Tabla periódica.

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1 Tabla periódica

2 ¿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.

3 ¿ 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.

4 ¿ 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…

5 ¿ 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…

6 ¿ Qué observamos en la tabla?
10 Ne 20.18 Numero atómico Símbolo Masa atómica

7 MODELOS ATÓMICOS

8 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.

9 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

10 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.

11 Experiencia de Thomson
1897 Luego de una descarga eléctrica ( 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

12 “Los electrones son constituyentes de toda clase de materia”
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, gramos Carga e-= se denomina Unidad Elemental de Carga eléctrica se le asigna el valor -1

13 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, gramos Carga p+= se denomina Unidad Elemental de Carga eléctrica positiva. Se le asigna el valor +1

14 RELACIÓN DE MASAS electrón protón La masa del protón es
1840 veces la del electrón 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

15 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)

16 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.

17 Al C Li Ca N O Cl He 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. Al +3 3ra. Columna valencia 3 B C +4 4ta. Columna valencia 4 Si Li + 1ra. Columna valencia 1 H, Na yK Ca +2 2da. Columna valencia 2 Be, Mg La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna N +5 5ta. Columna valencia 5 ó -3 P, As O -2 6ta. Columna Valencia +6, -2 S, Se Cl - 7ma. Columna Valencia +7, -1 F, Br, I He 8va. Columna Valencia 0 Ne, Ar

18 ¿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”

19 Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se cumple la regla del octeto.
En la formación de compuestos IONICOS Li F Li [ 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 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. H + H Cuando 2 átomos de F se aproximan, los e- no 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

20 ACTIVIDAD 1.- Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes elementos a partir de su posición en la tabla periódica: 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: Floruro de rubidio Cloruro de aluminio Bromuro de calcio

21 Enlace Químico

22 Enlaces y Moléculas 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.

23 Tipos de Enlace 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.

24 Enlace Iónico Enlace Iónico Iones libres
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.

25 Iones Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes: Esta perdida de electrones se llama oxidación. Na Na e sodio Mg: Mg e magnesio : Al Al e aluminio Química

26 Formación de Aniones Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble: Este proceso se llama reducción. : Cl e : Cl : - : O : + 2e : O : oxido :N e : N : nitruro : : : : : . : . : . . : Química

27 Ejemplo de enlace iónico
Química

28 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

29 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

30 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

31 En el ENLACE COVALENTE, los e- se comparten entre los átomos.
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. 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. 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

32 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 Actividad química media Baja solubilidad en agua No conducen el calor o la electricidad Estado físico gaseoso, pueden existir como sólidos o líquidos PROPIEDADES Fluor, Cloro, Bromo, Yodo

33 Los e- libres son los de valencia y se llaman e- de conducción
ENLACE METÁLICO SODIO 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 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

34 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