2. Clasificación de los elementos
La primera ordenación de los elementos se basaba
en la distinción entre metales y no metales.
Poco a poco fueron apareciendo más y más
elementos químicos, con propiedades muy
distintas, lo que hacía que esta sencilla clasificación
fuese insuficiente.
3.
LAS TRÍADAS DE DÖBEREINER
Döbereiner agrupó a los elementos de tres en
tres, de acuerdo con propiedades similares.
Cloro
Bromo
Yodo
Calcio
Estroncio
Bario
Azufre
Selenio
Telurio
4.
LAS OCTAVAS DE NEWLANDS:
Newlands ordenó a los elementos en columnas en
orden creciente de masa atómica pues observó
que de cada siete elementos, el octavo presentaba
propiedades similares al primero, el noveno
presentaba propiedades similares al segundo y así
sucesivamente.
Problema: había muchos elementos que no seguían
esta regla de las octavas.
5.
LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS DE
MENDELEIEV:
En 1869, Dimitri Mendeleiev publicó una tabla
donde ordenaba a los elementos por orden
creciente de número atómico.
Este sistema dejaba huecos vacíos, prediciendo la
existencia de nuevos elementos que se
descubrieron más tarde.
Por la misma época, trabajando de forma
paralela, otro científico, Meyer, propuso una
clasificación parecida a la de Mendeleiev.
6.
LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
La propuesta de Mendeliev y Meyer derivó en la
tabla periódica actual, donde los elementos se
ordenan por orden creciente de número atómico
en filas o períodos y en columnas o grupos.
Período – Los elementos de un mismo período tiene
idéntico número de capas electrónicas, lo que influye en
sus propiedades físicas.
Grupo – Los elementos de un mismo grupo tienen el
mismo número de electrones en la última capa, por lo
que tienen propiedades químicas parecidas.
7. El sistema periódico actual
Los elementos se ordenan según el número atómico
creciente en periodos (filas) y en grupos (columnas).
Descripción de los periodos:
El primer periodo está formado por 2 elementos
El segundo y el tercer periodo están formados por 8 elementos
El cuarto y el quinto periodo están formados por 18 elementos
El sexto y el séptimo periodo están formados por 32 elementos
Descripción de los grupos:
Grupo 1 : metales alcalinos
Grupo 2: metales alcalinotérreos
Grupo 3-12: metales de transición
Grupo 13: boranos o térreos
Grupo 14: carbonoideos
Grupo 15: nitrogenoideos
Grupo 16: calcógenos o
anfígenos
Grupo 17: halógenos
Grupo 18: gases nobles
8.
Relaciona cada elemento con el grupo en el que se
encuentra dentro de la tabla periódica
Relaciona cada elemento con su símbolo
9. Propiedades en los periodos y en los grupos
Los elementos de un mismo periodo tienen idéntico
número de niveles de energía, pero con un electrón más
que el elemento anterior
Los elementos del mismo grupo tienen el mismo número
de electrones en el último nivel energético, por lo que
tienen un comportamiento químico parecido.
Configuración electrónica de los alcalinos: …. ns1
Configuración electrónica de los alcalinotérreos: … ns2
Configuración electrónica de los térreos: … ns2 np1
Configuración electrónica de los carbonoideos: … ns2 np2
Configuración electrónica de los nitrogenoideos: … ns2 np3
Configuración electrónica de los anfígenos: … ns2 np4
Configuración electrónica de los halógenos: … ns2 np5
Configuración electronica de los gases nobles: … ns2 np6
10. Regularidades periódicas
Radio atómico
En cada grupo aumenta al aumentar el número
atómico, ya que cada elemento tiene más capas
electrónicas que el anterior
En cada periodo disminuye al aumentar el número
atómico, ya que, aunque son el elementos con el mismo
número de capas, al existir más cargas positivas en el
núcleo, los electrones son atraídos con mayor intensidad.
11. Regularidades periódicas
Carácter metálico
Los metales se caracterizan porque son sólidos a
temperatura ambiente (excepto el mercurio), tienen
elevadas temperaturas de fusión y ebullición, son buenos
conductores de calor y la electricidad, son dúctiles y
maleables y forman cationes (iones positivos) porque
tienen pocos electrones en su última capa y tienden a
perderlos con facilidad
12. Uniones entre átomos.
El enlace químico.
La tendencia que tienen los átomos a unirse para
formar moléculas es debida a la mayor estabilidad
que alcanzan dichos átomos, cuando adquieren la
configuración electrónica del gas noble más cercano.
Dependiendo de la forma en que se unen los
átomos, distinguimos tres tipos de enlace:
El enlace covalente
El enlace iónico
El enlace metálico
13.
EL ENLACE COVALENTE
Se forma por compartición de electrones entre
átomos no metálicos.
Ejemplo: unión entre el H y el O
Configuración electrónica del H (Z=1): 1s1
Configuración electrónica del O (Z=8): 1s22s22p4
El hidrógeno necesita un electrón más para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano, el He.
El oxígeno necesita 2 electrones más para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano, el Ne.
14. Dos átomos de hidrógeno
comparten sus electrones con un
átomo de oxígeno, dando lugar
a la formación de la molécula
de agua (H2O)
Ejercicios:
Explica la
formación de
las siguientes
moléculas:
Amoníaco NH3
Electrones compartidos
H
O
H
Metano: CH4
Molécula de
cloro: Cl2
15.
EL ENLACE IÓNICO
Se forma por intercambio de electrones entre
átomos metálicos y átomos no metálicos.
Ejemplo: unión entre el Na y el Cl
Configuración electrónica del Na (Z=11): 1s22s22p63s1
Configuración electrónica del Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5
El sodio necesita perder un electrón para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano, el Ne.
El cloro necesita captar un electrón para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano, el Ar.
16. Se forman los iones Na+ y Cl- que
se atraen electrostáticamente y
forman un enlace, lo que da
lugar a la molécula de sal
común, el NaCl.
No suele formarse un solo enlace
entre átomos de sodio y cloro, se
forma una sucesión de enlaces
que dan lugar a la formación de
redes cristalinas.
Ejercicios:
Explica la
formación de
las siguientes
moléculas:
Fluoruro de
potasio: KF
Bromuro de
calcio: CaBr2
17.
EL ENLACE METÁLICO
Los metales, tienden a formar cationes (por
ejemplo, el aluminio, la plata, el oro,…). Esos
cationes forman redes cristalinas alrededor de las
cuales circulan los electrones libremente.
19.
Las propiedades de los compuestos iónicos son:
Puntos de fusión y de ebullición elevados (suelen ser
sólidos cristalinos a temperatura ambiente)
Se disuelven en agua.
Disueltos o fundidos conducen bien la electricidad.
20.
Las propiedades de los metales son:
Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el
mercurio), aunque sus puntos de fusión y de ebullición
varían de unos a otros.
Son buenos conductores de la electricidad y del calor
Son dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables
(pueden formar láminas)
21.
Las propiedades de las moléculas que se forman
por enlace covalente son:
Bajos puntos de fusión y de ebullición (suelen ser gaseosos
o líquidos a temperatura ambiente)
Bajas densidades
No conducen bien la electricidad.
22.
Las propiedades de los cristales covalentes :
Puntos de fusión y de ebullición elevados (suelen ser
sólidos a temperatura ambiente)
La solubilidad y conductividad varían de una sustancia a
otra.
23. Cantidad de sustancia
Excepto los gases nobles, el resto de los
átomos, se unen para adquirir la estabilidad
formando moléculas.
Una fórmula química es la representación de una
molécula y expresa la clase y el número de
átomos que la forman.
H2O : El agua es un compuesto formado por dos átomos
de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
CO2 : El …………………. es un compuesto formado por ….
átomo de carbono y ….. átomos de oxígeno.
H2SO4 : El ácido sulfúrico es un compuesto formado por ….
átomos de hidrógeno, …. átomo de azufre y …. átomos
de oxígeno.
24.
La masa molecular de un compuesto es la suma
de las masas atómicas de los átomos que la
forman.
Masa molecular del agua (H2O)
Masa atómica del H = 1 (ver tabla periódica y aplicar
redondeo)
Masa atómica del O = 16 (ver tabla periódica y aplicar
redondeo)
Masa molecular del H20 = 2·1 + 16 = 18
Ejercicios
Calcula la masa molecular del CO2
Calcula la masa molecular del H2SO4
25.
La composición centesimal de un compuesto es
el porcentaje que representa cada uno de los
elementos que lo constituyen.
Composición centesimal del agua:
Masa atómica del H = 1 (ver tabla periódica y aplicar
redondeo)
Masa atómica del O = 16 (ver tabla periódica y aplicar
redondeo)
Masa molecular del H20 = 2·1 + 16 = 18
18 g de agua
→
2g de hidrógeno →
18 g de agua
→
16g de oxígeno →
100 %
x
100 %
x
26. Ejercicios
Calcula la composición centesimal del CO2
Calcula la composición centesimal del H2SO4
Página 135 – E 33
Página 135 – E 35
27. El mol
Un mol es una cantidad de sustancia que
contiene 6,022·1023 partículas, constante que se
conoce como número de Avogadro (NA).
1 mol de átomos de C = 6,022·1023 átomos de C
1 mol de moléculas de HCl= 6,022·1023 moléculas de HCl
Un mol de distintas sustancias tiene distintas
masas, pero la misma cantidad de partículas.
1 mol de átomos de C pesa 12 g.
1 mol de moléculas de HCl pesa 36,5 g.
28.
Para calcular el número de moles de una cierta
cantidad de sustancia, se utiliza la fórmula:
29.
Ejercicios
Calcula el número de moles que hay en 72 g de agua.
¿Cuántas moléculas de agua habrá en esos 72 g de agua?
¿Y cuántos átomos de H? ¿Y de O?
31.
Calcula el número de moles que hay en 117 g de cloruro de
sodio (sal común). ¿Cuántas moléculas habrá en esa
cantidad de sustancia? ¿Y cuántos átomos de Cl? ¿Y
átomos de Na?
32.
Calcula el número de moles y de moléculas que hay en
1338 g de óxido de plomo (II)
33.
Disponemos de 212 g de carbonato de sodio Na2CO3.
Calcula:
La cantidad de sustancia en moles
El número de moléculas de esa sal
El número de átomos de O, de H y de Na
