1. La búsqueda de los elementos. 2. Sistema periódico actual. 3. Los símbolos de los elementos. 4. Elementos naturales y artificiales. 5.

Transcripción

1 1. La búsqueda de los elementos. 2. Sistema periódico actual. 3. Los símbolos de los elementos. 4. Elementos naturales y artificiales. 5. Uniones entre átomos. 6. Enlace covalente. 7. Enlace iónico. 8. Enlace metálico. 9. Cantidad de sustancia. 10. Modelos moleculares. 11. Propiedades de las sustancias con distintos tipos de enlaces.

2 1. La búsqueda de los elementos. En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico. La tabla periódica era útil y permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no seguía el orden de los pesos atómicos. Hasta los comienzos de este siglo, cuando físicos como Rutherford, Borh y Heisemberg pusieron de manifiesto la estructura interna del átomo, no se comprendió la naturaleza del orden periódico.

3 2. Sistema periódico actual. La tabla periódica está formada por 112 elementos, siendo los últimos artificiales (a partir del uranio Z = 92). Los elementos están ordenados en orden creciente según su número atómico Z, ya que el número de protones en el núcleo es lo que caracteriza a los átomos de un mismo elemento. Carácter metálico: dismunuye Reactividad: disminuye aumenta nula

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7 * La Tabla Periódica se organiza en 7 filas o períodos y 18 columnas, grupos o familias (8 largos y 10 cortos). * Los elementos de una misma fila o período tienen el mismo número de niveles de energía (capas electrónicas) pero cada vez tienen un electrón más en su última capa, y sus propiedades varían periódicamente al avanzar en la fila. Los elementos de una misma familia o grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa ( electrones de valencia), lo que produce propiedades químicas similares. Todos los elementos pertenecen a uno de estos tres grupos: metales, no metales o semimetales.

8 En cada período aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el número del período, ordenados por orden creciente de número atómico. Por ejemplo, el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel 3; Na (Z = 11): 1s22s22p63s1. Al (Z = 13): 1s22s22p63s23p1. En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismo número de electrones en el último nivel ocupado o capa de valencia. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3 electrones en su capa más externa y el último electrón queda en un orbital p; B (Z = 5): 1s22s22p1. Al (Z = 13): 1s22s22p63s23p1.

9 Propiedades periódicas La utilidad de la Tabla Periódica reside en que la ordenación de los elementos químicos permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos. Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas). Existen, por tanto, muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de ionizac 4esofisicaquimica/4quincena8/4q8_index.htm

10 Los metales son el grupo mayoritario y se sitúan a la izquierda y en la parte central de la TP. Sus propiedades son: Tienen brillo. Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que son líquidos. Son dúctiles (forman hilos) y maleables (forman láminas con facilidad). Son buenos conductores del calor y de la electricidad. Forman iones positivos con facilidad. Ej. Ca, Fe, Cu, Ag, Hg.

11 Los no metales se sitúan en la parte derecha de la tabla periódica. Sus propiedades son: No tienen brillo. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente. No son dúctiles ni maleables. Son malos conductores del calor y de la electricidad. Forman iones negativos con facilidad. Ej. C, N, P, O, S, Cl.

12 Los semimetales están situados entre los metales y los no metales. Sus propiedades son: Son sólidos a temperatura ambiente. Forman iones positivos con dificultad. Son considerados metaloides los siguientes elementos: Boro (B) Silicio (Si) Germanio (Ge) Arsénico (As) Antimonio (Sb) Telurio (Te) Polonio (Po) Dentro de la tabla periódica los metaloides se encuentran en línea diagonal desde el boro al astato. Los elementos que se encuentran encima a la derecha son no metales, y los que se encuentran debajo a la izquierda son metales. Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última órbita. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica, como rectificadores, diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.

13 El hidrógeno es un elemento especial porque sólo tiene un protón y un electrón. No tiene una posición definida en la tabla periódica porque no tiene las propiedades de ningún grupo. Puede formar iones positivos (H+) y negativos (H-). Los gases nobles se encuentran en la columna 18. Son inertes porque no reaccionan con ningún elemento y no forman iones. Son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Los lantánidos (tierras raras) o actínidos se sitúan debajo del resto de elementos para dar una TP más compacta y menos ancha que si se colocaran en su ubicación correcta a continuación del lantano (Z = 57) y actinio (Z = 89).

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16 3. Los símbolos de los elementos.

17 4. Elementos naturales y artificiales.

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19 5. Uniones entre átomos. Cuando los átomos interactúan entre sí, constituyen moléculas. La fuerza con que los átomos se mantienen juntos se denomina enlace químico.

20 Podemos clasificar los enlaces que encontramos en las biomoléculas según se indica en la tabla siguiente: Enlaces covalentes *Simples y dobles *Polares y apolares Enlaces no covalentes * Iónico * Enlace de hidrógeno * Enlaces de Van der Waals *Interacciones hidrofóbicas

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26 6. Enlace covalente.

27 Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficiente De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales. A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente.

28 7. Enlace iónico. El sodio y el cloro uniéndose iónicamente para formar cloruro de sodio

29 El enlace iónico se produce por transferencia de electrones entre un metal, capaz de ceder electrones, y un no metal, capaz de captarlos. Es decir, entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Por ejemplo el cloruro de sodio Las fuerzas de atracción electrostática entre iones de diferente signo dan lugar al enlace iónico. Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por cada elemento en un enlace iónico.

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31 8. Enlace metálico.

32 Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.

33 9. Cantidad de sustancia Masa molecular Composición centesimal Concepto de mol. Masa molar Molaridad.

34 9.1.- Masa molecular. Puesto que los átomos son muy pequeños y, por tanto, su masa también lo es, para expresar la masa atómica se emplea, por comodidad, una unidad especial: la unidad de masa atómica (u en el SI, aunque se emplea también uma), que equivale a 1, g. La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman una molécula. No hay que olvidar que los subíndices que aparecen en las fórmulas junto a los símbolos de los elementos nos indican el número de átomos de ese elemento que hay en la molécula

35 O 2 Ej: Masa molecular Masa molecular del O 2 : 16 x 2 = 32 u La masa molecular del oxígeno es 32 veces la doceava parte del C 12 Masa molecular del H 2 O : 1 x = 18 u La masa molecular del oxígeno es 18 veces la doceava parte del C 12

36 9.2.- Composición centesimal. Se refiere al tanto por ciento de cada uno de los elementos que forman el compuesto; esto es, el número de gramos de cada elemento por cada 100 g. del compuesto. Ej.: Cuál es la composición centesimal del NH 3 sabiendo que las masas atómicas son N=13 y H=1 Masa molecular del NH 3 = x3= 17 De cada 17 g de NH 3, 14 son de N y 3 son de H Porcentaje de N en la molécula de NH 3 : 17g NH 3 14g N 100g NH 3 X g N X= 82,35 % de N Porcentaje de H en la molécula de NH 3 : 3 g de H X % de H : = 17 g de NH g de NH 3 X= 17,65 % de H La suma de los porcentajes de todos los elementos será 100

37 La concentración es una expresión de la proporción de soluto en la disolución. Se puede expresar de diversas maneras, entre ellas: 1ª.- Tanto por ciento en masa masa de soluto % en masa = x 100 masa de disolución Las masas de soluto y de disolución deben ir expresadas en la misma unidad.

38 2ª.- Tanto por ciento en volumen volumen de soluto % en volumen = x 100 volumen de disolución Los volúmenes de soluto y de disolución deben ir expresados en la misma unidad.

39 3ª.- Gramos por litro Concentración (g/l) = masa de soluto (g) volumen de disolución (l)

40 9.3.- Concepto de mol. Masa molar. El mol es la unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de unidades y se define como la cantidad de sustancia de un sistema que tiene tantas partículas elementales como átomos hay en 12 g de carbono 12; su símbolo es el "mol".

41 Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en esa cantidad de 12C es de 6, (seiscientos dos mil trillones de átomos) y, por lo tanto, un mol de cualquier sustancia contiene ese número de partículas (átomos, iones, moléculas, ). Por ejemplo: 1 mol de átomos de 12C = 6, átomos de 12C 1 mol de moléculas de H 2 O = 6, moléculas de H 2 O 1 mol de iones NO 3- = 6, iones NO 3- Este número se conoce como número de Avogadro, en honor al científico italiano Amadeo Avogadro ( ).

42 El mol es una unidad algo peculiar porque no tiene siempre la misma masa, sino que depende de la sustancia a la que nos estemos refiriendo. Al estar basada en un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta masa tenga cada molécula. Así, un mol de hidrógeno molecular (H2) tiene 2 gramos de masa, mientras que un mol de agua (H2O) contiene 18 gramos de masa. La masa de un mol, o masa molar, de cualquier sustancia expresada en gramos coincide numéricamente con la masa molecular de dicha sustancia expresada en u (unidades de masa atómica) y contiene el número de Avogadro de átomos o moléculas. Se representa por M y su unidad es g/mol o Kg/mol.

43 Para calcular el número de moles (n) que hay en una determinada masa de una sustancia dividimos esa masa entre la masa de un mol. n = masa (g) Masa de un mol (g/mol)

44 9.4.- Molaridad. Una forma muy habitual de expresar cantidades en química es el mol y, por lo tanto, una forma frecuente de expresar la concentración es indicando el número de moles que hay en cada litro de disolución, que es lo que se conoce como molaridad. Molaridad (M) = nº de moles de soluto volumen de disolución (l) Las unidades de la molaridad son moles/litro, sin embargo se expresa con la letra mayúscula M. Una concentración 2 M indica que hay 2 moles de soluto en cada litro de disolución.

45 10. Modelos moleculares.

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