Este documento presenta información sobre la tabla periódica y conceptos químicos fundamentales como clasificaciones de elementos, propiedades de metales, no metales, metaloides y gases nobles, tipos de reacciones químicas y cómo balancear ecuaciones químicas usando métodos como el de redox. Explica la historia y desarrollo de la tabla periódica así como las características de los grupos que la componen.

1. Química:
Tabla periódica, Ecuaciones químicas, concentraciones
químicas y balanceo de ecuaciones químicas.
QFB. Norma Judith Belmares Olvera.

2. Tabla periódica

4. Primeras clasificaciones
 De acuerdo a sus características físicas, químicas. Por
lo empezaron a ordenarlos, además de utilizar
símbolos.

5. Alquimia
 Antecesora de la Química, donde su principal objetivo,
era la transformación del plomo en oro, y la búsqueda
de la piedra filosofal, o el elixir de la vida.

6. Los nombres de los elementos:
 Del latín :
Sodio (Na) Natrium.
Potasio (K) Kalium
Mercurio (Hg) Higrurium
Fosforo (P) Phosphorus.
Azufre( S) Sulfur
Antimonio (Sb) Stribium

7.  Del griego:
 Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
 Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego
Helios).
 Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’
(oxys).
 Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso).
 Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’

8. Clasificaciones:
 Jöns Jakob Berzelius (1820)
 Determino la primera clasificación por medio una
clasificación en orden alfabético de los elementos
descubiertos hasta ese momento, además de los
descubiertos por el, aunque no fue una clasificación
oficial se determino una clasificación no oficial en la
historia de las tablas periódicas.

9.  Johann Wolfang Döbereiner (1829)
 Científico Alemán, señalo la existencia de un conjunto de
elementos que tenían propiedades semejantes y, que el
peso del elemento de en medio es el promedio.
 Dimitri Mendeleev y Julios Lothar Meyer (1870)
 Establecen una periodicidad entre los elementos además de
asignarles un numero por lo que separan estos grupos en A
y B, generándose una clasificación mas completa, basada
en el peso atómico del elemento, de la tabla periódica
además de dejar espacios vacíos por los elementos que
hacía falta descubrir.

11.  Julios Thompson (1895):
Científico Danés estableció una clasificación ordenada
en 7 renglones, también llamados periodos y 18
columnas llamados grupos o familias. El periodo
determina el número del último nivel de energía
principal de los electrones que comienzan a llenar,
mientras que las familias son las propiedades químicas
similares que presentan los elementos.

12.  Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1913)
Científico ingles, determino la carga nuclear de los
átomos de los elementos y concluyo que los elementos se
debían ordenar con base a sus números atómicos o
cantidad de electrones y configuración electrónica de
estos, de ahí que trabajo con las ecuaciones de
Schrodinger y de De Broglie para determinar los posibles
subniveles atómicos así como sus niveles.

13. Niveles de energía

15. Metales, no metales, metaloides y gases nobles.
Clasificación periódica de los elementos
 Metales, no metales , metaloides y gases nobles.
 En general, los elementos se dividen en cuatro grupos:
metales, no metales , metaloides y gases nobles.
 Metales. Tienen las siguientes propiedades físicas:
 Son sólidos, menos el mercurio.
 Tienen brillo metálico y reflejan la luz.
 Casi todos pueden tomar forma de láminas delgadas
(maleabilidad), como las hojas de aluminio y papel
estaño, etc.
 Son buenos conductores del calor y la electricidad.
 Los metaloides con características de metal y no metal.

17.  Los metales tienen las siguientes propiedades
químicas importantes:
 Sus átomos tienen 1, 2 o 3 electrones en su última capa.
 Sus átomos pierden electrones en su última capa, y al
tener más cargas positivas forman iones positivos
(cationes).
 Sus moléculas son monoatómicas.
 En general, se combinan con los no metales formando
sales.
 Se combinan con el oxígeno formando óxidos, los
cuales al reaccionar con el agua producen hidróxidos
(bases).
 Ejemplos de metales: Al, Cu, Ca, Mg, Na, Au, Fe, Pb,
etc.

19. No metales
Tienen las siguientes propiedades físicas:
 Algunos son sólidos a la temperatura ordinaria como el
azufre; otros son gaseosos como el oxígeno y el
nitrógeno. El único líquido es el bromo.
 No tienen brillo metálico y no reflejan luz.
 Los sólidos son quebradizos, por lo que no son
maleables ni dúctiles.
 Son malos conductores del calor y la electricidad.

20. Los no metales tienen las siguientes propiedades
químicas importantes:
 Sus átomos tienen en su última capa 4, 5, 6 y 7 electrones.
 Sus átomos pueden aceptar electrones en su última capa, y
al tener más cargas negativas forman iones negativos
(aniones).
 Sus moléculas son diatómicas y poliatómicas.
 En general se combinan con los metales formando sales.
 Se combinan con el oxígeno formando anhídridos (óxidos
no metálicos) los cuales al reaccionar con el agua producen
ácidos.
 Ejemplos de no metales: B, C, Cl, I, N, O, P, S.

21. Metaloides
 Son 7 elementos que poseen características de metal y
no metal.

22.  Propiedades físicas
 Los metaloides poseen propiedades físicas semejantes
a las de los metales y los no metales. Son sólidos a
temperatura ambiente, la mayoría de ellos presentan
brillo metálico, por lo general son muy duros y se
pueden presentar en diferentes formas alotrópicas. Por
ejemplo, el silicio se puede encontrar en dos formas: la
cristalina, en la cual los átomos se encuentran
perfectamente ordenados en el espacio y la amorfa,
cuyo ordenamiento de átomos es irregular.
Son llamados semiconductores por no ser muy buenos
conductores del calor ni de la electricidad, ejemplo: el
silicio, el germanio, el arsénico y el antimonio.

23.  Propiedades químicas:
 Tienen 3 o más electrones en su capa externa (capa
de valencia): el boro tiene 3 electrones, el silicio y
el germanio 4, el arsénico y el antimonio 5 y el
telurio 6.
La reactividad de los metaloides es variada;
algunos son más reactivos que otros. Pueden
reaccionar con algunos metales y con los no
metales; en general reaccionan con los halógenos y
el oxígeno.

24.  Gases nobles (elementos inertes). Solamente son seis;
difícilmente forman compuestos con otros elementos; son
malos conductores del calor y la electricidad.
 Ejemplos. He, Ne, Kr, Ar, Xe, Rd.

25.  Descripción de los grupos del sistema periódico. Los grupos de la tabla
periódica se integran con los elementos que se asemejan en sus propiedades
químicas y físicas. Por regla general, los elementos del mismo grupo tiene la
misma valencia.
 Grupo I A. Son los metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio y cesio.
 Grupo II A. Son los metales alcalino- térreos: berilio, magnesio, calcio,
estroncio, bario y radio.
 Grupo III A. Son los térreos: boro y aluminio.
 Grupo IV A. Forma la familia del carbono: Son no metales los dos primeros
(carbono, y silicio.); metales los tres últimos (germanio, estaño y plomo).
 Grupo V A. Forma la familia del nitrógeno: nitrógeno y fosforo (no metales).
Arsénico, antimonio y bismuto.
 Grupo VI A. Forma la familia del oxígeno. Oxígeno, azufre, selenio y teluro (no
metales.).
 Grupo VII A. Forma la familia de los halógenos: flúor, cloro, bromo, y yodo (no
metales).
 Grupos I B, II B, IIIB, IV B, V B, VI B, VII B Y VIII. Son los elementos de
transición, todos metales, entre los que destacan los del grupo VIII, que en
cada periodo abarca 3 elementos: fierro, cobalto y níquel; rutenio, rodio y
paladio; osmio, iridio y platino.
 Grupo O. Son los gases nobles: helio, neón, argón, Kriptón, xenón y radón.

26.  Descripción de los grupos del sistema periódico

27. Actividad química de los elementos.

28. Reacción química y su representación
 Reacción química. Es el proceso por medio del cual los átomos de las
sustancias.
 Ecuación química. La ecuación química es una representación
abreviada de una reacción química que indica la proporción
cuantitativa de las sustancias reaccionantes y de las sustancias
producidas.
 La ecuación química se puede escribir en dos formas: por medio de
palabras o con el empleo de números y símbolos.
 La reacción química entre el magnesio y el oxígeno se explica por medio
de palabras como sigue:
Magnesio + oxigeno - oxido de magnesio
Se lee: magnesio más oxigeno produce oxido de magnesio.
 Las sustancias que se escriben a la izquierda de la flecha se llaman
reaccionantes y constituyen el primer miembro de la ecuación. Las
sustancias escritas a la derecha de la flecha forman el segundo
miembro de la ecuación y son los productos de la reacción.

29. La ecuación expresada por medio de fórmulas se establece como sigue:
Mg + O2 ---MgO
Reacciones reversible e irreversible:
Las reacciones reversibles son las que sus productos pueden reaccionar entre sí
para constituir nuevamente las sustancias que reaccionaron inicialmente.

30. Tipos de ecuaciones químicas
 Tipos de reacción química. Las reacciones
estudiadas elementalmente en química son de cuatro
tipos:
 Síntesis o combinación directa.
 Descomposición.
 Sustitución simple.
 Sustitución doble.

31. Síntesis o combinación directa.
 Dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un solo
compuesto.
 2 Hg (elemento) + O2 (elemento) ---- 2HgO (compuesto)
 H2O (elemento) + NH3(elemento) --- NH4OH (compuesto)

32. Descomposición
 Un compuesto se separa en dos o más elementos o compuestos.
 2H2O (compuesto) ---- 2H2 (elemento) ------ O2 (elemento).
 H2SO3 (compuesto) ---- H2O (compuesto) ---- SO2 (compuesto).

33. Sustitución simple
 Un elemento sustituye a otro y toma su lugar en la reacción
química.
 Zn + CuSO4 --- ZnSO4 + Cu
(el zinc sustituye al cobre).
 Fe + 2 HCI --- FeCI2 + H2
(el fierro sustituye al hidrogeno).

34. Sustitución doble
 Dos elementos o radicales compuestos se intercambian.
 HCI + NaOH -- NaCI + H2O
(el hidrogeno y el sodio intercambian lugares)
 AgNO3 + NaCI ---- NaNO3 + AgCI (la plata y el
sodio intercambian lugares).

35. Balanceo de ecuaciones químicas
 Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas,
existen diversos métodos. En todos, el objetivo
que se persigue es que la ecuación química cumpla
con la ley de la conservación de la materia.

36. El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se
tengan los átomos en la misma cantidad.
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices.

37.  En una reacción si un elemento se oxida, también debe
existir un elemento que se reduce. Para balancear una
reacción por este método , se deben considerar los
siguiente pasos:
 1)Determinar los números de oxidación de los
diferentes compuestos que existen en la ecuación.
 2)Una vez determinados los números de oxidación , se
analiza elemento por elemento, comparando el primer
miembro de la ecuación con el segundo, para ver que
elemento químico cambia sus números de oxidación

38.  3) se comparan los números de los elementos que
variaron, en la escala de Oxido-reducción.
 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene
numero de oxidación 0 , se multiplican los números
oxidados o reducidos por el subíndice del elemento
que tenga numero de oxidación 0
 5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el
numero del elemento que se oxido se pone al que se
reduce y viceversa.
Los números obtenidos finalmente se ponen como
coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas
términos y de ahí se continua balanceando la ecuación
por el método de tanteo

39. Balanceo de ecuaciones químicas
por método de redox.

40. Balanceo de redox

41. Redox:
 . Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán
valencia cero
 2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1
 3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1
 4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1
 5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2
 6. Los halógenos tienen en sus compuestos con haluros oxidación -1
 7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto es igual a la carga de los compuestos
 8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y cuando
un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuye

42. 1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los núumeros de oxidación en cada uno de los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno
se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

43.  5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por
los subíndices correspondientes de cada elemento.
 6.- Cruzar los resultados.
 7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar
correspondiente.
 8.-Completar el balanceo por tanteo.
 9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la
ecuación.

44. Expresiones de concentración

47. Partes por millón