Estructura de la Materia

INTRODUCCIÓN

¿Que es la materia? Según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo físico". La Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla, toca o siente, es materia. También lo es el hombre mismo. La palabra materia deriva del latín mater, madre. La materia puede ser tan dura como el acero, tan adaptable como el agua, tan informe como el oxígeno del aire. A diferentes temperaturas puede presentar diferentes fases, pero cualquiera que sea su forma, está constituida por las mismas entidades básicas, los átomos.

Las radiaciones ionizantes y sus efectos también son procesos atómicos o nucleares. Por eso debemos describir a los átomos y sus núcleos antes de hablar de la radiación.  

EL ÁTOMO

1.- El átomo en la antigüedad Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron, que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron: Leucipo Demócrito En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división"). La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en: 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. Empédocles En el siglo IV a.C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. Aristóteles Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.  La teoría atómica de Dalton En 1808, John Dalton  publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton: 1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos: 2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades. 3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante. De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones: - Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. - Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales. - Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante. 2.- El átomo es divisible Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas. En esta página puedes ver ejemplos sobre fenómenos de electrización. Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica. La unidad de carga eléctrica en el SI es el culombio (C). Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen. La materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro. A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón).  Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia: - El átomo contiene partículas materiales subatómicas. - Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa.  Cada electrón posee una carga eléctrica elemental. - Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa. - Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones). 3.- Modelos atómicos En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación. Un modelo será tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos experimentales. El modelo es válido mientras explica lo que ocurre en los experimentos; en el momento en que falla, hay que modificarlo.  Modelo atómico de Thomson Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin). Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la formación de iones. - La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva. - La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.  Modelo atómico de Rutherford El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y  físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento de Rutherford". En esta página puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no podían explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por tanto, había que cambiar el modelo. En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que: - La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. - Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente. - Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión. El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que: - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la masa. - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo. - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo. - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.  Los neutrones La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos. Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.  Estructura del átomo Según esto, el átomo quedó constituido así: - Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y los neutrones. - Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.    4.- Identificación de los átomos Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo, ..., y esto permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de este número de protones. Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX. Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe. Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: AX. Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe. De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo: 31H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón. Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro. - Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca con la carga positiva: 2512Mg+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 - 12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones. - Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga negativa: 199F-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 = 10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones. Aquí puedes introducir Z, A y la carga (con su signo) para un átomo determinado y obtendrás el número de partículas que tiene:  Isotopos A comienzos del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa. Es decir, el número de neutrones puede variar para átomos del mismo elemento. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico, pero distintos números másicos. Es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un protón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente. 5.- Masa atómica relativa La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de sus átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de sus protones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el núcleo. Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma: - Se ha escogido el átomo de carbono-12 (12C) como átomo de referencia. - Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que tiene 6 protones y 6 neutrones. - La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo de carbono-12. La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-12 se llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su valor para cada elemento. En esta página puedes ver las masas atómicas (en uma) de todos los elementos de la tabla periódica.  Isótopos y masa atómica Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero). Ejemplo: El cloro tiene 2 isótopos, 3517Cl y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente. La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 · 75,5/100 + 37 · 24,5/100 = 35,5 uma. 6.- Nuevos hechos, nuevos modelos El modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar ciertos hechos: - La carga negativa del electrón en movimiento iría perdiendo energía hasta caer contra el núcleo y esto haría que los átomos fuesen inestables. - Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco iris, esto se conoce como espectro continuo de la luz visible: Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos dan lugar a espectros discontínuos: El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo debe estar relacionado con su estructura. Esto no se podía explicar con el modelo de Rutherford.  El modelo atómico de Bohr Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran: 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.  La distribución de electrones Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos. De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía: - En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones. - En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones. - En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones. ... La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento. Ejemplos: 2He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera capa. Se representa como (2). Las capas se colocan entre paréntesis y se separan por comas. 10Ne -> (2,8) 18Ar -> (2,8,8) 11Na -> (2,8,1) 15P -> (2,8,5) A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias.

Los números cuánticos

	nºcuántico	posibles valores
n	principal.	1,2,3...
l	secundario	0,..(n-1),
ml	magnético	-l,...,0,...,+l

En1926 Erwin Schrödinger formula la llamada ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda Y. Podemos pensar en las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger son ondas estacionarias de diferente energía. El ejemplo del movimiento de una cuerda de guitarra nos ayudará a comprender el concepto de onda estacionaria. La cuerda de guitarra vibra pero no se desplaza, por eso es estacionaria. Un nodo es un punto que no se mueve.  La longitud de la cuerda tiene que ser un múltiplo del valor de media longitud de onda, ya que en los dos extremos de la cuerda que están fijos debe haber un nodo. Por tanto solo van a ser posibles ciertos estados a los que podemos asignar un valor del número n. El valor de la función de onda al cuadrado (y2) representa la distribución de probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio, también denominadodensidad electrónica.  La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la física y la química, y abrió un nuevo campo: él de la mecánica cuántica también conocido como mecánica ondulatoria. Descripción mecánico cuántica del átomo: Orbitales y números cuánticos Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en  el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para el electrón del átomo de hidrógeno en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica. De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos. Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico (n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal “n” Toma valores enteros: 1,2,3... A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo. Número cuántico del momento angular ó azimutal ó secundario  : "l  " Depende de “n” y toma valores enteros  de 0 a (n-1) . Así para n=1 sólo hay un valor posible 0. Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2. Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico: l 0 1 2 3 4 nombre del orbital s p d f g Define la forma del orbital El número cuántico magnético “ml” El valor del número cuántico magnético depende de l    . Toma valores enteros entre -l y l , incluyendo el 0. Para cierto valor l hay (2 l +1) valores de ml Describe la orientación del orbital en el espacio.   Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n=3. Tendremos entonces tres valores de l : 0,1 y 2. Los valores de ml para cada valor de l se compilan en la tabla siguiente:  (los orbitales que comparten los valores de n y l se dicen que pertenecen al mismo subnivel y todos los orbitales con el mismo n formarían un nivel) (define la forma) Subnivel ml (define orientación) Nº de orbitales en el subnivel 0 3s 0 1 1 3p -1,0,1 3 2 3d -2,-1,0,1,2 5 Representaciones de los Orbitales Orbitales s El orbital 1s tienen simetría  esférica: Representado y2 frente a la distancia al núcleo (r) vemos que la probabilidad de encontrar al electrón disminuye conforme aumenta r . Esto indica que en el estado fundamental la atracción electrostática del núcleo es lo suficientemente fuerte para mantener al electrón en un radio próximo al núcleo. Los orbitales s de niveles superiores son también esféricamente simétricos ,pero presentan nodos en lafunción de probabilidad:      En un  nodo la densidad electrónica se aproxima a 0. El orbital 2s tiene un nodo, el orbital 3s dos nodos..etc Los orbitales s para n>1 tienen una densidad electrónica en la cual es más probable encontrar al electrón lejos del núcleo. El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico principal (n). Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una esfera, de mayor radio cuánto mayor sea n.   Orbitales p La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo y con un nodo en él. Hay tres tipos de orbitales p (l = 1; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. Orbitales d En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones en el espacio tal y como vemos en la figura : Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d tienen todos la misma energía. SISTEMAS PERIÓDICOS - TRIADAS En el sistema periódico los elementos están ordenados por su número atómico. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Los elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia. Por ejemplo, todos los electrones del grupo 1 tienen un electrón en su última capa, los del grupo 2 tienen 2 y los del grupo 17 tienen 7. Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número de electrones de valencia; Por eso, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. El sistema periódico ha ido evolucionando desde que los griegos sugirieron la primera idea de clasificación de la materia hasta la actualidad. Evolución del sistema periódico Como ya sabemos los griegos fueron los primeros en plantearse una cierta clasificación de la materia que les rodeaba. Así afirmaban la existencia de 4 elementos: aire, tierra, agua y fuego y 4 estados de la materia: frío, caliente, húmedo y seco. Pero 22 siglos más tarde Döbereiner agrupó diversos elementos conocidos en su época en grupos de 3, a estos grupos se les denominó triadas, están ordenados en cada una de ellas de tal modo que las propiedades del elemento central son intermedias de las de los extremos o dicho de otra manera con una variación gradual del primero al último, así puso de manifiesto el notable parecido que había entre las propiedades de ciertos grupos de 3 elementos, esto fue alrededor del año 1817. Hacia el año 1827 observó que había otros 3 grupos en los cuales se cumplía esta relación estos eran: Cl,Br,I. S,Se, Te. Li,Na,K. Hacia el año 1850 ya se habían encontrado unas 20 triadas, esto indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos. En la imagen se muestran algunas de las triadas de Döbereiner: Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos con los pesos atómicos, observando una gran relación entre ellos, y una variación gradual del primero al último. En su clasificación de las tríadas explicaba que el peso atómico promedio de los pesos los elementos extremos (suma de estos y división entre 2), es parecido, al peso atómico del elemento del medio. Ejemplo: La triada Cloro, Bromo, Iodo, cuyos pesos atómicos son respectivamente 36, 80, 127. 36 + 127 = 163 163 / 2 =81,5 que está cerca de 80 que es la masa atómica aproximada del bromo, lo que hace que concuerde un aparente ordenamiento de las triadas. Poco después (hacia el año 1862) Chancourtois distribuyó los elementos en su caracol/tornillo/hélice/anillo telúric@ de tal modo que los elementos coincidentes en una generatriz formaban una triada, los elementos Li, Na y K quedan a un lado y el Be, Mg y Ca a otro. Los elementos de cada lado del caracol tienen propiedades similares. A continuación se muestra el caracol telúrico de Chancourtois: Más adelante hacia el año 1865 el químico inglés J.A Newlands que era un gran amante de la música, enunció una ley de octavas similar a la escala musical: “Si se colocan todos los elementos en orden creciente de masas atómicas, después de cada siete elementos aparece un octavo cuyas propiedades son semejantes a las del primero”. Consiguió ordenar algunas filas, pero no se conocían los gases nobles y no se encontraron sitios para los elementos recién descubiertos. En la siguiente tabla se muestra la ley de las octavas de Newlands: Hacia 1869 los químicos L.Meyer y D.Mendeléiev simultáneamente por separado organizaron los elementos conocidos según masas atómicas crecientes observando la semejanza que había entre aquellos de una misma columna. Meyerse dio a sí mismo la tarea de crear la primera Tabla periódica de los elementos químicos. Pero cometió un error, no dejó un huecocuando la ley descubierta no se cumplía por lo que si aparecía un elemento nuevo no lo podía colocar en su sistema periódico. Mendeléiev “se llevó el merito” porque cuando en alguna ocasión la ley descubierta no se cumplía dejaba un huecopara un elemento desconocido, que al descubrirse tendría unas propiedades que anticipó. Al descubrirse el germanio y comprobarse que sus propiedades anticipadas coincidían extraordinariamente, la idea fue aceptada. En esta imagen se muestra el sistema periódico de Mendeléiev: Ya en el siglo XX alrededor de 1911 H.Mosseley ordenó los elementos conocidos según su número atómico Z creciente. Alrededor de 1952 A.Werner y F.Paneth propusieron el sistema periódico actual, denominado el sistema periódico largo. Sistema periódico actual En la actualidad el sistema periódico está formado por 116 elementos  de los cuales los 5 últimos (ununnilio, unununio, ununbio, ununcuadio, ununhexio) su descubrimiento no ha sido confirmado por la IUPAC. En ella se distinguen metales, no metales, semimetales, hidrógeno y gases nobles, de los cuales hablaremos más adelante. Si nos acercamos un poco podemos observar cuatro bloques: 2 columnas a la izquierda. 10 en el centro. 6 a la derecha. 2 filas abajo. Se observan en una siguiente aproximación 7 filas denominadasperiodos y 18 columnas denominadas grupos. Los periodos son de distinta longitud, así el primero tiene 2 elementos, el segundo y el tercero tienen 8, el cuarto y el quinto 18 y el sexto y el séptimo 32. Los grupos tienen distintos nombres que son: Grupo 1: Metales alcalinos. Grupo 2: Alcalinoterreos. Grupos 3 y 13: Terreos. Grupo 14: Carbonoides o carbonoideos. Grupo 15: Nitrogenoides o nitrogenoideos. Grupo 16: Anfígenos. Grupo 17: Halógenos. Grupo 18: Gases nobles. Elementos centrales: Metales de transición. Lantánidos y actínidos: Tierras raras. Bloques del sistema periódico: Cada uno de ellos coincide con el subnivel de la corteza electrónica que va sucesivamente siendo ocupado por los electrones. Los bloques son los siguientes: Bloque s: Formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Se caracterizan por ser metales ligeros (Salvo el H y el He que son gases). Su capa de valencia es del tipo ns1 o ns2. Bloque p: Comprende los elementos de los grupos 13 al 18. Estos elementos llenan los subniveles desde np1 hasta np6. Bloque d: Constituido por los elementos de los grupos 3 al 12(metales de transición). Bloque f: Denominados metales de transición interna o también tierras raras. Inconvenientes de la tabla periódica: A pesar de que la tabla periódica es un extraordinario resumen de la química se le asignan al menos 4 inconvenientes: Posición del hidrógeno: Este elemento no tiene una casilla del todo adecuada a sus propiedades siendo por ello que se coloca en el centro de la tabla. Masas alternadas: Siendo la masa atómica creciente según el número atómico sin embargo hay varias parejas de elementos en las que el posterior tiene mayor masa que el anterior, como por ejemplo: cobalto – níquel, argón – potasio. Los lantánidos y actínidos: Deberían estar situados respectivamente en la casilla del lantano y en la del actinio, sin embargo ello implicaría una tabla periódica muy larga y estrecha, es decir, poco práctica, siendo por ello que se colocan en la parte de abajo de dicha tabla. La configuración electrónica: Un átomo está constituido por un núcleo y una corteza a base de electrones. La representación de los electrones de una corteza se conoce como estructura electrónica del átomo, y la estructura electrónica de menor energía se llama configuración electrónica. Los elementos de un mismo periodo se caracterizan por tener el mismo número de capas o niveles electrónicos mientras que los de un mismo grupo posee el mismo número de electrones en su última capa o nivel. Variación periódica de las propiedades de los elementos: Se denominan propiedades períodicas a las propiedades de los elementos químicos que varían de modo sistemñatico a lo largo de la tabla periódica. A continuación veremos algunas de ellas. Muchas de las propiedades de los elementos dependen de su configuración electrónica. Se puede decir que la configuración electrónica es la propiedad más importante de todas, ya que la química de los elementos depende de su estructura electrónica, por lo que el conocimiento de una implica el conocimiento de la otra. Aunque tiene bastantes excepciones, podemos decir como norma general: Todos los elementos de un mismo período introducen su electrón diferenciador en el mismo nivel, mientras que los de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en el último nivel. Radio atómico: El valor del radio atómico está relacionado con el tamaño de los átomos. Como la nube electrónica de cualquier átomo no tiene límite definido, el radio de un átomo no tiene un valor fijo. Suponiendo que los átomos se comportan como esferas en contacto con los átomos vecinos, se pueden emplear técnicas como la difracción de Rayos X, de neutrones o de electrones, para medir las distancias internucleares y calcular los radios atómicos a partir de ellas. El radio así medido depende de los átomos vecinos y del tipo de enlace. Por lo que podemos hablar de distintas formas de obtener el radio atómico según el tipo de enlace. El radio covalente se obtiene de la lonjitud del enlace entre  dos átomos no metálicos unidos por un enlace covalente. El radio metálico se obtiene al dividir entre dos la distancia internuclear en un cristal metálico. El radio de van der Waals se determina midiendo lo próximos que se pueden colocar dos átomos no enlazados entre si en estado sólido (por ejemplo, en los gases nobles) y dividiendo entre dos la distancia internuclear. Una vez que se obtuvieron los valores de los radios atómicos, se observa que: El radio atómico aumenta al descender en un grupo (al aumentar el valor de Z), debido a que aumenta el número de capas electrónicas. El radio iónico disminuye a lo largo de un período a medida que aumenta el número atómico, es decir, hacia la derecha. Aunque el nivel electrónico más externo es el mismo, al ir aumentando el número atómico aumentará el número de electrones periféricos, que estarán atraídos por una carga nuclear mayor no apantallada: aumenta la carga nuclear efectiva y el radio disminuye. Radio iónico: El radio de un ión es distinto del radio de un átomo en estado neutro, ya que el ión se forma por ganancia o pérdida de electrones. Los iones positivos tienen menor radio que los átomos neutros de los que proceden: Esta diminución de tamaño  se debe a que cuando se forma el ión se pierden electrones, incluso en muchas ocasiones se pierde el nivel electrónico más externo, de modo que los demás electrones pueden reducir sus distancias, las repulsiones son menores. Los iones negativos tienen mayor radio atómico que los átomos neutros de los que proceden: porque al ganar electrones aumenta la repulsión interelectrónica. Masa atómica: Dado que consiste en la suma de protones + neutrones de un átomo, la masa de estos en la Tabla Periódica, aumente de izquierda a derecha y de arriba abajo en un grupo teniendo en cuenta algunas excepciones(cobalto-niquel, argón-potásio, telurio-iodo…). Caracter metálico: En química se entiende por metal el elemento electro-positivo. Es decir aquel que por tener pocos electrones en su último nivel tiene tendencia a perderlos es decir cargarse positivamente. Esta aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arriba abajo en un grupo. Caracter no metálico: Se entiende por no metal el elemento electronegativo. Es decir aquel que por tener muchos electrónes en su último nivel tiene tendencia a ganar el pequeño número que le falta de ellos para adquirir configuración de gas noble. Es decir la más estable, cargandose por ello negativamente. En la Tabla Periódica el caracter no metálico varia exactamente al contrario que el metálico, es decir, aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo. Energía de ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en fase gaseosa y en estado fundamental. En un mismo átomo existen primera energía de ionización, segunda, tercera, cuarta … que van aumentando ya que cada vez el núcleo atrae con más fuerza a los electrones y estos son más dificiles de arrancar. Se suele expresar en KJ/mol, Kcal/mol o en ev/átomo. Cuanto menor sea la energía de ionización de un átomo más fácil será que pierda electrones para formar iones positivos (más electropositivo). Aunque surgen algunas irregularidades debidas al aumento de estabilidad cuando algunos orbitales están llenos o semillenos, en general: Al descender en un grupo disminuye la energía de ionización, pues al aumentar el número de capas de electrones aumentan el apantallamiento del núcleo y el radio atómico, de hecho que los electrones están menos atraídos y son más fáciles de arrancar. Dentro de un mismo período, la energía de ionización aumenta hacia la derecha al aumentar el número atómico, pues al aumentar la carga nuclear efectiva los electrones están más atraídos y son más difíciles de arrancar. Afinidad electrónica o electroafinidad: Es la energía que hay que darle a un átomo en fase gaseosa y en estado fundamental para que gane un electrón y se convierta en un ión negativo gaseoso. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente un electrón para convertirse en aniones. Se expresa en KJ/mol, Kcal/mol o en ev/átomo. Existen electroafinidades segunda, tercera, etc. que implican un acercamiento de energía por lo que los electrones ya captados ejercen una fuerza de repulsión sobre los nuevos que se capten. Disminuye al descender en un grupo: Pues al aumentar el número de capas de electrones aumentan el apantallamiento del núcleo y el radio atómico, por lo que el núcleo tiene menos tendencia a captar un electrón externo y se desprende menos energía cuando lo capta. Aumenta hacia al derecha de un mismo período al aumentar el número atómico (excepto en los gases nobles): La razón es que, al avanzar hacia la derecha en un período aumenta la carga nuclear efectiva, además de estar cerca de adquirir configuración de gas noble. Así pues, existe más tendencia a captar electrones y mayor desprendimiento de energía cuando esto ocurre. Resumen de las propiedades periódicas: Propiedades de los elementos del sistema periódico Como ya hemos mencionado, en el sistema periódico se distinguen: Metales, no metales, semimetales e hidrógeno. Lo que haremos en este capítulo será estudiar sus propiedades: Metales: Constituyen el grupo mayoritario de los elementos; están situados a la izquierda y en el centro del sistema periódico. Tienen brillo metálico, son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido, son maleables (pueden formar láminas con facilidad) y dúctiles (pueden formar hilos) y son buenos conductores del calor y la electricidad por ejemplo Na, Ca…Tienen tendencia a formar iones positivos (cationes) por ejemplo Na+,Ca+… No metales: Están situados en la región superior derecha del sistema periódico. Son malos conductores del calor y la electricidad.  A temperatura ambiente, hay no metales gaseosos(N,F,Cl), líquidos (Br) y sólidos(S). Ejemplos de no metales: C, N,   P. Tienen tendencia a formar iones negativos (aniones) por ejemplo N3-,O-2… Semimetales: Están situados en el sistema periódico entre los metales y los no metales. Son elementos semimetálicos B, Si, Ge, As. Son sólidos a temperatura ambiente. Forman iones positivos aunque con dificultad. El hidrógeno: Es el elemento que tiene una estructura más simple: su átomo consta de un protón y un electrón. No tiene las propiedades características de ningún grupo de elementos, ni se le puede asignar una posición definida en el sistema periódico. Puede formar iones positivos H+ y negativos H-. Los gases nobles: Están situados en la columna derecha del sistema periódico. Se caracterizan porque en condiciones normales son inertes: no reaccionan con ningún otro elemento y no forman iones estables. Los gases nobles son: helio, neón, argón, criptón y xenón. OBJETIVO.- Diferenciar los distintos tipos de enlace quimico para establecer las propiedades de cada compuesto. 1. Generalidades de los enlaces quimicos Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace. 2. Regla del octeto. EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable. Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. 3. Enlace ionico Caracteristicas: Esta formado por metal + no metal No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Los compuestos formados pos enlaces io;nicos tienen las siguientes caracteristicas: Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Tienen altos puntos de fusion y ebullicion. Son solubles en solventes polares como el agua Disposicion de los iones en un cristal de cloruro de sodio Modelo de esperas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diametro de un ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio El cloruro de sodio es un solido cristalino de forma cubica que tiene un punto de fisiòn de 808 grados C FORMACION DE ENLACES IONICOS Ejm: NaF Na: metal del grupo IA ENLACE IONICO F: no metal del grupo VIIA Para explicar la formacioacute;n del enlace escribimos la configuracion electronica de cada atomo: 11Na: 1s, 2s, 2p, 3s Electrones de valencia = 1 9F: 1s, 2s, 2p Electrones de valencia = 5 +2 = 7 Si el sodio pierde el electrpn de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendria 8 electrones de valencia, formandose un cation (ion positivo) Na 1+ El fluor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electron que cede el sodio se forma un anion (ion negativo) F 1- La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma: [Na] 1+ .. [:F:] .. 1- En forma grafica podriamos representarlos asi: (Insertar figura 1, p. 229, Hein)figura1 Otro ejemplo: MgBr2 Mg: metal del grupo II A Br: no metal del grupo VIIA METAL + NO METAL IONICO No es necesario hacer la configuracion sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el numero de grupo en romano, para los representativos, indica el numero de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos. :Mg .. :Br: . El atomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto. [Mg] 2+ .. [:Br:] .. 1- .. [:Br:] .. 1- Los atomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual tambien queda con 8 electrones en un nivel mas bajo. Ejercicio: Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. Escribe sobre la linea el nombre del compuesto. a) K2S _________________________ b) Cs2O ________________________ c) CaI2 _________________________ d) Al2O3 ________________________ 4.- Enlace covalente Caracteristicas: Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN. Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen. Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso. Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua. FORMACION DE ENLACES COVALENTES Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas. Cl2, cloro molecular, formado por dos atomos de cloro. Como es un no metal, sus atomos se unen por enlaces covalentes. .. :Cl: . El cloro es un elemento del grupo VII A. El atomos de cloro solo necesita un electron para completar su octeto. Al unirse con otro atomo de cloro ambos comparten su electron desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una linea entre los dos atomos. .. : Cl .. - .. : Cl .. La linea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos atomos. O2 La molecula de oxigeno tambien es diatomica. Pot ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es:  .. : O . . Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es: 2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10. Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos atomos. .. : O .. - .. : O Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada atomo alrededor. Observamos que el oxigeno de la izquierda esta completo, mientras que el derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos atomos formandose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones. .. : O = .. O: La molecula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados. N2 El nitrogeno, otra molecula diatomica, estaubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrogeno aporta 5 electrones x 2 atomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones. .. : N - .. N: Ambos atomos estan rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro atomo formandose un triple enlace. : N = N : La molecula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados. En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o mas, siempre debe seleccionarse unatomo como central para hacer el esqueleto basico del compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas: El atomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un atomo de ese elemento en la molecula). El oxigeno y el hidrogeno no pueden ser atomos centrales. El carbono tiene preferencia como atomo central sobre el resto de los elementos. En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molecula, el hidrogeno nunca se enlaza al atomo central, sino que se enlaza al oxigeno, por ser este el segundo elemento mas electronegativo. El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuracion del gas noble helio con 2 electrones en su ultimo nivel. Los atomos deben acomodarse de tal forma que la molecula resulte lo mas simetrica posible Ejms: CO2 (dioxido de carbono)  TRES NO METALES COVALENTE Total de electrones de valencia: C 1 x 4 electrones= 4 electrones O 2 x 6 electrones= 12 electrones + 16 electrones El carbono es el atomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar. En esta estructura, ambos oxigenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formandose dos dobles enlaces. La estructura esta formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados. [NO3] 1- (ion nitrito) Electrones de valencia totales: N 1 x 5 e- = 5 O 3 x 6 e- = 18 + 23 e- + 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones El nitrogeno es el atomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxigenos. Al nitrogeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace. El doble enlace podria colocarse en tres posiciones distintas, pero la mas correcta es la central por ser mas simetrica. Tipos de enlaces covalentes Los enlaces covalentes se clasifican en: COVALENTES POLARES COVALENTES NO POLARES COVALENTES COORDINADO Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno. A continuacion se muestra los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla periodica.   La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Cuando se enlazan dos atomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraidos por igual por ambos atomos. El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en terminos, generales es el siguiente: Diferencia de electronegatividad Tipos de enlace Menor o igual a 0.4 Covalente no polar De 0.5 a 1.7 Covalente polar Mayor de 1.7 Iónico Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo ionico puro. Enlace ionico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar Se transfieren Los electrones se electrones comparten de manera desigual. Los electrones secomparten por igual. CARÁCTER IÓNICO CRECIENTE Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molecula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta (d). Ejemplo: La molecula de HCl.  Atomos H Cl Electronegatividad 2.2 3.0 Diferencia de electronegatividad 3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar. d+ d- H – Cl El atomo mas electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. el hidrogeno la carga parcial positiva. Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico. Enlace Electronegatividades Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace N -O 3.0 3.5 3.5 - 3.0 = 0.5 Polar Na -Cl 0.9 3.0 3.0 - 0.9 = 2.1 Ionico H - P 2.1 2.1 2.1 - 2.1 = 0 No polar As -O 2.0 3.5 3.5 - 2.0 = 1.5 Polar Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa. Enlace covalente coordinado.-  Se forma cuando el par electronico compartido es puesto por el mismo atomo. Ejemplo: