Download modelos atomicos y la tabla periodica

El átomo
1) Primeros modelos atómicos
Para comprender cómo los físicos entienden hoy la naturaleza de la
materia, es recomendable revisar la historia de lo que se ha pensado
respecto a ella y cómo y por qué estas ideas han ido cambiando.
Debes conocer las ideas de los protagonistas centrales de esta historia. Por
ejemplo, a Tales de Mileto (quien postulaba que el agua era la sustancia
básica del Universo); a Empédocles (quien afirmaba que las cosas están
hechas de cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego); las concepciones
antagónicas que entienden la materia como continua y discontinua, como
la de Demócrito (para quien el mundo está hecho de infinitas partículas
muy pequeñas que llamó "átomos", cuyas diversas formas y
combinaciones dan lugar a la diversidad que observamos); la concepción
atómica de Dalton, adecuada para dar cuenta del modelo cinético de la
materia; la concepción eléctrica del átomo de Thomson; el modelo del
átomo planetario de Rutherford, y el modelo de átomo de Bohr.
Aquí nos centraremos en la última parte de esta apasionante historia: la
ocurrida en el siglo XX, es decir, en el paso del modelo atómico de
Thomson al de Rutherford y de éste al de Bohr. Recordemos que para
Thomson el átomo era una esfera electrizada positivamente, en la cual
estaban distribuidas en forma homogénea las cargas negativas, más o
menos como se ilustra en la siguiente figura.
Fueron los experimentos de Ernest Rutherford (1911) los que posibilitaron
el descubrimiento del núcleo atómico y concebir un modelo planetario
como el que se ilustra en la figura. Pero, ¿en qué consistieron estos
experimentos? Básicamente en analizar la dispersión (scattering)
producida por partículas alfa lanzadas sobre una delgada lámina de oro, tal
como se ilustra en la figura.
Siguiendo el modelo de Thomson, prácticamente no se esperaba observar
grandes desviaciones. No obstante, y para sorpresa de Rutherford, si bien
la mayoría de las partículas alfa no mostraba grandes desviaciones,
probando así que el átomo era casi vacío, unas cuantas mostraban
desviaciones espectaculares, e incluso literalmente rebotaban en la lámina
de oro. Lo observado fue tan sorprendente que equivalía –señalaba
Rutherford– a disparar balas de cañón sobre una hoja de papel y descubrir
que en algunos casos ellas rebotan.
De este experimento se concluye que el núcleo atómico posee un radio de
unos 10-15 m y contiene cerca de 99,9 % de la masa del átomo. Además,
el radio estimado para un átomo como el de hidrógeno es de 0,53 x 1010 m (radio atómico de Bohr). El uso de analogías, como comparar al
átomo con un estadio en el cual el núcleo atómico sería del tamaño de una
pelota de fútbol, o la información de que se requiere de unos 50.000.000
átomos puestos en línea, unos al lado de otros, para cubrir 1 cm, pueden
ser de utilidad para formarse una idea de las dimensiones de los átomos.
Conviene recordar también que se usa como unidad para medir el tamaño
de los átomos el ángstrom (Å, definido como 10-10 m) y que el diámetro de
un átomo mide alrededor de 1,5 Å.
Ahora bien, teniendo en cuenta que el núcleo es más masivo que el
electrón, que la fuerza entre núcleo y electrón es de atracción y que hay
gran semejanza entre las expresiones matemáticas de la ley de gravitación
universal de Newton y la ley de Coulomb, resulta bastante natural asociar
la semejanza del movimiento electrónico en los átomos con el movimiento
de los astros en torno al Sol. En efecto, dependiendo de su rapidez y de la
dirección en que se mueva en relación con el núcleo, según la mecánica de
Newton el electrón seguirá trayectorias comparables a las de los planetas,
cometas y asteroides en torno al Sol. Más aún, un electrón inicialmente en
reposo experimentará una caída libre sobre el núcleo.
Es interesante notar que la fuerza gravitacional entre la masa del electrón
y la del núcleo, si bien está presente, resulta del todo despreciable en
comparación con la fuerza eléctrica. Bastará comparar la razón entre
ambas. En efecto, en este caso se tiene
que
, donde k y G son las constantes de
la ley de Coulomb y de gravitación universal, e la carga elemental
y memp las masas del electrón y protón respectivamente.
Volviendo al modelo atómico planetario de Rutherford, se advierte de
inmediato una dificultad. En efecto, una carga acelerada debe irradiar
energía, y por ello los electrones disminuirían su velocidad de giro
precipitándose rápidamente sobre el núcleo. En el caso de los astros, esta
pérdida de energía por radiación gravitacional es insignificante (aún no
detectada experimentalmente debido justamente a su insignificancia).
Siendo la radiación electromagnética mucho más importante, los átomos
no debieran durar más de unos 10-9 s, lo cual evidentemente no ocurre.
Para comprender cómo se resolvió este problema, hay que mencionar en
primer lugar la propuesta de Planck (1900), según la cual un objeto que
vibra con frecuencia f no puede tener cualquier energía, sino solo aquella
dada por la ecuación E = nhf, donde n es un entero y h una constante, hoy
llamada "constante de Planck". En base a esto, Niels Bohr propuso que los
electrones obedecen a una mecánica diferente de la postulada por Newton,
tan exitosa para describir el movimiento de los planetas alrededor del Sol.
En efecto, en 1913 propuso que, de irradiar, la energía emitida por los
electrones no es continua sino "empaquetada" en cuantos de valores
finitos, valores conocidos como los cuantos de Planck.
Consideremos que en este nuevo modelo, el de Bohr, el electrón se
mueve, sin irradiar, en una órbita circular cuyo momento angular obedece
a la relación
, donde r es el radio de la órbita, v la velocidad y h la
constante de Planck. Considerando nuestros conocimientos sobre el
movimiento circular desarrollados en Tercer Año Medio, podemos obtener
los radios y las energías permitidas para cada valor de n.
Uno de los mayores éxitos de este modelo es haber explicado las líneas de
los espectros de emisión que desde hacía años se conocían empíricamente,
pero para los cuales no existía una explicación teórica coherente.
Recuerda el fenómeno de la dispersión cromática descrito en Primer Año
Medio y el descubrimiento de Joseph von Fraunhofer de las líneas
espectrales por medio de un espectroscopio de prisma.
Por ejemplo, la serie de Balmer
proporciona las longitudes
de onda () de parte de la zona visible del espectro del hidrógeno, cuando
n toma los valores 3, 4, 5, 6 y 7. En estas series RH es la constante de
Rydberg (1,0973732 × 107 m-1).
Lo más importante es que Bohr, a partir del cálculo de la energía del
átomo y en base a los nuevos postulados cuánticos, encontró teóricamente
para las transiciones de los electrones en el átomo la
expresión
, donde k es la constante de la ley de
Coulomb, e la carga del electrón, a0 = 0,529 Å = 0,529 × 10-10 m, el radio
atómico de Bohr, h = 6,626 ×10-34, J × s la constante de Planck y c la
velocidad de la luz. Lo sorprendente es que esta fórmula es idéntica a las
de series como la de Balmer, obtenidas por análisis espectral, más aun, la
constante es justamente la constante de Rydberg RH.
Cada línea del espectro de emisión se forma cuando un electrón transita de
una orbita a otra de menor energía, como se ilustra en la figura.
2) El principio de incertidumbre
Basta intentar medir la longitud de un lápiz por medio de una regla escolar
para reconocer que, inevitablemente, cada vez que medimos algo, con
cualquier método o instrumento, existirá en el resultado cierta imprecisión.
Técnicamente decimos que toda medición tiene asociada una incerteza. La
forma de expresar los resultados de las mediciones es agregando a la
cantidad medida la incerteza estimada, precedida del signo . Así por
ejemplo, podemos decir que el largo de un objeto es 3,67 0,02 cm, lo
cual significa que, conforme a la medición realizada, la longitud del objeto
no es menor de 3,65 cm ni mayor de 3,69 cm. Podemos reducir esta
incerteza con mejores instrumentos o con mejores métodos de medición.
Ahora bien, uno de los resultados más sorprendentes de la física es que
ciertas magnitudes físicas no se pueden medir en forma simultánea con
toda la precisión que queramos, existiendo un límite impuesto por la
naturaleza.
Esto es lo que establece el principio de incertidumbre, enunciado por
primera vez en 1927 por Werner Heisenberg, luego de los avances
introducidos por Bohr y de Broglie en el estudio del átomo. Este principio
establece que el producto de la incerteza en la medición de la velocidad de
una partícula (v) y la medición de su posición (x) es siempre diferente
(mayor) a cero. La expresión explícita es
, donde p = mv, h la
-34
constante de Planck (6,626 x 10
Joule × segundo) y m la masa de la
partícula.
Como la constante de Planck es muy pequeña, se ve que este principio es
significativo en el ámbito atómico e irrelevante en el comportamiento
macroscópico, pero el concepto de “trayectoria” a nivel de partículas
elementales pierde su sentido, por cuanto es imposible medir
simultáneamente su posición y velocidad.
Modelos atómicos
1. Modelo Atómico de Dalton (1808): Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e
indestructible. Dalton presenta los siguientes postulados acerca del átomo:

El átomo es la mínima porción de materia que no puede dividirse por ningún proceso
conocido.

Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en masa, tamaño como en sus demás
propiedades.

Los átomos de elementos diferentes son también diferentes en todas sus propiedades.

Los átomos se combinan entre sí en relaciones enteras sencillas para formar compuestos.
Actualmente:

El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas
subatómicas: electrón, protón y neutrón.

El 2º y 3º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e isóbaros
respectivamente.

El 4º postulado se cumple hoy. Por ejemplo, el agua se forma por la combinación de 2 átomos
de H y un átomo de O, quedando la relación entre ellos como: H2O
2. Modelo Atómico de Thomson (1898): Representa al átomo como una especie de esfera
homogénea de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones, atraídos
electrostáticamente, en número suficiente para que el conjunto resultara neutro. Su modelo atómico
lo asemeja a un budín de pasas.
El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la inmovilidad que presentan los
electrones.
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3. Modelo Atómico de Rutherford (1911): Basado en el descubrimiento del núcleo
atómico, Rutherfordestablece un modelo para el átomo de hidrógeno.
Donde:

El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las
cargas positivas, y alrededor se encuentra el electrón.

El electrón se encuentra girando alrededor de del núcleo; describiendo órbitas circulares de
forma similar a los planetas que giran alrededor del sol; denominándose Sistema planetario
en miniatura.

La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón, contrarresta la fuerza de atracción
electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (-).

El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro del
núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios interatómicos.
Pincha aquí para ver la simulación del modelo de Rutherford
Error de Rutherford: Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en
movimiento este emite energía; por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con
una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la experiencia.La solución a este problema la dió en
1913 Niels Bohr basándose en la teoría Cuántica de la radiación electromagnética, dada a conocer
por Max Planck.
4. Modelo Atómico de Niels Bohr:
En 1913 Niels Bohr discípulo de Rutherford propone un nuevo modelo para el átomo de Hidrógeno
aplicando acertadamente la teoría Cuántica de la radiación de Planck. Su modelo está basado en los
siguientes postulados:

El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular un
electrón (-), de tal manera que la fuerza centrífuga contrarreste la fuerza de atracción
electrostática.

El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos, llamados también niveles
cuantificados de energía.

Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (llamados estados
estacionarios por Bohr) no ganan ni pierden energía.

Un electrón puede cambiar de un nivel a otro dentro de un mismo átomo ganando o perdiendo
una cantidad de energía igual a la diferencia existente entre ambos estados. De este modo,
todo cambio energético del electrón corresponderá a saltos que haga entre los estados
estacionarios.

Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía superior a otro
inferior y absorbe energía en caso contrario. La energía emitida o absorbida por el átomo
recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.
La línea roja en el espectro atómico es causada por el salto del electrón de la tercera a la segunda
órbita
La línea verde azulada en el espectro atómico es causada por electrones
saltando de la cuarta a la segunda órbita.
La línea azul en el espectro atómico es causada por electrones saltando
de la quinta a la segunda órbita.
La línea violeta en el espectro atómico es causada por electrones
saltando de la sexta a la segunda órbita.
Pincha aquí para ver la animación del modelo de Bohr
Observaciones:
Niels Bohr llegó a establecer una ecuación que permitió calcular la energía potencial de cada nivel
energético del átomo de hidrógeno, tomando en cuenta factores como la masa y la carga eléctrica
del electrón. En dicha ecuación se representa al nivel de energía mediante una letra “n” a la que se
le da el nombre de número cuántico principal y que distingue a los niveles de energía. Así, a
cada uno de los diferentes niveles de energía le corresponderá un determinado valor “n”. Estos
valores son números enteros (1, 2, 3, 4, etc). Los átomos de los elementos más grandes que se
conocen actualmente tienen un máximo de 7 niveles y, por ello, el valor máximo de “n” para esos es
7.
Bohr relaciona, así, los estados estacionarios 1, 2, 3, 4, etc., con las llamadas capas electrónicas K,
L, M, N, O, P y Q, y estableció que el número máximo de electrones de una órbita o nivel de energía
“n” era igual a 2n2.
Niels Bohr logró explicar, gracias a su modelo, las líneas espectrales del átomo de H; con el tiempo
su teoría sufrió muchas modificaciones, pero le cabe el mérito de haber orientado las investigaciones
posteriores al fundar la mecánica cuántica.
Nota: Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno son las transiciones o saltos de los electrones
de uno a otro nivel de energía. Estas emisiones u absorciones de energía pueden captarse en los
llamados espectros.

Espectro de líneas de emisión: Son líneas brillantes de diferentes colores que se emiten
cuando se produce una carga eléctrica sobre el hidrógeno.

Espectro de líneas de absorción: Son líneas oscuras que se originan cuando se hace incidir
la luz blanca sobre el hidrógeno gaseoso.
Restricciones del modelo de Bohr:

No puede explicar los espectros observados para átomos multielectrónicos (más de un
electrón).

Sólo es aplicable para átomos monoelectrónicos (un solo electrón) como el hidrógeno.
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5. Modelo Mecano Cuántico (actual): A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de
sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático
que explica el comportamiento del electrón en átomos que tienen más de un electrón.
Este modelo esta basado en los siguientes principios:

En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921) propuso que el electrón tendría
propiedadesondulatorias y de partícula (al igual que la energía lumínica).

En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el Principio de Incertidumbre, el cual
establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un
electrón.

En 1927 Erwin Schrodinger (1887-1961) propone una ecuación matemática que da al
electrón el carácter de onda y de partícula simultáneamente, ya que incluye la masa del
electrón y una expresión que puede considerarse la amplitud de la onda de dicha partícula.
La ecuación de Schrodinger da la posición más probable del electrón en un átomo de
hidrógeno, pero también establece que se le puede encontrar en otras posiciones. En la
actualidad se emplean cálculos probabilísticas para describir la posición, la velocidad y la
energía de los electrones en el átomo.
El modelo atómico vigente, establece que en el átomo existen unas zonas delimitadas donde hay
una mayor probabilidad de encontrar al electrón; a esta zona se le llama "orbital". Por lo tanto,
según este modelo, el electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital
dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.
Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.
Niveles y subniveles de energía:
Al perfeccionarse la espectroscopia se pudo observar que las líneas espectrales estaban
constituidas por varias rayas más finas agrupadas. Si las líneas gruesas representan la emisión
hecha por los electrones al ingresar a un determinado nivel proveniente de otro de mayor energía,
las rayas finas que las integran representan saltos de electrones dentro de un mismo nivel principal.
Existen entonces, subniveles de energía a los que se les asigna un número cuántico secundario
(l).
La tabla periódica
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos
químicos, conforme a sus propiedades y características.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la
variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por
separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.
Breve historia del Sistema Periódico
En 1817, Dobereiner elaboró un documento que mostraba una relación entre la masa atómica de
ciertos elementos y sus propiedades. Destaca la existencia de similitudes entre elementos
agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un
ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia
entre la de los otros dos. En 1850 se contaba con unas 20 tríadas para llegar a una primera
clasificación coherente.
En 1862 el francés Chancourtois pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de
la tabla. En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands anuncian la Ley de las octavas: las
propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más
allá del Calcio. Aunque esta clasificación resulta insuficiente la tabla periódica comienza a ser
diseñada.
En 1869, el alemán Meyer pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los
elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los
metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Simultáneamente con el
ruso Mendeleïev, presentan una primera versión de la tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la
primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Los elementos se
clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo que concierne a
ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue
diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los
elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los
elementos de la misma “familia".
Para poder aplicar la ley que Mendeleïev creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba
convencido de que un día esos lugares vacíos no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron
esta convicción. Consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a
partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos
poseían las propiedades predichas.
Sin embargo aunque la la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías
debidas a errores de determinación de masa atómica de la época como la del Te y la del I, y la de algún otro
par de elementos.
Los gases nobles se incorporaron más adelante, cuando fueron descubiertos, como una columna más.
Fue a principios del siglo XX cuando Henry Moseley cuando se propuso la ordenación por
número atómico y cuando se supo en realidad cuántos huecos había en la tabla periódico
(elementos no identificados hasta el momento).
Grupos y períodos
El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas
verticales) llamadas grupos.
Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos.
Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que
habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales
de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada
una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares
al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos)
con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.
Los grupos largos tienen nombre propio:
Grupo que comienza con el
elemento
Litio (Li)
Be (Berilio)
B (Boro)
C (Carbono)
N (Nitrógeno)
O (Oxígeno)
F (Flúor)
He (Helio)
Se denomina
Grupo de los alcalinos
Grupo de los
alcalinotérreos
Grupo de los térreos
Grupo de los
carbonoideos
Grupo de los
nitrogenoides
Grupo de los anfígenos
Grupo de los halógenos
Grupo de los gases nobles
o grupo de los gases
inertes
Metales, no metales, gases nobles
Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor
parte de los elementos de la tabla periódica son metales.
Observa que puedes seguir una pauta muy sencilla para estudiar los no metales.
Los no metales comienzan en el grupo de los térreos con el primero (B).
 La siguiente columna (grupo de los carbonoideos) son dos (C y Si).
 La siguiente columna (grupo nitrogenoideos) son tres (N, P y As).
 La siguiente columna (anfígenos) son cuatro (O, S, Se y Te).
 La siguiente columna (halógenos) son cinco (F, Cl, Br, I y At).
 Sólo queda el hidrógeno (H) que suele considerarse no metal.

Aprendiendo los no metales y la columna de los gases nobles, podrás saber si un elemento
determinado es metal, no metal o gas noble: no metal o gas noble por haberlo estudiado, metal
por exclusión. Este conocimiento resulta de importancia en la predicción del tipo de enlace entre
átomos.
Tipos de elementos
1. Los metales los solemos clasificar de la siguiente forma:
o Metales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas
(alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general.
o Metales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas,
tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras
(lantánidos y actínidos).
o Otros
metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de
ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o
metaloides).
2. Los no metales, algunos de los cuales, los que se encuentran cerca de la línea de
separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas
circunstancias (semimetales o metaloides).
3. Gases Nobles o gases inertes.
Propiedades de los elementos según su tipo
1. Propiedades de los metales.
Por regla general los metales tienen las siguientes propiedades:

Son buenos conductores de la electricidad.
 Son buenos conductores del calor.
 Son resistentes y duros.
 Son brillantes cuando se frotan o al corte.
 Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.
 Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.
 Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.
Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.
 Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño: tienen muchos
átomos juntos en un pequeño volumen.
 Algunos metales tienen propiedades magnéticas: son atraídos por los imanes.
 Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman las
propiedades de los metales que se combinan. Así, si un metal es ligero y frágil, mientras
que el otro es pesado y resistente, la combinación de ambos podrías darnos una aleación
ligera y resistente.
 Tienen tendencia a formar iones positivos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:
El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.
 El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)

2. Propiedades de los no metales:

Son malos conductores de la electricidad.
Son malos conductores del calor.
 Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.
 No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie
no es tan lisa como en los metales.
 Son frágiles, se rompen con facilidad.
 Tienen baja densidad.
 No son atraídos por los imanes.
 Tienen tendencia a formar iones negativos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza.
 El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.
3. Semimetales o metaloides.
Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura
ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento.
4. Hidrógeno.
Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede
asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos.
5. Gases Nobles o Gases Inertes.
La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento
ni forman iones.