Quimica

1. El Cuerpo y la
Matería

2. Elemento Químico
Es toda sustancia simple que está
constituida por una sola clase de átomos.
En la actualidad existen en la tierra
aproximadamente unos 136 elementos
químicos.
Generalmente los elementos conservan sus
propiedades químicas.

3. Cuerpos Puros
Es aquel que formado por una sola clase de
átomos, dicho cuerpo toma el nombre de
elemento.
El diamante es considerado un cuerpo puro.
Otros cuerpos puros son el hierro (Fe),
aluminio (Al) y el oro (Au) que se
encuentran libres en la naturaleza.

4. Distribución de los elementos
químicos en la naturaleza
Elemento Porcentaje Elemento Porcentaje
Oxígeno 49,20 Titanio 0,58
Silicio 25,70 Cloro 0,19
Aluminio 7,50 Fósforo 0,11
Hierro 4,71 Manganeso 0,09
Calcio 3,39 Carbono 0,08
Sodio 2,63 Azufre 0,06
Magnesio 1,93 Otros -
Hidrógeno 0,83

5. Notación química de los
elementos
Es la forma de representar gráficamente a
los elementos químicos.
A los elementos se los representa por
medio de símbolos químicos.
En la antigüedad se los representaba con
símbolos como el sol, estrellas, luna, etc.
Actualmente los elementos se los
representa a través del alfabeto.

6. Reglas para la Notación de los
elementos
• Para escribir el símbolo de un elemento
se lo representa con la primera letra
mayúscula de su nombre.
• También se lo puede representar con
dos letras, la primera mayúscula y la
segunda minúscula tomando referencia
las dos primeras letras del nombre.
Boro = B Fluor = F
Calcio = Ca Litio = Li

7. Reglas para la Notación de los
elementos
• Cuando la primera y segunda letra del
nombre del elemento coincida con la de
algún otro, se puede usar como segunda
letra una de las siguientes.
Cesio = Cs Cadmio = Cd
Magnesio = Mg Manganeso = Mn
• Existen símbolos de elementos que
provienen de un nombre latino.
Oro = Aurum = Au
Sodio = Natrium = Na

8. Origen de los nombres y
símbolos
Así como en las matemáticas existen
símbolos para representar la suma (+),
resta (-), multiplicación (*) y división (/); los
químicos necesitaron representar de
manera breve y concisa los elementos
químicos para ello los alquimistas
utilizaban símbolos mitológicos que estaban
relacionados con la astrología.

9. Origen de los nombres y
símbolos

10. Origen de los nombres y
símbolos
En la Química Moderna, a partir del año
1814, fueron propuestos por el químico
sueco Jacob Berzelius por medio de una
notación química de los elementos cuyos
nombres provienen de palabras latinas,
griegas, árabes, suecas o alemanes,
nombre de planetas, asteroides, lugares y
científicos o haciendo referencia a una
propiedad del elemento.

11. Origen de los nombres y
símbolos

12. Nombres castellano de los
elementos
Procedencia de algunos nombres de elementos

13. Ley de las Triadas
Establecida en 1817 por el científico Johann
W. Döbereiner, donde observó y demostró
que existen grupos de tres elementos con
propiedades parecidas; donde las masas o
pesos atómicos eran muy cercanos. Por
ejemplo:
Hierro (Fe)=58,84
Cobalto (Co)=58,93
Níquel (Ni)=58,71.

14. Ley de las Triadas
También se demostró que la masa atómica
del elemento que se sitúa en la mitad se
acercaba mucho al promedio de las masas
atómicas de los otros dos elementos.
Cloro (Cl)=35,453
Yodo (I)=126,904
Donde (35,45+126,91)=162,357/2=
Por lo tanto el Bromo (Br)=81,1785

15. Ley de las Triadas
Otras triadas son:
Azufre (S)= 32,060
Selenio (Se)=
Teluro (Te)= 127,60
Calcio (Ca)=40,078
Estroncio (Sr)=
Bario (Br)=137,327

16. Ley de las Triadas
Litio (Li)= 6,941
Sodio (Na)=
Potasio (K)=39,098
Escandio (Sc)= 44,956
Itrio (Y)=
Lantano (La)= 138,906

17. Ley de las Octavas
Establecida en 1864 por el químico inglés
John Newlands, observó que ordenando los
63 elementos conocidos de manera
creciente según su masa atómica desde el
más liviano, Hidrógeno (H) hasta el más
pesado, Uranio (U); el elemento 1 tenía
propiedades parecidas al elemento 8.

18. Ley de las Octavas
Litio (Li) Flúor (F)
Berilio (Be) Sodio (Na)
Boro (B) Magnesio (Mg)
Carbono (C) Aluminio (Al)
Nitrógeno (N) Silicio (Si)
Oxígeno (O) Fósforo (P)
Flúor (F) Azufre (S)
Sodio (Na) Cloro (Cl)

19. Ley Periódica de los
elementosquímico ruso
Establecida en 1869 por el
Dmitri Ivanovich Mendeleev y el alemán
Lothar Meyer, tomaron como base las leyes
de las triadas y las octavas y manifestaron
que las propiedades físicas y químicas de
los elementos varían según su periodicidad
(repetición de propiedades cada cierto
numero de elementos) al aumentar la masa
atómica.

20. Ley Periódica de los
elementos en orden
Ellos clasificaron los elementos
creciente a su masa atómica, logrando de
esta manera agrupar elementos similares
en una misma columna o grupo.
Esta clasificación mostraba algunas
inexactitudes dejando en duda entonces, el
peso atómico como base valedera para la
clasificación de los elementos.

21. Tabla Periódica de los
elementos
Se conoce como tabla periódica de los
elementos a la representación gráfica o
simbólica diseñada para organizar y
segmentar cada elemento químico de
acuerdo a las propiedades que posea.
En ella aparecen diferenciados tres tipos de
elementos: los elementos inertes, los
elementos representativos, y los elementos
de transición.

22. Disposición de la Tabla
Periódica
La tabla periódica tiene semejanza a una
casilla de correos y en cada casilla se
encuentra clasificado un elemento, allí
consta el símbolo químico, el número
atómico y la masa atómica; el primero es
siempre menor que el segundo.
La disposición de la tabla periódica esta
dada por Períodos y Familias o grupos.

25. Disposición de la Tabla
Periódica

26. Grupos o Familias
Una familia es la agrupación de elementos
con propiedades físicas y químicas
semejantes en una misma columna de la
tabla periódica y con la misma valencia.
Esta disposición se dirige de izquierda a
derecha en 8 columnas verticales marcadas
con números romanos desde el grupo I A
hasta el grupo VIII B.
Son en total18 familias.

27. Períodos
Un período es la agrupación de elementos
con propiedades variadas en una misma fila
de la tabla periódica.
Esta disposición se dirige horizontalmente
en forma de renglones, de arriba hacia
abajo que van desde el 1 al 7, y
representan el numero cuántico principal (n)
del átomo que corresponde a las antiguas
capas K, L, M, N, O, P, Q.

29. Clasificación y Características de los
Metales
Se entiende por metales a un grupo
determinado de elementos situados en la
parte izquierda de la tabla periódica.
Cada metal se diferencia de otro por su
estructura y propiedades, pero existen
ciertas características que permiten
agruparlos.
Los metales pueden dividirse en dos
grupos:

30. Clasificación y Características de los
Metales
1. Metales Negros
1. Metales Férreos
2. Metales Refractarios
3. Metales Uránicos
4. Tierras Raras
2. Metales de color
1. Metales Ligeros
2. Metales Nobles
3. Metales fácilmente fusibles

31. Características de los Metales
1. Son electropositivos.
2. Pierden electrones.
3. Son sólidos (excepto el mercurio).
4. Son buenos conductores del calor y la
electricidad.
5. Son dúctiles y maleables.
6. Poseen brillo.
7. Representan más del 78%.
8. No se combinan entre ellos.

32. Clasificación y Características de los No
Metales
Los no metales son los elementos situados
a la derecha de la tabla periódica, por
encima de la línea quebrada de los grupos
14ª y 17.
Son tan solo 25 elementos, incluyendo el
hidrógeno.
Los no metales se clasifican en:
Halógenos, anfígenos, nitrogenoides y
carbonoides.

33. Características de los No Metales
1. La mayoría son electronegativos.
2. Ganan electrones.
3. Se encuentran en distintos estados (él
único liquido es el bromo)
4. No son buenos conductores del calor y la
electricidad.
5. No son dúctiles y maleables.
6. No presentan brillo.
7. Se combinan con los metales.

34. Grupo IA (1): Metales Alcalinos
Formados por H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Se denomina así por la reacción violenta
con el agua.
Forman Bases.
Son blandos, livianos y se oxidan fácilmente
con el aire, tanto que su brillo desaparece
en segundos luego del corte.
Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.

35. Grupo IIA (2): Alcalinos-Térreos
Formados por Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Son duros y blancos.
Reaccionan con el agua caliente formando
hidróxidos.
Poseen puntos de fusión y ebullición más
altos que los metales alcalinos.

36. Grupo IIIA (13): Térreos
Formados por B, Al, Ga, In, Tl
Los tres últimos poseen números de
oxidación variables.
Con el aluminio se elaboran utensilios y se
hacen recubrimientos de objetos.

37. Grupo IVA (14): Carbonoides
Formados por C, Si, Ge, Sn, Pb
Los dos primeros son no metales; el
germanio es metaloide; el estaño y plomo
metales.
El plomo se utiliza para confeccionar las
placas de las baterías o para construir
materiales que absorben rayos x.

38. Grupo VA (15): Nitrogenoides
Formados por N, P, As, Sb, Bi
Los tres primeros son no metales; el
bismuto metal.
El fósforo blanco enciende al ambiente y se
lo almacena en agua.
El fósforo rojo se utiliza para preparar los
cerillo.

39. Grupo VIA (16): Anfígenos
Formados por O, S, Se, Te, Po
Los cuatro primeros son no metales.
El oxígeno es una gas comburente, ayuda a
la combustión y es un gran propagador de
las ondas sonoras.

40. Grupo VIIA (17): Halógenos
Formados por F, Cl, Br, I, At
El Flúor y Cloro son gases; el Bromo es
líquido; el Yodo y el Ástato son sólidos.
Forman moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2,
I2.
El cloro se utiliza como blanqueador o
desinfectante de las aguas de piscinas y
cisternas.

41. Grupo VIIIA (18):
Gases Inertes o nobles
Formados por He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Poseen una gran estabilidad química por
tener sus orbitales saturados.
Son gases incoloros, monoatómicos y
diamagnéticos.
Se encuentran en el aire atmosférico
(excepto en Rn).
El neón emite luz muy brillante, por lo que
es utilizado en letreros luminosos que
resaltan en la oscuridad.

42. Grupo IB (11)
Formados por Cu, Ag, Au, Rg
Son muy dúctiles y maleables, buenos
conductores del calor y la electricidad. Los
objetos de Cu, Au y Ag son apreciados su
belleza y brillo metálico.

43. Grupo IIB (12)
Formados por Zn, Cd, Hg, Cn
Son metales pesados debidos a sus
densidades elevadas.
El mercurio es un metal líquido utilizado
como líquido termométrico debido a su alta
capacidad de dilatación.

44. Grupo IIIB (3)
Formados por Sc, Y, Lantánidos (57-71),
Actínidos (89-103)
Son metales radioactivos.
El Europio y el Iterbio, se utilizan como
componentes de las pantallas de los
televisores a color, se las confecciona con
dos placas paralelas transparentes que
contienen un líquido (cristales líquidos) que
poseen la propiedad de orientarse cuando
se ven expuestas a la corriente eléctrica.

45. Grupo IVB (4)
Formados por Ti, Zr, Hf, Rf
El Titanio se utiliza en la fabricación de
fuselajes de aviones y para la construcción
de las cajas negras.
El Hafnio se emplea en la industria nuclear
por su capacidad para capturar neutrones.

46. Grupo VB (5)
Formados por V, Nb, Ta, Ha, Db
Son metales de color gris plateado.
El Vanadio se utilizan como catalizadores
(acelera, induce o propicia una reacción
química sin actuar en ella) para formar
aceros resistentes y elásticos.

47. Grupo VIB (6)
Formados por Cr, Mo, W, Sg
El Wolframio o tungsteno es un mismo
elemento, se utiliza como filamento
incandescente es los focos.
El Seaborgio es un metal sintético
radioactivo.

48. Grupo VIIB (7)
Formados por Mn, Tc, Re, Bh
El Tecnesio y el nielsbohrio son metales
artificiales.
El Mn se emplea para fabricar aceros de las
rieles del tren, muy resistentes al
rozamiento.

49. Grupo VIIIB (8-9-10)
Formados por Fe, Ru, Os – Co, Rh, Ir – Ni,
Pd, Pt
El Hierro se utiliza como componente del
acero, sirve para preparar estructuras
metálicas de edificios.
El Cobalto se utiliza para la fabricación de
súper aleaciones, para dar coloración azul
al vidrio, plásticos, pinturas y tejidos.
El Ni por su alto poder anticorrosivo se lo
utiliza para los recubrimientos metálicos.

50. Propiedades Periódicas
Son las propiedades repetitivas o parecidas
que sirve para agrupar a los elementos en
una misma familia o grupo.
Las Propiedades físicas y químicas de los
elementos cambian ligeramente.
Las propiedades varían de forma gradual al
movernos en un determinado sentido en el
sistema periódico.

51. Propiedades Periódicas
La comprensión de esta periodicidad permitirá
entender mejor el enlace de los compuestos simples,
así como los puntos de fusión, de ebullición, etc..
Las propiedades periódicas más importantes son:
1.Estructura electrónica.
2.Energía de ionización.
3.Electronegatividad.
4.Afinidad electrónica.
5.Carácter metálico
6.Valencia iónica
7.Radio atómico e iónico.

52. Estructura o Configuración
Electrónica
Es la distribución de los electrones en los
orbitales del átomo.
Los electrones están distribuidos en cada
átomo en niveles o capas de energía.
Los elementos de un mismo período tienen
todos el mismo número de niveles
electrónicos (completos o no), y este
número coincide con el número del período.

53. Estructura o Configuración
Electrónica
El número máximo de electrones que caben
en un nivel es 2n2, siendo n el número de
nivel.
Cada nivel o capa de energía puede tener
uno o más subniveles con distinto número
de electrones.
Los subniveles están divididos en:
s (short)
p=(principal)
d=(diffuse)
f=(fundamental)

56. Energía de Ionización
Se llama energía (o potencial) de ionización
a la energía necesaria para separar
totalmente el electrón más externo del
átomo en estado gaseoso,
convirtiéndolo en un ion positivo o
catión.
Como es lógico, cuanto menor sea su valor,
tanto más fácil será conseguir que un átomo
pierda un electrón.

57. Energía de Ionización
Así, para un átomo X, el proceso será:
X + Ei ⇒ X+ + e -
donde e- es el electrón extraído.
La energía de ionización se suele medir en
electronvoltios. El electronvoltio (eV) es la
energía que tiene un electrón sometido a la
diferencia de potencial de un voltio.
1 eV = 1,6 · 10-19 C · 1 V; 1 eV = 1,6 · 10-19 J

58. Energía de Ionización
En el sistema periódico, la energía de
ionización aumenta dentro de un grupo de
abajo hacia arriba, porque cuanto más
cerca del núcleo esté el electrón que se
quiere separar, tanto más atraído estará por
aquel. Esto hace, por ejemplo, que la
energía de ionización del Cs, situado al final
del segundo grupo, sea 1,4 veces más
pequeña que la del Li, situado por el
principio de ese mismo grupo (elementos
alcalinos).

59. Energía de Ionización
En un periodo, el análisis de la variación de
la energía de ionización es más complicado.
En general, podemos decir que aumenta de
izquierda a derecha.
Una particularidad destacable es que los
valores máximos de las energías de
ionización corresponden a los gases nobles.
Ello es coherente con el hecho de que los
gases nobles son muy estables o bastante
inertes.

60. Electronegatividad
La electronegatividad se define como
la tendencia que tienen los átomos
para captar electrones.
La electronegatividad es una propiedad de
los átomos que relaciona las magnitudes
anteriores y que tiene un gran interés desde
el punto de vista químico.
Se dice que un elemento es muy
electronegativo cuando la energía de
ionización y la afinidad electrónica son
altas.

61. Electronegatividad
En general, la electronegatividad varía
periódicamente, de forma que los elementos
situados más arriba y a la derecha del sistema
periódico son los más electronegativos y los
situados más hacia abajo y a la izquierda son
los menos electronegativos. El elemento más
electronegativo (más no metálico) es el flúor,
seguido del oxígeno y del cloro. El menos
electronegativo (más metálico) es el cesio. Los
gases nobles son muy inertes, no se habla de
electronegatividad de estos elementos.

63. Afinidad Electrónica
Se llama afinidad electrónica, AE (o
electroafinidad), a la energía que libera un
átomo en estado gaseoso cuando capta un
electrón y se transforma en un ion con carga
-1, también en estado gaseoso.
Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede
con facilidad un electrón (no tiende a ganarlo); por
ello, su afinidad electrónica será baja. Cuando un
átomo tiene alta su energía de ionización, no tiene
tendencia a perder electrones y sí a ganarlos. La
afinidad electrónica varía en el sistema periódico
igual que la energía de ionización.

65. Carácter Metálico
Un elemento se considera metal desde un
punto de vista electrónico cuando cede
fácilmente electrones y no tiene tendencia
a ganarlos; es decir, los metales son muy
poco electronegativos.
Un no metal es todo elemento
que difícilmente cede electrones y sí tiene
tendencia a ganarlos; es muy
electronegativo.
Los gases nobles no tienen ni carácter
metálico ni no metálico.

66. Carácter Metálico
La línea quebrada que empieza en el boro
(B) y termina en el astato (At) marca la
separación entre los metales, que se
encuentran por debajo de ella, y los no
metales, que se sitúan en la parte superior
de la tabla periódica.
Los semimetales son los elementos que no
tienen muy definido su carácter metálico o
no metálico y se sitúan bordeando esta
línea divisoria.

69. Valencia Iónica
Es el número de electrones que necesita un
elemento para ganar o perder para
completar el octeto en el último nivel
externo de energía.
La valencia iónica es con la que actúan los
átomos cuando forman enlaces iónicos.
Coincide con el número de electrones que
le sobran o le faltan para completar su capa
de valencia.

70. Valencia Iónica
Por ejemplo el Calcio (Ca) tiene valencia de
+2, le sobra dos electrones en su capa de
valencia, puede ceder 2 electrones.
El azufre (S) tiene valencia de -2, le faltan 2
electrones en su capa de valencia, puede
captar 2 electrones.
Excepciones:
El hidrógeno y los metales de transición tienen
más de una valencia iónica.
H=+1, -1 (cede o capta 1 electrón)
Au=+1, +3 (cede 1 o 3 electrones)

72. Radio atómico
Es la distancia que existe entre el núcleo y
la capa más externa (capa de valencia).
Por medio del radio atómico es posible
determinar el tamaño del átomo.
En los grupos o familias, el radio atómico
aumenta directamente con su número
atómico y números de niveles o sea de
arriba hacía abajo.

73. Radio atómico
En los períodos el radio atómico disminuye
a medida que aumenta su número atómico
o sea de izquierda a derecha. Esto se debe
a la atracción que ejerce el núcleo sobre los
electrones de los orbitales más externos,
disminuyendo así la distancia núcleo-
electrón.

75. Radio iónico
Es el radio que tiene un átomo cuando ha
perdido o ganado electrones, adquiriendo la
estructura electrónica del gas noble más
cercano.
Podemos considerar dos casos:
1.Que el elemento gane electrones.
2.Que el elemento pierda electrones.

76. Radio iónico
Por ejemplo, todos los elementos del grupo
1(alcalinos) tienen una configuración
electrónica del tipo ...ns1; lo más fácil es
que pierdan ese electrón del orbital del nivel
superior, más débilmente atraído por el
núcleo, y que adquieran la estructura
electrónica del gas noble anterior. Por tanto,
la carga nuclear será mayor que la
electrónica, con lo que el núcleo atraerá con
más fuerza a los electrones, y el radio
iónico será menor que el radio atómico.

77. Radio iónico
Todo lo contrario ocurre en los elementos
del grupo 17(halógenos). En éstos la
configuración electrónica es del tipo ...ns2
np5, con lo que es más fácil que completen
el orbital p ganando un electrón, luego su
carga nuclear será menor que la electrónica
y la atracción que ejercerá el núcleo sobre
los electrones será también menor. Por
tanto, los radios iónicos, en este caso, son
mayores que los atómicos.

78. Radio iónico
Podemos generalizar diciendo que los iones
cargados negativamente (aniones) son siempre
mayores que los átomos de los que derivan,
aumentando su tamaño con la carga negativa: los
iones positivos (cationes), sin embargo, son
siempre menores que los átomos de los que
derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al
carga positiva.
Entre los iones con igual número de electrones
(isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor
número atómico, pues la fuerza atractiva del
núcleo es menor al ser menor su carga.

80. Valencia
Es la cantidad de electrones que un
elemento posee en su último nivel
energético.
Se representa con un número entero, sin
carga eléctrica.
Ejemplo: El Cloro (Cl)
Masa atómica (A)=35;
Número atómico (Z)=17+
n=35-17
n=18+-
K=2e-; L=8e-; M=7e-

81. Estado o número de
oxidación que pueden
Son los electrones de valencia
perder o ganar los átomos formando iones
positivos y negativos o dipolos con las
mismas características.
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.

82. Estado o número de
Ejemplo: oxidación
El Cloro (Cl) para formar un compuesto
debe ganar 1 electrón, por lo tanto, el
número de oxidación es Cl 1-.
El Oxígeno (O) tiene -2 lo que indica que
en una unión iónica tiende a ganar dos
electrones, sin embargo forma algunos
compuestos (peróxidos) en los que actúa
con -1. Todos los metales tienen números
de oxidación positivos porque tienden a
perder electrones.

83. Moléculas
Es la mínima porción en que se puede
dividir la materia que conserva sus
propiedades físicas.
Esta formada por la unión de 2 o más
átomos.
Las moléculas de acuerdo a su numero de
átomos se clasifican en:
1.Diatómicas.
2.Triatómicas.
3.Poliatómicas.

84. Moléculas Diatómicas
Son aquellas formadas por 2 átomos, ya
sean estos iguales o diferentes.
Ejemplos:
O2 = Oxigeno diatómico
NaCl = Cloruro de Sodio (sal de mesa)

85. Moléculas Triatómicas
Son aquellas formadas por 3 átomos, ya
sean estos iguales o diferentes.
Ejemplos:
O3 = Ozono
CO2 = Dióxido de carbono (Anhídrido)

86. Moléculas Poliatómicas
Son aquellas formadas por varios átomos,
ya sean estos iguales o diferentes.
Ejemplos:
S8 = Azufre octoatómico
H2O2 = Peróxido de Hidrógeno (Agua
Oxigenada)