estado líquido
al sólido; por ejemplo, cuando se congela el agua o cuando se deja enfriar la manteca o grasa de de puerco.
SUBLIMACIÓN O DEPOSICIÓN
Es el cambio del estado sólido al gaseoso y
viceversa, sin pasar por el estado líquido; ejemplos de este tipo son la
sublimación del
yodo y la naftalina.
EVAPORACIÓN, EBULLICIÓN O GASIFICACIÓN:
Es el cambio que se presenta cuando se pasa del estado líquido al gaseoso; por ejemplo,
el agua cuando hierve y se convierte en vapor o la evaporación de la acetona
cuando se deja destapado el frasco que la contiene.
CONDENSACIÓN Y LICUEFACCIÓN:
Son los cambios del
estado gaseoso o vapor al líquido. Si se trata de vapor que cambia a líquido
recibe el nombre de condensación, por ejemplo: las nubes al precipitarse en
forma de lluvia. Si es un gas que se transforma en líquido se le denomina
licuefacción, como
cuando el oxígeno, que es un gas, se convierte en líquido para fines
medicinales.
1.1.5. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS NATURALES POR SEMEJANZAS EN: PROPIEDADES
FÍSICAS Y PROPIEDADESQUÍMICAS.
CARACTERÍSTICAS DE LAS SUSTANCIAS
Materia homogénea con composición definida y fija. La sustancia se presenta en
dos formas elementos y compuestos.
• Cambios Físicos: son aquellos que no provocan la creación de nuevas
sustancias; es decir que no existe cambio en la composición de la muestra de
materia que estamos considerando.
• Cambios Químicos: llamados también reacciones químicas hacen que una
sustancia se convierta en otra. Por ejemplo. Cuando el hidrógeno se quema en el
aire, da lugar a un cambio químico por medio del cual se convierte en agua.
Todas las sustancias puras tienen un grupo único de propiedades o
características que permiten reconocerlas y distinguirlas unas de otras.
• Las Propiedades Químicas: son aquellas que nos indican la forma como una sustancia puede convertirse en otra (es decir su
reactividad, o sea, cómo
“reacciona”).
EJEMPLO: La capacidad del
cloro de reaccionar en una forma explosiva con el sodio, es una propiedad
química. Cuando el cloro reacciona con el sodio se convierte en una sustancia
diferente que es el cloruro de sodio, con propiedades muy distintas a las del cloro y las del
sodio cuando están en forma de elemento.
• Las Propiedades Físicas: son aquellas que no provocan cambios en la identidad
química de la sustancia.
EJEMPLO: El color y la densidad del
cloro y la temperatura a la cual cambia su estado de gas a líquido son
propiedades físicas. No provocan ningún cambio en el cloro paraque se
transforme en otra sustancia.
• Las Propiedades Organolépticas: son sustancias conocidas por su color, olor,
sabor.
EJEMPLO:
Color: Azufre, mercurio, cemento, etc.
Olor: Acetona, pinol, alcohol, solventes, etc.
Sabor: Azúcar, sal común, sal de uvas, bicarbonato, etc.
Cada sustancia tiene ciertas propiedades que la hacen identificable, las
soluciones varían con las cantidades relativas de componentes de las cuales están
formadas. Hay dos clases de sustancias: los elementos y los compuestos.
MODELO ATÓMICO DE Daltón, Bhor y actual
DALTÓN:
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la
primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos
(dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones
no se apoyaban en ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que
se denominan átomos. Actualmente, se sabe que los átomos si pueden dividirse y
alterarse.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan
igual masa e iguales propiedades).
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas
propiedades.
4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación
constante y sencilla.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Introduce la idea de que el átomo puededividirse en las llamadas partículas
fundamentales.
Electrones, con carga eléctrica negativa.
Protones, con carga eléctrica positiva.
Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones
y protones.
Thomsón considera al átomo como una gran esfera
con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos de
forma similar a una sandía.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
En 1911, Rutherford introduce el modelo
planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se
divide en:
Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones, y por tanto allí se
concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.
Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del
núcleo en órbitas circulares, de forma similar a los planetas como giran alrededor del Sol. Los
experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado
con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.
M ODELO ATÓMICO DE
BOHR
Para realizar su modelo atómico utilizó el
átomo de hidrógeno.
Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su
alrededor un electrón.
En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la
órbita más cercana al núcleo posible.
MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD y de Schrödinger
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cuallos
electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían
girar en ORBITAS ELÍPTICAS.
1.1.6 BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORIA CUANTICA Y ESTRUCTURA ATOMICA
La teoría cuántica nació en 1900 y fue dada a conocer por su descubridor Max
Planck 1858-1947, profesor de la universidad de Berlín.
Llegó a ella mediante el estudio de la naturaleza de las radiaciones emitidas
por cuerpos sólidos a alta temperatura. Todos los cuerpos emiten ondas al
vibrar como
vibra un diapasón que emite una onda y pierde energía.
Max Planck puso en duda estas dos afirmaciones y las sustituyó por las
siguientes.
1.Un oscilador no puede tener cualquier cantidad de energía. Solo puede tener
energía en paquetes o porciones de cierto tamaño llamados cuantos indicando
además que magnitud es igual a la frecuencia del oscilador multiplicado por una constante
(h). Una oscilada según Planck puede poseer cualquier número entero de cuantos,
pero jamás una fracción.
2.Cuando absorbe o irradia energía un oscilador puede hacerlo únicamente en
cuantos, es decir múltiplos enteros de E = hf si f = , entonces E = , cuyas
unidades estarán dadas en Joule, Ergios, Watts
J = Kgm2/s2 J = 1 x 107 Ergios, J = N M
C = Velocidad de la Luz y es una constante, su valor es = 3.0 x108 m/s
C = f x ( גּ) longitud de onda
Las unidades de la longitud de onda son: m, cm,mm, nm, pm y Astroms (A)
La frecuencia se da Hz, Ciclos; MHz(1X106),Kilos(1X103), Gigahz(1 billón, miles
de millones de Hz), en segundos a la menos S-1, 1/s
Ergio = Gr.cm.2/s2
1 nm = 1 x 10-9 m, 1 x 10-7 cm., 1 x 10 -6 mm.
Valor de la constante de Max Planck h = 6.62 X 10 -34 J. S; 6.62 X 10-27 ERG. S
La frecuencia se define como la velocidad de una
onda depende del
número de ciclos de la onda que pasa a través de un punto dado por segundo y de
su longitud de onda.
Lamba (λ)
Unidades de longitud SI = nm, pm, Å, mm, cm, km.
Pm= 1x10-12 m
Å=100 pm
Å=1x10-10m
Å=0.1nm
1nm=1x10 Å
1.-.Ejercicio. sCalcúlese la velocidad de una onda cuya longitud de ésta, es de
1.74 x 108nm = 1.74 cm., y una frecuencia de 87.4 Hz?
V = f x (גּ) lambda.
2.- La longitud de onda de la luz de un semáforo es de 522 nm. sCuál es la
frecuencia?
= 5.769x 1014 s-1
3.- Los rayos “X”, son radiaciones de alta energía, sCalculé ésta, si su
longitud de onda (גּ) es de 1 x 10 -4 nm y de 2 x 10 -2 nm? E=hC/λ
λ= 522nm f=? E=(6.62X10-34 JxS)(5.769x1014
C=fλ E=3.819X10-19 J
1.1.6 DE LA TEORÍA CUÁNTICA
Un electrón circulante en un átomo puede absorber o emitir un cuanto de Energía
o un fotón completo y nunca una menor cantidad; si lo absorbe, salta de una
orbita interior a otra mas alejada, y si lo emite,salta en sentido contrario, a
una orbita mas cercana al núcleo. Un electrón gira alrededor del
núcleo en una serie de orbitas diferentes, y en cada una de ellas se cumple la
ley de Newton.
La radiación sólo tiene lugar cuando el electrón salta desde una de sus orbitas.
E2 = ENERGIA DEL ELECTRÓN EN UNA CIERTA ORBITA.
E1 = ENERGIA DEL ELECTRÓN EN OTRA ORBITA.
Cuando pasa de una a otra la cantidad de energía deberá ser. E2 --- E1
Además, la energía radiante debe poseer una frecuencia v. De donde resulta que
hf = E2 --- E1
Albert Einsten E = m c2 por lo tanto
TEORÍA DE SOMMERFELD.
La teoría de Sommerfeld se desarrolló en vista de algunas deficiencias de la
teoría de Bohr, al no poder explica las líneas finales del
espectro del
hidrógeno, por lo cual Sommerfeld introdujo la orbita elíptica, explicándola de
la siguiente manera.
Si un electrón se mueve alrededor de un núcleo central cargado positivamente,
recibirá una perturbación tan grande por la acción de la carga nuclear, que
deberá moverse en orbita elíptica que tenga al núcleo en uno de los focos.
En la orbita elíptica existirán dos ejes. Uno mayor y otro menor, pero a medida
que la orbita se ensanche irán aproximándose hasta llegar a ser una orbita
circular.
La velocidad de un electrón que se mueve en una orbita elíptica, será máxima cuando
el electrón se aproxime mas al núcleo; toda la orbita del
electrón tiene movimiento preciso alrededor del
núcleo, ypor este movimiento resultan las pequeñas variaciones de energía,
correspondiente a la porción orbital, lo que se refleja en la estructura final del espectro. El
electrón al acercarse al núcleo lo atrae (tiene carga de signo contrario), por
lo cual necesita mayor fuerza para desligarse y no caer en el núcleo; a fin de
lograrlo recibe impulso y tiende a alejarse de el, pero el desplazamiento le
hace perder fuerza y nuevamente será atraído por el núcleo.
En consecuencia:
1. Los electrones se mueven en orbitas bien definidas y en numero limitado.
2. Los electrones ocupan niveles diferentes con respecto al núcleo.
3. Si ocupan niveles diferentes de energía pueden diferenciarse unos de otros
asignándoles, de acuerdo con el número cuántico principal (n).
Teoría y Ecuación de Schrödinger
El trabajo de Schrödinger inició una nueva forma de tratar las partículas
subatómicas conocida como
mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. Para la mecánica cuántica se puede
predecir, donde encontrar la partícula del
electrón en una determinada región del
espacio.
La resolución de la ecuación de Schródinger da lugar a una serie de funciones
matemáticas llamadas funciones de onda, que por lo regular se representan con
el símbolo Ψ (la letra minúscula psi). Aunque la función de onda misma no
tiene un significado físico directo, el cuadrado de la función de onda,
Ψ2, proporciona información acerca de la ubicación de un electrón cuando
está en un estado deenergía permitido.
En el modelo de la mecánica cuántica, la ubicación del
electrón no se puede describir con tanta
sencillez, como
el átomo de Bohr. El principio de incertidumbre sugiere que si conocemos el
momento del
electrón con gran exactitud, nuestro conocimiento de su posición es muy
incierto. Por tanto, no es realista querer especificar la ubicación de un
electrón individual alrededor del
núcleo. Más bien, debemos considerar con un conocimiento estadístico. Así, en
el modelo de la mecánica cuántica, hablamos de que la probabilidad de que el
electrón está en cierta región del
espacio en un instante dado. De hecho, el cuadrado de la función de onda,
Ψ2, en un punto dado del
espacio representa la probabilidad de que el electrón se encuentre en ese
lugar. Por esta razón llamamos a Ψ2 la densidad de probabilidad.
Ecuación de Schrödinger
γ2ψ + γ2ψ + γ2ψ + 8лm + (E-V) ψ = 0
γx2 γy2 γz2 h2
E= Energía, m= masa, v= velocidad, h= Constante de Max. Planck., γ2ψ/
γx2 = Segunda derivada con respecto a X
Las regiones con una densidad alta de puntos corresponden a valores
relativamente de Ψ2, la densidad electrónica es otra forma de expresar la
probabilidad: decimos que las regiones en las que es muy probable encontrar
electrones son regiones de altadensidad electrónica.
NÚMEROS CUÁNTICOS
En la mecánica cuántica se requieren cuatro números cuánticos para describir la
distribución de los electrones en el hidrógeno y otros átomos. Se derivan de la
solución matemática de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Estos números
cuánticos se utilizarán para describir orbítales atómicos y para identificar
los electrones que se ubican en ellos. El cuarto número cuántico denominado
espín describe el comportamiento de un electrón específico y completo la
descripción de los electrones en los átomos.
NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n):
El número cuántico principal (n) puede tener valores enteros de 1, 2, 3,
sucesivamente hasta el infinito. En el átomo de hidrógeno determina la energía
de un orbital, pero no en los átomos polielectrónicos. Se relaciona con la
distancia promedio del
electrón al núcleo en un orbital particular. A mayor valor de n, mayor es la
distancia promedio de un electrón en el orbital respecto del núcleo y en consecuencia mayor y menos
estable es el orbital.
SEGUNDO NÚMERO CUÁNTICO DEL MOMENTO ANGULAR (L):
Indica la forma de los orbítales, sus valores dependen de n. Para
un valor dado de n= l tiene todos valores enteros posibles para L desde 0 dado
por la fórmula (n -1). Si n = 2, L = 0,1 Si n=3, L= 0, 1, 2. Dentro de este
número cuántico tenemos los subniveles:
(l) 0 1 2 3 4 5
Nombre del orbital s p d f g h
Los físicos que estudiaron los espectros de emisión atómicatrataron de
relacionar las líneas espectrales observadas con los estados de energía
específicos implicados en transmisiones. Observaron que algunas líneas eran
agudas (en ingles es sharp), otras eran más bien difusas, y algunas eran muy
fuertes y se refirieron a ellas como
principales. Así que asignaron las letras iniciales de cada adjetivo a aquellos
estados de energía, después de la letra d la designación del orbital sigue un orden alfabético,
empezando con la letra f (para fundamental). La capa n = 4 esta formada por
cuatro subcapas, l = 0, l,2,3.
TERCER NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):
Describe la orientación del
orbital en el espacio. Su valor depende de L, para un valor dado de l, m = (2L
+ 1) siendo valor entero como: -l, (-l + 1),…0…, (l - 1), l. Cuando L=2
tendremos =3 valores-1, 0, +1; correspondientes a las subcapas 2px, 2py, 2pz.
NÚMERO CUÁNTICO DE ESPIN (s):
Experimentos con espectros de emisión de átomos de Na e H indicaron que las
líneas del espectro pueden separarse mediante la aplicación de un campo
magnético externo. Los e- actúan como pequeños imanes ya que una carga que gira
crea un campo magnético.
En 1924 Otto Stern y Walter Gerlach dan pruebas del espín. Un rayo de átomos
gaseosos se hace pasar por un campo magnético homogéneo debido a la interacción
del e- y el campo, el átomo se desvía de su trayectoria rectilínea. El
movimiento del espín es aleatorio: los e- de la mitad de los átomos giran en un
sentido y elátomo se desvía, los e- de la otra mitad giran en sentido opuesto y
por lo tanto se giran en el sentido contrario a los primeros lo cual crea un espectro
de dos manchas. El valor del espín es -1/2,
Ejemplo de números cuánticos
8
O Gpo. VIA
16
(n) n l m s Ns e-
1 1 0 0 -1/2 1e-
1 0 0 +1/2 1e-
1s2
2 2 0 0 -1/2 1e-
2 0 0 +1/2 1e-
2s2
2 1 -1 -1/2 1e-
2 1 -1 +1/2 1e-
2px2,
2 1 0 ----
2 1 0 +1/2 1e- 2py1
2 1 1 -1/2
2 1 1 1e- 2pz1
Total 8 e-
Orbítales atómico
Relación entre números cuánticos y orbítales atómicos:
n l m # de orbítales Designación de los orbítales atómicos
1 0 0 1 1s
2 0 0 1 2s
1 -1,0,1 3 2px, 2py, 2pz
3 0 0 1 3s
1 -1,0,1 3 3px, 3py, 3pz
2 -2,-1,0,1,2 5 3dxy, 3dyz,3dxz
… … … … …
1.1.6 TEORÍA DE BOHR
En 1913, el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del
espectro de emisión del átomo de hidrógeno.
El modelo atómico de Bohr también incluida la idea de que los electrones se
movían en órbitas circulares, pero imponían restricciones rigurosas: el único
electrón del átomo de hidrógeno podía estar localizado sólo en ciertas órbitas.
Dado que cada órbita tiene una energía particular, las energías asociadas al
movimiento del electrón en las órbitas permitidas deberían tener un valor fijo,
es decir estar cuantizadas. Bohr suponía que la emisión de radiación por un
átomo de hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón desde unaórbita
de mayor energía a otro de menor energía y esto originaba un cuanto de energía
(un fotón) en forma de luz (Fig. 7.9). Bohr demostró que las energías que tiene
el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por:
En = - RH(1/n2) Donde RH es la constante de Rydberg, tiene un valor de
2.18*10-18J
El número n, denominado número cuántico principal puede tomar los valores de
1,2,3 etc. ∞
En alcanza su valor más negativo cuando n=1, y corresponde al estado energético
más estable. Este estado se conoce como estado fundamental o nivel basal, y
corresponde al estado de energía más bajo de un sistema.
Se dice que un electrón de hidrógeno esta en estado excitado cuando n es mayor
que 1. En el modelo de Bohr cada órbita depende de n2; de modo de que cuando n
aumenta a 1 a 2 ó 3, el radio de la órbita aumenta muy rápido. Por
consiguiente, cuanto mayor es el estado excitado, el electrón se encuentra más
lejos del núcleo y este lo retiene con menor fuerza.
La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de líneas del átomo de
hidrógeno. La energía radiante que absorbe el átomo hace que su electrón pase
de un estado de energía más bajo a otro de mayor energía. Por el contrario
cuando el electrón se mueve desde el estado de mayor energía a otro de menor
energía se emite energía radiante en forma de fotón. La cantidad de energía
asociada a cada uno de estos cambios está determinada por la distancia inicial
y final.
Para aplicar la ecuaciónanterior al proceso de emisión de un átomo de
hidrógeno, suponga que el electrón está inicialmente excitado y cae a un estado
más bajo. La diferencia de energía entre los estados iniciales y finales es:
E = Ef – Ei
Ef = -RH(1/n2f)
y
Ei = -RH(1/n2i)
Por tanto,
a–²E = (-RH 1/n2f) - (-RH 1/n2i) =
Dado que esta transición lleva la emisión de un fotón de frecuencia (f) y
energía hf, se puede escribir:
E = hf = RH(1/n2i – 1/n2f)
E=
Esquema del proceso de emisión en un átomo de hidrógeno excitado. Un electrón
que inicialmente está en una órbita de mayor energía (n = 3) regresa a una
órbita de menor energía (n = 2). En este proceso se libera un fotón de energía
hf. El valor de hf es igual a la diferencia de energías entre las dos órbitas
ocupadas por el electrón durante la emisión.
1.- Ejercicio sCuál es la longitud de onda de un fotón emitido durante una
transición desde el estado ni = 5 al estado nf = 2 en el átomo de hidrógeno?, a
continuación se muestran los dibujos de los orbitales: S, Px, Py, Pz , e
hibridos.
Orbítales híbridos
1.2. PERIODICIDAD QUÍMICA Y 1.2.1 DESARROLLO DE TABLA PERÍODICA MODERNA.
ANTECEDENTES HISTÓRICOS
La idea de clasificar los elementos surgió de la observación de algunas
propiedades y características de semejanza entre ellos. Un sistema de
clasificación, que aun se utiliza, dividió los elementos en metales, no metales
y metaloides.
Los metales son buenos conductores de calor y de laelectricidad, poseen brillo
y color característicos, son maleables (se dejan convertir en laminas),
dúctiles (en hilos) y presentan otras propiedades en común. Entre ellos tenemos
el cobre, la plata, el oro, el sodio, el mercurio.
Los no metales exhiben las propiedades contrarias, a saber: no conducen bien el
calor no la electricidad, son opacos, no son maleables ni dúctiles. Algunos de
estos son: el azufre, el oxígeno, el cloro.
Se les llama metaloides (falsos metales) o semi - metales, como el arsénico, el
boro, el carbono tienen las propiedades de los metales y de los no metales..
Otros sistemas de agrupación de acuerdo con características diversas como su
estado a temperatura ambiente (sólido, líquido o gaseoso) al calor
(temperaturas de fusión, de ebullición).
Entre 1816 y 1829 Johann W. Dobereiner (1780 – 1849) observo ciertas
regularidades entre los pesos atómicos de algunos elementos.
Otra importante contribución fue realizada entre 1863 y 1866 por el químico
ingles John A. R. Newlands (1837-1898), quien observo como, al ordenar los
elementos conocidos de acuerdo con su peso atómico creciente, cada octavo
elemento presenta propiedades similares al primero de la serie de ocho, el
noveno al segundo, el décimo y al tercero así en lo sucesivo.
El sodio es semejante al litio, el magnesio al berilio, el cloro al fluor
pero con otros elementos, que se conocían entonces, de mayores pesos atómicos,
el método de clasificación llamado la leyde las octavas de Newlands, no
funciono en forma tan evidente. Al respecto se refiere que en 1866 cuando
Newlands dictaba una conferencia titulada “la ley de las octavas”. No obstante
21 años después, la Royal Society reconoció a Newlands con la medalla Dhabi,
por su descubrimiento.
Li (7), Be(9), B(11), C(12), (N14), O(16), F(19), Na(23), Mg(24), Al(27),
Si(28), P(31),S(32), Cl(35.5), K(39).
En 1869 el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 – 1907) estableció
la llamada ley periódica de los elementos químicos que enunciada en términos
actuales se puede formular así: “las propiedades de los elementos constituyen
una función periódico de sus respectivos pesos atómicos”.
Basado en su importante descubrimiento Mendeleiev ordeno los elementos
conocidos hasta ese año de 1869 y construyo la llamada tabla periódica de los
elementos químicos que con ligeras modificaciones es la que se acepta hoy en
día.
Sus predicciones fueron confirmadas antes que transcurrieran 25 años. La
clasificación puesto que para que coincidiera la periodicidad de las
propiedades era necesario a veces colocar un elemento de mayor peso atómico
antes que otro de peso atómico menor.
PRIMEROS ESQUEMAS DE CLASIFICACIÓN
El primer esquema de clasificación de los elementos naturales consistió en una
división en dos grupos, metales y no metales.
Los metálicos son maleables y dúctiles, conducen el calor y la electricidad y
forman óxidos básicos.
Los no metálicos tienendiversos aspectos físicos, no son conductores de calor,
ni de electricidad, y forman óxidos ácidos.
TRIADAS DE DOBEREINER
Las tríadas de elementos con propiedades químicas semejantes era casi el
promedio de los otros dos por ejemplo una tríada de cloro, bromo, yodo, forman
vapores coloreados con moléculas biatómicas se combinan con los metales con un
peso de combinación igual a su pero atómico y forman opciones negativos.
LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
Dispuso los más ligeros en orden creciente de peso atómico de la siguiente
forma: como las octavas musicales
H Li Be B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
A lo largo de sus trabajos para organizar los elementos según sus propiedades
químicas y masas atómicas, Dimitri Mendeléiev desarrolló la tabla periódica y
formuló la ley periódica. Mendeléiev dejó huecos en su tabla para los elementos
que, según predijo correctamente, aún no se habían descubierto. Su actitud
avanzada también se extendió a la política, y fue una figura polémica.
Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos
dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la
estructura de los elementos.
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos,
y en 18 columnas verticales, llamadas grupos.
El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los
dos periodos siguientes, cada uno conocho elementos, se llaman periodos cortos.
Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el
caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo
largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando
núcleos radiactivos más allá del elemento 92.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados
tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de
las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición.
En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha
sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC,
siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1
al 18 a través de la tabla periódica.
1.2.3 PROPIEDADES ATOMICAS Y SU VARIACION PERIODICA
El Hidrógeno, Un Elemento Singular
El hidrogeno es el primer elemento y es singular, es el elemento mas abundante
en todo el universo. Se combina con el oxigeno para formar agua H2O, que es el
compuesto que mas abunda en la Tierra y que cubre ¾ partes de la superficie del
planeta.
Se suele colocar el hidrogeno en el grupo IA de la tabla periódica por que
tiene un solo electrón de valencia, como los demás elementos de ese grupo. El
hidrogeno, sin embargo, es un gas diatónico, H2 y su química es muy diferente
de la de los metales alcalinos típicos. Por esta razón se lesitúa en diferentes
lugares en las distintas tablas periódicas. Como el hidrogeno, al igual que el
flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar un nivel de energía,
ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del
hidrogeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características
peculiares del hidrogeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento
por separado, en la parte central de las mismas.
GRUPO IA: LOS METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos, litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio
(Cs) y francio (Fr), son metales blandos de color gris plateado, presentan
densidades muy bajas y son buenos conductores de electricidad. Los metales del
grupo IA reaccionan de inmediato con agua, oxigeno y otras sustancias químicas,
y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la
naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en
agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. GRUPO IIA: LOS
METALES ALCALINOTERREOS
Entre los elementos del grupo IIA, los metales alcalinotérreos, se encuentra el
berilio (Be), magnesio (Mg), el calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba), y
radio (Ra). Estos metales presentan puntos de fusión mas elevados que los del
grupo IA. Sus densidades todavía son bajas, pero son algo más elevadas que las
de los metales alcalinos. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos
los metalesalcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con
doble carga positiva (2+).
El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4% de la corteza
terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio, CaCO3, es el compuesto
que forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los
huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio
metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas
fotográficas y en aleaciones de aluminio, en especial para aviones y
proyectiles. Casi toda el “agua dura” contiene iones calcio y magnesio. El berilio
y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario se usan extensamente en
pigmentos blancos. El radio es reactivo.
GRUPO IIIA:
El primer elemento del grupo IIIA es el boro (B), un metaloide con un punto de
fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Al
aluminio (Al), galio (Ga), indio (In) y talio (Tl), que forman iones con una
carga positiva triple (3+). La densidad y las características metálicas
aumentan conforme se incrementa el número atómico dentro de este grupo.
El ácido bórico es el antiséptico común que se usa en lavados oculares.
Desde el punto de vista químico, el boro se comporta más como el metaloide
silicio que como el aluminio metálico. El aluminio se encuentra adyacente a dos
metaloides en la tabla periódica, predominan las de tipo metálico. El aluminio
es un buen conductor del calory la electricidad. Es el metal que mas abunda en
la corteza terrestre (8%), pero es demasiado activo para encontrarse libres la
naturaleza. Se encuentra distribuido ampliamente en diversos minerales, como la
arcilla y el feldespato, se encuentra fuertemente enlazado en compuestos con
oxígeno y silicio.
El galio se funde a 29.8oC, sólo un poco por encima de la temperatura ambiente.
La demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en
semiconductores de estado sólido para computadoras y celdas solares. El indio
es muy blando; entre otras cosas, se emplea en transistores y recubrimientos de
espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos.
GRUPO IV A: LA FAMILIA DEL CARBONO
El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos
carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb) del grupo
IVA. Las diferencias en la disposición cristalina de los átomos de carbono
explican la dureza del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro.
A las formas distintas de un mismo elemento, como éstas, se les llama
alótropos. A mediados de la década de l980 se descubrió una nueva forma
alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la
superficie a la superficie de un balón de fútbol soccer. A estas esferas de C60
se les suele dar el nombre de buckybolas. El carbón vegetal es una forma
alotrópica no cristalina del carbono; no presenta un patrón atómico definido.
Eldióxido de carbono (CO2) y monóxido de carbono (CO), el carbón esta presente
en más de 8 millones de compuestos.
El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que
predominan las propiedades no metálicas. El segundo elemento más abundante en
la corteza terrestre (26%), pero no se encuentra como elemento libre. El
silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto
enorme en la tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en
la manufactura de semiconductores y chips de computadoras. El germanio es
también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones
electrónicas. El estaño y el plomo, los últimos dos elementos del grupo IVA,
son metales típicos. El estaño se da en la fabricación de recipientes de
“hojalata”, hechos en realidad de acero recubierto con una delgada capa
protectora del estaño, que es mucho menos reactivo que el hierro. El plomo se
emplea de manera extensa en los electrodos de los acumuladores automotrices, en
plomería y como escudo contra la radiación.
GRUPO VA
Entre los elementos del grupo están los no metales nitrógeno (N), y fósforo
(P), los metaloides arsénico (As) y antimonio (Sb), y el metal pesado bismuto
(Bi). Como se ve, en este grupo hay un cambio total en apariencia y propiedades
de arriba hacia abajo. El nitrógeno gaseoso diatónico (N2) constituye el 78%
del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para
lavida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen
todas las proteínas. Las moléculas del aire no son muy reactivas.
El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza, es
un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizó para fabricar
cerillas. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo,
balas trazadoras, plaguicidas y muchos productos. El ácido fosfórico, H3PO4, se
utiliza en diversas bebidas gaseosas. Este elemento es fundamental para todas
las células vegetales y animales.
El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas.
Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos. En parte porque el primero
puede imitar casi por completa el comportamiento químico del fósforo. Ciertos
insecticidas y fungicidas agrícolas contienen arsénico. Se utiliza en
aplicaciones de semiconductores y en láser.
El antimonio es un metaloide en el que predominan las propiedades metálicas, es
quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Aumenta la dureza del plomo
destinado a las baterías de automóvil.
El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer
aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean
en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos
compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.
GRUPO VIA:
Los elementos del grupo VIA, conocidoscomo la familia del oxígeno comprenden al
oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), y polonio (Po), todos
ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no
metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico.
Oxígeno gaseoso, O2, es fundamental para la vida; se requiere durante el
metabolismo humano para quemar carbohidratos. El oxígeno constituye el 21% en
volumen del aire y 49.5% en peso de la corteza terrestre. La otra forma
alotrópica del oxígeno es el ozono. Se puede producir ozono por la acción de la
luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma “fresco” del aire
durante las tormentas eléctricas. El azufre es el segundo no metal. A
temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la
naturaleza. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados
en anillo (S8). Tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos
de hule y ácido sulfúrico H2SO4. El selenio es un no metal que presenta
interesantes propiedades. La conductividad, de este elemento aumenta con la
intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se ha
utilizado en medidores de la luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras.
El selenio puede también convertir la corriente eléctrica alterna en corriente
directa. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la
fabricación de lentes para señales luminosas.
El telurio tieneespecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las
propiedades no metálicas. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos,
pero no es abundante. El polonio es el elemento radiactivo poco común que emite
radiación alfa y gamma; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento
se relacionan con su radioactividad.
GRUPO VIIA: LOS HALOGENOS
El grupo VIIA, la familia de los halógenos, proviene de las palabras griegas
que significan “formador de sal”. Cada átomo de halógeno tiene siete electrones
de valencia. Todos son diatómicos; tiene dos átomos por molécula y son
demasiado reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza. El flúor, es
un gas amarillo pálido que es el elemento con más carácter no metálico de
todos. El flúor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados
fluorcarbonos, como el Freón-12, CCl2F2, que se utiliza como refrigerante en
aparatos de aire acondicionado.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, reacciona con casi todos
los elementos. En concentraciones elevadas es venenoso, pero en bajas
concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua potable.
El bromo es el único no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este
líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso.
El bromo se usa en la producción de sustancias químicas para fotografía,
colorantes y retardantes de flama, incluso productosfarmacéuticos.
A temperatura ambiente, el yodo es un sólido cristalino de color gris metálico.
Cuando se calienta, sublima, es decir, se transforma directamente del estado
sólido al de vapor, sin pasar por el estado líquido. El vapor de yodo presenta
un color violeta brillante. Es menos abundante que los otros halógenos, está
presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas. El cuerpo humano
necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina. Todos los isótopos
del astato son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento,
existente en la corteza terrestre, es menor que 30g.
GRUPO VIIIA:
Se encuentran en la extrema derecha de la tabla periódica, se conocen como los
gases nobles. Esta familia incluye al helio (He), neón (Ne), argón (Ar),
criptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). Los gases nobles existen en forma de
átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones
con otros elementos.
Todos los gases nobles poseen un nivel energético extremo lleno por completo de
electrones (dos en el He y ocho en los demás). Esta distribución estable de
electrones explica la naturaleza no reactiva en estos elementos. Alrededor del
1% de la atmósfera de la Tierra es argón, y los otros gases nobles están
presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de
pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.
En l890, el químico escocés Sir William Ramsay y suscolaboradores descubrieron
la existencia de todos los elementos excepto el helio y el radón.
Cuando Janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio para estudiar un eclipse
de sol en l868, observo una línea nueva en el espectro. Se concluyo que el sol
contenía un elemento aún descubierto que más tarde recibió el nombre de helio,
derivado de la palabra griega helios, que significa “el sol”. El primer
descubrimiento de helio en la Tierra tuvo lugar en 1895, cuando Ramsay encontró
que una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. El radón es un gas
radioactivo descubierto en 1900 por Friederich Dorn, físico, quién encontró que
se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento
radio.
Debido a su baja densidad y naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para
inflar globos y dirigibles. La propiedad que distingue a los gases nobles como
grupo, es su cualidad “inertes”, el helio y el argón se emplean en la soldadura
de arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales
con el oxígeno y el nitrógeno del aire. El criptón se utiliza para aumentar la
eficiencia y brillantez de ciertas bombillas de lámpara de mano y de
aditamentos del destello electrónico que se emplea en la fabricación de
fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neón se produce
cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene
gas neón a baja presión.
METALES DE TRANSICIÓN: Losmetales de transición se encuentran en la parte
central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un
número romano seguido de la letra “B”. Las propiedades de los metales de transición
son bastante similares. Estos metales son más quebradizos y tiene punto de
fusión y puntos de ebullición más elevados que otros metales. Las densidades,
puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan
primero y luego disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el número
atómico.
Son mucho menos reactivos que los metales de transición del sexto periodo,
también son mucho menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos.
Los metales alcalinos, como el sodio o el potasio, nunca se encuentran libres
en la naturaleza, sí se ha podido encontrar muestras relativamente puras de
varios metales de transición, como oro, plata, hierro y magnesio. Los metales
de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s más
externo, además de electrones d retenidos con poca fuerza en el siguiente nivel
energético más bajo. Un metal de transición en partículas, puede perder un
número variable de electrones para formar iones positivos con cargas distintas.
Por ejemplo el hierro puede formar el Ion Fe2+ o el Ion Fe3+. Se dice que el
hierro tiene números de oxidación +2 y +3.
Al cobre, plata y oro se les llama a menudo de acuñación. Los tres son buenos
conductores de calor y electricidad. Elcobre tiene un color rojizo
característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el
oxígeno y los compuestos de azufre del aire.
La plata, con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto del
calor como de electricidad.
El oro es el más maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo
general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que
son más recientes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las
sustancias químicas.
El cromo, hierro, cobalto, níquel y zinc, se encuentran en el cuarto periodo.
Estos se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas.
El hierro es el cuarto elemento más abundante y es el metal menos costoso. Las
aleaciones de hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de
metales como cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y
durabilidad.
Del hierro recubierto con una delgada capa protectora de zinc, se dice que está
galvanizado.
El zinc también es importante en la producción de latón, pilas secas y
fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.
METALES DE TRANSICIÓN INTERNOS:
Son las dos filas de elementos de la parte inferior de la tabla periódica. La
serie de elementos que sigue al lantano (La) los elementos con número atómico
58 al 71 se conocen como lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones
externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en elsubnivel 4f.
La serie que sigue al actinio los elementos de subnivel del 90 al 103 se les
conoce como los actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel
7s, más electrones adicionales en el subnivel 5f. A los elementos de transición
internos se les llamaba” tierras raras”, pero no era una buena clasificación,
pues la mayor parte no tan raros como algunos otros elementos, sin embargo, son
muy difíciles de separar.
Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen
propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque
los métodos más nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos
metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se
emplean en piedras de encendedores, lámparas de arco de carbono, láseres.
ELEMENTOS TRANSURÁNICOS:
El uranio (U), con el número atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos
y tiene más protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En
1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93 protones llamado neptunio, es el
primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92.
A estos elementos se les conoce como elementos transuránicos, y todos ellos son
radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la actualidad se
produce como un producto secundario en los reactores nucleares.
Hasta ahora se han producido dieciséis elementos transuránicos; algunos de
ellosson bastante estables, en tanto que otros sufren con facilidad una
desintegración radiactiva. Los elementos con número atómico del 95 al 103 se
derivaron de lugares y científicos importantes. Los elementos con número
atómico 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de América, Berkeley y
California, respectivamente.
Los elementos con números atómicos 96, 99, 100, 101, 102 y 103 fueron
bautizados, respectivamente, en honor de los Curie, Albert Einstein, Enrico
Fermi, Mendeléiev, Alfred Nobel y Ernest Lawrence (el inventor del ciclotrón).
En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (Sg) en
honor de Glenn T. Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.
1.2.3 PROPIEDADES ATÓMICAS Y 1.2.4 VARIACIONES PERIÓDICAS.
RADIO ATÓMICO El radio atómico representa la distancia que existe entre el
núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es
posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento
existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de
neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad
fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la
que se encuentre el elemento en cuestión. En los grupos, el radio atómico
aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los períodos disminuye
al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo
sobre los electronesde los orbítales más externos, disminuyendo así la
distancia núcleo-electrón.
RADIO IÓNICO
El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 (alcalinos) tienen una
configuración electrónica del tipo. ns1; lo más fácil es que pierdan ese
electrón del orbital del nivel superior, más débilmente atraído por el núcleo,
y que adquieran la estructura electrónica del gas noble anterior. Por tanto, la
carga nuclear será mayor que la electrónica, con lo que el núcleo atraerá con
más fuerza a los electrones, y el radio iónico será menor que el radio atómico.
Todo lo contrario ocurre en los elementos del grupo 17(halógenos). En éstos la
configuración electrónica es del tipons2 np5, con lo que es más fácil que
completen el orbital p ganando un electrón, luego su carga nuclear será menor
que la electrónica y la atracción que ejercerá el núcleo sobre los electrones
será también menor. Por tanto, los radios iónicos, en este caso, son mayores
que los atómicos. Podemos generalizar diciendo que los iones cargados
negativamente (aniones) son siempre mayores que los átomos de los que derivan,
aumentando su tamaño con la carga negativa: los iones positivos (cationes), sin
embargo, son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su
tamaño al aumentar la carga positiva. Entre los iones con igualnúmero de
electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues
la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.
ENERGÍA DE IONIZACION.
El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo
neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil
retenido. Podemos expresarlo así:
Átomo neutro gaseoso + Energía -----> Ion positivo gaseoso + e-
Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. El segundo
potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo
electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero,
pues el volumen de un Ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza
electrostática es mayor en el Ion positivo que en el átomo, ya que se conserva
la misma carga nuclear. El potencial o energía de ionización se expresa en
electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol). 1 eV = 1,6.10-19
coulmbs . 1 voltio = 1,6.10-19 julios. Si el potencial de ionización de un
átomo fuera 1 eV, para ionizar un mol (6,02.1023 átomos) de dichos átomos
serían necesarios 96,5 kJ. En los elementos de una misma familia o grupo el
potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es
decir, de arriba abajo. En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial
de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar,
pues el último electrón sesitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo
y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de
apantallamiento de la atracción nuclear sobre los electrones periféricos. En
los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida
que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha. Esto se debe a
que el electrón diferenciador o último de los elementos de un período está
situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta,
por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su vez, el número de capas
interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta. Sin embargo, el aumento no
es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más
altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del
mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las
configuraciones s2 y s2p3, respectivamente. La energía de ionización más
elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es
la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un
electrón. ELECTRONEGATIVIDAD Se define como la capacidad que tiene un átomo
para atraer electrones en su enlace. He aquí un ejemplo: la habilidad en su
electronegatividad: cuando en un compuesto los elementos cuya diferencia de
electronegatividad es mayor o igual a 1.7, su enlace es iónico o electrovalente
y si la diferencia deelectronegatividad es menor a 1.7, pero mayor a cero es
covalente polar; pero si la diferencia de electronegatividad es igual a cero es
covalente puro. De acuerdo con L. Pauling, 'la fuerza con que un átomo, en
una molécula, atrae hacia sí los electrones'. La electronegatividad de un
elemento depende de su estado de valencia y, por lo tanto, no es una propiedad
atómica invariable. La aproximación de Mulliken concuerda con la definición
original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no
electronegatividades atómicas invariables, A. L. Allred y E. G. Rochow
definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y
un electrón de un átomo enlazado. Se ha desarrollado una escala de electronegatividad
de potenciales basados en los datos de espectros atómicos. Escala completa de
electronegatividad
Li
1.0 BE
1.5 H
2.1 B
2.0 C
2.5 N
3.0 O
3.5 F
4.0
Na
0.9 Mg
1.2 Al
1.5 Si
1.8 P
2.1 S
2.5 Cl
3.0
K
0.8 Ca
1.0 Sc
1.3 Ti
1.5 V
1.6 Cr
1.6 Mn
1.5 Fe
1.8 Co
1.8 Ni
1.8 Cu
1.9 Zn
1.6 Ga
1.6 Ge
1.8 As
2.0 Se
2.4 Br
2.8
Rb
0.8 Sr
1.0 Y
1.2 Zr
1.4 Nb
1.6 Mo
1.8 Tc
1.9 Ru
2.2 Rh
2.2 Pd
2.2 Ag
1.9 Cd
1.7 In
1.7 Sn
1.8 Sb
1.9 Te
2.1 I
2.5
Cs
0.7 Ba
0.9 La
1.1 Lu
1.2 Hf
1.3 Ta
1.5 W
1.7 Re
1.9 Os
2.2 Ir
2.2 Pt
2.2 Au
2.4 Hg
1.9 Tl
1.8 Pb
1.8 Bi
1.9 Po
2.0 At
2.2
Fr
0.7 Ra
.09 Ac
1.1 Th
1.3 Pa
1.5 U
1.7 Np
1.3 No
1.3
