Soluciones Químicas

SOLUCIONES QUÍMICAS

Una solución química es la mezcla homogénea de una o más sustancias disueltas en otra sustancia en mayor proporción.

Una solución química es compuesta por soluto y solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve y el solvente la que lo disuelve.

Las soluciones químicas pueden presentar los tres estados de la materia: líquida, física y gaseosa. A su vez, sus solutos y sus solventes también pueden presentar esos tres estados.

La mezcla del alcohol en el agua, por ejemplo, es una solución líquida de soluto y solvente líquido. El aire está compuesto de nitrógeno, oxígeno y otros gases resultando en una mezcla gaseosa. Por otra parte, las amalgamas de un soluto sólido como el oro con un solvente líquido como el mercurio da una solución sólida.

Concentración de soluciones químicas

La concentración química determinará en unidades físicas de peso, volumen o partes por millón (ppm) el porcentaje que el soluto presenta en la solución. La concentración de soluciones se expresa a través de su molaridad (mol/lt), molalidad (mol/kg) y fracción molar (mol/mol).

El conocimiento de la concentración en una solución química es importante, ya que, determinará la cantidad de soluto y solvente presentes para determinar los factores de cambio y recrear la solución para su uso o estudio posterior.

Tipos de soluciones químicas

Los tipos de soluciones químicas se dividen en grado de solubilidad del soluto en el solvente llamada también disoluciones.

Las disoluciones pueden ser diluidas, concentradas o saturadas:

• Las soluciones diluidas presentan un bajo porcentaje de soluto en relación al solvente.
• Las soluciones concentradas tienen un gran porcentaje de soluto en el solvente.
• Las soluciones saturadas son aquellas que no admiten más soluto en el disolvente.

Qué son soluto y solvente:

En química, el soluto y el solvente son dos de los componentes de una solución. El soluto es la sustancia (sólida, líquida o gaseosa) que se disuelve en el solvente para producir una mezcla homogénea conocida como solución.

Soluto

El soluto es la sustancia que se disuelve en una solución. Por lo general, el soluto es un sólido (pero también puede ser una sustancia gaseosa u otro líquido) que se disuelve en una sustancia líquida, lo que origina una solución líquida.

En la solución, el soluto suele encontrarse en menor proporción que el solvente. Una característica importante del soluto es su solubilidad, es decir, la capacidad que este tiene para disolverse en otra sustancia.

Ejemplos de solutos

Ejemplos comunes de solutos sólidos son el azúcar o la sal que, al mezclarse con agua, forman una solución azucarada o salina respectivamente.

También hay solutos gaseosos, como el gas carbónico, que, al juntarse con agua, forma una solución de agua carbonatada.

Asimismo, hay solutos líquidos como, por ejemplo, el ácido acético que, mezclado con agua, produce vinagre.

Solvente

El solvente, también conocido como disolvente, es la sustancia en que se disuelve un soluto, generando como resultado una solución química. Generalmente, el solvente es el componente que se encuentra en mayor proporción en la solución.

Ejemplos de solventes

El solvente más común es el agua, pues actúa en gran cantidad de sustancias como disolvente.

Así, en una solución de agua azucarada, el agua es la sustancia que disuelve el azúcar.

Un ejemplo de solvente distinto del agua sería el hierro fundido que, al ser mezclado con carbón, da como resultado, al solidificarse, una sustancia conocida como acero.

Un caso de solución gaseosa, por otro lado, sería el aire, en cuyo solvente predomina principalmente el nitrógeno, y en el que se encuentran otras sustancias como el oxígeno y, en menor proporción, el argón.

Estequiometría

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química.

El balance en la ecuación química obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que estipula que:

la masa de los reactivos = la masa de los productos

En este sentido, la ecuación debe tener igual peso en ambos lados de la ecuación.

Cálculos estequiométricos

Los cálculos estequiométricos es la manera en que se balancea una ecuación química. Existen 2 maneras: el método por tanteo y el método algebraico.

Cálculo estequiométrico por tanteo

El método por tanteo para calcular la estequiometría de una ecuación se deben seguir los siguientes pasos:

1. Contar la cantidad de átomos de cada elemento químico en la posición de los reactivos (izquierda de la ecuación) y comparar esas cantidades en los elementos posicionados como productos (derecha de la ecuación).
2. Balancear los elementos metálicos.
3. Balancear los elementos no metálicos.

Por ejemplo, el cálculo estequiométrico con el método por tanteo en la siguiente ecuación química:

CH4 + 2O2 → CO + 2H2O

El carbono está equilibrado porque existe 1 molécula de cada lado de la ecuación. El hidrógeno también presenta las mismas cantidades de cada lado. El oxígeno en cambio, suman 4 del lado izquierdo (reactantes o reactivos) y solo 2, por lo tanto por tanteo se agrega un subíndice 2 para transformar el CO en CO2.

De esta forma, la ecuación química balanceada en este ejercicio resulta: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Los números que anteceden el compuesto, en este caso el 2 de O2 y el 2 para H2O se denominan coeficientes estequiométricos.

Cálculo estequiométrico por método algebraico

Para el cálculo estequiométrico por método algebraico se debe encontrar los coeficientes estequiométricos. Para ello se siguen los pasos:

1. Asignar incógnita
2. Multiplicar la incógnita por la cantidad de átomos de cada elemento
3. Asignar un valor (se aconseja 1 o 2) para despejar el resto de las incógnitas
4. Simplificar

Relaciones estequiométricas

Las relaciones estequiométricas indican las proporciones relativas de las sustancias químicas que sirven para calcular una ecuación química balanceada entre los reactivos y sus productos de una solución química.

Las soluciones químicas presentan concentraciones diferentes entre soluto y solvente. El cálculo de las cantidades obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos que afectan los procesos químicos.

Principios de conservación

Los postulados de los principios de conservación ayudarán posteriormente a definir los modelos atómicos sobre la naturaleza de los átomos de John Dalton. Los modelos constituyen la primera teoría con bases científicas, marcando el comienzo de la química moderna.

Ley de conservación de masa: no existe cambios detectables en la masa total durante una reacción química. (1783, Lavoisier)

Ley de las proporciones definidas: los compuestos puros siempre presentan los mismos elementos en la misma proporción de masa. (1799, J. L. Proust)

Modelo atómicos de Dalton

Los modelos atómicos de Dalton constituye la base de la química moderna. En 1803, La teoría atómica básica de John Dalton (1766-1844) postula lo siguiente:

1. Los elementos químicos están formados por átomos idénticos para un elemento y es diferente en cualquier otro elemento.
2. Los compuestos químicos se forman por la combinación de una cantidad definida de cada tipo de átomo que forman una molécula del compuesto.

Además, la ley de proporciones múltiples de Dalton define que cuando 2 elementos químicos se combinan para formar 1 compuesto, existe relación de números enteros entre las diversas masas de un elemento que se combinan con una masa constante de otro elemento en el compuesto.

Por lo tanto, en la estequiometría las relaciones cruzadas entre reactantes y productos es posible. Lo que no es posible es la mezcla de unidades macroscópicas (moles) con unidades microscópicas (átomos, moléculas).

Estequiometría y conversión de unidades

La estequiometría usa como factor de conversión desde el mundo microscópico por unidades de moléculas y átomos, por ejemplo, N2 que indica 2 moléculas de N2 y 2 átomos de Nitrógeno hacia el mundo macroscópico por la relación molar entre las cantidades de reactivos y productos expresado en moles.

En este sentido, la molécula de N2 a nivel microscópico tiene una relación molar que se expresa como 6.022 * 1023 (un mol) de moléculas de N2.

Modelos Atómicos

MODELOS ATÓMICOS

Te explicamos qué son los modelos atómicos y cómo han ido evolucionando, desde la Antigüedad hasta los tiempos que corren.

Estos modelos buscan explicar básicamente de qué esta hecha la materia.

1. ¿Qué son los modelos atómicos?

Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones mentales de la estructura y funcionamiento de los átomos, desarrolladas a lo largo de la historia de la humanidad, a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a de qué estaba hecha la materia.

Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los filósofos y naturalistas se avocaron a pensar y deducir la composición de las cosas que existen, y los más recientes (y considerados actualmente como valederos) fueron desarrollados en el siglo XX, época en que se vieron los primeros adelantos reales en materia de manipulación atómica: las bombas nucleares y las centrales nucleares de energía eléctrica.

2. Modelo atómico de Demócrito (450 a.C.)

La “Teoría atómica del universo” fue creada por el filósofo griego Demócrito y su mentor, Leucipo. En aquella época los saberes no se alcanzaban mediante la experimentación, sino el razonamiento lógico, basándose en la formulación de ideas y su debate.
Demócrito propuso que el mundo estaba formado por partículas mínimas e indivisibles, de existencia eterna, homogéneas e incompresibles, cuyas únicas diferencias eran de forma y tamaño, nunca de funcionamiento interno. Estas partículas se bautizaron como átomos, palabra que proviene del griego ἄτομοι y significa “indivisible”.

Según Demócrito, las propiedades de la materia estaban determinadas por el modo en que los átomos se agrupaban. Filósofos posteriores como Epicuro añadieron a la teoría el movimiento azaroso de los átomos.

3. Modelo atómico de Dalton (1803 d.C.)

El primer modelo atómico con bases científicas nació en el seno de la química, propuesto por John Dalton en sus “Postulados atómicos”. Sostenía que todo estaba hecho de átomos, indivisibles e indestructibles, incluso mediante reacciones químicas. Los elementos conocidos dependían de sus átomos, que poseían la misma carga e idénticas propiedades, pero un peso atómico relativo diferente: esto debido a que, comparados con el hidrógeno, mostraban masas diferentes.

Dalton dedujo que los átomos se agrupan guardando proporciones distintas y así se forman los compuestos químicos.

4. Modelo atómico de Lewis (1902 d.C.)

También llamado el Modelo atómico cúbico, proponía la estructura de los átomos como un cubo, en cuyos ocho vértices se hallaban los electrones. Fue propuesto por Gilbert N. Lewis y permitió avanzar en el estudio de las valencias atómicas y las uniones moleculares, sobre todo luego de su actualización por parte de Irving Langmuir en 1919, desarrollando así el “átomo del octeto cúbico”.

Estos estudios dieron pie a lo que hoy se conoce como diagrama de Lewis, a partir del cual se conoce el enlace atómico covalente.

    5.    Modelo atómico de Thomson (1904 d.C.)

Thomson asumía que los átomos eran esféricos con electrones incrustados en ellos.
Propuesto por J. J. Thomson, descubridor del electrón en 1897, este modelo es previo al descubrimiento de los protones y neutrones, por lo que asumía que los átomos consistían en una esfera de carga positiva y distintos electrones de carga negativa incrustados en ella, como las pasas en el pudín. Dicha metáfora le otorgó al modelo el epíteto de “Modelo del pudín de pasas”.

      

6. Modelo atómico de Rutherford (1911 d.C.)

Ernest Rutherford realizó una serie de experimentos en 1911 a partir de láminas de oro y otros elementos, gracias a los cuales determinó la existencia de un núcleo atómico de carga positiva en el cual se hallaba el mayor porcentaje de su masa. Los electrones, en cambio, giraban libres en torno a dicho núcleo o centro.

7. Modelo atómico de Bohr (1913 d.C.)

Este modelo da inicio en el mundo de la física a los postulados cuánticos, por lo que se considera una transición entre la mecánica clásica y la cuántica. El físico danés Niels Bohr lo propuso para explicar cómo podían los electrones tener órbitas estables rodeando el núcleo, y otros pormenores de los que el modelo previo no lograba dar cuenta.

Este modelo se resume en tres postulados:

• Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía.
• Las órbitas permitidas a los electrones son calculables según su momento angular (L).
• Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una órbita a otra y al hacerlo emite un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas órbitas.

8. Modelo atómico de Sommerfeld (1916 d.C.)

Fue propuesto por Arnold Sommerfield para intentar llenar los baches que presentaba el modelo de Bohr a partir de los postulados relativistas de Albert Einstein. Entre sus modificaciones están que las órbitas de los electrones fueran circulares o elípticas, que los electrones tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o más subniveles.

9. Modelo atómico de Schrödinger (1926 d.C.)

Propuesto por Erwin Schrödinger a partir de los estudios de Bohr y Sommerfeld, concebía los electrones como ondulaciones de la materia, lo cual permitió la formulación posterior de una interpretación probabilística de la función de onda, por parte de Max Born.

Eso significa que se puede estudiar probabilísticamente la posición de un electrón o su cantidad de movimiento, pero no ambas cosas a la vez, debido al célebre Principio de incertidumbre de Heisenberg.

Este es el modelo atómico vigente a inicios del siglo XXI, con algunas posteriores adiciones. Se le conoce como Modelo cuántico-ondulatorio.

Enlace Químico

ENLACES QUÍMICOS

Te explicamos qué es un enlace químico y cómo se clasifican. Ejemplos de enlaces covalentes, enlaces iónicos y enlaces metálicos.

1. ¿Qué es un enlace químico?

Conocemos como enlaces químicos a la fusión de átomos y moléculas para formar compuestos químicos más grandes y complejos dotados de estabilidad. En este proceso los átomos o moléculas alteran sus propiedades físicas y químicas, constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos físicos como el filtrado o el tamizado.
Es un hecho que los átomos que forman la materia tienden a unirse y alcanzar condiciones más estables que en solitario, a través de diversos métodos que equilibran o comparten sus cargas eléctricas naturales. Se sabe que los protones en el núcleo de todo átomo poseen carga positiva (+) y los electrones alrededor poseen carga negativa (-), mientras que los neutrones, también en el núcleo, no tienen carga, pero aportan masa (y, por lo tanto, gravedad).
Los enlaces químicos ocurren en la naturaleza y forman parte tanto de sustancias inorgánicas como de formas de vida, ya que sin ellos no podrían construirse las proteínas y aminoácidos complejos que conforman nuestros cuerpos.
De manera semejante, los enlaces químicos pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones, como al ser sometidos a cantidades de calor, a la acción de la electricidad, o a la de sustancias que rompan la unión existente y propicien otras nuevas junturas.

Así, por ejemplo, es posible someter al agua a electricidad para separar las uniones químicas entre el hidrógeno y el oxígeno que la conforman, en un proceso denominado electrólisis; o añadir grandes cantidades de energía calórica a una proteína para romper sus enlaces y desnaturalizarla, es decir, romperla en trozos más pequeños.

2. Tipos de enlace químico

Existen tres tipos de enlace químico conocidos, dependiendo de la naturaleza de los átomos involucrados, así:

• Enlace covalente. Ocurre entre átomos no metálicos y de cargas electromagnéticas semejantes (por lo general altas), que se juntan y comparten algunos pares de electrones de su última órbita (la más externa), y conseguir una forma eléctrica más estable. Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A≡A), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos.
• Enlace iónico. Tiene lugar entre átomos metálicos y no metálicos, y consiste en una transferencia permanente de electrones desde el átomo metálico hacia el átomo no metálico, produciendo una molécula cargada eléctricamente en algún sentido, ya sea cationes (+1) o aniones (-1).
• Enlace metálico. Se da únicamente entre átomos metálicos de un mismo elemento, que por lo general constituyen estructuras sólidas, sumamente compactas. Es un enlace fuerte, que junta los núcleos atómicos entre sí, rodeados de sus electrones como en una nube, y cuesta mucho esfuerzo separarlos.

3. Ejemplos de enlace químico

Algunos ejemplos de enlace covalente están presentes en los siguientes compuestos:

• Benceno (C6H6)
• Metano (CH4)
• Glucosa (C6H12O6)
• Amoníaco (NH3)
• Freón (CFC)
• En todas las formas del carbono (C): carbón, diamantes, grafeno, etc.

En cambio, ejemplos de compuestos con enlaces iónicos son:

• Óxido de magnesio (MgO)
• Sulfato de cobre (CuSO4)
• Ioduro de potasio (KI)
• Cloruro de manganeso (MnCl2)
• Carbonato de calcio (CaCO3)
• Sulfuro de hierro (Fe2S3)

Y, finalmente, ejemplos de elementos con enlaces metálicos:

• Barras de hierro (Fe)
• Yacimientos de cobre (Cu)
• Barras de oro puro (Au)
• Barras de plata pura (Ag)

Tabla periódica

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

En la antigüedad el surgimiento y desarrollo de las primeras culturas fue posible, en parte, gracias a nuevos métodos ideados para la conservación de alimentos, lo que permitió la acumulación de excedentes que podían ser utilizados como mercancías o bien permitían a ciertos grupos de la población dedicarse a otras tareas que no se relacionaran con la obtención de alimentos.

Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días.

Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos.

Döbereiner

Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

Chancourtois y Newlands

En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.

Meyer

En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

Mendeleïev

En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos.

Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia”.

Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. El consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las propiedades predecidas.

Sin embargo aunque la la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.

Tabla periódica moderna

La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada.

Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas.

¿Qué es la Tabla Periódica?

Se denomina Tabla Periódica de los Elementos o simplemente Tabla Periódica a una herramienta gráfica en la que figuran todos los elementos químicos conocidos por la humanidad, organizados conforme al número de protones de sus átomos, también llamado número atómico, y tomando en cuenta también la configuración de sus electrones y las propiedades químicas específicas que presentan.

De esa manera, los elementos que se comportan de manera semejante ocupan renglones cercanos, y se identifican en grupos (columnas, dieciocho en total) y períodos (filas, siete en total). En principio, toda la materia conocida del universo está compuesta por diversas combinaciones de los elementos que se encuentran en esta tabla: hasta ahora se conocen 118 elementos.
Los elementos de la Tabla Periódica, además, están representados con sus respectivos símbolos químicos, y a través de un sistema de colores que indica el estado de agregación del elemento a una temperatura de 0 °C y una presión de 1 atmósfera: rojo (gaseoso), azul (líquido), negro (sólido) y gris (desconocido).

La Tabla Periódica es una herramienta fundamental para la química, la biología y otras ciencias naturales, que se actualiza con el pasar de los años, conforme aprendemos más sobre los patrones de la materia y las relaciones entre los elementos.

• Periodo: Conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina periodo. 

Los periodos están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles o capas.

¿Qué es un grupo?

Las columnas verticales de la  tabla periódica se denominan grupos o familias.

Los elementos que conforman un mismo grupo presentan propiedades físicas y químicas similares.

I A Metales Alcalinos.

H

Li

Na

Rb

Cs

Fr

        El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, significa cenizas.

• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, compuestos que antes se llamaban álcalis.
• Son metales blandos, se cortan con facilidad.
• Son de baja densidad
• Son los más activos químicamente
• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales.

Ejemplo: El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto más abundante en el agua del mar.

II A Metales Alcalinotérreos

Be

Mg

La

Sr

Ba

Ra

• Se les llama alcalinotérreos a causas del aspecto térreo de sus óxidos.
• Sus densidades son bajas, pero con algo más elevadas que la de los metales alcalinos. Son coloreados y blandos.
• Son menos reactivos que los metales alcalinos.
• No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos.
• Todos tienen solo 2 electrones en su nivel energético más extremo, con tendencia a perderlos. 

Metales de transición 

Son aquellos situados en la parte central del sistema periódico, en el bloque d, ya que esta en todos ellos su orbital d, está ocupado por electrones en mayor o menor medida.

Propiedades: 

Son metales duros con puntos de fusión y ebullición, son más elevados que los de los alcalinotérreos y alcalinos.

      Esto es debido a la disminución del radio atómico. 

• Estructura compacta.
• Buenos conductores del calor y la electricidad.
• Dúctiles y maleables.
• Sólidos a temperaturas ambiente excepto el Mercurio (Hg).
• Presentan una gran variedad de estados de oxidación
• Los metales de transición poseen propiedades diferentes a las de los alcalinos y alcalinotérreos: son menos metálicos dese el punto de vista químico, pero más metálicos desde el punto de vista técnico, es decir, respecto a su dureza, ductibilidad, etc. 
• Son elementos un poco extraño en el sentido de que al clasificarlos en la tabla periódica, se parecen más por periodos (filas) que por grupos (columnas) como sería lo normal.
• Los metales de transición son muy importantes en los procesos biológicos.
• Presentan anomalías en cuanto al relleno de los orbitales. En la estructura electrónica, de los elementos de un mismo periodo, hay un alto de 3d3 y del 3d8 al 3d10.
• En el hecho de tener los orbitales semiocupados les confiere mayor estabilidad. 

Metales de transición interna

La tierras raras constituyen un grupo compuesto por 17 elementos. Su nombre se debe a que su extracción es bastante dispersa y no concentrada como en la mayoría de los otros..

Gases nobles 
Son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares. Los 7 gases son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), el radiactivo radón (Rn) y el sintético oganesón (Og).
Propiedades físicas: En condiciones normales, son gases mono atómico inodoros e incoloros.

• Presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos debido a que poseen fuerzas intermoleculares muy débiles. 
• El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al aumento en el numero de electrones. 

Propiedades químicas: Son solubles en agua. 

• En condiciones estándar no son inflamables.
• Presentan átomos con capas de valencia llenas de electrones por lo que son considerablemente estables y no tienen a constituir enlaces químicos y poseen poca tendencia a ganar o perder electrones. 

Metaloides: Térmico (parecido a un metal) y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no  metales.

La lista de los metaloides abarca los siguientes elementos:

• Boro (B)
• Silicio (Si)
• Germanio (GTTe)
• Arsénico (Ar)
• Antimonio (Sb)
• Telurio (Te) 
• Polonio (Po) 
• Astato (At)

No metales: Son elementos situados por encima de la  línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la  tabla periódica y el hidrógeno. Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevado afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman iones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor.

Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1. 

Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno,  fósforo, azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro, etc...

±: Hidrógeno.

• Grupo 13: Boro
• Grupo 14: Carbono
• Grupo 15: Nitrógeno, fósforo
• Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio
• Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.

Halógenos

Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el grupo 17 de la tabla periódica: flúor,cloro, bromo, yodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que mantienen halógenos con metales se les denomina "sales".

• No  se encuentran libres en la naturaleza, pero sí, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos.
• Se presentan en moléculas las diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los 3 estados de la  materia.

1. Sólido- yodo, astato
2. Líquido- bromo
3. Gas- flúor y cloro

Tierras raras:

Es el nombre común de 17 elementos químicos: escandio, itrio y los 15 elementos del grupo de los lantánidos (lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio y lutecio). Hay que señalar que en esta clasificación no se considera la serie de los actínidos.

Aunque el nombre de «tierras raras» podría llevar a la conclusión de que se trata de elementos escasos en la corteza terrestre, algunos elementos como el cerio, el itrio y el neodimio son más abundantes. Se las califica de "raras" debido a que es muy poco común encontrarlos en una forma pura, aunque hay depósitos de algunos de ellos en todo el mundo. El término "tierra” no es más que un vocablo arcaico que hace referencia a algo que se puede disolver en ácido. Dicho de otro modo, "tierra" es una denominación antigua de los óxidos.

¿Cómo se clasifican las tierras raras?