ELEMENTOS Y COMPUESTOS. La tabla periódica.
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ELEMENTOS Y COMPUESTOS. La tabla periódica.

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Presentación en Writer de OpenOffice para trabajar el tema Elementos y compuestos. La tabla periódica en 3º de ESO (alumnos de secundaria en torno a 15 años). El tema abarca los elementos, su......

Presentación en Writer de OpenOffice para trabajar el tema Elementos y compuestos. La tabla periódica en 3º de ESO (alumnos de secundaria en torno a 15 años). El tema abarca los elementos, su representación, su clasificación y organización en la tabla periódica; los compuestos, la interpretación de fórmulas, la masa molecular, el mol y la composición centesimal.
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  • En 1661 Robert Boyle publicó el libro The Sceptical Chymist, en el que se superaba la antigua idea de los cuatro elementos (agua, aire, tierra y fuego) y enuncia la idea de elemento químico tal como hoy se entiende (sustancia pura que no puede descomponerse en otras más simples). Las imágenes representan azufre, sodio metálico, oro, una cinta de magnesio y dos formas de carbono: el diamante (natural cristalizado como octaedro, sin tallar) y el grafito.
  • Los símbolos químicos son abreviaturas de una o dos letras del nombre del elemento. En ocasiones, para elementos conocidos desde antiguo (o sus compuestos) se usa el nombre en latín. Por ejemplo: Na (sodio) de natrium, nombre latino del carbonato de sodio. K (potasio) de kalium, nombre en latín del carbonato de potasio. Fe (hierro) de ferrum. P (fósforo) de phosphorus S (azufre) de sulfur Cu (cobre) de cuprum Ag (plata) de argentum Au (oro) de aurum Pb (plomo) de plumbum Hg (mercurio) de hidrargiros
  • Döbereiner en 1817 encontró que el peso atómico del estroncio caía justamente entre los pesos del calcio y del bario y que, además, tenían propiedades químicas parecidas. Pronto encontró otros de estos grupos de tres elementos. Döbereiner estaba descubriendo aquí lo que actualmente son los grupos de la tabla periódica. En cierto modo se estaba entreviendo la estructura electrónica de los elementos (mucho antes de descubrirse los electrones), ya que la similitud química entre los elementos de un mismo grupo es originada por la misma configuración electrónica en la última capa de electrones.
  • Entre 1864 y 1866 John Newlands presentó su trabajo, en el que había ordenado los elementos en orden creciente de pesos atómicos (aun no se conocían los gases nobles) y observó que el octavo elemento, a partir de uno cualquiera, podía considerarse como una repetición del primero. Newlands comparó su clasificación con el do-re-mi-fa-sol-la-si de la escala musical y fue ridiculizado por ello. La tercera octava comienza con el potasio, análogo al litio y sodio, al que sigue el calcio, parecido al berilio y magnesio, pero más allá de estos elementos no puede aplicarse la ley de las octavas pues hasta llegar al bromo, el elemento más próximo parecido al cloro, existen 17 elementos en lugar de 7. La ley de las octavas marcaba la división de los elementos en familias (grupos) y en períodos. Sólo después de que los trabajos de Mendeleiev y Meyer originasen nuevo interés en esa materia, Newlands intentó de nuevo llamar la atención sobre su propia contribución. La Real Sociedad de Londres le concedió la Medalla Davy en 1887, cinco años después de conceder este honor a Mendeleiev y Meyer.
  • Mendeleiev ordenó los 62 elementos conocidos en filas y columnas, ordenados por pesos atómicos y por propiedades parecidas, dando a esto último más importancia (llegó a cambiar el orden de algún elemento). Él y Meyer dejaron huecos en sus tablas, en los que no encajaba ningún elemento conocido, pero Mendeleiev se atrevió a predecir que se descubrirían esos elementos e, incluso, avanzó cuáles serían sus propiedades (densidades y pesos atómicos,basándose en las propiedades de los elementos de cada fila) y les dio nombres provisionales: eka-silicio, eka-aluminio.
  • La tabla resume las propiedades de todos los elementos conocidos. 112 elementos, el último añadido en 2009, el Copernicio (Cn) Los elementos se ordenan por orden creciente de su número atómico (de izquierda a derecha y de arriba abajo). Hay 18 GRUPOS (columnas verticales). Hay 7 PERÍODOS (filas horizontales). Al avanzar en un período, de izquierda a derecha, vamos completando la capa electrónica correspondiente. Como las capas tienen distinta capacidad para albergar electrones, esto explica las diferentes longitudes de los períodos. Los lantánidos y actínidos (también llamados tierras raras) se colocan aparte para no hacer demasiado larga la tabla.
  • El carácter metálico de los elementos va disminuyendo al avanzar en un período y va aumentando al descender en un grupo.
  • Que tienen propiedades químicas parecidas quiere decir que forman compuestos parecidos, por ejemplo todos los metales del grupo 1 reaccionan con el oxígeno formando óxidos de fórmula M 2 O (donde M es el metal). Todos ellos reaccionan con los elementos del grupo 17 formando sales de fórmula general MX (donde M es el metal y X el elemento del grupo 17). De aquí el nombre de halógenos del grupo 17 (formadores de sal). Todos los elementos del grupo 17 (halógenos) reaccionan con el hidrógeno formando compuestos de fórmula HX.
  • En 1661 Robert Boyle publicó el libro The Sceptical Chymist, en el que se superaba la antigua idea de los cuatro elementos (agua, aire, tierra y fuego) y enuncia la idea de elemento químico tal como hoy se entiende (sustancia pura que no puede descomponerse en otras más simples).
  • Si el compuesto está formado por moléculas independientes la fórmula indica el número de átomos de cada elemento en la misma. Si el compuesto es iónico (no hay moléculas) la fórmula indica la proporción de átomos de cada clase que forman la red iónica. Si un subíndice no aparece se sobreentiende que es un 1.
  • La masa molecular es la masa de la unidad fundamental del compuesto químico, la molécula. En el caso de compuestos iónicos, en los que no hay moléculas, se calcula la masa fórmula, que es la masa de la mínima relación de átomos que forma la red iónica. La unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12. Los valores de la masa atómica de cada elemento se pueden encontrar en la tabla periódica. Se obtiene sumando lo que pesan todos los átomos que forman la molécula.
  • Los procesos químicos tienen lugar entre partículas microscópicas, por lo que sería necesaria una unidad de cantidad de partículas, algo parecido a la docena, que es una unidad de cantidad de cosas igual a doce cosas. Como las partículas en este caso (átomos, moléculas, iones) son tan pequeñas se hace necesario relacionar la cantidad de partículas con algo fácilmente medible, como su masa. Esto es lo que se hizo al definir el mol, es la cantidad de partículas que hay en una masa de sustancia en gramos que es numéricamente igual a la masa de una sola partícula expresada en unidades de masa atómica. Al escogerlo de esta manera en todas esas masas hay igual número de partículas .
  • Si cogemos una masa, de cualquier sustancia, igual a su masa molar en esa masa tendremos un mol de partículas de esa sustancia
  • Por ejemplo, la masa atómica del hierro es 55,8 u, si cogemos 55,8 g de hierro, eso es un mol de hierro. La masa atómica del aluminio es 27 u, si cogemos 27 g de aluminio eso es un mol de aluminio. En 55.8 g de hierro hay igual número de átomos de hierro que átomos de aluminio hay en 27 de aluminio, ambos son un mol, pero de elementos diferentes. La masa molecular del agua es 18 u. Si pesamos 18 gramos de agua eso es un mol de agua, allí hay un mol de moléculas de agua. Tantas como átomos de hierro había en los 55.8 g de hierro.
  • De igual modo que para saber cuántas docenas hay en una determinada cantidad de cosas hay que dividir entre 12, que son las cosas que hay en una docena, para saber cuántos moles hay en un número determinado de partículas hay que dividir entre el número de Avogadro (que es el número de partículas que hay en un mol).
  • Para saber el número de moles en una cantidad dada en gramos debemos determinar primero la masa molar de la sustancia (la masa de 1 mol de esa sustancia) y luego dividir la masa entre la masa molar.

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  • 1. ELEMENTOS Y COMPUESTOSELEMENTOS Y COMPUESTOSLA TABLA PERIÓDICALA TABLA PERIÓDICATEMA 5 FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESOTEMA 5 FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO
  • 2. ELEMENTOSSustancias puras formadas por un solotipo de átomos a partir de las cuales nopueden obtenerse otras diferentes porprocesos químicos.
  • 3. REPRESENTACIÓN DE LOS ELEMENTOSSÍMBOLOSUna o dos letras que representan alelemento:1ª letra del nombre: H, B, C, N, O, F...1ª y 2ª : Cl, Ca, Cr, Co, Ce...1ª y 3ª : Cd, Cs...Primeras letras del nombre en latín : Na, P, S,K, Fe, Cu, etc.
  • 4. El número de elementos conocidos fuecreciendo:Siglo XVII: 13 elementosSiglo XVIII: 33 elementosMediados siglo XIX: 55 elementos
  • 5. Se hizo necesarioclasificarlos
  • 6. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN1817 Tríadas de DöbereinerCalcioEstroncioBarioCloroBromoYodoAzufreSelenioTeluro
  • 7. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN1864 Octavas de NewlandsHHidrógenoLiLitioBeBerilioBBoroCCarbonoNNitrógenoOOxígenoFFlúorNaSodioMgMagnesioAlAluminioSiSilicioPFósforoSAzufreClCloroKPotasioCaCalcio
  • 8. PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN1869 Tabla periódica de Mendeleiev y Meyer
  • 9. TABLA PERIÓDICA ACTUAL
  • 10. TABLA PERIÓDICA ACTUALMETALESMETALESNONOMETALESMETALESSEMIMETALESSEMIMETALESLANTÁNIDOSLANTÁNIDOSACTÍNIDOSACTÍNIDOSGASESNOBLESGASESNOBLES
  • 11. GRUPOSLos elementos de un mismo grupopresentan propiedades químicas similares(forman compuestos parecidos y participan enlos mismos procesos químicos).GRUPO 1GRUPO 1LiLitioNaSodioKPotasioRbRubidio● metalesblandos● bajospuntos defusión● se oxidancon muchafacilidad● muyreactivosGRUPO 17GRUPO 17FFlúorClCloroBrBromoIYodo● sus puntosde fusión yebulliciónaumentan aldescenderen el grupo● formansales con losmetales● muyreactivosGRUPO 18GRUPO 18HeHelioNeNeónArArgónKrkriptón● gases atemperaturaambiente● química-menteinertes
  • 12. GRUPOSLos elementos de un mismo grupo tienenla misma configuración electrónica externa(en su última capa).GRUPO 1GRUPO 1LiLitioNaSodioKPotasioRbRubidioGRUPO 17GRUPO 17FFlúorClCloroBrBromoIYodoGRUPO 18GRUPO 18HeHelioNeNeónArArgónKrkriptónL = 1 e-M = 1 e-N = 1 e-O = 1 e-L = 7 e-M = 7 e-N = 7 e-O = 7 e-K = 2 e-L = 8 e-M = 8 e-N = 8 e-
  • 13. GRUPOSLa repetición de las propiedades de loselementos en cada grupo recibe el nombrede ley periódica.LEY PERIÓDICA
  • 14. COMPUESTOSSustancias puras formadas por variostipos de átomos (dos o más elementos) apartir de las cuales pueden obtenerse otrasdiferentes por procesos químicos.
  • 15. REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOSFÓRMULASNH3Los símbolos indicanlos elementos queforman el compuestoLos subíndices indicanel número de átomosde cada clase en elcompuestoSímbolos y subíndices que representan alcompuesto
  • 16. MASA MOLECULAREs la masa de una molécula (expresadaen unidades de masa atómica).En el caso de compuestos iónicos se hablade masa fórmula (la masa de la mínimarelación de átomos a partir de cuyarepetición se puede formar la red iónica).
  • 17. CÁLCULO DE LA MASA MOLECULARCalcula la masa molecular del ácido fosfórico,de fórmula H3PO4.Datos de masas atómicas: H =1 u, P = 31 u, O =16 u.3 átomos de hidrógeno (H): 3 x 1 = 31 átomo de fósforo (P): 1 x 31 = 314 átomos de oxígeno (O): 4 x 16 = 64 +98Solución: Masa molecular del H3PO4: 98 u
  • 18. EL MOL● Es la unidad de cantidad de sustancia delSistema Internacional.● Un mol de cualquier sustancia equivale a unacantidad fija de partículas de ella(concretamente 6,022 · 1023partículas, unnúmero enorme, que representamos por NA).
  • 19. ● Como, en general, las partículas de unasustancia tiene una masa diferente a las deotras sustancias un mol tiene masas diferentessegún la sustancia (pero igual número departículas).EL MOL● La masa de un mol de una sustancia (masamolar) se escogió de manera que coincide conuna cantidad de gramos igual al número queindica la masa de una partícula de esasustancia en unidades de masa atómica.MASA MOLAR
  • 20. EL MOLEJEMPLO:● La masa atómica del oxígeno es 16 u.● Una molécula de oxígeno (O2) pesará:● 16 x 2 = 32 u (masa molecular del O2)● 32 g de oxígeno (O2) son 1 mol de O2(masamolar).● Contienen 6,022 · 10 23moléculas de O2.
  • 21. EJEMPLO:● La masa atómica del hidrógeno es 1 u.● Una molécula de hidrógeno (H2) pesará:● 1 x 2 = 2 u (masa molecular del H2)● 2 g de hidrógeno (H2) son 1 mol de H2(masamolar).● Contienen 6,022 · 10 23moléculas de H2.EL MOL
  • 22. En 32 g de O2hay igual número de moléculasde oxígeno que moléculas de hidrógeno hay en2 g de H2, porque en esas cantidadesseguimos conservando la relación en masasque hay entre una molécula individual de O2(32 u) y una de H2(2 u).EL MOL
  • 23. EL MOLSi no lo has entendido con átomos y moléculasvamos a probar con algo más cotidiano: tornillosy tuercas.Imagina unas tuercas de 5 gramoscada una:Imagina los tornillos que encajan en ellas,de 12 gramos cada uno:Si cogemos un montón de tuercas y un montónde tornillos que guarden la misma relación enpeso que una sola tuerca y un solo tornillo(5/12) ambos montones contendrán igualnúmero de piezas.
  • 24. POR EJEMPLO:50 g de tuercas → 5 x 10 → 10 tuercas120 g de tornillos → 12 x 10 → 10 tornillos50 5120 12=500 g de tuercas → 5 x 100 → 100 tuercas1200 g de tornillos → 12 x 100 → 100 tornillos500 51200 12=EL MOL
  • 25. De igual modo 5 kg de tuercas y 12 kg detornillos contendrán ambos igual número depiezas (concretamente 1000) porque seguimosconservando la relación en masa de las piezasindividuales (5/12).Esto es lo que hicieron los químicos, para suunidad de cantidad de sustancia tomaron lacantidad en gramos numéricamente igual alpeso de una sola partícula, en unidades demasa atómica, esta es la masa molar de lasustancia.EL MOLSI AUN NO HAS ENTENDIDO QUÉ ES EL MOL PRUEBA AQUÍ
  • 26. NA= Número de Avogadro (6.022 · 10 23)N = número de partículasn = número de molesn =NNAN = n · NAEL MOLRELACIÓN ENTRE EL NÚMERO DEPARTÍCULAS Y EL NÚMERO DE MOLES
  • 27. M = masa molarm = masa de sustancian = número de molesn =mMm = n · MEL MOLRELACIÓN ENTRE LA MASA Y EL NÚMERODE MOLES
  • 28. CÁLCULOS CON EL MOL¿Cuántas moléculas de agua contendrá unrecipiente con 0,5 moles de agua?Multiplicamos el número de moles por las partículas quehay en un mol:N = n x NA= 0,5 mol x 6,022 · 1023moléculas1mol= 3,011 · 1023moléculas
  • 29. CÁLCULOS CON EL MOL¿Cuántos moles serán 18,066 · 1024moléculasde agua?Dividimos el número de moléculas entre el número demoléculas hay en un mol:n =NNA18,066 · 1024moléculas6,022 · 1023moléculas/mol= = 30 mol
  • 30. CÁLCULOS CON EL MOL¿Cuántos moles serán 92 gramos de etanol,cuya fórmula es C2H6O? (Datos: masasatómicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u)1º Calculamos la masa molar del etanol (C2H6O):2 átomos de carbono = 2 x 12 = 246 átomos de hidrógeno = 6 x 1 = 61 átomo de oxígeno = 1 x 16 = 16 +462º Calculamos el número de molesn =mM92 g de etanol46 g de etanol/mol= = 2 mol
  • 31. CÁLCULOS CON EL MOL¿Cuánto pesarán 0,7 moles de metano (defórmula CH4)? (Datos: masas atómicas: C = 12u, H = 1 u)1º Calculamos la masa molar del metano (CH4):1 átomo de carbono = 1 x 12 = 124 átomos de hidrógeno = 4 x 1 = 416+2º Calculamos la masam = n · M = 0,7 mol x 16 g/mol = 11,2 g
  • 32. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTOTanto por ciento en masa de cada uno delo elementos que forman el compuestoSe puede calcular fácilmente a partir de lafórmula del compuesto y las masasatómicas.
  • 33. COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTOCÁLCULOCalcula la composición centesimal del nitrato depotasio, cuya fórmula es KNO3.1 átomo de K = 1 x 39,1 = 39,11 átomo de nitrógeno = 1 x 14 = 143 átomos de oxígeno = 3 x 16 = 48 +101,1% de K = x 100 = 38,68 %39,1101,1% de N = x 100 = 13,84 %14101,1% de K = x 100 = 47,48 %48101,1
  • 34. Rafael Ruiz GuerreroDepartamento de Ciencias de la NaturalezaIES Ricardo Delgado VizcaínoPozoblanco (Córdoba)Más recursos en www.fqrdv.blogspot.comCRÉDITOS IMÁGENES:- Diapositiva 2: Azufre cristalino, de Tator1982;oro de Striving a goal;diamante decliff1066TM; grafito de mediateca educamadrid; magnesio de kalipedia.- Diapositiva 13: Chemistry de hans s.