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La tabla periódica
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La tabla periódica

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UNA PRESENTACIÓN PARA EL APRENDIZAJE DE CONTENIDOS RELACIONADOS CON LA TABLA PERIÓDICA

UNA PRESENTACIÓN PARA EL APRENDIZAJE DE CONTENIDOS RELACIONADOS CON LA TABLA PERIÓDICA


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  • 1. 1 20 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57-71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 -103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 118
  • 2.  
  • 3. La tabla periódica tal cual como la conocemos hoy en día, es una consecuencia directa del desarrollo de la teoría atómica moderna. En su desarrollo esta involucrado intrínsecamente la evolución del conocimiento sobre la naturaleza de la materia, y por lo tanto en su historia se plasman los esfuerzos realizados a lo largo del tiempo para dar explicación a la composición atómica de los cuerpos. 330 A.C. Aristóteles Teoría de los cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire. 1780 Antonie Lavoisier Escribió la primera lista que contenía 33 elementos. Diferenció entre metales y no metales 1828 Jöns Jacob Berzelius Desarrolló una tabla basada en pesos atómicos. Introdujo letras para simbolizar los elementos. 1829 Johan D öbereiner Organizó grupos de 3 elementos con propiedades similares, los denomino «triadas». Litio, sodio y potasio forman una triada. Calcio, estroncio y bario, otra triada. Cloro, bromo y yodo constituyen otra triada. Precursor de la idea de los grupos. 1864 John Newlands Los elementos conocidos (mas de 60) los organizó en orden creciente de peso atómico, y observo que ciertas propiedades se repetían cada ocho elementos y lo llamo «Ley de las octavas». Precursor de los periodos. ………………………………………………………………… .
  • 4. 1869 Lothar Meyer Organizó una tabla periódica de 56 elementos, basado en propiedades periódicas como el volumen atómico. Dimitri Mendeleev Publicó una tabla periódica basada en los pesos atómicos de 63 elementos y se evidencia una periodicidad con relación a ciertas propiedades. Ley periódica: las propiedades de los elementos varían periódicamente con sus pesos atómicos. 1869 1894 William Ramsay Descubrimiento de los gases nobles. 1913 Henry Moseley Determina el numero atómico de cada uno de los elementos. Modifico la ley periódica: las propiedades de los elementos varían periódicamente con sus números atómicos. . 1940 Glen Seaborg Sintetizó elementos transuránicos ( elementos después del Uranio en la tabla periódica) .
  • 5. Según la característica que se considere los elementos de la tabla periódica pueden clasificarse de diferentes maneras.
  • 6. 1 20 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57-71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 -103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 La mayoría de los elementos químicos son sólidos en su estado fundamental; Únicamente el Mercurio y el Bromo son líquidos y aparte de los gases nobles, son gaseosos el Nitrógeno, el Oxígeno (Presentes en el aire que respiramos), el Flúor y el Cloro. Sólido Líquido Desconocido Gaseoso 118
  • 7. Existen nombres comunes dados a los grupos de la tabla periódica que de alguna manera identifican el comportamiento químico de los elementos que son contenidos. Estos grupos generan otra clasificación de la tabla periódica 1 20 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57-71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 -103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Metales Alcalinos Metales Alcalinotérreos Metales de transición Metales del bloque p Metaloides Otros no metales Halógenos Gases nobles Lantánidos Actínidos 118
  • 8. Dependiendo de la capa electrónica de llenado incompleto del elemento también es posible generar una división de la tabla periódica en grupos. 1 20 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57-71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 -103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Subnivel s Subnivel p Subnivel d Subnivel f 118
  • 9. Como consecuencia directa del desarrollo de la teoría atómica moderna surge la idea de niveles energéticos, que describen de alguna manera el estado electrónico de los átomos. Generalmente el ordenamiento de estos niveles energéticos se describe mediante una regla sencilla que se resume en la figura siguiente: Para comprender la configuración electrónica de un átomo es necesario revisar los siguientes conceptos: Esta regla general describe el orden de llenado electrónico de los subniveles de energía, y permite establecer la configuración electrónica de un elemento en particular: 1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s …….. Etc.
  • 10. Estos números surgen como resultado directo de la aplicación de la mecánica cuántica a los sistemas atómicos, propuesta por el físico Austriaco Erwin Schrodinger varias décadas atrás. Estos números describen el estado energético de los orbitales atómicos en los cuales los electrones se ubican, y por lo tanto tienen relación directa con el concepto de configuración electrónica. De la aplicación del modelamiento cuántico de los átomos poli electrónicos surgen 4 números cuánticos los cuales describiremos a continuación
  • 11. El número cuántico principal, n , puede ser un número entero positivo, con valores de 1, 2, 3 etc. Con el aumento de n los orbitales se hacen mas grandes, y los electrones se encuentran mas alejados del núcleo. Un aumento de n también implica un aumento en la energía del electrón y por lo tanto los electrones en los niveles mas altos de energía están menos atraídos por el núcleo positivo de átomo. En la tabla periódica el número cuántico principal, n , se puede ubicar si miramos el número del periodo. Así n=1 se tiene para el periodo 1, n=2 para el periodo 2, y así cada periodo le corresponde su número cuántico principal.
  • 12. El segundo número cuántico es conocido como el número cuántico de momento angular, l . Este numero presenta valores enteros positivos de cero hasta (n-1) por lo tanto es dependiente del valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital, y por lo tanto generalmente sus valores son también designados por letras que nos recuerdan la forma de estos orbitales. En átomos poli electrónicos para un mismo valor de n, la energía de los orbitales aumenta con el aumento de l . En la tabla periódica podemos diferenciar zonas de llenado electrónico según sea el valor de l . Valor de l 0 1 2 3 Letra usada s p d f
  • 13. El número cuántico magnético, m l , Puede tener valores enteros entre –l y l incluyendo el cero. Este número cuántico describe la orientación espacial del orbital. Por ejemplo para l = 1 tenemos el subnivel p, y los posibles valores de m l son : -1, 0, 1 Por lo tanto existen tres orientaciones diferentes para los orbitales p; conocidos como p x , p y y p z . Este número cuántico se denota por el símbolo ms, y posee únicamente dos valores posibles +1/2 y -1/2. Este numero indica justamente las dos posibles direcciones de giro que puede tener un electrón, las cuales a sus vez generan campos magnéticos locales diferenciables por la aplicación de un campo magnético externo intenso.
  • 14. En la mecánica clásica de los cuerpos macroscópicos es común poder describir completamente el movimiento de un cuerpo con gran precisión, así es posible conocer la posición del objeto, y su velocidad en cualquier instante de tiempo. Sin embargo para partículas a nivel sub atómico las cosas varían bastante y esta característica tan natural en el mundo macro se pierde completamente. El Físico Alemán Werner Heisenberg propuso que la naturaleza dual de la materia coloca un limitante sobre la precisión que podemos alcanzar en la determinación de la posición y el momento de cualquier objeto. Esta limitante se vuelve realmente grande al momento de considerar objeto de muy baja masa como los electrones. Este principio se conoce como el principio de incertidumbre y para el caso de los electrones establece que es imposible conocer al mismo tiempo la posición y la cantidad de movimiento de estas partículas. Matemáticamente el principio se define como: Gracias a estas ideas surgieron los modelos atómicos basados en la mecánica cuántica, los cuales abandonaron completamente la idea de poder describir el movimiento de los electrones, y se centraron en su descripción ondulatoria.
  • 15. El principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo poli electrónico no es posible tener dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Si bien los orbitales electrónicos están definidos por tres de los cuatro números cuánticos, n, l, y ml; la restricción del principio de exclusión limita a únicamente dos electrones por cada orbital, ya que ms solo posee dos valores. Por lo tanto se establece que dos electrones ubicados en el mismo orbital deben poseer espines opuestos. Es por esto que al escribir las configuraciones electrónicas cada orbital puede albergar como máximo 2 electrones.
  • 16. Al ordenar los elementos químicos según el aumento del número atómico es posible encontrar regularidades en el comportamiento químico de dichos elementos. Justamente el hablar de periodicidad en la tabla moderna, se refiere a esta regularidad, que fue propuesta por Mendeleev y Meyer varios siglos atrás, proporciona su poder predictivo, el cual le permitió a Mendeleev predecir las propiedades físicas y químicas de elementos que ni siquiera se habían descubierto. Las propiedades periódicas son entonces las propiedades de los elementos químicos que varían periódicamente cuando estos se ordenan en orden creciente de su numero atómico. . Las propiedades de los elementos muestran tendencias, las cuales se pueden predecir usando la tabla periódica, que tiene justificación a través de la configuración electrónica. Las propiedades periódicas son:
  • 17.
    • MENOR RADIO ATOMICO
    • MAYOR RADIO ATOMICO
    El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos de elementos unidos por un enlace. En general el radio atómico disminuye a en un periodo de izquierda a derecha. A medida que desciende en un grupo el radio atómico aumenta. Los átomos con mayor radio atómico son los que están ubicados en la parte inferior del grupo 1.
  • 18.
    • MAYOR ELECTRONEGATIVIDAD
    • MENOR ELECTRONEGATIVIDAD
    La electronegatividad es la medida de atracción de un átomo por los electrones en un enlace químico. En cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su atracción por los electrones en el enlace. De izquierda a derecha en la tabla periódica, aumenta la electronegatividad. Y de arriba hacia abajo, la electronegatividad disminuye. En un grupo la electronegatividad disminuye a medida que aumenta el numero atómico. Como resultado de una mayor distancia entre los electrones de valencia y el núcleo.
  • 19.
    • MAYOR ENERGIA DE IONIZACION
    • MENOR ENERGIA DE IONIZACION
    La energía de ionización (o potencial de ionización ) es la energía necesaria para extraer un electrón del orbital mas externo de un átomo X. La siguiente ecuación muestra este proceso: X(g) + energía X + (g) + e - Las energías de ionización aumentan de izquierda a derecha en un periodo (disminución de radio atómico) y disminuye bajando en un grupo (cada vez mayor radio atómico). Los elementos con baja energía de ionización, se debe a que con la perdida de un electrón forman su octeto. Y es mas difícil extraer un electrón de un átomo con radio menor porque los electrones están generalmente mas cerca del núcleo.
  • 20. La afinidad electrónica es la energía necesaria para agregar un electrón al orbital desocupado de mas baja energía de un átomo libre. En la siguiente ecuación se muestra este proceso: X(g) + e - X - (g) La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye en un grupo de arriba hacia abajo. MAYOR AFINIDAD ELECTRONICA MENOR AFINIDAD ELECTRONICA
  • 21.
    • Teniendo en cuenta las propiedades periódicas de los elementos, vamos a realizar una actividad para reforzar los conocimientos adquiridos hasta ahora!
    • Selecciona la respuesta correcta según sea el caso.
    PREGUNTAS SOBRE LAS PROPIEDADES PERIODICAS
  • 22. 18 1 H 2 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
    • 1. El orden ascendente de los siguientes elementos de acuerdo a su radio atómico es:
    • Ge, Rb, Mo
    • Ge, Mo, Rb
    • Mo, Rb, Ge
    • Rb, Mo, Ge
  • 23.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 24.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Radio atómico
  • 25. 1 18 1 H 2 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
    • 2. El elemento que presenta mayor energía de ionización es:
    • He
    • Fr
    • F
    • Cs
  • 26.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 27.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Energía de ionización
  • 28. 1 18 1 H 2 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
    • 3. El orden ascendente de los siguientes elementos de acuerdo a su electronegatividad es:
    • Fr, Ni, S
    • Fr, S, Ni
    • Ni, S, Fr
    • Ni, Fr, S
  • 29.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 30.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Electronegatividad
  • 31. 1 18 1 H 2 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
    • 4. El orden descendente de algunos elementos del grupo 15 de acuerdo a su afinidad electrónica es:
    • Bi, P, N, Sb
    • P, Sb, N, Bi
    • N, P, Sb, Bi
    • Bi, Sb, P, N
  • 32.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 33.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Afinidad electrónica
  • 34. 1 18 1 H 2 13 14 15 16 17 He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
    • 5. El elemento con mayor electronegatividad es:
    • Fr
    • Cl
    • He
    • F
  • 35.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 36.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Electronegatividad
  • 37. Los elementos químicos están organizados en la tabla periódica en columnas (grupos) y filas (periodos) en función del aumento del numero atómico, siguiendo lo enunciado en la Ley periódica. Columnas o Grupos: los elementos de un grupo presentan varias propiedades químicas similares, debido a que tienen la misma valencia atómica. Filas o Periodos: son siete filas horizontales, se representan con números arábigos: 1 (2 elementos), 2 (8 elementos), 3 (8 elementos), 4 (18 elementos), 5 (18 elementos), 6 (32 elementos) y 7 (32 elementos). Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo numero de capas de electrones, masas similares y propiedades diferentes.
  • 38. ELEMENTOS DE TRANSICION ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Para acceder a una descripción general de cada grupo puede seleccionar las diferentes regiones de llenado electrónico. En la figura se muestran también cuales son los elementos representativos de la tabla ELEMENTOS REPRESENTATIVOS ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA
  • 39. El bloque s de la tabla periódica de los elementos esta formado por los dos primeros grupos: los metales alcalinos y alcalinotérreos, además de Hidrogeno y Helio. Estos elementos se distinguen por la propiedad de que en estado fundamental atómico, los electrones de alta energía se encuentran en un orbital s. La configuración electrónica externa de los alcalinos es ns 1 y la de los alcalinotérreos es ns² (n es el periodo) Grupos que lo componen Grupo 1: metales alcalinos Grupo 2: metales alcalinotérreos En la figura de la izquierda se encuentran vínculos que te llevaran a la descripción de cada grupo, solo tienes que pinchar el número del grupo. También los elementos subrayados son ejemplos que podrás visualizar si haces click en ellos.
  • 40. Los elementos del grupo 1 se llaman metales alcalinos, el nombre proviene de una palabra árabe que significa “cenizas” y tienen las siguientes propiedades características: Tienen las energías de ionización mas bajas de todos los elementos, lo que los hace muy reactivos hacia los no metales, pierden fácilmente un electrón s exterior para formar iones 1+, formando compuestos iónicos o sales; con agua, desprenden hidrógeno y dan soluciones acuosas de los hidróxidos correspondientes. Son sólidos metálicos blandos, lustrosos, de puntos de fusión y densidades bajas (los dos primeros, Litio y sodio, son menos densos que el agua) y estas propiedades varían de forma predecible al aumentar el número atómico. Otra tendencia esperada es, al bajar por el grupo el radio atómico es creciente y la energía de ionización decreciente. Click
  • 41. Los elementos del grupo 2 se llaman metales alcalinotérreos y presentan las siguientes características: Son menos reactivos que los alcalinos debido a que su energía de ionización es baja, aunque reaccionan lentamente con agua fría para producir hidrógeno, salvo el berilio y el magnesio. Pierden fácilmente sus dos electrones exteriores s y p, para formar iones +2. Los metales del grupo 2 también reaccionan fácilmente con ácido clorhídrico y otros ácidos liberando hidrógeno. Tanto los alcalinos como los alcalinotérreos reacciona con hidrógeno para formar sustancias iónicas que contienen el ión hidruro H - Son más duros, más densos y con puntos de fusión más elevados que los elementos alcalinos. Click
  • 42. Grupos que lo componen Grupo 13: los térreos Grupo 14: los carbonoideos Grupo 15: los nitrogenoideos Grupo 16: los calcógenos o anfígenos Grupo 17: los halógenos Grupo 18: los gases nobles El bloque p de la tabla periódica de los elementos consta de las seis ultimas columnas (excepto el Helio) desde el grupo 13 hasta el 18. Los elementos tienen electrones de valencia en un orbital p. El bloque p contiene todos los elementos no metales (excepto el H y He), metaloides y algunos metales. En estos elementos el nivel energético mas externo corresponde a orbitales p. La configuración electrónica externa de estos elementos es ns²np 1 a ns²np 6 En la figura de la derecha se encuentran vínculos que te llevaran a la descripción de cada grupo, solo tienes que pinchar el número del grupo. También los elementos subrayados son ejemplos que podrás visualizar si haces click en ellos
  • 43. Los elementos del grupo 13 se denominan térreos. Este grupo incluye el boro que es un metaloide (B), y metales como el aluminio (Al), galio (Ga), indio (In) y talio (Tl). Los metales del Grupo 13 tienen tres electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía (  ns  2  p  1  ). Ellos tienen energía de ionización mayor que el Grupo 1A y 2A elementos, y se ionizan para formar iones 3 +. Los metales del Grupo 13 son plateados en apariencia, y como todos los metales son buenos conductores de electricidad. Ellos son los metales relativamente suave, con puntos de fusión más bajo que muchos de los metales del grupo 2A. De aluminio se funde a 660 º C, mientras que el galio se funde a 29,8 º C. (Un trozo de galio, se deshacen en la mano, debido a que la temperatura corporal normal de 37 º C.) El boro forma enlaces covalentes en su mayoría, mientras que los otros elementos de 3A Grupo de formar enlaces iónicos en su mayoría. Click
  • 44. En este grupo se presenta gran discontinuidad en las propiedades generales entre los elementos del primer y segundo periodo seguida de un cambio relativamente uniforme hacia un mayor carácter metálico. Pocas de las características químicas del Silicio se pueden inferir de las del Carbono. El carbono es estrictamente no metálico, el Silicio y el germanio son metaloides, el Estaño y el Plomo son metálicos hasta el elemento sin nombre producido artificialmente ununquadio (Uuq).  Los elementos del grupo 4A tiene cuatro electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía (  ns  2  np  2  ). Click
  • 45. Las características de los elementos del grupo 15 son muy variadas El Nitrógeno es un gas incoloro e inodoro, mientras que el Fosforo existe en estado solido, de color blanco, rojo y negro, el Arsénico se encuentra en estado solido, de color amarillo y gris, antimonio es un metaloide gris y por ultimo el bismuto es un metal cristalino frágil. Muestra una marcada tendencia de aumentar carácter metálico de los elementos al descender en el grupo. Tienen 5 electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía (  ns  2  np  3  ) Click
  • 46. . Se compone de los elementos Oxigeno, Azufre, Selenio, Telurio y Polonio. Se pueden encontrar en la naturaleza tanto en estado libre, como combinados. El Oxigeno, el Azufre y el Selenio son no metales, el Telurio es metaloide; y el Polonio es metal. Tienen 6 electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía  ( ns  2  np  4  ) Los elementos del grupo 16 son llamados «calcógenos» que significa «antiguo mineral» A medida que se desciende en el grupo, el carácter metálico aumenta;
  • 47. Los elementos del grupo 17 se llaman halógenos de la palabra griega “halos” significa “formador de sal” y describe una de sus propiedades características, o sea la capacidad de generar compuestos iónicos o sales al combinarse con metales. Son no metales típicos, sus puntos de fusión y ebullición aumentan al incrementarse el número atómico. El Flúor y el Cloro son gases, el Yodo es sólido y Bromo es liquido. Tienen 7 electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía ( ns  2  np   5  ). Todos los elementos constan de moléculas diatómicas F 2, Cl 2, Br 2 y I 2. Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy negativas, por lo que no es sorprendente que su química esté dominada por su tendencia a ganar electrones para formar iones halogenuro X - , sobretodo en reacciones con metales.
  • 48. Durante mucho tiempo se supuso que los elementos del grupo 18 eran químicamente inertes, por lo cual se les llamo gases inertes. En años recientes se ha descubierto que algunos de ellos son capaces de formar compuestos, por lo que en la actualidad se les conoce más apropiadamente como gases nobles. Presentan las siguientes características: Tienen sus capas s y p totalmente llenas  ( ns  2  np  6  ), tienen energía de ionización elevadas y disminuye al bajar por la columna, su configuración electrónica estable hace que la reactividad sea excepcionalmente baja. Sólo se conocen compuestos de los gases nobles más pesados, y sólo con no metales muy activos, como el flúor. Son gases incoloros, inodoros y mono atómicos. Se encuentran en pequeñas cantidades en la atmosfera. Click
  • 49. Los elementos del bloque d (tienen electrones en el orbital d), denominados elementos de transición, están en el centro de la tabla ocupando los grupos del 3 al 12. Los orbitales electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n-1. Las configuraciones electrónicas varían desde ( n-1)d 1 ns² en el grupo 3 hasta ( n-1)d 10 ns ² en el grupo 12. Estos elementos se conocen también como de transición externa. Grupo 3 : familia del Escandio Grupo 4: familia del Titanio Grupo 5: familia de Vanadio Grupo 6: familia del Cromo Grupo 7: familia del Manganeso Grupo 8: familia del Hierro Grupo 9: familia del Cobalto Grupo 10: familia del Níquel Grupo 11: familia del Cobre Grupo 12: familia del Zinc Grupos que lo componen
  • 50. Al igual que todos los metales, estos elementos son dúctiles y maleables, además de ser buenos conductores de electricidad y calor. Presentan una transición en las propiedades básicas en los alcalinos (grupo 1 y 2) y los formadores de ácidos (13 a 18). Lo interesante de los metales de transición es que sus electrones de valencia, están presentes en mas de un subnivel.
  • 51. Comprende los elementos de transición interna, esta formados por dos series de 15 elementos cada una, llamadas lantánidos y actínidos. Los electrones de alta energía se encuentran en un orbital f. ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA También llamados Tierras raras contienen dos grupos principales, la serie de los lantánidos y los actínidos. Son conocidos también como: La configuración electrónica, con algunas excepciones, puede escribirse de forma general como (n-2) f 1-14 (n-1) d 1 ns 2 , tomando n un valor de 6 para los lantánidos y 7 para los actínidos.
  • 52. Los lantánidos: los elementos incluidos en este grupo son desde el numero atómico 57 (lantano) hasta el 71 (lutecio) y forman parte del periodo 6 de la tabla periódica, los cuales tienen el orbital 4f parcial o totalmente lleno, a excepción del lantano que no tiene electrones ocupando ningún orbital f. presentan propiedades magnéticas, como el neodimio. Los actínidos : forman parte del periodo 7 de la tabla periódica. Este grupo inicio con el elemento Actinio de numero atómico 89 hasta el Laurencio de numero atómico 103 y son significativamente importante debido a la radiactividad. Algunos se pueden encontrar en la naturaleza, pero otros se han obtenido artificialmente.
  • 53.  
  • 54. El primer periodo Z= 1 hasta Z=2 , esta formado por los elementos H y He, cuyos átomos colocan a sus electrones en el nivel n=1. En el átomo de helio, el nivel 1s esta completo.
  • 55. Los átomos del segundo periodo, Z=3 (Li) hasta Z=10 (Ne), tienen el nivel 1s completo y van llenando progresivamente los subniveles 2s y 2p del nivel n=2 . El periodo empieza con los elementos Li y Be. El átomo del Litio tiene su electrón mas externos en el subnivel 2s; el cual se completa con dos electrones en el átomo de Be. En los átomos de los siguientes elementos (B a Ne) va llenándose sucesivamente el subnivel 2p. Este subnivel puede llegar a contener hasta seis electrones, con lo cual queda lleno al llegar al elemento Ne. El átomo de Ne, que es un gas nobles, tiene el nivel n=2 completo.
  • 56. En los átomos de los elementos del segundo periodo, de Z=11 (Na) hasta Z=18 (Ar), inicia el llenado del nivel n=3. El periodo empieza con Na y Mg, en el átomo del Mg el subnivel 3s esta completo; a partir del Aluminio, los átomos de los seis elementos restantes (desde el Al hasta el Ar) van llenando progresivamente el subnivel 3p. El átomo de los gases nobles Ar tiene los subniveles mas externos 3s y 3p completos.
  • 57. En este periodo se presenta un inversión de los niveles energéticos. Desde el punto de vista de numeración, correspondería al nivel 3d empezar a llenarse; pero, a partir del Ar el subnivel 4s se hace más estable que el 3d. El cuarto periodo empieza con los elementos K y Ca, los electrones más externos de los átomos de los elementos ocupan el subnivel 4s. El átomo de Ca tiene el subnivel 4s lleno. Una vez lleno el subnivel 4s, el subnivel 3d empieza llenarse con los 10 electrones. Sigue la primera serie de transición con los diez elementos desde Sc hasta Zn, completado el subnivel 3d, el siguiente nivel en orden de energía es el 4p, que se llena con seis electrones más; siguen seis elementos desde el Ga hasta Kr, en este último los subniveles mas externos son 4s, 3d y 4p completamente llenos.
  • 58. El quinto periodo inicia con los elementos Rb y Sr, en el átomos Sr, el nivel 5s (más estables) esta completo; luego continua la segunda serie de transición con los diez elementos, Y hasta Cd, cuyos átomos van llenado sucesivamente el nivel de energía 4d . Cuando éste este lleno (4d), inicia el llenado del subnivel 5p, con lo que aparecen seis elementos más, desde el In hasta el Xe. El átomo del gas noble Xe tiene los subniveles más externos 5s 4d y 5p completamente llenos .
  • 59. Formado por los elementos de la sexta fila de la tabla periódica, incluyendo a los lantánidos. Contiene 32 elementos, a partir del Cesio y terminando con el Radón. Plomo es el ultimo elemento estable, todos los elementos posteriores son radiactivos. Muchos metales de transición con costosos, como el oro, otros son de bajo costo y tóxicos. Como regla general de los elementos del periodo seis, llena sus niveles de energía en el siguiente orden: primero 6s y luego 4f, 5d y 6p; sin embargo hay excepciones como con el Cerio.
  • 60. Como regla general los elementos del séptimo periodo llenan sus niveles de energía en el siguiente orden: primero 7s, luego 5f, 6d y por ultimo 7p; a excepción del Protactinio. Todos los elementos del séptimo periodo son radiactivos, este periodo incluye a los Actínidos, que contiene el elemento natural mas pesado, el plutonio. Todos los elementos siguientes en el periodo se han sintetizado artificialmente Constituido por los elementos ubicados en la séptima fila de la tabla periódica, contiene 32 elementos, a partir del Francio y terminando con el Ununoctium, siendo éste ultimo, el elemento mas pesado hasta la actualidad.
  • 61. PREGUNTAS SOBRE LOS GRUPOS Y PERIODOS DE LA TABLA PERIODICA Lee atentamente el enunciado y con un click sobre el número del grupo o periodo seleccionas la respuesta (tu respuesta es correcta si pasas a la siguiente pregunta)
  • 62. 1. Todos los elementos de este grupo tienen 3 electrones en su ultimo nivel se energía 1 18 H 2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 63. 2. Los elementos de este periodo son radiactivos 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 64. 3. Este grupo de elementos se conocen como los alcalinotérreos 1 18 H 2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 65. 4. Periodo constituido por 32 elementos, el último de ellos es el Radón 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 66. 5. Selecciona un grupo de elementos que corresponda a los metales de transición externa 1 18 H 2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 67.
    • !MUY BIEN!
    • TUS RESPUESTAS SON CORRECTA
  • 68. 1 1,OO79 H Numero atómico Masa atómica Símbolo Año y lugar de descubrimiento: 1766 Quien lo descubrió: Henry Cavendish Abundancia: el más abundante en el universo 90% Mineral o fuente: agua, hidrocarburos Densidad: 0.0000899 g/cm 3 Estados de oxidación: -1, +1 Configuración electrónica: 1s 1 Electronegatividad: 2,1 Punto de fusión: -259.14 o C Punto de ebullición: -252.87 o C Isotopos populares: 1 H (prótio), 2 H (deuterio) y 3 H ( tritio) Compuestos populares: casi todos los compuestos orgánicos, todos los ácidos, agua y amoniaco. Nombre: Hidrógeno del griego “hidro” que significa agua Método de obtención: reacción de ácidos con metales, electrólisis del agua, reformado con vapor de gas natural. Propiedades: gas liviano y ligero, incoloro, inodoro, insípido, extremadamente inflamable, reacciona con un gran número de elementos. En condiciones normales de presión y temperatura es un gas diatómico (H 2 ). El hidrógeno es el único elemento que no tiene neutrones. Usos: producción de amoniaco, refinado de combustibles fósiles, combustible para cohetes. Efectos sobre la salud: es muy inflamable y produce una llama casi invisible, que puede producir quemaduras accidentales.
  • 69.
    • El Hidrógeno es el único elemento que puede existir sin neutrones.
    • Las estrellas se componen principalmente de Hidrógeno en estado de plasma.
    • El Hidrógeno es el elemento menos denso de todos.
    • El Hidrógeno tiene el segundo nivel más bajo punto de fusión así como el punto de ebullición de todos los elementos, en primer lugar que el helio.
    • El Hidrógeno es el tercer elemento presente en el cuerpo humano (10%).
    • El Hidrógeno es uno de los tres elementos producidos en el Bing-bang, los otros dos son helio y litio.
    • El Hidrógeno reacciona explosivamente con el Oxígeno (O 2 ), el Fluor (F 2 ) y el Cloro (Cl 2 )
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  • 70.
    • 1s 1
    • GRUPO: 1 (I A)
    • PERIODO: 1
    ESTRUCTURA DE LEWIS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 71. 2 4,002602 He Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Helio del griego “helios”, que significa “sol” Año y lugar de descubrimiento: 1868 Quien lo descubrió: Pierre Janssen y Norman Lockyer Abundancia: segundo elemento más abundante en el universo. Clasificación: gas noble No. neutrones: 2 Densidad: 0.000178 g/cm 3 Estados de oxidación: 0 Configuración electrónica: 1s 2 Punto de fusión: -272 o C Punto de ebullición: -269 o C Isotopos populares: se conocen 8 isótopos, los más conocidos y estables son 3 He y 4 He Compuestos populares: difluoruro de helio (HeF 2 ) Método de obtención: destilación fraccionada de gas natural. Propiedades: es el segundo elemento más ligero, incoloro, inodoro, insípido, gas inerte no tóxico, monoatómico. Único elemento que no puede ser solidificado a bajas temperaturas, permanece líquido hasta el cero absoluto. Calor específico del gas helio es muy alto. Usos: en el llenado de dirigibles y globos, como refrigerante en aplicaciones criogénicas, en la protección para la soldadura por arco. Mezclado con Oxígeno se utiliza como aire artificial para los buzos y otras personas que trabajan bajo presión. Efectos sobre la salud: no es tóxico, la voz de una persona que ha inhalado Helio es temporalmente de tono alto.
  • 72.
    • El Helio no se solidifica, por debajo de los 2,17 K de temperatura, el helio líquido presenta características inusuales como la super-fluidez y éste estado se conoce como Helim estado II
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 73.
    • 1s 2
    • GRUPO: 18 (VIII A)
    • PERIODO: 1
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 74. 3 6,941 Li Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Litio griego “lithos” que significa “piedra” Año y lugar de descubrimiento: 1817, Estocolmo (Suecia) Quien lo descubrió: Johann Arfvedson Abundancia: 65% p.p.m. en la corteza terrestre Clasificación: Metal alcalino No. neutrones: 4 Densidad: 0,54 g/cm 3 Estados de oxidación: +1 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 1 Electronegatividad: 0,98 Punto de fusión: 180,5 o C Punto de ebullición: 1347 o C Isotopos populares: 6 Li, 7 Li (estables) Compuestos populares: Hidruro de Litio, el Litio es el único metal que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente, formando nitruro de litio. Método de obtención: electrólisis de una mezcla de cloruro de litio (LiCl) fundido y cloruro de potasio (KCl). Propiedades: metal blanco, brillante, blando, reacciona fácilmente con agua y aire. Es el metal menos denso, altamente reactivo y no se encuentra libremente en la naturaleza. Usos: en baterías recargables de iones de litio y el metal se utiliza en aleaciones con aluminio de cobre, manganeso y cadmio para hacer piezas de aviones de alto rendimiento. El lito también se usa como refrigerante en los reactores nucleares. Efectos sobre la salud: es corrosivo, provoca quemaduras en la piel
  • 75.
    • Las baterías de litio han revolucionado los dispositivos de consumo como los computadores portátiles y los celulares debido a su alta densidad energética. El litio es uno de los tres elementos producidos en el Big-bang.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 76.
    • 1s 2
    • 2s 1
    • GRUPO: 1 (I A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 77. 4 9,01182 Be Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Berilio del griego “beryllos” que significa gemas verdes. Año y lugar de descubrimiento: 1797, Francia Quien lo descubr i ó: Nicholas Louis Vauquelin Clasificación: metal alcalinotérreo No. neutrones: 5 Densidad: 1,85 g/cm 3 Estados de oxidación: +2 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 Electronegatividad: 1,5 Punto de fusión: 1278 o C Punto de ebullición: 2970 o C Isotopos populares: 9 Be es estable, 7 Be y 8 Be son inestables, 10 Be se produce en la atmósfera terrestre. Compuestos populares: Cloruro de berilio y aleación de Berilio-Cobre. Método de obtención: Reducción de fluoruro de berilio (BeF 2 ) con magnesio metálico. Propiedades: de color plateado, metal relativamente blando, tiene el punto de fusión más alto de los metales ligeros, excelente conductor de calor. Efectos sobre la salud: el berilio y sus sales son tóxicas, cancerígenas y pueden provocar daños en el ADN, al ser inhalado por los humanos puede dañar los pulmones y causar neumonía; puede causar berilosis, una enfermedad peligrosa y persistente que afecta los pulmones y otros órganos como el corazón. Usos: las aleaciones del Berilio se utilizan en la industria aeroespacial como materiales ligeros para el alto rendimiento de las aeronaves, satélites y naves espaciales. El óxido de berilio se utiliza en la industria nuclear y en la fabricación de cerámicas.
  • 78.
    • El berilio se conocía como glucinum, lo que significa dulce, ya que el berilio y muchos de sus compuestos tienen un sabor azucarado, pero no pueden ser probados ni ingeridos ya que son tóxicos.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 79.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • GRUPO: 2 (II A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 80. 5 10,811 B Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Boro del árabe “buraq” que significa “bórax” Año y lugar de descubrimiento: 1808, Gran Bretaña y Francia Quien lo descubrió: Humphry Davy, Gay-Lussac y L. J. Thenard Abundancia en el universo: 0,001 p.p.m. , abundancia muy pequeña. Clasificación: Metaloide No. neutrones: 6 Densidad: 2,35 g/c.c. Estados de oxidación: +3 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 1 Punto de fusión: 2075 o C Punto de ebullición: 4000 o C Isotopos populares: 10 B (80,1 %) 11 B (19,9 %) Compuestos populares: : trióxido de boro, nitruro de boro, hidruro de boro. Método de obtención: por reducción en fase de vapor, de tricloruro o tribromuro de boro con hidrógeno, sobre filamentos de tantalio a 1300 o C Propiedades: Efectos sobre la salud: no es tóxico. Usos: el Boro elemental se utiliza en la industria metalúrgica, en reactores atómicos y en tecnologías de alta temperatura en la fabricación de vidrio silicato de boro, de fibra de vidrio, vidrios resistentes al calor, el carburo de boro se usa como abrasivo. También se utiliza como desinfectante de frutas y madera, insecticida y herbicida.
  • 81.
    • El boro se utiliza en aplicaciones ópticas, ya que permite la transmisión de la luz infrarroja.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 82.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 1
    • GRUPO: 13 (III A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 83. - C 6 12,0107 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: el carbono se deriva del griego “carbo” que significa carbón Año y lugar de descubrimiento: desde la antigüedad Quien lo descubrió: desconocido Clasificación: No metal No. neutrones: 6 Densidad: 2,26 g/cc, (grafito), 3,513 g/cc (diamante) Estados de oxidación: +4, +2, -4 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 2 Punto de fusión: 3367 o C Punto de ebullición: 3827 o C Isotopos populares: 12 C (98.89 %), 13 C (1,11%), 14 C Compuestos populares: Dióxido de carbono (CO 2 ), monóxido de carbono (CO) , acido carbónico ( H 2 CO 3 ) , ion cianuro (CN - ), carburos y muchos compuestos orgánicos. Método de obtención: se puede obtener por la quema de compuestos orgánicos con insuficiente oxigeno, los diamantes naturales encuentran en la kimberlita de antiguos volcanes, el grafito también se pude encontrar en depósitos naturales. Propiedades: de color negro en el grafito y transparente en el diamante. El carbono existe en varias formas alotrópicas, carbono amorfo como el carbón vegetal, coque y negro de humo; y el carbono cristalino en forma de grafito y diamante. El carbono elemental es insoluble en agua, ácidos, bases diluidos y en disolventes orgánicos. Usos: el diamante se usa en la joyería, industria, el grafito en los lápices, pilas cecas y muchos mas. Efectos sobre la salud: el carbono puro tiene una toxicidad muy baja. La inhalación de grandes cantidades de carbono negro (hollín, polvo de carbón) puede causar irritación y daño a los pulmones.
  • 84.
    • El carbono y sus compuestos se encuentran distribuidos ampliamente en la naturaleza, el dióxido de carbono en el aire, varios minerales como caliza, dolomita, yeso y mármol; las plantas y animales vivos están formados por compuestos constituidos de C, H, O, N y otros elementos; y sus restos forman depósitos de petróleo y de gas natural .
    • El diamante debido a su gran resistencia se utiliza en la industria para cortar, taladrar, moler, pulir. El humo negro de carbono se usa como pigmento negro en tinta de impresión. El carbono en forma de carbón se utiliza como combustible, el grafito ara los lápices, crisoles de alta temperatura, pilas secas, electrodos y como lubricantes, el 14 C, isotopo radiactivo se usa en la datación arqueológica, los compuestos de carbono son importantes en muchas aéreas de la industria química. El carbono puede formar aleaciones con hierro de los cuales el más común es el acero.
    • El carbono se forma dentro de las estrellas cuando se quema Helio en las reacciones de fusión nuclear, el carbono es parte de la ceniza formada por la combustión del Helio. La quema del carbón en las estrellas pesadas forman neón, magnesio y oxigeno. El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 85.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 2
    • GRUPO: 14 (IV A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 86. N 7 14,0067 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre : Nitrógeno del latín nitrum   Año y lugar de descubrimiento: 1772, Escocia Quien lo descubrió: Daniel Rutherford Abundancia: 78% de la atmósfera terrestre. Clasificación: no metal No. neutrones: 7 Densidad: 0,0012506 g/cc Estados de oxidación: 3, +1, +2, +3, +4, +5 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 3 Punto de fusión: -210 0 C Punto de ebullición: -196 0 C Isotopos populares: 14 N (99.6 %) y 15 N (0.4 %) Compuestos populares: amoniaco (NH 3 ), Hidracina (N 2 H 4 ), aziduro de hidrógeno (N 3 H), con los halógenos forma NF 3 , NCl 3 , la urea, explosivos como TNT, fertilizantes y los vitales aminoácidos. Óxidos: NO, NO 2 y N 2 O son productos de la combustión y contribuyen a la contaminación. N 2 O 5 y N 2 O 3 son muy inestables y explosivos. Método de obtención: industrialmente se obtiene a partir de aire líquido por destilación fraccionada. También puede obtenerse a partir de sus compuestos por ejemplo a partir de la oxidación de amoniaco. Propiedades: gas incoloro, inodoro, insípido e inerte, mínimamente reactivo a temperatura ambiente, es un componente de muchos compuestos orgánicos e inorgánicos y representa el 78 % de la atmosfera terrestre. Usos: en la producción de amoniaco (NH 3 ) y fertilizantes, explosivos, colorantes, también se usa para la producción de acido nítrico, en la soldadura y en la recuperación mejorada del petróleo. Efectos sobre la salud: no es toxico en condiciones normales; el contacto directo con el nitrógeno en estado liquido causa quemadura. La descompresión en buzos causa el accidente de enfermedad descompresiva
  • 87.
    • El 2,5 % del peso de los organismos vivos es de nitrógeno en las moléculas orgánicas, el cuarto elemento más abundante en el cuerpo humano.
    • La nitroglicerina (compuesto nitrogenado) tiene dos usos muy diferentes: como un potente explosivo y para el alivio de la angina de pecho y para tratar la insuficiencia cardiaca.
    • El nitrógeno es el séptimo elemento más abundante en el universo. Igual que el planeta Tierra, Tritón (satélite de Neptuno) también tiene una atmosfera compuesta principalmente de nitrógeno.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 88.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 3
    • GRUPO: 15 (V A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 89. O 8 15,9994 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Ox ígeno se deriva del griego “o xys ” (ácidos) y “gennes” (formador) que significa formado de ácidos. Año y lugar de descubrimiento: 1772, Suecia Quien lo descubrió: William Carl Shceele Abundancia: 21 % en volumen de la atmósfera terrestre . Clasificación: no metal No. neutrones: 8 Densidad:  0,001429 g/cc Estados de oxidación: -2 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 4 Punto de fusión: -218,3 0 C Punto de ebullición: -182,9 0 C Isotopos populares: 16 O (99,7 %), 17 O (0,038 %) y 18 O (0,2 %) Compuestos populares: óxidos, Ozono (O 3 ) y peróxidos. Método de obtención: principalmente del aire líquido por destilación fraccionada y pequeñas cantidades se obtienen por electrolisis del agua. Propiedades: en su forma común O 2 es un gas incoloro, inodoro e insípido. Es muy reactivo y forma óxidos con casi todos los demás elementos, excepto los gases nobles. Se disuelve con mas facilidad en el agua fría que en agua caliente, lo que hace posible la vida en los ríos, lagos y océanos. El ozono (O 3 ) otra forma del oxigeno, es la capa protectora contra los rayos ultravioleta del sol. Efectos sobre la salud: esencial para todas las formas de vida, ya que es un componente del ADN y de casi todos los demás compuestos de importancia biológica. Usos : en la producción de acero, en la soldadura oxiacetilénica, como oxidante de combustible para cohetes, para ayudar a la respiración en pacientes con enfermedades respiratorias, los animales dependen del oxigeno para la respiración.
  • 90.
    • El 21 % de aire es ox í geno.
    • El oxígeno ( O 2 ) es inestable en la atmosfera de nuestro planeta y debe ser repuesto constantemente por la fotos í ntesis de las plantas.
    • El oxígeno es el tercer elemento mas abundante en el universo.
    • El oxígeno es producido en las estrellas que tienen una masa de cinco o mas soles tierra cuando queman Helio y carbón o solo carbón en las reacciones de fusión nuclear.
    • Los colores verdes y rojos en las auroras boreales son causadas por átomos de oxígeno
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 91.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 4
    • GRUPO: 16 (VI A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 92. F 9 19,998 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Flúor proviene del latín “ fluere ” que significa fluir Año y lugar de descubrimiento: 1886, Francia Quien lo descubrió: Henri Moissan Abundancia: 950 p.p.m. En la corteza terrestre. Clasificación: No metal - Halógeno No. neutrones: 10 Densidad:  0,001696 g/cc Estados de oxidación: -1 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 5 Punto de fusión: -2189,6 0 C Punto de ebullición: -188,12 0 C Isotopos populares: 19 F (100 %) Compuestos populares: ácido fluorhídrico (HCl), clorofluorocarbonos (CFC) , politetrafluoroetileno (PTFE), hexafluoruro de uranio (UH 6 ), La criolita natural, Na 3 AlF 6 Método de obtención: Electrólisis del ácido fluorhídrico (HF) o fluoruro ácido de potasio (KH F 2 ) es el único método práctico de la producción comercial . Propiedades: es el mas reactivo y electronegativo de todos los elementos, de color amarillo pálido, diatómico, altamente corrosivo e inflamable. Es el mas ligero de los halógenos, reacciona violentamente con el agua para producir oxigeno y acido fluorhídrico, altamente corrosivo. Efectos sobre la salud: si se absorbe Flúor con frecuencia puede causar osteoporosis, daños en los riñones, huesos, nervios y músculos. El flúor en concentraciones elevadas es peligroso porque puede causar la muerte. Usos : El ácido fluorhídrico (HCl) en el grabado de vidrios, los clorofluorocarbonos (CFC) en los refrigerantes de aires acondicionadores y refrigeradores, pero han sido prohibidos por que destruyen la capa de ozono. Los compuestos de flúor ayudan a prevenir la caries en la crema dental y en el agua potable. El hexafluoruro de uranio (UH 6 ) en la producción de uranio. Fluoroqu í micos plásticos como el teflón.
  • 93.
    • El Flúor es el elemento mas reactivo químicamente. Reacciona con mucha energía con todos los elementos, a excepción del oxigeno, helio, neón y kriptón.
    • El Flúor es el elemento mas electronegativo, esto significa que en las moléculas de Flúor atraen los electrones con mas fuerza que cualquier otro elemento.
    • El ácido fluorhídrico (HCl) disuelve el vidrio. Sus iones de fluoruro tienen una alta afinidad por el calcio y puede causar la muerte al interferir con el metabolismo del calcio de la sangre cuando se absorbe por la piel.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 94.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 5
    • GRUPO: 17 (VII A)
    • PERIODO: 2
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 95. Fe 26 55,84 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Hierro se deriva del latín “ferrum” . Año y lugar de descubrimiento: desde la antigüedad Quien lo descubrió: desconocido Abundancia: cuarto elemento mas abundante en la corteza terrestre, 5 %. Clasificación: Metal, transición No. neutrones: 39 Densidad:  7,87 g/cc Estados de oxidación: +3, +2 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d  6   Punto de fusión: 1538 0 C Punto de ebullición: 2861 0 C Isotopos populares: 54 Fe (5,8 %), 56 Fe (91,75 %), 57 Fe (2,11 %) y 58 Fe (0,2 %) Compuestos populares: FeO, Fe 2 O 3  (hematita), Fe 3 O 4  (magnetita), FeCl 2 , FeCl 3, FeF 2 , FeF 3 Método de obtención: mediante la siderurgia,. En un horno se reducen los minerales de hierro con carbón a alta temperatura obteniendo hierro fundido. Propiedades: es un metal dúctil, maleable, de color gris, es un buen conductor de calor y electricidad, se siente atraído por los imanes y puede ser magnetizado fácilmente,. Es químicamente muy reactivo y se oxida rápidamente con el aire húmedo quedando de color marrón rojizo. Hay tres formas alotrópicas conocidas del hierro como alfa (ferrita, forma mas estable), gamma y delta. Efectos sobre la salud: la inhalación crónica de elevadas concentraciones de vapores oxido de hierro o polvo puede desarrollar una neumoconiosis benigna, llamada siderosis y puede incrementar el riesgo de desarrollar cáncer de pulmón. El déficit de hierro en los seres humanos conduce a la anemia. Usos : es el más económico y el más usado de todos los metales, en la fabricación de acero y otras aleaciones importantes en construcción y manufactura. También es importante en el funcionamiento de los organismos vivos, transportando el oxigeno de la sangre a través de la molécula llamada hemoglobina.
  • 96.
    • Es el cuarto elemento más abundante de la corteza terrestre.
    • Además de ayudar a construir el mundo que nos rodea, el hierro ayuda a mantener las plantas y los animales vivos. El hierro juega un papel importante en la fabricación de la clorofila en las plantas y es una parte esencial en la hemoglobina, la sustancia que transporta el oxigeno en los glóbulos rojos.
    • El Sulfato de hierro (FeS O 4 )se utiliza para tratar la anemia, enfermedad de la sangre
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 97.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 6
    • 3s 2
    • 3p 6
    • 4s 2
    • 3d 6
    • GRUPO: 8 (VIII B)
    • PERIODO: 4  
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 98. - S 16 32,065 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Azufre, derivado de un vocablo sánscrito “sulvere” (azufre no reacciona con cobre). Sulvere derivó en la palabra latina "sulphurium", que derivó en azufre Año y lugar de descubrimiento: desde la antigüedad Quien lo descubrió: desconocido Abundancia: elemento muy abundante en la corteza terrestre. Clasificación: No metal, calcógeno No. neutrones: 16 Densidad: 2,067 g/cc Estados de oxidación: -2, +2, +4, +6 Configuración electrónica: 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 4 Punto de fusión: 115,21 o C Punto de ebullición: 444,60 o C Isotopos populares: 32 S (94,93 %), 33 S (0,76%), 34 S (4,29%)) y 36 S (0,02%) Compuestos populares: SO 2 , SO 3 , H 2 S, H 2 SO 4 , sulfitos, sulfatos y sulfuros metálicos . Método de obtención: se obtiene de depósitos subterráneos por el proceso Frasch ( se introduce agua sobrecalentada (180 o C ) que funde el azufre y, con ayuda de aire comprimido, sube a la superficie). Propiedades: es un solido de color amarillo pálido, inodoro y frágil, insoluble en agua pero soluble en disulfuro de carbono, se encuentra en tres formas alotrópicas: : ortorrómbico, monoclínico y amorfo. La forma más común es de color amarillo, ortorrómbico alfa-azufre, que contiene anillos arrugada de S  8  . El azufre es polivalente. Usos: en la fabricación de la pólvora negra (mezclado con carbono y nitrato de potasio KNO 3 ), la producción de ácido sulfúrico, H 2 SO 4 , el producto químico más importante fabricado en la industria, la vulcanización de caucho natural, fabricación de fertilizantes, colorantes. Es vital para todas las formas de vida. Efectos sobre la salud: el azufre elemental es considerado de baja toxicidad, Compuestos como el disulfuro de carbono, sulfuro de hidrógeno y dióxido de azufre son tóxicos.
  • 99.
    • Se puede encontrar en su estado elemental alrededor de las chimeneas de un volcán.
    • La mayoría de los beneficios del ajo para la salud provienen de compuestos de azufre.
    • Al cortar la cebolla, los ácidos aminados en el sulf ó xido reacciona para formar acido sulf ó nico, este acido es inestable y la forma syn-propanotial-S- ó xido, hace llorar a las personas cuando llega a los ojos.
    • El azufre es un componente de dos aminoácidos, la cisteina y la metionina.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 100.
    • 1s 2
    • 2s 2
    • 2p 6
    • 3s 2
    • 3p 4
    • GRUPO: 16 (VI A)
    • PERIODO: 3
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 101. - Er 68 167,25 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Erbio, en honor a Ytterby pueblo de Suecia donde fue descubierto. Año y lugar de descubrimiento: 1842, Suecia. Quien lo descubrió: Carl G. Mosander Clasificación: Metal, Lantánido No. neutrones: 99 Densidad: 9,066 g/cc Estados de oxidación: +3 Configuración electrónica: [Xe] 4f 12 , 6s 2 Punto de fusión: 1529 o C Punto de ebullición: 2868 o C Isotopos populares: 162 Er (0, 14%), 164 Er (1,61%), 166 Er (33,61%), 167 Er (22,93%), 168 Er (26,78%) y 170 Er (14,93%) Compuestos populares: óxido de erbio (Er 2 O 3 ), fluoruro de erbio (FEr 3 ), cloruro de erbio (ErCl 3 ) y yoduro de erbio (ErI 3 ). Método de obtención: se encuentra en algunos minerales (monacita, xenotima, euxenita) y se extrae por intercambio iónico. Propiedades: metal brillante, blanco, maleable, blando, reacciona lentamente con el agua y se disuelve en ácidos. Las sales de Erbio son de color rosa. Efectos sobre la salud: es considerado como moderadamente toxico. No tiene ninguna función biológica en ele cuerpo, aunque se ha observado que estimula el metabolismo. Usos: se utiliza en aleaciones, especialmente con el vanadio para disminuir su dureza, el oxido de erbio se usa como colorante de color rosa en los esmaltes y vidrios, como filtro de fotografía, también se utiliza en la industria nuclear.
  • 102.
    • Es difícil determinar la cantidad de Erbio en el cuerpo humano. Los niveles mas altos son en los huesos y los mas bajos en el hígado y los riñones.
    • El Erbio tiene un amplio espectro de absorción de luz visible, ultravioleta e infrarroja.
    • Es uno de los elementos de tierras raras mas abundante.
    • El Erbio es añadido a los cables de fibra óptica como un amplificador de señal.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 103.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 12
    • GRUPO: Lantánidos
    • PERIODO: 6
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 104. - U 92 238,028 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Uranio, por el nombre del planeta. Año y lugar de descubrimiento: 1789, Alemania. Quien lo descubrió: Martin Heinrich Klaproth Clasificación: Metal, Actínido No. neutrones: 146 Densidad: 18,95 g/cc Estados de oxidación: +3, +4, +5, +6 Configuración electrónica: [ Rn ] 5f 3 , 6d 1 , 7s 2 Punto de fusión: 1135 o C Punto de ebullición: 4131 o C Isotopos populares: 234 U (0,0055%), 235 U (0,7200%) y 238 U (99.2745%) es el isotopo mas estable con una vida media de 4,51 x 10  9  años (casi la edad de la Tierra).  Compuestos populares : óxido de uranio, bromuro de uranio, cloruro de uranio, fluoruro de uranio, sulfuro de uranio, yoduro de uranio. Método de obtención: reducción de haluros de uranio con los metales alcalinos. Propiedades: metal radiactivo, de color blanco plateado, denso, maleable y dúctil. Es altamente reactivo y reacciona con casi todos los elementos no metálicos. Se disuelve en ácidos pero no es soluble en álcalis. Efectos sobre la salud: es perjudicial por su toxicidad y radiactividad. Personas expuestas por un largo periodo de tiempo a los radionucleidos formados por la desintegración radiactiva de uranio, pueden desarrollar cáncer. Usos: como combustible para plantas de energía nuclear, síntesis de isotopos, en armas nucleares. Es utilizado por las fuerzas armadas como blindaje para proteger a los tanques del ejercito, también en partes de las balas y los misiles. El nitrato de uranio se utiliza como tóner fotográfico, y el acetato de uranio se utiliza en química analítica.
  • 105.
    • Los compuestos de Uranio se han utilizado durante siglos para vidrio de color.
    • La radiactividad fue descubierta por primera vez en 1896, cuando Antoine Henri Becquerel, físico francés, lo detectó a partir de una muestra uranio.
    • Una explosión de Uranio aumenta el riesgo de contraer varios tipos de cáncer debido a su radiactividad.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 106.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10 , 6p 6 , 7s 2 , 5f 3 , 6d 1
    • GRUPO: Actínido
    • PERIODO: 7
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 107. - Zr 40 91,22 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Circonio , del árabe “zargun”, que significa “color dorado” Año y lugar de descubrimiento: 1789, Alemania. Quien lo descubrió: Martin Heinrich Klaproth Clasificación: Metal, transición No. neutrones: 51 Densidad: 6,50 g/cc Estados de oxidación: +4 Configuración electrónica: [Kr] 4d  2 , 5s  2 Punto de fusión: 1850  o  C Punto de ebullición: 4400 o C Isotopos populares: 90 Zr( 17,15%) ,  91  Zr ( 11,22%) ,  92  Zr ( 17,15%, ), 93  Zr (sintético)  y 94  Zr ( 17,38%) .  Compuestos populares : ZrO  2 (dióxido de circonio), ZrCl  4 (Tetracloruro de circonio) , ZrH  2 (circonio dihidruro) Método de obtención: se obtiene del mineral circón (silicato de circonio, ZrSiO 4 ) y la badeleyita (ZrO 2 ) , Se produce comercialmente mediante la reducción del cloruro de magnesio   en el proceso de Kroll. Propiedades: metal fuerte, maleable, dúctil y brillante, de color grisáceo. Generalmente es resistente a la corrosión, aunque es rápidamente atacado por el ácido fluorhídrico, incluso a baja temperaturas. Efectos sobre la salud: tiene baja toxicidad sistémica. Usos: en instrumentos quirúrgicos y en aleaciones de acero como agente endurecedor, en aplicaciones de la energía nuclear en el revestimiento de las barras de combustible, ya que tiene una baja absorción de neutrones. Por su resistencia a la corrosión es muy utilizado en la industria química, donde los agentes corrosivos son empleados, sus aleaciones se pueden encontrar en tuberías, accesorios e intercambiadores de calor. El circonio también se utiliza para hacer imanes semiconductores.
  • 108.
    • El polvo del circonio puede arder espontáneamente en contacto con el aire (reacciona antes con el nitrógeno que con el oxígeno).
    • Óxido de circonio (circón) tiene un alto índice de refracción y se utiliza como material de gema. 
    • El óxido impuro, zirconio, se utiliza para crisoles de laboratorio que soportar golpes de calor, para el revestimiento interior de hornos metalúrgicos, y por la industria del vidrio y la cerámica como un material refractario. 
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 109.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 2
    • GRUPO: 4
    • PERIODO: 5
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 110. - I 53 126,90 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Yodo , de la palabra griega « iodes»  , que significa «violeta» Año y lugar de descubrimiento: 1811, Francia. Quien lo descubrió: Bernard Courtois Abundancia: se presenta en la corteza terrestre con una concentración de 0,14 p.p.m. Clasificación: Halógeno No. neutrones: 74 Densidad: 4,93 g/cc Estados de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7 Configuración electrónica: [Kr] 4d 10 , 5s 2 , 5p 5 Punto de fusión: 184  o  C Punto de ebullición: 4400 o C Isotopos populares: 127 I( 100%) Compuestos populares: I 2 O 5  (Pentóxido Diiodine), I 4 O 9 (Nonaoxide Tetraiodine) , I 2 O 4 (Tetraóxido Diiodine) ,  ICL (Iodine chloride), ICl  3 (Diiodine hexachloride) , HI (Acido clorhídrico). Método de obtención: Yodo ultrapuro se puede preparar por reacción de yoduro de potasio con sulfato de cobre. Propiedades: de color negro azulado, es el halógeno mas electropositivo y menos reactivo, sublima fácilmente por calentamiento para dar un vapor de color púrpura. Efectos sobre la salud: Se debe tener cuidado en la manipulación y el uso de yodo, como el contacto con la piel puede causar lesiones; vapor de yodo es intensamente irritante para los ojos y las membranas mucosas.  Usos: en tratamientos médicos, desinfectante de heridas, en la preparación de ciertos medicamentos y en la fabricación de algunas tintas y colorantes. El yoduro de plata se utiliza en la fotografía. Se añade a la sal de mesa para la nutrición (detiene el bocio).
  • 111.
    • Otros usos del yodo incluyen catalizadores, alimentación animal y las tintas de impresión y tintes.
    • Se disuelve fácilmente en cloroformo, tetracloruro de carbono o disulfuro de carbono para formar bellas soluciones de color púrpura. Es poco soluble en agua.
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 112.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 5
    • GRUPO: 17
    • PERIODO: 5
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 113. - Uup 115 288 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Ununpentino (temporalmente) Año y lugar de descubrimiento: 2003. Quien lo descubrió: Científicos rusos y americanos Clasificación: Metal, transuránico No. neutrones: 173 Densidad: 31,5 g/cc Estados de oxidación: desconocido Configuración electrónica: [Rn] 5f 14 ,6d 10 , 7s 2 , 7p 3 Punto de fusión: 1740  o  C Punto de ebullición: 4400 o C Isotopos populares: 127 I( 100%) Compuestos populares: Método de obtención: F ue descubierto por el bombardeo de átomos 243 Am con iones de 48 Ca. El unupentium persistido durante menos de una décima de segundo antes de desintegrarse en el elemento 113 (ununtrium), que persistió durante más de un segundo. Propiedades: es un elemento artificial radiactivo, su estado es sólidos de apariencia desconocida. Efectos sobre la salud: Se debe tener cuidado en la manipulación y el uso de yodo, como el contacto con la piel puede causar lesiones; vapor de yodo es intensamente irritante para los ojos y las membranas mucosas.  Usos: no tiene aplicaciones y se sabe poco de el.
  • 114.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10 , 6p 6 , 7s 2 , 5f 14 , 6d 10 , 7p 3
    • GRUPO: 15
    • PERIODO: 7
    • SIMBOLO
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 115. - Hg 80 200,59 Numero atómico Masa atómica Símbolo Nombre: Mercurio ,  el símbolo proviene del latín “Hydrargyrum”, que significa plata líquida. Año y lugar de descubrimiento: desde la antigüedad. Quien lo descubrió: Egipcios, chinos e hindúes Clasificación: Metal, transición No. neutrones: 121 Densidad: 13,546 g/cc Estados de oxidación: +1, +2 Configuración electrónica: [ Xe ] 4f 14 , 5d 10 , 6s 2 Punto de fusión: - 38,83  o  C Punto de ebullición: 356,73 o C Isotopos populares: 198 Hg( 9.97%), 199 Hg(16 .87%), 200 Hg(23 .10%), 201 Hg(13 .18%), 202 Hg(2 9.86%), 204 Hg( 6.87%) Compuestos populares: HgO (Óxido de mercurio), HgF 2 (Difluoruro de mercurio), Hg 2 O (Oxido de dimercurio), Hg 2 I 2 (Yoduro de mercurio), HgS (Sulfuro de mercurio), entre otros. Método de obtención: se puede encontrar en los minerales, principalmente sulfuro de mercurio (cinabrio, HgS) Propiedades: líquido denso, de color plateado, metal venenoso con una apariencia semejante a un espejo. El mercurio se evapora lentamente a temperatura ambiente, tiene alta tensión superficial, y cuando se derrama, se rompe en pequeñas gotas. Y forma fácilmente aleaciones. Efectos sobre la salud: La exposición directa puede causar efectos dañinos, como daño en los nervios, el cerebro y los riñones, irritación de los pulmones, irritación de los ojos, erupciones en la piel, vómitos y diarrea. Usos: se usa en termómetros y barómetros debido a su alta densidad y por su alta tasa de expansión térmica. Se utiliza para extraer oro, plata y platino de sus minerales. En lámparas de vapor y avisos publicitarios
  • 116.
    • El mercurio no se encuentra naturalmente en los alimentos, pero puede aparecer en los alimentos, ya que se puede transmitir dentro de las cadenas alimentarias por pequeños organismos que son consumidos por los seres humanos, por ejemplo a través del pescado. 
    • La mayoría del mercurio liberado por las actividades humanas es liberado al aire, a través de la combustión de combustibles fósiles, la minería, la fundición y la combustión de residuos sólidos. 
    INFORMACIÓN ADICIONAL
  • 117.
    • 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 10 , 5p 6 , 6s 2 , 4f 14 , 5d 10
    • GRUPO: 12
    • PERIODO: 6
    • ESTRUCTURA DE LEWIS
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
  • 118. 1 20 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57-71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 -103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Para volver a esta tabla presiona el botón de la parte superior derecha disponible en cada diapositiva 118
  • 119. EVALUACION Desarrolla las diferentes actividades propuestas, con las que se evaluará la asimilación de los conceptos estudiados.
  • 120. 1. Ubica en la línea del tiempo la letra que corresponde el hecho que se relaciona en la lista. Observe y siga el ejemplo: A. William Ramsay d escubrió los gases nobles. B. Jöns Jacob Berzelius, desarrolló una tabla basada en pesos atómicos. Introdujo letras para simbolizar los elementos. C. Aristóteles propuso la teoría de los cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire. D. Glen Seaborg sintetizó elementos transuránicos (elementos después del Uranio en la tabla periódica) E. John Newlands organizó l os elementos conocidos (más de 60) en orden creciente de peso atómico, y observó que ciertas propiedades se repetían cada ocho elementos y lo llamo «Ley de las octavas». F. Antonie Lavoisier escribió la primera lista que contenía 33 elementos. Diferenció entre metales y no metales G. Dimitri Mendeleev publicó una tabla periódica basada en los pesos atómicos de 63 elementos y propone la Ley periódica: las propiedades de los elementos varían periódicamente con sus pesos atómicos. H. Johan D öbereiner organizó grupos de 3 elementos con propiedades similares, los denomino «triadas». Litio, sodio y potasio forman una triada I. Henry Moseley determina el número atómico de cada uno de los elementos. Modifico la ley periódica: las propiedades de los elementos varían periódicamente con sus números atómicos. 330 A.C. 1780 1828 1829 1864 1869 1894 1913 1940 C
  • 121. 2. Relaciona los términos de la izquierda (propiedades periódicas) con las definiciones de la derecha, escribiendo la letra en el recuadro, según corresponda. a. Energía de ionización Es la energía necesaria para agregar un electrón al orbital desocupado de más baja energía de un átomo libre. b. Radio atómico Es la medida de atracción de un átomo por electrones en un enlace químico. c. Afinidad electrónica Es la energía necesaria para extraer un electrón del orbital más externo de un átomo. d. Electronegatividad E s la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos de elementos unidos por un enlace.
  • 122. 3. Analisa las siguientes afirmaciones y escribe frente a cada una, F si es falsa o V si es verdadera según las características de los grupos.
    • _____ Los elementos del grupo 2 se llaman metales alcalinos y pierden fácilmente sus dos electrones exteriores s y p, para formar iones +2.
    • _____ Los metales del Grupo 13 tienen tres electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía ( ns  2  p  1 ).
    • _____ Los elementos del grupo 15 se llaman halógenos de la palabra griega “halos” significa “formador de sal” y describe una de sus propiedades características, o sea la capacidad de generar compuestos iónicos o sales al combinarse con metales.
    • _____ la ley periódica establece que las propiedades de los elementos varían periódicamente con sus números atómicos.
    • _____ Los elementos del grupo 17 se llaman halógenos y tienen 7 electrones de valencia en sus orbitales de mayor energía (ns  2  np 5 ).
  • 123. 4. De acuerdo a la configuración electrónica de los elementos con números atómicos 13, 37, 58 y 11, asígna el correspondiente grupo, periodo y región o bloque en la tabla periódica. Número atómico Configuración electrónica Grupo Periodo Región Z = 13 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Z = 37 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 Z = 25 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 Z = 18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
  • 124. 5. Relaciona cada símbolo químico (columna A) con el nombre del elemento correspondiente (columna B) Columna A Columna B a. Sodio Zn b. Plata He c. Bismuto Eu d. Vanadio F e. Zinc Bi f. Helio Sr g. Estaño Na h. Flúor Ag i. Estroncio V j. Europio Sn
  • 125. 6. Observa la tabla periódica y clasifique los siguientes elementos en: metal alcalinos, Metal Alcalinotérreo, Metal de transición, Metal del bloque p, Metaloide, Otro no metal, Halógeno, Gas noble, Lantánido y Actínido Neón (Ne) Cerio (Ce) Calcio (Ca) Indio (In) Francio (Fr) Yodo (I) Einstenio (Es) Zirconio (Zr) Flúor (F) Germanio (Ge) Azufre (S) Radón (Rd) Hierro (Fe) Oxígeno (O) Potasio (K)
  • 126. 7. De acuerdo a la siguiente configuración electrónica, selecciona el correspondiente grupo, periodo y región o bloque.
    • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
    d. Grupo: 2 Periodo: 4 Bloque: p a. Grupo: 8 Periodo: 4 Bloque: p b. Grupo: 2 Periodo: 4 Bloque: s c. Grupo: 4 Periodo: 3 Bloque: s
  • 127.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 128.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Configuración electrónica
  • 129. 8. Escribe los nombres de los siguientes elementos de acuerdo a los símbolos químicos presentados. Símbolo Nombre Hg   Rb   Mg   Ni   P  
  • 130. 9. Selecciona el grupo de elementos que tienen en su último nivel energía 8 electrones 1 18 H 2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 131. 10. Selecciona el grupo de elementos llamados halógenos por su capacidad de formar iones o sales. 1 18 H 2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
  • 132. 11. Completa las siguientes frases, teniendo en cuenta lo estudiado.
    • En la tabla periódica moderna, los elementos químicos se encuentran ubicados por el orden creciente de su
    • La tabla periódica se encuentra organizada en 18 grupos llamados y 7 filas llamadas
  • 133. 12. El quinto periodo de la tabla periódica esta conformado por Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I y Xe. Cual de los elementos anteriores presenta mayor radio atómico y cual menor, respectivamente?
    • a . I y Xe
    b. Rb y Sr c. Rb y Xe d. I y Sr
  • 134.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 135.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Radio atómico
  • 136. 13. Con relación a la configuración electrónica de los elementos R, S y T, se puede concluir que a. R, S y T pertenecen al mismo periodo b. R y S pertenecen al periodo 2 y T al 1 c. R pertenece al periodo 1, S al 5 y T al 2 d. R pertenece al periodo 3, S al 9 y T al 2 Elemento R S T Z Configuración electrónica 3 1S 2 2S 1 9 1S 2 2S 2 2P 5 2 1S 2
  • 137.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 138.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Configuración electrónica
  • 139. 14. La mayoría de los elementos son solidos, los únicos líquidos son a. Hidrógeno y Oxígeno b. Yodo y Cloro c. Mercurio y Bromo c. Nitrógeno y Litio
  • 140.
    • !MUY BIEN!
    • LA RESPUESTA ES CORRECTA
  • 141.
    • LA RESPUESTA NO ES CORRECTA!
    • Debes repasar los relacionado con
    Clasificación de los elementos
  • 142. 15. Completa la información que falta en las casillas, observa en la tabla periódica
  • 143.
    • FIN DE LA EVALUACION
  • 144. REFERENCIAS
    • http://iiquimica.blogspot.com/2006/02/orbitales-y-nmeros-cunticos.html
    • http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/fisica/Sistema-periodico/Periodico7.htm.
    • http://organica1.org/qo1/MO-CAP1.htm