El Cuerpo y la Matería.

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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
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 químicos

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 elementos
Establecida en 1869 por el químico ruso 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
Ellos clasificaron los elementos en orden 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.

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25 Disposición de la Tabla Periódica
grupos períodos

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.

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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
Metales Negros Metales Férreos Metales Refractarios Metales Uránicos Tierras Raras Metales de color Metales Ligeros Metales Nobles Metales fácilmente fusibles

31 Características de los Metales
Son electropositivos. Pierden electrones. Son sólidos (excepto el mercurio). Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son dúctiles y maleables. Poseen brillo. Representan más del 78%. 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
La mayoría son electronegativos. Ganan electrones. Se encuentran en distintos estados (él único liquido es el bromo) No son buenos conductores del calor y la electricidad. No son dúctiles y maleables. No presentan brillo. 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: Estructura electrónica. Energía de ionización. Electronegatividad. Afinidad electrónica. Carácter metálico Valencia iónica 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)

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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.

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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.

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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.

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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)

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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.

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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: Que el elemento gane electrones. 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.

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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
Son los electrones de valencia que pueden 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 oxidación
Ejemplo: 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: Diatómicas. Triatómicas. 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)