hidrocarburos alifáticos

Presentan cadenas abiertas saturadas o insaturadas.

Alcanos

Son hidrocarburos saturados, los carbonos presentan entre sí solo enlaces sigma o simples. Su formula general es C_nH_2n+2 y su sufijo es “ano”.

Los alcanos se caracterizan por tener un carácter no polar, son insolubles en agua y miscibles entre sí. Sus temperaturas de ebullición y fusión aumentan proporcional con el número de carbonos que lo constituyan.

Se presentan en los tres estados de acuerdo al número de carbonos:

1-4 gases

5-16 líquidos

17 y + sólidos

Presentan baja reactividad, debido a la estabilidad de los enlaces, razón por la cual no reaccionan con reactivos comunes como ácidos y bases fuertes o agentes oxidantes, no obstante son combustibles que reaccionan con cloro y bromo, también sufren una descomposición por acción del calor, esto se conoce como cracking.

Hay diversas fórmulas, entre ellas:

1. fórmula empírica: indica el tipo de átomos constituyentes y la proporción mínima entre ellos.
2. fórmula molecular: indica el número y proporción exacta de átomos presentes en el compuesto.
3. fórmula estructural: indica las uniones específicas (enlaces) entre los átomos.

• Plana o desarrollada: se expone el comportamiento de los enlaces de cada una de las especies participantes mediante trazos.
• Condensada o abreviada: a cada carbono se le asigna el número de hidrógenos correspondientes y se representan los enlaces entre carbono y carbono.
• Electrónicas: se representan los pares electrónicos que forman enlaces y los no compartidos (estructura de Lewis)
• Modelo espacial de esferas: refleja las relaciones espaciales entre los átomos de una molécula.

                           Reactividad en alcanos

Hidrogenación de alquenos

Es la reacción de un alqueno con hidrógeno, la que provoca la ruptura del enlace doble formando un alcano.

Combustión

El hidrocarburo reacciona con oxígeno convirtiéndose en CO₂ y H₂O, liberando energía según el siguiente mecanismo:

2C_nH_2n+2 + (3n+1)O₂     à   (2n)CO₂  + (2n+2) H₂O

Pirólisis

Se produce por la acción de temperaturas muy altas sobre alcanos en ausencia de oxígeno, esto provoca la ruptura de enlaces C-C y H₂ originando radicales más pequeños.

Los radicales formados se recombinan entre sí, para formar alcanos con mayor número de carbonos que estos y menor que las moléculas iniciales.

También puede ocurrir un desproporcionamiento, uno de los radicales transfiere un átomo de hidrógeno al otro radical para producir un alcano y un alqueno.

Halogenación

Se reemplaza en el hidrocarburo un hidrógeno por un átomo de halógeno, produciendo un halogenuro de alquilo. 

hidrocarburos

Son compuestos formados por carbono e hidrógeno.

Son insolubles en agua y menos densos que ella.

Son combustibles y en su mayoría explosivos, especialmente los de menos masa molecular.

Se clasifican entre saturados e insaturados y según su estructura molecular, como alifáticos, alicíclicos y aromáticos.

El nombre de los hidrocarburos depende del número de carbonos que participan en la cadena principal.

carbono

Es un elemento químico, que dependiendo de las condiciones ambientales de formación, se puede encontrar en diferentes formas.

El carbono en los compuestos orgánicos puede formar cuatro enlaces, esta capacidad se conoce como tetravalencia del carbono.

Cuando el carbono forma enlaces uno de los electrones del orbital 2s capta energía y es promocionado al orbital 2p₂ (hibridación).

La teoría de enlace de valencia dice que se forman orbitales híbridos, que son la mezcla o combinación de orbitales. El átomo de carbono posee tres tipos de hibridación.

Hibridación sp3: forma 4 enlaces simples

Hibridación sp2: forma dos enlaces simples y uno doble

Hibridación sp: forma un enlace simple y uno triple

La hibridación permite generar enlaces sigma y pi

Enlaces sigma

Es un enlace covalente que se forma cuando dos orbitales de átomos diferentes se superponen en sus extremos, quedando entre ambos núcleos la mayor densidad electrónica.

Enlaces pi

Es un enlace covalente que se forma cuando hay una superposición lateral de dos orbitales p, quedando la mayor densidad concentrada sobre y bajo el plano que se forma entre los átomos que participan en el enlace.

Están presentes en los dobles y triples enlaces. El enlace doble está formado por un enlace sigma y uno pi.

El enlace pi no posee tanta energía como el enlace sigma ya que los electrones que lo forman están más alejados del núcleo.

Los compuestos formados por dobles y triples enlaces se llaman insaturados y la fuerza del enlace se caracteriza por su baja energía.        

interacciones moleculares

Millones de moléculas están entrelazadas entre sí gracias a fuerzas de atracción que dan origen a los enlaces intermoleculares o interacciones moleculares, que son:

Atracción dipolo-dipolo

Se producen entre dos o más moléculas polares, estableciéndose asociación entre el extremo positivo de una molécula con el extremo negativo de otra.

Atracción ión-dipolo

Interacción de una molécula polar con un ión, que puede ser positivo o negativo.

Fuerzas de London

Son fuerzas mucho más débiles y nacen entre moléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas tienen no polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo y relativo de electrones, generando un polo positivo y otro negativo, llamado “dipolo transitorio”, gracias al cual se sienten atraídas.

Puente de hidrógeno

Es un tipo de interacción dipolo-dipolo, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo muy electronegativo. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula.

polaridad molecular

Polaridad molecular

Para establecer la polaridad de las moléculas biatómicas basta con determinar la diferencia de electronegatividad.

En las moléculas no polares la nube electrónica se encuentra simétricamente distribuida.

Al existir diferencia de electronegatividad. La nube se desplaza hacia el elemento más electronegativo.

Para determinar la polaridad de las moléculas poli atómicas, además de saber la electronegatividad es necesario establecer la geometría molecular.

Energía de enlace:

Es la energía necesaria para romper el enlace específico en la molécula.

Mientras mayor sea la energía de enlace, mayor es la atracción entre las moléculas. Aquellos con enlaces iónicos y covalentes polares presentan energías de enlaces más altas, y las más bajas las moléculas de los enlaces covalentes apolares y puentes de hidrógeno.

teorías atómicas

Democrito:

Pensó que al dividir la materia muchas veces llegaría a un punto en que habría una partícula que no se podría dividir mas y a esta partícula le dio el nombre de >átomo” que significa partícula sin división.

John Dalton:

Dijo que toda la materia está formada por átomos, que los átomos son partículas indivisibles e invisibles, los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa, los átomos que conforman los compuestos están en relación de números enteros y sencillos, pueden ser de dos o mas clases diferentes y por último los cambios químicos corresponden a una combinación por separación o reordenamiento de átomos que forman parte de una reacción química.

“unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química”. Átomo.

John Thomson:

Descubrió el electrón y determinó su carga negativa gracias a su experimento realizado en el tubo de rayos catódicos pues él determinó que el rayo emitido por el rayo catódico estaba constituido por carga negativa que eran atraídas por el polo positivo.

Robert Millikan:

En 1906 determinó que los electrones tenían una carga igual a -1,6 x 10^-19 culombio y también determinó su masa que es de 9,109 x 10^{-31 Kg.}

Eugene goldtein:

En 1886 determinó que los protones tenían una masa de 1,6726 x 10^{-27 Kg. Y una carga eléctrica de 1,6 x 10-19 C.}

Rutherford:

Concluyó que el átomo presentaba un centro positivo denominado núcleo y también sus cargas constituyentes de carga positivas llamadas protones.

James Chadwick:

En 1932 descubrió los neutrones que se ubicarían en el núcleo cuya masa era aproximadamente la misma del protón.

Niels Bohr:

Postuló que los electrones gira alrededor del núcleo en orbitales, cuando un electrón gira en un nivel de energía determinado no emite ni absorbe energía sino que presenta un estado estacionario, conocido como estado “fundamental obasal”; cuando un átomo absorbe

energía, el electrón salta a un nivel más externo por el contrario si el electrón regresa a un nivel más interno emite energía, es decir, cuando el electrón salta a un nivel mas externo se encuentra excitado.

Lo que quiso decir Bohr era que la energía esta cuantizada; a nivel electrónico no es una variable continua.

Louis de Broglie:

En 1924 postuló que los electrones tenían un comportamiento dual por lo que se podían comportar como ondas.

Werner Heisenberg

Sugirió que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón por lo que a este fenómeno lo denominó “principio de incertidumbre”, que se refiere a la incapacidad de determinar exactamente la posición, velocidad y energía de manera simultánea de un electrón dentro del átomo.

Erwin Shrödinger:

Estableció una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una función de onda llamada “orbital” que puede describir probablemente el comportamiento del electrón en el átomo y establece que esta función llamada distribución de densidad electrónica es mayor cerca del núcleo y menor en la medida que nos alejamos del núcleo. Marcó el inicio de la mecánica ondulatoria o mecánica cuántica.

*orbitales: regiones del espacio entorno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar electrones gracias a los postulados de Shrödinger se pudieron establecer los subniveles identificados con las letras S, P, D y F.

Herry Moseley:

Descubrió el número atómico (Z) que representa la cantidad de cargas positivas del átomo. Z= p+

Neutralización

Al reaccionar un acido y una base se produce una neutralización, en el cual es posible constatar la formación de una sal y de agua, según el mecanismo general:

Acido + Base Sal + Agua

Al obtenerse una sal neutra, el pH de los productos es cercano a 7,0 lo que ciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan.

La obtención del punto de neutralización de una sustancia tiene diversas aplicaciones, siendo la mas básica y primordial la de establecer mecanismos que permitan restringir la acción de una base o un acido.

PH

El pH de una disolución es el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno (mol/l)

PH= -log [H+]

El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual de otra manera seria negativo al pequeño valor de [H+]

El pH de una disolución es una cantidad dimensional.

Debido a que el pH es una manera de expresar la concentración del ion hidrogeno las disoluciones acidas y básicas, a 25°C pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:
Disoluciones acidas: [H+]>1.0 x 10-7 M, pH<7.00
Disoluciones básicas: [H+] <1.0x10-7M, pH>7.00
Disoluciones neutras: [H+]=1.0x10-7M, pH=7.00

Como se sabe el pH de los fluidos corporales varía mucho, en términos de su localización y de su función. El bajo pH (alta acidez) de los jugos gástricos facilita la digestión, en tanto que el pH mayor de la sangre es necesario para el transporte de oxigeno.

Ácidos y Bases

Un ácido es una sustancia que libera iones de hidrógeno cuando se disuelve en agua

Acido de Bronsted: sustancia capas de donar un protón.
Acido de Lewis: sustancia q puede aceptar un par de e-.
Acido fuerte: electrolitos fuertes que, se supone, se ionizan completamente en agua.
Ácidos débiles: ácidos con una baja ionización en agua.

Una base es una  sustancia que libera iones de hidróxido cuando se disuelve en agua

Base de Bronsted: sustancia capas de aceptar un protón.
Base de Lewis: sustancia que puede donar un par de electrones.
Bases fuertes: electrolitos fuerte que, se supone, se ionizan completamente en agua.
Bases débiles: bases con una baja ionización en agua.

Estereoquímica

La formación de enlaces da origen a compuestos de diversas características en la cual cada uno tiene asociada una geometría molecular, es decir, una distribución espacial especifica de cada uno de los átomos.

En 1957, Gilliespie y Nyholm desarrollaron un modelo para predecir la geometría molecular denominado: Repulsión de pares de electrones de valencia; cuya idea principal es que los electrones de valencia se ubiquen entorno a un átomo donde minimicen la repulsión electroestática.

El modelo RPEV considera para el diseño de geometría molecular el siguiente esquema:
A Xn Em´ donde:
A: corresponde al átomo central.
X: ligandos unidos al átomo central.
n: numero de ligandos unidos al átomo central A.
E: pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central.
m: numero de pares de electrones libres.

Este modelo predice seis geometrías moleculares distintas:
-Geometría lineal: presenta dos pares de electrónicos de la forma A X2 y forma un ángulo de enlace de 180°.

-Geometría trigonal plana o triangular: presenta tres pares electrónicos de la forma A X3 formando enlaces de 120°.

-Geometría trigonal angular: presenta la forma A X2 E puesto que uno de los tres pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central, formando una geometría angular con ángulos inferiores a 120°.

-Geometría tetraédrica regular: presenta cuatro pares de electrones de la forma A X 4 formando ángulos de 109,5°.

-Geometría tetraédrica piramidal: presenta cuatro pares de electrones pero uno solitario(A X3 E) formando ángulos menores a 109°.

-Geometría angular: derivada del tetraedro, esta estructura presenta cuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios, A X2 E2 formando ángulos menores a los 109°.

cantidad de sustancias y número de átomos

Mol:

Es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de partículas que átomos hay en 0.012 Kg. Del isótopo de carbono. En general el mol representa un número; tal como el término docena se refiere al número doce, el mol representa al número 6,02 x 10²³. Cuando se hace referencia al número de objetos en un mol se habla del número de Avogadro que recuerda al profesor italiano Amadeo Avogadro.

Podemos establecer, en general que la masa molar es la masa en gramos de un elemento correspondiente a 1 mol del mismo.

Química orgánica

La química orgánica o también conocida como la química del carbono es la rama de la química que estudia las moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno.

La gran cantidad de compuestos orgánicos se explica por las características del átomo de carbono, que tiene cuatro electrones de valencia; según la regla del octeto necesita ocho para completarla, por lo que formará cuatro enlaces.

Los enlaces de carbono-carbono forman cadenas de distintos tipos, pueden darse enlaces simples, dobles o triples. Cuando el resto de enlaces de esta cadena son con hidrógeno, se habla de los hidrocarburos, que pueden ser:
Saturados: con enlaces covalentes simples, alcanos
Insaturados: con dobles enlaces covalentes (alquenos) o triples (alquinos)
Aromáticos: que tienen estructura cilíndrica

Como el carbono se puede enlazar de diferentes maneras, las cadenas pueden tener diferentes configuraciones de enlace dando lugar a los isómeros, que son moléculas con la misma fórmula química pero con distintas estructuras y propiedades.

Los compuestos orgánicos también pueden contener otros elementos, también grupos de átomos, denominados grupos funcionales.

Oxigenados:

Son cadenas de carbonos con uno o varios átomos de oxígeno. Estos pueden ser:

Alcoholes

Aldehídos

Cetonas

Ácidos carboxílicos

Química inorgánica

La química inorgánica es la rama de la química que estudia la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los compuestos y elementos inorgánicos, es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno

Se suele clasificar los compuestos inorgánicos según su función en ácidos, bases, óxidos y sales

Los ácidos son cuando observamos el símbolo del hidrógeno al extremo izquierdo de la fórmula.

Las bases son cuando observamos un metal al principio de la fórmula unido al anión hidróxido al final.

Óxidos se les llama a los compuestos binarios del oxígeno. Óxido metálico cuando es un enlace de metal y oxígeno. Óxido no metálico cuando se enlaza un no-metal y un oxígeno

Las sales son aquellas que están formadas por un metal y un anión que no es ni óxido ni hidróxido.

Disoluciones

Una disolución es un sistema homogéneo formado por, al menos, dos componentes: el disolvente (componente mas abundante) y el soluto (componente que se haya en menor cantidad).

Tipos de disoluciones

Hay sustancias que se disuelven en agua y otras no. Algunas sustancias insolubles en agua pueden disolverse en otros disolventes, como el alcohol o la acetona. Pero no solo existen disoluciones de sólidos en líquidos, también las hay de líquidos en líquidos, como el alcohol de uso farmacéutico y de sólidos entre sí, como el acero (disolución de carbón en hierro).

Concentración de una disolución

Para describir una disolución hay que conocer los componentes que la forman y la proporción en que se encuentran.

La concentración de una disolución expresa la cantidad de soluto que se halla disuelto en una determinada cantidad de disolvente o de disolución.

Solubilidad

Es la cantidad máxima de soluto que el disolvente admite a una determinada temperatura. Esta se mide en gramos de soluto para 100 gramos de disolvente siempre a una temperatura dada.

Factores que influyen en la disolución.

La solubilidad de una sustancia depende fundamentalmente de tres factores:

-el grado de división del soluto: para que el soluto se disuelva es conveniente triturarlo, ya que cuanto mayor sea la superficie de contacto con el disolvente, mayor será la posibilidad de que se produzcan los choques entre partículas.

-la agitación: la agitación permite dispersar las partículas ya disueltas y facilita que nuevas partículas de soluto pasen a la disolución.

-el calor: cuanto mayor es la temperatura mayor será la solubilidad de una sustancia. Si se calienta el líquido, el soluto se disuelve más rápidamente, ya que cuando el líquido absorbe calor la energía y la velocidad de las partículas aumenta y crece de esta manera el número de choques y su eficacia.

Enlaces Químicos

enlace ionico

consiste en la unión de iones con carga de signo contrario, mediante fuerzas de tipo electroestaticas formando grandes cristales de iones positivos y negativos, llamados cristales ionicos.

Formación de compuestos ionicos:

Cuando reaccionan elementos muy electronegativos (con mucha tendencia de ganar electrones) con elementos muy electropositivos (con tendencia a perder electrones) tiene lugar este tipo de enlace. Se le llama enlace ionico porque los átomos para unirse se convierten en iones, es decir, ganan o pierden electrones.

El enlace ionico se produce normalmente cuando se unen metales con no metales.

-los metales forman iones positivos

-los no metales forman iones negativos

 

Enlace covalente

Se suele producir entre átomos de elementos a los que en su úlyimo capa les faltan pocos electrones para conseguir los mismos que la de la últim capa de los gases nobles mas cercanos.

Formación de sustancias covalentes

Este enlace se basa en la comparticion de pares de electrones de átomos cada uno de los cuales aporta uno de los átomos o del par y asi los dos alcanzan el nivle del electron deseado.

Este enlace se divide en dos:

-covalente apolar: este tipo de enlace covalente se forma por la union de atomos con a misma elctronegatividad, siendo su diferencia de electronegatividad igual a 0. generalmente de origen a moleculas que comparten electrones entre dos atomos identicos. estos no se disuelven en agua.

-covalente polar: corresponde al enlace covalente que se forma cuando la diferencia de electronegatividad es distinta de cero pero inferior a 1,7

Enlace metalico:

Los metales, en estado solido, conducen con gran facilidad el calor y la corriente electrica porque los electrones de sus átomos pueden moverse libremente sin que se rompan los enlaces entre los átomos. Esto se debe a que los electrones del ultimo nivel se hallan formando algo así como una gran nube o mar de elctrones que rodea a todos los núcleos.

Propiedades periodicas

Configuración electrónica

La configuración electrónica fundamental de un átomo se obtiene mediante el principio de construcción. Este principio considera  principalmente un núcleo de número atómico. El principio de construcción se compone a su vez de los tres principios básicos.

1)      principio de mínimo energía: los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía. Los orbitales de mayor energía se ocupan solo cuando se ha agotado la capacidad de los orbitales menores.

2)      Principio de excusión: exige que un determinado orbital puede ser ocupado por un máximo de dos electrones y necesariamente deben tener espines diferentes.

3)      Principio de máxima multiplicidad de hund: en orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con spines opuestos.

Configuración electrónica: los electrones están distribuidos en cada átomo en niveles o capas de energía. Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo número de niveles  electrónicos (completos o no) y este número coincide con el número del periodo. El número mínimo de electrones que caben en un nivel es el 2n² siendo n el número de nivel. Cada nivel o capa de energía puede tener uno o mas subniveles con distintos número de electrones.

Los subniveles de tipo S pueden tener uno o dos electrones. Los subniveles del tipo P de uno a seis electrones y los del tipo D de uno a diez electrones. También pueden haber orbitales del tipo F que pueden tener de uno a catorce electrones para capas o niveles superiores a tres.

Al escribir la configuración electrónica de un elemento se pone primero el numero del nivel y después el del subnivel, con el número de electrones que lo ocupan.

 

Energía de ionización: es la energía necesaria para separar totalmente el electrón mas externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ión positivo o catión.

En el sistema periódico la energía de ionización aumenta de un grupo de abajo hacia arriba, porque cuanto mas cerca del núcleo este el electrón que se quiere…, tanto mas atraído estará por aquel.

En un periodo, el análisis de la variación de la energía de ionización es más complicada. En general podemos decir que aumenta de izquierda a derecha.

Afinidad electrónica: es la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ión con carga -1, también en estado gaseoso. Si un átomo tiene baja energía de ionización cede con facilidad un electrón (no tiende a ganarlo) por ello su afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta su energía de ionización no tiene tendencia a perder electrones y si a ganarlos. La afinidad electrónica varía en el sistema periódico igual que la energía de ionización.

Electronegatividad: es la tenencia que tienen los átomos para captar electrones. La electronegatividad varía periódicamente de forma que los elementos situados mas arriba y a la derecha del sistema periódico son los más electronegativos y los situados mas hacia abajo y hacia la izquierda son los menos electronegativos. El elemento mas electronegativo es el Fluor, seguido del Oxígeno y cloro. El menos electronegativo es el cesio, los gases nobles al ser inertes no se les habla de electronegatividad de los elementos.

Volumen atómico: es el espacio que ocupa el átomo de un elemento. Meyer postulo que se caracteriza ahora el tamaño de los átomos mediante radio atómico, calculando en función de las distancias a que se sitúan los átomos cuando forman enlaces para unirse entre si.

El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros. La variación del volumen atómico de los elementos es paralela a la del radio atómico y en grupo del sistema periódico va haciéndolo a medida que aumenta su número atómico.

Carácter metálico: un elemento se considera un metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencias a ganarlos, es decir, los metales son muy poco electronegativos.

Los no metales es todo elemento que difícilmente cede electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy electronegativo.

Los gases nobles no tienen un carácter metálico ni no metálico.

Numero de oxidación: en un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo.

El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica.

En el sistema periodico se pueden distinguir:

En un mismo grupo, los elementos suelen presentar número de oxidación común.

El número de oxidación más alto que se presenta en un elemento coinside con el número del grupo al que pertenecen.

Metales, no metales y metaloides

Los metales se ubican en la parte izquierda y central de la tabla periódica, se caracterizan por ser buenos conductores de calor y electricidad. La mayoría son sólidos y brillantes, son maleables y dúctiles.

Los no metales se ubican en la parte superior derecha de la tabla. Se caracterizan por ser malos conductores de la corriente eléctrica y excelentes aislantes térmicos, se presentan en todos los estados de la materia.

Los metaloides se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales.

Números Cuanticos

Son valores numéricos que nos indican las características de los electrones en los átomos.

El número cuántico principal (n)

Estos corresponden a los niveles de energía que a su vez están formados por una o más subniveles, los que van aumentando en la medida que nos alejamos del núcleo.

Este número va desde el 1 en adelante, expresándose solo en números enteros.

Número cuantico secundario:

Representan la existencia de los subniveles energéticos en el átomo.

Número magnético:

Representa la orientación  de los orbitales en cada subnivel

El spin

Indica el sentido en que giran los electrones sobre su propio eje.

Para comprender el significado debemos considerar que los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permite la existencia de un máximo de dos electrones por orbita con espines opuestos, 1/2 y -1/2.

La Tabla Periodica

Con el tiempo el numero de elementos conocidos aumentaba, se hacia mas necesario organizar el conocimiento de una manera racional. Desde principios del siglo XIX los científicos comenzaron a proponer diferentes sistemas para agrupar estos elementos de una forma que permitiera su estudio de una forma fácil.

La primera clasificación de los elementos químicos se fijaba en criterios  alfabéticos o a la diferencia entre metales y no metales.

El primer esquema para clasificar los elementos lo realizó Berzeli en 1813, dividió los elementos naturales en dos grandes grupos: METALES y NO METALES. Los metales tenían cierto brillo característico, eran maleables y dúctiles y buenos conductores del calor o la electricidad. Los no metales tenían diversos aspectos físicos y no son buenos conductores de calor.

En 1829, Döbereiner estableció un primer intento de clasificación, agrupando los elementos de tres en tres, conocidos como triadas.

Entre los años 1830 y 1860, Jean Baptiste Dumas clasificó los elementos en metales y metaloides, estableciendo cinco familias: H, F, O, N  y C.

En 1862, Alexander Bi de Chancourtois, ordenó los elementos por orden creciente de peso atómico en una hélice, cuyos puntos diferían en 16 números.

En 1865, John A. Newlands ordenó los elementos en orden creciente de pesos atómicos observando que el octavo elemento era parecido al primero, el noveno al segundo y así sucesivamente, conocido como la ley de las octavas. El problema era que en algunas filas los elementos eran muy dispares, y no había espacio para los elementos descubiertos recientemente.

J. Lothard Meyer modificó la ordenación considerando los volúmenes atómicos.

En 1870 Mendeleiv publicó la  tabla precursora a la actual, que seguía las ideas de Newlands ordenando los elementos en forma creciente de los pesos atómicos.

El sistema periódico actual

En la tabla periódica actual los elementos están ordenados teniendo en cuenta simultáneamente dos criterios:

Periodos en líneas horizontales, se colocan los elementos en orden creciente de su número atómico.

Grupos o familias en líneas verticales, se colocan los elementos de propiedades semejantes.

Tipos de elementos:

Gases nobles

Metales

No metales

Semimetales

Elementos de transición