Las propiedades periodicas de los elementos

Cuales son las propiedades periódicas de los elementos?

- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo

- Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.

- Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

- Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.

- Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octete

EQUIPO	PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
1	Masa atómica y número atómico: La masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.[1] La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo
2	- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.
3	Potencial de ionización : energía necesaria para arrancarle un electrón
4	- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo
5	Electronegatividad: La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente
6	: número de electrones que necesita ganar o perder para el octeto Valencia iónica

martes 9 de noviembre de 2010

Actividad experimental

El Nitrógeno

Descubierto en: 1772
Descubierto por: C. Scheele y D. Rutherford
Fuentes: Atmósfera: destilación del aire líquido.
Usos: El nitrógeno líquido se usa como refrigerante. Atmósfera inerte en lámparas y relés, en la industria electrónica, industria del acero. Productos agrícolas. Propelente en aerosoles y extintores, en industria del petróleo.

---

Curiosidades sobre el elemento: Descubierto por Daniel Rutherford en 1772. Casi al mismo tiempo, Scheele, Cavendish, Priestley y otros estudiaron "el aire quemado o deflogistado" como se denominaba el aire sin oxígeno. Lavoisier lo denominó azote (sin vida); de este nombre derivan otros todavía en uso: azida, hidracina,..... El nombre de nitrógeno (formador de nitratos) fue propuesto por J. Chaptal. Fue licuado por primera vez en 1877 por L. Cailletet.
Componente esencial de los seres vivos (animales y plantas) lo contienen en forma de proteínas y ácidos nucleicos; como consecuencia, en los buenos suelos hay hasta 30 toneladas/hectárea de combinaciones nitrogenadas: en la corteza terrestre se encuentra en un 1,9x10^-3% en peso. En volumen el 78% de la atmósfera es nitrógeno (75% en peso); la atmósfera de Marte, en comparación, sólo tiene 2,6% de nitrógeno. El ciclo del nitrógeno se produce en la parte superior de la corteza terrestre y la atmósfera y consiste en una serie de reacciones mediante las cuales dicho elemento es lenta, pero continuamente, reciclado en la atmósfera, litosfera e hidrosfera: Las moléculas de N₂ y O₂ que colisionan en las proximidades de un rayo pueden producir NO (óxido nítrico), que es bastante reactivo, por lo que reacciona con O₂ y forma NO₂, que se disuelve en el agua de lluvia y cae a la tierra siendo utilizado por las bacterias para producir sustancias asimilables por las plantas.

De la atmósfera (su fuente inagotable) se obtiene por licuación y destilación fraccionada. Hay otros procedimientos: combustión de carbón con oxígeno del aire. Para obtenerlo muy puro se puede utilizar la descomposición térmica (70ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa o la descomposición de amoníaco (1000ºC) en presencia de níquel en polvo.
A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético. Es más ligero que el aire. A 0ºC se disuelven en agua 0,023 volúmenes/% de nitrógeno; la solubilidad del O₂ es el doble y, por consiguiente, la presión parcial del oxígeno en el agua es superior a la del nitrógeno, lo que es esencial para los seres vivos acuáticos.
Presenta todos los estados de oxidación entre -3 y +5.
Es bastante inerte, ya que la molécula es muy estable. Cuando se calienta nitrógeno se combina directamente con litio, magnesio o calcio formando nitruros; también lo hace con óxidos metálicos y con el carbono; cuando una mezcla de nitrógeno con oxígeno se somete a un descarga eléctrica se forma primero óxido nítrico (NO) y después dióxido (NO₂); cuando se calienta a presión con hidrógeno y un catalizador se obtiene amoníaco (NH₃)(Proceso Haber-Bosch).

EL NITRÓGENO LÍQUIDO

En estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua.

El nitrógeno líquido se usa como refrigerante: congelado por inmersión y transporte de alimentos congelados.
Sus compuestos son numerosísimos y se encuentran en alimentos, venenos, fertilizantes y explosivos:
El amoníaco se usa como fertilizante en forma de sales amónicas, urea y cianamida. Como refrigerante está desplazando a los hidrocarburos halogenados.
El ácido nítrico (líquido incoloro) que se obtiene a partir del amoníaco, es un ácido fuerte y oxidante poderoso y se emplea en la fabricación de nitratos, nitración de sustancias orgánicas. Los nitratos de sodio y potasio que se han formado por descomposición de materia orgánica reaccionando con compuestos de los metales, se encuentran en ciertas áreas desérticas en gran cantidad y se utilizan como abonos. Son muy solubles.
Entre los óxidos destaca el NO₂ usado en anestesia.

El nitrógeno líquido es nitrógeno puro en estado líquido a una temperatura igual o menor a su temperatura de ebullición, que es de –195,8 °C a una presión de una atmósfera. El nitrógeno líquido es incoloro e inodoro. Su densidad en el punto triple es de 0,707 g/ml.

Se produce industrialmente en grandes cantidades por destilación fraccionada del aire líquido. A la hora de manipular es recomendable leer la HDSP (hoja de seguridad del producto) debido a que es un gas inerte (desplaza el oxígeno) y debido a su baja temperatura puede producir quemaduras.

Recapitulacion 13

Aclaración de dudas

EQUIPO	RESUMEN	DUDAS
1	El jueves vimos las propiedades de los metales y no metales e hicimos la estructura de algunos elementos	Ninguna
2	Ayer vimos las propiedades físicas de los metales y los o metales, además de ver la estructura química de varios elementos.	Ninguna
3	El día 4 de noviembre vimos las características  de los metales y no metales, posteriormente clasificamos el cobre, el aluminio, el hierro, la plata, y el mercurio; en una tabla anotamos  su símbolo químico, su número atómico, su estructura de cada uno de estos metales y al final  buscamos en la red  su modelo atómico.	Ninguna
4	El  día jueves 4 de noviembre se comenzó la clase definiéndose algunas propiedades de los  metales y los no metales, posteriormente en equipo se definieron algunas características de un elemento en específico, estas características fueron número atómico, símbolo, estructura del elemento y buscamos su modelo atómico.	Ninguna
5	El martes no hubo clases, el jueves estudiamos las propiedades físicas de los metales y los no metales y vimos la estructura atómica de los principales metales. (:	Ninguna
6	Ayer jueves 4 de noviembre vimos las propiedades físicas  de los metales y los no-metales, también vimos la estructura atómica de los metales principales que son: mercurio, plata, níquel, aluminio, cobre y hierro.	Ninguna

Recapitulacion 12

El día martes vimos la nomenclatura quimica de los compuestos ,por ejemplo:que los metales más oxígeno producen óxidos o los no metales más oxígeno producen anhidridos, posteriormente hicimos un experimento mezclando sustancias (sólidas) agregando ácidos (líquidos) observamos como iba cambiando el color de la mezcla.

El día jueves estudiamos los modelos atómicos de Demócrito hasta Jeizer , aprendimos el significado del átomo que es una particula indivisible e hicimos un experimennto con una vela para ver que pasa al taparla, estando la vela sobre un recipiente con agua , y nos resultó que el agua subío por ausencia de oxígeno.



Los modelos atomicos y el atomo

Una vez clasificados los elementos se sugiere hacer preguntas como las

Siguientes:

 *¿Por qué unos elementos son metálicos y otros no metálicos?

*¿Cómo la estructura de los átomos de los elementos nos permite explicar lo anterior?

*Investigación bibliográfica sobre el descubrimiento del electrón, protón y neutrón y sobre los modelos atómicos de Thomson, de Rutherford y de Bohr.

(A20)

Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva mentalidad, una nueva forma de ver el mundo no como algo controlado por los dioses y manejado a su capricho, sino como una inmensa máquina gobernada por una leyes fijas e inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento la que puso las bases de la matemática y las cienciasexperimentales. Demócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos.

De todos los dioses Hefesto era el único que trabajaba,  su labor constante en la fragua y el yunque, forjando utensilios, armas, autómatas e incluso los rayos de Zeus, hizo que fuera el dios de la técnica y con ella de la civilización.

Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años.

Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas.

Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, Equipo divisiones 1 15 2 16 3 18 4 18 5 18 6 15  Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica. Según esta teoría, los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los otros elementos. la unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el origen de las transformaciones químicas.

Cuando en 1800 el italiano Volta descubrió la pila eléctrica, los químicos tuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevos elementos gracias a ella. También se descubrió que algunas sustancias, como la sal, al disolverse en agua, podían transmitir la electricidad, mientras que otras, como el azúcar, no lo hacían. El físico y químico inglés Faraday, en la primera mitad del siglo XIX,estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relación cuantitativa algunas transformaciones químicas y la electricidad e intentó hacer pasar electricidad a través del vacío (lo que demostraría la existencia de partículas de electricidad), fracasando al no lograr un vacío lo bastante perfecto. A finales del siglo XIX Crookes obtuvo un vacío suficiente, observó que al someter en el vacío unas placas metálicas a una gran diferencia de potencial, unas partículas, con carga negativa, que se llamaron electrones, abandonaban la placa cargada negativamente y se movían hacia la que tenía carga positiva. Esas mismas partículas aparecían si se iluminaba un metal con luz ultravioleta. Estaba claro que sólo podían proceder de los átomos del metal, así que el átomo no era indivisible, estaba formado por partículas.

El físico inglés Thomson creyó que el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva en la que se engastaban, como pasas en un pastel, los electrones. pero su propio discípulo Rutherford, descubrió que no podía ser así, que  toda la la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encontraba en un reducido espacio, el núcleo atómico, mientras que su carga negativa de electrones estaban muy lejos de él, girando a su alrededor, de forma que la mayor parte del átomo estaba vacío (a escala, si el átomo tuviera el tamaño de una plaza de toros, el núcleo tendría el tamaño de un grano de arena). Posteriores investigaciones determinaron que el núcleo atómico estaba formado por dos tipos de partículas, los protones, de carga positiva, y los neutrones, sin carga eléctrica.

Átomo de Thomson Átomo de Rutherford

En 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado emite una luz de colores característica, los espectros atómicos. Gracias a su invención, se descubrió el elemento Helio, que se emplea en los globos, en el Sol, antes de sospecharse su existencia en la Tierra.

El físico danés Bohr, en 1913, explicó la existencia de los espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico en cualquier forma, sino que las órbitas de los electrones están cuantizadas mediante 3 números:

el número cuántico principal, n, que determina la distancia al núcleo, el radio de la órbita; el número cuántico azimutal, l, que determina la excentricidad de la órbita; y el número cuántico magnético, m, que determina su orientación en el espacio. Con posterioridad se añadió un cuarto número cuántico, el número cuántico de spín, s, que indica la rotación del electrón sobre si mismo.

Un átomo emitía o absorbía luz cuando un electrón pasaba de una órbita a otra Y no podían existir dos electrones en el mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales.

Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica, que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas...

Modelo Atómico de Dalton:

Elaborar un cubo de tres por tres centímetros, colocar dentro del cubo las esferas solidas (átomos).

 

Equipo	Tamaño de la esfera	numero
1	grande	4
2	grande	2
3	pequeña	45
4	grandes	4
5	Pequeña	55
6	pequeña	45

División del aire en sus componentes:

Material: Tubo de ensaye de 20 x 200 mm, vaso de precipitados de 250 ml., o cuba hidroneumática

Sustancias: velas, cerillos

Procedimiento: -

Colocar la vela dentro del vaso de precipitados, (fijar con la parafina al fondo del vaso.

-Colocar tres centímetro de altura de agua

-encender la vela

- cubrir la vela  con el tubo de enraye y observar los cambios ocurridos.

Observaciones: 

Al tapar la vela con el vaso, la luz de la vela se apagó e inmediatamente subió el agua alrededor de la vela, esto sucede por falta de oxígeno.

Conclusiones:

Indicar los compuestos formados y el gas sobrante dentro del tubo de ensayo.

MODELOS ATÓMICO DE DALTON

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
7.  

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón^[1] en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1906 Thomson recibió el premio Nobel de Física por sus investigaciones en la conducción eléctrica en gases.

El átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía externa. Ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo actual como consecuencia de la elasticidad de los electrones en el coseno de la citada estructura.

MODELOS ATÓMICO DE RUTHERFORD

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

La importancia del modelo de Rutherford no residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que si no, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

EL ÁTOMO

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes)^[1] es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:

• Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10^–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
• Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10^–27 kg).

El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (₁H), y el del helio, 2 (₂He).