CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSGRUPO I-A II-A III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII-B VIII-B VIII-B I-B II-B III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Elementos RepresentativosBLOQUES: S N° A Elec. Negat.

SÍMBOLO PESO ATÓMICO

Elementos RepresentativosBLOQUE: P

I-Ans1

II-Ans2

III-Ans2np1

IV-Ans2np2

V-Ans2np3

VI-Ans2np4

VII-Ans2np5

VIII-Ans2np6

11 2.1

H1,008 BLOQUE: d ( n – 1 ) d

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

1H

1,008

2He

4,002

23 .98

Li6,94

4 1.5

Be9,012

5 2B

10,81

6 2.5

C12,01

7 3N

14,01

8 3.5

O15,99

9 4F

18,99

10Ne

20,18

311 .9

Na 22,98

12 1.2

Mg24,31

III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII-B VIII-B VIII-B I-B II-B13 1.5

Al26,98

14 2.5

Si28,09

15 2.2

P30,97

16 2.5

S32,06

17 3Cl

35,45

18Ar

39,95

419 .82

K39,10

12 1Ca

40,08

21 1.3

Sc44,96

22Ti

47,90

23V

50,94

24Cr

52,00

25Mg

54,94

26Fe

55,85

27Co

58,93

28Ni

58,69

29Cu

63,55

30Zn

65,39

31 1.6

Ga69,72

32 1.8

Ge72,61

33 2As

74,92

34 2.4

Se78,96

35 2.8

Br79,91

18Kr

83,80

537 .8Rb

85,47

38 1Sr

87,62

39 1.2

Y88,91

40Zr

91,22

41Nb

92,91

42Mo

95,94

43Tc98

44Ru

101,1

45Rh

102,9

46Pd

106,4

47Ag

107,9

48Cd

112,4

49 1.9

In114,8

50 1.8

Sn118,7

51 1.9

Sb121,8

52 1.3

Te127,6

53 2.5

I126,9

54Xe

131,3

6*55 27

Cs132,9

56 .9Ba

137.3

57 1.1

Be138,9

72Hf

138,9

73Ta

180,9

74W

183,9

75Re

186,2

76Os

190,2

77Ir

192,2

78Pt

195,1

79Au

197,0

80Hg

200,6

81 1.8

Tl204,3

82 1.8

Pb207,2

83 1.9

Bi209,0

84 2Po210

85 2.2

At210

86Rn222

7**87 .7

Fr223

88 .9Ra226

89 1.1Ac227

104Rf261

105Db262

106Sg263

107Bh261

108Hs265

109Mt266

110Uun271

111Uuu272

112Uub271

114 116 118

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA B L O Q U E: f ( n – 2 ) f

SERIE LANTÁNIDOS*

58Ce140

59Pr

141

60Nd144

61Pm145

62Sm151

63Eu152

64Gd157

65Tb159

66Dy163

67Hor165

68Er

167

69Tm169

70Yb173

71Lu175

SERIE ACTÍNIDOS**

90Th

323,1

91Pr

231

92U

238

93Np237

94Pu244

95Am243

96Cm247

97Bk251

98Cf

251

99Es252

100Fm257

101Md258

102No259

103Lw262

QUÍMICA: ESTUDIO DE LA MATERIATodo lo que existe – Tiene masa, Volumen y se encuentra en constante movimiento y transformación

Forma Condensada (Extensión) Forma Dispersada o simplemente energia MATERIA

ESTRUCTURAUna manifestación de la materia

PARTÍCULA MOLÉCULA ÁTOMO -V. a S. V. -no V. a S.

V.-no V. a S. V

-Mecánico -Físico -Químico-Conserva -Conserva -Participa enPropiedades

propiedades

reacciones

ESTADOS DE AGREGACIÓN MOLECULAR

GAS LIQUIDO SÓLIDOE cinética FuerzaMovimientoForma

Máxima Repulsión Traslación Adopta

Intermedia Atra-RepulTras-VibraAdopta

Mínima Atracción VibraciónPropia

Nota: El gas presenta tres grados de

TRANSFORMACIONES

CAMBIO FÍSICO: Reversible no hay alteración de materia.

CAMBIO QUÍMICO: Irreversible hay alteración de materia ej: combustión, putrefacción, digestión

CAMBIO S DE ESTADO DE LA MATERIACon pérdida de energía:

Gas a liquido = Condensación Liquido a sólido = Solidificación Gas a sólido = Sublimación

inversa o deposición.

Con ganancia de energía:Sólido a líquido = FusiónLíquido a gas = VaporizaciónSólido a Gas = Sublimación

directa

PROPIEDADES

I. GENERALES - Masa- Peso - Extensión - Divisibilidad - Inercia - Impenetrabilidad - Indestructibilidad

II. ESPECIFICAS - Dureza

(S)- Elasticidad

(S)- Tenacidad

(S)- Maleabilidad

(S)- Ductibilidad

(S)

- Viscosidad

(L)- Compresibilidad (G)

CLASIFICACIÓN MATERIA

1. Materia.- Es todo lo que existe que tiene masa y peso y puede sufrir cambios o transformaciones.

2. Masa o Cuerpo.- Es la medida de la cantidad de materia.

3. Peso.- Es el resultado de la acción de la gravedad sobre la masa de los cuerpos.

4. Extensión.- Espacio ocupado por una acción material o cuerpo.

5. Impenetrabilidad.- Dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo.

6. Divisibilidad.- La materia puede ser dividida en porciones pequeñas por métodos mecánicos, físicos y químicos.

7. Inercia.- La propiedad, por la cual los cuerpos, no modifican su estado de reposo o movimiento si no hay una fuerza capaz de modificarla.

CUERPO MATERIAL FÍSICO ENERGÍA

Mecánica Eléctrica LuminosaCalorífica, etcSUSTANCIA MEZCLA

Es todo material homogeneo con composición quimica definida:- Sustancia Simple (Elemento).

Constituida por átomos de un mismo elemento, no se divide en otras más sencillas (homoátomicas) ej. Cu, Ag, O2 , P4.

- Sustancia Compuesta o Compleja (Compuestos). Constituida por átomos diferentes (heteroátomicas), susceptibles a descomponerse

INORGANICOS ORGANICOS H2O, NaCl C12H22O11 C2H5OH

Reunion de 2 o más sustancias en cualquier proporcion, no existe combinación quimica:

HOMOGENEA HETEROGENEA - Sistema heterogéneo. - Sistema heterogéneo. - Componentes % variable. - Componen entes % variable.- No se distinguen fases. - Se distinguen fases.- Propiedades aditivas - Propiedades aditivas.- Se divide por métodos físicos. - Se divide por métodos mecánicos.

Agua azucarada Agua y aceite Aire Limaduras de hierro y azufre Acero, laton, bronce Aire polvorientoBebidas gasificadas Jarabes, lacsantes Kerosene, gasolina Mayonesa, mantequilla, neblinaAgua oxigenada Benceno y agua

8. Dureza.- Resistencia de los cuerpos a ser rayados.

9. Elasticidad.- Los cuerpos recobran su forma cuando cesa a la fuerza que lo deforma.

10. Maleabilidad.- Los cuerpos a ser laminados.

11. Ductibilidad.- Los cuerpos a ser convertidos en hilos.

12. Tenacidad.- Resistencia de los cuerpos a los esfuerzos de tracción, deformación y estirándose antes de romperse se denomina.

13. Compresibilidad.- Propiedad de los gases de disminuir de volumen cuando se les comprime.

14. Viscosidad.- Propiedad de los líquidos. Es la resistencia que ofrecen los líquidos a fluir.

15. Los métodos de división de la materia son: mecánicos (moliendo, chancado, triturado), físicos (disoluciones, evaporaciones , sublimaciones) y químicos (métodos de laboratorio).

16. Cambios físicos.- Son los que impresionan nuestros sentidos sin alterar su estructura interna: Estado físico, propiedades organolepticas (color, brillo, olor, sabor):

- Propiedades extensivas.- Dependen de la cantidad del cuerpo material:Inercia, peso, área, volumen, presión de un gas, etc.

- Propiedades intensivas.- No dependen de la cantidad del cuerpo material:

Densidad, temperatura de ebullición, molécula-gramo, átomo gramo, electronegatividad, etc.

17. Cambios Químicos.- Son cambios irreversibles, hay alteración profunda de la composición de materia como en la combustión, putrefacción, fermentación.

ESTADOS DE AGREGACIÓN MOLECULAR Estado Gaseoso.- La energía cinética adquiere valor máximo. Predominan las fuerzas de repulsión y la presencia de tres grados de libertad o movimientos: traslación, vibración y rotación, con predominio del movimiento de traslación.

Estado Líquido.- Estado de la materia entre las fuerzas de repulsión y atracción, la presencia de los movimientos de traslación, vibración.

Estado Sólido.- Estado de la materia en que hay equilibrio entre las fuerzas de atracción y movimientos de vibración.

CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA

Estado Plasmático.- Es un estado de alta energía donde la materia esta totalmente ionizada en forma de cationes y electrones libres (las estrellas), el plasma de hidrogeno y núcleos de helio mas electrones (sol), a temperaturas muy altas mayores

que 10,000 °C, por lo tanto es el más abundante en el universo

ÁTOMO – PROCESO HISTÓRICOI. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.Átomo es una esfera sólida.- Los elementos están formados por corpúsculos idénticos llamados átomos.- Los elementos se dividen hasta el átomo.- Los pesos de los átomos son diferentes.- La unión de átomos forman compuestos con propiedades diferentes a los átomos que los formaron. II. RAYOS CATÓDICOS. Descubiertos por PLUCKER.Haz luminoso que se dirige de cátodo (electrodo negativo) al ánodo (electrodo positivo). Se produce cuando la presión es menor a 0,1 atmosferas. Constituidas por corpúsculos de carga negativa a los que Thomson denomino electrones. A presión inferior a 0,1 atmósferas se produce interrupción de haz lumino denominado espacio oscuro de Faraday.

III. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Átomo esta formado por una esfera materia de carga positiva dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones (de manera parecida a un budín de pasas). El átomo en su conjunto es neutro.

IV. RAYOS ANÓDICOS o RAYOS CANALES.Descubiertos por GOLDSTEIN.Haz fino luminoso que se dirige del ánodo (electrodo positivo) al cátodo (electrodo negativo) formados por moléculas o átomos que han perdido electrones en el choque con los rayos catódicos. Masa aproximadamente igual al de los átomos del cual proceden.

V. RADIACTIVIDAD NATURAL.En 1880 Henrry Becquerel, descubre la radiactividad natural en el sulfato de uranilo y potasio (pechblenda)

Concepto. Fenómeno en virtud del cual los núcleos de ciertos elementos denominados radiactivos tienen la propiedad de desintegrarse emitiendo radiaciones alfa, () beta () y gama (); transformándose en otros elementos.

Radiaciones alfa () Constituidas por núcleos de helio. Son radiaciones de corto alcance y poco poder de penetración.

Radiaciones beta () Constituidas por electrones que son expulsados al descomponerse el núcleo.

Radiaciones gama () Deben su origen a variaciones de energía eléctrica que tiene lugar en el átomo (son de la misma naturaleza que la luz ordinaria).

RADIACIÓN

ALFA () BETA () GANMA ()

NaturalezaCorpuscularNúcleos de helio 2He4

CorpuscularElectrones

EnergéticaElectromagnétic

aCarga

relativa+2 -1 0

Velocidad 20000 km/s270000

km/s300000 km/s

VI. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.

Ernest Rutherford estudia el recorrido de las partículas alfa a través de gases; así mismo al estudiar la desviación de estas partículas al atravesar láminas metálicas delgadas; Rutherford observo: a) En su mayor parte seguían su camino sin sufrir desviación.b) Una pequeña cantidad sufre desviación; posiblemente las que pasan cerca de los núcleos.c) En ínfima cantidad algunas son rebotadas las que colisionan con los núcleos.

VII. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD.Ernest Rutherford, al estudiar el recorrido de las partículas alfa, plantea su teoría denominada Teoría del núcleo atómico (modelo planetario atómico) que apoya la indivisibilidad del átomo de Dalton. Según esta teoría el átomo estaría formado por un núcleo central muy pequeño cargado positivamente (protones) en el que reside casi la totalidad de la masa atómica, rodeado de electrones necesarios para neutralizar su carga, girando alrededor del núcleo en orbitas estacionarias y a grandes velocidades.

Error en el modelo de RUTHERFORDSegún la física clásica, una partícula electrizada que se mueve con aceleración emite o pierde constantemente energía en forma de ondas electromagnéticas y acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral y finalmente caer al núcleo. Lo cual nunca ocurre

VIII. MODELO ATÓMICO DE BOHR.Toma en cuenta la teoría quántica de Max Planck

1. Estabilidad del electrón.- El electrón gira alrededor del núcleo en trayectoria circular en estado de equilibrio, la suma de fuerzas que actúan sobre el electrón se cancela.

2. Orbitas o niveles permitidos.- El electrón solo debe girar en ciertas regiones permitidas llamadas orbitas o niveles.

3. Niveles estacionarios del energía.- Cada orbita tiene una energía definida entonces el electrón no emite ni absorbe energía.

4. Emisión y absorción de energía.- Por cada salto electrónico se emite o absorbe un solo fotón o cuanto

IX. MODELO ATÓMICO DE LAS ORBITAS ELÍPTICAS O VECTORIAL DE ARNOLD SOMMERFELD. Arnold Sommerfeld en 1916 quien supuso que los electrones por tener el mismo tipo de carga electrónica forman campos magnéticos iguales por lo que se repele, por tanto no solo pueden tener orbitas circulares sino también orbitas elípticas o sea el desdoblamiento de cada nivel de energía en subniveles de energía

En la notación de los Rayos X viene indicado por las letras s, p, d, f, g, h … para valores de iguales a 0, 1, 2, 3, 4.

X. MODELO ATÓMICO ACTUAL

En 1926 el físico austriaco Erwin Schrodinger después de analizar las tesis de Bohr y de Broglie (dualidad de materia) empleando la mecánica ondulatoria Schrodinger propuso un modelo matemático (ecuación) para el átomo, que está dado también deacuerdo con el principio de incertidumbre de Heisemberg , pues no describe con exactitud la posición del electrón; sino permite calcular matemáticamente mediante una ecuación en que región del espacio se encontrara el electrón muy probablemente en un instante determinado, a esta región del espacio atómico se le denomina orbital. Por consiguiente el electrón no circula por una orbita, sino se mueve ondulatoriamente alrededor del núcleo produciendo una nube electrónica negativa

ESTRUCTURA ATÓMICA

1. Envoltura Nuclear o Nube Electrónica

Deacuerdo al principio de incertidumbre, se hace necesario definir una región espacial energética donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón. Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones (un orbital se define como la función de onda de un electrón).

El orbital es la región espacial energética de manifestación más probable del electrón (REEMPE) también se llama nube electrónica o función de onda

NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos describen los estados energéticos del electrón y proporcionan características fundamentales del electrón.

Numero cuántico Determina para el electrón y para el orbital Distribución de Electrones

Principal (n)N° maxe = 2n2

Regla de Rydberg

- El nivel, capa u orbita principal de energía.

- El tamaño del volumen efectivo

K L M N O P Q…1 2 3 4 5 6 7… 2e- 8 e- 18 e- 32 e- 32 e- 18 e- 8 e- …

Secundario o azimutal ( )

N° maxe = 4 +2 S = 0 esférica p = 1 dilobulard = 2 tetralobular f = 3 compleja

- El subnivel, subcapa, suborbita se encuentran dentro de un nivel (momento angular)

- La forma geométrica espacial

s s, p s, p, d s, p, d, f

2 e- 2 e- 6 e- 2 e- 6 e- 10 e- 2 e- 6e- 10 e- 14 e-

Magnético (m)N° orb. = 2 +1

- , 0, +

- El orbital, donde se encuentra dentro de un subnivel.

- La orientación espacial que adopta bajo la influencia de un campo magnético externo.

Regla de Hund o regla de máxima multiplicidad

Espin (S)REEMPE

- El sentido de rotación o giro alrededor de su eje imaginario.

Antihorario +1/2 -1/2 horario Orbital

Configuración electrónica. Es la distribución de los electrones en niveles, subniveles y orbitales en orden creciente a su energía. Para tal efecto se emplean la regla de Hund y la regla de Moeller.

Regla de Moeller (Regla del Serrucho)Según el principio de Aufbau (alemán)

Nivel PeriodoK 1 s

L 2 s p

M 3 s p d

N 4 s p d f

O 5 s p d f

P 6 s p d

Q 7 s p

1s2, 2 s2, 2p6, 3s2, 3p6 , 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6 = 118 e-

Antiserruchos: Es la distribución electrónica que no cumple con la regla de Sarrus y se aplica a los elementos cuyo número atómico termina en nd4 y nd9 (grupos I-B, y IV-B) Ej. Cr=24 y Cu=29 Configuración electrónica: kernel o simplificadaKernel = corazón

Regla By – pass (distribución de elementos de transición interna)Cuyo ultimo subnivel es “f”, logra una mayor estabilidad cuando un electrón realiza una transición del subnivel f al siguiente subnivel d Ej. 92U, 64Gd, 91Pa

Notación Cuántica con cierto contenido electrónico

Energía relativa:

La energía y la estabilidad guardan relación inversa Ej. 1. 3d 3+2=5 Energía: 4s< 3d 4s 4+0=4 Estabilidad: 4s > 3d

2. 5d 5+2=7 Energía: 7s > 6p > 5d > 4f 7s 7+0=7 Estabilidad: 7s<6p<5d<4f 4f 4+3=7 6p 6+1=7Paramagnetismo: Electrones desapareados Diamagnetismo: Electrones apareados Distribución Iso Electrónico: Sucede en los átomos ionizados en relación a los elementos de gases nobles. Ej. 8O-2 : 1s2, 2s2, 2p6 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6

2. NÚCLEO Es la parte central muy pequeña de carga positiva, contiene aproximadamente 200 tipos de sub partículas denominadas nucleones las más importantes son los protones y neutrones

SubnivelNivel

A=Z+n0

Numero de masa

NuclidosN°

atómicoN°

masicoNeutrone

s

Prop. quimica

s

Pro.fisicas

ISÓTOPOS

Hilidos: elementos iguales

Igual Diferente Diferente IgualesDiferente

s

ISOBAROS

Elementos

diferentes

Diferente Igual DiferenteDiferente

sDiferente

s

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 1. CUOTAS BASE: 2 8 18 32 (Número de elementos por periodo)

2. a) Ultimo N.E. no más de 8 electrones.2. b) Ultimo N.E. no más de 2 electrones si el anterior no tiene C.B. NOTA 1.- Si la distribución en niveles termina en 9 divide en dos nivel 8 y 1.Si termina de 10 a 18 apertura un último nivel con 2 y al penúltimo nivel completa la diferencia.Excepto en átomos: 24 – (41 – 42 – [43] – 44 – 45) – 78 – 79 apertura con 1 y completa la diferencia al penúltimo.Rangos 47 al 54 repite 18 (18 – 18) y completa la diferencia al último nivel.3. a) Penúltimo N.E. no más de 18 electrones.3. b) Penúltimo N.E. no más de 9 electrones si el anterior no tiene C.B.NOTA 1.- Si la distribución en niveles termina en 27 divide tres niveles 18, 8 y 1. Y en más de 27 apertura dos últimos niveles con 8, 2 y al antepenúltimo completa la diferencia.Rangos 80 al 86 después se repite 32 y repite 18 y completa la diferencia al último nivel.

Numero atómico

Z=p+=+e-

neutro

CLASI. PERIÓDICA (7 PERIODOS) 1er 2do 3er 4to 5to 6to 7mo

2 n2 (C.B.) Nro de elec. 2 8 18 32GASES NOBLES ÚLTIMOS

ELEMENTOS DE CADA PERIODO He Ne Ar Krd Xe Rn incompletoNÚMEROS ATÓMICOS 2 10 18 36 54 86

SUB NIVELES : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14

1s 2s / 2p, 3s – 3p, 4s / 3d, 4p, 5s – 4d, 5p, 6s / 4f, 5d, 6p, 7s / 5f, 6d, 7p.

BLOQUES DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA GRUPOS A: Los Nros del último nivel determinan el Grupo A

Bloque s: elementos de las familias I – A y II – A Bloque p: elementos de las familias del III – A al VIII – A

Bloque s y Bloque p: representativos

GRUPOS B: Bloque d: Elementos de transición interna

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12III IV V VI VII VIII VIII VIII I II21 3039 4880

Bloque f: elementos de transición interna. Rango 58 al 71 90 al 103 91

K L K L M1 2 1 2 3

Catión

Anión

11s1

1s0

1s2 Anión

2 71s2 2s2 , 2p5 1s2 2s2 , 2p6

Gas noble

21s2

2 81s2 2s2 , 2p6

Catión

2 11s2 2s1 1s2

Catión

2 8 11s2 2s2 , 2p6 3s1 1s2 2s2 , 2p6

Catión

2 21s2 2s2 1s2

Catión

2 8 31s2 2s2 , 2p6 3s2 1s2 2s2 , 2p6

Catión

2 31s2 2s2 , 2p1 1s2

Catión

2 8 31s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p1 1s2 2s2 , 2p6

2 41s2 2s2 , 2p2 1s2 2s2 , 2p6

2 8 41s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p2 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

Anión Anión

Anión

2 51s2 2s2 , 2p3 1s2 2s2 , 2p6

Anión

2 8 51s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p3 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

Anión

2 61s2 2s2 , 2p4 1s2 2s2 , 2p6

Anión

2 8 61s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p4 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

K L M N K L M N1 2 3 4 1 2 3 42 8 71s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p5 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

2 8 15 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d7

Gas noble

2 8 8 11s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

2 8 16 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d8

2 8 8 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s1 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

2 8 18 11s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s1 3d9

2 8 8 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6

2 8 18 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10

2 8 9 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d1

2 8 18 31s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p1

2 8 10 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d2

2 8 18 41s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p2

2 8 11 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d3

2 8 18 51s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p3

1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p6

2 8 13 11s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s1 3d5

2 8 18 61s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p4

1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p6

2 8 13 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d5

2 8 18 71s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p5 1s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p6

2 8 14 21s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d6

Gas noble

2 8 18 81s2 2s2 , 2p6 3s2 , 3p6 , 4s2 3d10 4p6

K L M N O P K L M N O P1 2 3 4 5 6 1 2 3 4 5 6

37

Rb 2 8 18 8 1 62

Sm 2 8 18 24 8 2

38

Sr 2 8 18 8 2 63

Eu 2 8 18 25 8 2

39

Y 2 8 18 9 2 64

Gd 2 8 18 25 9 2

40

Zr 2 8 18 10 2 65

Tb 2 8 18 27 8 2

41

Nb 2 8 18 12 1 66

Dy 2 8 18 28 8 2

42

Mo 2 8 18 13 1 67

Ho 2 8 18 29 8 2

43

Tc 2 8 18 13 2 68

Er 2 8 18 30 8 2

44

Ru 2 8 18 15 1 69 Tm 2 8 18 31 8 2

45

Rh 2 8 18 16 1 70

Yb 2 8 18 32 8 2

46

Pd 2 8 18 18 0 71

Lu 2 8 18 32 9 2

47

Ag 2 8 18 18 1 72

Hf 2 8 18 32 10 2

48

Cd 2 8 18 18 2 73

Ta 2 8 18 32 11 2

4 In 2 8 18 18 3 74 W 2 8 18 32 12 2

950 Sn 2 8 18 18 4 75 Re 2 8 18 32 13 251 Sb 2 8 18 18 5 76 Os 2 8 18 32 14 252 Te 2 8 18 18 6 77 Ir 2 8 18 32 15 253 I 2 8 18 18 7 78 Pt 2 8 18 32 17 154 Xe 2 8 18 18 8 79 Au 2 8 18 32 18 155 Cs 2 8 18 18 8 1 80 Hg 2 8 18 32 18 256 Ba 2 8 18 18 8 2 81 Tl 2 8 18 32 18 357 La 2 8 18 18 9 2 82 Pb 2 8 18 32 18 458 Ce 2 8 18 20 8 2 83 Bi 2 8 18 32 18 559 Pr 2 8 18 21 8 2 84 Po 2 8 18 32 18 660 Nd 2 8 18 22 8 2 85 At 2 8 18 32 18 761 Pm 2 8 18 23 8 2 86 Rn 2 8 18 32 18 8

CLASIFICACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

1. Triadas de Johan Dobereiner (1817)Agrupa los elementos en serie de 3 llamadas triadas , estos poseen propiedades químicas semejantes además el elemento central tiene un peso atómico aproximadamente igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos:

Ej. Li Na Ka PA(Na=7+39/2=23)7 23 39

2. Octavas de John Newlands (1864)Ordeno los elementos quimicos en los grupos de 7 cada uno en función creciente a sus pesos atómicos de tal modo el octavo elemento tenia propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior:

Primera Serie: Li Be B C N O F 1 2 3 4 5 6 7

Segunda Serie: Na Mg Al Si P S Cl

8 9 10 11 12 13 14

3. Tabla Periódica de Dimitri Mendelev (ruso) y Lothar Meyer (aleman) (1869) - Meyer trabajo basandose en propiedades físicas (volumen atómico) - Mendelev considera las propiedades químicas, en función periódica de su peso atómico. Los 63 elementos fueron ordenados en series (filas) y grupos (columnas, 8 grupos)

Ventajas - Permite una visión general (periodos y grupos)- Dejar casilleros vacíos (Escandio=Ekaboro)

Desventajas - Los metales y no metales no se encuentran bien diferenciadas - Se asigna unica valencia para cada elemento - Ciertos elementos no cumplen con la ley

4. La Tabla Periódica Moderna (Henry Moseley)

En 1913 el ingles Moseley descubre la ley natural que establece lo siguiente:

Las propiedades de los elementos químicos es una función periódica de su número atómico. la tabla periódica moderna o en forma larga fue propuesta y diseñada por el químico aleman J. Werner

Periodo Nombre del periodo N° de elementos 1 anteperiodo 2 ………………… He = 2

2 periodo corto 8 ………………… Ne = 10 3 periodo corto 8 ………………… Ar = 18 4 periodo largo 18 …………………Kr = 36 5 periodo largo 18 …………………Xe = 54 6 periodo mayor 32 …………………Rn = 86 7 periodo incompleto 21

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA – ENLACE Y NOMENCLATURA LEY DE MOSLEY

ENLACE QUÍMICO Es la fuerza que mantiene a los átomos para formar moléculas o compuestos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía y mayor estabilidad.

Notación o Formula de Lewis Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIA

Notación

Regla del Octeto.- Lewis y Kossel; los átomos al formar enlaces químicos y para su mayor estabilidad adquieren la estructura electrónica de un gas noble adquieren 8 electrones en el nivel externo o nivel de valencia y los átomos adquieren 2 electrones al igual que el elemento Helio.

Clasificación: 1. Enlace Iónico o Electrovalente 2. Enlace Covalente- Fuerza electrostática - Fuerza electromagnética - Atracción entre cation (+) y anion(-) - Fuerza eléctrica- Perdida de e- y ganancia de e- - Los e- son compartidos - Transferencia de e- de valencia - Son aislantes eléctricos - Conducción de electricidad - Son opacos

- Son sales y cristales con brillo Clasificación del Enlace Covalente a) Covalente Normal: Cada átomo aporta un electrón para formar el

enlace

b) Covalente Múltiple: Dos o mas enlazantes

c) Covalente Apolar: La diferencia de electronegatividad es cero (moléculas biátomicas) H2, Cl2, N2

d) Covalente Polar: La diferencia de electronegatividades es grande entre átomos enlazantes

d. Covalente Dativo o Coordinado: Cuando el par de e- compartidos es aportado solamente por un átomo

H(1) y Br(35) HBR

H = 1

Br = 2 8 18 7

Estructuras de Lewis

H(1) y S(16) H2 S

H = 1

Br = 2 8 6

H = 1

xH Br

x xH S H

x xxxx x

O O

Ejemplos de enlace covalente

ENLACES IÓNICO – COVALENTE EN OXISALES: NEUTRAS

ÓXIDOS METÁLICOS HIDRUROS METÁLICOS Y SALES BINARIAS METAL – NO METAL (Enlace Iónico)

ENLACES COVALENTES INCOMPLETOS: ÁCIDOS DE LEWIS

x xx x x xx x x xx xS C S

x xx x

xH P Cl

Cl

K(19) y O(8) K2O

K = 2 8 8 1

O =2 6

K = 2 8 8 1

Ca(20) y O(8) CaO

Ca = 2 8 8 2

O = 2 6

K(19) y H(1) KH

K = 2 8 8 1

O = 1

Ca(19) y H(1) Ca H2

Ca = 2 8 8 2

H = 1

H = 1

2K+ 2- estructuras electrónicas Ca2+ 2-

H+ estructuras electrónicas Ca2+ 2 Mg(12) y S(16) MgS

Mg = 2 8 2

S = 2 8 6

Ca(20) y F(9) CaF2

Ca = 2 8 8 2

F = 2 7

F = 2 7

Mg2+ 2- estructuras electrónicas Ca2+ 2

OCTETO EXPANDIDO

|

NOMENCLATURA INORGÁNICAElementos según su origen: Son 109 elementos químicos reconocidos por IUPAC.

Elementos Naturales: Son 90 elementos desde el Hidrogeno (H=1) hasta el Uranio (Z=92) con excepción de Tecnecion y Prometio.

Elementos Artificiales: Son resultados de la transmutación del núcleo, son 19 elementos reconocidos por IUPAC llamados transuránicos.

Desde el elemento del lugar 110 son radio isótopos cuyos símbolos constan de 3 letras y están en proceso de estudio.

Propiedades Atómicas.1. Radio Atómico. Es la mitad de la distancia intermolecular.2. Energía de Ionización. Es la mínima energía requerida para

quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y transformarse en cationes.

3. Afinidad Electronica. Es la energía emitida o absorbida cuando gana un electrón en estado gaseoso, capacidad del átomo para aceptar uno o más electrones.

4. Electronegatividad. Es la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones, o la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace.En la tabla periódica aumenta la electronegatividad en los periodos de derecha a izquierda, y en los grupos de abajo hacia arriba, siendo el elemento más electronegativo Fluor.

5. Numero de Oxidación. Es la carga electrica positiva o negativa asignada a cada elemento.

6. Valencia. Es la medida de su capacidad para formar enlaces quimicos, los elementos pueden ser monovalentes, divalentes, trivalentes, tetravalentes y polivalentes.

SÍMBOLOS Y FÓRMULAS. Es la representación gráfica y abreviada de un átomo (elemento) o de un compuesto (molécula). Fue propuesta la simbología moderna por Berzelius quien propuso utilizar la primera letra del nombre del elemento con mayúscula, si dos elementos empiezan con la misma letra para que se diferencien la segunda letra será con minúscula del nombre de dichos elementos. Ej. Nombre Origen Simbolo- Potasio Kalium K- Plata Argentum Ag- Hierro Ferrum Fe

- Oro Aureum Au- Sodio Natrium Na- Mercurio Hidrargenium Hg- Antimonio Stibium Sb

NOTACIÓN QUÍMICA O NOMENCLATURA. 1. Trivial. No hace referencia a los componentes ni el tipo de compuesto Ej.NaCl = Sal comun CaO= Cal NaOH=Soda cáusticaNaClO= Lejia H2SO4= Yeso

2. Stock o Estequiometrica. Hace mención la relación es estquiometrica de los elementos intervinientes. Es utilizado en compuestos binarios. Ej.CO2=Dioxido de Carbono PCl5=Pentacloruro de fosforo

3. Funcional. Esta nomenclatura mantiene el origen del cual derivan los compuestos. Ejemplos Óxidos, Anhídridos, Ácidos… CO=Anhidrido carbonoso Na2O=Oxido de sodio

4. Sistemática o Científica. Dada por IUPAC, toma en cuenta los costituyentes y los números de oxidación Ej. Cl2O5= Ox. de cloro (V)

N = -2 N = -1 N = ½-

OXIDOS O2- PER-OXIDOS O2- SUPER-OXIDOS

M. ALCALINOS (I-A) M2O M2O2 MO2 H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.M. ALCALINO TERREOS (II-A) M O M O2 M O2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra … n+

O2- MX OY + YH2 O M (OH)n ÓXIDOS METÁLICOS HIDRÓXIDOS (BÁSICOS – IÓNICOS) (BASES)

H+ M Hn HIDRUROS METÁLICOS – IÓNICOS SAL BINARIA (M - noM_uro) (S.B)IÓNICOS X 1 – F, Cl, Br, I

Ch 2 – O, S, Se, Te N 3 – N, P, As, SbC 2 – C

O2- noMX OY + H2 O Ha noMb OC ÓXIDOS NO METÁLICOS OXACIDOS (ÁCIDOS – COVALENTES)

+ S.B _ H+ M Hn HIDRUROS METÁLICOS – IÓNICOS noM – noM_uro

COVALENTES HIDRACIDOS x 1 __ HF, HCl, KBr, Hl N) ACIDO ELEM_HIDRICOCh2 __ H2O, H2S, H2Se, H2Te N) ELEMN_URO DE HIDROGENON3 __ NH3 , PH3 , AsH3 , SbH3 AMONIACO FOSFINA ARSINA ESTIBINA AZANO FOSFANO ARSANO ESTIBANO

B3 - Ge4 + Si4 - C4 – CH4 SlH4 GeH4 B 2 H 6 METANO SILANO GERMANO DIBORANO

123

NEUTRA (H = OH)

ÁCIDAS (H > OH)OXISALES

BASICAS) (OH > H)

DOBLES (OH+OH=H)

1 2 3 4 5 6 7META

p (o) o p (o)POLIHIDRATADOS

POLIÁCIDOS: 24 7E O

OXACIDOSRADICALES

HI PO_OSOHI PO_ITO

OSOITO

ICOATO

PER_ICOPER_ATO

I-A Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = 1+

II-A Be, Mg, Sr, Ca, Ba, Ra,= 2+

III-A B*, Al*, Ga, In, Ti (1+) = 2+

IV-A C (2+ , 4, - 4+) Si, Ge (4+)

Pb, Sn = 2+, 4+

I-B Cu = 1+, 2+

Ag = 1+

Au = 1+, 3+

II-B Zn*, Cd = 2+

Hg = 1+, 2+

III-B Y, La, Ac = 3+

IV-B Tl = 2+, 3+, 4+

V-B V = 2+, 3+, 4+, 5+

VI-B Cr = 2*+, 3*+, 6*+

OXÁCIDOSVII-A F – Cl- Br – I – At

Cl – Br – I VI-A O – S – Se – Te – Po

S – Se – TeV-A N – P – As – Sb – Bi

N – P – AS – Sb IV-A C – Si

C -Si= C

1+ 3+

4+

3+

2+

5+

6+

5+

4+

7+ PAR(META)1ORTO 2 H 2 O

PIRO (POLIACIDO)

IMPARMETA 1PIRO 2

(ORTO)3H 2 O

Mn

B – Al

Zn

Sn

4+

2+

6+

3+

2+

4+

7+H H 2

1 H2O

H 4 2 H 2 O

X 1 – F, Cl, Br, ICh 2 – O, S, Se, Te N 3 – N, P, As, SbC 2 – C

Cr

W – Mo

3+ 6+

6+

VII-B Mn= 2+,3+,4*+,6*+,7*+

VIII-B Fe, Co, Ni = 2+, 3+

Pd, Pt = 2+, 4+

H 3 3 H 2 O

FAM. VII (1-3-5-7)Cl – Br – I

H2 O HIPO --- ITO

ITO

ATO

PER --- ATO

FAM. V (3-5)N - Bi

H2O

--- ITO

--- ATO

FAM. V (3-5)P - As - Sb

H2O

META – ITO

META – ATO

METABORATOPOLIHIDRATADO

FAM. VI (4-6)S – Se – Te

H2O

ITO

ATO

CROMATOPOLIDRATADO

FAM. IV (4)C – Si

H2O

ATO

POLIHIDRATADO

MANGAITO

MANGANATO

PERMANGANATO

2H2O PIRO-ITO

PIRO-ATOPOLIHIDRATADO

3 H2 O (ORTO)-ITO

(ORTO)-ATO

(ORTO) BORATO

2 H2O ORTO-ITO

ORTO-ATOPOLIACIDOS

2 noMX OY PIRO-ITO

DICROMATO PIROCRONATO

TETRABORATO

2 H2O ORTO-ATO

POLIACIDOS

2 noMXOY PIRO-ATO

(PIRO BORATO)

ELEMENTOS SÍMBOLOS Y NÚMEROS DE OXIDACIÓNELEMENTOS REPRESENTATIVOS

ELEMENTO SIMB N° DE OXIDACIÓN

GRUPO I-A (METALES ALCALINOS)HIDROGENOLITIOSODIOPOTASIORUBIDIOCESIOFRANCIO

H LiNaK

RbCsFr

+1+1+1+1+1+1+1

GRUPO II-A (METALES ALCALINOS TERREOS )BERILIOMAGNESIOCALCIOESTRONCIOBARIORADIO

BeMgCaSrBaRa

+2+2+2+2+2+2

GRUPO III-A (METALES TERREOS)BOROALUMINIOGALIOINDIOTALIO

B Al Ga In Tl

+3+3+3+3

+1, +3

GRUPO IV-A (FAMILIA DEL CARBONO)

CARBONOSILICIOGERMANIOESTAÑOPLOMO

CSi GeSnPb

+2, 4 +4 +4+2, +4 +2, +4

GRUPO V-A (FAMILIA DEL NITRÓGENO)NITRÓGENOFÓSFOROARSÉNICOANTIMONIOBISMUTO

NPAsSbBi

+1, +2, 3, +4, +5 3, +5 3, +5 +3, +5 +3, +4

GRUPO VI-A (FAMILIA DE LOS CALCOGENOS)OXIGENOAZUFRESELENIOTELUROPOLONIO

OS

SeTePo

-2 2, +4, +6 -2, +4, +6 -2, +4, +6 +2, +4

GRUPO VII-A (FAMILIA DE LOS HALÓGENOS)HIDROGENOFLUORCLOROBROMOYODOASTATO

HFClBrI

At

-1-1 1, +3, +5, +7 1, +3, +5, +7 1, +3, +5, +7-1

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

ELEMENTO SIMB N° DE

OXIDACIÓN

GRUP0 I-B (FAMILIA DEL COBRE)COBREPLATAORO

CuAgAu

+1, +2+1+1, +3

GRUPO II-B (FAMILIA DEL CINC)CINCCADMIOMERCURIO

Zn Cd Hg

+2+2

+1, +2

GRUPO III-B (FAMILIA DEL ESCANDIO)ESCANDIOYTRIOLANTANOACTINIO

Sc YLaAc

+3+3+3+3

GRUPO V-B (FAMILIA DEL TITANIO)TITANIOZIRCONIOHAFNIO

Ti Zr Hf

+3, +4+4+4

GRUPO VI-B (FAMILIA DEL VANADIO)VANADIONIOBIOTANTALO

V Nb Ta

+2, +3, +4, +5 +3, +5 +5

GRUPO VII-B (FAMILIA DEL CROMO)CROMOMOLBDENOWOLFRAMIO

Cr Mo W

+2, +3, +6 +2, +3, +4, +5, +6

+2, +3, +4, +5, +6

GRUPO VIII-B (FAMILIA DEL MANGANESO)MANGANESOTECNECIORENIO

Mn Tc Re

+2, +3, +4, +6, +7 +7+2, +3, +6, +7

GRUPO VII-B (FAMILIA DEL HIERRO)HIERRORUTENIOOSMIO

Fe Ru Os

+2, +3 +2, +3, +4, +8+2, +3, +4, +6, +8

GRUPO VII-B (FAMILIA DEL COBALTO)COBALTORODIOIRIDIO

Co RhIr

+2,+3+2,+3,+4+2,+3,+4,+6

GRUPO VII-B (FAMILIA DEL NIQUEL)NIQUELPALADIOPLATINO

Ni Pd Pt

+2, +3+2, +4+2, +4