1

UNIDAD1 Materia, estructura y periodicidad

1.1 Materia: estructura, composición, estados de agregación y clasificación por

propiedades.

Definición de química:

Disciplina científica que se ocupa de la composición, propiedades y transformaciones de la

materia.

Materia: Es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa, es el

material físico del universo, como el agua, un libro, la ropa que usamos, un árbol, la tierra

el aire que respiramos.

A su vez la materia esta compuesta de átomos los cuales al unirse forman moléculas. Los

químicos distinguen varios subtipos de materia según su composición y propiedades. La

clasificación de la materia comprende las sustancias, las mezclas, los elementos, y los

compuestos, así como los átomos y las moléculas.

1.1.1Sustancias puras: elementos y compuestos.

Sustancia pura: Es la materia que tiene propiedades definidas y composición que no varía

de una muestra a otra. El agua y la sal, que son los principales componentes del agua de

mar son sustancias puras. (Sacarosa, oxígeno, amoniaco, oro).Todas las sustancias son

elementos o compuestos.

Elementos: Un elemento es una sustancia que no puede separarse en sustancias más

sencillas por medios químicos.

Compuestos: Es una sustancia formada por 2 o más elementos unidos químicamente en

proporciones definidas. Y sólo pueden separarse por medios químicos, por ejemplo el agua.

1.1.2Dispersiones o mezclas.

Mezcla: Es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan

sus propiedades características o bien su identidad. Ejemplos (bebidas gaseosas, leche,

cemento) existen mezclas homogéneas y heterogéneas.

Ejemplos:

Homogéneas (agua y azúcar)

Heterogéneas (arena y virutas de hierro)

Nota: Las mezclas homogéneas también son llamadas disoluciones.

1.1.3Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido,

vítreo y gel.

Sólidos: las partículas del sólido no tienen libertad de movimiento de largo alcance, son

rígidos, aunque sus unidades ya sean iones o moléculas poseen energía térmica y vibran en

su posición, la cual aumenta con el calor. Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.

Sólido cristalino: Estos sólidos poseen estructuras muy ordenadas. Y suelen tener

superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí ejemplo: cuarzo y el

diamante.

Sólidos amorfos (vítreo): Es un sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada.

Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Muchos sólidos amorfos son

mezclas de moléculas que no se pueden apilar bien. Entre los sólidos amorfos más

conocidos están el hule y el vidrió, estos sólidos no se funden a una temperatura específica

más bien se reblandecen dentro de cierto intervalo. Un sólido cristalino en cambio, funde a

2

una temperatura específica. El estado vítreo o materiales amorfos puede obtenerse por

distintas técnicas, todas ellas relacionadas con un cambio rápido de un estado de equilibrio

a uno de no equilibrio.(métodos de enfriamiento rápido a temperaturas inferiores a la

temperatura de fusión).

Líquido: Materia que tiene volumen definido pero ninguna forma específica, asume la

forma del recipiente que lo contiene, no se expande para llenar el recipiente, es

prácticamente incompresible, las partículas están en libertad de movimiento unas respecto a

otras y están cercanas entre si.

Gel: Sustancia con apariencia de sólido y consistencia viscosa ejemplo jabón, gelatina.

Gas: Los átomos y las moléculas de un gas están muy lejanos unos de otros y aunque se

mueven muy rápido es relativamente corto el tiempo que duran los choques entre ellos., por

ejemplo a temperatura ambiente la molécula viaja a una velocidad mayor que 1600 km/hr y

se mueve una distancia de cerca de 400 veces su diámetro antes de chocar con otra

molécula, por tal razón, los gases no mantienen ni su forma ni su volumen. Por el contrario

se expanden libremente para llenar el recipiente que los contiene.

1.1.4Cambios de estado

1.1.5Clasificación de las sustancias naturales por semejanzas en: propiedades físicas,

propiedades químicas.

Propiedades físicas: Estas se pueden medir sin cambiar la identidad ni la composición de

la sustancia, estas propiedades incluyen color, olor, densidad, punto de fusión, punto de

ebullición y dureza.

Propiedades químicas: Estas describen la forma en que una sustancia puede cambiar o

reaccionar para formar otras sustancias. Por ejemplo, una propiedad química común es la

inflamabilidad la capacidad de una sustancia para arder en presencia de oxígeno.

También existen propiedades intensivas y extensivas

La temperatura el punto de fusión y la densidad no dependen de la cantidad de

muestra que se está examinando, estas son propiedades intensivas.

Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de muestra e incluyen

mediciones de masa y volumen. Las propiedades extensivas tienen que ver con la

cantidad de sustancia presente.

3

1.2 Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.

Radiación del cuerpo negro

Un cuerpo caliente emite radiaciones térmicas del tipo electromagnético con

longitudes de onda mayores a las de la luz visible.

Longitud de onda: Es la distancia de un punto a otro en la onda.( ().

Radiación electromagnética: Es la energía radiante que se transmite en el espacio mediante

un movimiento ondulatorio esta formado por partículas llamadas fotones los cuales tienen

energías definidas se desplazan con una velocidad similar a la de la luz.

Al aumentar la temperatura por absorción de energía del cuerpo, va disminuyendo su

longitud de onda acercándose al espectro electromagnético de la luz visible.

La absorbencia A de un cuerpo se define como la fracción de luz incidente que este

absorbe. Un cuerpo que absorbe todas las radiaciones que inciden sobre él, es decir A=1,

recibe el nombre de cuerpo negro.

En 1900 Max Planck llevó a cabo una ruptura con los modelos clásicos y propuso que

los osciladores del cuerpo negro sólo son capaces de absorber energía en múltiplos enteros

discretos de energía y no en continuo de cero al infinito.(3)

Planck dijo que los átomos o moléculas sólo podían emitir (o absorber) energía en

cantidades discretas como pequeños paquetes o fardos, y dio el nombre de cuanto a la

mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación

electromagnética. La energía E de un solo cuanto de energía emitido es proporcional a la

frecuencia de la radiación:

Ev

La constante de proporcionalidad para esta relación, simboliza como h, es conocida

como constante de Planck:

C = v

Donde h=6.63x 10-34

Js.

C=3.00x 108

m/seg.

Velocidad de la luz(C).

De acuerdo con la teoría cuántica de Planck, la energía siempre se emite en

múltiplos de hv; por ejemplo: hv, 2hv, 3hv,...pero nunca, 1.67hv o 4.98 hv.(2)

Planck no pudo explicar por que las energías debían ser ordenadas o cuantizadas sin

embargo, partiendo de esta hipótesis, no tuvo dificultad en correlacionar los datos

experimentales de emisión de sólidos en todo el intervalo de longitudes de onda; todos

avalaron la teoría cuántica.

El concepto cuantización tiene muchas analogías por ejemplo una carga eléctrica

esta cuantizada la materia misma esta cuantizada ya que el número de electrones y protones

E = hv

4

así como el número de átomos en una muestra de materia debe ser también un entero, el

sistema monetario esta basado en cuantos de valor llamados pesos.

Efecto fotoeléctrico

La luz de determinada frecuencia se hace incidir sobre una superficie metálica

limpia. Los electrones expulsados son atraídos hacía el electrodo positivo. El flujo de

electrones esta indicado por un detector medidor.

En 1905 sólo 5 años después de que Planck presentara la teoría cuántica, Albert

Einstein, la utilizó para resolver otro misterio de la física, el efecto fotoeléctrico. Los

experimentos ya habían demostrado que ciertos metales cuando se exponen a la luz que

tengan al menos una frecuencia mínima, denominada frecuencia umbral, emiten electrones

desde su superficie. El número de electrones emitidos era proporcional a la intensidad de la

luz, pero su energía no lo era. Por debajo de la frecuencia umbral no se emitían electrones,

independientemente de cuán intensa era la luz.

El fenómeno no se podía explicar con la teoría ondulatoria. Sin embargo Einstein lo explico

haciendo una suposición. Él sugirió que no se debía pensar en un rayo de luz en términos de

onda si no como un rayo de partículas llamadas fotones. Utilizando la teoría cuántica de

5

Planck para la radiación como punto de partida, Einstein dedujo que cada fotón debe poseer

una energía E, dada por la ecuación E=hv

Donde v es la frecuencia de la luz. Los electrones se mantienen en un metal por fuerzas de

atracción, así que para removerlos del metal por fuerzas de atracción, debe emplearse luz de

frecuencia suficientemente alta para liberar los electrones. Un rayo de luz resplandeciente

sobre una superficie metálica se puede considerar como disparar un rayo de partículas

(fotones) sobre los átomos del metal. Si la frecuencia de los fotones es tal que hv es

exactamente igual a la energía para soltar los electrones. Si se utiliza luz de mayor

frecuencia, entonces no sólo se romperán los enlaces sino que adquirirán algo de energía

cinética. Esto se resume en la ecuación:

hv = EC + EE

Donde EC es la energía cinética de los electrones emitidos y EE es la energía de enlace del

electrón en el metal

Entonces EC = hv -EE

Se muestra que, entre más energético sea el fotón, mayor será la energía del electrón

emitido y entre más intensa sea la luz mayor será el número de electrones emitidos por el

metal de prueba, a mayor frecuencia de la luz, mayor será la energía de los electrones

emitidos.

Ejemplos:

1.-¿Cuál es el contenido de energía de la luz amarilla si ésta tiene una longitud de onda

de 600nm?

Jx

mx

seg

mxsegJx

hcE

mxnm

nm

19

7

834

79

10315.3106

103.1063.6

1061

10600

2.-¿Cuál es la frecuencia de la luz de longitud de onda de 456 nm? ¿Cuál es la longitud

de onda en nanometros de la radiación de frecuencia 2.20 x 109 Hz?

nmxmx

segx

seg

mx

b

segxmx

seg

mx

Va

81

19

8

114

7

8

1036.110364.11020.2

103

)

1057.61056.4

103

)

6

Espectros de emisión y series espectrales

Desde el siglo XVII, en que Newton demostró que la luz solar esta compuesta de

componentes coloridos que se pueden recombinar para producir luz blanca, los químicos y

físicos han estudiado las características de los espectros de emisión.

Espectroscopia: Estudia los métodos para medir la excitación energética en una sustancia.

Espectro: Luz de longitud de onda definida emitida por las sustancias excitadas mediante una corriente

eléctrica.

Existen dos tipos generales de espectros

Espectros de emisión

Espectros de absorción

Espectros de emisión: consiste básicamente en componentes de longitud de onda de luz

brillante definidas, emitidas por una sustancia a la excitación de un haz luminoso.

Los espectros pueden ser espectros continuos o espectros de líneas.

Espectros de líneas: son espectros producidos por sustancias al absorber o emitir radiación

de determinadas longitudes de onda. (La radiación se identifica por la aparición de líneas

brillantes en el espectro). (De átomos en fase gaseosa).

Espectros de emisión de líneas de átomos de hidrógeno.

Cada elemento tiene un espectro único. Las líneas características de los espectros atómicos

se pueden utilizar en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, así como las

huellas digitales sirven para identificar una persona. Tienen aplicaciones como la luz de

neón, luces de sodio y de mercurio de las calles y avenidas investigaciones científicas y

criminalistas.

En 1913 después de los descubrimientos de Planck y Einstein. Niels Bohr dio una

explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. Según Bohr el proceso

de emisión en un átomo de hidrógeno excitado se daba de la siguiente forma.

Un electrón originalmente en una órbita de mayor energía (n=3) regresa a una órbita de

menor energía (n=2). Como resultado se libera un fotón con energía hv. La cantidad de hv

7

es igual a la diferencia entre las dos órbitas ocupadas por el electrón en el proceso de

emisión.

Utilizando argumentos basados en interacción electrostática y de las leyes de

movimiento de Newton, Bohr demostró que las energías que el electrón puede poseer en el

átomo de hidrógeno están dadas por:

1...1

2Ec

nREn H

Donde:

RH= constante de Rydberg= 2.18x10-18

J

n= Es un entero llamado cuántico principal n=1,2,3

El valor más negativo se alcanza cuando n=1 el cual corresponde a la órbita más

estable. A ésta se le llama estado basal o estado de mínima energía de un sistema ( en este

caso un átomo).

Conforme n=2.3..aumenta, la estabilidad del electrón disminuye presentando un estado

excitado o nivel excitado, el cual presenta mayor energía que el estado basal. El radio de

cada órbita depende de n al aumentar n de 1 a 2 y de 2 a 3 el radio aumenta y más alejado

está el electrón del núcleo.

La cantidad de energía que se necesita para mover un electrón en el átomo de Bohr

depende de la diferencia en los niveles de los estados inicial y final.

Dado que esta transición produce la emisión de un fotón de frecuencia v y energía hv se

puede escribir:

22

11

nfniRhvE H

ni = nivel inicial

nf = nivel final

Cuando se emite un fotón, ni nf. En consecuencia él termino entre paréntesis es negativo

y E es negativo (la energía se pierde en el entorno).

8

Cuando la energía es absorbida, ni nf y él término entre paréntesis es positivo, así E es

positivo. Cada línea espectral en el espectro de emisión corresponde a una transición

específica en el átomo de hidrógeno.

El espectro de emisión de hidrógeno cubre un amplio rango de longitudes de onda desde el

infrarrojo hasta el ultravioleta.

La siguiente tabla muestra las series de transición en el espectro de hidrógeno las cuales

reciben el nombre de sus descubridores.

Series de espectros de emisión del átomo de hidrógeno.(2)

Serie Nf Ni Región del espectro

Lyman 1 2,3,4.. Ultravioleta

Balmer 2 3,4,5.. Visible y ultravioleta

Paschen 3 4,5,6.. Infrarrojo

Brackett 4 5,6,7.. Infrarrojo

Ejemplo:

¿Cuál 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?

Jxxnfni

RE H

19

22

18

221058.4

2

1

5

11018.2

11

nmmX

Jx

sJxseg

mx

E

ch 4341034.4

1058.4

.1063.6103

h

E vo hv E que dado

positiva. es onda de longitud la quepor negativo signo el omite se onda de longitud lacalcular Para

7

19

348

9

Ejercicios:

1.-Calcule la longitud de onda de un fotón emitido por un átomo de hidrógeno cuando su

electrón cae del estado n=5 al estado n=3.

2.-La primera línea de la serie de Balmer ocurre a una longitud de onda de 656.3 nm. Cuál

es la diferencia de energía entre los dos niveles implicados en la emisión que provoca está

línea del espectro?

Teoría atómica de Bohr Modelo atómico de Bohr (1913) fue el primero que presento un modelo sencillo del átomo

nuclear que explica en forma satisfactoria los espectros de líneas y muchas otras

propiedades del átomo.

Postulados:

Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares.

Las fuerzas coulombicas de atracción entre el electrón y el núcleo mantienen unido

el átomo.

Cada órbita estable en un átomo es un estado estacionario discreto. Un electrón en

un estado estacionario esta asociado con una energía fija, cuando se mantiene en

órbita alrededor del núcleo.

El momento angular del electrón esta cuantizado.

Cuando un electrón salta de un estado estacionario que posee una energía E1 a otro

estado estacionario que posee una energía E2 se emite o se absorbe un cuanto de

radiación, lo cual depende de sí el segundo estado se encuentra a mayor o menor

energía que el primero.

Ampliación de la teoría de Bohr: Teoría atómica de Sommerfeld

Limitaciones del modelo de Bohr.

El éxito logrado por Bohr con el espectro de hidrógeno y con la determinación del

número cuántico principal "n" no se pudo explicar a átomos complicados que tuvieran

más de un electrón. Fue necesario encontrar mas tarde los llamados subniveles.

Toda la teoría de Bohr está basada en la teoría de Planck y en los espectros ópticos que

para él suponía la confirmación de la estructura

Modelo atómico de Sommerfeld

Sommerfeld modifico la teoría de Bohr al considerar órbitas elípticas, las órbitas

circulares sólo son un caso especial de las órbitas elípticas. En una órbita circular, la única

variable es el ángulo de revolución, pero en las órbitas pueden variar el ángulo de

revolución como radio vector.

Sommerfeld introduce el concepto de subniveles para explicar las bandas finas (llamadas

estructuras finas del hidrógeno) modificando la teoría de Bohr mediante la teoría de la

relatividad de Einstein.

10

Estos subniveles son indicados por él número cuántico "ι" al que un principio sele llamo

secundario.

Principio de dualidad De Broglie (1923)

Los electrones, al igual que los fotones se comportan como partículas y ondas

(energía). Ejemplo: un lápiz (masa) ocupa un lugar en el espacio, la luz de una lámpara

incandescente no ocupa un lugar en el espacio pero existe en todo el espacio.

Principio de incertidumbre de Heisenberg

No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón

Lo anterior nos lleva a considerar únicamente la probabilidad de encontrar al

electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo. Las regiones del espacio que

rodean al núcleo y donde la probabilidad de encontrar un electrón es mayor se llaman

orbitales.

Ecuación de onda de Schrödinger

La ec. de onda de Schrödinger, presentada en 1926 es establece la relación entre la

energía de un electrón y la distribución de éste en el espacio de acuerdo con sus

propiedades ondulatorias.

En esta ec. Aparecen los parámetros cuánticos n, ι, m.

0)(2

8

2

2

22

2

22

2

22

2

VEh

m

ZYX

En donde:

m = Masa de la partícula.

E y V = Energía total y energía potencial de la partícula.

h = Constante de Planck.

Nota: La ec. De onda no tiene un significado real del electrón.

= Función de onda

Significado físico de la función de onda.

La función de onda no tiene un significado físico en sí, sin embargo, el cuadrado de

la función de onda, está relacionado con la probabilidad de encontrar al electrón en cierta

región del espacio. Se puede pensar en el cuadrado de la función de onda, como la

probabilidad por unidad de volumen de tal manera que su producto por un pequeño

volumen de la probabilidad de encontrar el electrón dentro de ese volumen.

Solución de la ecuación de onda y su significado físico orbitales s, p, d, f.

11

La solución a la ec. de onda para el átomo de hidrógeno conduce a la formación de

esferas concéntricas que rodean al núcleo que están separadas por superficies nodales en

donde = 0, las dos alternativas obvias son considerar al electrón como partícula y como

onda.

Esta solución produce la cuantificación de los niveles energéticos y la obtención de

3 números cuánticos necesarios para su solución los cuales son (n, ι, m).

Números cuánticos

n = Principal (espacio energético fundamental). Se relaciona con el tamaño del volumen

que ocupa el electrón. Sus valores son enteros y positivos y van del 1 al 7.

ι = Secundario azimutal (número cuántico por forma). Determina el subnivel y se relaciona

con la forma del orbital. Sus valores van del 0 a n-1 y se les asigna las letras s, p, d, f.

Si n = 1 ι = de 0 a 1-1 ι = 0

Si n = 1, ι tendrá solamente un valor esto indica que en el primer nivel en orbital tendrá una

sola forma: forma de esfera y se le asigna la letra "s".

n = 1 ι = 0 - s - esfera

Si n = 2 ι = de 0 a 2-1 ι = 0 a 1 ι = 0 ι = 1

n = 2

ι = 0 - s - esfera

ι = 1 - p - glóbulos

Si n = 3 ι = de 0 a 3-1 ι = 0 a 2 ι = 0 ι = 1 ι = 2

n = 3

ι = 0 - s - esfera

ι = 1 - p - glóbulos

ι = 2 - d - lazos

Si n = 4 ι = de 0 a 4-1 ι = 0 a 3 ι = 0 ι = 1 ι = 2 ι = 3

n = 4

ι = 0 - s - esfera

ι = 1 - p - glóbulos

ι = 2 - d - lazos

ι = 3 - f - moños

m = Número cuántico por orientación (magnético). Se relaciona con las orientaciones que

pueden tener los orbitales. Sus valores van de - ι a + ι pasando por cero, los valores de m

dependen de ι.

Entonces:

Sí ι = 0 (s) m = de -0 a +0 m = 0

Esto indica que los orbitales en forma de esfera se les asigna la letra s y que sólo

pueden tener una orientación.

Sí ι =1 (p) m = de -1 a +1 m=-1, 0, 1(tres valores)

Los orbitales p pueden tener 3 orientaciones

Sí ι = 2 (d) m = de -2 a +2 m = -2, -1, 0, +1, +2 (cinco valores)

12

Los orbitales d pueden tener 5 orientaciones

Sí ι = 3 (f) m = de -3 a +3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (siete valores)

Los orbitales f tienen siete orientaciones.

En la ecuación de Dirac-Jordán, aparece el cuarto parámetro cuántico denominado "s".

S = Número cuántico por giro (spin). Se relaciona con el giro o movimiento de

rotación que el electrón efectúa sobre su eje y con la probabilidad de que una orientación

del orbital acepte o no al electrón diferencial.

Sus valores son +1/2 y -1/2.

Formas de los orbitales

Configuración electrónica

Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos

Configuración electrónica: Se le denomina así a la distribución de los electrones en los

diferentes orbitales atómicos.

Niveles de energía de los orbitales

Nivel: Es la región en el espacio donde se encuentran los electrones con energía similar.

Subnivel: División de un nivel de energía en el cual se encuentran electrones con el mismo

contenido energético.

Orbital: (REEMPE) Es la región o espacio de energía de máxima probabilidad electrónica.

Principio de exclusión de Pauli: Establece que un átomo no puede tener 2 electrones con

los cuatro números cuánticos iguales. Un orbital no puede contener mas de 2 electrones que

han de tener giros opuestos.

Regla de Aufbau: Cada electrón nuevo añadido al átomo va a entrar por el subnivel de

energía menor. Al aplicar la regla de Aufbau primero se llenará el nivel el 4s2, después 3d

10

ya que el subnivel s tiene menor energía que el d.

Regla de Afbau o principio de construcción.(2)

13

Regla de Hund: Los electrones irán llenando los subniveles de uno en uno sin formar pares

con otros electrones hasta que todos los orbitales del subnivel tengan ya un electrón.

Configuración electrónica de los elementos

1461014261014261026102 6262 2 6f7p6d5f7s6p5d4f6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s

Ejemplos:

1) Z=18 (Argón)

1s22s

2 2p

63s

23p

6

2) Z=25(Manganeso) 52 6262 2 3d4s3p3s2p2s1s

1.3 Periodicidad química

1.3.1Desarrollo de la tabla periódica moderna.

La Ley Periódica

Entre 1817 y 1829 Johann Döbereiner propuso el primer sistema de clasificación de los

elementos llamado “Triadas”. Este sistema se basaba en que las propiedades de los

elementos de dicha triada ordenada por pesos atómicos eran similares y que el peso atómico

del segundo elemento era igual al promedio de los pesos atómicos del primero y el tercero.

Algunas de las Triadas eran: [Ca, Sr, Ba], [Li, Na, K], [Cl, Br, I], [S, Se, Te].

Entre 1863 y 1866 John Newlands propuso la “Ley de las Octavas” en la cual los

elementos se agrupan por orden creciente de peso atómico y supuestamente el octavo

elemento tenía propiedades similares al primero, el noveno al segundo, el décimo al tercero,

etc... En otras palabras se comparó la relación de los elementos con las Octavas de las

Notas Musicales.

En 1869 Julius Lothar Meyer y Dimitri Ivanovich Mendeleev propusieron la primer “Ley

Periódica”:

“Cuando los Elementos se estudian en orden creciente de pesos atómicos, la similitud de las

propiedades ocurre periódicamente”

14

Mendeleev dejó espacios vacíos para elementos aún no descubiertos e hizo predicciones

sobre las propiedades de éstos. Posteriormente se llegó a la conclusión de que la

Periodicidad dependía de otra variable y no del Peso Atómico.

Entre 1913 y 1914 Henry Moseley basado en estudios de Rayos X propone la Ley

Periódica actual:

“Las Propiedades Físicas y Químicas de los Elementos son una Función periódica del

número atómico”

1.3.2 Clasificación periódica de los elementos.

Una de las formas más comunes de la tabla periódica es la forma larga. Los

elementos de la tabla periódica están ordenados en divisiones verticales, llamadas grupos, e

hileras horizontales que se conocen como periodos. Existen dieciocho divisiones

verticales, los periodos son siete, cada uno de los cuales termina en un gas.

De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden

dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de

transición, los lantanoides y los actinoides, los elementos representativos (también llamados

elementos de los grupos principales) son los elementos de los grupos 1 a 2 y del 13 al 17,

todos los cuales tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico

principal. Con excepción del helio, los gases nobles todos tienen el mismo subnivel p

completo. Los metales de transición son los elementos de los grupos 3 al 11, los cuáles

tiene capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos. Los

elementos del grupo 12 son Zn, Cd y Hg, los cuales ni son representativos ni son metales de

transición. A los lántanidos y actínidos algunas veces se les llama elementos de transición

interna por que tienen subniveles f incompletos.

15

Se observa que todos los miembros del grupo 1, metales alcalinos, tiene

configuraciones electrónicas similares; todos tiene kernel de gas noble y una configuración

ns1 para el electrón más externo. En forma similar, metales alcalinotérreos del grupo 2

tienen kernel de gas noble y una configuración ns2 para los electrones más externos. Los

electrones más externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico,

comúnmente reciben el nombre de electrones de valencia. La similitud de las

configuraciones electrónicas externas es lo que los hace parecidos a los elementos de un

grupo entre sí en su comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de

los elementos representativos. Es necesario, sin embargo, ser cauteloso al predecir

propiedades cuando los elementos cambian de no metales a metaloides o metales. Por

ejemplo los elementos del grupo 14 tienen todos la misma configuración externa, pero hay

mucha diversidad en cuanto a las propiedades químicas de los elementos; el carbono es un

no metal, el silicio y el germanio son metaloides, y el estaño y el plomo son metales.

Como grupo, los gases nobles se comportan de modo muy similar. Con excepción

de Kriptón y el xenón, el resto de los elementos son totalmente inertes desde el punto de

vista químico. La razón radica en que los elementos tienen completamente llenos los

subniveles externos, condición que implica una gran estabilidad. A pesar de que la

configuración electrónica externa de los metales de transición no es siempre la misma

dentro un grupo, y no hay un modelo regular en el cambio de la configuración de un metal

hacia el siguiente en el mismo periodo, todos los metales transicionales comparten muchas

características que los colocan aparte de los otros elementos. Esto es por que todos estos

metales tienen el subnivel d incompleto. Así mismo, los elementos lantánidos y actínidos

aparecen entre sí dentro de cada serie teniendo el subnivel f incompleto.

1.3.3Propiedades atómicas y su variación periódica

Carga nuclear efectiva

16

El concepto de carga nuclear efectiva es muy útil para analizar las propiedades de los

átomos polielectrónicos.

La carga nuclear efectiva esta dada por:

Zef=Z-

Donde Z es la carga nuclear real y sigma se llama constante de apantallamiento.

Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la

energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico. Las mediciones

muestran que se requieren 2373kJ de energía para mover el electrón restante de un mol de

átomos de He y 5248 kJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de

He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión

electrón- electrón el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo

sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón, así es que no hay

apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente,

se requiere de mucho más energía para quitar el segundo electrón. (4)

Tamaño atómico

A lo largo de un periodo hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el

tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el

periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo,

pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar

de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído

hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacía el

núcleo.

Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien

considerable en el tamaño atómico. Es este caso, a pesar de ocurrir un aumento en la carga

nuclear, Hay también un nivel más de energía de electrones. Puesto que el tamaño del

átomo depende del lugar en donde estén distribuidos los electrones sobre la parte externa

del núcleo este incremento en el número de niveles de energía causa un incremento en el

radio atómico. En la siguiente tabla se presentan los radios atómicos de algunos de los

elementos representativos.(4)

.

17

Energía de ionización

Es la energía de requerida para mover un electrón de un átomo o un ion. La primera

energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía

requerida para remover un electrón de dicho átomo; la segunda energía de ionización es

siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo

y tercero es igualmente mayor que la segunda. En la siguiente tabla se puede observar que

una vez adquirida la configuración de gas noble, como lo es el caso del Na+, Be2+

y Mg 2+

la próxima energía de ionización es muy alta. Esto explica por que una vez que se ha

obtenido la configuración de gas noble, no se puede remover más electrones del átomo por

medio de una simple reacción química. (4)

18

Afinidad electrónica

La cantidad de energía liberada cuando un átomo gana un electrón se llama afinidad

electrónica. En la tabla se muestran las afinidades de algunos elementos no metales. Puede

verse a partir de esta tabla que al avanzar en un periodo, por ejemplo desde el nitrógeno

hasta el flúor la afinidad electrónica se incrementa. Esto se debe al hecho de que los

electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor.

De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor

carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa

de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos la

afinidad electrónica disminuye. Esto se debe al hecho de que al bajar en el grupo, los

electrones de valencia están más alejados del núcleo y por lo tanto no se libera tanta energía

cuando una capa de valencia acepta un electrón. El flúor es una excepción ala regla general.

Esto se debe al tamaño pequeño del átomo y contrario a lo que esperaríamos, a la poca

tendencia a aceptar un electrón. EL tamaño pequeño del átomo causa mayor repulsión entre

los electrones de valencia. (4)

19

Número de oxidación

Este es un valor positivo o negativo que no solamente describe la capacidad de

combinación de un átomo sino que también da una indicación de cómo están ordenados los

electrones en el compuesto.

Existen una cuantas reglas generales para asignar o determinar el número de oxidación

(estados):

1. El número de oxidación de un elemento en estado libre o no combinados es siempre

cero.

2. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula

de un compuesto es igual a cero.

3. El número de oxidación de un ion es igual a la carga del ion.

4. La suma de los números de oxidación de los átomos en un ion poliatómico debe ser

siempre igual a la carga del ion.

5. Algunos números de oxidación más comunes son:

a) Los elementos del grupo 1 son siempre igual a 1+

b) Los elementos del grupo 2 son siempre 2+

c) El hidrógeno es generalmente 1+ excepto en los hidruros en donde es 1-.

d) El oxígeno es usualmente 2-,excepto en los peróxidos como el H2O2 Y

Na2O2, donde es 1-(en superóxidos, como KO2, este es 1/2).

e) Los elementos del grupo 17 son 1- cuando están formando compuestos

binarios con otros más electropositivos.

f) El azufre en compuestos binarios con elementos más electronegativos es 2-.

g) El nitrógeno en compuestos binarios con elementos más electropositivos es

3-.

h) El Al (grupo 13) es 3+; el Zn (grupo 12) es 2+; la Ag(grupo 11) es 1+.

i) El Sn y Pb son 2+ ó 4+, el Cu y el Hg son 1+ ó2+, el Fe es 2+ ó 3+..

20

j) Todos los otros metales similares a estos cinco últimos, tienen más de un

estado de oxidación o se dice que tienen estado de oxidación variable. Estos

cinco son los, más comunes y por tanto deben aprenderse.

Variaciones periódicas en los estados de oxidación.

En la predicción de variaciones periódicas de los estados de oxidación debemos

considerar tres tipos de elementos diferentes; no metales, metales representativos y metales

de transición.

Los no metales generalmente tienen diferentes estados de oxidación con excepción

del flúor. .

Los metales representativos en los grupos 1 y 11 y el aluminio, como lo hemos

visto, solamente presentan un estado de oxidación. Para los metales siguientes a la serie de

transición hay dos estados de oxidación posible para cada uno. Estos corresponden al caso

donde los electrones p (electrones de los orbitales p) son utilizados o cuando se utilizan los

electrones s y p. Por esta razón el estaño y el plomo con la configuración s2 y p2 pueden ser

2+ ó 4+.

Los metales de transición presentan generalmente dos o más estados de oxidación

posibles. Para la primera mitad de los elementos de transición generalmente hay varios

estados de oxidación posibles. Esto es debido al hecho de que estos elementos tienen como

electrones de valencia los electrones de los orbitales d. La siguiente tabla muestra una lista

de los estados de oxidación posibles para los elementos de transición de la primera fila.(4)

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

3 3, 4 2, 3 2, 3, 6 2, 3 2,3 2,3 2,3 1,2 2

4, 5 4, 6, 7

Electronegatividad

La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de un átomo

para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta se determina a partir de la

electroafinidad y de la energía de ionización. Sin embargo, no es una medida de energía,

pero sí una simple tendencia de los átomos para atraer electrones.

Hay diferentes escalas de electronegatividad, pero la más común es la escala que

realizó Linus Paulig. La siguiente tabla muestra una lista de las electronegatividades de los

elementos según la escala de Linus Pauling. Se puede notar que hay un aumento en la

electronegatividad a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un periodo y una

disminución a medida que bajamos en un grupo.

Este concepto es muy útil para predecir el tipo de enlace, para la escritura de

nombres y fórmulas de compuestos y para la polaridad de enlaces y moléculas. (4)

21

1.3.4Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo.

1.4Elementos de importancia económica, industrial y ambiental en la región o en el

país.

Fuentes de información

1. Brow, Le May, Bursten. Química la ciencia central. Novena edición. Ed. Pearson

(México 2004).

2. Chang,R. Química. Séptima edición. Ed. Mc Graw Hill (México 2002).

3. G.S.Manku. Principios de química inorgánica. Primera edición,(México 1990).

4. Redmore Fred H. Fundamentos de química. Primera edición. Ed Prentice –Hall (1981).

5. Phillips, J.S., Strozak, Wistrom, Química, Conceptos y Aplicaciones. Editorial Mc Graw

Hill, segunda Edición 2007

22

ANEXO. Esquema del espectro electromagnético tomada de .(5. Phillips, J.S., Strozak)