TESLA Química General e Inorgánica-2019 - Matias Arredondo

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QUÍMICA
GENERAL E
INORGÁNICA

2019

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

I. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS.
I.A.- EL ÁTOMO. Partículas subatómicas. Núcleo. Protón. Neutrón.
Electrón. Número atómico. Número másico. Conservación de la
energía. Magnitudes atómico – moleculares. Masa atómica
relativa. Mol. Masa molecular relativa. Masa molar. Volúmen
molar. Constante de Avogadro. Sistemas materiales. Sistemas
dispersos. Estados de agregación de la materia. Cambios de
estado de la materia. Propiedades de la materia. Los fenómenos.
Clasificación de los fenómenos. Densidad. Densidad absoluta.
Densidad relativa.
I.B.-ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. La naturaleza
ondulatoria de la luz. Radiaciones electromagnéticas. Tipos de
radiación electromagnética. Frecuencia. Teoría Quántica. El
efecto fotoeléctrico. El modelo de Bohr para el átomo de
hidrógeno. Espectros de emisión. El modelo de Bohr. La
naturaleza dual del electrón. El principio de incertidumbre de
Heisenberg.
I.C.-CLASIFICACIÓN PERIÓDICA. Orígenes. Tríadas de
Döbereiner. Vis Tellurique de Chancourtois. Ley de las octavas de
Newlands. Tabla periódica de Mendeleiev. Grupos. Períodos.
Clasificacion de los elementos. Grupo I: el hidrogeno. Metales
alcalinos. Propiedades de los alcalinos. Grupo II: alcalinoterreos.
Grupo III. Grupo IV. Grupo V. Grupo VI. Grupo VII. Grupo VIII.
Grupo IX. Grupo X. Grupo XI. Grupo XII. Grupo XIII. Grupo XIV.
Grupo XV. Grupo XVI. Grupo XVII. Grupo XVIII. Elementos de
transición. Elementos de transición interna.
I.D.-PROPIEDADES PERIODICAS. Radio atómico. Radio iónico.
Series isoelectrónicas. Energía de ionización. Electronegatividad.

II. UNIONES QUÍMICAS
Teorías de enlace. Tipos de enlace. Enlace iónico. Enlace
covalente. Enlace covalente sencillo. Enlace covalente
coordinado. Enlace metálico. Características de los metales.
Propiedades físicas de los metales. Teoría del gas electrónico o
del mar de electrones. Teoría o Modelo de bandas para los
metales. Sólidos conductores. Sólidos semiconductores. Sólidos
aislantes. Superconductividad. Enlace de van der Waals. Enlace
de hidrógeno. Dadores y receptores de hidrógeno. Enlace puente
de hidrógeno en el agua. Estructura de Lewis. La regla del octeto.
Energía de enlace. Polaridad.

I. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

ÁTOMO
En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) es la
unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus
propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del
universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su
existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear
en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

PARTICULAS SUBATOMICAS
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una
partícula elemental o una compuesta. La física de partículas y la física nuclear se ocupan
del estudio de estas partículas, sus interacciones y de la materia que las forma y que no se
agrega en los átomos.
Se consideran partículas subatómicas a los constituyentes de los átomos: protones,
electrones y neutrones.
La mayoría de las partículas elementales que se han descubierto y estudiado no pueden
encontrarse en condiciones normales en la Tierra, sino que se producen en los rayos
cósmicos y en los procesos que se dan en los aceleradores de partículas. De este modo,
existen docenas de partículas subatómicas.
http://es.wikipedia.org/wiki/Lat%C3%ADn
http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://es.wikipedia.org/wiki/Universo
http://es.wikipedia.org/wiki/Atomismo
http://es.wikipedia.org/wiki/Antigua_Grecia
http://es.wikipedia.org/wiki/Siglo_XX
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9a/Helium_atom_with_charge-smaller.jpg
4

NÚCLEO
En física atómica y química, al núcleo atómico, parte central del átomo que contiene
partículas con masa llamadas nucleones (protones y neutrones). El resto del átomo está
constituido por la corteza, donde se sitúan partículas de baja masa (2000 veces menor que
el protón y el neutrón) y de carga eléctrica negativa llamadas electrones.

PROTÓN
El protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga
eléctrica de una unidad fundamental positiva (+)(1,602 x 10–19 culombios) y una masa de
938,3 MeV/c2 (1,6726 × 10–27 kg) o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un
electrón. Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en
su vida media de unos 1035 años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede
desintegrarse. El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que
conforman el núcleo de los átomos.
El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo estable más
simple posible) es un único protón. Los núcleos de otros átomos están compuestos de
nucleones unidos por la fuerza nuclear fuerte. El número de protones en el núcleo
determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.
Los protones están clasificados como bariones y se componen de dos quarks arriba y un
quark abajo, los cuales también están unidos por la fuerza nuclear fuerte mediada por
gluones. El equivalente en antimateria del protón es el antiprotón, el cual tiene la misma
magnitud de carga que el protón, pero de signo contrario.
Debido a que la fuerza electromagnética es muchos órdenes de magnitud más fuerte que
la fuerza gravitatoria, la carga del protón debe ser opuesta e igual (en valor absoluto) a la
carga del electrón; en caso contrario, la repulsión neta de tener un exceso de carga
positiva o negativa causaría un efecto expansivo sensible en el universo, y, asimismo, en
cualquier cúmulo de materia (planetas, estrellas, etc.)

NEUTRÓN
Un neutrón es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up. Forma, junto
con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una
vida media de unos 15 minutos emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en
un protón. Su masa es muy similar a la del protón.
Algunas de sus propiedades:
• Masa: mn = 1,675x10
-27 Kg = 1,008587833 uma
• Vida media: n = 886,7 ± 1,9 s
• Momento magnético: n = -1,9130427 ± 0,0000005 N
• Carga eléctrica: qn = (-0,4 ± 1.1) x 10
-21 e [sin referencias]
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a9/Atom.svg
http://es.wikipedia.org/wiki/Idioma_griego
http://es.wikipedia.org/wiki/Segundo_%28unidad_de_tiempo%29
http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Verificabilidad
5

El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única
excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones,
pero sin repulsión.

ELECTRÓN
El electrón (Del griego ελεκτρον, ámbar), comúnmente representado como e− es una
partícula subatómica de tipo fermiónico. En un átomo los electrones rodean el núcleo,
compuesto fundamentalmente de protones y neutrones.
Los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento genera
corriente eléctrica en la mayoría de los metales. Estas partículas desempeñan un papel
primordial en la química ya que definen las atracciones con otros átomos.

NÚMERO ATÓMICO
En química, el número atómico es el número entero positivo que equivale al número total
de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z. Es característico
de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga
nuclear.
En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de protones ha de
ser igual al de electrones. De este modo, el número atómico también indica el númerode
electrones y define la configuración electrónica de los átomos.
En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las
longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados
con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió
clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En
la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden
creciente.

NÚMERO MÀSICO
En química, el número másico representa la suma de los protones y neutrones presentes
en el núcleo atómico. También se conoce como número de masa. Se simboliza con una A.
Para todo átomo e ion:
Número de neutrones = Número másico (A) - Número atómico (Z)
A=Z+N
CONSERVACIÓN DE LA ENERGIA
La ley de la conservación de la energía constituye el primer principio de la termodinámica
y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con
ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede
transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de la conservación de la
energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de
una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía
calorífica.

MAGNITUDES ATÓMICO–MOLECULARES

MASA ATOMICA RELATIVA
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02·1023 átomos
(número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla
periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior de los símbolos de dichos
elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12
y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a),
se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa
12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta
escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en
gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por
ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene 6.023 1023
átomos.
Otro ejemplo, la plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números
másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag
=44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.

MOL
La unidad fundamental en todo proceso químico es el átomo (si se trata de un elemento) o
la molécula (si se trata de un compuesto). Dado que el tamaño de estas partículas
(extremadamente pequeño) y su número en cualquier muestra (extremadamente grande)
hacen imposible contar las partículas individualmente, se precisa de un método para
determinarlo de manera rápida y sencilla.
Si tuviésemos que crear esta unidad hoy en día, seguramente se utilizaría el "Tera-átomo"
(1012átomos), la "Giga-molécula" o algo similar. Sin embargo, dado que esta unidad se ha
definido hace ya tiempo y en otro contexto de investigación, se han utilizado diferentes
métodos. El primer acercamiento fue el de Loschmidt intentando contabilizar el número de
moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de
presión y temperatura. Más adelante el mol queda determinado como el número de
moléculas existentes en dos gramos de hidrógeno lo que da el peculiar número de 6,023 ×
1023 al que se conoce como número de Avogadro.
Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que
se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o
grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo,
molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el
término mol.
Por ello, en el caso de sustancias elementales conviene indicar, cuando sea necesario, si
se trata de átomos o de moléculas. Por ej., no se debe decir: "un mol de nitrógeno" pues
puede inducir a confusión, sino "un mol de átomos de nitrógeno" (=14 gramos de
nitrógeno) o "un mol de moléculas de nitrógeno" (= 28 gramos de nitrógeno).
En los compuestos iónicos también puede utilizarse el término mol, aun cuando no estén
formados por moléculas discretas. En este caso el mol equivale al término fórmula-gramo.
Por ej: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl- (NA es el número de
Avogadro).
7

En consecuencia, en términos prácticos un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya
masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica o masa molecular
de dicha sustancia.

MASA MOLECULAR RELATIVA
La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de
una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Se determina
sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una
molécula de dicha sustancia.
La formula para calcular es: % elemento X= [(núm. átomos de X)·Ar(X)/Mr]·100%
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que
componen la molécula
En el caso de la molécula de agua, H2O, su masa molecular sería:

(masa atómica del H: 1,0079, masa atómica del O: 15,99994)
(Se multiplica por 2 ya que ésa es la cantidad de veces que el elemento H está presente
en la molécula) ej: hierro:4d

MASA MOLAR
La masa molar de una sustancia es numéricamente igual a la masa molecular, pero
expresada en unidades de masa por mol, usualmente como g/mol (gramos por mol).

VOLUMEN MOLAR
Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 · 1023 partículas. En el caso de sustancias
gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta
la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo
volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).
Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de
cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura =
273,15 K = 0 ºC) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de
un gas.
• Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos;
los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque
sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los
volúmenes molares de algunos gases son:
• Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
• Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.
• Amoniaco (NH3) = 22,1 L.
En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y
distinto para cada sustancia. Por ejemplo:
• Para el nitrógeno líquido (–210 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.
• Para el agua líquida (4 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.
8

El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de ésta. La unidad del
Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:
m3 · mol-1

CONSTANTE DE AVOGADRO
La teoría cinético-molecular recibió su confirmación definitiva cuando pudo calcularse el
número de moléculas existentes en un volumen dado de gas.
A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro
también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g
= NA uma.
La mejor estimación de este número es 1 :

El número de Avogadro es tan grande que difícilmente puede concebirse, aunque algunos
ejemplos pueden darnos cuenta de la enormidad de su magnitud:
• Si se repartiese entre todos los españoles un volumen molar de gas en condiciones
normales, a cada español le tocaría aproximadamente 0,5 mm3. Si un millón de
moléculas valiese 1 céntimo de euro, cada español tendría una cantidad de
100.000.000 euros.
• Todo elvolumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy
aproximadamente) el número de Avogadro.
• Contando las partículas a millón por segundo, se tardarían aproximadamente
20.000.000 de años en contarlas todas.
Ejemplo
¿Cuántos átomos de hierro hay en una bola de 170 gramos?
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
mol 1 x
peso en gramos 55.8 170
nro de Avogadro 6.022 * (1023) X
(170)(6.022*1023)/55.8 = 18.3 * 10 23 átomos de hierro
Para efectos prácticos entiéndase que el numero de Avogadro es la inversa de la
u.m.a.(unidad de masa atómica).
Ahora bien el peso atómico del Fe es 55.84, lo que en unidades de masa sería 55.84 x
(u.m.a.) x g. Este valor es exactamente el peso de 1 átomo de Fe.
Por regla de tres simple calculamos cuantos átomos de Fe hay en 170 (mol - gramo) que
significa 170 x g. Dándonos como respuesta 18.34x1023 átomos de Fe.

http://es.wikipedia.org/wiki/#_note-0
9

SISTEMAS MATERIALES
- Materia
Es todo lo que
posee masa,
y ocupa un
lugar en el
espacio.
- Sistema
Material
Porción de
materia que se
aísla para su
estudio.
- Sistema Homogéneo
Es aquel sistema que en
todos los puntos de su
masa posee iguales
propiedades físicas y
químicas (mismas
propiedades intensivas).
No presenta solución en
su continuidad ni aun
con el ultramicroscopio.
- Sustancia Pura
Sistema
homogéneo con
propiedades
intensivas
constantes que
resisten los
procedimientos
mecánicos y físicos
del análisis.
- Simples
Sustancia pura que
no se puede
descomponer en
otras. Esta formada
por átomos de un
mismo elemento.
- Compuesto
Sustancia pura que
se puede
descomponer en
otras. Esta formada
por átomos de
diferentes
elementos.
- Solución
Sistema
homogéneo
constituido por dos
o más sustancias
puras o especies
químicas.
- Soluto
Sustancia en
menor abundancia
dentro de la
solución.
- Solvente
Sustancia cuyo
estado físico es el
mismo que el que
presenta la
solución.
- Sistema Heterogéneo
Es aquel sistema que en
diferentes puntos del
mismo tiene distintas
propiedades físicas y
quimeras (distintas
propiedades intensivas).
Presenta solución en su
continuidad (superficie
de separación).
- Dispersión Grosera
Sistemas heterogéneos visibles a simple
vista.
- Dispersión Fina
Sistema
heterogéneo visible
al microscopio
(10000000 A <
partículas < 500000
A).
- Suspensiones
Dispersiones finas
con la fase
dispersante liquida
y la dispersa sólida.
- Emulsiones
Dispersiones finas
con ambas fases
liquidas.
- Dispersión Coloidal
Sistema heterogéneo no visible al
microscopio, visible al ultramicroscopio.

SISTEMAS DISPERSOS
Sistema Ejemplo
Gaseoso
Gas en gas Aire
Líquido en gas Niebla, espuma
Sólido en gas Humo
Líquido
Gas en líquido Soda, oxígeno en agua
Líquido en líquido Aceite en agua
Sólido en líquido Arena en agua, tinta china
Sólido
Gas en sólido Hielo en aire, piedra pome
Líquido en sólido Agua en arena
Sólido en sólido Arena y azufre en polvo

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Estados
Principales
Estados
Intermedios
Características
Sólido → - Poseen forma propia, sus moléculas se hallan en
un estado de orden regular, no son compresibles,
entre sus moléculas predomina la fuerza de
atracción Van der Waals.
Vítreo → - Líquido de alta viscosidad que ha perdido su
capacidad de fluir.
Pastoso → - Líquido de alta viscosidad factible de moldeo.
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.
Liquido → - No tiene forma propia, sus moléculas no se hallan
en estado de orden regular, tiene superficie libre y
horizontal, no son compresibles, las fuerzas de
atracción y repulsión están equilibradas.
Gaseoso → - No tienen forma propia, sus moléculas tienen
mucha movilidad y lo hacen en espacios muy
grandes con respecto a su propio volumen, poseen
fuerza expansiva, no tienen superficie libre, son
fácilmente compresibles, predominan entre sus
moléculas las fuerzas de repulsión.
Plasma → - Gas ionizado en que los átomos se encuentran
disociados en electrones e iones positivos cuyo
movimiento es libre. La mayor parte del universo
está formado por plasma.

En éste punto debe quedar entendida la diferencia entre gas y vapor, aunque se trate del
mismo estado de agregación, es decir valen para el vapor las características presentadas
para el estado gaseoso.
11

La sustancia gaseosa se encuentra en éste estado en condiciones normales de presión y
temperatura (C.N.P.T), para licuar un gas primero hay que comprimirlo y luego enfriarlo o
viceversa.
Los vapores se encuentran en estado de vapor por haber sufrido algún cambio en sus
condiciones, dicho de otro modo estas sustancias en condiciones normales de presión y
temperatura (C.N.P.T) son líquidas o sólidas, para condensar una sustancia en estado de
vapor alcanza con enfriarla o comprimirla.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Los cambios de estado son cambios físicos ya que cambia el estado físico de la sustancia.
Mientras dura el cambio de estado la temperatura permanece constante.

Sólido
→ Fusión →
Liquido
 Solidificación 

Sólido
→ Volatilización →
Gas
 Sublimación 

Sólido
→ Volatilización →
Vapor
 Sublimación 

Liquido
→ Gasificación →
Gas
 Licuación 

Liquido
→ Vaporización →
Vapor
 Condensación 

Fusión: pasaje de estado sólido a estado liquido. Por ejemplo el hielo (agua sólida).
Solidificación: pasaje de estado liquido a estado sólido.
Vaporización: pasaje de estado liquido a estado de vapor. Por ejemplo el agua líquida,
cloroformo, éter.
Condensación: pasaje de estado de vapor a estado liquido.
Gasificación: pasaje de estado liquido a estado gaseoso. Por ejemplo el metano líquido.
Licuación: pasaje de estado gaseoso a estado liquido.
Volatilización: pasaje de estado sólido a estado vapor. Por ejemplo el dióxido de carbono
sólido (CO2) o hielo seco, la naftalina y el iodo.
Sublimación: pasaje de estado vapor a estado sólido.
Consideraciones
- La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o
vapor. La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la
masa del líquido.
- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de fusión denominada punto de
fusión, en éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la presión de vapor del
líquido.
12

- Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de ebullición denominada punto de
ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior.

PROPIEDADES DE LA MATERIA
Una propiedad de la materia es una cualidad de la misma que puede ser apreciada por los
sentidos, por ejemplo el color, la dureza, el peso, el volumen, etcétera.
Estas, y otras propiedades se clasifican en dos grandes grupos:

Propiedades
de la Materia
Propiedades
extensivas
- Son aquellas que
varían con la cantidad
de materia considerada
Peso
Volumen
Longitud
Propiedades
intensivas o
específicas
- Son aquellas que no
varían con la cantidad
de materia considerada
Punto de fusión
Punto de ebullición
Densidad
Coeficiente de
solubilidad
Índice de
refracción
Color
Olor
Sabor

LOS FENÓMENOS
La caída de un cuerpo, la combustión de la madera, la ebullición del agua, la reacción
entre un ácido y una base, las oscilaciones del péndulo, la fusión de la parafina, la
solidificación del agua, la sublimación del yodo, son, en ciencia, fenómenos.
Fenómeno es todo cambio que en sus propiedades o en sus relaciones presentan los
cuerpos.
Clasificación de los fenómenos
Fenómenos
Físicos
- El fenómeno se puede repetir con la
misma materia inicial.
- El cambio que sufre la materia no es
permanente.Punto de fusión
Punto de
ebullición
Destilación
Filtración
Cambios de
estado
Químicos
- El fenómeno no se puede repetir con la
misma materia inicial.
- El cambio que sufre la materia es
permanente.
Combustión
Oxidación
Reacciones
químicas

DENSIDAD
Densidad ( ) es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un
determinado volumen, y puede utilizarse en términos absolutos o relativos. En términos
sencillos, un objeto pequeño y pesado, como una piedra o un trozo de plomo, es más
denso que un objeto grande y liviano, como un corcho o un poco de espuma.
13

DENSIDAD ABSOLUTA
La densidad absoluta, también llamada densidad real, expresa la masa por unidad de
volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al respecto, el término densidad suele
entenderse en el sentido de densidad absoluta. La densidad es una propiedad intensiva de
la materia producto de dos propiedades extensivas:

DENSIDAD RELATIVA
La densidad relativa o aparente expresa la relación entre la densidad de una sustancia y la
densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. La densidad del agua tiene un
valor de 1 kg/l —a las condiciones de 1 atm y 4 °C— equivalente a 1000 kg/m3. Aunque la
unidad en el SI es kg/m3, también es costumbre expresar la densidad de los líquidos en
g/cm3.
En general, la densidad de un material varía al cambiar la presión o la temperatura. Se
puede demostrar, utilizando la termodinámica que al aumentar la presión debe aumentar la
densidad de cualquier material estable. En cambio, si bien al aumentar la temperatura
usualmente decrece la densidad de los materiales, hay excepciones notables. Por ejemplo,
la densidad del agua líquida crece entre el punto de fusión (a 0 °C) y los 4 °C y lo mismo
ocurre con el silicio a bajas temperaturas.
El efecto de la temperatura y la presión en los sólidos y líquidos es muy pequeño, por lo
que típicamente la compresibilidad de un líquido o sólido es de 10–6 bar–1 (1 bar=0.1 MPa)
y el coeficiente de dilatación térmica es de 10–5 K–1.
Por otro lado, la densidad de los gases es fuertemente afectada por la presión y la
temperatura. Efectivamente, la ley de los gases ideales describe matemáticamente la
relación entre estas tres magnitudes:

donde R es la constante universal de los gases ideales, P es la presión del gas, m su
masa molar, y T la temperatura absoluta.
Eso significa que un gas ideal a 300 K (27 °C) y 1 bar duplicará su densidad si se aumenta
la presión a 2 bar o, alternativamente, se reduce su temperatura a 150 K.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ATOMOS

Cuando dos bolas chocan, la interacción se da en superficie de la bola y no en el núcleo.
De manera similar cuando interactúen dos átomos, la interacción se dará entre los
electrones de los dos átomos, que son los que forman la capa externa del átomo.
La disposición de los electrones en el átomo se denomina estructura electrónica de
los átomos y comprende:
· Número de electrones
· Dónde se encuentran
· La energía que poseen
La naturaleza ondulatoria de la luz
Las teorías sobre la estructura electrónica de los átomos se han basado en el análisis de
los espectros atómicos y de las radiaciones electromagnéticas.
Radiaciones Electromagnéticas
• Transportan energía a través del espacio
• En este grupo se incluyen: la luz visible, rayos X, ondas de radio y la radiación de
un cuerpo caliente
• Todas se mueven en el vacío con la “velocidad de la luz” c=3.00 x 108 m/s
• Son de tipo ondulatorio
• El número de ondas completas que pasan por un punto particular en un segundo
en un segundo es la frecuencia () de la onda. La longitud de onda (l) es la
distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas. La amplitud es la distancia
vertical de la línea media de la onda a la cresta ó el valle.

· Una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y otro
de campo magnético. Las dos componentes tienen la misma longitud de onda y
frecuencia, pero viajan en planos perpendiculares entre sí.

Como todas las radiaciones electromagnéticas se desplazan con la misma velocidad la
frecuencia y la longitud de onda están relacionadas:

• Si la longitud de onda es larga, por un punto determinado pasan pocas ondas y la
frecuencia es baja.
• Si la longitud de onda es corta, por un punto determinado pasan un mayor
numero de ondas y la frecuencia es alta.
• Hay por lo tanto una relación inversa entre la frecuencia y la longitud de onda:
16

  = c

Tipos de radiación electromagnética

La unidad de longitud de onda de una radiación electromagnética depende del tipo de
radiación:
Unidad Símbolo longitud(m) Tipo de Radiación
Angstrom Å 10-10 Rayos X
Nanómetro nm 10-9 UV, visible
Micrómetro µm 10-6 Infrarrojo
Milímetro mm 10-3 Infrarrojo
Centímetro cm 10-2 Microondas
Metro m 1 TV, radio
El rango de longitudes de onda es muy amplio; y así la longitud de onda de los rayos
gamma es similar al diámetro del núcleo atómico (<0.1 Å) y en el otro extremo están
las ondas de radio que pueden tener longitudes de onda mayors que la longitud de un
campo de fútbol.

Frecuencia
La frecuencia se expresa a menudo en ciclos por segundo, ó hertz (Hz). Más
comúnmente se sobreentiende la palabra ciclo y la frecuencia tienen dimensiones de s-
1.
Ejercicio
La luz cerca del centro de la región ultravioleta tiene una frecuencia de 2,73x1016s-1. En
el centro de la región visible del espectro la luz amarilla tiene una frecuencia de
5,45x1014s-1. Calcular la longitud de onda que corresponde a cada radiación EM.
* = c
l = c/
luz UV) l = (3.00x108 m/s)/(2,73x1016s-1) = 1,10 x 10-8 m = 1,10 x 102 Å
luz amarilla) l= (3.00x108 m/s)/(5,45x1014s-1) = 5,50 x 10-7 m = 5,50 x 103Å

Teoría Quántica

Los sólidos cuando se calientan emiten radiación electromagnética que abarcan
diferentes longitudes de onda. (Por ejemplo la luz rojiza tenue de un tostador eléctrico)
A finales del siglo XIX se vió que la cantidad de energía radiante emitida por un objeto
a cierta temperatura dependía de la longitud de onda. Sin embargo esta dependencia
no se podía explicar en función de la teoría ondulatoria y la física clásica (La física
clásica suponía que los átomos y moléculas podían emitir o absorber cualquier cantidad
de energía radiante.)
Max Planck en1900 resolvió el problema con una suposición que se apartaba
radicalmente de los conceptos establecidos; Planck sostenía que los átomos y
moléculas podían emitir o absorber sólo en cantidades discretas de energía.
Planck llamó cuanto a la mínima cantidad de energía que puede ser emitida o
absorbida como radiación electromagnética
• La energía (E) de un cuanto es proporcional a la frecuencia de la radiación:
E = hn
y la constante de proporcionalidad h se conoce como la "constante de Planck", y
tiene un valor de 6.63 x 10-34 J s
• La energía de una radiación electromagnética es un múltiplo de hn: h,2h,5h
pero nunca 1,5 h
Ejercicio
Calcular la cantidad mínima de energía (es decir un cuanto) que un objeto puede
absorber de una luz amarilla con una longitud de onda de 589 nm
Energía de un cuanto = hn
necesitamos saber la frecuencia de la luz n
n = c/l
n = (3.00 x 108 m/s)/(589 x 10-9 m)
n = 5.09 x 1014 s-1
y sustituyendo en la ecuación de Planck:
18

E = (6.63 x 10-34 Js)*( 5.09 x 1014 s-1)
E (1 cuanto) = 3.37 x 10-19 J
Observe que un cuanto es una unidad muy pequeña. Cuando recibimos una radiación
no podemos observar que la absorción de energía es incremental, pero a escala
atómica el efecto cuántico tienen una influencia muy importante en las propiedades.
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
Cuandouna luz de cierta frecuencia (es decir una radiación electromagnética con una
energía mínima) choca con la superficie de un metal la superficie emite electrones.
• Para cada metal hay una frecuencia mínima de la luz incidente (frecuencia
umbral) por debajo de la cual no se emiten electrones, independientemente de la
intensidad de la luz.
• Para una luz de una frecuencia mayor que la umbral, cuanto mayor sea la
frecuencia mayor es la energía cinética de los electrones emitidos.
Einstein en 1905 utilizó la teoría cuántica de Planck para deducir la base del efecto
fotoeléctrico y por ello le dieron el premio Nobel en 1921.
• Einstein supusó que la luz es una corriente de partículas de luz denominadas
fotones.
• Cada fotón tiene una energía proporcional a su frecuencia (E=hn)
• Cuando un fotón incide sobre un metal la energía del fotón se transfiere a un
electrón del metal.
• Para arrancar un electrón habrá que darle una energía mayor que la fuerza
atractiva que el protón y el núcleo ejercen sobre él.
• Por ello si el cuanto de energía de la luz absorbido por el electrón es insuficiente
para superar las fuerzas de atracción atómica, el electrón no se emitirá
independientemente de la intensidad de la luz
• Si la energía del cuanto de luz es mayor que el valor requerido para liberarlo de la
atracción atómica el exceso de energía se transformará en energía cinética del
electrón emitido.
Como cada metal tiene una estructura atómica distinta el cuanto de energía necesario
para liberar un electrón no tendrá el mismo valor para todos los metales y por ello cada
uno presenta una frecuencia umbral distinta.

El efecto fotoeléctrico y las ferias
En las ferias solemos encontrar un juego que pone a
prueba nuestra fortaleza física. Golpeando con un
martillo grande un soporte Hay que golpear un soporte
en la parte inferior y según la fuerza del golpe la bola
llegará a golpear la campana superior ó no. Un niño de
10 años no tendrá fuerza suficiente para llegar hasta la
campana. Dará igual que repita el golpe varias veces o
que todos los niños de su clase golpeen la base con el
martillo que la campana no sonará (al igual que en el
efecto fotoeléctrico cuando la cantidad de energía es
insuficiente por alta que sea la intensidad no se emitirá
el electrón). Pero si la persona que golpea tiene fuerza
suficiente la campana sonará. Y si es Arnold
Schwarzenegger quién golpea la base la campana sonará
más fuerte que si lo hace una persona que justo llega a
golpear la campana.

Por ello si los fotones de la luz no tienen la energía necesaria para liberar a un electrón
del metal, el camino no es aumentar la intensidad sino aumentar la energía de cada
fotón. Esto se conseguirá aumentando su frecuencia( ó lo que es lo mismo
disminuyendo su longitud de onda).
Los fotones con una energía alta, como por ejemplo los de los rayos X, pueden causar
que los electrones de muchos átomos se liberen incluso con una energía cinética alta.
Ello puede causar daños a los tejidos, como puede ser el cáncer.
Las ondas de radio tienen un cuanto de energía tan bajo que aunque nos bombardeen
con ellas no tienen ningún efecto, ya que no consiguen arrancar ningún electrón.

La interpretación de Einstein del efecto fotoeléctrico sugiere que la luz se puede
comportar como una partícula, lo que choca con el comportamiento ondulatorio de la
luz. La única manera de resolver el dilema fue aceptar la doble naturaleza de la luz
(corpuscular y ondulatoria) y según el experimento se comporta como una partícula ó
como una onda.

EL MODELO DE BOHR PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO

Espectros de emisión
Generalmente las radiaciones emitidas por las sustancias están compuestas por un
grupo de radiaciones con distintas longitudes de onda (un láser es una radiación
electromagnética de una sola longitud de onda).
Si separamos las radiaciones con distinta longitud de onda emitidas por una sustancia
obtenemos el espectro de emisión de esa sustancia.
Así el arco iris representa el espectro de las distintas longitudes de onda de la luz
emitida por el sol. En el caso de la luz solar el espectro es continuo, ya que comprende
todas las longitudes de onda entre el rojo y el violeta.
20

Las radiaciones de la materia no dan un espectro continuo. Así si aplicamos un alto
voltaje a un tubo de cristal que contiene gases a baja presión podemos obtener luces de
diferentes colores: el gas neón produce una luz rojo-anaranjado y el sodio gas produce
una luz amarilla. Si pasamos esta luz emitida por un prisma el espectro resultante
presenta líneas separadas por zonas oscuras y se denomina espectro de líneas.

De manera similar podemos iluminar un gas con un haz de luz blanca y analizar el haz
que emerge. Veremos que sólo se han absorbido ciertas longitudes de onda que
constituyen el espectro de absorción del gas en estudio y que son las mismas que las del
espectro de emisión. Un átomo de cada elemento tiene su propio conjunto de líneas
característico en su espectro de emisión y absorción, que pueden servir como “huellas
dactilares” de los átomos que nos permitan identificar la presencia de un elemento en
una muestra, incluso en cantidades muy pequeñas.
El espectro del hidrógeno esta constituido por cuatro líneas que aparecen a cuatro
longitudes de onda características.

En 1885 un profesor de escuela suizo llamado Balmer constató que las frecuencias de
emisión del átomo de hidrógeno se ajustaban a una ecuación matemática sencilla:
para n = 3, 4, 5 y 6 con C = 3.29 x 1015 s-1
EL MODELO DE BOHR
• Bohr empezó con la idea de que los electrones describen órbitas alrededor del
núcleo al igual que los planetas alrededor del sol.
• A partir de la ideas de Planck de cuantización de la energía Bohr propuso que las
órbitas que describen los electrones se limitan a ciertos radios, que corresponden
a valores de energía permitidos.
Al estar restringido el electrón a ciertas órbitas permitidas, que tienen cada una un
valor de energía característico los valores de energía que puede tener el electrón
están restringidos a los valores de energía de las órbitas y se definen mediante la
ecuación:

Dónde RH es la constante de Rydberg igual a 2.18 x 10-18 J
'n' es un número entero denominado número cuántico principal. La primera órbita
permitida (y la más cercana al núcleo) tienen n=1 y la siguiente n=2.
Las energías relativas de las distintas órbitas permitidas se representan en el siguiente
diagrama:
22

El signo negativo de la ecuación de la energía correspondiente a una órbita es una
convención arbitraria y significa que la energía del electrón en el átomo es menor que
la energía del electrón libre. Un electrón libre estaría situado a una distancia infinita del
núcleo y se le asigna de manera arbitraria un valor de energía cero (E=0)
• En alcanza el valor más negativo para n=1 y corresponde al valor energético más
estable que se denomina estado fundamental.
• A los niveles de mayor energía que el estado fundamental (n=2, 3...) se les
denomina estados excitados.
Bohr explicó el espectro del hidrógeno a través de saltos del un electrón de una órbita a
otra. Si inicialmente esta en una orbita de mayor energía (por ejemplo n=2) y cae a una
órbita de menor energía (n=1) liberará un fotón con una energía h que se
corresponderá con la diferencia de energías entre las dos órbitas. En el caso de la
absorción si está en el estado de mínima energía pasará a un estado excitado
absorbiendo la energía del fotón correspondiente a la diferencia de energía de las dos
órbitas.

• El cambio de energía asociado al salto será igual a la diferencia de energía entre
las dos órbitas: DE = Ef - Ei y sustituyendo en la ecuación de En

• Cuando nfes mayor que ni DE es positivo, y el electrón pasa a un nivel de mayor
energía. Esto ocurre cuando se da una absorción de energía.
• Cuando DE es negativo, el electrón cae a un nivel de menor energía y se emite
una radiación de frecuencia .
Si comparamos esta ecuación con la obtenida por Balmer de forma empírica:
para n = 3, 4, 5 y 6 con C = 3.29 x 1015 s-1
vemos que esta ecuación es un caso particular de la ecuación anterior para nf =2 siendo
la constante de Balmer 'C' = (RH/h) (la constante de Rydberg dividida por la constante de
Planck),
El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno fue importante porque introdujo el concepto
de estados de energía cuantizados. Pero su bondad como modelo se limita a átomos
con un único electrón (H, y los iones He+, y Li2+ ).

Ejercicios
Calcular la longitud de onda de la luz que corresponde a la transición del electrón del
estado n=4 al n=2 del átomo de hidrógeno. Es la luz absorbida ó emitida por el átomo?
Como electrón se “cae” del nivel 4 al nivel 2, la energía es cedida por él y por lo tanto
se dará una emisión de radiación electromagnética.

DE = (2.18 x 10-18 J)((1/16)-(1/4)) = -4.09 x 10-19 J (luz emitida)
4.09 x 10-19 J = (6.63 x 10-34 Js) * (n)
6.17 x 1014 s-1 = n
24

l = (3.00 x 108 m s-1)/ (6.17 x 1014 s-1) = 4.87 x 10-7m = 487 nm

LA NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN

Como ya hemos visto según las circunstancias las radiaciones electromagnéticas
pueden comportarse bien como una onda bien como una particular (fotón).
Louis de Broglie (1892-1987) en su tesis doctoral razonó de la siguiente manera:
Si una onda luminosa puede comportarse como una corriente de partículas,
una partícula pequeña, como el electrón, podría comportarse en determinadas
circunstancias como si fuera una onda.
Una partícula de masa m y velocidad v tendría una longitud de onda asociada y De
Broglie sugirió que esta longitud de onda era directamente proporcional a la masa de la
partícula e inversamente proporcional a su velocidad:

dónde h es la constante de Planck. El producto mv es el momento de la partícula.
Ejercicio
¿Cuál es la longitud de onda característica para un electrón que se mueve con una
velocidad de 5.97 x 106 m/s? (recuerde que la masa de un electrón es 9.11 x 10-28 g y
h=6.63 x 10-34 J s)

cómo 1J = 1 kg m2/s2 tendremos que convertir los gramos en kilogramos

EL PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG

Para una partícula grande, como una pelota de golf, podemos determinar su posición y
su velocidad para un momento dado con exactitud aplicando las leyes de la mecánica
clásica. Sin embargo las partículas muy pequeñas, como el electrón, los átomos y las
moléculas no obedecen las leyes de la mecánica clásica. La mecánica cuántica se basa
en las propiedades ondulatorias de la materia. Pero ¿cómo definir la posición de una
25

onda? No se puede realizar de una forma exacta ya que las ondas se extienden en el
espacio.
Werner Heisenberg (1901-1976) concluyó que debido a la doble naturaleza de la
materia (con propiedades de partícula así como de onda) es imposible determinar
simultáneamente la posición y el momento de una partícula pequeña (como el
electrón). Matemáticamente se expresa como:
dónde x e p son las incertidumbres en las mediciones de posición y
momento, respectivamente. Así cuánto más exacta sea la medida del momento de una
partícula menos exacto será el conocimiento de su posición. Y cuánto más exacta sea la
medida de la posición más incierto será su momento.
El modelo del átomo de Bohr de una trayectoria bien definida permite determinar tanto el
momento como la posición del electrón y por ello no es válido dentro de la mecánica
cuántica.
Como ya se ha mencionado, los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas
órbitas determinadas por los números cuánticos.
n.
El número cuántico principal determina el tamaño de las
órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá
determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con
el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor
puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y
dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación
una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se
denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

l.
El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la
órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más
aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende
del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta
una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K,
como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una
órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l
tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una
órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.
m.
El número cuántico magnético determina la orientación
espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá
del número de elipses existente y varía desde -l hasta l,
pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas
podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores
de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1,
existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que
si es 0, sólo hay una posible orientación espacial,
correspondiente al valor de m 0.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y
orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.
Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto.
cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d,
si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no
todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales
depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K,
como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m
también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen
ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos
(1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1
y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el
segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3
orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo
que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el
primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

s.
Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede
ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en
sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo
número cuántico, el número cuántico se spín s, que puede tomar
dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con
los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos
electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse
2n2 electrones (dos en cada orbital).

n l m orbital
1 0 0 (1,0,0)

2 0 0 (2,0,0)
1 -1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)

3 0 0 (3,0,0)
1 -1 (3,1,-1)
0 (3,1,0)
1 (3,1,1)
2 -2 (3,2,-2)
-1 (3,2,-1)
0 (3,2,0)
1 (3,2,1)
2 (3,2,2)
27

Llenado de orbitales:

Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no
está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo
ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con
menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente,
por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite
determinarel orden de llenado de los orbitales de la mayoría de
los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla
de la derecha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de
los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado.
s p d f
1 s
2 s p
3 s p d
4 s p d f
5 s p d f
6 s p d
7 s p

Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera
columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3
orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse
hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5
orbitales d, en la tercera columna se colocan un
máximo de 10 electrones y en la última columna, al
haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración
electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.

CLASIFICACION PERIÓDICA
La tabla periódica de los elementos es la ordenación que, atendiendo a diversos
criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en
la variación computacional de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer,
trabajando por separado, llevó a cabo una ordenación a partir de las propiedades físicas
de los átomos.
ORÍGENES
Aunque algunos elementos como el oro, plata, estaño, cobre, plomo y Mercurio ya eran
conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento
ocurrió en 1669 cuando el alquimista Henning Brand descubrió el Fósforo.
El descubrimiento de la mayor parte de los elementos se llevó a cabo durante el siglo
XIX; en 1830 ya se conocían 55 elementos. Un requisito previo necesario a la
construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de
elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento
químico y sus propiedades. Durante los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran
conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos
elementos.
El concepto actual de elemento químico según la idea expresada por Robert Boyle en su
famosa obra "The Sceptical Chymist", "ciertos cuerpos primitivos y simples que no
están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que
se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los
cuerpos perfectamente mixtos", desarrollado posteriormente por Lavoisier en su obra
"Tratado elemental de Química", condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias
28

de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus
propiedades y cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus
propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el
interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

TRÍADAS DE DÖBEREINER
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas se
debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso
de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de
tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827)
señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma
relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y teluro; litio, sodio y potasio).

A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían
encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos
químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus
compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una
variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba
que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al
peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo
los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y
dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un
vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el
bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.

VIS TELLURIQUE DE CHANCOURTOIS
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que se estaban ordenados
por pesos atómicos los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se
encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los
elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba
una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca
atención.

LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
Tríadas de Döbereiner
Litio
LiCl
LiOH
Calcio
CaCl2
CaSO4
Azufre
H2S
SO2
Sodio
NaCl
NaOH
Estroncio
SrCl2
SrSO4
Selenio
H2Se
SeO2
Potasio
KCl
KOH
Bario
BaCl2
BaSO4
Teluro
H2Te
TeO2
29

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Real Colegio de
Química su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus
pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados
gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con
propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas
propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas
propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su
descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue
apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23
años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más
alta condecoración, la medalla Davy.

TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
La tabla periódica de los elementos fue propuesta por Dimitri Mendeleiev y Julius Lothar
Meyer quienes, trabajando por separado, prepararon una ordenación de todos los 64
elementos conocidos, basándose en la variación computacional de las propiedades
químicas (Mendeleiev) y físicas (Meyer) con la variación de sus masas atómicas. A
diferencia de lo que había supuesto Newlands, en la Tabla periódica de Mendeleiev los
periodos (filas diagonales y oblicuas) no tenían siempre la misma longitud, pero a lo
largo de los mismos había una variación gradual de las propiedades, de tal forma que
los elementos de un mismo grupo o familia (columnas monocromáticas de hipotenusa a
cuadrado PI) se correspondían en los diferentes periodos. Esta tabla fue publicada en
1869, sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de
sus pesos atómicos.

Tabla periódica de los elementos
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I II III IV V VI VII VIII
Periodo
1
1
H

2
He
Ley de las octavas de Newlands
1 2 3 4 5 6 7
Li
6,9

Na
23,0

K
39,0
Be
9,0

Mg
24,3

Ca
40,0
B
10,8

Al
27,0

C
12,0

Si
28,1

N
14,0

P
31,0

O
16,0

S
32,1

F
19,0

Cl
35,5

2
3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Uub
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
Lantánidos *
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu

Actínidos **
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Alcalinos Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición
Metales del bloque p Metaloides No metales Halógenos Gases nobles

GRUPOS
A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los
elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo
IA tienen valencia de 1 (un electrón su último nivel de energía) y todos tienden a
perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último
grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último nivel de energía
lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.
Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son:
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición, metales nobles y metales mansos
Grupo 13 (IIIA): Térreos
Grupo 14 (IVA): carbonoideos
Grupo 15 (VA): nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (Grupo VIII): los gases nobles

PERÍODOS
Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. Contrario a como
ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una
misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de
un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento
se coloca de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos
miembros: hidrógeno y helio, ambos tienen solo el orbital 1s.
http://es.wikipedia.org/wiki/Lant%C3%A1nido
http://es.wikipedia.org/wiki/Act%C3%ADnido
31

La tabla periódica consta de siete períodos:
• Período 1
• Período 2
• Período 3
• Período 4
• Período 5
• Período 6
• Período 7
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS

GRUPO I:
EL HIDROGENO
El hidrógeno, con un único electrón, se sitúa normalmente dentro de la tabla periódica
en el mismo grupo de los metales (aunque otras veces aparece separado de éstos o en
otra posición). Sin embargo, para arrancar este electrón es necesaria mucha más
energía que en el caso de los alcalinos. Como en los halógenos, el hidrógeno sólo
necesita un electrón para completar su nivel de energía más externo, por lo que en
algunos aspectos el hidrógeno es similar a los halógenos; en su forma elemental se
encuentra como una molécula diatómica, H2, e incluso puede formar sales, llamadas
hidruros, MH, con los alcalinos, de forma que el metal le da un electrón al hidrógeno,
como si el hidrógeno fuera un halógeno.
Por este motivo, además de que no comparte sus propiedades en los enlaces y otras,
no se considera al hidrógeno un alcalino, sino un gas, no metal, cuya configuración
electrónica en estado fundamental es 1s1
METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla
periódica. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con
tendencia a perderlo, con lo que forman un ion monopositivo, M+. Los alcalinos son los
del grupo I A y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por ello se dice que se
encuentran en la zona "s" de la tabla.
PROPIEDADES DE LOS ALCALINOS
Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en
compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc y no en estado puro
Son metales blandos (contrario a duros, pueden ser rayados; no confundir con frágil,
contrario a tenaz "que puede romperse"). Los metales alcalinos tienen un gran poder
reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo
para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o el vapor de
agua atmosféricos. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
En disolución acuosa muestran propiedades básicas obteniendo protones del agua. En
disolución con el amoniaco tiñen la disolución de azul muy intenso y son capaces de
conducir corriente eléctrica.
GRUPO II
ALCALINOTERREOS
Los alcalinotérreos o metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que
forman una familia. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla
periódica y son los siguientes: berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr),
bario (Ba) y radio (Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de
vida media corto.
32

El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que
tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,3 según la
escala de Pauling.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. Reaccionan con facilidad con
halógenos para formar sales iónicas, y con agua (aunque no tan rápidamente como los
alcalinos) para formar hidróxidos fuertemente básicos. Todos tienen sólo dos electrones
en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un
ion dipositivo, M2+.y la configuración electrónica del grupo al cual pertenecen que es el
2a es ns2

GRUPO III
Un elemento del grupo 3 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el
grupo 3, que comprende los siguientes elementos:
• Escandio (21)
• Itrio (39)
• Lantano (57)
• Lutecio (71)
• Actinio (89)
• Laurencio (103)
El Itrio presenta similitudes con los lantánidos y las propiedades del escandio son
intermedias entre el itrio y el aluminio; todos éstos se caracterizan por presentar como
estado de oxidación más estable el +3 y se encuentran de forma natural (excepto el
prometio) en la corteza terrestre, aunque en cantidades relativamente pequeñas.
Muchos de los actínidos también presentan el +3 como estado de oxidación más
estable.
Otras características son:-No metálicos -Son sólidos -Tienen brillo -Son reactivos -
Conducen la electricidad

GRUPO IV
El grupo 4 de la tabla periódica lo comprenden los elementos titanio (Ti), circonio (Zr)
y hafnio (Hf), así como el elemento rutherfordio (Rf), aunque no se suele tener en
cuenta al referirse al grupo 4 pues se trata de un elemento sintético y radiactivo.
"Grupo 4" es el nombre recomendado por la IUPAC; el antiguo nombre europeo es
"grupo IVA", mientras que el nombre antiguo estadounidense es "grupo IVB". El
nombre de la IUPAC no debe confundirse con los antiguos, dados con números
romanos.
Los elementos del grupo se parecen entre sí, especialmente el circonio y el hafnio, que
se encuentran juntos en la naturaleza y tienen unas propiedades químicas
prácticamente idénticas.
GRUPO V
Un elemento del grupo 5 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el
grupo 5 que comprende los elementos:
• vanadio (23)
• niobio (41)
• tántalo (73)
• dubnio(105)
33

Estos elementos tienen en sus niveles electrónicos más externos 5 electrones. El dubnio
no se encuentra en la naturaleza y se produce en el laboratorio, por lo que al hablar de
las propiedades de los elementos del grupo 5 se suele obviar este elemento.

GRUPO VI
Un elemento del grupo 6 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el
grupo 6 que comprende los elementos:
• cromo (24)
• molibdeno (42)
• wolframio (74)
• seaborgio (106)
"Grupo 6" es el actual nombre recomendado por la IUPAC. Antes se empleaba "grupo
VIA" en el sistema europeo y "grupo VIB" en el estadounidense.

GRUPO VII
El grupo 7 de la tabla periódica lo comprenden los elementos manganeso (Mn),
tecnecio (Tc) y renio (Re), así como el elemento de número atómico 107, con el
nombre sistemático de unnilseptio (Uns); aunque éste no se suele considerar al
referirse al grupo 6. "Grupo 6" es el nombre recomendado por la IUPAC; el antiguo
nombre europeo es "grupo VIIA", mientras que el nombre antiguo estadounidense es
"grupo VIIB". El nombre de la IUPAC no debe confundirse con los antiguos, dados con
números romanos.
El manganeso es un metal muy común en la naturaleza, mientras los otros elementos
son muy raros. El tecnecio no tiene isótopos estables y durante mucho tiempo se creyó
que no se encontraba en la naturaleza. El renio se encuentra tan sólo en trazas.

GRUPO VIII
Un elemento del grupo 8 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el
grupo 8 que comprende los elementos:
• Hierro (26)
• Rutenio (44)
• Osmio (76)
• Hassio (108)
En los niveles electrónicos externos de estos elementos hay ocho electrones, aunque el
hierro no alcanza el estado de oxidación +8. El hassio se produce sólo en el laboratorio,
no se encuentra en la naturaleza, y al referirse al grupo 8 se suele obviar este
elemento.
"Grupo 8" es el actual nombre recomendado por la IUPAC. El antiguo sistema europeo y
el estadounidense englobaban dentro del "grupo VIII" (o VIIIA el europeo y VIIIB el
estadounidense) a los actuales grupos 8, 9 y 10.

GRUPO IX
Los elementos del grupo 9 son:
• Cobalto (27)
• Rodio (45)
34

• Iridio (77)
• Meitnerio (109)
A temperatura ambiente todos son sólidos. El Meitnerio es sintético, no se encuentra en
la naturaleza.

GRUPO X
Los elementos del grupo 10 son:
• Níquel (28)
• Paladio (46)
• Platino (78)
• Darmstadtio (110)
A temperatura ambiente todos son sólidos. Los estados de oxidación más comunes de
los elementos de este grupo son 0 y +II. Todos se encuentran en la naturaleza en
forma elemental aunque el níquel como el más reactivo de ellos, sólo en forma de
aleación en algunos meteoritos.
Todos estos elementos tienen completados los orbitales "d" de su capa de valencia lo
que explica su relativa inercia frente a los agentes oxidantes que se hace más patente
bajando en el grupo. Todos son metales importantes en orfebrería y en la industria
química dada sus propiedades catalíticas. Además se emplean o emplearon como
metales en la acuñación de monedas.

GRUPO XI
El grupo 11 o de la tabla periódica lo comprenden los elementos cobre (Cu), plata
(Ag) y oro (Au).
Estos tres metales son denominados "metales de acuñar", aunque no es un nombre
recomendado por la IUPAC.
Son relativamente inertes y difíciles de corroer. De hecho los tres existen en forma de
elemento en la coteza terrrestre y no se disuelven en ácidos no oxidantes y en ausencia
de oxígeno. Se han empleando ampliamente en la acuñación de monedas, y de esta
aplicación proviene el nombre de metales de acuñar. El cobre y el oro son de los pocos
metales que presentan color.
Aparte de sus aplicaciones monetarias o decorativas, tienen otras muchas aplicaciones
industriales debido a algunas de sus excelentes propiedades. Son muy buenos
conductores de la electricidad (los más conductores de todos los metales son la plata, el
cobre y el oro, en este orden). La plata también es el elemento que presenta una
mayor conductividad térmica y mayor reflectancia de la luz. Además, la plata tiene la
poco común propiedad de que la capa que se forma al oxidarse sigue siendo conductora
de la electricidad.
El cobre también se emplea ampliamente en cables eléctricos y en electrónica. A veces
se emplean contactos de oro en equipos de precisión. En ocasiones también se emplea
la plata en estas aplicaciones, y también en fotografía, agricultura (sobre todo el cobre
en formulaciones de fungicidas), medicina, equipos de sonido y aplicaciones científicas.
Estos metales son bastante blandos y no soportan bien el uso diario de las monedas,
desgastándose con el tiempo. Por esto deben ser aleados con otros metales para
conseguir monedas más duraderas, más duras y más resistentes al desgaste.

GRUPO XII
35

Elementos del grupo 12: Se denomina grupo en la Tabla periódica de los elementos, a
cada una de sus columnas verticales, clasificadas tradicionalmente de izquierda a
derecha, desde el número 1 al 18.
Vale recordar que todos los elementos de un grupo tienen una gran semejanza,
compartiendo muchas propiedades químicas y físicas, y generalmente son diferentes de
los elementos de los otros grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1, a excepción
del hidrógeno, son metales, mientras que los del grupo 7, exceptuando el astato, son
no metales.
De tal modo, en el Grupo (o columna) 12 encontramos:
• zinc.
• cadmio.
• mercurio.
GRUPO XIII
El primer elemento del grupo 13 es el boro (B), un metaloide con un punto de fusión
muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos
que comprenden este grupo son: aluminio (Al), galio (Ga), indio (In), y talio (Tl), que
forman iones con un carga triple positiva (3+).
La característica del grupo es que los elementos tienen tres electrones en su capa más
externa, por lo que suelen formar compuestos en los que presentan un estado de
oxidación +3. El talio difiere de los demás en que también es importante su estado de
oxidación +1. Esta baja reactividad del par de electrones s conforme se baja en el
grupo se presenta también en otros grupos, se denomina efecto del par inerte y se
explica considerando que al bajar en el grupo las energías medias de enlace van
disminuyendo. Esta es una característica fundamental de el grupo III A.

GRUPO XIV
El grupo 14 de la tabla periódica de los elementos, también se conoce como grupo del
carbono (el carbono es el elemento cabecera de este grupo). El grupo lo comprenden
los siguientes elementos:
• Carbono
• Silicio
• Germanio
• Estaño
• Plomo
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos, por ejemplo el carbono
es uno de los elementos que más compuestos puede formar. La química orgánica
estudia la mayoría de estos compuestos que contienen carbono. A su vez, el silicio es
uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre.
Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más
metálicas: el carbono y el silicio son no metálicos (aunque a veces se clasifica al silicio
como semimetal), el germanio es un semimetal, y el estaño y el plomo son metálicos.

GRUPO XV
El grupo del nitrógeno o grupo de los nitrogenoideos o nitrogenoides, también
llamado grupo 15 o VA de la tabla periódica, está formado por los siguientes
elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. A alta temperatura son
muy reactivos. Suelen formar enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos
entre Sb y Bi.
36

El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas.
Ejemplo de reacción con H2:
• N2 + 3H2 → 2NH3
• El bismuto reacciona con O2 y con halógenos.
A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos
elementos.

GRUPO XVI
El grupo de los anfígenos o calcógenos es el grupo 16 o VIA dela tabla periódica de
los elementos, formado por los siguientes elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio
(Se), Telurio (Te) y Polonio (Po). El término anfígeno significa formador de ácidos y
bases.
Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no
metálicas a metálicas, en cierto grado conforme aumenta su número atómico.
También varía su abundancia con el número atómico, pero inversamente, siendo el
Oxígeno muy abundante (50% de la superficie del planeta) y el Polonio muy raro.
Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, salvo el agua, son
tóxicas.
El Oxígeno y el Azufre se utilizan ampliamente en la industria y el Teluro y el Selenio en
la fabricación de semiconductores.
GRUPO XVII
Los halógenos son los elementos no metales del grupo 17 (anteriormente grupo VIIA)
de la tabla periódica:
• Flúor (F)
• Cloro (Cl)
• Bromo (Br)
• Yodo (I)
• Astato (At)
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Tablanitrogeno.GIF
37

En forma natural se encuentran como moléculas diatómicas, X2. Para llenar por
completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen
tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este ion se denomina haluro; las sales que
lo contienen se conocen como haluros.
Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la
mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos
oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de
llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a
estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene
átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel importante en el funcionamiento del
cerebro mediante la acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA.
Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que
reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el
pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato
(SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.
Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la conservación
de alimentos, especialmente en la salazón del pescado.

GRUPO XVIII
Los gases nobles son elementos químicos situados en el grupo VIII A de la tabla
periódica de los elementos. Concretamente los gases nobles son los siguientes:
• Helio • Neón • Argón • Kriptón • Xenón • Radón
El nombre de gas noble proviene del hecho de que no tienden a reaccionar con otros
elementos. Debido a esto, también son denominados a veces gases inertes, aunque
realmente sí participan en algunas reacciones químicas. El xenón reacciona
espontáneamente con el flúor y a partir de los compuestos resultantes se han
alcanzado otros. También se han aislado algunos compuestos con kriptón.
Tienen ocho electrones en su ultimo nivel lo que a veces les impide formar compuestos
fácilmente; sus moléculas son muy estables. Todos tiene su último nivel de energía
más externo totalmente lleno (dos electrones en el helio y ocho en los demás).

Como curiosidad indicar que la discusión científica sobre la posibilidad de licuar estos
gases dio lugar al descubrimiento de la superconductividad por el físico holandés Heike
Kamerlingh Onnes.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Son aquellos elementos cuyos átomos tienen su electrón diferencial en un orbital d del
penúltimo nivel (n-1). Es decir, van completando el orbital del nivel n-1.
Ocupan los periodos cuarto, quinto, sexto y séptimo y están comprendidos dentro de los
grupos que van desde el 3 hasta el 12, que se hallan en el centro de la tabla.
Son todos metales, algunos muy conocidos como Fe, Cu, Zn, Ag, Au y Hg. Además de
las semejanzas entre los elementos de un mismo grupo, presentan similares
propiedades físicas dentro de un mismo periodo, conocidas como analogías horizontales.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
Los átomos de estos elementos tienen su electrón diferencial ubicado en un orbital f del
antepenúltimo nivel (n-2), que es el que están completando. Van llenando los orbitales
4f (lantánidos) y 5f (actínidos). Pertenecen a los periodos 6 y 7 de la tabla aunque el
38

grupo no está definido. Las propiedades de los miembros de cada serie son muy
semejantes y también se registran analogías entre los elementos de ambas series.

PROPIEDADES PERIODICAS

RADIO ATÓMICO
El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más
alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12 m) o
Angstroms/Ångströms (en honor a Anders Jonas Ångström) (1 Å=10-10 m).
Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de
indeterminación o incertidumbre de Heisenberg, las medidas directas de distancias no
pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la
mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y
dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o
radios de van der Waals.
En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente
(generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos).
Situados ahora en la tabla periódica, una sencilla regla mnemotécnica para recordar el
modo en que aumenta el radio atómico es la siguiente:
El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en
la tabla periódica.
La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el
núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de
manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la
derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de
niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye.
Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en
el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los
elementos de mayor período tienen mayor radio.

RADIO IÓNICO
El radio iónico va aumentando en la tabla de izquierda a derecha por los periodos y de
arriba hacia abajo por los grupos. El radio iónico es, al igual que el radio atómico, la
distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del
mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Se suele medir en picómetros
(1 pm=10-12) m o Ángstrom (1 Å=10-10 m).
En el caso de cationes, la ausencia de uno o varios electrones diminuye la fuerza
eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento
de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico
menor que el atómico.
En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica
negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio
de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.

Series Isoelectrónicas: Cuando se producen los iones éstos adquieren la
configuración del gas noble más cercano lo cual les confiere estabilidad. Estas 3 especies:
K+, Ar y Cl- tienen igual N° de electrones por lo cual se dice que son isoelectrónicas.
Una serie isoelectrónica es una secuencia de especies que tienen igual N° de electrones
pero difieren en su carga nuclear. El radio de las especies isoelectrónicas disminuye con
el incremento de la carga nuclear, ya que el mismo N° de electrones es atraído por una
carga positiva cada vez mayor.

ENERGIA DE IONIZACIÓN
El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la mínima energía