TEMA 3.- CAMBIOS EN LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1

TEMA 3.- CAMBIOS EN LA
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1.
2.
3.
CAMBIOS TÉRMICOS
CAMBIOS QUÍMICOS
OTROS CONCEPTOS QUÍMICOS
IMPORTANTES
4. ECUACIONES QUÍMICAS
5. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
Mª Carmen Magallón
LECTURA PAG. 59
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Por fin se inició la época de los nuevos combustibles, con sus dos estrellas: el biodiésel y el
bioalcohol. Son, en realidad, viejos conocidos de los químicos, pero nunca se había pensado
en utilizarlos como combustibles para vehículos.
El biodiésel se obtiene a partir de los aceites, incluso de las grasas, y del metanol; se usa
mezclado con el gasóleo. El bioalcohol, que no es otra cosa que alcohol etílico que se utiliza
mezclado con gasolina, se obtiene por fermentación a partir de azúcares, como cualquier vino,
o de los almidones, como cualquier cerveza. Me gustaría saber quién le rebautizó con el
“nombrecito” de bioalcohol y por qué extrañas razones políticas o sociales.
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El caso es que la utilización de productos agrícolas para el transporte producirá una serie de
buenos y malos efectos, como cualquier cambo de las costumbres sociales.
Los buenos son buenísimos: ¡ No contaminan! – el CO2 que producen al quemarlo el mismo
que las plantas tomaron antes del aire - y ya solo por esto vale la pena el cambio; pero
además revitalizan los campos . Actualmente, la Unión Europea paga a muchos campesinos
para que no cultiven sus tierras. A partir de ahora, tendrán algo que cultivar que será siempre
rentable.
Los malos también son temibles. La utilización de los azúcares, los almidones, los aceites y las
grasas como combustibles, que se pagarán a cualquier precio, encarecerá la “cesta de la
compra” lo que dañará las economías de los más débiles.
Actividades
ƒ Resume las ideas principales en 4 ó 5 líneas.
ƒ ¿De qué productos agrícolas se obtiene el
biodiésel y el bioalcohol ?.
ƒ ¿Cuáles son las ventajas de los nuevos
combustibles?. ¿Y los inconvenientes?.
ƒ Consulta: Averigua cuales son las plantas que
se están cultivando para obtener los aceites
necesarios para el biodiésel, y las que se
utilizan para el bioalcohol ?.
3.1.-CAMBIOS TÉRMICOS
3.1.1.- ¿CÓMO ES LA MATERIA?
- La materia está formada por partículas separadas por
el vacío.
- Las partículas estables más simples que la forman son
los átomos. Pero los átomos se asocian formando
nuevas partículas, más compleja, como las moléculas y
los cristales.
- Las moléculas, a su vez, pueden unirse unas a otras y
formar líquidos y sólidos, o bien permanecer
independientes y formar gases.
3.1.2.- CAMBIOS EN LA ESTRUCTURA
DE LA MATERIA
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CAMBIOS TÉRMICOS EN LA MATERIA:
- Las agitaciones intermoleculares. Las moléculas se atraen entre sí con fuerza electromagnética
de corto alcance, llamadas fuerzas de cohesión, de modo que tienden a formar estados
condensados, como los líquidos y los sólidos.
- La agitación térmica. Todas las partículas vibran o se desplazan con velocidades altísimas. Esta
agitación térmica es lo que define la temperatura de las sustancias. A mayor agitación de sus
partículas, mayor temperatura de la sustancia.
estados
estados Los
Los de
de agitaci
agitacióónn.- Sólidos: a bajas temperaturas, las fuerzas eléctricas de cohesión
predominan y las partículas se unen y forman aglomerados sólidos. Si la solidificación se hace
con la lentitud suficiente, estas se ordenan constituyendo cristales. Si, por el contrario, el
enfriamiento es muy rápido, las partículas se aglomeran sin orden y forman sólidos amorfos,
como el vidrio de las ventanas, las aleaciones o los plásticos. Líquido: en los líquidos
encontramos una estructura muy caótica de la materia, donde coexisten pequeños gránulos que
conservan aún la forma cristalina con partículas liberadas que se desplazan y chocan unas con
otras. Cuanto más alta es la temperatura, menores son los gránulos y mayor el número de
partículas totalmente desordenadas. Gaseoso : la materia en estado gaseoso se encuentra en un
desorden absoluto. Las partículas muy lejanas unas de otras para que actúen las fuerzas de
cohesión, se mueven a altísimas velocidades con m.r.u. hasta que encuentran algo con que
chocar. Por eso, los gases se expanden y ocupan rápidamente la totalidad de la vasija que los
contiene. Es el estado con mayor contenido energético.
Los
Los cambios
cambios de
de estado.
estado.-- Fusión : si a un sólido le suministramos suficiente energía térmica, la
vibración de sus partículas aumenta, y la estructura ordenada se derrumba. Mientras dura la
fusión, toda la energía suministrada se invierte en la rotura del sólido, y la temperatura se
mantiene constante. Vaporización: si seguimos suministrando energía térmica, la agitación es tan
fuerte que las partículas rompen sus fuerzas atractivas y escapan del líquido. Mientras dura la
ebullición la temperatura no varia. El paso al estado gaseoso también puede darse en la
superficie, a cualquier temperatura; hablamos de la evaporación
3.2.- CAMBIOS QUÍMICOS
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Excepto los elementos inertes, los átomos tienden a unirse mediante intensas
fuerzas electromagnéticas para formar moléculas o cristales, originando
sustancias de aspecto y propiedades completamente diferentes. Son los
cambios químicos, en lo que se intercambian grandes cantidades de energía.
SUSTANCIAS ATÓMICAS O GASES INERTES.- El helio (He), el neón (Ne), el
argón (Ar), el kriptón (Kr), etc., están formados por átomos libres. Estos
elementos no muestran fuerzas atractivas entre sus átomos, ni con otros
distintos; no dan lugar a cambios químicos.
SUSTANCIAS MOLECULARES.- Están formadas por moléculas, que son
partículas con un número fijo de átomos. Ejemplo: el nitrógeno del aire
(dinitrógeno) está formado por moléculas de dos átomos de nitrógeno,
fuertemente enlazados; N2, y dióxido de carbono, por dos átomos de oxígeno y
uno de carbono; CO2. Los químicos llaman a estas uniones, enlace covalente.
SUSTANCIAS CRISTALINAS.- Están formadas por, cristales, partículas
constituidas por átomos (iguales o distintos) perfectamente ordenados en
estructuras geométricas con un número indeterminado de ellos. Ejemplo:
cuando unimos los átomo de cloro (Cl) y sodio (Na) forman la sal, se produce
un cambio químico, al que se denomina enlace iónico. Del mismo modo,
cuando se unen los átomos del aluminio (Al) entre sí para formar un cristal
metálico, el cambio químico es un enlace metálico.
FUERZA DE ENLACE QUÍMICO.- Las fuerzas con que se unen los átomos de
oxígeno e hidrógeno para formar el agua son fuerzas de enlace químico. La
consecuencia de su actuación es la formación de una molécula nueva, una
sustancia nueva: el agua, con propiedades diferentes de las de los átomos de
oxígeno e hidrógeno, y el desprendimiento de una enorme cantidad de energía.
Las fuerzas e enlace producen cambio químicos 2H2 + O2
2H2O +
energía.
FUERZAS DE COHESIÓN INTERMOLECULARES.- Las moléculas de agua se
atraen entre sí mediante débiles fuerzas de cohesión, de tal modo que, a la
presión de 1atm, si el agua está a una temperatura superior a 100 ºC, se
mantendrá en estado de vapor; si está entre 0 y 100 ºC, formará un líquido, y
por debajo de 0 ºC, se ordenarán las moléculas y formarán cristales de hielo,
pero sin modificar, en ningún caso, sus propiedades químicas. Las fuerzas de
cohesión producen cambios físicos
3.3.- OTROS CONCEPTOS
QUÍMICOS IMPORTANTES
3.3.1.- ¿CÓMO PUEDEN
SER LAS SUSTANCIAS?
ƒ En química, una sustancia pura, o sustancia, es
aquella que está formada por partículas iguales;
pueden ser elementos y compuestos:
ƒ - Cuando sometemos una sustancia a una reacción de
descomposición química, solo obtenemos átomos de
una misma clase, se trata de una sustancia elemento.
Ejemplo el oxígeno, de fórmula O2; al descomponerlo,
obtenemos dos átomo de oxígeno, O.
ƒ - Si al hacerlo obtenemos átomo de diferentes clases,
se trata de una sustancia compuesto.
ƒ Ambos tipos de sustancia, elementos y compuestos,
se pueden presentar en la naturaleza de diferentes
formas
3.3.2.- LOS ELEMENTOS
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ELEMENTOS.- Son aquellas sustancias que están formadas por átomos
de la misma clase. En la naturaleza se pueden presentar de distintas
formas.
ELEMENTOS FORMADOS POR ÁTOMOS AISLADOS.- Estos átomos
se encuentran muy separados unos de otros; es el caso de los gases
inertes, como el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), que podemos
encontrar en el aire.
ELEMENTOS FORMADOS POR MOLÉCULAS.- Están formados por
moléculas constituidas por dos o tres átomos iguales; por ejemplo, el
oxígeno (O2), el ozono (O3), el hidrógeno (H2), etc.
ELEMENTOS QUE FORMAN CRISTALES.- Los cristales son grandes
estructuras ordenadas con todos sus átomos iguales. Así se encuentran
metales como el hierro (Fe), la plata (Ag), o el estaño (Sn), y también
algunas sustancias no metálicas, como el azufre (S) o el carbono (C).
Este último puede presentarse (dependiendo de la ordenación de sus
átomos) como un sólido negro que mancha el papel, el grafito, o como un
sólido muy duro y transparente, el diamante.
Elementos en la corteza terrestre
La corteza terrestre está compuesta en su mayor parte por oxígeno y silicio.
Estos elementos químicos, junto con el aluminio, el hierro, el calcio, el sodio,
el potasio y el magnesio, constituyen el 98,5% de la corteza terrestre.
Elementos en el cuerpo humano
Los cuatro elementos químicos más abundantes en el cuerpo humano son el oxígeno,
el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, que constituyen el 96% de la masa corporal.
Además del calcio (2%), elementos como el fósforo, el potasio, el azufre y el sodio,
entre otros, forman también parte del cuerpo humano, aunque en un porcentaje
mucho menor.
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico.
En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se
empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que
podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el
término moderno para ese concepto, se consideraba
indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”.
A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo
fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento
avanzó muy lentamente.
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII
, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los
químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos,
gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes
últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se
componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro,
ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico.
El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno
y oxígeno.
3.3.3.- LOS COMPUESTOS
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Son sustancias que están formadas por átomos de diferentes clases. En la
naturaleza se pueden presentar de dos formas .
COMPUESTOS MOLECULARES.- Están formados por moléculas; es el
caso del agua, (H2O), o el ácido sulfúrico, H2SO4.
COMPUESTOS CRISTALINOS.- Es el caso de la sal común, ClNa,
formada por cristales que contienen el mismo número de átomos de cloro
que de sodio, o el sulfato cúprico, CuSO4, en el que por cada átomo de
cobre hay otro de azufre y cuatro de oxígeno.
DIVERSIDAD DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS.- En la naturaleza
podemos encontrar gran cantidad de compuestos, podemos dividirlos en
dos grandes grupos, atendiendo a ciertas propiedades comunes:
- Los compuestos orgánicos. Son los que siempre tienen su molécula
átomos de carbono, combinados, fundamentalmente, con hidrógeno,
oxígeno y nitrógeno; son las sustancias que producen los seres vivos. La
mayor parte de ellos están formados por moléculas muy grandes, con
muchos átomo, y muy complicadas. Para formar estas moléculas, hace
falta mucha energía.
- Los compuestos inorgánicos. Son los que forman los minerales y las
rocas, algunos gases del aire como el CO2, y el agua (H2O). Son los que
constituyen la Luna y los demás planetas. Sus moléculas son sencillas,
formadas por pocos átomos, y en su mayoría son compuestos cristalinos.
Por lo general, cuando se forman los compuestos inorgánicos se
desprende mucha energía en la reacción, por lo que son muy estables.
Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan
en proporción invariable. El agua, formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal,
formada por cloro y sodio, son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto
los elementos como los compuestos son sustancias puras.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a
reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su
interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la
formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen
estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo
largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central
aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
Grupos A las columnas verticales de la Tabla Periódica se las conoce como grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello,
tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el
grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón su último nivel de energía) y todos tienden a
perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último
grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último nivel de energía
lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.
Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son:
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición , metales nobles y metales mansos
Grupo 13 (IIIA): Térreos
Grupo 14 (IVA): carbonoideos
Grupo 15 (VA): nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles
eno
+1
+2,4,6
-1
-2
Valencias Positivas
Valencias Negativas
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Litio
Berilio
Boro
Carbo
no
Nitróg
eno
Oxige
no
Flúor
Neón
+3
+2,4
+1,2,3,
4,5
-3
-4
-3
+1
+2
-2
-1
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Sodio
Magne
sio
Alumin
io
Silicio
Fósfor
o
Azufre
Cloro
Argón
+1
+2
+3
+4
+1,3,5
+2,4,6
+1,3,5
,7
-4
-3
-2
-1
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Potasi
o
Calcio
Escan
dio
Titanio
Vanad
io
Cromo
Manga
neso
Hierro
Cobalt
o
Níquel
Cobre
Cinc
Galio
Germa
nio
Arséni
co
Seleni
o
Bromo
Kriptón
+1
+2
+3
+2,3,4
+2,3,4,
5
+2,3,4
,5,6
+2,3,4,
5,6,7
+2,3
+2,3
+2,3
+1,2
+2,4
+3,5
+2,4,6
+1,3,5
,7
-3
-2
-1
+2
+3
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Rubidi
o
Estron
cio
Itrio
Circoni
o
Niobio
Molibd
eno
Tecne
cio
Ruteni
o
Rodio
Paladi
o
Plata
Cadmi
o
Indio
Estañ
o
Antim
onio
Teluro
Yodo
Xenón
+1
+2
+2,3,4
+2,3,4,
5
+2,3,4
,5,6
+4,5,6,
7
2,3,4,6
,8
+2,3,4,
6
+2,4
+2,4
+3,5
+2,4,6
+1,3,5
,7
-3
-2
-1
+3
+1
+2
+1,3
Cs
Ba
La *
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Bi
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Cesio
Bario
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o
Hafnio
Tantal
o
Wolfra
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Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercur
io
Talio
Plomo
Bismut
o
Poloni
o
Astato
Radón
+3
+2,3,4
+2,3,4,
5
+2,3,4
,5,6
+4,5,6,
7
2,3,4,6
,8
+2,3,4,
6
+2,4,5
,6
+2,4
+3,5
+2,4
+1,3,5
,7
+1
+2
+1,3
+1,2
+1,3
-3
Fr
Ra
Ac **
-1
Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos
dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la
estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras
horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El
primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos
periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los
periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de
los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el
grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más
allá del elemento 92, el uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados
tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las
letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la
actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado
por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este
nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla
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 no metales, que normalmente
forman compuestos con valencia -1.
Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el
primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos
conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos
británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.
En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang
Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se
presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto,
manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión
existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el
significado de las triadas de Döbereiner.
El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert
Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico
internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de
que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta
aclaración permitió que los químicos consiguieran una “lista” consistente de los elementos.
Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los
elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas
atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las
propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las
octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la
periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones
periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos
químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius
Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos
anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por
descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo,
aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica
entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema
periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en
1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El
descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las
predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el
desarrollo de la química inorgánica.
El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación
original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para
incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros
elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la
atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt
Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación
de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913)
sobre la estructura electrónica del átomo.
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 las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en
la tabla tienen 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
electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la
tercera de 18, 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 base a 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.
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 Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del
mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden
determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar
cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico.
Desarrollos posteriores 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 conocido como lantánidos, que son tan similares en
sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en
su tabla.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a
reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su
interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a
la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen
estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo
largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central
aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
Véase también Metales alcalinos; Metales alcalinotérreos; Halógenos.
ƒ Metales alcalinos, serie de seis elementos
químicos en el grupo 1 (o IA) del sistema
periódico. Comparados con otros metales son
blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son
tan reactivos que nunca se encuentran en la
naturaleza si no es combinados con otros
elementos. Son poderosos agentes reductores,
o sea, pierden fácilmente un electrón, y
reaccionan violentamente con agua para formar
hidrógeno gas e hidróxidos del metal, que son
bases fuertes. Los metales alcalinos son, por
orden de número atómico creciente: litio, sodio,
potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio
existen solamente isótopos radiactivos.
Metales alcalinotérreos, serie de seis elementos químicos que
se encuentran en el grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. Son
poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden
fácilmente de los electrones. Son menos reactivos que los
metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres
en la naturaleza. Aunque son bastante frágiles, los metales
alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la
electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.
Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico
creciente: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.
.
Halógenos (del griego hals, 'sal'; genes, 'nacido'), en
química, cinco elementos químicamente activos,
estrechamente relacionados —flúor, cloro, bromo,
yodo y astato—, que forman el grupo 17 (o VIIA) del
sistema periódico. El nombre halógeno, o formador
de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los
halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a
la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros
del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan
con los metales para formar halogenuros (también
llamados haluros), así como con metales y no
metales para formar iones complejos. Los cuatro
primeros elementos del grupo reaccionan con
facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los
halogenuros de alquilo.
Elemento químico, 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.
Se conocen más de 100 elementos químicos en el Universo. Aunque varios de ellos, los llamados
elementos transuránicos, no se encuentran en la naturaleza, han sido producidos artificialmente
bombardeando núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares.
Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor
nuclear o en una explosión nuclear.
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 uno
de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica. Ver artículos sobre
cada elemento por separado.
Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman
isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo 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 números atómicos de 114 o superiores; los datos obtenidos a raíz de la creación de los
últimos elementos químicos del sistema periódico parecen confirmar esta “isla de estabilidad”.
Enlaces químicos en los metales alcalinos
El enlace iónico es una forma de unión química de los átomos en la que se transfieren electrones de un átomo a
otro de manera que los átomos tengan al final capas electrónicas totalmente llenas. Los metales alcalinos, como el
potasio, tienen un único electrón en la capa externa del átomo. Es muy fácil que este electrón sea cedido a átomos
de halógenos, como el cloro, que necesitan un único electrón para completar su capa externa. Cuando el electrón,
que tiene carga eléctrica negativa, ha sido transferido, el átomo del metal alcalino se convierte en un ion positivo,
mientras que el átomo del halógeno pasa a ser un ion negativo. Los dos iones se mantienen fuertemente unidos por
atracción electrostática.
Isótopo, una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo número
atómico, constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número
másico. Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el
núcleo, y el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los
isótopos del mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que
contienen.
Isótopos del hidrógeno
El número atómico de un átomo representa el número de protones de su núcleo. Este
número es constante para cada elemento. Sin embargo, el número de neutrones puede
variar, lo que da lugar a isótopos que tienen el mismo comportamiento químico pero
diferente masa. Los isótopos del hidrógeno son el protio (sin neutrones), el deuterio (un
neutrón) y el tritio (dos neutrones). El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya
carga está equilibrada por un electrón. Las imágenes que se muestran sólo son
representaciones esquemáticas del átomo: en realidad el núcleo es 100.000 veces menor que
el átomo, y el electrón es un millón de veces menor que el núcleo. El tamaño del átomo está
determinado por el movimiento del electrón, que se produce en unas regiones del espacio
llamadas orbitales.