Soluciones

Son sistemas materiales homogéneos. Son mezclas de

dos o más componentes.

En las soluciones el componente que se encuentra en

mayor proporción se llama solvente y el que se

encuentra en menor proporción se llama soluto. Ej: sal

disuelta en agua, el agua es el solvente y la sal el soluto.

Las soluciones pueden ser líquidas, gaseosas o

sólidas. Algunos ejemplos:

- Aleaciones: son soluciones de sólidos en sólidos. Ej:

el acero es una solución de carbono (soluto) en hierro

(solvente); el bronce es una solución de cobre

(solvente) y estaño (soluto).

- El aire es una solución de gases, los más importantes

son el oxígeno, el hidrógeno y el nitrógeno.

- Las amalgamas dentales son soluciones de sólidos

(plata) en líquidos (mercurio).

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

disueltos constituyendo una solución de sólidos y

gases en líquidos.

- El vinagre es una solución de ácido acético en agua

(líquido en líquido).

Para que se forme una solución es necesario que las

partículas de soluto se dispersen entre las partículas del

solvente, de lo contrario se formaría un sistema

heterogéneo y no, uno homogéneo. Ej: La sal común es

soluble en agua pero el aceite no lo es, por lo tanto si

mezclamos agua y aceite obtenemos un sistema

heterogéneo.

Saturación

Las soluciones, según la cantidad relativa de

soluto que tengan en relación a la cantidad de

solvente pueden ser saturadas o no saturadas.

• Solución no saturada: cuando todo el soluto se

disuelve en el solvente

• Solución saturada: cuando parte del soluto precipita y

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

disuelve en su totalidad. La concentración de una

solución saturada se conoce con el nombre de

solubilidad.

Solubilidad

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que

puede disolverse en un volumen de solvente a una

temperatura determinada (condiciones precisas).

También podemos definir a la solubilidad

de un soluto en un solvente a la cantidad de

gramos del soluto que se pueden disolver en

100 ml o 100gr de solvente hasta formar

una solución saturada (precipite al fondo) a

una determinada temperatura. Algunas sustancias tienen alta solubilidad en ciertos

solventes y otras no la tienen o son directamente

insolubles.

Factores que afectan la solubilidad de un soluto en un

solvente

Los factores que afectan la solubilidad son variados y

dependen del estado de agregación de la materia y de

la cantidad de materia

.

Para los sólidos:

Temperatura: La temperatura en general modifica

la solubilidad de los solutos para un determinado

solvente, pero en otros casos permanece casi sin

modificación. En general la solubilidad de un

soluto aumenta con el aumento de la temperatura,

es decir, la solubilidad es directamente

proporcional al aumento de la temperatura. Por lo

tanto podremos disolver una mayor cantidad de

gramos de solutos en un volumen de solvente

constante si aumentamos la temperatura del

sistema. A los gráficos de solubilidad versus

temperatura se los conoce como curvas de

solubilidad.

Ej:

- Superficie de contacto: cuanto más pequeños son los

cristales de soluto más rápido se disuelven porque la

superficie de contacto es mayor

- La agitación:

- La presión: prácticamente no modifican la solubilidad

de un sólido en un líquido

Para los gases:

La presión: la solubilidad de un gas en un líquido

aumenta con el aumento de la presión del gas

sobre el solvente, y a la inversa. Se trata de una

relación directamente proporcional.

La temperatura: la solubilidad disminuye con el

aumento de la temperatura (inverso que en

mayoría de sólidos). Esto se explica con el

aumento de la energía cinética de las partículas del

gas que escapan con mayor facilidad del solvente.

Concentración de las soluciones

Supongamos que en un recipiente hay 100ml de una

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

en agua. Si agregamos agua a esa solución hasta que su

volumen sea de 200 ml, la cantidad de sal que hay en el

vaso no cambiará: seguirá conteniendo 10 gr. Sin

embargo, si probamos ambas soluciones, la primera

resultará más salada. ¿Por qué? Un simple cálculo nos

dará la respuesta.

Para probar las soluciones usamos una cuchara de

5ml.

Solución A: 100 ml - 10 g soluto

100 ml sol. 10 g

5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,5 g

100ml

Solución B: 200 ml – 10g soluto

200 ml sol. 10 g

5 ml sol. X= 5 ml · 10 g = 0,25 g

200ml

Conclusión: la cantidad de sal que probamos de la

cuchara en la solución B es exactamente la mitad de

lo que probamos en la solución A.

Lo que importa, entonces, no es la cantidad absoluta

de sal que hay en una solución sino su proporción en

un determinado volumen.

La relación existente entre cantidad de

soluto y el volumen de solvente o de

solución se llama concentración.

De acuerdo con esto las soluciones pueden ser:

- Soluciones concentradas: cuando la cantidad de

soluto se aproxima al valor de saturación. Es aquella

que tiene proporcionalmente gran cantidad de solutos

disueltos en relación al solvente.

- Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto en

el solvente está lejos del valor de saturación. Son

soluciones que tiene relativamente poca cantidad de

solutos disueltos en relación al solvente.

Si la información sobre la concentración de una

solución no es exacta en cuanto a cantidades no nos da

mucha información. Por eso es necesario calcular

cuantitativamente esos valores. La concentración de una

solución puede expresarse fácilmente de la siguiente

manera:

Concentración centesimal masa en masa

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

utiliza para expresar concentraciones de soluciones

de sólidos en sólidos, nos indica cuantos gramos de

soluto hay por cada 100 g de solución, se lee % m/m.

Ej: aleación de estaño y cobre constituyendo bronce

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

concentración de estaño es de 5g cada 100 g de

bronce entonces se expresa 5 % m/m.

Presión (atm)

solu

bili

dad

• Concentración centesimal masa en

volumen (% m/V) o porcentaje masa en

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

concentración de un sólido disuelto en un líquido,

representa los gramos de soluto por cada 100ml o cm3

de solución.

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

500 ml 20 g

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

500 ml

Rta: la solución está al 4% m/V

• Concentración centesimal volumen en

volumen (%V/V) o porcentaje volumen en

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

concentración de un líquido disuelto en otro líquido.

Representa los ml del líquido disuelto (soluto) en 100

ml de solución. Se lee % V/V

Definición de algunos términos relacionados con la

materia y con los sistemas materiales:

Las definiciones de los conceptos que abajo se detallan

no son para saberlas de memoria, solo sirven para

comprender los conceptos y recurrir a ellas cuando se

tenga una duda o confusión al respecto.

Materia: todo aquello que posee masa y ocupa lugar en el

espacio

Cuerpo: porción limitada de materia, formados por

materias diferentes, llamadas sustancias.

Cuerpo puro: formado por un solo tipo de sustancia. La

sustancia puede ser simple o compuesta. Ej: agua –

oxígeno

Cuerpo impuro: formado por una mezcla de sustancias.

Ej: agua y azúcar – agua y aceite.

Sustancia: forma de materia de composición definida,

con propiedades físicas, químicas características.

Sustancias simples: Formadas por un mismo tipo de

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

Sustancias compuestas: formadas por átomos diferentes,

también se las llama compuestos. Pueden descomponerse

químicamente en otras sustancias. Ej: NH3, H2O, CO2,

SO2.

Sistema material: porción del universo que se aísla, real

o imaginariamente, para su estudio.

Sistema material heterogéneo: presentan distintas

propiedades intensivas en por lo menos dos de sus

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

fases pueden presentar cualquiera de los estados de

agregación de la materia. Estas fases no necesariamente

se ven a simple vista, pueden visualizarse con

microscopio o con ultramicroscopio. Ej: agua y arena –

agua y aceite - leche

Sistema material homogéneo: presentan las mismas

propiedades intensivas en todos sus puntos, es decir, en

cualquier porción del sistema. Presentan continuidad

cuando se las observa a simple vista o al microscopio. Ej:

agua y azúcar totalmente disuelta – agua y alcohol – aire.

Mezclas: cuando un sistema material está formado por

varios componentes constituye una mezcla. Las mezclas

pueden ser heterogéneas (cualquier sistema heterogéneo)

u homogéneas (se las llama soluciones).

Soluciones: mezclas de dos o más componentes,. El

componente que se encuentra en mayor proporción es el

solvente, el que se encuentra en menor proporción es el

soluto. El soluto siempre tiene que ser soluble

(disolverse) en el solvente.

Solución saturada: cuando parte del soluto precipita y se

deposita en el fondo del recipiente, es decir no se

disuelve en su totalidad. La concentración de una

solución saturada se conoce con el nombre de

solubilidad.

Soluciones no saturadas: cuando todo el soluto se

disuelve en el solvente.

Soluciones concentradas: cuando la cantidad de soluto se

aproxima al valor de saturación. Si una solución está en

su punto de solubilidad (máxima cantidad de gramos de

soluto que pueden disolverse en 100 ml de solvente) está

concentrada.

Soluciones diluidas: cuando la cantidad de soluto en el

solvente está lejos del punto de saturación

Concentración: relación existente entre la cantidad de

soluto y el volumen de solvente o de solución.

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

concentración de una solución. Es la cantidad de gramos

de soluto que tengo disuelta en 100 ml de solvente. Ej: Si

digo que tengo una solución al 4 % P/V es lo mismo

decir que tengo cada 100 ml de solvente 4 g de soluto.

Estructura atómica

El átomo Se puede considerar al átomo como la parte

más pequeña de un elemento químico que

mantiene las propiedades químicas de éste y es

capaz de reaccionar en una reacción química

El tamaño de los átomos es extremadamente

pequeño, para tener una idea de ese tamaño

podemos pensar en lo siguiente: se necesitaría

varios millones de ellos alineados para alcanzar una

longitud de un milímetro y varios miles de trillones

de ellos para que pesen un gramo.

Se sabe que los átomos están compuestos por

varios tipos de partículas elementales. Algunas de

esas partículas poseen estabilidad suficiente para

tener existencia independiente fuera del átomo, en

determinadas condiciones. Esas partículas son los

protones, los neutrones y los electrones.

La estructura de un átomo comprende dos zonas

básicas:

• El núcleo: región central de pequeño volumen

que reúne casi toda la masa del átomo y con

carga positiva. En esta zona se encuentran dos

tipos de partículas: los protones (de carga

eléctrica positiva) y los neutrones (sin carga

eléctrica). El núcleo es el responsable de muchas

de las características físicas del átomo.

• Por fuera del núcleo se encuentra la segunda

zona, o región extranuclear que es en

proporción grande respecto del tamaño del

núcleo, en la que se hallan en continuo

movimiento partículas de masa casi

insignificante y carga eléctrica negativa: los

electrones. La estructura extranuclear es la

responsable del comportamiento químico del

átomo.

Modelo de la estructura del átomo de Magnesio

(Mg)

Es sabido que cargas del mismo signo se

repelen entre sí y que cargas de diferente

signo se atraen entre sí. Debido a esto los

electrones se repelen mutuamente debido a su

carga eléctrica negativa, y son atraídos hacia los

protones del núcleo, que tienen carga positiva.

Sin embargo, a causa de su repulsión mutua, solo

cantidades limitadas de electrones pueden ocupar

el espacio más cercano al núcleo. Un átomo

grande puede dar cabida a muchos electrones,

porque estos se encuentran en zonas cada vez

más alejadas del núcleo. Los electrones se

mueven dentro de espacios tridimensionales

limitados llamados capas de electrones, cada una

de las cuales corresponde a mayores niveles de

energía conforme se alejan del núcleo. Para

simplificar su representación, dibujamos esas

capas como anillos alrededor del núcleo.

Modelo atómico actual: modelo cuántico

El modelo atómico actual se debe a los trabajos

realizados por el físico Erwin Schrödinger sobre

mecánica cuántica.

El modelo de Schrödinger ubica a los electrones

en un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere

tres dimensiones (tres números cuánticos) para

describir los orbitales en los que se puede encontrar.

Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta

que usándolo sólo se puede resolver con exactitud la

estructura del átomo de hidrógeno, átomo que posee

un solo electrón. Para resolver átomos distintos al de

hidrógeno (multielectrónicos) se recurre a métodos

aproximados.

Este modelo, el modelo cuántico, plantea que la

estructura extranuclear del átomo estaría

organizada de la siguiente manera:

• Los electrones se disponen en capas. Podemos

entender el concepto de capa electrónica como

una escalera donde cada escalón sería un nivel

energético diferente. Las capas más alejadas del

núcleo son las que reúnen electrones con más

energía y las más cercanas al núcleo las que

reúnen electrones con menos energía. Cada nivel

o capa tiene subniveles denominados orbitales.

• Los electrones no giran en órbitas circulares ni

elípticas, es decir, no desarrollan una órbita en

torno al núcleo, sino que se mueven en una

determinada región alrededor del mismo

denominada orbital, de acuerdo a la energía que

posean.

• Los orbitales pueden ser de 4 tipos diferentes en

cuanto a la forma y la ubicación en cada nivel

energético, se los denomina: s, p, d, f.

• Un orbital es una zona de alta probabilidad de

encontrar al electrón. Una capa electrónica o

nivel de energía está formada por los orbitales que

reúnen electrones con energías similares.

• Los electrones se mueven irregularmente por

los orbitales (según el principio de incertidumbre:

no se puede conocer la posición exacta de un

electrón en un instante dado, de allí el concepto de

orbital como zona de probabilidad máxima de

encontrar al electrón).

• La repulsión entre los electrones, debido a sus

cargas negativas, se traduce en que los electrones

en un átomo multielectrónico tratan de

permanecer alejados de los demás y sus

movimientos se enredan mutuamente en los

diferentes orbitales.

• El número máximo de electrones que acepta un

determinado nivel n de energía es 2 · n2, es

decir que el primer nivel, n1, solo podrá tener 2

electrones como máximo, el n2 8 electrones, el n3

18 electrones y el nivel n4 32 electrones, después

de la capa 4 por más que se aumente el número de

nivel energético no puede tener más de 32

electrones.

El núcleo de los átomos está compuesto por

protones y neutrones. La masa de un protón o de un

neutrón es aproximadamente 1850 veces mayor a la

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

átomo es prácticamente igual a la masa del núcleo,

considerando, entonces, la masa de los electrones

como despreciable.

Sin embargo, los electrones de un átomo son los

responsables de la mayoría de las propiedades

químicas de los átomos que se reflejan en las

propiedades macroscópicas de la materia.

El movimiento de los electrones alrededor del

núcleo se explica, considerando solamente las

interacciones entre el núcleo y los electrones por las

fuerzas de atracción y repulsión de sus cargas (la

interacción gravitatoria dependiente de las masas es

completamente despreciable).

Conceptualmente, la masa atómica es la masa

de un átomo, y la masa de un átomo en particular es

la suma de las masas de las partículas que se

considera que aportan masa al átomo, es decir, sus

protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos

que pueda tener ese elemento químico (isótopo:

átomos del mismo elemento, con igual número de

protones que presentan distinto número de neutrones,

es decir que estos átomos diferirán entre sí por su

masa atómica). La masa atómica es, en realidad, una

media ponderada de las masas atómicas de los

distintos isótopos de un elemento, teniendo en cuenta

la abundancia de los mismos en la naturaleza.

Cuando en la Tabla Periódica se indica un valor

para la masa atómica, hay que entender que se trata

de la masa atómica relativa de los elementos no de

la masa real del átomo, ya que ese valor de masa se

obtiene al comparar la masa de cada elemento

con una unidad de referencia (el valor de la masa

atómica está en relación a una unidad definida). La

unidad en que se mide la masa atómica se llama

justamente unidad de masa atómica (uma). Esta

unidad es también llamada Dalton, (Da) en honor al

químico John Dalton.

¿Cuál es la unidad de referencia? Por acuerdo científico, se ha definido que el valor

de la uma es igual a la 1/12 (una doceava) parte de la

masa del isótopo más estable del átomo de Carbono

que es el que posee masa 12, su valor se

corresponde aproximadamente a la masa de un

protón. Entonces, cuando se muestra un valor (un

número) como masa atómica de un elemento, ese

número está indicando cuántas veces la masa de

un átomo de ese elemento es mayor que la unidad

de masa atómica (uma).

Recuerden que por eso es masa atómica relativa,

pues se relaciona con una unidad de referencia, la

uma. Para aclarar la idea de relativa, debemos tomar

en cuenta que para cualquier medición que

realizamos diariamente siempre consideramos una

unidad de referencia. Por ejemplo: cuando medimos

el largo de un aula nuestra unidad de referencia es el

metro, si decimos el aula tiene 6 metros de largo, lo

que estamos diciendo es que es 6 veces más larga

que la unidad de referencia, el metro.

Ej: La masa atómica relativa (Ar) del elemento

oxígeno es: Ar del O = 16, esto significa que la masa

de un átomo de oxígeno es 16 veces mayor que 1

uma.

Así como se compara la masa de un átomo con la

uma, se puede relacionar la masa de una molécula con

la misma unidad. Se denomina masa molecular

relativa (Mr) de una molécula al número que

indica cuantas veces es mayor la masa de la

molécula que 1 uma.

La masa molecular relativa resulta de sumar las

masas atómicas relativas de los átomos que la

componen.

Ej: la Mr del agua es:

Mr H2O = Ar H + Ar H + Ar O

2 átomos de H

Mr H2O = 1 + 1 + 16 = 18

Las características de las partículas subatómicas

se resumen en la siguiente tabla

Partícula Carga Masa Ubicación

Protón positiva tiene

(1 uma) núcleo

Neutrón neutra tiene

(1 uma) núcleo

Electrón negativa despreciable Zona

extranuclear

Número atómico y másico

Los diferentes elementos que existen se

diferencian entre sí por el número de protones que

tengan en su núcleo, que determinan el número de

cargas del núcleo.

A la cantidad de protones que tenga un átomo en

su núcleo se la conoce como el número atómico

del elemento y se identifica con la letra Z, por

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

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

igual a 30.

Z = número de protones (número

de cargas positivas del núcleo)

Como a los átomos en la Tabla Periódica se los

coloca en su forma neutra, es decir, sin carga

eléctrica neta ya que tienen igual número de

protones que de electrones (cargas opuestas de la

misma magnitud se anulan), podemos deducir

indirectamente que Z también nos indica el

número de electrones.

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

número total de partículas del núcleo, se la conoce

como el número másico o número de masa y se la

identifica con la letra A.

A = número de protones + número de neutrones

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

al número másico menos el número atómico:

N° de n° = A – Z

Con estos dos números se puede representar la

estructura del núcleo del átomo: se escribe, a la

izquierda de su símbolo, el número de másico como

superíndice y el número atómico como subíndice.

A ésta forma de presentar al átomo se la conoce

como estructura atómica y másica del elemento o

notación científica del elemento

A

X (representa el símbolo de un elemento)

Z

Ej:

Isótopos

Si bien todos los átomos de un mismo elemento

presentan el mismo número de protones no siempre

presentan el mismo número de neutrones, por

ejemplo el cloro lo podemos encontrar formado por

18 neutrones en su núcleo o por 20 neutrones.

Se denominan isótopos a los átomos del mismo

elemento (con igual Z) pero con distinto número

de neutrones, es decir que estos átomos diferirán

entre sí por su masa atómica ya que poseen

distinto número de neutrones. Los isótopos de un

elemento químico poseen las mismas propiedades

químicas porque presentan el mismo número de

protones y electrones.

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

un protón solamente y sin neutrones,

denominándoselo protio (es el H ordinario);

también se lo puede encontrar constituido por un

protón y un neutrón, denominándoselo deuterio, o

tener en su núcleo un protón y dos neutrones

denominándoselo tritio.

23 Na 11

1

H

1

Protio

2

H

1

Deuterio

3

H

1

Tritio

En la imagen, modelos de los 3 isótopos conocidos del Hidrógeno

Iones

En determinadas circunstancias un átomo o un

grupo de átomos puede perder o ganar electrones,

transformándose en un ion. Un ion es una especie

química con carga eléctrica neta.

Existen dos tipos de iones:

• Catión: cuando un átomo pierde uno o más

electrones se transforma en un ion positivo o con

carga eléctrica positiva llamado catión. Al perder

electrones queda con cargas positivas en su

núcleo que no son neutralizadas por electrones

de la zona extranuclear porque ha cedido

(perdido) algunos. El ión quedará, entonces,

con tantas cargas positivas como electrones

haya perdido el átomo originalmente neutro. Ejemplo: Na

+ , indica que el átomo de sodio

perdió 1 electrón

• Anión: cuando un átomo gana uno o más

electrones se transforma en un ion negativo o

con carga eléctrica negativa llamado anión. Al

ganar electrones queda con cargas negativas

porque tendrá en su zona extranuclear más

electrones de los que podrán neutralizar los

protones presentes en el núcleo. El ión quedará

con tantas cargas negativas como electrones

haya ganado el átomo originalmente neutro. Ejemplo: O

-2, indica que el átomo de oxígeno

ganó 2 electrones

La tabla periódica: clasificación

de los elementos Los primeros científicos advirtieron que algunos

elementos presentaban propiedades semejantes;

algunos, por ejemplo, eran buenos conductores de la

electricidad y la temperatura y si se los pulía tenían

brillo, a estos elementos se los llamó metales. Existe

otro grupo de elementos, llamados no metales, que

son malos conductores tanto de la electricidad como

de la temperatura.

Pero las semejanzas y las diferencias entre los

elementos se observan no solo en sus propiedades

físicas sino también en sus propiedades químicas;

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

otros elementos químicos.

Clasificar los elementos (agruparlos según sus

propiedades similares) resulta especialmente

importante, porque permite hacer predicciones. Si

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

inmediatamente sabremos que posee las

propiedades antes dichas para los metales.

Durante muchos años se intentó clasificar a los

elementos de acuerdo a sus propiedades químicas.

Finalmente, en 1850, el químico ruso Dimitri

Mendeleiev encontró una clave para clasificarlos:

cuándo los ordenaba desde el más liviano al más

pesado (según su A creciente) descubrió que, cada

cierto número de elementos, las propiedades

químicas y físicas se repiten; es decir que muestran

un comportamiento periódico.

En la clasificación moderna, basada sobre la de

Mendeleiev, los elementos se ordenan ya no según

sus A crecientes sino según sus números atómicos

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

disposición, a un tablero con filas y columnas: cada

casillero corresponde al símbolo de un elemento.

Descripción de la tabla periódica

En la tabla periódica solo figura el isótopo más

abundante en la naturaleza de cada elemento

químico.

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

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

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

constituido por dos protones y dos electrones,

además de neutrones. Se forman, así, filas

(ordenamiento horizontal) en las cuales, a medida

que se avanza, su Z aumenta una unidad por cada

casillero, de modo tal que entre un elemento y el

siguiente hay una diferencia de un protón y un

electrón.

La tabla periódica moderna está ordenada en

filas y columnas:

Filas: cada una de esas filas se denomina

Período, los elementos ubicados en un mismo

período se caracterizan por tener igual número

de orbitales electrónicos (niveles). Dos

elementos consecutivos en un periodo (misma

fila) tienen masas similares, pero propiedades

diferentes. Cada elemento químico pertenece a

un determinado período en función del número

de niveles energéticos que tenga.

Columnas: los elementos que presentan

propiedades químicas y físicas semejantes se

ordenan en una misma línea vertical, formando

columnas, cada una de las cuales se llama

Grupo. Dos elementos consecutivos en un

grupo (misma columna) tienen propiedades

físicas parecidas a pesar de la significativa

diferencia de masa. Existen grupos

denominados, respectivamente, A y B: los

elementos de los grupos A se llaman

representativos (presentan el último orbital

incompleto, los hay metales y no metales); los

de los grupos B, de transición (presentan los

dos últimos orbitales incompletos, son todos

metales). Esta distinción se debe a diferencias

en la estructura electrónica de los elementos

que determina su comportamiento. Los

elementos que se encuentran dentro del mismo

grupo representativo tienen propiedades

químicas similares debido a tener el mismo

número de electrones en su nivel más externo.

A

B A

En la tabla también se distinguen tres grupos de

elementos bien característicos:

• Los elementos metálicos o metales: ubicados a

la izquierda de la escalera que comienza debajo

del H. Sus características principales son:

Casi todos sólidos a temperatura ambiente.

Buenos conductores de la temperatura y la

electricidad.

Tienen brillo si se los pule.

Son maleables, se pueden extender en láminas

Son dúctiles, se estiran.

Son poco electronegativos.

• Los elementos no metálicos o no metales:

ubicados a la derecha de la escalera. Sus

características principales son:

A temperatura ambiente pueden ser sólidos,

líquidos o gaseosos.

No tienen brillo, excepto el yodo.

Son malos conductores del calor y de la

electricidad (excepto el carbono).

No son dúctiles ni maleables.

Son blandos y quebradizos.

Tiene en general alta electronegatividad

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

ubican en el grupo VIII A o 18. Son llamados

así por su baja reactividad. Sus características

principales son:

Escasa tendencia a combinarse con otros

elementos.

Son malos conductores del calor y la

electricidad.

Se encuentran en el aire en pequeñas cantidades

Sus moléculas son monoatómicas.

No tiene electronegatividad

Distribución el grupos de elementos en la Tabla

Periódica

La tabla periódica y la estructura

electrónica

En la tabla periódica los elementos están

ubicados de tal manera que:

• El número del período (fila horizontal)

coincide con el número de niveles

electrónicos.

• En los grupos representativos (A), el número

Romano de cada grupo coincide con el de

electrones presentes en su último nivel,

presentan incompleto este último nivel. Todos

los elementos ubicados en el grupo IA tienen

un solo electrón en su último nivel y, con

excepción del H, su penúltimo nivel se halla

completo. De modo similar, todos los

elementos del grupo VIIA tienen 7 electrones

en su último nivel. Si a los grupos los

denominamos del 1 al 18, para los de un dígito

la cantidad de electrones de su último nivel es

igual al número de grupo; para los de dos

dígitos será igual al dígito de la unidad (Ej:

grupo 13 tendrá 3 electrones en su último

nivel).

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

presentan los dos últimos niveles de energía

incompletos. Casi todos los elementos tienen 2

electrones en su último nivel; mientras que en

su penúltimo nivel tienen distintas cantidades

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

IVB, y así, incrementando de a un electrón,

hasta llegar al grupo IIB, que tienen 18

electrones en su penúltimo nivel. Estos

elementos, a veces, se comportan como los

metales o como los no metales, según el

elemento con que reaccionen.

Estabilidad de los átomos

En la naturaleza todo tiende a estados de menor

energía, ya que dichos estados resultan más

estables. Por este motivo los átomos ubican sus

electrones desde el núcleo hacia la periferia tratando

de que todos sus niveles queden completos

alcanzando así la máxima estabilidad.

A partir de los estudios realizados por el químico

norteamericano G. N. Lewis, podemos generalizar

que los elementos químicos representativos (grupos

A) de la tabla periódica alcanzan la estabilidad

(estado de menor energía) cuando tienen su último

nivel completo.

Los átomos del grupo VIII A o 18 son

denominados gases inertes por su escasa

reactividad debido a que poseen el último nivel

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

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

estructura estable, es decir que éste nivel se

completa con 2 electrones (por ejemplo el elemento

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

último nivel, alcanzan una estructura estable

cuando tienen 8 electrones. Es decir, los átomos

que tienen en su último nivel 8 electrones son

estables (por ejemplo el argón). Esta condición es

conocida como octeto, es decir, los gases inertes

tienen el octeto completo, siendo estables.

Ejemplos del helio, neón y argón, observar

último nivel completo con 8 electrones:

Los átomos de los elementos metálicos y no

metálicos que no tienen la estructura de 8

electrones (octeto) en su último nivel no serán

estables. Para estabilizarse deberán completar el

octeto.

En el ejemplo el átomo de carbono:

Radio atómico

El radio atómico, representa el radio de un

átomo de un elemento, suponiéndolo esférico, en su

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

distancia entre el centro del núcleo del átomo y el

electrón estable más alejado del mismo.

En la imagen, radio atómico de un átomo:

El radio atómico aumenta de arriba hacia

abajo dentro cada grupo, puesto que los

elementos situados hacia la parte inferior tienen un

mayor número de niveles de energía. Dentro de

cada periodo el radio atómico de los elementos

aumenta de derecha a izquierda, debido a que los

elementos situados hacia la izquierda en el mismo

periodo tienen menos protones (cargas positivas) en

su núcleo y atraen con menor fuerza los electrones

periféricos (cargas negativas), hecho que les permite

a los electrones a situarse cada vez a mayor

distancia del núcleo y aumentar en consecuencia el

radio atómico del elemento.

En la imagen, la tabla periódica y el tamaño

radio atómico:

El radio iónico

El radio iónico es el radio de los iones, tanto

cationes como aniones, es una propiedad que afecta

a las propiedades físicas y químicas de los

compuestos iónicos:

El radio iónico de los cationes es menor al de

su correspondiente átomo neutro, debido a la

pérdida de electrones. La pérdida de electrones

no solo puede quitar un nivel energético (“capa

de electrones”) sino que, además, hay un

incremento de la de carga nuclear debido a la

pérdida de electrones y en consecuencia mayor

atracción sobre los restantes. También disminuye

la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los

electrones restantes, provocando el acercamiento

de los mismos entre sí y al núcleo positivo, lo

que determina un menor tamaño del radio. Los

radios de los iones dipositivos y tripositivos son

a su vez más pequeños que los radios de los

iones monopositivos.

El radio iónico de los aniones es mayor al de

su átomo neutro correspondiente, debido a

haber ganado electrones. Esto aumenta la fuerza

eléctrica de repulsión mutua entre los electrones,

provocando el alejamiento de los mismos entre sí

y del núcleo positivo, lo que determina un mayor

radio.

En la imagen, comparaciones entre los radios

iónicos de dos átomos con respecto a sus radios

atómicos originales, (arriba) para un elemento que

pierde un electrón y (abajo) otro elemento que gana

un electrón.