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Tabla periódica
¿Qué es la tabla periódica?
 La tabla periódica es la referencia más importante
que poseen en la química.
 En esta se ordenan todos los elementos conocidos
por los hombres.
 Los elementos estan ordenados de izquierda a
derecha y de arriba a abajo según el orden
ascendente del número atómico de cada elemento.
¿ Quién organizó los elementos?
 El químico ruso Dimitri
Mendeleev, en 1869, propuso
por primera vez la tabla
periódica.
 El organizó su tabla
primeramente por el peso
atómico de los elementos,
ahora se organizan por su
numero atómico.
 Esta era su tabla para 1869.
¿ Quién organizó los elementos?
 Dimitri dejo espacios en
su tabla ya que
imaginaba que existían
más elementos aunque
no habían sido
descubiertos en ese
momento.
 Este es Mendeleev…
¿ Qué observamos en la tabla?
 En la tabla periódica se muestra la información individual




de cada elemento.
Se muestra el número atómico del elemento - que es el
numero de protones que posee el elemento.
El símbolo – es una o dos letras que representan el
elemento. Si son dos la segunda siempre irá en letra
minúscula
Masa atómica – es la masa que posee el elemento.
Algunas tendrán más información y algunas tendrán menos
pero todas tendrán el símbolo al menos…
¿ Qué observamos en la tabla?
10
Ne
20.18
Numero atómico
Símbolo
Masa atómica
MODELOS ATÓMICOS
 Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de
qué estaba hecha la materia.
 Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego
Demócrito consideró que la materia estaba constituida
por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas
en otras más pequeñas.
Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego
quiere decir "indivisible".
Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades
de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Historia: modelos atómicos
 Puede decirse que la química nace como Ciencia a finales
del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación
por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la
experimentación cuantitativa de numerosos
procesos químicos, de las leyes clásicas de la química:
 Ley de conservación de la masa
 Ley de composición definida
 Ley de las proporciones múltiples
Amedeo Avogadro
1811
Introduce el concepto de MOLÉCULA o pequeñas
masas (contrario a MOLE)
•La mayoría de las sustancias están formadas por
moléculas que, a su vez, están formadas por átomos.
•Las moléculas de una sustancia son iguales entre sí
•Las moléculas de sustancias simples están formadas
por átomos iguales, y las de las compuestas, por
átomos de al menos dos elementos distintos.
Experiencia de Thomson
1897
Luego de una descarga eléctrica (10.000
Volt), extrayendo gas se observa cerca
del ánodo (+) una luminosidad azul
verdosa.
Rayos catódicos: Radiaciones que se
propagan en línea recta, constituidas por
partículas materiales dotadas de
carga eléctrica negativa.
Stoney les dio el nombre de
Electrones
Tubo de descarga
Thomson comprobó que cualquiera sea el gas que llene el tubo, se emiten
partículas idénticas con carga eléctrica negativa.
“Los electrones son constituyentes de toda clase de
materia”
Masa del e-= 9,1.10-28 gramos
Carga e-= se denomina Unidad Elemental de Carga eléctrica
se le asigna el valor -1
Experiencia de Goldstein
1886
Tubo de descarga con el cátodo perforado.
Se observa detrás del cátodo (-) un fino haz de luz.
Fueron denominados Rayos Canales.
Cátodo perforado
ánodo
+
PROTONES
-
Partículas con carga eléctrica positiva
Masa del p+= 1,67.10-24 gramos
Carga p+= se denomina Unidad Elemental de Carga eléctrica
positiva. Se le asigna el valor +1
RELACIÓN DE MASAS
electrón
La masa del protón es
1840 veces la del electrón
protón
El hecho de haberse comprobado que en los átomos existen dos clases de
partículas materiales, ELECTRONES, con carga eléctrica negativa, y PROTONES,
con carga eléctrica positiva, confirmó la DIVISIBILIDAD de los átomos y la
NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
MODELO DE BOHR
•Los electrones no poseen cualquier cantidad de energía sino valores
determinados.
•Los e- sólo pueden girar alrededor del núcleo positivo en determinadas órbitas
denominadas niveles de energía.
•Cuando el electrón gira en la órbita más próxima al núcleo, se encuentra en su
estado más estable (estado fundamental)
•Cuando un electrón salta de un nivel a otro inferior, pierde energía emitiendo
una radiación luminosa característica. Cuando salta a un nivel superior,
absorbe una cantidad definida de energía (Planck había definido como
Cuantos)
Periodicidad química
 La determinación de las propiedades y la
clasificación de los elementos ha sido unos delos
logros más importantes de la química. La
periodicidad se describe como una propiedad de los
elementos químicos. Indica quelo elementos que
pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla
periódica tienen propiedades muy similares.Los
elementos se ordenan en un arreglo sistemático,
aunque no es ideal, es muy útil.
ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO
Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia, ya que
son los responsables de enlazarse químicamente con los átomos vecinos
Este modelo sencillo consta de
representar a los e- de valencia en
forma de puntos.
1ra. Columna
valencia 1
H, Na yK
2da. Columna
valencia 2
Be, Mg
3ra. Columna
valencia 3
B
4ta. Columna
valencia 4
Si
La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna
5ta. Columna
valencia 5 ó -3
P, As
6ta. Columna
Valencia +6, -2
S, Se
7ma. Columna
Valencia +7, -1
F, Br, I
8va. Columna
Valencia 0
Ne, Ar
¿Por qué la valencia decae a partir de la 4ta columna?
La estructura de Lewis consta de:
Kernel: representado por el símbolo del elemento. Contiene tanto al núcleo
como a los e- internos
Puntos: representan a los e- de valencia, que se colocan alrededor del símbolo.
El # de puntos ó e- de valencia coincide con la columna en la que se encuentra
el elemento en la tabla periodica.
Este modelo propone que al combinarse los
átomos, tienden a terminar con el mismo número
de e- de valencia que los gases nobles (8e-) y a
esto se le conoce como la “regla del octeto”
En la formación de compuestos IONICOS
Li
+
Li+
F
+
[ F ]-
Li+ [ F ]-
El e- del Li se transfiere al F quedando el kernel del Li cargado positivamente
y el F con su octeto completo
También para representar enlaces COVALENTES
H + H
H H
Los 2e- están asociados o compartidos entre ambos
núcleos. En este caso, cada átomo de H tiene el
mismo # de e- que el helio, por lo que se cumple la
regla de Lewis.
Cuando 2 átomos de F se aproximan, los eno apareados son compartidos por los 2
núcleos y se forma un enlace covalente
formando la molécula F2.
Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se
cumple la regla del octeto.
F +
F
F F
Escribir con estructuras de Lewis la reacción de formación del Fluoruro de magnesio
ACTIVIDAD
1.- Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes elementos a partir de su
posición en la tabla periódica:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Bromo
Xenón
Fósforo
Rubidio
Aluminio
Calcio
2.- Utiliza estructuras de puntos para representar la reacción de formación de los
siguientes compuestos iónicos, con sus fórmulas correctas:
a) Floruro de rubidio
b) Cloruro de aluminio
c) Bromuro de calcio
Enlace Químico
Enlaces y22Moléculas
1
Cuando los átomos entran en interacción
mutua, de modo que se completan sus
niveles energéticos exteriores, se forman
partículas nuevas más grandes.
2
Estas partículas constituidas por dos o
más átomos se conocen como moléculas y
las fuerzas que las mantienen unidas se
conocen como enlaces.
Tipos de Enlace
23
 Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y
covalente.
 Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua
de partículas de carga eléctrica opuesta; esas
partículas, formadas cuando un electrón salta de un
átomo a otro, se conocen como iones
 Para muchos átomos, la manera más simple de
completar el nivel energético exterior consiste en
ganar o bien perder uno o dos electrones.
Enlace24 Iónico
Enlace
Iónico
Un enlace iónico es la fuerza de la
atracción electrostática entre iones de
carga opuesta.
Iones
libres
Estos enlaces pueden ser bastante fuertes
pero muchas sustancias iónicas se separan
fácilmente en agua, produciendo iones
libres.
Iones
25
 Los metales pierden sus electrones de valencia para
formar cationes:
 Esta perdida de electrones se llama oxidación.
.
 Na
 Mg:
 : Al
.
Na+ + eMg2+ + 2 e-
Al 3+ + 3 e-
sodio
magnesio
aluminio
Química
Formación de Aniones
26
 Los no metales ganan electrones y adquieren la
: Cl : -
:
:
. + e-
.
.
 : Cl
:
:
configuración de gas noble:
 Este proceso se llama reducción.
:O:
2-
oxido
.
: O : + 2e.
 :N . + 3e-
:N:
3-
nitruro
Química
Ejemplo de enlace iónico
27
Química
ENLACE COVALENTE
Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad (no
metales) y por compartición de electrones.
Se distinguen tres tipos de covalencia
Enlace covalente no polar
Enlace covalente polar
Enlace covalente coordinado
ENLACE COVALENTE POLAR
Se establece cuando dos átomos no metálicos de diferentes
electronegatividades se unen, comparten electrones pero la nube
electrónica se deforma y se desplaza hacia el átomo de mayor
electronegatividad.
Se originan polos en la molécula, uno con carga parcial positiva y el
otro con carga parcial negativa.
Su diferencia de electronegatividades es menor a 1.7
ENLACE COVALENTE POLAR
•Átomos iguales forman una molécula diatómica covalente: H2, N2,
O2. y son enlaces COVALENTES puros o NO-polares
•Cuando la molécula está formada por 2 átomos diferentes puede
ocurrir que 1 de ellos atraiga con más fuerza a los e- de enlace
teniendo una alta probabilidad de que los e- compartidos estén más
cercanos a ese átomo más atractivo.
El Cl atrae con más fuerza a los e- que el H.
Los e- se comparten entre los 2 átomos
El O atrae con más fuerza a los e- que el H.
Los e- del H se comparten con los del O
http://www.youtube.com/watch?v=OnfHPLj2E6I&NR=1
•Cuando 2 cargas eléctricas de signo opuesto están separadas por una cierta distancia,
se conoce como un dipolo eléctrico.
•Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar.
•En el ENLACE IONICO 1 átomo ha ganado los e- que
el otro átomo ha perdido.
•En el ENLACE COVALENTE, los e- se comparten entre
los átomos.
•Un enlace covalente puede ser POLAR o NO-POLAR.
Ello depende de la atracción relativa de los e- por los
átomos que intervienen en el enlace
•Enlace covalente polar es un punto intermedio entre un enlace COVALENTE PURO
(los e- se comparten de manera equitativa) y un enlace iónico (transferencia de e- casi
completa.
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Se forma cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar
una molécula, sin carga eléctrica, simétrica y su diferencia de
electronegatividad es cero.
•Moléculas verdaderas y diatómicas
PROPIEDADES
•Actividad química media
•Baja solubilidad en agua
•No conducen el calor o la electricidad
•Estado físico gaseoso, pueden existir como sólidos o líquidos
Fluor, Cloro, Bromo, Yodo
ENLACE METÁLICO
Na+
Los metales tienen una conductividad eléctrica elevada en sólido o
líquido y un gran # de e- están libres para moverse (1 o 2e-/átomo).
Los e- libres son los de valencia y se llaman e- de conducción
Na+
Na+
Na+
Na+
SODIO
Metálico
Las distancias interatómicas son relativamente grandes en los metales
alcalinos debido a que la energía cinética de los e- es menor cuando las
distancias interatómicas son grandes, originando enlaces débiles.
Un modelo como éste no sólo interpreta
las propiedades de conductividad de los
metáles, sino también su ductilidad y
maleabilidad
Un modelo como éste no sólo interpreta las propiedades
de conductividad de los metales, sino también su
ductilidad y maleabilidad
35
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la
habilidad de un elemento de atraer
electrones cuando esta enlazado a otro
elemento.
Un elemento electronegativo atrae electrones.
Un elemento electropositivo libera electrones.
Química