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CAPITULO V
EL ESTADO GASEOSO
Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos
en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de
orden macroscópico.
Modelo de un gas ideal
La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas
vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están
limitadas por las paredes del recipiente que las contiene. Se han desarrollado leyes
empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en
laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el
volumen (V) y la temperatura (T).
La ley de Boyle - Mariotte
relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo
la temperatura constante
p1  V1  p2  V2
Generalizando:
kT  p  V
Donde kT es una constante de proporcionalidad a temperatura constante.
14
Volumen (l)
12
10
8
6
4
2
0
0
1
2
3
4
5
6
7
Presión (atm)
Representación gráfica de
kT  p  V
Ejemplo:
Se tiene un gas encerrado en un globo de volumen 2 l a una presión de 1,5 atm. Si la
presión del gas encerrado en el globo desciende a 0,8 atm; calcular el volumen final.
Se puede plantear que:
V2 
p1  V1 1,5atm  2l

 3,75l
p2
0,8atm
La ley de Gay-Lussac
Afirma que
el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la
temperatura absoluta
V1 V2

T1 T2
Generalizando:
kp 
V
T
Donde kp es una constante de proporcionalidad a presión constante.
3.5
Volumen (l)
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
0
100
200
300
400
500
Temperatura (K)
Representación gráfica de k p 
V
T
La ley de Charles
Sostiene que,
a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del sistema
P1 P2

T1 T2
Generalizando:
kV 
p
T
Donde kV es la constante de proporcionalidad a volumen constante.
Variación de la presión con la temperatura
En ambos casos la temperatura se mide en Kelvin, que es la escala absoluta de
temperatura.
La temperatura absoluta se puede calcular a partir de la temperatura en grados Celsius:
K  C  273,15
Pero, para fines prácticos:
K  C  273
Ejemplo:
Convertir 25 °C a Kelvin
K = 25 + 273 = 298 K
De las tres leyes se deduce la ley universal de los gases:
P1  V1 P2  V2

k
T1
T2
Hipótesis de Avogadro
Esta hipótesis establece que
dos gases que posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura) deben contener
la misma cantidad de moléculas.
Cada molécula, dependiendo de los átomos que la compongan, deberá tener la misma
masa. Es así que puede hallarse la masa relativa de un gas de acuerdo al volumen que
ocupe. La hipótesis de Avogadro permitió determinar la masa molecular relativa de esos
gases.
Analicemos el orden lógico que siguió:
1. La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de todas las moléculas de ese gas.
2. Un litro de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas de cualquier
otro gas.
3. Por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de masa de un litro otro gas si cada
molécula del primer gas pesa el doble de la molécula del segundo gas.
4. En general las masas relativas de las moléculas de todos los gases pueden
determinarse pesando volúmenes equivalentes de los gases.
En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) un litro de hidrógeno pesa
0,09 g y un litro de oxígeno pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos gases
poseen la misma cantidad de moléculas. La proporción de los pesos entre ambos gases
es: 1,43 : 0,09 = 15,9 (aproximadamente) 16. Es la relación que existe entre una
molécula de oxígeno e hidrógeno es 16 a 1.
Ley de los Gases Generalizada
Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro puede considerarse una generalización
de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de
gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el
mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al
sistema. Esto es cierto porque las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los
gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases
ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen,
la presión y la temperatura: p.V ~ n T. Para establecer una igualdad debemos añadir una
constante (R) quedando:
pV  n R T
El valor de R es:
R = 0,082 atm l K-1 mol-1
R = 8,31 J K-1 mol-1
R = 1,99 cal K-1 mol-1
R = 8,31 10-10 erg ·K-1·mol-1
Es aconsejable acostumbrarse al manejo de estas unidades puesto que van a ser
empleadas a lo largo de toda la guía.
Volumen molar de un gas
Consideremos un gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura, CNPT, o
sea a 0°C, 1 atm. Ahora tomemos en cuenta 1 mol de este gas; si calculamos el volumen
ocupado por 1 mol será:
n  R  T 1mol  0,082  l  atm  K 1  mol 1  273,15K
V

 22,4l
p
1atm
22,4 l resulta el volumen molar de un gas en CNPT, independiente del gas que
consideremos.
Ahora bien, en química además de las condiciones normales, se emplean las
“condiciones estándar” de presión y temperatura; las cuales están definidas como: 1 atm
de presión y 25 °C (298 K). En este caso el volumen molar resulta:
V
1mol  0,082  l  atm  K 1  mol 1  298K
 24,4l
1atm
Densidad de un gas
En un determinado volumen las moléculas de gas ocupan cierto espacio. Si aumenta el
volumen (imaginemos un globo lleno de aire al que lo exponemos al calor aumentando
su temperatura), la cantidad de moléculas (al tener mayor espacio) se distribuirán de
manera que encontremos menor cantidad en el mismo volumen anterior. Podemos
medir la cantidad de materia, ese número de moléculas, mediante una magnitud
denominada masa. La cantidad de moléculas, la masa, no varía al aumentar o disminuir
(como en este caso) el volumen, lo que cambia es la relación masa - volumen. Esa
relación se denomina densidad (δ). La densidad se calcula:

PM
R T
Donde M es la masa molar del gas.
Ejemplo:
Calcular la densidad del oxígeno a 25°C y 1 atm de presión.
Sabemos que el oxígeno se encuentra como O2, entonces M = 32 g/mol; reemplazando
en la ecuación

1atm  32g / mol
 1,31g / l
0,082  l  atm  mol 1  K 1  298K
Ley de Dalton de las presiones parciales
Al considerar una mezcla gaseosa se requiere entender cómo está relacionada la presión
total del gas con las presiones de los componentes gaseosos individuales de la mezcla,
llamadas presiones parciales. La ley de Dalton establece que
La presión total de una mezcla de gases es sólo la suma de las presiones que cada gas
ejercería si estuviera solo.
Matemáticamente:
in
p T   pi
i 1
Considérese el caso en el cual dos sustancias gaseosas, A y B, están en un recipiente de
volumen V. La presión ejercida por el gas A es:
nA  R  T
V
pA 
Donde nA es el número de moles de A presente. De igual forma, la presión ejercida por
el gas B es
nA  R  T
V
pB 
La presión total pT se expresa como
nA  R  T nB  R  T

V
V
R T
n R T
pT 
(n A  n B )  T
V
V
pT 
Para una mezcla de más de dos gases, la ecuación anterior puede reescribirse como
pT 
R  T i n
 ni
V i1
Si relacionamos la pT con la presión parcial pi del gas i, entonces:
R T
ni
pi
n
V

 i n i
in
pT R  T
ni
 ni 
V i1
i 1
pi
 xi
pT
Que resulta ser la fracción molar del gas i.
Ejemplo:
Se tienen tres gases A, B y C en cantidades de 0,1 , 0,3 y 0,4 moles respectivamente,
encerrados en un recipiente de 5000 cm3 y a una temperatura de 30 °C. Calcular la
presión total del sistema.
pT 
0,082  l  atm  K 1  mol 1  303K
 0,1  0,3  0,4mol  3,98atm
5l
Teoría Cinética de los Gases
La teoría cinética de los gases está basada en las siguientes suposiciones:
1. Un gas está constituido por un número enorme de moléculas en continuo
movimiento.
2. Si las moléculas tienen un solo átomo su movimiento es tan solo de translación,
pero si están formadas por varios átomos hay que tener en cuenta el movimiento
de rotación de la molécula y el de vibración de sus átomos.
3. Los choques de las moléculas contra la superficie del recipiente en el que están
contenidas da lugar a la presión que ejerce el gas.
4. Aunque extraordinariamente pequeño, las moléculas tienen un cierto volumen
por lo que chocan entre sí dando lugar al movimiento caótico molecular en el
que las moléculas se mueven en zig-zag en todas las direcciones y con todas las
velocidades. Aunque a temperatura ordinaria la velocidad es de algunos
centenares de metros por segundo, la distancia media entre dos choques,
denominada recorrido libre medio, es muy pequeña, ya que en condiciones
normales es tan solo de algunas cienmilésimas de milímetro, variando
inversamente a la presión del gas.
5. Como las moléculas no se sedimentan, los choques entre sí y con las paredes del
recinto son completamente elásticos.
6. El calor no es una forma especial de la energía, sino que consiste en la energía
mecánica de sus moléculas. La energía cinética media de translación de las
moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta, siendo nula
en el cero absoluto.
7. Las moléculas se atraen entre sí por fuerzas que dependen de su estructura, de su
posición relativa y de la distancia que las separa. Debido a esta acción atractiva,
el gas posee cierta energía potencial, la cual depende de la presión. Cuando la
presión tiende a cero, las fuerzas atractivas y la energía potencial tienden
también a ser nulas.
El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas
que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio
disponible para el movimiento de una molécula.
La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del
recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas
al chocar contra las paredes y rebotar en ellas.
La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por
lo que depende del cuadrado de su velocidad.
1
m  u2  CT
2
Donde m es la masa de la molécula, u es la velocidad media de las moléculas, T es la
temperatura absoluta y C es una constante de proporcionalidad. La velocidad media de
las moléculas resulta de considerar que la molécula se mueve en un espacio
tridimensional compuesto por tres ejes, x, y, z:
u  uX  uY  uZ
2
2
2
Otra forma de expresarlo sería:
u
3 R  T
M
600
Velocidad (m/s)
500
400
300
200
100
0
0
100
200
300
400
500
Temperatura (K)
Así, la teoría cinética predice que la velocidad media de las partículas de gas aumentará
con la raíz cuadrada de la temperatura y decrecerá con la raíz cuadrada de la masa de la
partícula.
Ejemplo:
Calcular la velocidad media de las moléculas de ozono (O3) a 250°C y a 0°C.
u 250 
3  8,31J  K 1  mol 1  523K
 521,2m / s
0,048kg  mol 1
3  8,31J  K 1  mol 1  273K
u0 
 376,5m / s
0,048kg  mol 1
La teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de
los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las
propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la
viscosidad.
Ley de Graham de la difusión y efusión
Difusión
Difusión gaseosa, la mezcla gradual de moléculas de un gas con las moléculas de otro
gas en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración directa del
movimiento aleatorio. A pesar del hecho que las velocidades moleculares son muy
grandes, el proceso de difusión en sí mismo requiere un periodo relativamente largo de
tiempo para completarse.
Dos gases cualesquiera a la misma temperatura, tendrán la misma energía cinética, esto
es,
1
1
m1 u 12  m 2 u 22
2
2
Simplificando el ½ y reordenando, se obtiene
u12 m 2

u 22 m1
Sacando raíz cuadrada a ambos lados de la ecuación se obtiene la relación de las raíces
de las velocidades cuadráticas medias en términos de la relación de la raíz cuadrada de
sus masas:
u1

u2
m2
m1
Como la velocidad de difusión es proporcional a cuán rápido se mueven las moléculas,
y la masa molar de una molécula es proporcional a su masa, esta ecuación es
equivalente a:
r1

r2
M2
M1
Donde r es la velocidad de difusión y M es la masa molar del gas.
Efusión
La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un recipiente al
exterior a través de una pequeña abertura. Se ha demostrado que la velocidad de efusión
es directamente proporcional a la velocidad media de las moléculas.
La efusión produce un decrecimiento de la presión del gas en función del tiempo. La
presión dentro del recipiente será:
 A  t  R  T 1 / 2 
p  p0  exp 

 
 V  2M  
Donde A es el área del orificio, t es el tiempo transcurrido, V es el volumen del
recipiente, M es la masa molar de la molécula, R es la constante de los gases, T es la
temperatura absoluta y p0 es la presión inicial del sistema. Hay que recordar que:
exp( x)  ex  2,72x
1.2
Presión (atm)
1
0.8
0.6
0.4
0.2
0
0
20
40
60
80
100
120
Tiempo (seg)
Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases efundan
en las mismas condiciones de presión y temperatura, demostrándose que dichos tiempos
son inversamente proporcionales a sus velocidades. Así, cuanto más pesada es la
molécula más tardará en efundir. Esto se puede describir con la siguiente ecuación:
t1 r2
 
t 2 r1
M1
M2
Donde t es el tiempo de efusión.
Fenómenos de efusión y difusión
Gases reales
La principal causa de la desviación del comportamiento ideal es la existencia de fuerzas
intermoleculares, es decir, a la existencia de fuerzas de atracción y de repulsión entre las
moléculas que componen a un gas.
Estas interacciones se vuelven importantes cuando las presiones son altas, ya que en
esta situación las moléculas están más cerca las unas de las otras.
Una prueba de que entre las moléculas existen fuerzas de atracción, es que cualquier
gas, en las condiciones adecuadas de presión y temperatura, puede licuarse y
solidificarse.
La prueba de la existencia de fuerzas de repulsión entre las moléculas que están muy
cerca las unas de las otras, es la dificultad que presentan los sólidos y los líquidos a ser
comprimidos.
En la siguiente figura, se puede analizar la curva que indica cómo varían las fuerzas
intermoleculares con la distancia de separación entre las moléculas. Cuando dos
moléculas se acercan, se atraen con una fuerza cada vez más intensa, como lo indica la
caída de la curva muy por debajo del cero. Luego, cuando las moléculas llegan a
tocarse, se repelen con fuerza, como puede observarse en la rápida subida de la curva.
Las fuerzas de atracción no se manifiestan sensiblemente a distancias del orden de diez
diámetros moleculares. Esto se debe a que las moléculas están demasiado alejadas entre
sí. Las fuerzas de atracción aumentan a medida que las moléculas se acercan y, de esta
manera, cada vez ejercen mayor influencia mutua. Al tomar contacto, sin embargo, las
fuerzas de repulsión superan a las de atracción, aumentan marcadamente y pueden
alcanzar valores muy elevados si las moléculas llegan a interpenetrarse entre sí.
Se han propuesto una gran diversidad de modelos que intentan introducir factores de
corrección adecuados en las expresiones matemáticas de las leyes de los gases ideales
para, de esta forma, describir el comportamiento de un gas real cuando éste se desvía
marcadamente del comportamiento ideal.
Una de las primeras ecuaciones y, por lo tanto, la menos precisa, pero de gran utilidad
práctica en algunos casos, fue la Ecuación de Estado propuesta por Johannes van der
Waals, un científico holandés del siglo XIX.
La expresión matemática de la misma es la siguiente:
p
n  R  T a  n2

V  n  b V2
Los valores de las constantes a y b de van der Waals, de las cuales la primera da una
medida de las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas que componen a un
gas y la última una medida del volumen de las mismas, se pueden obtener de varias
maneras. Un procedimiento posible se basa en la temperatura, presión y volumen
críticos del gas. A partir de ellos podemos obtener expresiones de a y b:
b
R  TC
8PC
a
27R 2  TC
64PC
2
Donde TC y PC son la temperatura y la presión crítica del gas respectivamente.
Estas constantes, en realidad, varían en alguna medida con la temperatura. Esto pone en
evidencia que la Ecuación de van der Waals no es una solución completa del problema
de los gases reales. Sin embargo, es posible asignar a las constantes a y b valores que
faciliten un recurso útil, si bien no exacto, para corregir la desviación del
comportamiento ideal que presenta un gas real. Los valores de a y de b dependen de las
unidades utilizadas para expresar la presión y el volumen del gas.
Los gases que se licuan con facilidad, tienen valores más altos de la constante a. Esto
puede esperarse, teniendo en cuenta que a da una medida de las fuerzas de atracción
entre las moléculas que componen al gas.
En la siguiente Tabla se dan las constantes a y b para algunos gases:
Es importante notar que a presiones extremadamente bajas, el volumen V es muy
grande, tanto que el término a / V2 (para un mol de moléculas de gas) en la Ecuación de
van der Waals, es despreciable en comparación con p. Por otra parte, en estas
condiciones, como V es muy grande, puede despreciarse b frente a este valor.
De esta forma, a muy bajas presiones, la Ecuación de van der Waals se reduce a la
Ecuación General de los Gases Ideales para un mol de moléculas: p  V  R  T . Por lo
tanto, en estas condiciones, los gases reales obedecen a las leyes que rigen el
comportamiento de los gases ideales y se puede considerar que representan el
comportamiento límite de los gases a presiones infinitamente pequeñas.
El significado físico de este resultado es que, a presiones muy bajas, en el sistema
gaseoso hay tan pocas moléculas por unidad de volumen, que las fuerzas de atracción
entre las mismas pueden despreciarse. A su vez, el volumen que ocupa el gas es tan
grande en comparación con el volumen real de cada molécula, que éste último puede
también despreciarse. De esta manera, el gas real se comporta como si estuviera
compuesto por moléculas, que en estas condiciones, pueden considerarse partículas
puntuales que no se atraen mutuamente, es decir, se comportan como un gas ideal.
Ejemplo:
Se tienen 2 moles dióxido de carbono encerrado en un recipiente de 3 l a una
temperatura de 0 °C. Calcular la presión del gas considerándolo un gas real y también
comparándolo con el resultado de un gas ideal. (Sacar los valores de a y b de la tabla
anterior).
2mol  0,082  l  atm  K 1  mol 1  273K 3,60  l 2  atm  mol 2  (2mol ) 2
p

3l  2mol  0,0428  l  mol 1
(3l) 2
p  13,8atm
Para un gas ideal:
p
2mol  0,082  l  atm  K 1  mol 1  273K
3l
p  14,9atm
CAPITULO VI
LA TEORIA CUANTICA Y LA ESTRUCTURA
ELECTRONICA DE LOS ATOMOS
La evolución del modelo atómico
Modelo atómico de J. J. Thomson
Joseph Thomson partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento
presentó algunas hipótesis intentando justificar dos hechos:
1. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de
electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos catódicos se desviaban en un campo
eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas
negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para
este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo
eléctrico y uno magnético. Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba
el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo
magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria
horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnéticas eran iguales y,
por ser de sentido contrario se anulaban.
Experiencia de Thomson de los rayos catódicos
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida
por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación
carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos
catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas
subatómicas a las que llamó electrones. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso
que
los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva
uniforme;
éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake".
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Rutherford
Ernst Rutherford identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el uranio a
las que llamo a las que llamó alfa () y beta (). Poco después Paul Villard identificó un
tercer tipo de radiaciones a las que llamo gamma ().
La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima
lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre
una pantalla de sulfuro de cinc.
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos,
unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
Experiencia de Rutherford
Distribución de los impactos en la experiencia de Rutherford
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las
cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando
un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo
con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía
información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los
planetas alrededor del Sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de
atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar
moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que
estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de
acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente
cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe
radiación electromagnética.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord
Rutherford propuso en el 1911 este modelo de átomo:
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la
que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del
núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga
negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La
corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas
100.000 veces menor)
Comparación entre el modelo de Thomson y el de Rutherford
Los neutrones
En 1932, James Chadwick descubrió un tercer tipo de partícula sub-átomica a la que
llamó el neutrón. Los neutrones ayudan a estabilizar los protones en el núcleo del
átomo. Ya que el núcleo es una masa tan compacta, los protones cargados positivamente
tienden a rechazarse entre ellos. Los neutrones ayudan a reducir la repulsión entre los
protones y estabilizan el núcleo atómico. Los neutrones siempre residen en el núcleo de
los átomos y son aproximadamente del mismo tamaño que los protones. Sin embargo,
los neutrones no tienen una carga eléctrica, más bien son eléctricamente neutrales.
Experiencia de Chadwick para el descubriendo del neutrón
Insuficiencias de los modelos propuestos
Cuantización de la energía. Hipótesis de Planck
Planck establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por
pequeños paquetes o cuantos de energía. La energía de cada uno de los cuantos que
emite o absorbe el átomo viene dada por la expresión
E  h 
Donde h es la constante de Planck (6,63 10-34 J s) y  (en s-1) es la frecuencia de la
radiación. Esta ecuación se puede escribir teniendo en cuenta la longitud de onda de la
radiación
E
h c

Donde c es la velocidad de la luz (3 108 m/s) y  es la longitud de onda de la radiación
(medida en m).
Ya que la energía del átomo puede aumentar o disminuir sólo en cantidades enteras h,
diremos que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada en la forma
E  nh
Donde n es un número entero (1, 2, 3,…, etc.). Estos cuantos o fotones de energía
radiante son tan pequeños que la luz que nos parece continua de manera análoga a lo
que ocurre con la materia, pero realmente ambas son discontinuas.
Ejemplo:
El espectro visible de luz se encuentra entre los límites de las longitudes de onda 350
nm (violeta) y 700 nm (rojo). Calcular la energía asociada a estas radiaciones.
E 350
6,63 1034 J  s  3,00 108 m  s 1

 5,68 1019 J
9
350 10 m
E 700 
6,63 1034 J  s  3,00 108 m  s 1
 2,84 1019 J
9
700 10 m
Como podemos ver la radiación de color violeta es más energética que la roja.
Espectro de luz blanca
ESPECTRO DEL HIDROGENO
El estudio del espectro del hidrógeno permite observar que las líneas espectrales se
agrupan en series dependiendo de la energía emitida.
El espectro del hidrógeno se representa de manera sencilla por la relación:
 1
1
1 
 R H   2  2 

 n1 n 2 
Donde:
 es la longitud de onda
RH es la constante de Rydberg para el hidrógeno (109677,8 cm-1)
n1 y n2 son números enteros tales que n1 < n2
Hoy se conocen cinco series de rayas en el hidrógeno, de mayor a menor energía son:





Serie de Lyman : n1 = 1 y n2 = 2,3,4.... (ultravioleta). Son las radiaciones
emitidas por los electrones al pasar de los estados superiores a los de más baja
energía.
Serie de Balmer : n1 = 2 y n2 = 3,4,5.... (visible). Son las radiaciones emitidas
por el paso de los electrones de los estados 3º y siguientes al 2º.
Serie de Paschen : n1 = 3 y n2 = 4,5,6.... (infrarrojo próximo). Del 4º y
siguientes al 3º.
Serie de Brackett : n1 = 4 y n2 = 5,6,7.... (infrarrojo). Del 5º y siguientes al 4º.
Serie de Pfund : n1 = 5 y n2 = 6,7,8.... (infrarrojo lejano). Del 6º y siguientes al
5º.
Cada serie está formada por un número de líneas brillantes hasta que, a partir de una
determinada longitud de onda se obtiene un espectro continuo. El valor correspondiente
al límite de cada serie se obtiene dando a n2 el valor infinito. Por tanto, la longitud de
onda límite de cada serie será:
2
 límite 
n1
RH
Efecto fotoeléctrico
La Teoría de Planck no fue en absoluto bien recibida hasta que, en 1905, Albert Einstein
la aplicó a la resolución de un fenómeno inexplicable hasta entonces: El efecto
fotoeléctrico. Se conoce con este nombre a emisión de electrones (fotoelectrones) por
las superficies metálicas cuando se iluminan con luz de frecuencia adecuada. En los
metales alcalinos el efecto se presenta ya con luz visible, en los demás metales con luz
ultravioleta.
Representación del efecto fotoeléctrico
El estudio cuantitativo del efecto fotoeléctrico ha conducido a las siguientes
conclusiones:
1. Para cada metal existe una frecuencia mínima (frecuencia umbral) por debajo de
la cual no se produce el efecto fotoeléctrico, independientemente de la
intensidad de la radiación luminosa.
2. Si la frecuencia de la luz incidente es mayor que la frecuencia umbral, la
intensidad de la corriente fotoeléctrica es proporcional a la intensidad de la
radiación.
3. La emisión de electrones es prácticamente instantánea, a partir de la incidencia
de la luz.
4. La energía cinética de los electrones emitidos aumenta al hacerlo la frecuencia
de la luz.
Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno
A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de
Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:
1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una
partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.
2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos,
ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia
determinada.
El físico danés Niels Bohr presentó en 1913 el primer modelo de un átomo basado en la
cuantización de la energía. Superó las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo
simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay
ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos irradien
energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional.
La teoría de los cuantos de Planck le aportó a Bohr dos ideas:
1. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de
energía (están cuantizados).
2. Sólo se emite radiación cuando el electrón pasa de un estado cuantizado a otro
de mayor energía.
Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los tres postulados siguientes:
1. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del núcleo está
restringido a un número discreto de órbitas circulares.
2. El momento angular del electrón en una órbita está cuantizado; es un número
entero de h/2, siendo h la constante de Planck.
J  I  n
h
2
I es el momento de inercia (I = m · r2)
 es la velocidad angular ( = v/r)
3. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas
permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica constante. Cuando
el electrón cae de un estado de energía superior a otro de energía inferior, se
emite una cantidad de energía (E) definida en forma de un fotón de radiación.
E  E2  E1  h  
Donde E2 es la energía de la órbita más alejada del núcleo y E1 es la energía de la órbita
más próxima al núcleo.
El razonamiento de Bohr era que la existencia de un átomo como el hidrógeno, formado
por un protón cargado positivamente y un electrón cargado negativamente que gira
alrededor de él, sólo se puede entender a partir de una determinada distancia básica
entre ambos que explique las dimensiones estables del átomo (es decir, que explique por
qué el electrón no “cae” en el núcleo). Como las consideraciones dimensionales
demuestran que esta distancia no puede obtenerse mediante una combinación
matemática que implique exclusivamente la carga del electrón, e, y su masa, m, Bohr
argumentó que había que introducir en la teoría atómica otra constante física
fundamental que, combinada adecuadamente con las constantes e y m, proporcionara la
distancia buscada. Bohr halló que la constante de Planck, h, cumplía bien ese cometido,
y sugirió que la distancia básica r venía dada por la combinación matemática
r
h2
4 2  e 2  m
El valor de esta distancia es de 5,29·10-11 m, que constituye el llamado radio de Bohr
del átomo de hidrógeno. Este valor también se denomina radio de la primera órbita de
Bohr. Bohr utilizó un concepto revolucionario y totalmente opuesto a la física clásica,
introducido por la teoría cuántica. Según este concepto, existe una cantidad física
llamada acción que está cuantizada en unidades de valor h (lo que significa que no
puede haber una acción menor que h). Bohr explicó la estabilidad del átomo de
hidrógeno asignando una única unidad de acción a la primera de las llamadas órbitas de
Bohr. Con ello se eliminaba cualquier posible órbita más pequeña, porque una órbita así
tendría una acción menor que h, lo que violaría la hipótesis cuántica. A continuación,
Bohr supuso que cada órbita permitida del electrón, a medida que se aleja del protón,
difiere de la órbita inmediatamente anterior en una única unidad de acción h. Por tanto,
la acción de la segunda órbita debe ser 2h, la acción de la tercera órbita 3h, y así
sucesivamente. Esto significa que la acción de la órbita número n, donde n es un entero,
debe ser nh, y entonces se puede demostrar que el radio de la n-ésima órbita tiene que
ser
rn 
n2  h2
4 2  e 2  m
Por la dinámica clásica, Bohr sabía que la energía total cinética y potencial de una
partícula que se mueve en una órbita circular es negativa, porque la energía potencial
negativa de la órbita es mayor que su energía cinética (que es positiva). Además, la
energía total es inversamente proporcional al radio de la órbita. Por tanto, asignó a la
energía del electrón en la órbita n-ésima el valor
E TOTAL  
2 2  e 4  m
n2  h2
multiplicando la inversa del radio por e2/2 y cambiando su signo por motivos
dimensionales. Cuando el electrón salta de la órbita n1 a la órbita n2, experimenta un
cambio de energía igual a
E  
2 2  e 4  m  2 2  e 4  m 

  
2
2
2

n2  h2
n

h
1


o
2 2  e 4  m  1
1 


E 

n 2 n 2 
h2
2 
 1
Este cambio aparece en la forma de un único cuanto de energía, o fotón, emitido o
absorbido. Cuando n2 es mayor que n1, se absorbe un fotón; cuando n2 es menor que n1,
se emite un fotón.
Así, se llega a la fórmula de Bohr para la inversa de la longitud de onda del fotón
emitido cuando el electrón salta de la órbita n a la órbita k, al igualar la fórmula anterior
con signo cambiado y la energía del fotón, hc/λ. Esto proporciona la ecuación
1 2 2  e 4  m  1
1 





c  h 3  n12 n 2 2 
Donde
2 2  e 4  m
 RH
c  h3
Insistimos en la idea de que, tanto el radio de la órbita como la energía de los electrones
en ella, quedan determinados por el valor de “n”, numero entero; por lo que radio y
energía sólo pueden tomar valores que sean múltiplos de una cantidad fija: están
cuantizados. Al número n se le denomina NUMERO CUANTICO PRINCIPAL,
determina las órbitas, y puede tomar solamente valores de números enteros positivos (1,
2, 3,...).
Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos
de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un
espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? Veamos la respuesta:
En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de
más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón
salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un
electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior,
emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos
niveles.
Absorción de energía por un átomo
Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía
aplicarse al átomo de hidrógeno, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que
prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue
capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que
aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de
Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por
orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue
posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón
(átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar
enlaces químicos.
El nacimiento de una nueva teoría
La mecánica cuántica moderna
Podemos decir que la mecánica cuántica moderna surge hacia 1925 como resultado del
conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Schrödinger, Bohr, Dirac y otros, y es
capaz de explicar de forma satisfactoria no sólo, la constitución atómica, sino otros
fenómenos fisicoquímicos, además de predecir una serie de sucesos que posteriormente
se comprobarán experimentalmente.
La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck, y tomo como punto de partida la
dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie y el principio de incertidumbre de
Heisenberg.
Hipótesis de Louis De Broglie
La naturaleza de la luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo
ondulatorio a fin de explicar ciertos fenómenos (como reflexión, refracción, difracción,
etc.) o de tipo corpuscular al pretender hacerlo con otros (como el efecto fotoeléctrico,
etc), ¿es posible que las partículas tengan también propiedades de onda?
En 1924 Louis De Broglie extendió el carácter dual de la luz a los electrones, protones,
neutrones, átomos y moléculas, y en general a todas las partículas materiales. Basándose
en consideraciones relativistas y en la teoría cuántica pensó que si la luz se comportaba
como onda y como partícula la materia debería poseer este carácter dual.
El movimiento de una partícula puede considerarse como el movimiento de un paquete
de ondas, algo así como la superposición de varias ondas de longuitudes de onda poco
diferentes, cuyas oscilaciones se intensifican al máximo en el punto del espacio ocupado
por la partícula. No hay nada de imaginario en estas ondas de materia, son tan reales
como las ondas luminosas y las del sonido, aunque no sean observables en todos los
casos, como ocurre con las ondas electromagnéticas, los aspectos ondulatorios y de
partículas de los cuerpos en movimiento nunca se pueden observar al mismo tiempo.
La expresión matemática de este carácter dual es:

h
mv
Donde m es la masa de la partícula y v es la velocidad de la misma.
En ciertas situaciones una partícula en movimiento presenta propiedades ondulatorias
y en otras situaciones presenta propiedades de partícula
Ejemplo:
Una pelota de tenis con una masa de 200 g es golpeada por un tenista, por lo cual le
imprime una velocidad de 100 km/h. Calcular la longitud de onda asociada a la pelota
de tenis.
m
200g
 0,2kg
1000g / kg
v
100km 1000m / km
 27,8m / s
3600s

6,63 1034 J  s
 1,19 1034 m
1
27,8m  s  0,2kg
Si lo transformamos a nm
  1,19 1025 nm
Como podemos ver, en este caso, no podremos darnos cuenta de la naturaleza
ondulatoria de la pelota de tenis, ya que la misma tendrá una longitud de onda asociada
tan baja que es imposible de cuantificar con las herramientas disponibles actualmente.
Ahora vamos a ver el caso de un electrón, con una masa de 9,10 × 10–31 kg, que se
mueve a 100000 km/h (33% de la velocidad de la luz)
v
100000km 1000m / km
 2,78 10 4 m / s
3600s
6,63 1034 J  s

 2,62 108 m
31
4
9,10 10 kg  2,78 10 m / s
Si lo transformamos a nm
  262nm
Un valor más grande que puede medirse.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Uno de los aspectos más importantes de la mecánica cuántica es que
no es posible determinar simultáneamente, de un modo preciso, la posición (x) y la
cantidad de movimiento de una partícula (p).
El principio, también conocido como principio de indeterminación, afirma igualmente
que si se determina con mayor precisión una de las cantidades se perderá precisión en la
medida de la otra, y que el producto de ambas incertidumbres nunca puede ser menor
que la constante de Planck, llamada así en honor del físico alemán Max Planck. La
incertidumbre es muy pequeña, y resulta despreciable en mecánica clásica. En cambio,
en la mecánica cuántica las predicciones precisas de la mecánica clásica se ven
sustituidas por cálculos de probabilidades.
El principio de incertidumbre fue formulado en 1927 por el físico alemán Werner
Heisenberg y tuvo una gran importancia para el desarrollo de la mecánica cuántica. Las
implicaciones filosóficas de la indeterminación crearon una fuerte corriente de
misticismo entre algunos científicos, que interpretaron que el concepto derribaba la idea
tradicional de causa y efecto. Otros, entre ellos Albert Einstein, consideraban que la
incertidumbre asociada a la observación no contradice la existencia de leyes que
gobiernen el comportamiento de las partículas, ni la capacidad de los científicos para
descubrir dichas leyes.
Descripción del modelo mecano-cuántico del átomo. La ecuación de onda de
Schrödinger
Basándose en la hipótesis de L. De Broglie y considerando que el movimiento del
electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, el físico austriaco Erwin
Schrödinger propuso una ecuación de onda aplicada al átomo de hidrógeno, llamada
función de onda. Para simplificar el trabajo simplemente la vamos a escribir en la forma
de:

Esta ecuación es puramente teórica y debe su validez a que sus resultados y
conclusiones coinciden plenamente con hechos probados experimentalmente.
Resolviendo la ecuación Shrödinger obtuvo valores que estaban plenamente de acuerdo
con los obtenidos experimentalmente.
Al cuadrado del valor absoluto de la función de onda
2
se le llama densidad de probabilidad. La probabilidad de encontrar la partícula descrita
por la función y, en un punto x en el instante t, es proporcional al valor del cuadrado de
la función de onda en aquel punto del espacio y en ese instante. Esto se escribe según:
P( x , t )   2 ( x , t )
Donde P es la probabilidad, x es la posición, t es el tiempo. Así podemos decir que
En cada punto del espacio existirá una probabilidad de que se encuentre el electrón,
obteniéndose así lo que se denomina nube de probabilidad o densidad electrónica.
El gato de Schrödinger
Érase una vez un físico alemán llamado Schrödinger. El señor Schrödinger era amante
de la física cuántica y de los gatos y, por aquel entonces, andaba muy atareado tratando
de explicar ciertos fenómenos cuánticos bastante peculiares. Decidió tomar al gato y
encerrarlo en una caja en la que, además del minino, había una partícula radioactiva y
cierta dosis de veneno. La partícula tenía la probabilidad del 50% de desintegrarse
durante una hora y si la partícula se desintegraba, una pequeña dosis de veneno caía en
el plato de comida del gato y el felino moría. Si no había desintegración, el gato lograba
salir sano y salvo de aquella caja de los horrores.
El señor Schrödinger empezó a realizar el experimento y, pasada una hora, se planteó la
siguiente pregunta: ¿Está vivo o está muerto el gato? La respuesta a esa pregunta, según
la teoría cuántica, es que el gato, mientras no hay ningún observador que le esté
mirando, se halla suspendido en un estado de vida-y-muerte simultáneas y únicamente
cuando el observador se decide a mirar lo que le sucede al gato, el gato colapsa en un
estado de vida o en un estado de muerte, saliendo así de ese estado de indeterminación.
Números cuánticos
Los números cuánticos aparecen en las soluciones de la ecuación de Schrödinger.
Podemos pensar en las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger son ondas
estacionarias de diferente energía.
El ejemplo del movimiento de una cuerda de guitarra nos ayudará a comprender el
concepto de onda estacionaria. La cuerda de guitarra vibra pero no se desplaza, por eso
es estacionaria. Un nodo es un punto que no se mueve. La longitud de la cuerda tiene
que ser un múltiplo del valor de media longitud de onda, ya que en los dos extremos de
la cuerda que están fijos debe haber un nodo. Por tanto solo van a ser posibles ciertos
estados a los que podemos asignar un valor del número n.
Modelo de onda estacionaria de una cuerda de guitarra
Descripción mecánico cuántica del átomo: Orbitales y números cuánticos
Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de
Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con
cierto nivel de energía. Así para el electrón del átomo de hidrógeno en el estado
fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la
intensidad del color negro indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa
región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.
Representación gráfica de la probabilidad de encontrar un electrón en una determinada región del
espacio
De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de
funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los
diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico (n) para definir una
órbita, el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital:
n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números:
Número cuántico principal “n”



Toma valores enteros: 1,2,3...
A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad
electrónica.
A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al
núcleo.
Número cuántico del momento angular ó azimutal ó secundario: "l"


Depende de “n” y toma valores enteros de 0 a (n-1). Así para n=1 sólo hay un
valor posible 0. Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores
posibles: 0, 1 y 2.
Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor
numérico:
l
0
1
Nombre del
s
p
orbital
 Define la forma del orbital
2
d
3
f
4
g
El número cuántico magnético “ml”


El valor del número cuántico magnético depende de l. Toma valores enteros
entre -l y l , incluyendo el 0. Para cierto valor l hay (2 l +1) valores de ml.
Describe la orientación del orbital en el espacio.
Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n = 3. Tendremos entonces tres
valores de l: 0, 1 y 2. Los valores de ml para cada valor de l se compilan en la tabla
siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y l se dicen que pertenecen al
mismo subnivel y todos los orbitales con el mismo n formarían un nivel).
l
subnivel
ml
0
1
2
3s
3p
3d
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
Representaciones de los Orbitales
Orbitales s
El orbital 1s tiene simetría esférica:
N° de orbitales del
subnivel
1
3
5
Representado 2 frente a la distancia al núcleo (r) vemos que la probabilidad de
encontrar al electrón disminuye conforme aumenta r. Esto indica que en el estado
fundamental la atracción electrostática del núcleo es lo suficientemente fuerte para
mantener al electrón en un radio próximo al núcleo.
Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger de
manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad electrónica. En el
caso de los orbitales s la representación es una esfera, de mayor radio cuánto mayor sea
n.
Orbitales p



La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al
núcleo y con un nodo en él.
Hay tres tipos de orbitales p (l = 1; ml = -1, 0, 1) que difieren en su orientación.
No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las
tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se
denominan npx, npy, npz
Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número
cuántico principal.
Orbitales d
En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n > 3 l = 2; ml=-2, -1, 0, 1, 2)
con diferentes orientaciones en el espacio tal y como vemos en la figura :
Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d
tienen todos la misma energía.
Configuración electrónica
La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un
átomo. Los electrones son partículas que están sujetos al principio de exclusión de
Pauli, que dice que
dos partículas no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez
Esto se puede reescribir de la siguiente forma
no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los
números cuánticos iguales
Por lo tanto:
No puede haber electrones idénticos en un átomo
Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente
electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.
Llenado de orbitales y notación.
Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando
por electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor
energía. Por el hecho de que el estado 3d (n = 3 y l = 2) está más alto en energía que el
4s (n = 4 y l = 0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10
electrones según la primera tabla (o bien haciendo l = 2 en 2(2l+1) = 10), hay diez
elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos
que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.
Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la
primera columna se escribe 1s, 2s, 3s, ..., en la segunda columna, saltándose una fila,
2p, 3p, ... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones
son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las
flechas en el diagrama:
Regla para realizar el llenado de orbitales
Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de
transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio
(Z=23), con el diagrama obtendríamos:
Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)
Donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de
orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el
número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del
elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbital d no está lleno,
sólo hay tres electrones de 10 posibles.
En la práctica, para simplificar la notación, los niveles de energía completos se indican
con la referencia al gas noble correspondiente (el de número atómico inmediatamente
menor) al que se añade la distribución de electrones en el nivel no completo. En el caso
del vanadio:
Gas noble precendente: 18 Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Configuración eléctrónica del vanadio: [Ar] 4s2 3d3
Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de
electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el caso que nos ocupa sería: 2-8-8-5.
Configuraciones electrónicas de los elementos químicos.
Aunque la mayoría de las veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma
indicada anteriormente, en realidad se producen excepciones.
Así, el cobre tiene una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada 4s23d9. La
razón de ello es que a las fuerzas de atracción entre los protones del núcleo y los
electrones, se añade la interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en
una desviación de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una
configuración electrónica más estable distinta de la esperada.
CAPITULO VII
RELACIONES PERIODICAS ENTRE LOS
ELEMENTOS
La tabla periódica
Es posible observar numerosas regularidades en las propiedades y el comportamiento de
los elementos, podemos decir que los elementos químicos poseen una serie de
regularidades o modelos de conducta.
Una propiedad fundamental de los elementos es la actividad química o reactividad
química y, podemos decir, que casi todos los elementos poseen actividad química, o sea,
bajo ciertas condiciones de presión y temperatura, cada uno de los elementos se
combinará con otro o con varios para formar distintos compuestos. Sin embargo, hay
seis, que carecen de reactividad o actividad o, en las cuales, la misma es muy baja.
Esos elementos que no son químicamente activos son los antes llamados gases nobles o
raros y, actualmente denominados “elementos inértidos”. Los mismos son: el Helio
(He), el Neón (Ne), el Argón (Ar), el Kriptón (Kr), el Xenón (Xe) y el Radón (Rn).
Forman las sustancias simples que se presentan en la naturaleza como gases
constituidos por moléculas monoatómicas. Es importante aclarar que hablamos de
“gases nobles o raros” cuando nos referimos a las sustancias simples que están
compuestas por los “elementos inértidos”. Teniendo en cuenta el significado de
elemento y sustancia simple esta diferencia no es sutil.
Primero podemos decir que sí, son raros. Exceptuando al Argón, que se encuentra en
casi el 1% en el aire, los demás sólo existen en cantidades muy pequeñas. Por otra parte,
se los denomina nobles, por su inactividad química, y fueron conocidos durante mucho
tiempo como gases inertes, ya que no se conocía ningún compuesto formado por estos
elementos, hasta que, en el año 1962, lograron prepararse algunos compuestos estables
de los mismos. A pesar de ello, la inactividad química compartida por los gases nobles,
indica una semejanza fundamental entre estos seis elementos que los componen, además
de presentar muchas otras propiedades comunes entre ellos. Por ejemplo, a temperatura
ambiente, todos ellos son gaseosos y, a diferencia de otros gases, sólo existen como
especies cuyas moléculas son monoatómicas.
Por estas propiedades: escasa cantidad en la naturaleza, incoloros, inodoros y de poca
actividad química, resultó muy difícil demostrar su presencia en la naturaleza. La
primera vez que se tuvo idea de la existencia de un gas, hasta ese momento
desconocido, fue durante los experimentos realizados por Henry Cavendish quien
intentaba convertir el nitrógeno, sustancia abundante en el aire, pero poco reactiva, en
ácido nítrico, químicamente activo. Durante los mismos “le quedó una burbuja,
aparentemente de aire, por lo cual, si hay algo que sea diferente al nitrógeno, sólo estará
presente en no más que 1/120 ava parte del total de aire inicial”.
Casi cien años después, al repetirse estos experimentos y someter a esta “burbuja de
aire” a todas las pruebas conocidas, se concluyó que se había descubierto un nuevo
elemento y que éste, a diferencia de todos los demás, parecía químicamente inerte. Se lo
denominó Argón, que quiere decir “perezoso”.
El Helio fue identificado en el sol, de ahí su nombre, por medio de un espectroscopio
enfocado al sol durante un eclipse observado en la India en el año 1868. En el espectro
observado, aparecía una línea amarilla que no podía atribuirse a ningún elemento
conocido en la Tierra.
Estudios posteriores en muestras de aire líquido, permitieron aislar otros tres gases
nobles, compuestos por los elementos, Neón (nuevo), Kriptón (oculto) y Xenón
(extraño).
Finalmente se aisló al Radón, como subproducto de la desintegración radiactiva del
Radio.
En la Tabla, se indican la Masa Atómica Relativa de los elementos inértidos y algunas
propiedades de las sustancias simples que éstos forman, como el Punto de Fusión, el
Punto de Ebullición, el Calor de Fusión y el Calor de Vaporización:
Es posible elaborar las siguientes conclusiones:
- En la primer fila, aparecen, en orden creciente, de menor a mayor, las Masas Atómicas
de los elementos inértidos, expresadas en uma (unidad de masa atómica).
- Las propiedades físicas de las sustancias simples que forman los elementos inértidos
que aparecen como ejemplo en la Tabla, aumentan al aumentar la Masa Atómica
Relativa de los mismos.
Podemos graficar cada una de las propiedades físicas indicadas en la tabla en función de
la Masa Atómica del elemento inértido correspondiente. En un sistema de coordenadas
cartesianas indicamos en la ordenada al origen la propiedad física y en el eje
correspondiente a las abscisas la Masa Atómica del elemento.
Ejemplo:
Si se descubriese la existencia de un elemento inértido cuya Masa Atómica fuera, por
ejemplo, 300 uma, a partir de las conclusiones expuestas: ¿cuál podrá ser su Punto de
Fusión? ¿Tendrá valores próximos a –249 °C o a –110 °C?
A partir de los datos experimentales, podemos concluir que el Punto de Fusión de los
elementos inértidos aumenta al aumentar la Masa Atómica de los mismos. Es posible
entonces, predecir que para este hipotético elemento, cuya Masa Atómica es mayor que
la del Radón, el Punto de Fusión de la sustancia simple que forma, debe ser también
mayor a la de éste, o sea, mayor a –110 °C.
Teniendo en cuenta la curva obtenida al graficar los Puntos de Fusión de los gases
nobles conocidos en función de la Masa Atómica de los elementos inértidos, a partir de
la Masa Atómica de nuestro hipotético elemento inértido, A = 300 uma, extrapolar el
valor aproximado de su Punto de Fusión, que será un poco mayor a –100 °C. Como
estamos analizando valores que corresponden a números negativos, un número de
menor valor absoluto es mayor que el de mayor valor absoluto, es decir, que si [-110] >
[-100], esto implica que –100 °C > -110 °C.
Resumiendo, hemos podido establecer que si se descubre un elemento inértido de Masa
Atómica 300 uma su Punto de Fusión debería ser del orden de –100 °C a partir del
siguiente razonamiento, basado en las conclusiones que pueden desarrollarse con los
datos experimentales dados:
- Es un elemento inértido.
- Luego, debe compartir propiedades químicas comunes con los mismos y, las
propiedades físicas de la sustancia simple que forma, deben guardar una relación con las
de los otros elementos inértidos.
- Las propiedades físicas de los gases nobles, que son las sustancias simples que forman
los elementos inértidos, aumentan con la Masa Atómica de los mismos, ya que están
constituidos por moléculas monoatómicas.
Entonces con los datos y los conocimientos que hemos desarrollado a partir de los
mismos, podemos decir que:
las propiedades químicas y las propiedades físicas de los elementos de una misma
familia o grupo de la Tabla Periódica, guardan una relación estrecha con su Masa
Atómica
Esta relación nos permite inferir o predecir las propiedades que debería poseer un
elemento aún no descubierto, ubicado en la columna 18 de la Tabla de Mendeleyev y
que, por lo tanto, fuera un inértido.
Es importante aclarar que, de manera expresa, diferenciamos conceptualmente, en todo
momento, el uso de las palabras “elemento” y “sustancia simple”. Como sabemos, los
elementos están caracterizados por un tipo particular de átomo, con un número definido
de electrones, protones y neutrones que lo componen y determinan sus propiedades. Los
átomos no tienen estado de agregación: no son sólidos, líquidos o gaseosos. Las
sustancias simples, que se nombran con la misma denominación del elemento que las
componen, están formadas por una única clase de átomos. Pueden ser monoatómicas,
cuando la atomicidad es uno y, en este caso, la molécula coincide con el átomo, o
poliatómicas, cuando las moléculas están formadas por dos o más átomos del mismo
elemento. Las sustancias simples, a diferencia de los elementos, se presentan en la
naturaleza en diferentes estados de agregación – sólido, líquido o gas – según las
condiciones de presión y temperatura en las que se encuentren.
El estado de agregación de una sustancia es el resultado de las fuerzas de interacción
entre las partículas que la componen a una determinada presión y temperatura. Las
fuerzas de interacción pueden ser de atracción o de repulsión. Si predominan las fuerzas
de atracción entre las partículas, la sustancia se presenta en estado sólido. Si, en cambio,
predominan las fuerzas de repulsión, el estado en el que se encuentra la sustancia es
gaseoso. Finalmente, si las fuerzas atractivas están equilibradas con las de repulsión, el
estado de agregación es el líquido.
Es evidente, que si tenemos en cuenta el significado de cada una de las propiedades
físicas dadas en la Tabla 1 de datos experimentales con la que estamos trabajando, todas
ellas dependen de la intensidad de estas fuerzas, fundamentalmente de las de atracción,
en las distintas sustancias simples que forman los elementos inértidos.
Si analizamos los datos consignados en la Tabla, podemos afirmar, que los valores
correspondientes a los calores de fusión y de vaporización de los gases nobles son muy
bajos. Es decir, se requiere poca energía para vencer las fuerzas de atracción presentes
entre los átomos de estos elementos cuando se encuentran en un sistema en estado
líquido o gaseoso.
Si analizamos los valores correspondientes a las propiedades físicas de la sustancia
simple formada por el elemento Helio, teniendo en cuenta los valores bajos del Punto de
Fusión y de Ebullición de la misma, podemos afirmar que las fuerzas de atracción entre
sus átomos son muy bajas, si los mismos constituyen un sistema en estado líquido o
sólido. Por otra parte, y como dato adicional, el Punto de Ebullición del gas Helio es el
más bajo de todas las sustancias conocidas, y sólo es posible su solidificación cuando
se aplican bajas temperaturas y presiones muy elevadas en forma conjunta.
Si continuamos avanzando en nuestro interés por estudiar las propiedades de los
elementos químicos y las sustancias que forman, en un intento que nos permita
encontrar coincidencia y similitudes entre los mismos para poder clasificarlos, de
manera tal que se facilite su estudio sistemático, podemos, a partir de la metodología
aplicada para los gases nobles, considerar la existencia de grupos de elementos con
características y propiedades afines.
A esta altura de nuestro estudio,
si conocemos las propiedades de un grupo de elementos, es posible predecir las
propiedades de cualquier otro miembro de esta familia
La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas
verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación,
aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que
deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.
Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se
conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los
llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como
elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de
transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la
segunda fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el
uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el
tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y
han sido obtenidos por el hombre.
Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que
elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el
mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos
directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en
el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio
atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de
los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos,
carácter metálico, etc.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de
distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración
especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa
de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los
orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma
configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración
electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo
su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.
Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que
indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la
configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración
6s2. Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de
valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las
configuraciones 3d6 4s2 y 3d74s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la
capa anterior.
Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los
elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su
antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un
elemento será:
Grupos 1 y 2
Elemento de transición
Grupos 13 a 18
Nsx
(N -1)dx Ns2
(N -1)d10 Ns2px
Elementos de transición
interna
(N -2)fx (N -1)d0 Ns2
Isótopos
Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las
diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el
isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del
hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.
Hidrógeno
Deuterio
Tritio
Para referirse a un determinado isótopo, se escribe así:
A
Z
X
Aquí X es el símbolo químico del elemento, Z es el número atómico, y A es el número
de neutrones y protones combinados, llamado el número de masa o número másico. Por
ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe 11 H , el deuterio es 21 H , y el tritio es 31 H .
Ahora bien ¿Puede un átomo tener cualquier cantidad de neutrones? No; hay
combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que
mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros
tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente
necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con
algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo,
pero son inestables. Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se
desintegran emitiendo radiaciones, en forma de partículas o de ondas electromagnéticas.
La abundancia natural es la cantidad presente en la naturaleza de cada isótopo de un
elemento químico expresada en %. Las abundancias naturales de cada isótopo se
emplean para el cálculo de la masa atómica de los elementos.
Matemáticamente:
M
1 in
 M i  A%i
100 n 1
Donde M es la masa atómica relativa ponderal, Mi es la masa atómica del isótopo i y
A%i es la abundancia relativa del isótopo i.
Ejemplo:
35
Cl y el 37
El cloro posee dos isótopos, el 17
17 Cl con abundancias relativas de 75,77% y
24,23% respectivamente. Calcular M ponderal.
M
35  75,77  37  24,23
 35,48
100
Variaciones periódicas de las propiedades físicas
Radio atómico
El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el
que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.
Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de
la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se
realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y
los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos
átomos vecinos. Los radios atómicos se indican a menudo en amstrongs A (10-10m),
nanómetros (nm, 10-9 m) picómetro (pm, 10-12 m).
Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos
ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son
cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva
aumente muy lentamente de un período a otro).
Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo
nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de
la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).
En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los
electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos
inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes
atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones
en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen
importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.
Radio iónico
La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos dependen de manera crucial del
tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en
que los iones se empacan en el sólido. Además el tamaño iónico influye en las
propiedades de los iones en disolución.
El tamaño de un ion depende de:
 Su carga nuclear.
 Número de electrones.
 Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.
Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que
derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.
Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los
que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa. Dentro de un grupo, las
diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas. Para iones con la
misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica.
Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion,
aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva.
Energía de ionización
Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado
fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un
electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una
reacción endotérmica.
M(g)  M  (g)  e
2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y
obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones más un electrón sin energía
cinética.
M (g)  M2  (g)  e
Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos
potenciales de ionización.
Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus
electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por
consiguiente una fácil formación de iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa,
debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga
positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para
predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente.
Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial
de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al
descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones
están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.
En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la
tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar
apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.
En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más
elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos
muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.
Electroafinidad
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en
estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado
fundamental.
M(g)  e  M  (g)
Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la
atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).
Las segundas, terceras, etc. afinidades electrónicas son siempre energéticamente
desfavorables.
La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y
gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.
La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la
variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de
estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho
con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor
es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.
Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del
oxígeno, el flúor y el cloro.
Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de
ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones,
cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su
capacidad para atraerlos.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido
determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor
máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El
elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de
ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización
elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones
ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a
derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para
los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en su unión:



El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es
apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos
tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las
proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce
una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies
iónicas.
Propiedades de los grupos
Propiedades de los halógenos
De los halógenos sabemos que, cuatro de sus elementos forman sustancias simples
diatómicas: el Flúor (F2), el Cloro (Cl2 ), el Bromo (Br2 ) y el Yodo (I2 ).
Si bien, estas sustancias simples se encuentran en Condiciones Standard de Presión y
Temperatura (CSPT corresponden a una presión de 1 atm y a una temperatura de 25 °C)
en distintos estados de agregación y, por lo tanto, con un aspecto físico muy diferente,
tienen propiedades muy similares en cuanto a su comportamiento químico. Entre ellas,
podemos citar a modo de ejemplo, la facilidad que presentan para formar sales binarias
cuando reaccionan con los metales. Por esta propiedad se los llama “formadores de
sales” de donde proviene el nombre de “halógenos” con el que se los identifica y a sus
sales se las denominan “haluros”.
En la familia hay un quinto elemento de mayor Masa Atómica, que es de origen
sintético y se denomina Astato (At). Si bien, este elemento no posee forma estable en
condiciones ambientales, conociendo las propiedades de los otros miembros del grupo,
es posible predecir las del Astato.
Para poder elaborar algunas conclusiones, aplicando el método de trabajo que
utilizamos para los elementos inértidos, analizaremos los datos experimentales que se
presentan en la tabla.
Propiedades de los metales alcalinos
Podemos realizar un análisis similar al efectuado con los elementos inértidos y con los
halógenos con los elementos del grupo de los metales alcalinos. Este nombre deriva de
los compuestos que forman estos elementos conocidos como álcalis o bases fuertes.
Ellos son: el Litio (Li), el Sodio (Na), el Potasio (K), el Rubidio (Rb) y el Cesio (Cs).
El último elemento de la familia es el Francio (Fr) que se forma en las series naturales
de desintegración radioactiva y mediante reacciones nucleares artificiales apropiadas.
Todos estos elementos son muy activos químicamente, y se presentan en la naturaleza
como sustancias simples monoatómicas. Son metales blandos, de color blanco o muy
claro y con brillo metálico. Al ser tan activos reaccionan violentamente con el agua y
más lentamente con el oxígeno del aire, con el que forman óxidos iónicos. Por este
motivo, se conservan en una atmósfera seca o inerte o en un solvente libre de oxígeno.
Tabla: