Tema 10

INICIO ESQUEMA INTERNET ANIMACIONS FÍSICA E Y QUÍMICA 4º E.S.O
FÍSICA QUÍMICA 3.º ESO
Elementos y compuestos químicos
.

11
Os elementos
e o sistema periódico

PARA COMEZAR

ESQUEMA

INTERNET

ANIMACIÓNS

Xosé Manuel Besteiro
Colexio Apostólico Mercedario
ANTERIOR SALIR VERÍN

INICIO ESQUEMA INTERNET ANIMACIONES FÍSICA E Y QUÍMICA 4º E.S.O
.

Esquema de contidos
OS ELEMENTOS QUÍMICOS

Están formados por ordénanse no

ÁTOMOS SISTEMA PERIÓDICO

Que se
Caracterizados por que se estrutura en Permiten
describen
estudar
mediante
propiedades
GRUPOS PERÍODOS como

Nº ATÓMICO(Z) Nº MÁSICO (A)

MODELOS TAMAÑO

O MESMO Nº DE O MESMO
ELECTRÓNS NO REACTIVIDADE
Nº DE NIVEIS
ÚLTIMO NIVEL QUÍMICA
OU CAPAS
O Nº DE PARTÍCULAS
DO NÚCLEO ATÓMICO

ANTERIOR Colexio Apostólico Mercedario
SALIR
VERÍN

FÍSICA E Y QUÍMICA 4º E.S.O
.

Clasificación da materia.

Sistemas materiais

Substancias puras
Mesturas

Un só compoñente Dous ou máis compoñentes

Simples
Compostas Homoxénas Heteroxénas

Unha soa fase:
Un só tipo Sal+auga
Dous ou máis tipos Dúas ou máis fases:
de átomo. zucre+auga
de átomos. Area+auga
Cl2,Fe, O2 Alcohol+auga
H 2O , CH4 , NH3 Aceite+auga
,Ca,Na…

VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Elementos químicos e átomos
MATERIA: é todo aquello que ten masa e volume
SUBSTANCIA . Tipos de materia que se diferencian polas súas
propiedades específicas(densidade,duereza, brillo, conductividade, etc)

ÁTOMO: Parte máis pequena de cada elemento que pode intervir nunha
combinación química (Dalton)
A unión de átomos iguais orixina elementos
A unión de átomos diferentes orixina compostos

ELEMENTOS:
Substancias puras que non se descompoñen noutras por procedementos
físicos nen químicos.
Están formados por átomos iguais Ex Au, O2, N2, Fe, C,…
Elementos e átomos noméanse co mesmo nome

COMPOSTO:
Substancia puras que pode descompoñerse noutras por procedementos
físicos químicos.(Electrólise, descomposición térmica,…)
Están formados por átomos diferentes. Ex: H2O, H2SO4, NH3,NaCl
Represéntanse por unha fórmula

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Modelos atómicos

Dende a antigüidade o home tivo curiosidade pola composición da materia.
Os sucesivos avances levaron a aparición de novos modelos que permiten
explicar as novas experiencias

Demócrito (S.Va.c.) introduce o termo de átomo como a
parte máis pequena da materia.
ÁTOMO

sen división
Dividindo a materia en cachos cada vez máis pequenos
chegaría un momento no que non poderíamos dividila
máis.
A esa porción mínima e indivisible chamouna
átomo(indivisible) Demócrito
A influenza de Aristóteles fixo que as ideas de Demócrito
non fosen admitidas.

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Modelos atómicos

Aristóteles, outro gran pensador grego, fixo que se impuxese a teoría dos
cuatro elementos.
Segúndo Aristóteles, a materia estaba formada por cantidades variabeis de
catro elementos:Terra , Auga, Aire ,e,lume.

O predominio dun ou outro
destes elementos facía que
a materia fora:

Húmida
Fría
Seca
Quente

SALIR
VERÍN

.

No mundo cristián, a teoría de Aristóteles
foi adoptada polos alquimistas,
precursores dos científicos, que
desenrolaron a súa actividade durante
toda a idade Media .

Aristóteles

VERÍN

.

• Os alquimistas da Idad Media creían que para lograr a transformación dos
metais coma o chumbo, sen gran valor, en oro ou prata, había que agregar
e combinar unha cantidade xusta de mercurio, co fin de lograr a
transmutación.
• Tamén pensaban que para que esta reacción se producira tería que
ocorrer en presencia dun catalizador (sustancia que provoca a modificación
de certos corpos sen modificarse ela mesma) ao que se llamou pedra
filosofal.
• Tamén buscaban un Elixir que dera eterna xuventude,saúde e
inmortalidade

VERÍN

FÍSICA EY QUÍMICA 4º E.S.O
FÍSICA QUÍMCA 3.º ESO
.

MODELO DE DALTON(1808)
Tiveron que pasar vinte séculos para que un químico inglés chamado John
Dalton retomara as ideas de Demócrito e publicase, en 1808, a súa famosa
teoría atómica:
• A materia está formada por pequenas partículas
indivisíbeis chamadas átomos,que non se modifican
en ningún proceso nin físico nin químico
• Os átomos dun elemento son todos iguais e
diferentes dos átomos dos outros elementos
• Un composto fórmase pola unión dos átomos de
diferentes elementos

+ + + +

O Fe C S H N
VERÍN

.

CRITICAS Á TEORIA DE DALTON

• Átomos indivisíbeis ? ( protóns,neutróns,electróns…)
• Átomos dun mesmo elemento idénticos en masa e propiedades
(Isótopos)

• Non explica os fenómenos eléctricos
• Os decubrimentos de finais do século XIX e comezo do XX deixaron en
evidencia a teoría da indivisibilidade atómica.
APORTACIÓNS DE DALTON
• Explica a lei de conservación da masa das reaccións químicas
• Interpreta a lei das proporcións definidas: dous elementos que se unen para
formaren un composto fano sempre na mesma proporción

VERÍN

.

TEORÍA ATÓMICA DE THOMSON

En 1897, O británico Joseph John Thomson descubriu
unhas partículas con propiedades sorprendentes:
prácticamente non tiñan masa e tiñan carga eléctrica
negativa.
Chamounos electróns.
Basouse na súa experiencia co tubo de descarga.
No interior existe un gas sometido a unha diferencia de
potencial.
Desde o polo negativo (cátodo) emítese unha radiación
cara o polo positivo (ánodo).
Joseph John Thomson A radiación é emitida polo gas.
(1856 – 1940)

VERÍN

.

VERÍN

.

MODELO DE THOMSON

• O átomo posúe partículas negativas chamadas electróns.
• Intuía ,dada a neutralidade da materia, a existencia dunha carga positiva
no átomo.
• Anuncia que o átomo é “UNA ESFERA MACIZA CARGADA
POSITIVAMENTE E NO SU INTERIOR ESTÁN INCRUSTADOS OS
ELECTRÓNS”
• Simil: sandía (Pepitas=electróns. Froito:átomo cargado positivamente)

VERÍN

.

DESCUBRIMIENTO PROTÓN

• En 1886, o físico alemán Eugen Goldstein, empregando un tubo catódico cun
cátodo perforado, descubriu unha nova radiación, que fluía polos buracos do
cátodo en dirección oposta á dos raios catódicos.
• Chamouselle "raios canais".
• Posto que os raios canais se moven na dirección oposta aos raios catódicos
de carga negativa , ésta era de natureza positiva.

APORTACIÓNS DE THOMSON
• Explica os fenómenos eléctricos

FALLOS DE THOMSON
• Non explica a desviación das partículas alfa cando se bombardean láminas de
ouro

VERÍN

.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

VERÍN

.
OBSERVACIÓNS DE RUTHERFORD

• Rutherford bombardeou unha fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de
Helio, procedentes da desintegración do Polonio)
• Observou que a maioría das partículas que atravesaban a lámina seguían unha líña
recta ou se desviaban un ángulo moi pequeno da dirección inicial.
• Soamente, moi poucas partículas se desviaban grandes ángulos, o que contradecía
ao modelo atómico proposto por Thomson.
• Rutherford supuxo que ditas desviacións proviñan dunha única interacción entre a
partícula proxectil e o átomo

CONCLUSIÓNS DE RUTHERFORD

• Rutherford concluiu que o feito de que a maioría das partículas atravesaran a folla
metálica, indica que gran parte do átomo está baleiro

• O rebote das partículas indica un encontro directo cunha zona fortemente positiva do
átomo e á vez moi densa de masa.

VERÍN

.
POSTULADOS DE RUTHERFORD
• O átomo está constituido por unha parte central á que se le chama núcleo e
na que se encontra concentrada case toda a masa do núcleo e toda a carga
positiva.
• Na parte externa do átomo(Codia) encóntrase toda a carga negativa e a súa
masa é moi pequena en comparación co resto do átomo, esta está formada
polos electróns que conteña o átomo.
• Os electróns xiran a gran velocidade arredor do núcleo, en orbitas circulares.
• O tamaño do núcleo é moi pequeno en comparación co do átomo,
aproximadamente 10.000 veces menor.

.

VERÍN

.

MODELO ATÓMICO SEGUNDO RUTHERFORD

CODIA electróns.

ÁTOMO protóns.
NÚCLEO
neutróns.

OBXECCIÓNS A RUTHERFORD
• O modelo sería inestable xa que os protóns repeleríanse .Tivo que
descubrir os neutróns como as partículas que impedirían esas repulsións.
•Os electróns perderían enerxía ao xirar arredor do núcleo baixo unha
aceleración centrípeta e acabarían caindo sobre o núcleo
VERÍN

.
CUALIDADES QUE PERMITEN DIFERENCIAR DOUS ÁTOMOS
• Nº ATÓMICO(Z)
É o número de protóns que ten o átomo, coincide co lugar que ocupa
na taboa periódica e tamén co nº de electróns en átomos neutros.
• Nº MÁSICO(A)
É a suma do nº de protóns e do nº de neutróns que ten un átomo

A = Z + nº neutróns

• ISÓTOPOS :
Son átomos do mesmo elemento (teñen igual nº atómico Z) ,
pero teñen distinto nº másico A por teren diferente nº de neutróns.

Electrón Protio Deuterio Tritio
Neutrón
protón
VERÍN

.

Forma aceptada para representar os átomos
dun elemento químico:

X = símbolo do elemento
Z = número atómico
A = número másico

VERÍN

.
ISÓTOPOS.

Isótopos do carbono:

Isótopos do hidróxeno:

VERÍN

.
IÓNS.
• Son átomos que perderon ou gañaron electróns para estabilizarse

• ANIÓN : Ión negativo formado cando un átomo gana electróns, adquirindo un
exceso de carga negativa.

Represéntase como : X-

• CATIÓN: ión positivo formado cando un átomo perde electróns , queda con
defecto de carga negativa ou máis carga positiva que negativa.

Represéntase como : X+TIÓN
26 protóns 26 protóns
56 56 +2
Fe 26 electróns Fe 24 electróns
26 26

30 neutróns 30 neutróns

átomo de ferro catión ferro +2

.

COMPLETA A SEGUINTE TABOA
SÍMBOLO Z A Nº PROTÓNS Nº ELECTRÓNS Nº NEUTRÓNS
23
11 Na
11 23 11 11 12

16 16

197 96

3 4

65
30 Zn
40
20 Ca +2
17 18
Cl −
63 29 32

13 14

VERÍN


RESUMINDO: 1 u.m.a.
.
Núcleo
Núcleo 1 u.m.a.
u.m.a. = Codia 1/1840
unidade de
masa atómica u.m.a.
(masa dun Positiva Non ten
átomo de
hidróxeno) Negativa

PARTÍCULA LOCALIZACIÓN MASA CARGA
Protón

Neutrón

Electrón
VERÍN

.
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)
O Modelo de BOHR trata de explicalos espectros.
Cando a luz branca incide sobre un prisma , descomponse en cores formando un
espectro.
Cando a luz procede dun elemento o espectro está formado só por algunhas raias.

Os electróns só se poden mover en determinadas órbitas chamadas
“ÓRBITAS ESTACIONARIAS “nas cales non se absorbe nin emite enerxía.
h
Nas órbitas estacionarias cúmprese: m⋅v⋅r = n⋅
2π
n = nº cuántico principal só pode tomar os valores 0 , 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , 6…

A enerxía destas órbitas aumenta a medida que se apartan do núcleo.

VERÍN

.

 O salto dun electrón dunha órbita de maior enerxía a outra de menor
enerxía dá lugar á emisión dunha radiación electromagnética en forma de
luz.
Esta enerxía emitida non pode ser calquera (Está cuantizada) e vai cumprir
que:
E =h⋅υ
h = constante de Planck = 6,63· 10-
v = frecuencia da radiación

FALLOS DO MODELO DE BOHR:
 Supón que as órbitas son circulares
 Despreza a masa do electrón ( a masa do protón é unhas 1840 veces a masa do
electrón)
 Supón que o núcleo está fixo
 Explica o espectro do hidróxeno ,pero non o de átomos con máis dun electrón

VERÍN

.

. Absorción

Emisión

VERÍN

.
MODELO DE BOHR-SOMMERFELD(1916)

ANTECEDENTES:
. Os modernos métodos de observación permitían comprobar o desdobramento
das liñas espectrais de Bohr
A presenza dun campo magnético ou eléctrico provocaba o desdobramento
das liñas espectrais(EFECTO ZEEMAN 1896)

SOMMERFELD modificou os potulados de Bohr para poder interpretar os novos
feitos
As órbitas descritas polos electróns dentro de cada nivel enerxético n poden
ser circulares ou elípticas
A excentricidade de cada órbita vén dada polo nº cuántico secundario “l” que
sinala os os posíbeis subniveis de enerxía de cada nivel” n”

Valores que pode tomar “l” : 0, 1, 2, 3, 4…n-1.

VERÍN

.

Nivel principal de Subnivel
enerxía
4d
n=4 5s
4p
3d
n=3 4s
3p
Incremento de enerxía

3s
n=2 2p
2s

n=1
1s

VERÍN

.

A orientación e a inclinación das órbitas no espazo non pode ser calquera.
Un novo nº cuántico “m” chamado nº cuántico magnético controla a orientación
no espazo
“m” pode tomar os valores que van desde –l…, 0,…+l, indo de un en un.

Sommerfeld explicaba a complexidade das raias espectrais

Nº CUÁNTICO DE SPIN (s)

En 1925 Uhlembeck e goldsmit explicaron o efecto Zeeman postulando que o
electrón , ademáis de xirar arredor do núcleo, xiraba sobre si mesmo
comportándose coma un pequeño imán
s = +1/2 cando rotación e traslación teñen o mesmo sentido
s = -1/2 cando rotación e traslación teñen sentidos contrarios
.

VERÍN


ANTECEDENTES DA TEORÍA CUÁNTICA DE SCHRÖDINGER
3. Hipótese de De Broglie
4. Principio de incerteza de Heisenberg
HIPÓTESE DE DE BROGLIE:

En 1924 o físico francés Louis de Broglie considerando a teoría
ondulatoria e corpuscular da luz , propuxo que a materia, en certas
condicións, podería mostrar propiedades de onda . De Broglie suxeriu
que o electrón, na súa traxectoria arredor do núcleo, ten asociada unha
lonxitude de onda particular.
h
λ=
mv
h =6,63·10-34 J·s = constante de Planck
mv para cualquera obxecto chámase
momento

VERÍN

.

ANTECEDENTES DA TEORÍA CUÁNTICA DE SCHRÖDINGER
PRINCIPIO DE INCERTEZA DE HEISENBERG:
En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) sostuvo que:

“É imposible coñecer simultaneamente a posición e o momento linear
dunha partícula. Canto máis exacta sexa a determinación dunha delas ,
máis inexacta será a da outra”.

TEORÍA CUÁNTICA DE SCHRÖDINGER
• En 1926, Erwin Schrödinger describiu o comportamento do electrón dun
átomo dacordo a consideracións estatísticas.

• Schrödinger considerou que a traxectoria definida do electrón segundo
Bohr (ÓRBITA) debe sustituirse pola probabilidade de encontralo nunha
zona do espazo atómico (ORBITAL)

VERÍN

.

TEORÍA CUÁNTICA DE SCHRÖDINGER
ORBITAL: “ZONA DO ESPAZO NA QUE EXISTE A MÁXIMA PROBABILIDADE DE
ENCONTRAR AO ELECTRÓN”
• Baixo este plantexamento, os estados de
enerxía permitidos para o electrón no
átomo (chamados orbitais e onde cada
un deles ten unha enerxía característica
e unha forma particular) quedan
descritos por medio de catro números
cuánticos:
• O principal(n) n= 1, 2 , 3 , 4 , 5, 6,
K, L, M, N ,O
• O secundario (l),l= 0,1, 2 , 3, 4…n-1
s, p , d, f, f, f,…
• O magnético (m) m= -l…0…+l
• O espín (s). S = +/- 1/2
VERÍN

.
NÚMEROS CUÁNTICOS.

• Número cuántico principal (n) relaciónase directamente coa magnitude e a
enerxía dun orbital atómico. Este número pode ter calquera valor enteiro e positivo
n: 1,2,3,4,....
Cando n aumenta, tamén aumenta a enerxía e a distancia do electrón ao núcleo.
• Número cuántico secundario o azimutal (l):
Para medir a excentricidade da órbita definiuse un segundo número cuántico
denominado secundario ou azimutal
• Os valores que toma o número cuántico secundario dependen do valor
de n, segundo l = 0,1,2...(n-1).
• Se n = 3 entonces l toma os valores 0,1 y 2

• Os valores de l teñen os seus equivalentes en letras,
• l 0 1 2 3 4
• Nome s p d f f

VERÍN

.

Orbitais s

VERÍN

.

• Número cuántico magnético m . Está relacionado coa orientación espacial do
orbital .Os seus valores dependen de l e pode tomar 2l + 1 valores enteiros, é decir
– +l,.....,0,.......-l
– Se l = 0 entonces m = 0
– Se l = 1 entonces m = +1, 0, -1 , de maneira que o subnivel p (l=1) contén tres orbitais
que se designan como px, py, pz

• Número cuántico de espín (s). Corresponde ao xiro do electrón sobre
o seu propio eixe, o cal pode ter dous sentidos, na dirección das
agullas do reloxo ou en sentido contrario.
- O espín pode tomar os valores de +1/2 ,e, -1/2

- O número cuántico de espín non deriva da
ecuación de Schrödinger senón que se introduciu
para que a teoría estivera dacordo cos datos
experimentais

VERÍN

.

ENERXÍA E CAPACIDADE DOS ORBITAIS ATÓMICOS

• Os niveis de enerxía para o átomo de
hidróxeno dependen exclusivamente do
número cuántico n, de maneira que tódolos
subniveis teñen a mesma enerxía.

• Para os átomos polielectrónicos, depende
dos números cuántico principal (n) e
secundario (l).

• Variacións do nivel de enerxía

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
<5p<6s<4f<5d<6p<7s< ........

VERÍN

.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DOS ÁTOMOS

• Enténdese por configuración electrónica do átomo á distribución dos electróns nos
diferentes orbitais atómicos.

• Para encontrar tal configuración débense seguir certas regras
• Os electróns sitúanse nos orbitais de menor enerxía.
• Según Pauli, cada electrón dun átomo ten os seus propios números cuánticos .
(n , l , m , s)
• Un orbital ten un máximo de dous electróns con espín oposto, o que se traduce
en que o subnivel s ten como capacidade máxima 2 electróns. O subnivel p
con tres orbitais, 6 electróns. O subnivel d con cinco orbitais, 10 electróns e o
subnivel f con 7 orbitais, 14 electróns.
• Cando un subnivel ten máis dun orbital, os electróns van ocupando o subnivel
de maneira que cada electrón adicional que entra, se ubica en orbitais
diferentes co mesmo espín. Esta condición chámase regra de Hund ou regra
de máxima multiplicidade de espín.
VERÍN

.

REGRA DAS DIAGONAIS
1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

VERÍN

.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.
• “Dous electróns nun átomo non poden ter o mesmo conxunto de números
cuánticos”. Polo menos un dos catro números cuánticos debe ser diferente.

• Esta condición limita a capacidade de cada orbital , posto que dos electróns nun
orbital poden ter igual n,l ,e, m pero deben ter diferente espín +1/2 ou -1/2

• Unha forma de sinxela de representar as configuracións é a través do
diagrama de orbitais onde cada cadrado representa un orbital.
• 1H 1s1
• 2 He 1s2

• 3 Li 1s22s1

VERÍN

.
EXEMPLOS DE CONFIGURACIÓNS ELECTRÓNICAS

1. Escribe a configuración electrónica para fósforo, P: Z= 15

15 P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

K L M
• Escribe a configuración electrónica para o ión Na+

• Configuración para o átomo neutro
11Na : (1s 2s 2p 3s )
2 2 6 1

• Configuración para o ión Na+
11Na : (1s 2s 2p ) perde o último electrón.
+ 2 2 6

VERÍN

.
EXEMPLOS DE CONFIGURACIÓNS ELECTRÓNICAS

Configuración do ión cloruro Cl-

• Configuración do átomo de cloro neutro:
Cl Z = 17 (1s2 2s22p6 3s23p5)
K L M
• Configuración electrónica do ion cloruro Cl-
Cl- (1s2 2s22p6 3s23p6)

Configuración electrónica de iones Zn2+ y Sn2+

• Configuración do Zn neutro: Z= 30 (.......3s23p63d10 4s2)
Zn2+ (.......3s23p63d10)

• Configuración do Sn neutro : Z = 50( ...4s24p64d10 5s25p2)
Sn2+(...4s24p64d10 5s2)

VERÍN

.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DOS ELEMENTOS: SISTEMA PÈRIÓDICO

• Os químicos sempre sentiron a necesidade de clasificar aos elementos
para facilitar o seu estudo e o dos compostos.
• Intentáronse varias clasificacións, case todas con defectos.
1. LAVOISIER: finais do século XVIII clasifica aos elementos en metais e non
metais
2. DÖBEREINER: comezo do século XIX clasifica aos elementos en TRIADAS
3. NEWLANDS : mediadas do século XIX “LEI DAS OCTAVAS” agrupa aos
elementos en grupos e períodos. Despois de cada 7 repetíanse as
propiedades
4. MEYER E MENDELIEV : finais do século XIX. Ordenan aos elementos en
orde crecente do nº másico
• En 1914 HENRY MOSELEY propón a clasificación en orde crecente do
nº atómico

VERÍN

.

WERNER e PANETH contruiron a taboa actual de 18 columnas e en orde crecente do
nº atómico .

VERÍN

.

A taboa periódica está formada por cadros , en cada un dos cales se coloca o
nome dun elemento e o seu símbolo acompañado do nº atómico e da súa masa
atómica
• PERIODO: conxunto de elementos que ocupan unha líña horizontal.
Dentro de cada período os electróns máis externos están na mesma capa
Identifícanse cos números 1,2,3....7 ou coas letras K, L, M, N, O, P, Q. Son os
niveis de enerxía dos átomos (número cuántico principal, n).
Período 1 : ten 2 elementos
Períodos 2 ,e, 3 : teñen 8 elementos cada un
Períodos 4,e, 5 : teñen 18 elementos cada un
Períodos 6 , e , 7 : teñen 32 elementos cada un

O hidróxeno colócase no 1º período pero non encaixa en ningún grupo polas súas
propiedades.

VERÍN

.

GRUPO: é cada unha das columnas do S.P. Son 18 en total
•Os elementos de cada grupo teñen o mesmo nº de electróns na última capa(Capa de
Valencia).
•Os elementos de cada grupo teñen propiedades químicas semellantes

CAPA DE VALENCIA: é a capa na que se colocan
os últimos electróns cando se fai a configuración electrónica.
Son, polo tanto, os electróns máis externos ,e, os principais
responsábeis do comportamento químico e físico dese
elemento.

VERÍN

.
CLASIFICACIÓN DOS GRUPOS EN FUNCIÓN DAS SÚAS PROPIEDADES

1. Grupos longos( Elementos Representativos):Son 8
O electrón diferenciador acomódase en orbitais s ou p.
Son os grupos : 1, 2,13,14,15,16,17,e,18
Reciben nomes específicos:
Alcalinos(1) Alcalinotérreos(2) Térreos(13) Carbonoides(14)
Nitroxenoides(15) Anfíxenos(16) Halóxenos(17) Gases Nobres(18)

2. Grupos curtos (Elementos de transición): Son 10
Elementos de Transición Curta:
O é diferenciador acomódase en orbitais d.
Elementos de Transición Larga:
O e diferenciador acomódase en orbitais f.

A taboa períódica divídese en catro bloques que se representan por diferentes cores:
metais, non metais, semimetais e gases nobres.
Cada bloque ten unhas propiedades características.

VERÍN

INICIO ESQUEMA INTERNET ANIMACIÓNS FÍSICA E Y QUÍMICA 4º E.S.O
.
CLIC PARA CONTINUAR
A taboa periódica

Alcalinos Número Masa
atómico atómica (U)

Alcalino- Símbolo
terreos
Nome

Anfíxenos

Halóxenos

Gases
nobres

MetaIs
Lantánidos
Non metais
Actínidos Gases
nobres
SALIR
VERÍN

INICIO ESQUEMA INTERNET ANIMACIÓNS FÍSICA E Y QUÍMICA 4º E.S.O
.
CLIC PARA CONTINUAR
Metais, non metais e gases nobres
• Representan case o 75 % de tódolos elementos. Cobre
• Teñen brillo metálico. Ouro
METAIS

• Conducen ben a calor e a electricidade.
• Son dúctiles e maleábeis.
• Excepto o mercurio, que é líquido, son sólidos a
temperatura ambiente e funden a alta temperatura.
Aluminio
• Tenden a perder electróns e formar ións positivos. Estaño

• Son malos condutores da calor e da electricidade.
NON METAIS

• A temperatura ambiente poden ser sólidos, líquidos
ou gases.
• A maioría dos sólidos son brandos. Bromo

Flúor
• A temperatura de fusión para a maioría dos sólidos

F
é baixa, igual que a de ebulición para os líquidos.
• Solen captar electróns formando ións negativos. Xofre Iodo

• Encóntranse na natureza como átomos illados.
GASES NOBRES

• Son gases a temperatura ambiente.
• Desde o punto de vista químico son moi estábeis:
non forman compostos. Non ganan nin pierden
electróns; é decir, non forman ións.
• As súas aplicacións están relacionadas coa súa
estabilidade química.

SALIR
VERÍN

.

PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquelas propiedades físicas ou químicas que dependen da configuración
electrónica e varían de forma predecible dentro dun grupo ou dun período

5. VOLUME ATÓMICO
Dentro dun período diminúe cara a dereita ,
xa que ao aumentar o nº atómico aumenta
a carga do núcleo e da codia, sendo maiores
as forzas de atracción que exerce o núcleo
sobre os electróns.
Dentro dun grupo aumenta cara abaixo xa
que aumenta o nº de capas e con elo a
distancia, sendo menor a forza coa que son
atraidos os electróns externos.

VERÍN

.


2. POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Corresponde á enerxía necesaria para arrancar o electrón máis debilmente ligado
dun átomo gaseoso para convertilo nun ion gaseoso (1° P.I.).
M°(g) + P.I → Mn+(g) + é
Dentro dun período aumenta cara a dereita , e, dentro dun grupo aumenta cara
arriba

3. AFINIDADE ELECTRÓNICA (A.E.)
Enerxía desprendida cando un átomo en estado gasoso capta un electrón.
M°(gas) + é M-(gas) + A.E.
Dentro dun período aumenta cara a dereita ,e, dentro dun grupo aumenta cara
arriba

VERÍN



4. ELECTRONEGATIVIDADE(E.N.)
Tendencia que teñen os átomos para atraer cara sí aos electróns do enlace que forman
cos átomos doutro elemento.
Dentro dun período aumenta cara a dereita,e, dentro dun grupo aumenta cara arriba

5. CARÁCTER METÁLICO(PODER REDUTOR)
Tendencia dun átomo a ceder electróns.
Dentro dun período diminúe cara a dereita e dentro dun grupo aumenta ao descender

6. CARÁCTER NON METÁLICO(PODER OXIDANTE)
Tendencia a captar electróns.
Dentro dun período aumenta cara a dereita ,e , dentro dun grupo diminúe ao descender

.

NÚCLEO ATÓMICO / REACCIÓNS NUCLEARES

Partículas constituintes do núcleo.
•Protóns (masa = 1,672·10-27 Kg)
•Neutróns (masa = 1,675·10-27 Kg)
As masas do protón e do neutrón son semellantes , aproximadamente = 1 u.m.a
Forzas nucleares . Son forzas atractivas que se exercen a moi curta distancia
,e,que permiten manter unidos a protóns e neutróns.

NUCLEÓNS ⇒ Nº total = A (P +n)
PROTÓNS (p, H+) ⇒ Nº total = Z
NEUTRÓNS (n) ⇒ N = A – Z

FORZAS DE INTERACCIÓN:
Repulsións electrostáticas p-p
·

TAMAÑO PEQUENO ·      Interaccións de curto alcance p-n
Elevada densidade ·      Interaccións de curto alcance n-n
VERÍN

.
REACCIÓNS NUCLEARES (producen cambios nos núcleos dos átomos)

REACCIÓNS REACCIÓNS
NUCLEARES ORDINARIAS
Cambios nucleares Sí Non
Aparición de novos elementos Sí Non
Comportamento dos isótopos Diferente Igual
Emisión de enerxía Moi elevada Elevada ou non

PARTÍCULAS QUE ACOMPAÑAN ÁS REACCIÓNS NUCLEARES

NÚCLEO PROTÓN NEUTRÓN RADIACIÓN α RADIACIÓN β RADIACIÓN ɣ

A 1 1 4 0 0
Z X 1p 0n 2α −1 β 0γ

VERÍN

.
RADIOACTIVIDADE:
Fenómeno polo cal algúns núcleos atómicos inestábeis, expulsan do seu interior
protóns, neutróns , radiacións ,e, enerxía ata transformárense en núcleos máis
estábeis.

Partículas ɣ
4 0
Partículas σ 2 He Partículas β −β
1
•Carga positiva •Carga negativa •Sen carga
•Tamaño grande •Maior poder de •Poder de penetración
•Pequeno poder de penetración cás σ moi elevado
penetración •Atravesan láminas de Al •Atravesan láminas de Al
•Atravesan láminas de de 5 mm de ata 15 mm
Al de 0,1 mm •Freadas por varios m de •Freadas por paredes de
aire formigón de 1 m
•Ionizan o aire
•Provocan fluorescencia nalgunhas substancias
•Velan placas fotográficas
•Producen efectos mecánicos, caloríficos e térmicos
l Xosé Manuel Besteiro
VERÍN

.
REACCIÓNS DE FUSIÓN :
Unión de dous ou máis núcleos lixeiros para dar outro núcleo máis
pesado liberando moita enerxía

fusión
+ + Enerxía

3 4
2 He
1
1H 1H
+ + Enerxía

Vantaxes da fusión:
Desprendemento de moita enerxía
Non contamina

Limitacións:
A reacción de fusión require temperaturas moi altas( arredor do
millón de ºC)
VERÍN

.

REACCIÓN DE FISIÓN

ENER

FISIÓN: ENER

Rotura dun núcleo pesado ao incidir sobre él neutróns para obter
outros núcleos máis pequenos liberando neutróns e moita enerxía.
Emite radiacións contaminantes

ENER

VERÍN

.

LEIS DAS DESINTEGRACIÓNS RADIACTIVAS:
2. Conservación do nº atómico:
A suma dos números atómicos dos reactivos é igual á suma dos números
atómicos dos produtos
4. Conservación do número másico:
A suma dos números másicos dos reactivos é igual á suma dos números másicos
dos produtos
EX . DE REACCIÓNS NUCLEARES
238 206
14
7 N + 0 n → 14C + 1 H
1
6
1
92 U → 82 Pb + 8 2 He + 6 -0e
4
1
14
6 C → 14N + -0e
7 1

113
48 Cd + 0 n → 114Cd + γ
1
48
40 0 40
10 1 7 4
B + 0 n → 3Li + 2 He 19K + -1 e → 18 Ar
5
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Os elementos químicos máis comúns: bioelementos

Chámanse bioelementos os elementos químicos que
forman parte dlos seres vivos. Os máis abundantes son:
C, H, O, N, Ca, P, Mg, S, Na, K y Cl, constitúen máis do
99% dests seres.

6 12 1 1 8 16 7 14

C H O N
Carbono Hidrógeno Oxígeno Nitrógeno

A CDR é a cantidade dun nutriente que unha persoa sa debe inxerir por termo medio cada
día, a través da dieta, para mantener un bon estado de saude.

40,1 31 24,3 32 23
20 15 12 16 11 19 39,1 17 35,5
Ca P Mg S Na K Cl
Calcio Fósforo Carbono Azufre Sodio Potasio Cloro
Leite, queixo, Leite, aves, Leite, carne, Carne, pescado Sal común. Leite, chocolate, Sal común.
pan e verduras. pescado, carne, verduras, e ovos. CDR = 500 mg froita, verduras CDR = sen establecer
CDR = 800 mg legumes e legumes noces. e cereais.
CDR = sen establecer
froitos secos. CDR = 300 CDR = 2000 mg
CDR = 800 mg mg

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Os elementos químicos máis comúns: oligoelementos

Son oligoelementos os elementos que están en menor
proporción (aproximadamente o 0,1%) e que son
indispensábeis para tódolos seres vivos, coma o Fe, o Zn,
o Mn, o F, o I , o Cu e ol Co.

26 55,8 30 65,4 25 54,9 9 19 53 126,9 29 63,5 27 58,9

Fe Zn Mn F I Cu Co
Hierrp Zinc Manganeso Flúor Yodo Cobre Cobalto
Fígado, Carne, cereais Té, arroz Té, pescado e agua Sal iodado, Fígado, noces e Carne, pescado,
legumes, carne integrais e integral, froitos fluorada marisco e algas legumes. lácteos e lentellas.
e xema de ovo legumes. secos e CDR = sen establecer CDR = 150 mg CDR = 1,5-3 mg CDR = sin
CDR = 14 legumes. establecer
CDR = 15 mg
mg CDR = 2-5 mg

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Moléculas
Unha molécula é unha agrupación de átomos que poden pertenecer ao
mesmo elemento ou a varios diferentes. É la parte máis pequena dunha
substancia que conserva as súss propiedades químicas.
Unha substancia molecular é un conxunto de moléculas.

2 átomos de H
H2O Sen subíndice.
na molécula. Só 1 átomo de O
na molécula.
ClNa
Sen subíndice. Só Sen subíndice. Só
1 átomo de Cl na 1 átomo de Na na

SO3
molécula. molécula.

Sen subíndice. Só 3 átomos de O na
1 átomo de S na molécula.
molécula.
SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Cristales
Un cristal es una forma de materia cuyas partículas forman una estructura
interna perfectamente ordenada que se extiende en las tres direcciones
del espacio.

CRISTAL IÓNICO CRISTAL METÁLICO

Cationes

Cationes
CRISTAL COVALENTE metálicos

Aniones
Átomos Nube de
electrones

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Compuestos inorgánicos más comunes

H2O NH3

ÓXIDOS NO METÁLICOS CO2 CO SO2 SO3 NO2

ÓXIDOS METÁLICOS FeO Fe2O3

ÁCIDOS HCl HNO3 H2SO4

BASES NaOH KOH Al(OH)3

SALES NaCl CaCl2 CaCO3 NaHCO3 CUSO4 KNO3

SALIR
VERÍN

.
CLIC PARA CONTINUAR
Compuestos orgánicos más comunes

COMBUSTIBLES Metano Propano Butano

SUST. DE USO COMÚN Octano Alcohol etílico Vitamina C Aspirina

GLÚCIDOS Glucosa Fructosa Sacarosa Celulosa

LÍPIDOS Colesterol Albúmina Ácido oléico

ÁCIDOS NUCLEÍCOS ADN ARN

POLÍMEROS SINTÉTICOS Polietileno Poliestireno

SALIR
VERÍN

FÍSICA Y QUÍMICA 3.º ESO
INICIO ESQUEMA INTERNET ANIMACIONES

Enlaces de interés

Tabla periódica: datos Tabla periódica ilustrada

IR A ESTA WEB IR A ESTA WEB

SALIR
VERÍN

.

Enlaces de interés

Enlace químico

IR A ESTA WEB

SALIR
VERÍN

.

Animaciones

La tabla periódica

ABRIR

SALIR
VERÍN

Tema 10

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

Destacado

Destacado (18)

Más de besteiroalonso

Más de besteiroalonso (20)

Tema 10