1. La Tabla Periódica

Todos los elementos están representados en la Tabla Periódica, cumpliendo las siguientes características:

• Actualmente se conocen 118 elementos, de los cuales 92 se encuentran en la naturaleza. Los demás han sido producidos de forma artificial en el laboratorio.

• Están ordenados en orden creciente de número atómico (Z), de izquierda a derecha.

• Se disponen en 7 filas (períodos) y 18 columnas (grupos). Algunos grupos reciben nombres específicos:

• Las propiedades físicas y químicas de los elementos en un mismo período varían gradualmente, llegando a ser opuestas para los elementos situados en los extremos. Por ejemplo, el carácter

• Las propiedades físicas y químicas de los elementos en un mismo grupo son muy similares, como consecuencia de tener el mismo número de electrones en la órbita más externa.

• La abundancia de los elementos químicos en la Tierra, la corteza terrestre y los seres vivos es la siguiente:

• En el siguiente enlace puedes descargar un cómic en el que presentan de forma muy divertida algunos de los elementos de la tabla periódica, dónde se encuentran, así como sus usos y aplicaciones más comunes.

2. Propiedades periódicas

Las propiedades físicas y químicas que se repiten con cierta regularidad a lo largo de los grupos y los períodos se denominan propiedades periódicas. Entre ellas se encuentran: el carácter metálico y el radio atómico.

2.1 Carácter metálico

En el sistema periódico, los elementos de la izquierda y el centro son metales. Los elementos situados a la derecha son no metales. El carácter metálico disminuye hacia la derecha en un período y aumenta al descender en un grupo.

Los metaloides o semimetales son aquellos elementos cuyas características son intermedias entre metales y no metales.

2.2 Radio atómico

El radio atómico es la distancia que separa al núcleo del átomo de su electrón más externo, por lo tanto, dentro de un grupo, el radio atómico aumenta a medida que se desciende. Los elementos de un mismo período incorporan el último electrón a la misma órbita, por lo que habría una mayor atracción con el núcleo, disminuyendo el radio atómico.

3. El enlace químico

En la naturaleza hay átomos de unos elementos químicos que son muy estables: los átomos de los gases nobles, que solo existen de forma aislada y se representan directamente por su símbolo. La razón de dicha estabilidad se encuentra en el hecho de tener 8 electrones en su última órbita (excepto en el caso del helio).

El resto de átomos conocidos carecen de este octeto electrónico, aunque lo alcanzan cuando se unen a otros átomos. Lo pueden hacer de dos formas diferentes:

• Ganando o perdiendo electrones, dando lugar a iones (enlace iónico)

• Compartiendo electrones (enlace covalente).

3.1 Enlace iónico

Sabemos que algunos elementos presentan carácter metálico elevado, por lo que pierden electrones con facilidad y forman iones positivos o cationes; entre estos elementos se encuentran los metales alcalinos (grupo 1) y los alcalinotérreos (grupo 2).

Por el contrario, otros elementos presentan un carácter no metálico, es decir, muestran tendencia a ganar electrones y forman iones negativos o aniones; esto les sucede a los del grupo del oxígeno (grupo 16) y a los halógenos (grupo 17).

Un enlace iónico se forma entre un metal y no metal, alcanzando ambos una configuración estable.

Por ejemplo, la unión de átomos de sodio con átomos de cloro se produce de la siguiente forma:

• El átomo de sodio, Na, al estar en el grupo 1, tiene un solo electrón de valencia, tenderá a perder dicho electrón y se transformará en el catión Na+.

• El átomo de cloro, Cl, al estar en el grupo 17 (halógenos), tiene 7 electrones de valencia, por lo que tenderá a ganar el electrón cedido por el sodio para conseguir el octeto y se transformará en el anión Cl-.

• Una vez que se han formado los iones de diferente carga, se establece el enlace iónico.

Redes cristalinas iónicas

Una característica fundamental de los compuestos iónicos es que no se presentan en la naturaleza como parejas aisladas. Como la atracción electrostática se produce en las tres dimensiones del espacio, cada ion tiende a rodearse de un número determinado de iones de signo contrario de modo que el conjunto final sea neutro. El resultado es la formación de redes cristalinas iónicas.

Esta es la razón por la que los compuestos iónicos son sólidos y las fórmulas que los representan (NaCl, LiF, MgO, etc.) son empíricas, es decir, se representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos.

Propiedades de las sustancias iónicas

Las sustancias iónicas poseen un conjunto de propiedades que las caracterizan y se explican por las intensas fuerzas de atracción que se establecen entre los iones. Las más importantes son:

• Son sólidos temperatura ambiente.

• Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.

• Son duros y frágiles.

• Son muy solubles en agua. Las moléculas de agua rodean a los iones y establecen interacciones de carácter atractivo con ellos.

• No conducen la electricidad en estado sólido, ya que los iones están fijos en la red y no hay electrones libres que se puedan desplazar. Sin embargo, son buenos conductores de la electricidad en disolución, debido a que cuando la red cristalina se rompe, los iones quedan en libertad se pueden mover y, así, conducen la electricidad.

3.2 Enlace covalente

Los elementos no metálicos se unen entre sí para formar enlaces covalentes. Lo hacen mediante compartición de electrones hasta conseguir el octeto electrónico cada uno de los átomos implicados:

Entre las sustancias covalentes podemos distinguir:

• Compuestos: Sustancias formadas por elementos diferentes, como el agua (H₂O) o el amoníaco (NH₃).

• Sustancias simples: Sustancias formadas por el mismo elemento, como el hidrógeno (H₂) o el oxígeno (O₂).

Propiedades de las sustancias covalentes

• Muchas son gases a temperatura ambiente, como las moléculas de hidrógeno (H₂), oxígeno (O₂), nitrógeno (N₂), cloro (Cl₂) o dióxido de carbono (CO₂); otras son líquidos, como las moléculas de bromo (Br₂) o de agua (H₂O); y otras son sólidos, como la molécula de yodo (I₂).

• Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.

• No conducen la electricidad.

4. La masa de los átomos Y LA CANTIDAD DE SUSTANCIA

4.1 Masa atómica relativa

John Dalton elaboró la primera tabla de masas atómicas relativas al hidrógeno, al que se le asignó una masa atómica de 1. En la actualidad, por acuerdo internacional, se toma como referencia la masa del isótopo carbono-12, al que se le asigna una masa atómica de 12.

Se define como unidad de masa atómica (u) a la doceava parte de la masa de un isótopo de carbono-12.

Se trata de un valor aproximado al de la masa de un protón o neutrón, de ahí que el número másico (suma de protones y neutrones) tenga ese nombre.

La masa atómica (relativa) es la masa de un átomo medida por comparación con la unidad de masa atómica. Se trata de una magnitud adimensional, es decir, no tiene unidades.

Por ejemplo, cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno es aproximadamente 14, se indica que la masa de un átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la doceava parte del carbono 12.

La masa atómica de un elemento se halla con la media de las masas de todos sus isótopos naturales, ponderada según sus abundancias:

4.2 Masa molecular relativa

La masa molecular (relativa) es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman el compuesto. Tampoco tiene unidades.

La masa molecular del agua, cuya fórmula es H₂O, se obtendría de la suma de las masas atómicas de sus correspondientes átomos, es decir, dos átomos de hidrógeno (2 x 1) y un átomo de oxígeno (1 x 16). Por lo tanto, Masa molecular (H₂O) = (2 x 1) + (1 x 16) = 18.

4.3 Composición centesimal

Conociendo la fórmula de un compuesto químico es posible calcular el porcentaje de cada elemento en la masa total del compuesto.

Para conocer cuanto hay de cada elemento en un compuesto (riqueza) es necesario calcular su composición centesimal:

4.4 Cantidad de sustancia: el mol

Para contar átomos y medir su masa se emplea la unidad de masa atómica (u), que permite establecer una escala relativa con las masas de los elementos químicos. Como no existen balanzas capaces de apreciar las masas atómicas, se recurre a muestras que contengan una gran cantidad de átomos. Para ello, se añadió, en 1971, el mol como séptima unidad fundamental en el Sistema Internacional para medir la cantidad de sustancia.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales, ya sean átomos, moléculas o iones, como átomos hay exactamente en 12 g de carbono-12. Diversas medidas experimentales, realizadas en el siglo XX, permitieron comprobar que el número de partículas existentes en 1 mol de sustancia es 6,022·10²³. Este número se conoce como constante de Avogadro (N_A).

Esta constante permite calcular el número de entidades elementales que hay en una cantidad determinada de sustancia:

• 1 mol de cobre (Cu) contiene 6,022·10²³ átomos de cobre.

• 1 mol de agua (H₂O) contiene 6,022·10²³ moléculas de agua o, lo que es lo mismo, 6,022·10²³ átomos de oxígeno y 2·6,022·10²³ átomos de hidrógeno.

• 1 mol de cloruro (Cl^-) contiene 6,022·10²³ iones cloruro.

La relación entre los moles (n) y el número de partículas de una sustancia es:

4.4 Masa molar

La masa molar (M) de una sustancia es la masa de un mol de entidades elementales de esa misma sustancia, expresada en gramos. Es igual a la masa molecular, pero expresada en otra unidad.

La masa molecular del agua (H₂O) es 18; La masa molar del agua, es decir, 1 mol de agua equivale a 18 g.

La relación entre los moles (n), la masa (m) y la masa molar (M) de una sustancia es: