Tema 1 Teoría cuántica, estructura atómica y periodicidad

Tema 1 Teoría cuántica, estructura

atómica y periodicidad

1.6 Periodicidad y propiedades

Instituto Tecnológico de Toluca

Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica

M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda quimittol@gmail.com

Competencias específicas a desarrollar

 Relaciona los conceptos elementales de la teoría clásica y cuántica  con las propiedades de la materia para comprender el comportamiento de los átomos y las partículas subatómicas.

Contenido de esta presentación

1.6 Periodicidad y propiedades

1.6 Periodicidad y propiedades

• La tabla periódica es la herramienta más importante utilizada en química para organizar y recordad hechos químicos.

• Muchos elementos muestran similitudes entre sí.

• El litio (Li), sodio (Na) y potasio (K) son metales blandos muy reactivos.

• Si los elementos se ordenan de manera creciente en relación con sus números atómicos, sus propiedades químicas y físicas exhiben un patrón repetitivo o periódico.

1.6 Periodicidad y propiedades

• El arreglo de elementos en orden creciente de su número atómico, donde los elementos con propiedades similares se encuentran en columnas verticales, se conoce como tabla periódica.

• Las filas horizontales de la tabla periódica se conocen como periodos.

• Las columnas verticales son grupos.

1.6 Periodicidad y propiedades 18 Grupos o familias

(elementos con propiedades similares)

7 P e ri o d o s

Línea escalonada que divide a los metales de los no

metales.

1.6 Periodicidad y propiedades

En la tabla periódica se encuentran los siguientes datos de los elementos:

Vanadio V

(50.9415)

23 ² ₃

4 5

Valencia y estado de oxidación

Número atómico

Masa atómica relativa Símbolo

Nombre

1.6 Periodicidad y propiedades

• Con frecuencia los elementos en un grupo presentan similitudes en sus propiedades físicas y químicas.

• De acuerdo a su carácter químico los elementos se clasifican en:

1. Metales: buenos conductores de calor y electricidad, se oxidan (pierden electrones), son sólidos a excepción del mercurio.

2. No metales: malos conductores de calor y electricidad, se reducen (ganan electrones), a temperatura ambiente la mayoría son sólidos.

3. Metaloides o anfóteros: presentan propiedades metálicas y no metálicas.

1.6 Periodicidad y propiedades

• Los primeros veinte elementos, que son los más comunes, aparecen en los grupos 1, 2 y 13 a 18. Los elementos que pertenecen a estos grupos se

denominan elementos

representativos.

• Los metales de los grupos 3 a 12 reciben el nombre de elementos de transición. Se caracterizan por ir llenando los subniveles tipo d.

• En la parte inferior de la tabla periódica se acostumbra colocar los elementos metálicos que van llenando los subniveles tipo f, o elementos de transición interna.

Grupo 18: gases nobles

• Son los elementos menos reactivos.

• En 1962 se logró hacer reaccionar al gas xenón, por lo que se desechó la idea de que los gases nobles son químicamente inertes, aunque casi lo son.

• La ausencia de reactividad se debe a su configuración electrónica.

• Nunca se ha podido obtener un compuesto de helio o neón, puesto que tienen los niveles llenos.

• El argón es casi tan inerte como el neón, puesto que en el nivel n=3 existe un subnivel 3d que se encuentra vacío.

• El kriptón y el xenón son los únicos gases nobles que se ha logrado hacer reaccionar. Sin embargo, estos compuestos son sumamente inestables.

• El radón es un gas noble de naturaleza radioactiva.

Grupos 1 y 2: metales alcalinos y alcalinotérreos

• Los metales alcalinos tienen la configuración electrónica de valencia 1s¹.

• Los metales alcalinotérreos tienen la configuración electrónica de valencia 1s².

• Los metales alcalinos tienden a formar iones unipositivos.

• Los metales alcalinotérreos tiende a formar iones dipositivos.

• Los metales alcalinotérreos no son tan reactivos como los alcalinos;

tampoco se encuentran libres en la naturaleza.

Grupos 1 y 2: metales alcalinos y alcalinotérreos

• El magnesio se usa en aleaciones con aluminio las cuales son sumamente ligeras (piezas para automóvil, latas para refresco, marcos de bicicleta y raquetas de tenis).

• El calcio se presenta en la naturaleza combinado como carbonato, CaCO₃. El cual es un compuesto muy poco soluble en agua.

• El agua que contiene iones Ca²⁺ y Mg²⁺ se conocen como agua dura, pues tienden a formar depósitos calcáreos cuando el agua se evapora o se calienta.

• Las aguas duras son una amenaza para las tuberías de agua y para los equipos industriales como las calderas.

Grupo 13: grupo del aluminio (elementos térreos)

• El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso.

• Todos los elementos de esta familia cuentan con tres electrones de valencia, ya que su configuración en el último nivel es s² p¹.

• Cuando forman compuestos iónicos presentan una carga formal de más tres, como en el Al³⁺.

• Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio.

• Indio y talio son muy raros.

• Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos.

• La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y zinc.

Grupo 13: grupo del aluminio (elementos térreos)

• Una gran variedad de antiácidos contienen compuestos de aluminio.

El hidróxido de aluminio y el de magnesio neutralizan el ácido clorhídrico del estómago.

• Se han encontrado cantidades inusitadamente altas de aluminio en las células cerebrales de pacientes con el mal de Alzheimer. No se sabe si el aluminio produce el mal o si se acumula como resultado del padecimiento.

Grupo 14: familia del carbono (elementos carbonoides)

• Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono;

el germanio es el menos abundante.

• El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre.

• Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo;

aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros.

Grupo 14: familia del carbono (elementos carbonoides)

• Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero (carbono, no metal, forma compuestos covalentes con los no metales e iónicos con los metales) al último (plomo, metal): el carbono es muy duro (diamante) y el plomo puede ser rayado con las uñas.

• El silicio y germanio son metaloides de dureza intermedia.

• Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.

Plomo

Grupo 15: familia del nitrógeno (elementos nitrogenonides)

• Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera).

• A veces se presentan nativos. Los minerales son óxidos o sulfuros.

• Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.

• Tienen 5 electrones de valencia dada su configuración s² p³. Sin embargo, las propiedades difieren del primero al último.

• Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negra del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado.

Grupo 15: familia del nitrógeno (elementos nitrogenonides)

• Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico.

• La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.

• No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes;

salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes.

Grupo 16: familia del oxígeno (calcógenos o anfígenos)

• El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.

• Tienen 6 electrones de valencia s² p⁴.

• Son elementos divalentes pues basta que obtengan dos electrones para que adquieran la configuración estable s² p⁶ de un gas noble.

• Al hacerlo forman iones como O^2- y S^2-.

Grupo 16: familia del oxígeno (calcógenos o anfígenos)

• El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio.

• El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado.

• Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.

Grupo 16: familia del oxígeno (calcógenos o anfígenos)

• El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5%

en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes.

• El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10^-14.

• Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.

• El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.

Grupo 16: familia del oxígeno (calcógenos o anfígenos)

• No reaccionan con el agua y, salvo el azufre, no reaccionan con las bases.

• Excepto el oxígeno, todos reaccionan con el ácido nítrico concentrado.

• Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxoácidos.

• Con los metales forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos, cuya estabilidad disminuye desde el oxígeno al teluro.

Grupo 16: familia del oxígeno (calcógenos o anfígenos)

• El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores.

• El polonio no tiene prácticamente utilidad.

• Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

Grupos 17 y 1: familia de los halógenos y del hidrógeno

• Los halógenos tienen 7 electrones de valencia s² p⁵ y se parecen al hidrógeno en cuanto a que les basta un electrón para adquirir la configuración de gases nobles.

• Por ello, sus iones se presentan como H^- (hidruro), F^- (fluoruro), Cl^- (cloruro). Br^- (bromuro), I^- (yoduro).

• Es común también que el hidrógeno pierda su único electrón para formar el ion H⁺ o protón.

• Los halógenos son no metales muy reactivos que no se encuentran libres en la naturaleza.

Grupos 17 y 1: familia de los halógenos y del hidrógeno

• El flúor se hace reaccionar con el uranio para formar hexafluoruro de uranio, UF₆, compuesto con el que se logran separar los isótopos de uranio-235 y uranio-238 a fin de obtener combustible de los reactores nucleares.

• El flúor es la materia prima para fabricar el teflón.

• El ácido fluorhídrico se emplea para grabar vidrio.

• El cloro es una materia prima básica para la industria, interviene en la formación de plásticos, disolventes, refrigerantes*, pesticidas y fibras.

• La mayor aplicación del bromo y del yodo es la fabricación de película fotográfica, pesticidas y aditivos alimenticios.

• El iodo es esencial para el organismo, forma parte de un aminoácido natural y diversas hormonas de la glándula tiroides.

Grupo 3 al 12: metales de transición

• Después del bario hay 14 elementos cuyos electrones empiezan a llenar el subnivel f.

• Su inclusión en la tabla periódica la haría extremadamente larga, por lo que se acostumbra colocarlos en un apartado en la parte de abajo.

• Las tierras raras o lantánidos tienen un número atómico que va desde el 57 hasta el 71

• Posteriormente aparece un segundo periodo de metales de transición interna, del actinio al nobelio, que llenan el subnivel 5f.

Se les denomina actínidos.

Tierras raras (Lantánidos)

• Los lantánidos se encuentran muy difundidos en la corteza terrestre. El cerio es más abundante que el cobre y hay cuatro veces más tulio que plata.

• Incorporados en aceros mejoran las propiedades como la flexibilidad y la resistencia a la corrosión y al impacto.

• El samario, el europio y el gadolinio se emplean en las barras de control de neutrones de los reactores nucleares.

Tierras raras (Lantánidos)

• Ciertos compuestos del europio son luminiscentes. Se empleaba para producir el color rojo en los monitores de TV.

• Los imanes permanentes más potentes que existen contienen samario.

• El neodimio, el holmio y el disprosio han permitido diseñar nuevas fuentes de rayos láser.

• En 1987 se utilizó lantano para fabricar la primera cerámica superconductora de alta temperatura.

Propiedades químicas y su variación

periódica

Carga Nuclear Efectiva.

• Debido a que los electrones tienen carga negativa, son atraídos hacia el núcleo, el cual tiene carga positiva (protones).

• Muchas de las propiedades de los átomos dependen de sus configuraciones electrónicas y de qué tan fuerte sus electrones externos son atraídos hacia el núcleo.

Carga Nuclear Efectiva.

• La ley de Coulomb nos dice que la fuerza de interacción entre dos cargas eléctricas depende de las magnitudes de las cargas y de la distancia entre ellas.

• La fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia promedio entre el núcleo y el electrón.

• La fuerza de atracción aumenta conforme la carga nuclear se incrementa y disminuye conforme el electrón se aleja del núcleo.

Carga Nuclear Efectiva.

• En un átomo polielectrónico cada electrón es atraído simultáneamente hacia el núcleo y es repelido por los demás electrones.

• Existen tantas repulsiones electrón-electrón que no es posible analizar la situación con exactitud.

• Podemos tratar a cada electrón de manera individual como si se moviera en el campo eléctrico neto creado por el núcleo y la densidad electrónica de los demás electrones.

• Los electrones internos protegen parcialmente o presentan un efecto pantalla a los electrones externos de la atracción del núcleo.

Carga Nuclear Efectiva.

• Para ilustrar la protección de los electrones, analicemos lo siguiente:

• Se requiere de 2373KJ de energía para quitar el primer electrón de un mol de átomos de He y una energía de 5251kJ para quitar el segundo electrón;

esta mayor energía se debe a que cuando queda un solo

electrón no existe el efecto pantalla contra la carga

nuclear +2.

Carga Nuclear Efectiva.

• La carga nuclear efectiva aumenta cuando nos movemos a través de cualquier fila (periodo) de la tabla.

• Si descendemos en un grupo (familia) la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones de valencia cambia en menor medida que como lo hace a través de un periodo.

• Aumenta ligeramente cuando descendemos en una familia ya que los electrones internos que ocupan más capas son menos capaces de proteger a los electrones externos de la carga nuclear.

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

• Existen numerosas propiedades físicas (densidad, punto de fusión, punto de ebullición) que están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es algo difícil de definir.

• La densidad electrónica se extiende más allá del núcleo,

aunque se piensa en el tamaño atómico como el volumen

que contiene alrededor del 90% de la densidad

electrónica total alrededor del núcleo.

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

• De acuerdo con la mecánica cuántica un átomo no tiene un radio bien definido, solo de una forma aproximada e imprecisa se puede considerar al átomo como una esfera, y por tanto hablar de su “radio”.

• Existen diferentes definiciones de radio atómico,

cada una de las cuales lleva consigo un método

experimental de cálculo. Puede variar entre 30 o 300

pm, o lo que es lo mismo, entre 0.3 y 3Å.

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

• El tamaño de un átomo se define en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.

• Para los átomos que están unidos entre sí formando una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos vecinos (radio atómico metálico).

• Para elementos que existen como moléculas diatómicas

sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre

los núcleos de los dos átomos de una molécula específica

(radio atómico covalente).

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

• A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, el radio atómico disminuye de manera constante desde el litio hasta el flúor.

• Tomando como base la familia IA; como el tamaño de los orbitales aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal n (período), el tamaño de los átomos aumenta desde el litio hasta el cesio. Se aplica el mismo razonamiento para los elementos de los otros grupos.

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

• El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

• Los aniones tienen radios mayores que los átomos neutros:

al añadir electrones crece la repulsión electrónica.

• Los cationes tienen radios menores que los átomos neutros:

sus electrones de valencia sufren mayor fuerza de atracción por parte del núcleo al faltar electrones.

Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

Energía de ionización.

• La estabilidad de los electrones de valencia se refleja directamente en la energía de ionización de los átomos.

• La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) que se requiere para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.

• Esta definición específica el estado gaseoso porque un átomo en estado gaseoso no está influenciado por los átomos vecinos, y por lo tanto, no existen fuerzas intermoleculares que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de energía de ionización.

Energía de ionización.

• La energía de ionización nos da una idea de qué tan fuertemente está unido el electrón al átomo.

• Cuando mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón.

• Para los átomos polielectrónicos la cantidad necesaria para quitar el primer electrón del átomo en su estado fundamental:

Energía + X(g) è X⁺(g) + e^-

• Se denomina primera energía de ionización (I1).

Energía de ionización.

• La segunda energía de ionización (I2) y la tercera energía de ionización (I3) se muestran a continuación:

Energía + X⁺ (g) è X⁺²(g) + 2e^-  

Energía + X⁺² (g) è X⁺³(g) + 3e^-

• Cuando se quita un electrón de un átomo neutro disminuye la repulsión entre los electrones restantes.

Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente, por lo tanto:

I1 < I2 < I3 < …  

Energía de ionización.

• Dentro de cada periodo de la tabla periódica, la energía de ionización generalmente aumenta cuando aumenta el número atómico.

• Los metales alcalinos presentan la energía de ionización más baja en cada fila y los gases nobles muestran la más alta.

• Existen ciertas irregularidades en esta tendencia debido a la configuración electrónica de los elementos.

• Dentro de cada grupo la energía de ionización generalmente disminuye cuando aumenta el número atómico.

• Por ejemplo en los gases nobles las energías de ionización siguen el orden: He > Ne > Ar > Kr > Xe. 

Afinidad electrónica.

• Otra propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su capacidad para aceptar uno o más elementos.

Esta propiedad se llama afinidad electrónica, la cual es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

X(g) + e^- è X^-(g)

Afinidad electrónica.

• El signo de la afinidad electrónica es el contrario al que utiliza para la energía de ionización. Un valor positivo para la afinidad electrónica significa que cuando se agrega un electrón a un átomo libera energía:

F(g) + e^- è F^-(g) DH= -328 kJ/mol

• El signo del cambio de entalpía significa que es un proceso exotérmico (que libera energía); sin embargo, a la afinidad electrónica del flúor se le asigna un valor de +328 kJ/mol.

• Por lo tanto se puede pensar en la afinidad electrónica como la energía que se debe suministrar para quitar un electrón de un átomo negativo.

Por tanto, para quitar un electrón del ion fluoruro se tiene que:

F^-(g) è F(g) + e^- DH= +328 kJ/mol

Afinidad electrónica.

• La afinidad electrónica de un elemento es igual al cambio de entalpía que acompaña al proceso de ionización de su anión.

• Un valor grande positivo de afinidad electrónica significa que el ión negativo es muy estable (el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón), al igual que una alta energía de ionización de un átomo significa que el átomo es muy estable.

• La afinidad electrónica se determina experimentalmente quitando el electrón adicional de un anión, aunque es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables.

Afinidad electrónica.

• La tendencia a aceptar electrones aumenta (es decir, los valores de afinidad electrónica se hacen más positivos) al moverse de izquierda a derecha en un periodo.

• Las afinidades electrónicas de los metales por lo general son menores que las de los no metales.

• Dentro de un grupo la variación de los valores es pequeña.

• Los halógenos tienen los valores más altos de afinidad electrónica.

• Algunos cálculos han demostrado que los valores de afinidad electrónica de los gases nobles son menores que cero.

• Así, los aniones de estos gases, si se formaran, serían muy inestables.

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

Electronegatividad.

• 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, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.

Carácter metálico

• Con excepción de los gases nobles, ningún elemento existe en la naturaleza como átomo individual.

• Los elementos pueden agruparse como metales, no metales y metaloides.

• Aproximadamente tres cuartos de los elementos son metales y están situados en las secciones izquierda y media de la tabla.

• Los no metales se encuentran en la esquina superior derecha y los metaloides están entre los metales y los no metales.

• Observe que el hidrógeno es un no metal a pesar de estar ubicado en la parte derecha de la tabla.

Carácter metálico

Algunas propiedades de los metales son:

 Tienen un acabado brillante, diferentes colores, aunque la mayoría son plateados.

 Los sólidos son maleables y dúctiles.

 Son buenos conductores del calor y la electricidad.

 La mayoría de los óxidos metálicos son sólidos iónicos que son básicos.

 Tienden a formar cationes en disoluciones acuosas.

•  

Carácter metálico

Galio Estaño

Radio

Carácter metálico

Algunas propiedades de los no metales son:

 No tienen brillo, diferentes colores.

 Los sólidos son generalmente quebradizos; algunos son duros y otros blandos.

 Son malos conductores del calor y la electricidad.

 La mayoría de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman disoluciones ácidas.

 Tiende a formar aniones u oxianiones en disoluciones acuosas.

Fósforo rojo

Carácter metálico

Fósforo blanco Azufre Selenio

Iodo

Carácter metálico

• A mayores propiedades físicas y químicas de metales presente en un elemento mayor es su carácter metálico.

• Éste por lo general aumenta conforme se desciende en un grupo de la tabla periódica y aumenta de derecha a izquierda en un periodo.

•  

Número de oxidación.

• El estado de oxidación (o número de oxidación) de un elemento representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado; este número siempre debe ser un número entero.

• El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

• Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Número de oxidación.

• Los metales tienden a tener energías de ionización bajas, y por lo tanto tienden a formar iones positivos con relativa facilidad.

• Debido a esto los metales se oxidan (pierden electrones) cuando experimentan reacciones químicas.

• Muchos metales son oxidados por una variedad de sustancias comunes, como el oxígeno gaseoso y los ácidos. La mayoría de los óxidos metálicos son básicos.

Na₂O(s) + H₂O(l) è 2NaOH(ac)  

CaO(s) + H₂O(l) è Ca(OH)₂(ac)

•  

Número de oxidación.

• Los compuestos de metales con no metales tienden a ser sustancias iónicas. Los no metales tienden a ganar electrones cuando reaccionan con metales.

• Los compuestos formados por completo por no metales son generalmente sustancias moleculares; por ejemplo, los óxidos, halogenuros e hidruros de metales son sustancias moleculares que tienden a ser gases, líquidos o sólidos debajo punto de fusión.

• La mayoría de los óxidos no metálicos son ácidos.

CO₂ (g) + H₂O(l) è H₂CO₃(ac)  

P₄O₁₀(s) + 6H₂O(l) è 4 H₃PO₄(ac)

•  

Número de oxidación.

• La mayoría de los óxidos no metálicos se disuelven en disoluciones básicas para formar una sal más agua:

CO₂ (g) + 2NaOH(ac) è Na₂CO₃(ac) + H₂O(l)  

Metaloides

• Los metaloides tiene propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no metales.

• Pueden tener algunas propiedades metálicas características pero carecer de otras.

• Por ejemplo, el silicio parece metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales.

• Los compuestos de metaloides pueden tener características de los compuestos metálicos o no metálicos, según el compuesto específico.  

Boro Germanio

Metaloides

Arsénico Antimonio Telurio

Polonio

Metaloides

• Varios metaloides (en especial el silicio) son semiconductores eléctricos y son utilizados en la fabricación de circuitos integrados y chips de computadoras.

• El silicio muy puro es un aislante eléctrico, pero su conductividad puede aumentar considerablemente por la adición de impurezas específicas (dopantes).

Be

Al

(SiO

)