Elementos y compuestos

ELEMENTOS Y COMPUESTOS

1. Introducción

Las sustancias puras pueden ser elementos (sustancias simples) o compuestos (sustancias compuestas)

Los elementos están formados por un solo tipo de átomos, mientras que los compuestos están formadospor más de un tipo.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico.

Para representar a los elementos y a los átomos se utilizan símbolos formados por una letra (mayúscula) odos letras (mayúscula y minúscula) representativas de su nombre actual o de su nombre original en latín.

Actualmente (octubre 2013) se ha confirmado la existencia de 114 elementos distintos. Algunos son muyabundantes, otros, en cambio, son muy escasos o incluso no existen en estado natural.

2. Evolución histórica de la clasificación de los elementos

Lavoisier

Clasificó los elementos en dos grandes grupos: metales y no metales.

Mendeleiev

Ley periódica (1869): los elementos ordenados según el valor de sus masas atómicas presentan una cla-ra periodicidad en sus propiedades.

Meyer

Publicó su tabla periódica con los elementos ordenados según sus masas atómicas al mismo tiempo queMendeleiev.

Moseley

Descubrió que el número de protones del núcleo de un tipo particular de átomo es siempre el mismo(número atómico).Propuso la ordenación de los átomos por orden creciente del número atómico, haciendo desaparecer asílos problemas que podía presentar la tabla periódica de Mendeléiev.

ANTOINE LAURENT LAVOISIER

(1743 –1794)DIMITRI IVÁNOVICH MENDELÉIEV

(1834 – 1907)JULIUS LOTHAR MEYER

(1830-1895)H. G. JEFFREYS MOSELEY

(1887 – 1915)

3. El sistema periódico actual

En el sistema periódico actual los elementos se sitúan en orden creciente del número atómico.

Las columnas se denominan grupos e incluyen elementos que presentan propiedades análogas.

Los grupos se numeran del 1 al 18 y algunos reciben nombres especiales:

Grupo 1 (excepto el H) ⇒ Metales alcalinosGrupo 2 ⇒ Metales alcalino-térreosGrupos 3 - 12 ⇒ Metales de transiciónGrupo 16 ⇒ AnfígenosGrupo 17 ⇒ HalógenosGrupo 18 ⇒ Gases nobles

ELEMENTOS Y COMPUESTOS 1

Las filas se denominan periodos.

Los periodos 6 y 7 incluyen a los elementos de números atómicos 57 a 70 ( lantánidos) y 89 a 102 (actíni-dos), respectivamente, que normalmente se representan fuera de la tabla para evitar que los periodos seandemasiado largos. Estos elementos se conocen también como metales de transición interna o tierras raras.

La posición de los dos primeros elementos del sistema periódico, especialmente el H, varía de unos siste-mas periódicos a otros en función del criterio que se considere. Actualmente se tiende a situar al He enca-bezando los gases nobles y el H no se asigna a ningún grupo concreto.

4. Sistema periódico y configuración electrónica

Los electrones situados en la última capa de un átomo (la más externa) se conocen como electrones devalencia.

Los electrones de valencia son los responsables de las propiedades químicas de los elementos y, por lotanto, los átomos que presentan el mismo número de electrones en su última capa tienen propiedades se-mejantes.

Todos los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia y, comoconsecuencia, propiedades químicas semejantes.

En el sistema periódico se pueden distinguir cuatro bloques, denominados s, p, d y f, que corresponden alllenado de los orbitales correspondientes.

El bloque s está constituido por los grupos 1 y 2El bloque p lo forman los grupos 13 al 18El bloque d está compuesto por los elementos de los grupos 3 al 12El bloque f está formado por los lantánidos y los actínidos

El número del periodo indica cuál es la última capa que se está llenando en todos los elementos del mis-mo. En el último elemento de cada periodo (un gas noble) se completa el llenado de la capa con 8 electro -nes (2 del orbital s y 6 de los orbitales p).

5. Algunas propiedades periódicas

Radio atómico

En cada grupo aumenta al aumentar el número atómico ya que cada elemento tiene más capas de elec-trones que el anterior.En cada periodo disminuye al aumentar Z debido a que, aunque tienen el mismo número de capas, alexistir más cargas positivas en el núcleo los electrones son atraídos con más intensidad.

AU

ME

NT

A

AUMENTA

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cuando se une a otro átomo.Los átomos son más estables cuando tienen su última capa completa con 8 electrones (como los gases no-bles), por eso tienen tendencia a adquirir esa configuración.Un átomo tiende a perder electrones cuando tiene pocos en su última capa, adquiriendo así la configuraciónelectrónica del gas noble anterior.Un átomo tiende a captar electrones cuando tiene muchos en su última capa, adquiriendo así la configura-ción electrónica del gas noble siguiente.


La electronegatividad, por tanto, aumenta en cada periodo al aumentar el número atómico.En los grupos la electronegatividad disminuye al aumentar Z ya que, al tener más capas, los electronesde la última están más alejados del núcleo y son atraídos con menos intensidad.

AU

ME

NT

A

AUMENTA

Carácter metálico

Los metales se caracterizan en general por poseer las siguientes propiedades:

Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio)Tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición.Son buenos conductores del calor y la electricidadSon dúctiles y maleablesForman cationes (iones +) ya que tienen pocos electrones en su última capa y los pierden confacilidad (son electropositivos).

El carácter metálico es mayor cuanto más a la izquierda y abajo esté el elemento en el sistema periódico.

AU

ME

NT

AAUMENTA

Los no metales se caracterizan en general por poseer las siguientes propiedades:

Pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambienteTienen temperaturas de fusión y ebullición variadas.Son malos conductores del calor y la electricidadForman aniones (iones -) ya que tienen muchos electrones en su última capa y tienden a cap-tar otros para completarla (son electronegativos).

6. Los gases nobles

Son los elementos del grupo 18 del sistema periódico

Todos ellos tienen su última capa de electrones completa, por lo que son muy estables. No tienden a ga-nar ni a perder electrones.Como consecuencia de lo anterior son muy poco reactivos (tienen poca tendencia a reaccionar con otroselementos).

7. Agrupaciones de átomos

A excepción de los gases nobles, por su gran estabilidad, en la naturaleza los átomos no suelen presentarseaislados sino que se agrupan formando moléculas o redes cristalinas para buscar una mayor estabili-dad. Tanto las moléculas como las redes cristalinas pueden estar formadas por un sólo tipo de átomos (ele-mentos químicos) o por más de uno (compuestos químicos).


Las moléculas están formadas por un número determinado de átomos. Las moléculas tienen entidad quí-mica propia, es decir, constituyen la mínima cantidad de una sustancia que mantiene todas sus propiedades.

Las redes cristalinas están formadas por un número indeterminado de átomos que se disponen constitu-yendo una estructura geométrica ordenada. En los compuestos químicos que forman redes cristalinas laproporción en la que se encuentran los distintos átomos se mantiene constante.

Regla del octetoLos átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones de forma que adquieran una configuración igual a la delos gases nobles. Excepto el helio, que tiene dos, los gases nobles tienen ocho electrones en su capa de valencia.

Teniendo en cuenta la regla del octeto, podemos generalizar diciendo que los átomos que tienen pocoselectrones en su última capa tienden a perderlos, quedando la capa anterior completa. Por el contrario, losátomos que tienen la capa de valencia casi llena tienden a captar electrones para completarla.

8. El enlace químico

Un enlace químico es una unión entre dos átomos de forma que se origina una estructura más estableque cuando los átomos están separados.

Recuerda que los átomos son más estables cuando consiguen tener su última capa de electrones completa (esdecir, con 8 electrones, salvo en el H y el He en los que la única capa que tienen se completa con 2 electrones).

Existen tres tipos básicos de enlace: el enlace iónico, el covalente y el metálico

El enlace iónico se origina entre un metal y un no metal.

El metal pierde electrones y forma un ion positivo (catión).El no metal capta electrones y forma un ion negativo (anión).La atracción entre estos iones de distinta carga es lo que se conoce como enlace iónico.Para que la molécula resultante sea neutra el número de cargas positivas y negativas debe estar compen-sado (por ejemplo, un catión con dos cargas positivas se unirá a dos aniones si cada uno de ellos tiene sólouna carga negativa).Los compuestos iónicos son sólidos formados por una red tridimensional de iones (cristales iónicos).

El enlace covalente se origina entre dos átomos no metálicos.

Para alcanzar la estabilidad los dos átomos comparten parejas de electrones (un electrón de cada átomo)consiguiendo completar sus capas de valencia.Los enlaces covalentes pueden ser sencillos o múltiples (dobles, triples, ...) según se compartan una omás parejas de electrones.Los compuestos covalentes pueden ser de dos tipos: sustancias moleculares, que son gases o líquidos atemperatura ambiente, y los cristales covalentes, que son sólidos.

Para representar los enlaces covalentes se suele emplear la notación de Lewis, en la que cada átomo se repre-senta por su símbolo rodeado por los electrones de valencia agrupados en cuatro parejas. Cada electrón sin pare-ja se comparte con otro átomo hasta que se consigue que todos los átomos tengan configuración de gas noble.

El enlace metálico se origina entre átomos metálicos.

Los cristales metálicos están constituidos por una red tridimensional de iones positivos. Los electronesdesprendidos por todos estos iones forman una nube electrónica que rodea a los iones y los mantiene uni-dos.

Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos:

SUSTANCIAS IÓNICASPropiedades Interpretación

Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos defusión y ebullición.

Existe fuerte atracción entre los iones de distinto signo yse necesita mucha energía para romper la red cristalina.

Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menortamaño.

Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan en-frentados los de igual carga, repeliéndose.

En general, se disuelven en agua. Las moléculas de agua pueden atraer y separar los ionesdeshaciendo la red iónica.

No conducen la corriente eléctrica en estado sólido,pero son conductores en estado liquido y en disolución.

Los iones están localizados en la red, pero al pasar alestado liquido adquieren movilidad, lo que posibilita elpaso de la corriente eléctrica.


SUSTANCIAS COVALENTESSustancias moleculares

Propiedades InterpretaciónTienen bajos puntos de fusión y ebullición, por lo queson gases o líquidos a temperatura ambiente.

La fuerza del enlace entre átomos es grande, pero lafuerza que mantiene unidas las moléculas es débil.

No se disuelven (o se disuelven muy poco) en agua. En su estructura no hay iones capaces de ser atraídospor las moléculas de agua.

No conducen la corriente eléctrica (algunas lo hacen dé-bilmente).

No existen cargas eléctricas en su estructura (algunasveces se forman cargas al reaccionar con el agua).

Cristales covalentesA temperatura ambiente son sólidos muy duros con al-tos puntos de fusión.

El enlace entre los átomos es muy fuerte, por lo que senecesita mucha energía para romper la red cristalina.

No se disuelven en agua. En su estructura no hay iones capaces de ser atraídospor las moléculas de agua.

No conducen la corriente eléctrica (salvo el grafito). No existen cargas eléctricas en su estructura.

SUSTANCIAS METÁLICASPropiedades Interpretación

Son sólidos a temperatura ambiente. Se necesita bastante energía para romper la red cristali-na metálica.

Conducen la corriente eléctrica como sólidos y como lí-quidos.

Los electrones de la capa exterior se desplazan en el in-terior del metal.

Son deformables. Al deformarlos no hay repulsión entre cargas y no sefracturan.

9. Fórmulas químicas

Las fórmulas químicas son expresiones formadas por símbolos químicos y subíndices que nos informande la composición de una sustancia.

Hemos visto que las moléculas están formadas por un número determinado de átomos, mientras que lasredes cristalinas están formadas por un número indeterminado de átomos que se disponen constituyendouna red cristalina, pero en la que se mantiene constante la proporción en la que se encuentran los distintosátomos.

Teniendo esto en cuenta podemos considerar dos tipos de formulas:

Fórmulas moleculares, en las que los subíndices nos indican el número concreto de átomos de cada ele-mento presentes en la molécula.

Fórmulas empíricas, que indican la proporción en la que aparecen los átomos en una sustancia.

En las sustancias moleculares la fórmula empírica suele coincidir con la fórmula molecular. En cambio, enlas sustancias que forman redes cristalinas no tiene sentido hablar de la fórmula molecular y sólo se empleala fórmula empírica.

10. Masa molecular

La masa de un elemento químico viene determinada por su número másico o masa atómica (A), que seobtiene sumando el número de protones (Z) y el de neutrones que hay en un núcleo de dicho elemento.Como el número de neutrones que hay en el núcleo es variable, las masas atómicas que figuran en los sis-temas periódicos son la media ponderada de las masas de los isótopos del elemento.

Puesto que los átomos son muy pequeños y, por tanto, su masa también lo es, para expresar la masa ató-mica se emplea, por comodidad, una unidad especial: la unidad de masa atómica (u en el SI, aunque seemplea también uma), que equivale a 1,66054·10-24 g.

La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman una molécula. No hayque olvidar que los subíndices que aparecen en las fórmulas junto a los símbolos de los elementos nos indi -can el número de átomos de ese elemento que hay en la molécula o la proporción en la que aparecen losátomos en las redes cristalinas. La ausencia de subíndice indica que sólo hay un átomo de dicho elemento.Un subíndice detrás de un paréntesis señala que todo lo contenido dentro del paréntesis está repetido tan-tas veces como indica el número. Aunque conceptualmente sea incorrecto, también lo aplicaremos a loscompuestos que no forman moléculas.

La masa molecular, al igual que las masas atómicas, se expresa en u (unidades de masa atómica).


11. Composición centesimal

En todo compuesto, forme moléculas o redes cristalinas, la proporción en la que aparece cada elementopermanece constante. Como cada tipo de átomo tiene una masa determinada, la proporción de las masasde los elementos también será constante.

La composición centesimal de un elemento en un compuesto es el porcentaje de la masa del compuestoque corresponde a dicho elemento.

Para determinar las composición centesimal de cada uno de los elementos que forman un compuestoprocederemos de la siguiente manera:

1. Calculamos la masa de cada elemento en el compuesto, multiplicando su masa atómica relativa (A r) porel subíndice con el que aparezca en la fórmula.

2. Calculamos la masa molecular relativa (Mr) sumado los resultados obtenidos en el primer paso.3. El porcentaje de cada elemento se obtiene multiplicando por cien la masa correspondiente obtenida en el

paso 1 y dividiendo por la masa molecular obtenida en el paso 2. .

Ejemplo

Calcula la composición centesimal del Mg2Si O4 . Datos: Ar(Si)=28; Ar(Mg)=24,3; Ar(O)=16.

Mr (Mg2) = 24,3·2 = 48,6; Mr (Si) = 28; Mr (O4) = 16·4 = 64

Mr (Mg2Si O4) = 48,6 + 28 + 64 = 140,6 u

Mg48,6 ·100

140,6= 34,57 ; 34,57% de Mg

Si28 ·100140,6

= 19,91 ; 19,91% de Si

O64 ·100140,6

= 45,52 ; 45,52% de O

Para determinar la fórmula de un compuesto a partir de la composición centesimal seguiremos los si-guientes pasos:

1. Dividimos el % correspondiente a cada elemento entre su masa atómica relativa (Ar).2. Dividimos cada uno de los resultados obtenidos en el paso 1 por el menor de todos ellos.3. Aproximamos los valores que obtenemos a números enteros.4. Escribimos cada número obtenido en el paso 3 como subíndice del correspondiente elemento.

Ejemplo

Determina la fórmula empírica de un compuesto formado por magnesio, silicio y oxígeno en unas proporcio-nes de 34,57%, 19,91% y 45,52% respectivamente. Datos: Ar(Si)=28; Ar(Mg)=24,3; Ar(O)=16.

Mg34,5724,3

=1,42 ; 1,420,71

≃2

Si19,91

28=0,71 ;

0,710,71

≃1 Mg2Si O4

O45,52

16=2,85 ;

2,850,71

≃4

12. El mol y la masa molar

Los átomos y las moléculas son demasiado pequeños como para poder trabajar con ellos en el laboratorio.Incluso las muestras más pequeñas de una sustancia contienen cantidades ingentes de átomos. Sin embar-go, los químicos tienen necesidad de utilizar cantidades de sustancia que guarden las mismas proporcionesde masa que los átomos o moléculas individuales.


El mol es la unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de unidades y se define como lacantidad de sustancia de un sistema que tiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 ki -logramos (12 g) de carbono 12; su símbolo es el "mol".

Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, mo-léculas, iones, electrones, y otras partículas o agrupamientos especificados de tales partículas.

Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en esa cantidad de 12C es de6,02·1023 (seiscientos dos mil trillones de átomos) y, por lo tanto, un mol de cualquier sustancia contiene esenúmero de partículas (átomos, iones, moléculas, …). Por ejemplo:

1 mol de átomos de 12C = 6,02·1023 átomos de 12C1 mol de moléculas de H2O = 6,02·1023 moléculas de H2O1 mol de iones NO3ˉ = 6,02·1023 iones NO3ˉ

Este número se conoce como número de Avogadro, en honor al científico italiano Amadeo Avogadro(1776 – 1856).

El mol es una unidad algo peculiar porque no tiene siempre la misma masa, sino que depende de la sustan-cia a la que nos estemos refiriendo. Al estar basada en un conteo de átomos o moléculas, la cantidad demasa total dependerá de cuánta masa tenga cada molécula. Así, un mol de hidrógeno molecular (H2) tiene 2gramos de masa, mientras que un mol de agua (H2O) contiene 18 gramos de masa.

La masa de un mol, o masa molar, de cualquier sustancia expresada en gramos coincide numéricamentecon la masa molecular de dicha sustancia expresada en u (unidades de masa atómica) y contiene el nú-mero de Avogadro de átomos o moléculas.

Para calcular el número de moles (n) que hay en una determinada masa de una sustancia dividimos esamasa entre la masa de un mol de dicha sustancia.

n =masa (g)

Masa de un mol (g/mol)

13. Volumen molar

Más adelante estudiaremos cómo varía el volumen de un gas en función de la presión y la temperatura.Manteniendo constantes estas dos variables, el volumen que ocupa un gas es proporcional al número demoles.

Hipótesis de Avogadro: en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gasescontiene el mismo número de partículas. Experimentalmente se puede comprobar que 22,4 L de cualquiergas a 0ºC y 1 atm (condiciones normales de presión y temperatura) contienen 6,02x1023 (número deAvogadro) moléculas de gas.

Ley de Avogadro: si se mantienen la presión y la temperatura constantes, el volumen que ocupa un gases directamente proporcional al número de moles del mismo.

En condiciones normales (0ºC y 1 atm) un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L


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