soluciones también podemos definir a la solubilidad · 2020. 3. 14. · los factores que afectan...
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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.
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