ELEMENTOS QUÍMICOS sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los

ELEMENTOS QUÍMICOS
Elemento es la sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en
sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los
elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que
consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y
neutrones.
El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden
añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente. Cada elemento posee
propiedades especificas de orden físico, que conserva en todas sus
combinaciones. Las más importantes pertenecen al dominio de la óptica
electromagnética, es decir, a la espectroscopia y a su generalización por
medio de los rayos x. El espectro de emisión de un cuerpo gaseoso está
formado por radiaciones, cuyas longitudes de onda son características del
elemento que las produce. Para producir un vapor incandescente para hacerse
de dos maneras: encerrarlo a baja presión en un tubo e iluminarlo por medio
de una corriente de alta tensión , o haciendo saltar una chispa entre dos
armaduras compuesta de dos cuerpos que se han de estudiar. Para obtener un
espectro de rayos x se emplea en el tubo productor una combinación del
elemento como antiácido.
Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de
los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos
electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados
metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no
metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los
elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas
positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento),se repiten a
intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas
semejantes. Esos grupos de elementos con propiedades físicas y químicas
similares se llaman familias, por ejemplo: Los metales alcalinotérreos, los
lantánidos, los halógenos y los gases nobles.
La unidad de masa atómica de los elementos es un doceavo de la masa del
átomo de carbono 12 (establecida arbitrariamente en 12). El número atómico,
la masa atómica y el símbolo químico
de cada un de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico
o tabla periódica.
Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes
números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios
isótopos naturales, mientras que otros solo existen en una forma isotópica.
Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales
y algunos sintéticos son inestables.
Los elementos transuránicos pesados producidos en el laboratorio son
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radiactivos y tienen vidas muy cortas. Algunos físicos especulan sobre la
existencia de un número de elementos superpesados estables, elementos con
número de atómicos de 164 o superiores, pero aún no se han encontrado
evidencia de dichos elementos.
NOMENCLATURA DE LOS ELEMENTOS
En un principio solía escogerse para designar los cuerpos simples un nombre
referente a alguna de sus propiedades; pero, para los elementos
descubiertos u obtenidos más recientemente, el nombre ha sido escogido de
modo más arbitrario: en general, para recordar el lugar donde se descubrió
o como homenaje a un científico renombrado.
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Los 1º intentos de relación los elementos químicos entre sí con vistas a
realizar una clasificación de los mismos se debieron al médico británico W.
Prout (1785−1850 ) quién supuso que los elementos eran el resultado de la
condensación de átomos de hidrogeno, por lo que sus pesos atómicos deberían
ser múltiplos de éste. Tal hipótesis fue rechazada debido a las mediaciones
efectuadas por Berzelius, que confirmaron la corrección de algunos pesos
atómicos no enteros (como los del cloro).
En 1851 el físico francés J.B Dumas observó que ciertos grupos de elementos
(triadas) poseían propiedades muy parecidas (como que el peso atómico del
elemento central era la semisuma de los correspondientes a los extremos).
En 1862 , el químico también francés, A.E. Beguyen de Chancourtoois
(1820−1886) propuso una clasificación de los elementos basada en la
ordenación creciente de los pesos atómicos y las otras propiedades de los
elementos.
Un paso más, y muy importante, fue el dado en 1863 por el químico británico
Jar Newlands (1838− 1898) con su ley de las octavas: ordenados
crecientemente los elementos con respecto a su peso atómico el octavo
elemento tiene propiedades muy parecidas al primero; el noveno al segundo,
etc., igual que ocurre con las notas de la escala musical.
A partir del calcio se pierde la periodicidad; Newlands no supo superar las
dificultades que se presentaban (porque partía del supuesto implícito de
que se conocían todos los elementos existentes) y, por ello, su ley no fue
aceptada plenamente.
El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los
elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades
químicas, inicialmente, los elementos fueron ordenados por su masa atómica.
A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se
desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la
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tabla, que ahora está ordenada según el número de atómico de los elementos
( el número de protones que contienen ).
SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
La tabla periódica de Mendeléiev tuvo la ventaja de que orientó el
descubrimiento de nuevos elementos, pues ya no se iba a ciegas ni debía
confiarse en el azar como anteriormente.
El conocimiento de nuevos elementos y de la estructura atómica ha permitido
construir una Tabla periódica o sistema periódico que refleja
satisfactoriamente las propiedades y relaciones que poseen los elementos
químicos, si bien presenta aun determinados problemas que no se han
resuelto.
Esta moderna Tabla presenta diferencias con la del sabio ruso. La principal
es que la ordenación creciente según pesos atómicos ofrecía algunas
excepciones ( por ejemplo, Ar − k, que están colocados de este modo y, sin
embargo, sus pesos atómicos respectivos son 39,9 y 39,1 )y por ello se
buscó un nuevo criterio ordenador que es el de los números atómicos ( que,
como se sabe, se hallan relacionados con la estructura atómica).
Se conserva la disposición en filas y columnas. Las son los periodos, con
un total de siete, de los que el último es incompleto. Las columnas son los
grupos, con un total de nueve, designados del I al VIII y el último es el
(cero); cada uno de los grupos del I al VII se dividen en subgrupos.
Existe un periodo muy corto, con únicamente dos elementos , el H y el He.
Siguen dos períodos cortos con ocho elementos cada uno. A continuación, los
periodos cuarto y quinto, denominados periodos largos, con dieciocho
elementos cada uno (entre los primeros elementos y los últimos se
intercalan otros diez, que se conocen con el nombre de elementos de
transición ). El sexto periodo contiene treinta y dos elementos; en
particular del 57 al 71 se encuentran los lantánidos o tierras raras, que
se separan de las Tabla para hacerla más manejable. En cuanto al último
periodo, el séptimo que es incompleto por el momento termina en el elemento
105 y a partir del número 89, los elementos reciben la denominación de
actínidos.
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LEY PERIÓDICA
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las
propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de
forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por
lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los
elementos del grupo 1 (o IA ), a excepción del hidrógeno, son metales con
valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA ), exceptuando
el astato, son los metales, que normalmente forman compuestos con valencia
−1.
LAS REACCIONES QUÍMICAS
En todas las reacciones químicas aparece un principio fundamental,
llamado de la conservación de los elementos: los cuerpos introducidos en la
reacción y los cuerpos obtenidos contienen los mismos elementos, y la masa
total de cada uno de ellos permanece constantes. Este principio, que rige
toda la química clásica, no es valido, como se verá más adelante, en las
desintegraciones y transmutaciones que constituyen la química nuclear.
CONCEPTOS DE Nº ATÓMICO Y Nº MÁSICO
Se sabe que el número atómico posee cargas positivas y que la corteza, con
los electrones es negativa. El núcleo está constituido por protones y
4
neutrones, que son los nucleones.
Los protones están cargados positivamente y los neutrones son
eléctricamente neutros. Se tienen que: El número de protones, que coinciden
con el de electrones, se denomina número atómico y es también el número de
orden que caracteriza al elemento químico en el sistema periódicos: se
representa mediante el símbolo Z .
El número másico o número de masa es el número de nucleones del átomo; se
representa mediante el símbolo A.
Se deduce de ambas definiciones que, A−Z = a número de neutrones.
Para designar el núcleo de un elemento se utiliza ( notación
recomendada por la IUPAC ) el símbolo de este con el número Z en su parte
su parte superior izquierda, es decir, si M = símbolo del elemento,
tendremos:
M
De los conceptos formulados, se puede concluir que: un elemento
químico es una clase de materia construida por átomos de igual número
atómico.
Para afianzar conceptos, resumimos en una tabla las propiedades
esenciales de las partículas atómicos fundamentales.
TEORÍA CUANTICA
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura
atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha
aportado una explicación fácil a la mayoría de las características
detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro
números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por
medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y
del principio de exclusión de Wofgang Pauli, que establece que dos
electrones del mismo átomo no pueden tener el los mismos números cuánticos,
los físicos pueden determi−
nar teóricamente el número máximo de electrones necesarios para completar
cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema
periódico.
Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué
algunos elementos sólo tienen una capa incompleta ( en concreto la capa
exterior, o de valencia ), mientras que otros también tienen incompletas
las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de
elementos conocidos como lantánidos, que son tan similares en sus
propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los catorce elementos un
único lugar en su sistema.
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TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos
en la mayoría de los casos (valencia = 0 ), están interpuestos entre un
grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1
y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con
valencia −1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de
las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas
alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son
por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por
lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo
parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con
los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos
que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas
inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las
capas y presentan una valencia−1 y tienden a ganar un electrón en la última
capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una
valencia+1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que
la primera capa de electrones puede contener un máximo de dos electrones,
la segunda un máximo de ocho, la tercera de dieciocho, y así sucesivamente.
El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de
electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La
diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede
explicar en la base de la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos
son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos
en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo
proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.
ELEMENTOS QUÍMICOS
Elemento es la sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en
sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los
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elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que
consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y
neutrones.
El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden
añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente. Cada elemento posee
propiedades especificas de orden físico, que conserva en todas sus
combinaciones. Las más importantes pertenecen al dominio de la óptica
electromagnética, es decir, a la espectroscopia y a su generalización por
medio de los rayos x. El espectro de emisión de un cuerpo gaseoso está
formado por radiaciones, cuyas longitudes de onda son características del
elemento que las produce. Para producir un vapor incandescente para hacerse
de dos maneras: encerrarlo a baja presión en un tubo e iluminarlo por medio
de una corriente de alta tensión , o haciendo saltar una chispa entre dos
armaduras compuesta de dos cuerpos que se han de estudiar. Para obtener un
espectro de rayos x se emplea en el tubo productor una combinación del
elemento como antiácido.
Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de
los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos
electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados
metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no
metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los
elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas
positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento),se repiten a
intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas
semejantes. Esos grupos de elementos con propiedades físicas y químicas
similares se llaman familias, por ejemplo: Los metales alcalinotérreos, los
lantánidos, los halógenos y los gases nobles.
La unidad de masa atómica de los elementos es un doceavo de la masa del
átomo de carbono 12 (establecida arbitrariamente en 12). El número atómico,
la masa atómica y el símbolo químico
de cada un de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico
o tabla periódica.
Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes
números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios
isótopos naturales, mientras que otros solo existen en una forma isotópica.
Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales
y algunos sintéticos son inestables.
Los elementos transuránicos pesados producidos en el laboratorio son
radiactivos y tienen vidas muy cortas. Algunos físicos especulan sobre la
existencia de un número de elementos superpesados estables, elementos con
número de atómicos de 164 o superiores, pero aún no se han encontrado
evidencia de dichos elementos.
NOMENCLATURA DE LOS ELEMENTOS
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En un principio solía escogerse para designar los cuerpos simples un nombre
referente a alguna de sus propiedades; pero, para los elementos
descubiertos u obtenidos más recientemente, el nombre ha sido escogido de
modo más arbitrario: en general, para recordar el lugar donde se descubrió
o como homenaje a un científico renombrado.
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Los 1º intentos de relación los elementos químicos entre sí con vistas a
realizar una clasificación de los mismos se debieron al médico británico W.
Prout (1785−1850 ) quién supuso que los elementos eran el resultado de la
condensación de átomos de hidrogeno, por lo que sus pesos atómicos deberían
ser múltiplos de éste. Tal hipótesis fue rechazada debido a las mediaciones
efectuadas por Berzelius, que confirmaron la corrección de algunos pesos
atómicos no enteros (como los del cloro).
En 1851 el físico francés J.B Dumas observó que ciertos grupos de elementos
(triadas) poseían propiedades muy parecidas (como que el peso atómico del
elemento central era la semisuma de los correspondientes a los extremos).
En 1862 , el químico también francés, A.E. Beguyen de Chancourtoois
(1820−1886) propuso una clasificación de los elementos basada en la
ordenación creciente de los pesos atómicos y las otras propiedades de los
elementos.
Un paso más, y muy importante, fue el dado en 1863 por el químico británico
Jar Newlands (1838− 1898) con su ley de las octavas: ordenados
crecientemente los elementos con respecto a su peso atómico el octavo
elemento tiene propiedades muy parecidas al primero; el noveno al segundo,
etc., igual que ocurre con las notas de la escala musical.
A partir del calcio se pierde la periodicidad; Newlands no supo superar las
dificultades que se presentaban (porque partía del supuesto implícito de
que se conocían todos los elementos existentes) y, por ello, su ley no fue
aceptada plenamente.
El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los
elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades
químicas, inicialmente, los elementos fueron ordenados por su masa atómica.
A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se
desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la
tabla, que ahora está ordenada según el número de atómico de los elementos
( el número de protones que contienen ).
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SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
La tabla periódica de Mendeléiev tuvo la ventaja de que orientó el
descubrimiento de nuevos elementos, pues ya no se iba a ciegas ni debía
confiarse en el azar como anteriormente.
El conocimiento de nuevos elementos y de la estructura atómica ha permitido
construir una Tabla periódica o sistema periódico que refleja
satisfactoriamente las propiedades y relaciones que poseen los elementos
químicos, si bien presenta aun determinados problemas que no se han
resuelto.
Esta moderna Tabla presenta diferencias con la del sabio ruso. La principal
es que la ordenación creciente según pesos atómicos ofrecía algunas
excepciones ( por ejemplo, Ar − k, que están colocados de este modo y, sin
embargo, sus pesos atómicos respectivos son 39,9 y 39,1 )y por ello se
buscó un nuevo criterio ordenador que es el de los números atómicos ( que,
como se sabe, se hallan relacionados con la estructura atómica).
Se conserva la disposición en filas y columnas. Las son los periodos, con
un total de siete, de los que el último es incompleto. Las columnas son los
grupos, con un total de nueve, designados del I al VIII y el último es el
(cero); cada uno de los grupos del I al VII se dividen en subgrupos.
Existe un periodo muy corto, con únicamente dos elementos , el H y el He.
Siguen dos períodos cortos con ocho elementos cada uno. A continuación, los
periodos cuarto y quinto, denominados periodos largos, con dieciocho
elementos cada uno (entre los primeros elementos y los últimos se
intercalan otros diez, que se conocen con el nombre de elementos de
transición ). El sexto periodo contiene treinta y dos elementos; en
particular del 57 al 71 se encuentran los lantánidos o tierras raras, que
se separan de las Tabla para hacerla más manejable. En cuanto al último
periodo, el séptimo que es incompleto por el momento termina en el elemento
105 y a partir del número 89, los elementos reciben la denominación de
actínidos.
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LEY PERIÓDICA
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las
propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de
forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por
lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los
elementos del grupo 1 (o IA ), a excepción del hidrógeno, son metales con
valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA ), exceptuando
el astato, son los metales, que normalmente forman compuestos con valencia
−1.
LAS REACCIONES QUÍMICAS
En todas las reacciones químicas aparece un principio fundamental,
llamado de la conservación de los elementos: los cuerpos introducidos en la
reacción y los cuerpos obtenidos contienen los mismos elementos, y la masa
total de cada uno de ellos permanece constantes. Este principio, que rige
toda la química clásica, no es valido, como se verá más adelante, en las
desintegraciones y transmutaciones que constituyen la química nuclear.
CONCEPTOS DE Nº ATÓMICO Y Nº MÁSICO
Se sabe que el número atómico posee cargas positivas y que la corteza, con
los electrones es negativa. El núcleo está constituido por protones y
neutrones, que son los nucleones.
Los protones están cargados positivamente y los neutrones son
eléctricamente neutros. Se tienen que: El número de protones, que coinciden
con el de electrones, se denomina número atómico y es también el número de
orden que caracteriza al elemento químico en el sistema periódicos: se
representa mediante el símbolo Z .
El número másico o número de masa es el número de nucleones del átomo; se
representa mediante el símbolo A.
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Se deduce de ambas definiciones que, A−Z = a número de neutrones.
Para designar el núcleo de un elemento se utiliza ( notación
recomendada por la IUPAC ) el símbolo de este con el número Z en su parte
su parte superior izquierda, es decir, si M = símbolo del elemento,
tendremos:
M
De los conceptos formulados, se puede concluir que: un elemento
químico es una clase de materia construida por átomos de igual número
atómico.
Para afianzar conceptos, resumimos en una tabla las propiedades
esenciales de las partículas atómicos fundamentales.
TEORÍA CUANTICA
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura
atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha
aportado una explicación fácil a la mayoría de las características
detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro
números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por
medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y
del principio de exclusión de Wofgang Pauli, que establece que dos
electrones del mismo átomo no pueden tener el los mismos números cuánticos,
los físicos pueden determi−
nar teóricamente el número máximo de electrones necesarios para completar
cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema
periódico.
Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué
algunos elementos sólo tienen una capa incompleta ( en concreto la capa
exterior, o de valencia ), mientras que otros también tienen incompletas
las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de
elementos conocidos como lantánidos, que son tan similares en sus
propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los catorce elementos un
único lugar en su sistema.
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TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos
en la mayoría de los casos (valencia = 0 ), están interpuestos entre un
grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1
y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con
valencia −1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de
las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas
alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son
por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por
lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo
parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con
los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos
que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas
inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las
capas y presentan una valencia−1 y tienden a ganar un electrón en la última
capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una
valencia+1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que
la primera capa de electrones puede contener un máximo de dos electrones,
la segunda un máximo de ocho, la tercera de dieciocho, y así sucesivamente.
El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de
electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La
diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede
explicar en la base de la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos
son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos
en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo
proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.
ELEMENTOS QUÍMICOS
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Elemento es la sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en
sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los
elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que
consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y
neutrones.
El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden
añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente. Cada elemento posee
propiedades especificas de orden físico, que conserva en todas sus
combinaciones. Las más importantes pertenecen al dominio de la óptica
electromagnética, es decir, a la espectroscopia y a su generalización por
medio de los rayos x. El espectro de emisión de un cuerpo gaseoso está
formado por radiaciones, cuyas longitudes de onda son características del
elemento que las produce. Para producir un vapor incandescente para hacerse
de dos maneras: encerrarlo a baja presión en un tubo e iluminarlo por medio
de una corriente de alta tensión , o haciendo saltar una chispa entre dos
armaduras compuesta de dos cuerpos que se han de estudiar. Para obtener un
espectro de rayos x se emplea en el tubo productor una combinación del
elemento como antiácido.
Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de
los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos
electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados
metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no
metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los
elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas
positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento),se repiten a
intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas
semejantes. Esos grupos de elementos con propiedades físicas y químicas
similares se llaman familias, por ejemplo: Los metales alcalinotérreos, los
lantánidos, los halógenos y los gases nobles.
La unidad de masa atómica de los elementos es un doceavo de la masa del
átomo de carbono 12 (establecida arbitrariamente en 12). El número atómico,
la masa atómica y el símbolo químico
de cada un de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico
o tabla periódica.
Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes
números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios
isótopos naturales, mientras que otros solo existen en una forma isotópica.
Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales
y algunos sintéticos son inestables.
Los elementos transuránicos pesados producidos en el laboratorio son
radiactivos y tienen vidas muy cortas. Algunos físicos especulan sobre la
existencia de un número de elementos superpesados estables, elementos con
número de atómicos de 164 o superiores, pero aún no se han encontrado
evidencia de dichos elementos.
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NOMENCLATURA DE LOS ELEMENTOS
En un principio solía escogerse para designar los cuerpos simples un nombre
referente a alguna de sus propiedades; pero, para los elementos
descubiertos u obtenidos más recientemente, el nombre ha sido escogido de
modo más arbitrario: en general, para recordar el lugar donde se descubrió
o como homenaje a un científico renombrado.
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Los 1º intentos de relación los elementos químicos entre sí con vistas a
realizar una clasificación de los mismos se debieron al médico británico W.
Prout (1785−1850 ) quién supuso que los elementos eran el resultado de la
condensación de átomos de hidrogeno, por lo que sus pesos atómicos deberían
ser múltiplos de éste. Tal hipótesis fue rechazada debido a las mediaciones
efectuadas por Berzelius, que confirmaron la corrección de algunos pesos
atómicos no enteros (como los del cloro).
En 1851 el físico francés J.B Dumas observó que ciertos grupos de elementos
(triadas) poseían propiedades muy parecidas (como que el peso atómico del
elemento central era la semisuma de los correspondientes a los extremos).
En 1862 , el químico también francés, A.E. Beguyen de Chancourtoois
(1820−1886) propuso una clasificación de los elementos basada en la
ordenación creciente de los pesos atómicos y las otras propiedades de los
elementos.
Un paso más, y muy importante, fue el dado en 1863 por el químico británico
Jar Newlands (1838− 1898) con su ley de las octavas: ordenados
crecientemente los elementos con respecto a su peso atómico el octavo
elemento tiene propiedades muy parecidas al primero; el noveno al segundo,
etc., igual que ocurre con las notas de la escala musical.
A partir del calcio se pierde la periodicidad; Newlands no supo superar las
dificultades que se presentaban (porque partía del supuesto implícito de
que se conocían todos los elementos existentes) y, por ello, su ley no fue
aceptada plenamente.
El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los
elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades
químicas, inicialmente, los elementos fueron ordenados por su masa atómica.
A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se
desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la
tabla, que ahora está ordenada según el número de atómico de los elementos
( el número de protones que contienen ).
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SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
La tabla periódica de Mendeléiev tuvo la ventaja de que orientó el
descubrimiento de nuevos elementos, pues ya no se iba a ciegas ni debía
confiarse en el azar como anteriormente.
El conocimiento de nuevos elementos y de la estructura atómica ha permitido
construir una Tabla periódica o sistema periódico que refleja
satisfactoriamente las propiedades y relaciones que poseen los elementos
químicos, si bien presenta aun determinados problemas que no se han
resuelto.
Esta moderna Tabla presenta diferencias con la del sabio ruso. La principal
es que la ordenación creciente según pesos atómicos ofrecía algunas
excepciones ( por ejemplo, Ar − k, que están colocados de este modo y, sin
embargo, sus pesos atómicos respectivos son 39,9 y 39,1 )y por ello se
buscó un nuevo criterio ordenador que es el de los números atómicos ( que,
como se sabe, se hallan relacionados con la estructura atómica).
Se conserva la disposición en filas y columnas. Las son los periodos, con
un total de siete, de los que el último es incompleto. Las columnas son los
grupos, con un total de nueve, designados del I al VIII y el último es el
(cero); cada uno de los grupos del I al VII se dividen en subgrupos.
Existe un periodo muy corto, con únicamente dos elementos , el H y el He.
Siguen dos períodos cortos con ocho elementos cada uno. A continuación, los
periodos cuarto y quinto, denominados periodos largos, con dieciocho
elementos cada uno (entre los primeros elementos y los últimos se
intercalan otros diez, que se conocen con el nombre de elementos de
transición ). El sexto periodo contiene treinta y dos elementos; en
particular del 57 al 71 se encuentran los lantánidos o tierras raras, que
se separan de las Tabla para hacerla más manejable. En cuanto al último
periodo, el séptimo que es incompleto por el momento termina en el elemento
105 y a partir del número 89, los elementos reciben la denominación de
actínidos.
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LEY PERIÓDICA
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las
propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de
forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por
lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los
elementos del grupo 1 (o IA ), a excepción del hidrógeno, son metales con
valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA ), exceptuando
el astato, son los metales, que normalmente forman compuestos con valencia
−1.
LAS REACCIONES QUÍMICAS
En todas las reacciones químicas aparece un principio fundamental,
llamado de la conservación de los elementos: los cuerpos introducidos en la
reacción y los cuerpos obtenidos contienen los mismos elementos, y la masa
total de cada uno de ellos permanece constantes. Este principio, que rige
toda la química clásica, no es valido, como se verá más adelante, en las
desintegraciones y transmutaciones que constituyen la química nuclear.
CONCEPTOS DE Nº ATÓMICO Y Nº MÁSICO
Se sabe que el número atómico posee cargas positivas y que la corteza, con
los electrones es negativa. El núcleo está constituido por protones y
neutrones, que son los nucleones.
Los protones están cargados positivamente y los neutrones son
eléctricamente neutros. Se tienen que: El número de protones, que coinciden
con el de electrones, se denomina número atómico y es también el número de
orden que caracteriza al elemento químico en el sistema periódicos: se
representa mediante el símbolo Z .
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El número másico o número de masa es el número de nucleones del átomo; se
representa mediante el símbolo A.
Se deduce de ambas definiciones que, A−Z = a número de neutrones.
Para designar el núcleo de un elemento se utiliza ( notación
recomendada por la IUPAC ) el símbolo de este con el número Z en su parte
su parte superior izquierda, es decir, si M = símbolo del elemento,
tendremos:
M
De los conceptos formulados, se puede concluir que: un elemento
químico es una clase de materia construida por átomos de igual número
atómico.
Para afianzar conceptos, resumimos en una tabla las propiedades
esenciales de las partículas atómicos fundamentales.
TEORÍA CUANTICA
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura
atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha
aportado una explicación fácil a la mayoría de las características
detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro
números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por
medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y
del principio de exclusión de Wofgang Pauli, que establece que dos
electrones del mismo átomo no pueden tener el los mismos números cuánticos,
los físicos pueden determi−
nar teóricamente el número máximo de electrones necesarios para completar
cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema
periódico.
Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué
algunos elementos sólo tienen una capa incompleta ( en concreto la capa
exterior, o de valencia ), mientras que otros también tienen incompletas
las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de
elementos conocidos como lantánidos, que son tan similares en sus
propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los catorce elementos un
único lugar en su sistema.
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TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos
en la mayoría de los casos (valencia = 0 ), están interpuestos entre un
grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1
y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con
valencia −1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de
las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas
alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son
por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por
lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo
parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con
los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos
que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas
inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las
capas y presentan una valencia−1 y tienden a ganar un electrón en la última
capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una
valencia+1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que
la primera capa de electrones puede contener un máximo de dos electrones,
la segunda un máximo de ocho, la tercera de dieciocho, y así sucesivamente.
El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de
electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La
diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede
explicar en la base de la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos
son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos
en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo
proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.
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