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ELEMENTOS Y COMPUESTOS. La tabla periódica.
- 1. ELEMENTOS Y COMPUESTOSELEMENTOS Y COMPUESTOS LA TABLA PERIÓDICALA TABLA PERIÓDICA TEMA 5 FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESOTEMA 5 FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO
- 2. ELEMENTOS Sustancias puras formadas por un solo tipo de átomos a partir de las cuales no pueden obtenerse otras diferentes por procesos químicos.
- 3. REPRESENTACIÓN DE LOS ELEMENTOS SÍMBOLOS Una o dos letras que representan al elemento: 1ª letra del nombre: H, B, C, N, O, F... 1ª y 2ª : Cl, Ca, Cr, Co, Ce... 1ª y 3ª : Cd, Cs... Primeras letras del nombre en latín : Na, P, S, K, Fe, Cu, etc.
- 4. El número de elementos conocidos fue creciendo: Siglo XVII: 13 elementos Siglo XVIII: 33 elementos Mediados siglo XIX: 55 elementos
- 6. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN 1817 Tríadas de Döbereiner Calcio Estroncio Bario Cloro Bromo Yodo Azufre Selenio Teluro
- 7. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN 1864 Octavas de Newlands H Hidrógeno Li Litio Be Berilio B Boro C Carbono N Nitrógeno O Oxígeno F Flúor Na Sodio Mg Magnesio Al Aluminio Si Silicio P Fósforo S Azufre Cl Cloro K Potasio Ca Calcio
- 8. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN 1869 Tabla periódica de Mendeleiev y Meyer
- 11. GRUPOS Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas similares (forman compuestos parecidos y participan en los mismos procesos químicos). GRUPO 1GRUPO 1 Li Litio Na Sodio K Potasio Rb Rubidio ● metales blandos ● bajos puntos de fusión ● se oxidan con mucha facilidad ● muy reactivos GRUPO 17GRUPO 17 F Flúor Cl Cloro Br Bromo I Yodo ● sus puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo ● forman sales con los metales ● muy reactivos GRUPO 18GRUPO 18 He Helio Ne Neón Ar Argón Kr kriptón ● gases a temperatura ambiente ● química- mente inertes
- 12. GRUPOS Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica externa (en su última capa). GRUPO 1GRUPO 1 Li Litio Na Sodio K Potasio Rb Rubidio GRUPO 17GRUPO 17 F Flúor Cl Cloro Br Bromo I Yodo GRUPO 18GRUPO 18 He Helio Ne Neón Ar Argón Kr kriptón L = 1 e- M = 1 e- N = 1 e- O = 1 e- L = 7 e- M = 7 e- N = 7 e- O = 7 e- K = 2 e- L = 8 e- M = 8 e- N = 8 e-
- 13. GRUPOS La repetición de las propiedades de los elementos en cada grupo recibe el nombre de ley periódica. LEY PERIÓDICA
- 14. COMPUESTOS Sustancias puras formadas por varios tipos de átomos (dos o más elementos) a partir de las cuales pueden obtenerse otras diferentes por procesos químicos.
- 15. REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS FÓRMULAS NH3 Los símbolos indican los elementos que forman el compuesto Los subíndices indican el número de átomos de cada clase en el compuesto Símbolos y subíndices que representan al compuesto
- 16. MASA MOLECULAR Es la masa de una molécula (expresada en unidades de masa atómica). En el caso de compuestos iónicos se habla de masa fórmula (la masa de la mínima relación de átomos a partir de cuya repetición se puede formar la red iónica).
- 17. CÁLCULO DE LA MASA MOLECULAR Calcula la masa molecular del ácido fosfórico, de fórmula H3 PO4 . Datos de masas atómicas: H =1 u, P = 31 u, O = 16 u. 3 átomos de hidrógeno (H): 3 x 1 = 3 1 átomo de fósforo (P): 1 x 31 = 31 4 átomos de oxígeno (O): 4 x 16 = 64 + 98 Solución: Masa molecular del H3 PO4 : 98 u
- 18. EL MOL ● Es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional. ● Un mol de cualquier sustancia equivale a una cantidad fija de partículas de ella (concretamente 6,022 · 1023 partículas, un número enorme, que representamos por NA ).
- 19. ● Como, en general, las partículas de una sustancia tiene una masa diferente a las de otras sustancias un mol tiene masas diferentes según la sustancia (pero igual número de partículas). EL MOL ● La masa de un mol de una sustancia (masa molar) se escogió de manera que coincide con una cantidad de gramos igual al número que indica la masa de una partícula de esa sustancia en unidades de masa atómica. MASA MOLAR
- 20. EL MOL EJEMPLO: ● La masa atómica del oxígeno es 16 u. ● Una molécula de oxígeno (O2 ) pesará: ● 16 x 2 = 32 u (masa molecular del O2 ) ● 32 g de oxígeno (O2 ) son 1 mol de O2 (masa molar). ● Contienen 6,022 · 10 23 moléculas de O2 .
- 21. EJEMPLO: ● La masa atómica del hidrógeno es 1 u. ● Una molécula de hidrógeno (H2 ) pesará: ● 1 x 2 = 2 u (masa molecular del H2 ) ● 2 g de hidrógeno (H2 ) son 1 mol de H2 (masa molar). ● Contienen 6,022 · 10 23 moléculas de H2 . EL MOL
- 22. En 32 g de O2 hay igual número de moléculas de oxígeno que moléculas de hidrógeno hay en 2 g de H2 , porque en esas cantidades seguimos conservando la relación en masas que hay entre una molécula individual de O2 (32 u) y una de H2 (2 u). EL MOL
- 23. EL MOL Si no lo has entendido con átomos y moléculas vamos a probar con algo más cotidiano: tornillos y tuercas. Imagina unas tuercas de 5 gramos cada una: Imagina los tornillos que encajan en ellas, de 12 gramos cada uno: Si cogemos un montón de tuercas y un montón de tornillos que guarden la misma relación en peso que una sola tuerca y un solo tornillo (5/12) ambos montones contendrán igual número de piezas.
- 24. POR EJEMPLO: 50 g de tuercas → 5 x 10 → 10 tuercas 120 g de tornillos → 12 x 10 → 10 tornillos 50 5 120 12 = 500 g de tuercas → 5 x 100 → 100 tuercas 1200 g de tornillos → 12 x 100 → 100 tornillos 500 5 1200 12 = EL MOL
- 25. De igual modo 5 kg de tuercas y 12 kg de tornillos contendrán ambos igual número de piezas (concretamente 1000) porque seguimos conservando la relación en masa de las piezas individuales (5/12). Esto es lo que hicieron los químicos, para su unidad de cantidad de sustancia tomaron la cantidad en gramos numéricamente igual al peso de una sola partícula, en unidades de masa atómica, esta es la masa molar de la sustancia. EL MOL SI AUN NO HAS ENTENDIDO QUÉ ES EL MOL PRUEBA AQUÍ
- 26. NA = Número de Avogadro (6.022 · 10 23 ) N = número de partículas n = número de moles n = N NA N = n · NA EL MOL RELACIÓN ENTRE EL NÚMERO DE PARTÍCULAS Y EL NÚMERO DE MOLES
- 27. M = masa molar m = masa de sustancia n = número de moles n = m M m = n · M EL MOL RELACIÓN ENTRE LA MASA Y EL NÚMERO DE MOLES
- 28. CÁLCULOS CON EL MOL ¿Cuántas moléculas de agua contendrá un recipiente con 0,5 moles de agua? Multiplicamos el número de moles por las partículas que hay en un mol: N = n x NA = 0,5 mol x 6,022 · 1023 moléculas 1 mol = 3,011 · 1023 moléculas
- 29. CÁLCULOS CON EL MOL ¿Cuántos moles serán 18,066 · 1024 moléculas de agua? Dividimos el número de moléculas entre el número de moléculas hay en un mol: n = N NA 18,066 · 1024 moléculas 6,022 · 1023 moléculas/mol = = 30 mol
- 30. CÁLCULOS CON EL MOL ¿Cuántos moles serán 92 gramos de etanol, cuya fórmula es C2 H6 O? (Datos: masas atómicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u) 1º Calculamos la masa molar del etanol (C2 H6 O): 2 átomos de carbono = 2 x 12 = 24 6 átomos de hidrógeno = 6 x 1 = 6 1 átomo de oxígeno = 1 x 16 = 16 + 46 2º Calculamos el número de moles n = m M 92 g de etanol 46 g de etanol/mol = = 2 mol
- 31. CÁLCULOS CON EL MOL ¿Cuánto pesarán 0,7 moles de metano (de fórmula CH4 )? (Datos: masas atómicas: C = 12 u, H = 1 u) 1º Calculamos la masa molar del metano (CH4 ): 1 átomo de carbono = 1 x 12 = 12 4 átomos de hidrógeno = 4 x 1 = 4 16 + 2º Calculamos la masa m = n · M = 0,7 mol x 16 g/mol = 11,2 g
- 32. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO Tanto por ciento en masa de cada uno de lo elementos que forman el compuesto Se puede calcular fácilmente a partir de la fórmula del compuesto y las masas atómicas.
- 33. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO CÁLCULO Calcula la composición centesimal del nitrato de potasio, cuya fórmula es KNO3 . 1 átomo de K = 1 x 39,1 = 39,1 1 átomo de nitrógeno = 1 x 14 = 14 3 átomos de oxígeno = 3 x 16 = 48 + 101,1 % de K = x 100 = 38,68 % 39,1 101,1 % de N = x 100 = 13,84 % 14 101,1 % de K = x 100 = 47,48 % 48 101,1
- 34. Rafael Ruiz Guerrero Departamento de Ciencias de la Naturaleza IES Ricardo Delgado Vizcaíno Pozoblanco (Córdoba) Más recursos en www.fqrdv.blogspot.com CRÉDITOS IMÁGENES: - Diapositiva 2: Azufre cristalino, de Tator1982;oro de Striving a goal;diamante de cliff1066TM; grafito de mediateca educamadrid; magnesio de kalipedia. - Diapositiva 13: Chemistry de hans s.
Hinweis der Redaktion
- En 1661 Robert Boyle publicó el libro The Sceptical Chymist, en el que se superaba la antigua idea de los cuatro elementos (agua, aire, tierra y fuego) y enuncia la idea de elemento químico tal como hoy se entiende (sustancia pura que no puede descomponerse en otras más simples). Las imágenes representan azufre, sodio metálico, oro, una cinta de magnesio y dos formas de carbono: el diamante (natural cristalizado como octaedro, sin tallar) y el grafito.
- Los símbolos químicos son abreviaturas de una o dos letras del nombre del elemento. En ocasiones, para elementos conocidos desde antiguo (o sus compuestos) se usa el nombre en latín. Por ejemplo: Na (sodio) de natrium, nombre latino del carbonato de sodio. K (potasio) de kalium, nombre en latín del carbonato de potasio. Fe (hierro) de ferrum. P (fósforo) de phosphorus S (azufre) de sulfur Cu (cobre) de cuprum Ag (plata) de argentum Au (oro) de aurum Pb (plomo) de plumbum Hg (mercurio) de hidrargiros
- Döbereiner en 1817 encontró que el peso atómico del estroncio caía justamente entre los pesos del calcio y del bario y que, además, tenían propiedades químicas parecidas. Pronto encontró otros de estos grupos de tres elementos. Döbereiner estaba descubriendo aquí lo que actualmente son los grupos de la tabla periódica. En cierto modo se estaba entreviendo la estructura electrónica de los elementos (mucho antes de descubrirse los electrones), ya que la similitud química entre los elementos de un mismo grupo es originada por la misma configuración electrónica en la última capa de electrones.
- Entre 1864 y 1866 John Newlands presentó su trabajo, en el que había ordenado los elementos en orden creciente de pesos atómicos (aun no se conocían los gases nobles) y observó que el octavo elemento, a partir de uno cualquiera, podía considerarse como una repetición del primero. Newlands comparó su clasificación con el do-re-mi-fa-sol-la-si de la escala musical y fue ridiculizado por ello. La tercera octava comienza con el potasio, análogo al litio y sodio, al que sigue el calcio, parecido al berilio y magnesio, pero más allá de estos elementos no puede aplicarse la ley de las octavas pues hasta llegar al bromo, el elemento más próximo parecido al cloro, existen 17 elementos en lugar de 7. La ley de las octavas marcaba la división de los elementos en familias (grupos) y en períodos. Sólo después de que los trabajos de Mendeleiev y Meyer originasen nuevo interés en esa materia, Newlands intentó de nuevo llamar la atención sobre su propia contribución. La Real Sociedad de Londres le concedió la Medalla Davy en 1887, cinco años después de conceder este honor a Mendeleiev y Meyer.
- Mendeleiev ordenó los 62 elementos conocidos en filas y columnas, ordenados por pesos atómicos y por propiedades parecidas, dando a esto último más importancia (llegó a cambiar el orden de algún elemento). Él y Meyer dejaron huecos en sus tablas, en los que no encajaba ningún elemento conocido, pero Mendeleiev se atrevió a predecir que se descubrirían esos elementos e, incluso, avanzó cuáles serían sus propiedades (densidades y pesos atómicos,basándose en las propiedades de los elementos de cada fila) y les dio nombres provisionales: eka-silicio, eka-aluminio.
- La tabla resume las propiedades de todos los elementos conocidos. 112 elementos, el último añadido en 2009, el Copernicio (Cn) Los elementos se ordenan por orden creciente de su número atómico (de izquierda a derecha y de arriba abajo). Hay 18 GRUPOS (columnas verticales). Hay 7 PERÍODOS (filas horizontales). Al avanzar en un período, de izquierda a derecha, vamos completando la capa electrónica correspondiente. Como las capas tienen distinta capacidad para albergar electrones, esto explica las diferentes longitudes de los períodos. Los lantánidos y actínidos (también llamados tierras raras) se colocan aparte para no hacer demasiado larga la tabla.
- El carácter metálico de los elementos va disminuyendo al avanzar en un período y va aumentando al descender en un grupo.
- Que tienen propiedades químicas parecidas quiere decir que forman compuestos parecidos, por ejemplo todos los metales del grupo 1 reaccionan con el oxígeno formando óxidos de fórmula M 2 O (donde M es el metal). Todos ellos reaccionan con los elementos del grupo 17 formando sales de fórmula general MX (donde M es el metal y X el elemento del grupo 17). De aquí el nombre de halógenos del grupo 17 (formadores de sal). Todos los elementos del grupo 17 (halógenos) reaccionan con el hidrógeno formando compuestos de fórmula HX.
- En 1661 Robert Boyle publicó el libro The Sceptical Chymist, en el que se superaba la antigua idea de los cuatro elementos (agua, aire, tierra y fuego) y enuncia la idea de elemento químico tal como hoy se entiende (sustancia pura que no puede descomponerse en otras más simples).
- Si el compuesto está formado por moléculas independientes la fórmula indica el número de átomos de cada elemento en la misma. Si el compuesto es iónico (no hay moléculas) la fórmula indica la proporción de átomos de cada clase que forman la red iónica. Si un subíndice no aparece se sobreentiende que es un 1.
- La masa molecular es la masa de la unidad fundamental del compuesto químico, la molécula. En el caso de compuestos iónicos, en los que no hay moléculas, se calcula la masa fórmula, que es la masa de la mínima relación de átomos que forma la red iónica. La unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12. Los valores de la masa atómica de cada elemento se pueden encontrar en la tabla periódica. Se obtiene sumando lo que pesan todos los átomos que forman la molécula.
- Los procesos químicos tienen lugar entre partículas microscópicas, por lo que sería necesaria una unidad de cantidad de partículas, algo parecido a la docena, que es una unidad de cantidad de cosas igual a doce cosas. Como las partículas en este caso (átomos, moléculas, iones) son tan pequeñas se hace necesario relacionar la cantidad de partículas con algo fácilmente medible, como su masa. Esto es lo que se hizo al definir el mol, es la cantidad de partículas que hay en una masa de sustancia en gramos que es numéricamente igual a la masa de una sola partícula expresada en unidades de masa atómica. Al escogerlo de esta manera en todas esas masas hay igual número de partículas .
- Si cogemos una masa, de cualquier sustancia, igual a su masa molar en esa masa tendremos un mol de partículas de esa sustancia
- Por ejemplo, la masa atómica del hierro es 55,8 u, si cogemos 55,8 g de hierro, eso es un mol de hierro. La masa atómica del aluminio es 27 u, si cogemos 27 g de aluminio eso es un mol de aluminio. En 55.8 g de hierro hay igual número de átomos de hierro que átomos de aluminio hay en 27 de aluminio, ambos son un mol, pero de elementos diferentes. La masa molecular del agua es 18 u. Si pesamos 18 gramos de agua eso es un mol de agua, allí hay un mol de moléculas de agua. Tantas como átomos de hierro había en los 55.8 g de hierro.
- De igual modo que para saber cuántas docenas hay en una determinada cantidad de cosas hay que dividir entre 12, que son las cosas que hay en una docena, para saber cuántos moles hay en un número determinado de partículas hay que dividir entre el número de Avogadro (que es el número de partículas que hay en un mol).
- Para saber el número de moles en una cantidad dada en gramos debemos determinar primero la masa molar de la sustancia (la masa de 1 mol de esa sustancia) y luego dividir la masa entre la masa molar.