Soluciones

Son sistemas materiales homogéneos. Son

mezclas de dos o más componentes.

En las soluciones el componente que se

encuentra en mayor proporción se llama solvente y

el que se encuentra en menor proporción se llama

soluto. Ej: sal disuelta en agua, el agua es el

solvente y la sal el soluto.

Las soluciones pueden ser líquidas, gaseosas o

sólidas. Algunos ejemplos:

- Aleaciones: son soluciones de sólidos en sólidos.

Ej: el acero es una solución de carbono (soluto)

en hierro (solvente); el bronce es una solución

de cobre (solvente) y estaño (soluto).

- El aire es una solución de gases, los más

importantes son el oxígeno, el hidrógeno y el

nitrógeno.

- Las amalgamas dentales son soluciones de

sólidos (plata) en líquidos (mercurio).

- El agua de los ríos y del mar tienen sales y gases

disueltos constituyendo una solución de sólidos y

gases en líquidos.

- El vinagre es una solución de ácido acético en

agua (líquido en líquido).

Para que se forme una solución es necesario que

las partículas de soluto se dispersen entre las

partículas del solvente, de lo contrario se formaría

un sistema heterogéneo y no, uno homogéneo. Ej:

La sal común es soluble en agua pero el aceite no lo

es, por lo tanto si mezclamos agua y aceite

obtenemos un sistema heterogéneo.

Saturación

Las soluciones, según la cantidad relativa de

soluto que tengan en relación a la cantidad de

solvente pueden ser saturadas o no saturadas.

> Solución no saturada: cuando todo el soluto se

disuelve en el solvente

> Solución saturada: cuando parte del soluto

precipita y se deposita en el fondo del recipiente,

es decir no se disuelve en su totalidad. La

concentración de una solución saturada se

conoce con el nombre de solubilidad.

Solubilidad

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto

que puede disolverse en un volumen de solvente a

una temperatura determinada (condiciones

precisas).

También podemos definir a la solubilidad

de un soluto en un solvente a la cantidad de

gramos del soluto que se pueden disolver en

100 ml o 100gr de solvente hasta formar

una solución saturada (precipite al fondo) a

una determinada temperatura. Algunas sustancias tienen alta solubilidad en

ciertos solventes y otras no la tienen o son

directamente insolubles.

Factores que afectan la solubilidad de un soluto

en un solvente

Los factores que afectan la solubilidad son

variados y dependen del estado de agregación de

la materia y de la cantidad de materia

.

Para los sólidos:

- Temperatura: La temperatura en general

modifica la solubilidad de los solutos para un

determinado solvente, pero en otros casos

permanece casi sin modificación. En general

la solubilidad de un soluto aumenta con el

aumento de la temperatura, es decir, la

solubilidad es directamente proporcional al

aumento de la temperatura. Por lo tanto

podremos disolver una mayor cantidad de

gramos de solutos en un volumen de solvente

constante si aumentamos la temperatura del

sistema. A los gráficos de solubilidad versus

temperatura se los conoce como curvas de

solubilidad.

Ej:

- Superficie de contacto: cuanto más pequeños son

los cristales de soluto más rápido se disuelven

porque la superficie de contacto es mayor

- La agitación:

- La presión: prácticamente no modifican la

solubilidad de un sólido en un líquido

Para los gases:

- La presión: la solubilidad de un gas en un

líquido aumenta con el aumento de la presión

del gas sobre el solvente, y a la inversa. Se

trata de una relación directamente

proporcional.

- La temperatura: la solubilidad disminuye con

el aumento de la temperatura (inverso que en

mayoría de sólidos). Esto se explica con el

aumento de la energía cinética de las

partículas del gas que escapan con mayor

facilidad del solvente.

Concentración de las soluciones

Supongamos que en un recipiente hay 100ml de

una solución que contiene 10 gr d sal común (ClNa)

disuelta en agua. Si agregamos agua a esa solución

hasta que su volumen sea de 200 ml, la cantidad de

sal que hay en el vaso no cambiará: seguirá

conteniendo 10 gr. Sin embargo, si probamos ambas

soluciones, la primera resultará más salada. ¿Por

qué? Un simple cálculo nos dará la respuesta.

Para probar las soluciones usamos una cuchara

de 5ml.

Solución A: 100 ml - 10 g soluto

100 ml sol. 10 g

5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,5 g

100ml

Solución B: 200 ml – 10g soluto

200 ml sol. 10 g

5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,25 g

200ml

Conclusión: la cantidad de sal que probamos de

la cuchara en la solución B es exactamente la

mitad de lo que probamos en la solución A.

Lo que importa, entonces, no es la cantidad

absoluta de sal que hay en una solución sino su

proporción en un determinado volumen.

La relación existente entre cantidad de

soluto y el volumen de solvente o de

solución se llama concentración.

De acuerdo con esto las soluciones pueden ser:

- Soluciones concentradas: cuando la cantidad de

soluto se aproxima al valor de saturación. Es

aquella que tiene proporcionalmente gran

cantidad de solutos disueltos en relación al

solvente.

- Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto

en el solvente está lejos del valor de saturación.

Son soluciones que tiene relativamente poca

cantidad de solutos disueltos en relación al

solvente.

Presión (atm)

solu

bili

dad

Si la información sobre la concentración de una

solución no es exacta en cuanto a cantidades no nos

da mucha información. Por eso es necesario calcular

cuantitativamente esos valores. La concentración de

una solución puede expresarse fácilmente de la

siguiente manera:

- Concentración centesimal masa en masa

(% m/m) o porcentaje masa en masa (%m/m):

se utiliza para expresar concentraciones de

soluciones de sólidos en sólidos, nos indica

cuantos gramos de soluto hay por cada 100 g de

solución, se lee % m/m. Ej: aleación de estaño y cobre constituyendo bronce

medalla, 5 % de estaño y 95 % cobre. La

concentración de estaño es de 5g cada 100 g de

bronce entonces se expresa 5 % m/m.

> Concentración centesimal masa en

volumen (% m/V) o porcentaje masa en

volumen (%m/V): Se utiliza para expresar la

concentración de un sólido disuelto en un

líquido, representa los gramos de soluto por cada

100ml o cm3 de solución.

Ej: % m/V 20 gr de azúcar en 500 ml de agua

500 ml 20 g

100 ml X = 100 ml . 20 g = 4g 500 ml

Rta: la solución está al 4% m/V

> Concentración centesimal volumen en

volumen (%V/V) o porcentaje volumen en

volumen (%V/V): se utiliza para expresar la

concentración de un líquido disuelto en otro

líquido. Representa los ml del líquido disuelto

(soluto) en 100 ml de solución. Se lee % V/V

Definición de algunos términos

relacionados con la materia y con los

sistemas materiales:

.Las definiciones de los conceptos que abajo se

detallan no son para saberlas de memoria, solo

sirven para comprender los conceptos y recurrir a

ellas cuando se tenga una duda o confusión al

respecto.

Materia: todo aquello que posee masa y ocupa lugar

en el espacio

Cuerpo: porción limitada de materia, formados por

materias diferentes, llamadas sustancias.

Cuerpo puro: formado por un solo tipo de sustancia.

La sustancia puede ser simple o compuesta. Ej: agua

– oxígeno

Cuerpo impuro: formado por una mezcla de

sustancias. Ej: agua y azúcar – agua y aceite.

Sustancia: forma de materia de composición

definida, con propiedades físicas, químicas

características.

Sustancias simples: Formadas por un mismo tipo de

átomo (átomos iguales). Ej: O2, Cl2, Au, Al

Sustancias compuestas: formadas por átomos

diferentes, también se las llama compuestos. Pueden

descomponerse químicamente en otras sustancias.

Ej: NH3, H2O, CO2, SO2.

Sistema material: porción del universo que se aísla,

real o imaginariamente, para su estudio.

Sistema material heterogéneo: presentan distintas

propiedades intensivas en por lo menos dos de sus

puntos. Es un sistema en el que se diferencian fases.

Las fases pueden presentar cualquiera de los estados

de agregación de la materia. Estas fases no

necesariamente se ven a simple vista, pueden

visualizarse con microscopio o con

ultramicroscopio. Ej: agua y arena – agua y aceite –

leche

Sistema material homogéneo: presentan las mismas

propiedades intensivas en todos sus puntos, es decir,

en cualquier porción del sistema. Presentan

continuidad cuando se las observa a simple vista o

al microscopio. Ej: agua y azúcar totalmente

disuelta – agua y alcohol – aire.

Mezclas: cuando un sistema material está formado

por varios componentes constituye una mezcla. Las

mezclas pueden ser heterogéneas (cualquier sistema

heterogéneo) u homogéneas (se las llama

soluciones).

Soluciones: mezclas de dos o más componentes,. El

componente que se encuentra en mayor proporción

es el solvente, el que se encuentra en menor

proporción es el soluto. El soluto siempre tiene que

ser soluble (disolverse) en el solvente.

Solución saturada: cuando parte del soluto precipita

y se deposita en el fondo del recipiente, es decir no

se disuelve en su totalidad. La concentración de una

solución saturada se conoce con el nombre de

solubilidad.

Soluciones no saturadas: cuando todo el soluto se

disuelve en el solvente.

Soluciones concentradas: cuando la cantidad de

soluto se aproxima al valor de saturación. Si una

solución está en su punto de solubilidad (máxima

cantidad de gramos de soluto que pueden disolverse

en 100 ml de solvente) está concentrada.

Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto en

el solvente está lejos del punto de saturación

Concentración: relación existente entre la cantidad

de soluto y el volumen de solvente o de solución.

Porcentaje masa en volumen o % m/v: expresa la

concentración de una solución. Es la cantidad de

gramos de soluto que tengo disuelta en 100 ml de

solvente. Ej: Si digo que tengo una solución al 4 %

P/V es lo mismo decir que tengo cada 100 ml de

solvente 4 g de soluto.

Breve historia de la estructura del

átomo

Teoría atómica de Dalton

El químico inglés Dalton 1808 propuso que la

materia tenía dos componentes: los elementos, que

él denomino átomos, y los compuestos que los

denominó moléculas.

Los postulados de su teoría son:

• La materia está fraccionada en partículas

indivisibles e inalterables que se denominan

átomos.

• La totalidad de los átomos de un mismo

elemento son iguales entre sí, es decir, tienen

igual masa y características.

• Los átomos de diferentes elementos tienen

diferente masa y diferentes características.

• Los compuestos se constituyen cuando los

átomos se unen entre sí en una relación constante

y sencilla.

Dalton no dio ninguna precisión sobre la

estructura del átomo. Sus aportes fueron

importantes porque dijo que existían diferentes

clases de átomos y que los compuestos se formaban

por unión entre átomos.

Estructura atómica de J. Thomson

Este físico inglés en 1898 planteo que:

• La materia es eléctricamente neutra, por lo tanto

además de electrones con carga negativa debe

estar compuesta por partículas con carga

positiva.

• Los electrones pueden separarse de los átomos,

pero no pueden hacerlo las cargas positivas.

A partir de estas ideas propuso una posible

estructura para el átomo. Dijo que el átomo es una

esfera de cargas positivas donde se encontraban

insertos electrones (cargas negativas) de forma

semejante a como se disponen las pasas en un

budín, de esta manera cada carga positiva es

neutralizada por una carga negativa.

Estructura del átomo de Rutherford (1911)

Este químico neozelandés en 1911 introduce el

modelo planetario del átomo.

Considera que el átomo se divide en:

• Un núcleo central, donde se ubican los protones

con carga positiva y neutrones, concentrando

esta zona casi toda la masa del átomo.

• Una envoltura de electrones que giran en órbitas

circulares entorno al núcleo, tal como lo hacen

los planetas en torno al sol.

• La suma de cargas negativas de los electrones es

igual a la suma de cargas positivas del núcleo, ya

que el átomo es eléctricamente neutro.

• Estimó el tamaño del átomo a 10-10

m y para el

núcleo dio un valor estimado de 10-14

m.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones

no están muy bien definidas y forman una estructura

compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y

forma algo indefinidas. Los resultados de sus

experimentos le permitieron calcular que el radio

atómico era diez mil veces mayor que el núcleo

mismo del átomo, y en consecuencia, que el interior

de un átomo está prácticamente vacío.

Modelo atómico de Bohr:

El danés Niels Bohr en 1913 unió la idea de

átomo propuesta por Rutherford con las ideas de

una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica.

Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la

estructura atómica.

Bohr postuló en su teoría:

• Los electrones tienen una determinada cantidad

de energía llamada cuanto.

• Los electrones se mueven alrededor del núcleo

positivo en determinadas órbitas elípticas

llamadas niveles de energía u orbitales atómicos.

• Los electrones se encuentran en un nivel de

energía definido y mientras no absorben ni

emiten energía, se dice que los electrones se

encuentran en su estado fundamental.

• Si por alguna causa, los electrones son excitados

energéticamente absorbiendo o liberando cuantos

de energía, dichos electrones salen de su estado

fundamental para saltar a otros niveles

energéticos inferiores o superiores.

El núcleo de los átomos está compuesto por

protones y neutrones. La masa de un protón o de

un neutrón es aproximadamente 1850 veces mayor a

la masa de un electrón. En consecuencia, la masa de

un átomo es prácticamente igual a la masa del

núcleo, considerando, entonces, la masa de los

electrones como despreciable.

Sin embargo, los electrones de un átomo son los

responsables de la mayoría de las propiedades

químicas de los átomos que se reflejan en las

propiedades macroscópicas de la materia.

El movimiento de los electrones alrededor del

núcleo se explica, considerando solamente las

interacciones entre el núcleo y los electrones por las

fuerzas de atracción y repulsión de sus cargas (la

interacción gravitatoria dependiente de las masas es

completamente despreciable).

Estructura atómica

El átomo Se puede considerar al átomo como la parte

más pequeña de un elemento químico que

mantiene las propiedades químicas de éste y

es capaz de reaccionar en una reacción

química.

El tamaño de los átomos es extremadamente

pequeño, para tener una idea de ese tamaño

podemos pensar en lo siguiente: se necesitaría

varios millones de ellos alineados para alcanzar una

longitud de un milímetro y varios miles de trillones

de ellos para que pesen un gramo.

Se sabe que los átomos están compuestos por

varios tipos de partículas elementales. Algunas de

esas partículas poseen estabilidad suficiente para

tener existencia independiente fuera del átomo, en

determinadas condiciones. Esas partículas son los

protones, los neutrones y los electrones.

La estructura de un átomo comprende dos zonas

básicas:

• El núcleo: región central de pequeño volumen

que reúne casi toda la masa del átomo y con

carga positiva. En esta zona se encuentran dos

tipos de partículas: los protones (de carga

eléctrica positiva) y los neutrones (sin carga

eléctrica). El núcleo es el responsable de muchas

de las características físicas del átomo.

• Por fuera del núcleo se encuentra la segunda

zona, o región extranuclear que es en

proporción grande respecto del tamaño del

núcleo, en la que se hallan en continuo

movimiento partículas de masa casi

insignificante y carga eléctrica negativa: los

electrones. La estructura extranuclear es la

responsable del comportamiento químico del

átomo.

Modelo de la estructura del átomo de Magnesio

(Mg)

Es sabido que cargas del mismo signo se

repelen entre sí y que cargas de diferente signo se

atraen entre sí. Debido a esto los electrones se

repelen mutuamente debido a su carga eléctrica

negativa, y son atraídos hacia los protones del

núcleo, que tienen carga positiva. Sin embargo, a

causa de su repulsión mutua, solo cantidades

limitadas de electrones pueden ocupar el espacio

más cercano al núcleo. Un átomo grande puede dar

cabida a muchos electrones, porque estos se

encuentran en zonas cada vez más alejadas del

núcleo. Los electrones se mueven dentro de

espacios tridimensionales limitados llamados capas

de electrones, cada una de las cuales corresponde a

mayores niveles de energía conforme se alejan del

núcleo. Para simplificar su representación,

dibujamos esas capas como anillos alrededor del

núcleo.

Número atómico y másico

Los diferentes elementos que existen se

diferencian entre sí por el número de protones que

tengan en su núcleo, que determinan el número de

cargas del núcleo.

A la cantidad de protones que tenga un átomo en

su núcleo se la conoce como el número atómico

del elemento y se identifica con la letra Z, por

ejemplo si el cobre (Cu) tiene 29 protones su Z es

igual a 29, si el zinc (Zn) tiene 30 protones su Z es

igual a 30.

Z = número de protones (número

de cargas positivas del núcleo)

Como a los átomos en la Tabla Periódica se los

coloca en su forma neutra, es decir, sin carga

eléctrica neta ya que tienen igual número de

protones que de electrones (cargas opuestas de la

misma magnitud se anulan), podemos deducir

indirectamente que Z también nos indica el

número de electrones.

A la suma de protones y neutrones, es decir, el

número total de partículas del núcleo, se la conoce

como el número másico o número de masa y se la

identifica con la letra A.

A = número de protones + número de neutrones

Entonces, el número de neutrones (n°), será igual

al número másico menos el número atómico:

N° de n° = A – Z

Con estos dos números se puede representar la

estructura del núcleo del átomo: se escribe, a la

izquierda de su símbolo, el número de másico como

superíndice y el número atómico como subíndice.

A ésta forma de presentar al átomo se la conoce

como estructura atómica y másica del elemento o

notación científica del elemento

A

X (representa el símbolo de un elemento)

Z

Ej:

Tener en cuenta que en las distintas tablas

periódicas de estudio la distribución de la

información puede ser diferente, pero no confundir

con la forma atómica y másica que se escribe de una

sola manera, tal como se explico en párrafos

anteriores

23

Na 11

Isótopos

Si bien todos los átomos de un mismo elemento

presentan el mismo número de protones no siempre

presentan el mismo número de neutrones, por

ejemplo el cloro lo podemos encontrar formado por

18 neutrones en su núcleo o por 20 neutrones, sin

embargo, el número de protones (17) va a ser

siempre el mismo.

Se denominan isótopos a los átomos del mismo

elemento (con igual Z) pero con distinto número

de neutrones, es decir que estos átomos diferirán

entre sí por su masa atómica ya que poseen

distinto número de neutrones. Los isótopos de un

elemento químico poseen las mismas propiedades

químicas porque presentan el mismo número de

protones y electrones.

Ej: el hidrógeno (H) puede presentar su núcleo con

un protón solamente y sin neutrones,

denominándoselo protio (es el H ordinario);

también se lo puede encontrar constituido por un

protón y un neutrón, denominándoselo deuterio, o

tener en su núcleo un protón y dos neutrones

denominándoselo tritio.

Forma atómica y másica de los 3 isótopos

conocidos del Hidrógeno:

En la imagen, modelos de los 3 isótopos

conocidos del Hidrógeno:

Iones

En determinadas circunstancias un átomo o un

grupo de átomos puede perder o ganar electrones,

transformándose en un ion. Un ion es una especie

química con carga eléctrica neta.

La ionización es la formación de moléculas o

átomos con carga eléctrica. Los átomos son

eléctricamente neutros ya que los electrones con

carga negativa son iguales en número a los protones

de carga positiva presentes en el núcleo. El número

de protones de un átomo permanece igual durante

los cambios químicos comunes (llamados

reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar

electrones.

Según la carga que presenten los vamos a

clasificar en dos tipos de iones:

• Catión: cuando un átomo o un grupo de átomos

pierde uno o más electrones se transforma en un

ion positivo o con carga eléctrica positiva

llamado catión. Al perder electrones queda con

cargas positivas que no son neutralizadas por

electrones porque ha cedido (perdido) algunos.

El ión quedará, entonces, con tantas cargas

positivas como electrones haya perdido el

átomo o grupos de átomos originalmente

neutro. Ejemplo: Na+ , indica que el átomo de

sodio perdió 1 electrón

• Anión: cuando un átomo o grupo de átomos gana

uno o más electrones se transforma en un ion

negativo o con carga eléctrica negativa llamado

anión. Al ganar electrones queda con cargas

negativas porque tendrá más electrones de los

que podrán neutralizar los protones. El ión

quedará con tantas cargas negativas como

electrones haya ganado el átomo o grupo de

átomos originalmente neutro. Ejemplo: O -2

,

indica que el átomo de oxígeno ganó 2 electrones

1

H 1

Protio

2

H 1

Deuterio

3

H 1

Tritio

Formación de iones:

Como dijimos los iones pueden estar constituidos

por un solo átomo o por más de un átomo, a los

primeros se los denomina iones monoatómicos y a

los segundos iones poliatómicos. Veamos algunos

ejemplos:

• Iones monoatómicos:

Especie eléctricamente cargada que consiste de

sólo un átomo.

Elementos que forman cationes:

Los elementos que tienen de uno a cuatro

electrones de valencia (en su último nivel o

capa), en general clasificados como metales,

tienen tendencia a ceder estos electrones para

convertirse en iones. El ion resultante tiene

menos electrones que protones, la carga neta del

ion es positiva. La magnitud de la carga es igual

al número de electrones que se pierden, que es

igual al número de electrones de valencia en el

átomo neutro. Cuando hablamos de átomos que

pierden o ganan electrones para lograr un octeto

completo, también podemos pensar en este

proceso como si el átomo perdiera o ganara

electrones para lograr la misma configuración de

electrones que el gas noble más cercano.

Ejemplo: El metal potasio es un metal del grupo

1 (I A) presenta un electrón en su última capa y,

por lo tanto, forma cationes con una carga de 1+,

es decir, K+

Elementos que forman aniones

Los elementos que presentan 5, 6 o 7 electrones

de valencia, en general clasificados como no

metales, tienden a ganar electrones y convertirse

en iones. El ion resultante tiene más electrones

que protones, la carga neta del ión es negativa.

La magnitud de la carga es igual al número de

electrones que gana para llegar a un octeto

completo de ocho electrones de valencia.

Ejemplo: El bromo, como halógeno del grupo 17

(VII A) presenta siete electrones en su última

capa, usualmente forma aniones con carga 1-, es

decir, Br −

Ejemplo de formación de iones monoatómicos:

• Iones poliatómicos:

Un ion poliatómico es una molécula que ha sido

ionizada al ganar o perder electrones. En un ion

poliatómico, el grupo de átomos unidos

covalentemente tienen carga eléctrica neta

debido a que el número total de electrones en la

molécula no es igual a su número total de

protones.

Es ejemplo de ión poliatómico con carga

negativa el ión sulfato SO42-

Ión sulfato:

Otros ejemplos son: el ión fosfato PO43-

, el ión

bicarbonato HCO3-, ente otros.

Es ejemplo de ion poliatómico con carga positiva

el ión amonio NH4+, entre otros.

Ión amonio, el ión se constituye porque el amoníaco

(NH3) tiende a ganar un protón (carga positiva) del

medio circundante transformándose en el ión

mencionado (NH4+):

La tabla periódica: clasificación

de los elementos

Los primeros científicos advirtieron que algunos

elementos presentaban propiedades semejantes;

algunos, por ejemplo, eran buenos conductores de la

electricidad y la temperatura y si se los pulía tenían

brillo, a estos elementos se los llamó metales. Existe

otro grupo de elementos, llamados no metales, que

son malos conductores tanto de la electricidad como

de la temperatura.

Pero las semejanzas y las diferencias entre los

elementos se observan no solo en sus propiedades

físicas sino también en sus propiedades químicas;

es decir, la forma en que se unen (combinan) con

otros elementos químicos.

Clasificar los elementos (agruparlos según sus

propiedades similares) resulta especialmente

importante, porque permite hacer predicciones. Si

se nos dice, por ejemplo, el cobre (Cu) es un metal,

inmediatamente sabremos que posee las

propiedades antes dichas para los metales.

Durante muchos años se intentó clasificar a los

elementos de acuerdo a sus propiedades químicas.

Finalmente, en 1850, el químico ruso Dimitri

Mendeleiev encontró una clave para clasificarlos:

cuándo los ordenaba desde el más liviano al más

pesado (según su A creciente) descubrió que, cada

cierto número de elementos, las propiedades

químicas y físicas se repiten; es decir que muestran

un comportamiento periódico.

En la clasificación moderna, basada sobre la de

Mendeleiev, los elementos se ordenan ya no según

sus A crecientes sino según sus números atómicos

(Z) crecientes. Tal clasificación se asemeja, por su

disposición, a un tablero con filas y columnas: cada

casillero corresponde al símbolo de un elemento.

Descripción de la tabla periódica

En la tabla periódica solo figura el isótopo más

abundante en la naturaleza de cada elemento

químico.

El primer elemento es el hidrógeno (H), de Z=1,

ya que está formado por un protón y un electrón. El

segundo elemento es el helio (He), de Z=2,

constituido por dos protones y dos electrones,

además de neutrones. Se forman, así, filas

(ordenamiento horizontal) en las cuales, a medida

que se avanza, su Z aumenta una unidad por cada

casillero, de modo tal que entre un elemento y el

siguiente hay una diferencia de un protón y un

electrón.

La tabla periódica moderna está ordenada en

filas y columnas:

• Filas: cada una de esas filas se denomina

Período, los elementos ubicados en un mismo

período se caracterizan por tener igual número

de orbitales electrónicos (niveles). Dos

elementos consecutivos en un periodo (misma

fila) tienen masas similares, pero propiedades

diferentes. Cada elemento químico pertenece a

un determinado período en función del número

de niveles energéticos que tenga.

• Columnas: los elementos que presentan

propiedades químicas y físicas semejantes se

ordenan en una misma línea vertical, formando

columnas, cada una de las cuales se llama

Grupo. Dos elementos consecutivos en un

grupo (misma columna) tienen propiedades

físicas parecidas a pesar de la significativa

diferencia de masa. Existen grupos

denominados, respectivamente, A y B: los

elementos de los grupos A se llaman

representativos (presentan el último orbital

incompleto, los hay metales y no metales); los

de los grupos B, de transición (presentan los

dos últimos orbitales incompletos, son todos

metales). Esta distinción se debe a diferencias

en la estructura electrónica de los elementos

que determina su comportamiento. Los

elementos que se encuentran dentro del mismo

grupo representativo tienen propiedades

químicas similares debido a tener el mismo

número de electrones en su nivel más externo.

Grupos y períodos:

En la tabla también se distinguen tres grupos de

elementos bien característicos:

• Los elementos metálicos o metales: ubicados

a la izquierda de la escalera que comienza

debajo del H. Sus características principales

son:

- Casi todos sólidos a temperatura ambiente.

- Buenos conductores de la temperatura y la

electricidad.

- Tienen brillo si se los pule.

- Son maleables, se pueden extender en láminas

- Son dúctiles, se estiran.

- Son poco electronegativos.

• Los elementos no metálicos o no metales:

ubicados a la derecha de la escalera. Sus

características principales son:

- A temperatura ambiente pueden ser sólidos,

líquidos o gaseosos.

- No tienen brillo, excepto el yodo.

- Son malos conductores del calor y de la

electricidad (excepto el carbono).

- No son dúctiles ni maleables.

- Son blandos y quebradizos.

- Tiene en general alta electronegatividad

• Los gases inertes: (gases raros o nobles) se

ubican en el grupo VIII A o 18. Son llamados

así por su baja reactividad. Sus características

principales son:

- Escasa tendencia a combinarse con otros

elementos.

- Son malos conductores del calor y la

electricidad.

- Se encuentran en el aire en pequeñas cantidades

- Sus moléculas son monoatómicas.

- No tiene electronegatividad

Distribución el grupos de elementos en la Tabla

Periódica

La tabla periódica y la estructura

electrónica

En la tabla periódica los elementos están

ubicados de tal manera que:

• El número del período (fila horizontal)

coincide con el número de niveles

electrónicos.

• En los grupos representativos (A), el número

Romano de cada grupo coincide con el de

electrones presentes en su último nivel,

presentan incompleto este último nivel. Todos

los elementos ubicados en el grupo IA tienen

un solo electrón en su último nivel y, con

excepción del H, su penúltimo nivel se halla

completo. De modo similar, todos los

elementos del grupo VIIA tienen 7 electrones

en su último nivel. Si a los grupos los

denominamos del 1 al 18, para los de un dígito

la cantidad de electrones de su último nivel es

igual al número de grupo; para los de dos

dígitos será igual al dígito de la unidad (Ej:

grupo 13 tendrá 3 electrones en su último

nivel).

• En los grupos de transición (B), los elementos

presentan los dos últimos niveles de energía

incompletos. Casi todos los elementos tienen 2

electrones en su último nivel; mientras que en

su penúltimo nivel tienen distintas cantidades

de electrones: 9 para el grupo IIIB, 10 para el

IVB, y así, incrementando de a un electrón,

hasta llegar al grupo IIB, que tienen 18

A B

A

electrones en su penúltimo nivel. Estos

elementos, a veces, se comportan como los

metales o como los no metales, según el

elemento con que reaccionen.

Estabilidad de los átomos

En la naturaleza todo tiende a estados de menor

energía, ya que dichos estados resultan más

estables. Por este motivo los átomos ubican sus

electrones desde el núcleo hacia la periferia tratando

de que todos sus niveles queden completos

alcanzando así la máxima estabilidad.

A partir de los estudios realizados por el químico

norteamericano G. N. Lewis, podemos generalizar

que los elementos químicos representativos (grupos

A) de la tabla periódica alcanzan la estabilidad

(estado de menor energía) cuando tienen su último

nivel completo.

Los átomos del grupo VIII A o 18 son

denominados gases inertes por su escasa

reactividad debido a que poseen el último nivel

completo, es decir, son estables. La estructura de 2

electrones para el nivel de energía n = 1, es una

estructura estable, es decir que éste nivel se

completa con 2 electrones (por ejemplo el elemento

helio). El resto de los niveles, si constituyen el

último nivel, alcanzan una estructura estable

cuando tienen 8 electrones. Es decir, los átomos

que tienen en su último nivel 8 electrones son

estables (por ejemplo el argón). Esta condición es

conocida como octeto, es decir, los gases inertes

tienen el octeto completo, siendo estables.

Ejemplos del helio, neón y argón, observar

último nivel completo con 8 electrones:

Los átomos de los elementos metálicos y no

metálicos que no tienen la estructura de 8

electrones (octeto) en su último nivel no serán

estables. Para estabilizarse deberán completar el

octeto.

En el ejemplo el átomo de carbono:

Radio atómico

El radio atómico, representa el radio de un

átomo de un elemento, suponiéndolo esférico, en su

estado normal de energía (neutro), es decir, la

distancia entre el centro del núcleo del átomo y el

electrón estable más alejado del mismo.

En la imagen, radio atómico de un átomo:

El radio atómico aumenta de arriba hacia

abajo dentro cada grupo, puesto que los

elementos situados hacia la parte inferior tienen un

mayor número de niveles de energía. Dentro de

cada periodo el radio atómico de los elementos

aumenta de derecha a izquierda, debido a que los

elementos situados hacia la izquierda en el mismo

periodo tienen menos protones (cargas positivas) en

su núcleo y atraen con menor fuerza los electrones

periféricos (cargas negativas), hecho que les permite

a los electrones a situarse cada vez a mayor

distancia del núcleo y aumentar en consecuencia el

radio atómico del elemento.

En la imagen, la tabla periódica y el tamaño

radio atómico:

El radio iónico

El radio iónico es el radio de los iones, tanto

cationes como aniones, es una propiedad que afecta

a las propiedades físicas y químicas de los

compuestos iónicos:

- El radio iónico de los cationes monoatómicos es

menor al de su correspondiente átomo neutro,

debido a la pérdida de electrones. La pérdida de

electrones no solo puede quitar un nivel

energético (“capa de electrones”) sino que,

además, hay un incremento de la de carga

nuclear debido a la pérdida de electrones y en

consecuencia mayor atracción sobre los

restantes. También disminuye la fuerza eléctrica

de repulsión mutua entre los electrones restantes,

provocando el acercamiento de los mismos entre

sí y al núcleo positivo, lo que determina un

menor tamaño del radio. Los radios de los iones

dipositivos y tripositivos son a su vez más

pequeños que los radios de los iones

monopositivos.

- El radio iónico de los aniones monoatómicos es

mayor al de su átomo neutro correspondiente,

debido a haber ganado electrones. Esto aumenta

la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los

electrones, provocando el alejamiento de los

mismos entre sí y del núcleo positivo, lo que

determina un mayor radio.

En la imagen, comparaciones entre los radios

iónicos de dos átomos con respecto a sus radios

atómicos originales, (arriba) para un elemento que

pierde un electrón y (abajo) otro elemento que gana

un electrón.

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad relativa

(o tendencia) para atraer electrones que tienen

los diferentes elementos químicos en una unión

química. La atracción de los electrones es producto

del accionar de las cargas positivas de los protones

del núcleo atómico.

Recordemos lo planteado y explicado en relación

al radio atómico y la posición de los elementos en

la tabla periódica. Los núcleos de los átomos muy

pequeños (pequeño radio atómico, derecha de la

tabla) atraen con fuerza a los electrones, mientras

que los de los átomos grandes (gran radio atómico,

izquierda de la tabla) lo hacen débilmente. Aquellos

átomos que atraen con fuerza a los electrones en una

unión química poseen electronegatividad elevada,

mientras que aquellos que no los atraen con fuerza y

que tienden a perder los electrones del último nivel

tienen electronegatividad baja.

El Ingeniero Químico Linus Pauling elaboro una

escala de electronegatividad asignando un número

positivo a cada elemento: arbitrariamente dio un

valor de 4 al fluor, que es el elemento con más

capacidad para atraer electrones y a los demás

elementos les asigno valores proporcionales a esta

tendencia.

Los elementos menos electronegativos son los

metales del grupo IA, mientras que los más

electronegativos son los no metales del grupo VIIA.

El carácter de electronegatividad y no

metálico aumenta hacia la derecha y arriba de la

tabla; a la inversa, el carácter de escasa

electronegatividad y metálico aumenta hacia la

izquierda y debajo de la tabla.

En la imagen algunos elementos representativos

de la tabla y sus electronegatividades:

La electronegatividad es un valor relativo ya que

no tiene un valor o número fijo sino que surge de

relacionar la electronegatividad entre dos

elementos. Las electronegatividades de los

elementos es una propiedad periódica en la tabla.

Las electronegatividades de los elementos

representativos aumentan de izquierda a derecha a

lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de

cada grupo. Las variaciones de electronegatividades

de los elementos de transición no son tan regulares.

El concepto de la electronegatividad nos será

muy útil para conocer el tipo de enlace que

originarán dos átomos en una unión química.

Como regla general podemos decir que:

- elementos de electronegatividad baja tienden a

desprenderse de los electrones del último nivel

para alcanzar el octeto, es decir, parecerse al gas

noble anterior a él más cercano y estabilizarse

(es el caso de los metales),

- elementos de electronegatividad elevada

tienden a ganar o compartir electrones para

completar su octeto y parecerse al gas noble

más cercano siguiente a él y estabilizarse (es el

caso de los no metales).

- a mayor radio atómico del elemento menor

electronegatividad, esto se debe a que el núcleo

está alejado del último electrón estable y de allí

su escasa fuerza para atraer electrones.

- a menor radio atómico del elemento mayor

electronegatividad, esto se debe a que el núcleo

está relativamente cerca del último electrón

estable y de allí su fuerza para atraer otros

electrones.