El átomo

1) Primeros modelos atómicos

Para comprender cómo los físicos entienden hoy la naturaleza de la materia, es recomendable revisar la historia de lo que se ha pensado respecto a ella y cómo y por qué estas ideas han ido cambiando.

Debes conocer las ideas de los protagonistas centrales de esta historia. Por ejemplo, a Tales de Mileto (quien postulaba que el agua era la sustancia básica del Universo); a Empédocles (quien afirmaba que las cosas están hechas de cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego); las concepciones antagónicas que entienden la materia como continua y discontinua, como la de Demócrito (para quien el mundo está hecho de infinitas partículas muy pequeñas que llamó "átomos", cuyas diversas formas y combinaciones dan lugar a la diversidad que observamos); la concepción atómica de Dalton, adecuada para dar cuenta del modelo cinético de la materia; la concepción eléctrica del átomo de Thomson; el modelo del átomo planetario de Rutherford, y el modelo de átomo de Bohr.

Aquí nos centraremos en la última parte de esta apasionante historia: la ocurrida en el siglo XX, es decir, en el paso del modelo atómico de Thomson al de Rutherford y de éste al de Bohr. Recordemos que para Thomson el átomo era una esfera electrizada positivamente, en la cual estaban distribuidas en forma homogénea las cargas negativas, más o menos como se ilustra en la siguiente figura.

Fueron los experimentos de Ernest Rutherford (1911) los que posibilitaron el descubrimiento del núcleo atómico y concebir un modelo planetario como el que se ilustra en la figura. Pero, ¿en qué consistieron estos experimentos? Básicamente en analizar la dispersión (scattering) producida por partículas alfa lanzadas sobre una delgada lámina de oro, tal como se ilustra en la figura.

Siguiendo el modelo de Thomson, prácticamente no se esperaba observar grandes desviaciones. No obstante, y para sorpresa de Rutherford, si bien la mayoría de las partículas alfa no mostraba grandes desviaciones, probando así que el átomo era casi vacío, unas cuantas mostraban desviaciones espectaculares, e incluso literalmente rebotaban en la lámina de oro. Lo observado fue tan sorprendente que equivalía –señalaba Rutherford– a disparar balas de cañón sobre una hoja de papel y descubrir que en algunos casos ellas rebotan.

De este experimento se concluye que el núcleo atómico posee un radio de unos 10-15 m y contiene cerca de 99,9 % de la masa del átomo. Además, el radio estimado para un átomo como el de hidrógeno es de 0,53 x 10-10 m (radio atómico de Bohr). El uso de analogías, como comparar al átomo con un estadio en el cual el núcleo atómico sería del tamaño de una pelota de fútbol, o la información de que se requiere de unos 50.000.000 átomos puestos en línea, unos al lado de otros, para cubrir 1 cm, pueden ser de utilidad para formarse una idea de las dimensiones de los átomos. Conviene recordar también que se usa como unidad para medir el tamaño de los átomos el ángstrom (Å, definido como 10-10 m) y que el diámetro de un átomo mide alrededor de 1,5 Å.

Ahora bien, teniendo en cuenta que el núcleo es más masivo que el electrón, que la fuerza entre núcleo y electrón es de atracción y que hay gran semejanza entre las expresiones matemáticas de la ley de gravitación universal de Newton y la ley de Coulomb, resulta bastante natural asociar la semejanza del movimiento electrónico en los átomos con el movimiento de los astros en torno al Sol. En efecto, dependiendo de su rapidez y de la dirección en que se mueva en relación con el núcleo, según la mecánica de Newton el electrón seguirá trayectorias comparables a las de los planetas, cometas y asteroides en torno al Sol. Más aún, un electrón inicialmente en reposo experimentará una caída libre sobre el núcleo.

Es interesante notar que la fuerza gravitacional entre la masa del electrón y la del núcleo, si bien está presente, resulta del todo despreciable en comparación con la fuerza eléctrica. Bastará comparar la razón entre ambas. En efecto, en este caso se tiene

que  , donde k y G son las constantes de la ley de Coulomb y de gravitación universal, e la carga elemental y memp las masas del electrón y protón respectivamente.

Volviendo al modelo atómico planetario de Rutherford, se advierte de inmediato una dificultad. En efecto, una carga acelerada debe irradiar energía, y por ello los electrones disminuirían su velocidad de giro precipitándose rápidamente sobre el núcleo. En el caso de los astros, esta pérdida de energía por radiación gravitacional es insignificante (aún no detectada experimentalmente debido justamente a su insignificancia). Siendo la radiación electromagnética mucho más importante, los átomos

no debieran durar más de unos 10-9 s, lo cual evidentemente no ocurre.

Para comprender cómo se resolvió este problema, hay que mencionar en primer lugar la propuesta de Planck (1900), según la cual un objeto que vibra con frecuencia f no puede tener cualquier energía, sino solo aquella dada por la ecuación E = nhf, donde n es un entero y h una constante, hoy llamada "constante de Planck". En base a esto, Niels Bohr propuso que los electrones obedecen a una mecánica diferente de la postulada por Newton, tan exitosa para describir el movimiento de los planetas alrededor del Sol. En efecto, en 1913 propuso que, de irradiar, la energía emitida por los electrones no es continua sino "empaquetada" en cuantos de valores finitos, valores conocidos como los cuantos de Planck.

Consideremos que en este nuevo modelo, el de Bohr, el electrón se mueve, sin irradiar, en una órbita circular cuyo momento angular obedece a la

relación  , donde r es el radio de la órbita, v la velocidad y h la constante de Planck. Considerando nuestros conocimientos sobre el movimiento circular desarrollados en Tercer Año Medio, podemos obtener los radios y las energías permitidas para cada valor de n.

Uno de los mayores éxitos de este modelo es haber explicado las líneas de los espectros de emisión que desde hacía años se conocían empíricamente, pero para los cuales no existía una explicación teórica coherente.

Recuerda el fenómeno de la dispersión cromática descrito en Primer Año Medio y el descubrimiento de Joseph von Fraunhofer de las líneas espectrales por medio de un espectroscopio de prisma.

Por ejemplo, la serie de Balmer   proporciona las longitudes de onda () de parte de la zona visible del espectro del hidrógeno, cuando n toma los valores 3, 4, 5, 6 y 7. En estas series RH es la constante de Rydberg (1,0973732 × 107 m-1). Lo más importante es que Bohr, a partir del cálculo de la energía del átomo y en base a los nuevos postulados cuánticos, encontró teóricamente para las transiciones de los electrones en el átomo la

expresión  , donde k es la constante de la ley de Coulomb, e la carga del electrón, a0 = 0,529 Å = 0,529 × 10-10 m, el radio atómico de Bohr, h = 6,626 ×10-34, J × s la constante de Planck y c la velocidad de la luz. Lo sorprendente es que esta fórmula es idéntica a las de series como la de Balmer, obtenidas por análisis espectral, más aun, la constante es justamente la constante de Rydberg RH.

Cada línea del espectro de emisión se forma cuando un electrón transita de una orbita a otra de menor energía, como se ilustra en la figura.

2) El principio de incertidumbre

Basta intentar medir la longitud de un lápiz por medio de una regla escolar para reconocer que, inevitablemente, cada vez que medimos algo, con cualquier método o instrumento, existirá en el resultado cierta imprecisión. Técnicamente decimos que toda medición tiene asociada una incerteza. La forma de expresar los resultados de las mediciones es agregando a la cantidad medida la incerteza estimada, precedida del signo . Así por ejemplo, podemos decir que el largo de un objeto es 3,67 0,02 cm, lo cual significa que, conforme a la medición realizada, la longitud del objeto no es menor de 3,65 cm ni mayor de 3,69 cm. Podemos reducir esta incerteza con mejores instrumentos o con mejores métodos de medición.

Ahora bien, uno de los resultados más sorprendentes de la física es que ciertas magnitudes físicas no se pueden medir en forma simultánea con toda la precisión que queramos, existiendo un límite impuesto por la naturaleza.

Esto es lo que establece el principio de incertidumbre, enunciado por primera vez en 1927 por Werner Heisenberg, luego de los avances introducidos por Bohr y de Broglie en el estudio del átomo. Este principio establece que el producto de la incerteza en la medición de la velocidad de una partícula (v) y la medición de su posición (x) es siempre diferente

(mayor) a cero. La expresión explícita es  , donde p = mv, h la constante de Planck (6,626 x 10-34 Joule × segundo) y m la masa de la partícula.

Como la constante de Planck es muy pequeña, se ve que este principio es significativo en el ámbito atómico e irrelevante en el comportamiento macroscópico, pero el concepto de “trayectoria” a nivel de partículas elementales pierde su sentido, por cuanto es imposible medir simultáneamente su posición y velocidad.

Modelos atómicos 1. Modelo Atómico de Dalton (1808): Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e

indestructible. Dalton presenta los siguientes postulados acerca del átomo:

El átomo es la mínima porción de materia que no puede dividirse por ningún proceso

conocido.

Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en masa, tamaño como en sus demás

propiedades.

Los átomos de elementos diferentes son también diferentes en todas sus propiedades.

Los átomos se combinan entre sí en relaciones enteras sencillas para formar compuestos.

Actualmente:

El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas

subatómicas: electrón, protón y neutrón.

El 2º y 3º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e isóbaros

respectivamente.

El 4º postulado se cumple hoy. Por ejemplo, el agua se forma por la combinación de 2 átomos

de H y un átomo de O, quedando la relación entre ellos como: H2O

2. Modelo Atómico de Thomson (1898): Representa al átomo como una especie de esfera

homogénea de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones, atraídos

electrostáticamente, en número suficiente para que el conjunto resultara neutro. Su modelo atómico

lo asemeja a un budín de pasas.

El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la inmovilidad que presentan los

electrones.

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3. Modelo Atómico de Rutherford (1911):   Basado en el descubrimiento del núcleo

atómico, Rutherfordestablece un modelo para el átomo de hidrógeno.

Donde:

El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las

cargas positivas, y alrededor se encuentra el electrón.

El electrón se encuentra girando alrededor de del núcleo; describiendo órbitas circulares de

forma similar a los planetas que giran alrededor del sol; denominándose Sistema planetario en miniatura.

La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón, contrarresta la fuerza de atracción

electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (-).

El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro del

núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios interatómicos.

Pincha aquí para ver la simulación del modelo de Rutherford

Error de Rutherford: Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en

movimiento este emite energía; por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con

una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la experiencia.La solución a este problema la dió en

1913 Niels Bohr basándose en la teoría Cuántica de la radiación electromagnética, dada a conocer

por Max Planck.

4. Modelo Atómico de Niels Bohr:

En 1913 Niels Bohr   discípulo de Rutherford propone un nuevo modelo para el átomo de Hidrógeno

aplicando acertadamente la teoría Cuántica de la radiación de Planck. Su modelo está basado en los

siguientes postulados:

El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular un

electrón (-), de tal manera que la fuerza centrífuga contrarreste la fuerza de atracción

electrostática.

El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos, llamados también niveles

cuantificados de energía. Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (llamados estados

estacionarios por Bohr) no ganan ni pierden energía.

Un electrón puede cambiar de un nivel a otro dentro de un mismo átomo ganando o perdiendo

una cantidad de energía igual a la diferencia existente entre ambos estados. De este modo,

todo cambio energético del electrón corresponderá a saltos que haga entre los estados

estacionarios.

Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía superior a otro

inferior y absorbe energía en caso contrario. La energía emitida o absorbida por el átomo

recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

La línea roja en el espectro atómico es causada por el salto del electrón de la tercera a la segunda

órbita

La línea verde azulada en el espectro atómico es causada por electrones

saltando de la cuarta a la segunda órbita.

La línea azul en el espectro atómico es causada por electrones saltando

de la quinta a la segunda órbita.

La línea violeta en el espectro atómico es causada por electrones

saltando de la sexta a la segunda órbita.

Pincha aquí para ver la animación del modelo de BohrObservaciones:Niels Bohr llegó a establecer una ecuación que permitió calcular la energía potencial de cada nivel

energético del átomo de hidrógeno, tomando en cuenta factores como la masa y la carga eléctrica

del electrón. En dicha ecuación se representa al nivel de energía mediante una letra “n” a la que se

le da el nombre de número cuántico principal y que distingue a los niveles de energía. Así, a

cada uno de los diferentes niveles de energía le corresponderá un determinado valor “n”. Estos

valores son números enteros (1, 2, 3, 4, etc). Los átomos de los elementos más grandes que se

conocen actualmente tienen un máximo de 7 niveles y, por ello, el valor máximo de “n” para esos es

7.

Bohr relaciona, así, los estados estacionarios 1, 2, 3, 4, etc., con las llamadas capas electrónicas K,

L, M, N, O, P y Q, y estableció que el número máximo de electrones de una órbita o nivel de energía

“n” era igual a 2n2.

Niels Bohr logró explicar, gracias a su modelo, las líneas espectrales del átomo de H; con el tiempo

su teoría sufrió muchas modificaciones, pero le cabe el mérito de haber orientado las investigaciones

posteriores al fundar la mecánica cuántica.

Nota: Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno son las transiciones o saltos de los electrones

de uno a otro nivel de energía. Estas emisiones u absorciones de energía pueden captarse en los

llamados espectros.

Espectro de líneas de emisión: Son líneas brillantes de diferentes colores que se emiten

cuando se produce una carga eléctrica sobre el hidrógeno.

Espectro de líneas de absorción: Son líneas oscuras que se originan cuando se hace incidir

la luz blanca sobre el hidrógeno gaseoso.

Restricciones del modelo de Bohr: No puede explicar los espectros observados para átomos multielectrónicos (más de un

electrón).

Sólo es aplicable para átomos monoelectrónicos (un solo electrón) como el hidrógeno.

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5. Modelo Mecano Cuántico (actual): A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de

sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático

que explica el comportamiento del electrón en átomos que tienen más de un electrón.

Este modelo esta basado en los siguientes principios:

En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921) propuso que el electrón tendría

propiedadesondulatorias y de partícula (al igual que la energía lumínica).

En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el Principio de Incertidumbre, el cual

establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un

electrón.

En 1927 Erwin Schrodinger (1887-1961) propone una ecuación matemática que da al electrón el carácter de onda y de partícula simultáneamente, ya que incluye la masa del

electrón y una expresión que puede considerarse la amplitud de la onda de dicha partícula.

La ecuación de Schrodinger da la posición más probable del electrón en un átomo de

hidrógeno, pero también establece que se le puede encontrar en otras posiciones. En la

actualidad se emplean cálculos probabilísticas para describir la posición, la velocidad y la

energía de los electrones en el átomo.

El modelo atómico vigente, establece que en el átomo existen unas zonas delimitadas donde hay

una mayor probabilidad de encontrar al electrón; a esta zona se le llama "orbital". Por lo tanto,

según este modelo, el electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital

dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.

Niveles y subniveles de energía:Al perfeccionarse la espectroscopia se pudo observar que las líneas espectrales estaban

constituidas por varias rayas más finas agrupadas. Si las líneas gruesas representan la emisión

hecha por los electrones al ingresar a un determinado nivel proveniente de otro de mayor energía,

las rayas finas que las integran representan saltos de electrones dentro de un mismo nivel principal.

Existen entonces, subniveles de energía a los que se les asigna un número cuántico secundario (l).

La tabla periódica

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Breve historia del Sistema Periódico

En 1817, Dobereiner elaboró un documento que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades. 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 se contaba con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

En 1862 el francés Chancourtois pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands 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. Aunque esta clasificación resulta insuficiente la tabla periódica comienza a ser diseñada.

En 1869, el alemán Meyer 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. Simultáneamente con  el ruso Mendeleïev, presentan una primera versión de la tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Los elementos se clasificaban según sus masas atómicas, viéndose 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 Mendeleïev creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. Consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos poseían las propiedades predichas.

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 como la del Te y la del I, y la de algún otro par de elementos.

Los gases nobles se incorporaron más adelante, cuando fueron descubiertos, como una columna más.

Fue a principios del siglo XX cuando Henry Moseley cuando se propuso la ordenación por número atómico y cuando se supo en realidad cuántos huecos había en la tabla periódico (elementos no identificados hasta el momento).

 

 

 

Grupos y períodos

El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos.

Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.

Los grupos largos tienen nombre propio:

Grupo que comienza con el elemento  Se denomina

Litio (Li) Grupo de los alcalinos

Be (Berilio) Grupo de los alcalinotérreos

B (Boro) Grupo de los térreos

C (Carbono) Grupo de los carbonoideos

N (Nitrógeno) Grupo de los nitrogenoides

O (Oxígeno) Grupo de los anfígenos

F (Flúor) Grupo de los halógenos

He (Helio)Grupo de los gases nobles o grupo de los gases inertes

   

 

Metales, no metales, gases nobles

Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

Observa que puedes seguir una pauta muy sencilla para estudiar los no metales.

Los no metales comienzan en el grupo de los térreos con el primero (B). La siguiente columna (grupo de los carbonoideos) son dos (C y Si).

La siguiente columna (grupo nitrogenoideos) son tres (N, P y As).

La siguiente columna (anfígenos) son cuatro (O, S, Se y Te).

La siguiente columna (halógenos) son cinco (F, Cl, Br, I y At).

Sólo queda el hidrógeno (H) que suele considerarse no metal.

Aprendiendo los no metales y la columna de los gases nobles, podrás saber si un elemento determinado es metal, no metal o gas noble: no metal o gas noble por haberlo estudiado, metal por exclusión. Este conocimiento resulta de importancia en la predicción del tipo de enlace entre átomos.

  

 

Tipos de elementos

1. Los metales los solemos clasificar de la siguiente forma:oMetales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas

(alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general.oMetales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas,

tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras (lantánidos y actínidos).

oOtros metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

2. Los no metales, algunos de los cuales, los que se encuentran cerca de la línea de separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

3. Gases Nobles o gases inertes.

  

 

Propiedades de los elementos según su tipo

1. Propiedades de los metales.

Por regla general los metales tienen las siguientes propiedades:

Son buenos conductores de la electricidad. Son buenos conductores del calor.

Son resistentes y duros.

Son brillantes cuando se frotan o al corte.

Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.

Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.

Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.

Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.

Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño: tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen.

Algunos metales tienen propiedades magnéticas: son atraídos por los imanes.

Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman las propiedades de los metales que se combinan. Así, si un metal es ligero y frágil, mientras que el otro es pesado y resistente, la combinación de ambos podrías darnos una aleación ligera y resistente.

Tienen tendencia a formar iones positivos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente. El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)

 

2. Propiedades de los no metales:

Son malos conductores de la electricidad.

Son malos conductores del calor.

Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.

No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie no es tan lisa como en los metales.

Son frágiles, se rompen con facilidad.

Tienen baja densidad.

No son atraídos por los imanes.

Tienen tendencia a formar iones negativos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza. El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.

 3. Semimetales o metaloides.

Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento. 

4. Hidrógeno.Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos. 

5. Gases Nobles o Gases Inertes.La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.