QUIMICA - METALESNO METALESSEMI-METALES

Vista previa del material en texto

METALES, NO METALES Y SEMI METALES
La tabla periódica la podemos ordenar en 4 grandes bloques, a la derecha en la última columna los Gases Nobles o Gases “raros”, desde la izquierda y sin contar al Hidrogeno, hasta una escalera que comienza en B (Boro), son todos de carácter Metálico. 
Este límite entre metales y no metales, se denomina Metaloides o Semimetales. 
A continuación de la escalera, siempre avanzando hacia la derecha encontramos los No Metales, hasta antes de la columna final.
 
METALES 
· La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos con los metales
· Conducen el calor y la electricidad
· Son maleables y dúctiles
· Todos son solidos a temperatura ambiente (25°) con excepción del Mercurio (PF=-39°), es liquido
· Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto tienden a formar iones positivos con relativa facilidad. Por tanto, los metales se oxidan (pierden electrones) cuando participan en reacciones químicas.
Las cargas de los metales alcalinos siempre son 1+ y las de los metales alcalinotérreos siempre son 2+ en sus compuestos. En estos dos grupos, los electrones s exteriores se pierden con facilidad para producir una configuración electrónica de gas noble. Las cargas de los iones de los metales de transición no siguen un patrón obvio. Muchos iones de metales de transición tienen carga 2+, pero también se observan 1+ y 3+. Una de las características distintivas de los metales de transición es su capacidad para formar más de un ion positivo. Por ejemplo, el hierro puede ser 2+ en algunos compuestos y 3+ en otros.
NO METALES
· Varían considerablemente en su apariencia ( No son lustrosos )
· Generalmente son malos conductores del calor y la electricidad
· Sus puntos de fusión son mas bajos que los de los metales
· Siete no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. Cinco de ellos son gases (H2, N2, O2, F2 y Cl2), uno es líquido (Br2) y uno es un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre.
· Debido a sus afinidades electrónicas, los no metales, al reaccionar con metales, tienden a ganar electrones.
· Los no metales generalmente ganan suficientes electrones para llenar su subcapa p exterior por completo, a fin de alcanzar una configuración electrónica de gas noble
	ELEMENTOS METALICOS
	ELEMENTOS NO METALICOS
	Lustre característico.
Solidos maleables (se le puede dar forma) y dúctiles (que se pueden doblar)
	Sin lustre. (Es genérico) De varios colores
Solidos quebradizos, duros o blandos
	Buenos conductores del calor y la electricidad
	Malos conductores del calor y la electricidad
	La mayor parte de los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos
	La mayor parte de los óxidos no metálicos son compuestos moleculares ácidos
	En solución acuosa existen principalmente como cationes +
	En solución acuosa existen principalmente como aniones u oxoaniones -
METALOIDES
Los metaloides tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Podrían tener algunas propiedades características de los metales, pero carecer de otras. Por ejemplo, el silicio parece un metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales. Varios de los metaloides, siendo el más destacado el silicio, son semiconductores eléctricos y constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos integrados y chips para computadora
TENDENCIAS EN EL CARÁCTER METALICO
Mientras mas características de metal presente un elemento mayor es su carácter metálico. De aquí que también podemos hablar del carácter no metálico de un elemento. 
El carácter metálico, se incrementa a medida que disminuye la electronegatividad, por ello, se dice que el Cs (Cesio) y el Fr (Francio), tienen el mayor carácter metálico. Es decir, es mas evidente en el extremo izquierdo de la tabla periódica y tiende a disminuir a medida que nos movemos hacia la derecha en cualquier periodo .
Por ejemplo, al movernos a traves del cuarto periodo del K al Kr disminuye la facilidad con la cual cada elemento pierde electrones. Esto es desde luego la misma tendencia que observamos en los valores de potencial de ionización de los elementos. Para el cuarto periodo K presenta mayor reactividad hacia las sustancias que aceptan fácilmente electrones, como el oxigeno. 
Dentro de cualquier grupo de elementos representativos el carácter metálico se incrementa progresivamente de arriba hacia abajo. 
TENDENCIAS EN EL CARÁCTER NO METALICO
El carácter no metálico es mayor para los elementos en la parte superior derecha de la tabla y aumenta al movernos de izquierda a derecha a través de un periodo. Por ejemplo, el Br gana electrones más fácilmente que el As, por lo que presenta mayor reactividad química hacia los metales y otras sustancias que fácilmente pierden electrones. 
El carácter no metálico disminuye al descender por una familia. La transformación gradual del carácter no metálico al metálico a medida que descendemos en una familia de elementos representativos, esto es mas evidente en los grupos IIIA, IVA, VA, VIA. 
Por ejemplo, el carbono, primer elemento del grupo IVA, es un no metal. Debajo del carbono están los semimetales Silicio y Germanio. Debajo de ellos están los metales Estaño y Plomo. 
TENDENCIA DE LOS METALES ACTIVOS
Si se observa la tabla periódica vemos que cada columna está acompañada por 1 N° y 1 letra, desde la izquierda hasta la derecha tenemos IA-IIA y luego bien a la derecha IIIA- VA-VIA-VIIA-VIIIA. En algunas otras tablas periódica puede aparecer la misma designación, pero con N° y en las modernas aun la misma combinación, pero con letras y N° Arábicos. La zona intermedia de la tabla esta identificada con la letra B, pero el orden no es tan fácil de explicar.
· La letra A indica que su configuración electrónica está completando subniveles S o P estos elementos o sustancias puras simples se los conoce como representativos
· La letra B están completando un subnivel d con un N° cuántico principal atrasado en 1 vez, respecto al elemento representativo anterior.
Los elementos de un grupo no sólo poseen similitudes generales; también observamos tendencias conforme nos desplazamos dentro de un grupo o de un grupo a otro. Examinaremos la química de los Metales Alcalinos (Grupo 1A) y los metales alcalinotérreos (Grupo 2A). 
GRUPO IA: METALES ALCALINOS 
Este grupo o familia de elementos de 1era columna de la tabla periódica se denominan metales alcalinos: Son Litio- Sodio – Potasio- Rubidio – Cesio- y Francio. Este último es radioactivo. Todos estos elementos los encontramos combinados en la naturaleza, formando compuestos con estado de oxidación +1, ya que al perder 1 e- forman un ion de este tipo (ver potenciales de ionización). 
Todos tienen propiedades metálicas características, como un lustre metálico plateado y alta conductividad térmica y eléctrica. El Na y K se cuentan entre los elementos más abundantes de la corteza terrestre.
 
Los elementos tienen baja densidad y bajo punto de fusión, y estas propiedades varían de forma predecible al aumentar el numero atómico. También podemos ver algunas tendencias esperadas conforme bajamos por el grupo, como el radio atómico creciente y energía de ionización decreciente. 
De cada fila de la tabla periódica, el metal alcalino tiene el valor de I1 más bajo lo que refleja la relativa facilidad con que se le puede quitar su electrón s exterior. En consecuencia, todos los metales alcalinos con muy reactivos, y pierden fácilmente un electrón para formar iones con carga 1+.
Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con agua. (a) La reacción del litio es evidente por el burbujeo del hidrógeno gaseoso que se desprende. (b) La reacción del sodio es más rápida y es tan exotérmica que el hidrógeno desprendido arde en el aire. (c) El potasio reacciona de forma casi explosiva
Esta reacción es másviolenta con los miembros más pesados del grupo, lo que es congruente con la menor fuerza con que retienen su único electrón de capa exterior. Estas reacciones son muy exotérmicas.
Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el agua para producir hidrógeno gaseoso y soluciones de hidróxido 
Los metales alcalinos para identificarlos cualitativamente se hacen por lo que se denominan ensayos a la llama en donde se obtiene la luz de la emisión que generan las muestras del mismo cuando reciben energía.
Prueba de la flama para (a) Li (rojo carmesí), (b) Na (amarillo) y (c) K (lila).
GRUPO IIA: METALES ALCALINO-TERREOS 
Se encuentran en la 2da columna de la tabla periódica. Berilio – Magnesio – Calcio – Estroncio – Bario – Radio. Este último radioactivo. 
Al igual que los metales alcalinos, todos los elementos del grupo 2A son sólidos con propiedades metálicas típicas.
En comparación con los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos son más duros y más densos, y funden a temperaturas más altas. Las energías de la primera ionización de los elementos alcalinotérreos son bajas, pero no tanto como las de los metales alcalinos. En consecuencia, los metales alcalinotérreos son menos reactivos que sus vecinos alcalinos. La facilidad con que los elementos pierden electrones disminuye de izquierda a derecha en la tabla periódica y aumenta conforme bajamos por un grupo. Así, el berilio y el magnesio, los miembros más ligeros del grupo, son los menos reactivos. La tendencia de reactividad creciente dentro del grupo se manifiesta en el comportamiento de los elementos hacia el agua. El berilio no reacciona con el agua ni con el vapor de agua, ni siquiera cuando se le calienta al rojo vivo. El magnesio no reacciona con agua líquida, pero sí lo hace con vapor de agua para formar óxido de magnesio e hidrógeno.
El calcio y los elementos que están debajo de él reaccionan fácilmente con el agua a temperatura ambiente (aunque más lentamente que los metales alcalinos adyacentes a ellos en la tabla periódica).
Las dos reacciones anteriores ilustran el patrón dominante en la reactividad de los elementos alcalinotérreos: la tendencia a perder sus dos electrones s exteriores y formar iones 2+.
COMPARACION DE LOS ELEMENTOS SUBGRUPO A Y SUBGRUPO B
En la denominación general de los subgrupos de la tabla periódica, utilizamos las letras A y decíamos que estos elementos, se denominan representativos cuando están completando los subniveles s – o – p y se los identifica con la letra A. En cambio, el subgrupo B esta completando el subnivel d. Con un número cuántico principal 1 vez menor que el s que lo antecede.
Las propiedades periódicas de los elementos de transición no son tan sencillas y fáciles de estudiar como los elementos representativos. 
Si observamos nuestra tabla periódica, donde están identificados con la denominación A y B la tercera columna de la misma es la 3B y así hasta llegar a la columna 8B que no es una única columna son 3, y luego retrocede a 1B y 2B.
Este ordenamiento en la tabla periódica, obedece a las propiedades de los elementos, tal como lo había postulado Mendeléyev. 
TENDENCIAS DE GRUPO DE NO METALES SELECTOS
HIDROGENO 
 El hidrogeno, ocupa un lugar en la tabla periódica, poco adecuado para sus propiedades. Esta en la primera columna de la tabla periódica, junto a los metales alcalinos, pero no es un metal definitivamente es un no metal, es un gas diatómico incoloro. El hecho de estar en ese lugar, es porque su configuración electrónica es 1s1.
En virtud de la total ausencia de escudamiento nuclear de su único electrón, la energía de ionización del hidrógeno, 1312 kJ/mol, es mucho mayor que la de los metales alcalinos; de hecho, es comparable con los valores I1 de otros no metales, como el oxígeno y el cloro. Por ello, el hidrógeno tiene menor tendencia a perder un electrón que los metales alcalinos. Mientras que los metales alcalinos donan fácilmente su electrón de valencia a un no metal para formar compuestos iónicos, el hidrógeno comparte su electrón con no metales para formar compuestos moleculares. Estas reacciones pueden ser muy exotérmicas, como ejemplifica la reacción de combustión entre hidrógeno y oxígeno para formar agua. 
El hidrógeno reacciona con los metales activos para formar hidruros metálicos sólidos, que contienen el ion hidruro, H-. El hecho de que el hidrógeno pueda ganar un electrón es otra muestra de que no pertenece realmente a la familia de los metales alcalinos. De hecho, sugiere cierto parecido con los halógenos. Pese a la tendencia del hidrógeno a formar enlaces covalentes y a su capacidad para incluso ganar electrones, puede perder un electrón, y lo hace, para formar un catión.
 Las características principales del hidrogeno es que es muy combustible, podría ser considerado, el combustible ideal para el ecologista, su combustión solo incrementa la humedad ambiental. Todos los estudios en los que se quiera utilizar hidrogeno, requieren de un cuidado extremo, pues no tiene olor, no tiene color, no genera ningún sabor si ingresa a nuestro organismo por vía oral, o sea sería muy difícil de detectar cuando se fuga. Pero, además, es un gas extremadamente pequeño, que no puede ser contenido por la mayoría de los materiales que no sean metálicos, aun en látex quirúrgico no lo detiene en su fuga.
FAMILIA DEL OXIGENO: GRUPO VIA o 16
Conforme bajamos por el grupo 6A, hay un cambio de carácter no metálico a metálico. El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales típicos. El telurio posee algunas propiedades metálicas y se clasifica como metaloide. El polonio, que es radiactivo y muy raro, es un metal. El oxígeno es un gas incoloro a temperatura ambiente; todos los demás son sólidos. 
En este grupo, está el elemento más abundante que está en nuestra naturaleza, el Oxígeno. Forma parte del agua en algo más del 89%, también es primero en todos los materiales de la corteza terrestre en estado sólido (es parte integrante de los silicatos). Y solamente es superado en el aire por el Nitrógeno, recordando que este mismo es el componente mayoritario del aire que respiramos. (Aproximadamente 78% y el Oxigeno es el segundo con 21% aprox) 
El oxígeno se encuentra en dos formas moleculares, O2 y O3. La forma O2 es la común. La gente por lo regular se refiere al O2 cuando dice “oxígeno”, aunque el nombre dioxígeno es más descriptivo. La forma O3 se llama ozono. Las dos formas del oxígeno son ejemplos de alótropos. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado (en este caso, ambas formas son gases). Cerca del 21% del aire seco consiste en moléculas de O2. El ozono, que es tóxico y tiene un olor acre, está presente en cantidades muy pequeñas en la parte superior de la atmósfera y en aire contaminado; también se forma a partir de O2 en descargas eléctricas, como en las tormentas eléctricas. El O3 es menos estable que el O2.
El oxígeno tiene una marcada tendencia a atraer electrones de otros elementos (a oxidarlos). El oxígeno en combinación con metales casi siempre está presente como ion óxido, O2-. Este ion tiene una configuración de gas noble y es muy estable.
H – O H2O2
ENLACE PEROXIDICO O PUENTE PEROXIDICO
H – O 
Después del oxígeno, el miembro más importante del grupo 6A es el azufre. El azufre también existe en varias formas alotrópicas, la más común y estable de las cuales es el sólido amarillo con fórmula molecular S8.
El azufre acusa una tendencia a ganar electrones de otros elementos para formar sulfuros, que contienen el ion S2-. De hecho, la mayor parte del azufre en la naturaleza se encuentra como sulfuros metálicos. Puesto que el azufre está debajo del oxígeno en la tabla periódica, su tendencia a formar aniones sulfuro no es tan grande como la del oxígeno para formar iones óxido.
GRUPO VII A o 17: HALOGENOS
Halógenos es una denominación a esta familia, pues siempre los encontraremos combinados formando sales, (Sales de Hidrácido y Oxosales), la más abundante y conocida de todos, Cloruro de Na. En la actualidad, ha cobradorelevancia otro producto de Cloro, pero que es oxigenado, el Hipoclorito de Sodio, el más abundante de este grupo es el Cloro.
A diferencia de los elementos del grupo 6A, todos los halógenos son no metales típicos; sus puntos de fusión y de ebullición aumentan al incrementarse el número atómico. El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Todos estos elementos constan de moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2 e I2.
Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy negativas, por lo que no es sorprendente que su química esté dominada por su tendencia a ganar electrones de otros elementos para formar iones halogenuro, X-. (En muchas ecuaciones, se usa X para indicar cualquiera de los elementos halógenos.) El flúor y el cloro son más reactivos que el bromo y el yodo. De hecho, el flúor quita electrones a casi cualquier sustancia con la que entra en contacto, incluida el agua, y por lo regular lo hace muy exotérmicamente. 
GRUPO VIIIA o 18: GASES NOBLES 
Los elementos del grupo 8A, conocidos como gases nobles, son no metales que son gases a temperatura ambiente. Todos ellos son monoatómicos (es decir, consisten en átomos individuales, no en moléculas). Se dan algunas propiedades físicas de los gases nobles. La elevada radiactividad del radón ha inhibido el estudio de su química.
Los gases nobles tienen subcapas s y p totalmente llenas. Todos los elementos del grupo 8A tienen energías de ionización elevadas, y observamos la disminución esperada conforme bajamos por la columna. Las configuraciones electrónicas tan estables de los gases nobles hacen que su reactividad sea excepcionalmente baja. De hecho, hasta principios de los años sesenta se llamaba gases inertes a estos elementos porque se pensaba que eran incapaces de formar compuestos químicos.