14/11/08

Isóbalo

Son los átomos de igual nº másico pero diferente nº atómico.

Ejemplo:


Nucleidos

Se llaman así al conjunto de átomos caracterizados por un mismo nº atómico y nº másico

Isótopos

Son los átomos del mismo elemento químico, por lo tanto tienen igual nº atómico, pero diferente nº másico. O sea, solo se diferencian por el número de neutrones.

Ejemplo:

Número Másico

Es la suma entre los protones y los nuetrones de un mismo núcleo. Se anota arriva a la izquierda y se simboliza con la letra "A". Si conocemos el Nº Atómico y sabemos la cantidad de protones que tiene un núcleo, sabemos la cantidad de neutrones en ese núcleo.

Ejemplo:




Número Atómico

Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Para saber la cantidad de protones o el nº atómico hay que mirar en la tabla periódica en que casillero se encuentra cada elemento, que es el nº atómico. Se anota abajo y a la izquierda y se simboliza con la letra "Z".

Ejemplo:



Los átomos son electricamente neutros, o sea, hay la misma cantidad de protones (+) que de electrones (-). Por lo tanto el H tiene 1 protón y 1 electrón; y el O tiene 8 protones y electrones.

Átomo

En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) 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 ya 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.

La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleón, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.

El núcleo atómico

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).


La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.

Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.

Electrón

El electrón (Del griego ελεκτρον, azul), comúnmente representado como "e", es una partícula subatómica o partícula elemental de tipo fermiónico. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.

Los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento genera corriente eléctrica en la mayoría de los metales. Estas partículas desempeñan un papel primordial en la química ya que definen las atracciones con otros átomos.

Los electrones (e) son extranucleares (fuera del núcleo) y tienen carga negativa (-). Su masa es de 1/1840 µ, miestras que la del protón es 1 µ.

Neutrón

Un neutrón es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy similar a la del protón.

Algunas de sus propiedades:


El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática.

Los neutrones son fundamentales en las reacciones nucleares: una reacción en cadena se produce cuando un neutrón causa la fisión de un átomo fisible, produciéndose un mayor número de neutrones que causan a su vez otras fisiones. Según esta reacción se produzca de forma controlada o incontrolada se tiene lo siguiente:

El neutrón, que no tiene carga, se encuentra dentro del núcleo y tiene aproximadamente 1 µ de masa.

Protón

En química, el protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva (1,602 × 10–19 culombios) y una masa de 938,3 MeV/c2 (1,6726 × 10–27 kg) o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un electrón.

Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en su vida media de unos 1035 años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse, es decir el que sus partículas pierdan la consistencia que poseen y como tal el átomo. El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos.
El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo estable más simple posible) es un único protón. Los núcleos de otros átomos están compuestos de nucleones unidos por la fuerza nuclear fuerte. El número de protones en el núcleo determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.

El protón (p) se encuentra en el núcleo del átomo y tiene carga positiva (+).

Significado de los Símbolos

Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego, latín, inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que se descubrieron.

Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios). Se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la Tierra.
Litio (Li): del griego lithos, ‘roca’.
Berilio (Be): de beriio, esmeralda de color verde.
Boro (B): del árabe buraq.
Carbono (C): carbón.
Nitrógeno (N): en griego nitrum, ‘engendrador de nitratos’
Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’ (oxys).
Flúor (F): del latín fluere.
Neón (Ne): nuevo (del griego neos).
Sodio (Na): Del latín sodanum (sosa). El símbolo Na viene del latín nátrium (nitrato de sodio).
Magnesio (Mg): de Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia).
Aluminio (Al): del latín alumen.
Silicio (Si): del latín sílex, sílice.
Fósforo (P): del griego phosphoros, ‘portador de luz’ (el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Azufre (S): del latín sulphurium.
Cloro (Cl): del griego chloros (amarillo verdoso).
Argón (Ar): del griego argos, ‘inactivo’ (debido a que los gases nobles son poco reactivos).
Potasio (K): del inglés pot ashes (‘cenizas’), ya que las cenizas de algunas plantas son ricas en potasio. El símbolo K proviene del griego kalium.
Calcio (Ca): del griego calx, ‘caliza’. La caliza está formada por Ca2CO3.
Escandio (Sc): de Scandia (Escandinavia).
Titanio (Ti): de los Titanes, los primeros hijos de la Tierra según la mitología griega.
Vanadio (V): de diosa escandinava Vanadis.
Cromo (Cr): del griego chroma, ‘color’.
Manganeso (Mn): de magnes, magnético.
Hierro (Fe): del latín ferrum.
Cobalto (Co): según una versión, proviene del griego kobalos, ‘mina’. Otra versión dice que proviene del nombre de un espíritu maligno de la mitología alemana.
Niquel (Ni): proviene del término sueco koppar nickel y del alemán kupfer nickel, ‘cobre del demonio Nick’ o cobre falso (metal que aparece en las minas de cobre, pero no es cobre).
Cobre (Cu): de cuprum, nombre de la isla de Chipre.
Zinc (Zn): del alemán zink, que significa origen oscuro.
Galio (Ga): de Gallia (nombre romano de Francia).
Germanio (Ge): de Germania (nombre romano de Alemania).
Arsénico (As): arsenikon, oropimente (auripigmentum) amarillo.
Selenio (Se): de Selene (nombre griego de la Luna).
Bromo (Br): del griego bromos, ‘hedor’.
Kriptón (Kr): del griego kryptos, ‘oculto, secreto’.
Rubidio (Rb): del latín rubidius, rojo muy intenso (a la llama).
Estroncio (Sr): de Strontian, ciudad de Escocia.
Itrio (Y): de Ytterby, pueblo de Suecia.
Circonio o Zirconio (Zr): del árabe zargun, ‘color dorado’.
Niobio (Nb): de Níobe (hija de Tántalo).
Molibdeno (Mo): de molybdos, ‘plomo’. (Al parecer, los primeros químicos lo confundieron con mena de plomo).
Tecnecio (Tc): de technetos, ‘artificial’, porque fue uno de los primeros sintetizados.
Rutenio (Ru): del latín Ruthenia (nombre romano de Rusia).
Rodio (Rh): del griego rhodon, color rosado.
Paladio (Pd): de la diosa griega de la sabiduría, Palas Atenea.
Plata (Ag): del latín argéntum.
Cadmio (Cd): del latín cadmia, nombre antiguo del carbonato de zinc. (Probablemente porque casi todo el cadmio industrial se obtiene como subproducto en el refinado de los minerales de zinc).
Indio (In): debido al color índigo (añil) que se observa en su espectro.
Estaño (Sn): del latín stannum.
Telurio (Te): de tel-lus, ‘tierra’.
Antimonio (Sb): del latín antimonium. El símbolo Sb, del latín stibium.
Yodo (I): del griego iodes, violeta.
Xenón (Xe): del griego xenon, ‘extranjero, extraño, raro’.
Cesio (Cs): del latín caesius, color azul celeste.
Bario (Ba): del griego barys, ‘pesado’.
Lantano (La): del griego lanzanein, ‘yacer oculto’.
Cerio (Ce): por el asteroide Ceres, descubierto dos años antes. El cerio metálico se encuentra principalmente en una aleación de hierro que se utiliza en las piedras de los encendedores.
Praseodimio (Pr): de prasios, ‘verde’, y dídymos, ‘gemelo’.
Neodimio (Nd): de neos-dýdimos, ‘nuevo gemelo (del lantano)’.
Prometio (Pm): del dios griego Prometeo.
Europio (Eu): de Europa.
Gadolinio (Gd): del mineral gadolinita, del químico finlandés Gadolin.
Terbio (Tb): de Ytterby, pueblo de Suecia.
Disprosio (Dy): del griego dysprositos, de difícil acceso.
Holmio (Ho): del latín Holmia (nombre romano de Estocolmo).
Tulio (Tm): de Thule, nombre antiguo de Escandinavia.
Lutecio (Lu): de Lutecia, antiguo nombre de París.
Hafnio (Hf): de Hafnia, nombre latín de Copenhague.
Tantalio (Ta): de Tántalo, un personaje de la mitología griega.
Wolframio (W): del inglés wolfrahm; o Tungsteno, del sueco tung sten, ‘piedra pesada’.
Renio (Re): del latín Rhenus (nombre romano del río Rin).
Osmio (Os): del griego osme, olor (debido al fuerte olor del OsO4).
Iridio (Ir): de arco iris.
Platino (Pt): por su similitud a la plata (cuando en 1748 Antonio de Ulloa lo encontró en una expedición lo llamó "platina").
Oro (Au): de aurum, aurora resplandeciente
Mercurio (Hg): su nombre se debe al planeta del mismo nombre, pero su abreviatura es Hg porque Dioscórides lo llamaba «plata acuática» (en griego hydrárgyros, hydra: ‘agua’, gyros: ‘plata’).
Talio (Tl): del griego thallos, tallo, vástago o retoño verde.
Plomo (Pb): del latín plumbum.
Bismuto (Bi): del alemán weisse masse, masa blanca.
Polonio (Po): de Polonia, en honor al país de origen de Marie Curie, codescubridora del elemento, junto con su marido Pierre.
Astato (At): del griego astatos, inestable.
Radón (Rn): del inglés radium emanation (‘emanación radiactiva’).
Francio (Fr): de Francia.
Radio (Ra): del latín radius, ‘rayo’.
Actinio (Ac): del griego aktinos, ‘destello o rayo’.
Torio (Th): de Thor, dios de la guerra escandinavo.
Protoactinio (Pa): del griego protos (primer) y actinium.
Uranio (U): del planeta Urano.
Neptunio (Np): del planeta Neptuno.
Plutonio (Pu): del planetoide Plutón.
Americio (Am): de América.
Curio (Cm): en honor de Pierre y Marie Curie.
Berkelio (Bk): de Berkeley, donde se encuentra una importante universidad californiana.
Californio (Cf): del estado estadounidense de California.
Einstenio (Es): en honor de Albert Einstein.
Fermio (Fm): en honor de Enrico Fermi.
Mendelevio (Md): en honor al químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev, precursor de la actual tabla periódica.
Nobelio (No): en honor de Alfred Nobel.
Lawrencio (Lr): en honor de E. O. Lawrence.
Rutherfordio (Rf): en honor a Ernest Rutherford, científico colaborador del modelo atómico y física nuclear.
Dubnio (Db): en honor al Joint Institute for Nuclear Research, un centro de investigación ruso localizado en Dubna.
Seaborgio (Sg): en honor a Glenn T. Seaborg.
Bohrio (Bh): en honor a Niels Bohr.
Hassio (Hs): se debe al estado alemán de Hesse en el que se encuentra el grupo de investigación alemán Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI).
Meitnerio (Mt): en honor a Lise Meitner, matemática y física de origen austríaco y sueco.
Darmstadtio (Ds): en honor al lugar donde fue descubierto, Darmstadt, en donde se localiza el GSI.
Roentgenio (Rg): en honor a Wilhelm Conrad Roentgen, descubridor de los rayos X.

A partir del numero atómico 112, se nombra a los elementos con la nomenclatura temporal de la IUPAC, en la que a cada elemento le corresponde como nombre su numero en latín.

Clasificación de la Descomposición

Según como se separa una sustancia, la descomposición puede ser:
  1. Térmica: cuando se utiliza calor.
  2. Electrolíticas: cuando se utiliza electricidad.

También según los productos que se forman:

  1. Total: cuando los productos son sustancias simples.
  2. Parcial: cuando alguno de los productos es una sustancia compuesta y puede seguir siendo descompuesta.

Clasificación de Sustancias

Tomando como criterio la descomposición de las sustancias, se pueden ser:
  1. Sustancias Compuestas: son aquellas que pueden descomponerse y están formadas por más de un elemento químico. Ejemplo: óxido de mercurio, dicromato de amonio, agua y azúcar. Son todas las sustancias que NO aparecen en la tabla periódica.
  2. Sustancias Simples: son aquellas que no pueden descomponerse. Tienen un solo elemento. Ejemplo: Oxígeno (O2), Nitrógeno (N2), Oro (Au), todos lo demás metales, etc. El Ozono (O3), el Grafito (Carbón) y el Diamante (Carbon) son las únicas tres sustancias que son Simples pero no aparecen en la Tabla Periódica.

Hay muchas más Sustancias Compuestas que Simples.

13/11/08

Descomposición Química

Es cuando de una sola sustancia se forman dos o más nuevas. Se pueden descomponer por medio de calor o electricidad. Por ejemplo: si calentamos Óxido de Mercurio, obtenemos Mercurio y Oxígeno (se usa calor). Otro caso es con el agua: se la coloca en una cuba electrolítica, especial para este experimento, y, por acción de la electricidad que pasa, se forman moléculas de oxígeno y hidrógeno.

Esquema de la descomposición química del Clorato de Potasio que, por acción del calor, se descompone en dos sustancias más sencillas: Oxígeno y Cloruro de Potasio.

Convinación Química

Es cuando se convinan dos sustancias para formar una nueva. Por ejemplo: si a la Limadura de Hierro y al Azufre en polvo los colocamos en un tubo de ensayo y calentamos la mezcla, obtendremos, luego de aparezca un punto de ignición (brasa), Sulfato de Hierro.

Sustancia

Se llama "sustancia" al componente común a diferentes cuerpos puros que presenta valores definidos para sus propiedades intensivas que la caracterizan. La sustancia no se puede tocar, es la que compone a los cuerpos puros.

Transformaciones o Cambios

Los cambios que pueden sufrir las sustancias son tres:
  1. Cambios Físicos: la sustancia no se altera ni cambia. Ej: derrito un hielo, y obtengo agua (misma sustancia)
  2. Cambios Químicos: cambian las sustancias. Ej: combustión
  3. Cambios Nucleares: Afectan al núcleo del átomo. Ej: Explosión Nuclear

Cromatografía

La cromatografía es un conjunto de técnicas basadas en el principio de retención selectiva cuyo objetivo es separar los distintos componentes de una mezcla y en algunos casos identificar estos si es que no se conoce su composición.
Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas, líquido o fluido supercrítico) que arrastra a la muestra a través de una fase estacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado en un sólido.
Los componentes de la mezcla interaccionan en distinta forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a distintas velocidades y se van separando. Después de haber pasado los componentes por la fase estacionaria y haberse separado pasan por un detector que genera una señal que puede depender de la concentración y del tipo de compuesto.

Destilación Fraccionada

La destilación fraccionada es una variante de la destilación simple que se emplea principalmente cuando es necesario separar líquidos con punto de ebullición cercanos.

La principal diferencia que tiene con la destilación simple es el uso de una columna de fraccionamiento. Ésta permite un mayor contacto entre los vapores que ascienden con el líquido condensado que desciende, por la utilización de diferentes "platos". Esto facilita el intercambio de calor entre los vapores (que ceden) y los líquidos (que reciben). Ese intercambio produce un intercambio de masa, donde los líquidos con menor punto de ebullición se convierten en vapor, y los vapores con mayor punto de ebullición pasan al estado líquido.


La temperatura aumenta hasta que se mantiene el mismo grado por un tiempo, luego sigue aumentando hasta un grado diferente, el cual se mantiene también por un tiempo. Esto significa que primero se evapora toda una sustancia dentro de la mezcla. Más tarde, cuando se termina de evaporar, la temperatura aumenta hasta llegar al punto de ebullición de la segunda sustancia, donde frena y empieza a evaporarse esta sustancia. Por ejemplo: el agua y la acetona. La temperatura aumenta hasta los 60 ºC (P.E. del acetona), después de un rato, la temperatura vuelve a subir (o sea, la acetona se evaporizó toda) hasta los 100 ºC (P.E. del agua).

Esquemas:

Destilación Simple

Esquemas de apartos de Destilación Simple:





Destilación Simple

La destilación es la operación de separar, comúnmente mediante calor, los diferentes componentes líquidos de una mezcla, aprovechando los diferentes puntos de ebullición (temperaturas de ebullición) de cada una de las sustancias a separar.
La destilación se da en forma natural debajo del punto de ebullición (100ºC en el caso del agua), luego se condensa formando nubes y finalmente llueve.





El aparato utilizado para la destilación en el laboratorio es el alambique. Consta de un recipiente donde se almacena la mezcla a la que se le aplica calor, un condensador donde se enfrían los vapores generados, llevándolos de nuevo al estado líquido y un recipiente donde se almacena el líquido concentrado.


En la industria química se utiliza la destilación para la separación de mezclas simples o complejas. Una forma de clasificar la destilación puede ser la de que sea discontinua o continua.
En el esquema puede observarse un aparato de destilación simple básico:

  1. Mechero, proporciona calor a la mezcla a destilar.
  2. Retorta o matraz de fondo redondo, que deberá contener pequeños trozos de material poroso (cerámica, o material similar) para evitar sobresaltos repentinos por sobrecalentamientos.
  3. Cabeza de destilación: No es necesario si la retorta tiene una tubuladura lateral.
  4. Termómetro: El bulbo del termómetro siempre se ubica a la misma altura que la salida a la entrada del refrigerador. Para saber si la temperatura es la real, el bulbo deberá tener al menos una gota de líquido. Puede ser necesario un tapón de goma para sostener al termómetro y evitar que se escapen los gases (muy importante cuando se trabaja con líquidos inflamables).
  5. Tubo refrigerante.
  6. Entrada de agua: El líquido siempre debe entrar por la parte inferior, para que el tubo permanezca lleno con agua.
  7. Salida de agua: Casi siempre puede conectarse la salida de uno a la entrada de otro, porque no se calienta mucho el líquido.
  8. Se recoge en un balón, vaso de precipitados, u otro recipiente.
  9. Fuente de vacío: No es necesario para una destilación a presión atmosférica.
  10. Adaptador de vacío: No es necesario para una destilación a presión atmosférica.

Cristalización

La cristalización es el proceso por el cual se forma un sólido cristalino, ya sea a partir de un gas, un líquido o una disolución. La cristalización es un proceso que se emplea en química con bastante frecuencia para purificar una sustancia sólida.

Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con curvas de solubilidad diferentes. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución. Para el compuesto menos soluble la disolución llegará a la saturación debido a la eliminación de parte del disolvente y precipitará. Todo esto puede irse procediendo sucesivamente e ir disolviendo de nuevo los distintos precipitados (esto recibiría el nombre de cristalización fraccionada) obtenidos para irlos purificando hasta conseguir separar totalmente los dos sólidos.

Cada nueva cristalización tiene un rendimiento menor, pero con este método puede alcanzarse el grado de pureza que se desee. Normalmente, cuando se quieren separar impurezas de un material, como su concentración es baja la única sustancia que llega a saturación es la deseada y el precipitado es prácticamente puro.

La cristalización es el proceso inverso de la disolución.

12/11/08

Métodos de Fraccionamiento

Fraccionar una solución es separar sus componentes. Los métodos más usados son:
  • Cristalización
  • Destilación Simple
  • Destilación Fraccionada
  • Cromatografía

11/11/08

Separación de Sustancias

video

Aunque el video no sea el mejor, se ven ejemplos de separación de fases y de fraccionamiento:

(En orden)

  • Decantación
  • Imantación
  • Filtración
  • Cristalización
  • Destilación Simple

Imantación

Permite separa mediante un imán, sistemas donde una de las fases tiene propiedades magnéticas. Ej.: arena con limaduras de hierro, partículas de hierro que puedan acompañar a los cereales; recoger agujas o alfileres.

Levigación y Ventilación

También llamado de arrastre por una corriente de agua.
La corriente, por su velocidad, arrastra las partículas más livianas y deja las más pesadas.
Así se levigan las arenas auríferas; el agua arrastra a la arena y deja los trozos de roca y las pepitas de oro que sedimentan en canaletas especiales. Ej.: cáscaras del maní, lavar las verduras, oro de arenas auríferas.

Flotación

Se emplea para separar solamente. Se agrega un líquido con peso específico que no altere a los cuerpos que forman al sistema. Uno debe flotar (sin disolverse), y el otro no. Ej.: aserrín y arena, corcho con minerales.

Centrifugación o Decantación acelerada

Acelera, por medio de la fuerza centrífuga, el proceso de la decantación. Esta es más rápida según aumente el número de vueltas en un período de tiempo determinado.

Tría o Pinzas

Se basa para su aplicación en el tamaño desiguales que poseen las fases. Consiste en tomar pinzas y quitar las fases sólidas insolubles y de tamaño adecuado, que están dispersas en otro sólido o en un líquido. Ej.: tiza en arena; corcho flotando en un líquido.

Efecto Tyndall

El Efecto Tyndall es el fenómeno que ayuda por medio de la dispersión de la luz a determinar si una mezcla homogénea es realmente una solución o un sistema coloidal, como suspensiones o emulsiones. Recibe su nombre por el científico irlandés John Tyndall. Por ejemplo, el efecto Tyndall es notable cuando los faros de un automóvil se usan en la niebla. La luz con menor longitud de onda se dispersa mejor, por lo que el color de la luz esparcida tiene un tono azulado.

Sublimación

Es un método de separación de fases donde una de éstas debe poder pasar del estado sólido al gaseoso sin tener que pasar por el líquido, como lo hacen el Yodo, la naftalina y el hielo seco. Cuando una de estas fases sublima, se separa de la otra. Solo se puede usar con sustancias que tengan esta propiedad.

Disolución

La disolución en un método de separación de fases. Una de fase es líquida y otra, sólida. Para poder separar ambas fases, se evaporiza la líquida mediante la ayuda de un mechero.


Ejercicios - Sistemas Materiales

1. Clasificar a las siguientes propiedades de la materia en intensivas o extensivas indicando cuál es el criterio que se utiliza para dicha clasificación:

a. Punto de ebullición.
b. Masa
c. Olor.
d. Densidad.
e. Volumen.
f. Peso específico.
g. Peso.
h. Punto de fusión.

2. Dar un ejemplo de un sistema:

a. Homogéneo de cinco componentes.
b. Heterogéneo de tres fases y un componente.
c. Con dos fases líquidas, una sólida y cuatro componentes en total.

3. Clasificar a los siguientes sistemas indicando el criterio de clasificación que se utiliza, las fases y los componentes que contiene cada uno:

a. Agua, limaduras de hierro y azufre en polvo.
b. Talco, aceite, cinc en polvo y agua.
c. Yodo, cobre limado y carbón en polvo.
d. Acetona y agua.

4. Indicar los métodos a utilizar y en qué orden se aplican para separar las fases y los componentes de los sistemas del ejercicio 3. Para cada método nombrar a los materiales de laboratorio que se necesitan.

5. A simple vista un sistema parece homogéneo. Al calentarlo se observa que la parte superior funde a 60ºC y la parte inferior funde a 80ºC. ¿Cómo se clasifica al sistema y por qué?

6. Un sistema material está formado por cuatro sustancias: A, B, C y D. A es un metal magnético, B es un líquido, C es un sólido en polvo de menor densidad que B, D es un sólido en un trozo insoluble en el líquido B. Marcar la secuencia que utilizaría para separar las fases:

a. Filtración, magnetismo y sublimación.
b. Centrifugación, filtración, imantación.
c. Tría, filtración, imantación.
d. Decantación, tamización, imantación.
e. Ninguna de las anteriores es correcta.

7. Para los siguientes sistemas dispersos identificar la fase dispersa y la fase dispersante:

a. Humo.
b. Niebla.
c. Agua turbia.
d. Emulsión de nafta en alcohol.
e. Esponja.
f. Espuma de afeitar.

8. Clasificar a los siguientes sistemas homogéneos en soluciones o cuerpos puros indicando el criterio que se utiliza en dicha clasificación.

a. Whisky.
b. Mercurio.
c. Cal.
d. Agua de mar.
e. Agua potable.
f. Agua.
g. Ozono.
h. Aire filtrado.
9. Nombrar un método que permita separar:
a. Dos líquidos inmiscibles.
b. Dos líquidos miscibles.
c. Un sólido y un líquido que forman una mezcla.
d. Un sólido y un líquido que forman una solución.

10. Realizar un esquema con los nombres de los métodos que permitan separar los componentes de un sistema formado por trozos de yeso, sal fina y polvo de carbón.

11. Escribir los nombres de los cambios de estados que observó en la destilación realizada en el laboratorio e indique en qué materiales del dispositivo de destilación ocurre cada cambio.

12. El vino es un sistema formado por agua, alcohol y otras sustancias en solución. ¿Qué método puede emplearse para su separación?

13. Decidir si los siguientes sistemas son soluciones, cuerpos puros simples o cuerpos puros compuestos, e indicar el criterio que permite establecer la clasificación:

a. Hierro.
b. Bronce.
c. Aire.
d. Piedra caliza.
e. Agua.
f. Sacarosa.

14. Al descomponer dicromato de amonio por acción del calor se obtiene óxido de cromo, vapor de agua, y nitrógeno. Clasificar a esta descomposición según la forma en que es producida y según los productos de descomposición.

15. Para un sistema formado por una suspensión de carbón en polvo en una solución acuosa de sal:

a. Clasificarlo indicando fases y componentes.
b. Clasificar a las sustancias que lo componen en simples y compuestas.

16. Realizar una correspondencia entre las dos listas:

Lista A Lista B
Propiedad intensiva. Cambio físico.
Solución. Densidad.
Combustión. No se fracciona.
Propiedad extensiva. Depende de la masa.
Filtración. Cambio químico.
Mas de un componente.
Sustancia compuesta.

17. Marcar la opción correcta: el sistema que resulta de añadirle agua a una solución acuosa de sulfato de cobre es:

a. Heterogéneo.
b. Bifásico.
c. Una solución mas concentrada.
d. Una solución más diluída.
e. Ninguna de las anteriores es correcta.

18. Escribir el símbolo y el nombre de:

a. cuatro elementos metálicos.
b. cuatro elementos no metálicos.
c. cuatro elementos que formen sustancias simples gaseosas a temperatura ambiente.
d. dos elementos que formen sustancias simples líquidas a temperatura ambiente.
e. cuatro elementos cuyos símbolos deriven del nombre en latín del elemento.

19. Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas. Si son verdaderas justificarlas, si son falsas cambiar una o más palabras para transformarlas en verdaderas:

a. Una solución de acetona en agua es un sistema homogéneo fraccionable.
b. La flotación permite separar un sólido de un líquido.
c. El sistema agua y alcohol puede separarse por decantación.
d. El agua es una sustancia compuesta.
e. La destilación es un cambio físico.
f. La descomposición es un cambio químico.
g. Todo sistema gaseoso es homogéneo.
h. El pasaje del estado líquido al sólido se llama fusión.
i. Antes de combinarse el hidrógeno y el oxígeno son elementos.
j. Después de la combinación el hierro y el azufre son sustancias simples.


20. Marcar la opción correcta:

I. El agua es:
a. una sustancia simple.
b. una sustancia compuesta.
c. un sistema heterogéneo.
d. un sistema homogéneo.
e. b y d son correctas.

II. Los sistemas homogéneos:
a. tienen todos un solo componente.
b. son monofásicos.
c. tienen las mismas propiedades extensivas en todos sus puntos.
d. a y c son correctas.
e. ninguna es correcta.

III. La decantación:
a. es un método de separación de fases.
b. es un método de fraccionamiento.
c. es un cambio químico.
d. a y c son correctas.
e. ninguna es correcta.

IV. El punto de ebullición de una sustancia es:
a. el pasaje de líquido a vapor.
b. una propiedad intensiva.
c. un cambio físico.
d. b y c son correctas.
e. todas son correctas.

V. El azufre sólido es:
a. una sustancia simple.
b. un elemento químico.
c. una sustancia compuesta.
d. una mezcla.
e. ninguna es correcta.

Decantación

La decantación es un método físico de separación de mezclas heterogéneas, estas pueden ser exclusivamente líquidas o sólidas . La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba.


Un ejemplo es al agua y el aceite.En el proceso de decantación, las partículas cuya densidad es mayor que el agua sedimentan en el fondo del decantador por acción de la gravedad. Estas partículas se eliminan periódicamente del fondo del tanque de decantación. Otros ejemplos son: agua y mercurio, agua y aceite, aceite y vinagre, etc.


Filtración por succión

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10/11/08

Filtración

Es un método que separa una fase sólida de una líquida. La filtración es una técnica por la cual se hace pasar una mezcla de sólidos y fluidos, gas o líquido, a través de un medio poroso o medio filtrante que puede formar parte de un dispositivo denominado filtro, donde se retiene de la mayor parte de él o de los componentes sólidos de la mezcla. En el caso de agua y talco, el talco quedaría retenido en el filtro.



Las partículas rojas representarían al talco , que como no puede atravezar el filtro, quedan retenidas en él. En cambio, las moléculas de agua (partículas amarillas) pueden pasar por el filtro, y así separar las dos fases.



Esquema:



Fases Recogidas:
  1. En el vaso de precipitados: Agua
  2. En el papel de filtro: Talco

Fase y Componente

Fase: Es cada uno de los Sistemas Homogéneos (1 fase) que forman a un Sistema Heterogéneo (2 o más fases)


Componente: Es la clase de materia o sustancia que forma a un Sistema.




En el siguiente ejemplo, se pueden distinguir:


  • Fases: 2

  • Componentes: Agua, Sal, Hierro (en el Agua Salada), Carbón y Manganeso (en el Acero)

Sistemas Materiales y Dispersos

Los Sistemas Materiales se clasifican en:
  1. Sistemas Homogéneos
  2. Sistemas Heterogéneos

Los sistemas que tienen iguales propiedades intensivas (Ver Propiedades de la Materia) son Sistemas Homogéneos. En cambio, los que tienen diferentes propiedades intensivas y presentan una superficie de separación o discontinuidad son los Sistemas Heterogéneos. Los Sistemas Heterogéneos están compuestos por dos o más Sistemas Homogéneos.

Los Sistemas Heterogéneos tienen como mínimo dos fases: una llamada Fase Dispersante, que es la que se halla en mayor proporción, y otra llamada Fase Dispersa, que se halla en menor proporción y en pequeñas partículas desparramadas en la Fase Dispersante. Ej: Talco y agua. Éstos casos son denominados "Sistemas Dispersos o Dispersiones". Se clasifican en:

  • Disperciones Groseras (particula mayor a 50 µ). Ej: Harina y Arena
  • Disperciones Finas (partícula menor a 50 µ y mayor a 0,1 µ). Ej: Leche
  • Disperciones Coloidales (partícula menor a 0,1 µ y mayor a 0,001 µ). Ej: Leche y Agua

Los Sistemas Dispersos se pueden clasificar segun el estado de las sustancias que lo componen:

  • Suspención: un Sólido disperso en un Líquido (Ej: Talco y agua)
  • Emulsión: un Líquido disperso en un Líquido (Ej: Cremas)
  • Espuma: un Gas disperso en un Líquido (Ej: Soda, Gaseosa, Espuma de afeitar)
  • Esponja: un Gas disperso en un Sólido (Ej: Esponja de baño, Piedras porosas)
  • Niebla: un Líquido disperso en un Gas (Ej: Nube)
  • Humo: un Sólido disperso en un Gas (Ej: Humo del cigarrillo)

Los Sistemas Homogéneos se pueden diferenciar según la cantidad de componentes:

  • Cuerpos Puros - un solo componente, o sea, una clase de moléculas. Ej: Agua, Oxígeno, Azúfre.
  • Soluciones o Disoluciones - dos o más componentes, o sea, dos o más clases de moléculas. Ej: Agua Salada, Aire Filtrado, Acero.

Propiedades Intensivas

Son todas las propiedades que no dependen de la cantidad de materia.
Ejemplo de Propiedades Intensivas:
  • Olor
  • Color
  • P.F.
  • P.E.
  • Densidad
  • Dureza
  • Temperatura

Propiedades Extensivas

Son todas las propiedades que dependen de la cantidad de materia. Cuando la propiedad intensiva se multiplica por la cantidad de sustancia (masa) se tiene una propiedad extensiva.
Ejemplo de Propiedades Extensivas:
  • Volumen (V)
  • Peso (P)
  • Masa (m)

Leyes de la Ebullición

  1. Durante la Ebullición, la temperatura es constante.
  2. Cada sustancia pura tiene un Punto de Ebullición (P.E.) fijo.

Leyes de la Fusión

  1. A la presión atmosférica, las sustancias puras funden a una temperatura constante que se llama Temperatura de Fusión o Punto de Fusión (Ver Punto de Fusión).
  2. Mientras dura la Fusión, la temperatura es constante.
  3. Si la presión exterior cambia, la temperatura de Fusión experimenta pequeñas variasiones.

Punto de Sublimación (P.S.)

El punto de sublimación de una sustancia es aquella temperatura a la cual dicho compuesto pasa de la fase sólida a la fase gas o vapor directamente, sin pasar por la fase líquida, mediante el mecanismo de sublimación. Algunos sólidos, como el iodo o la quinina, experimentan dicha transición de fase. Termodinámicamente suele ser una transición favorable debido al gran incremento de entropía que conlleva.

Punto de Ebullición (P.E.)

El punto de ebullición de un compuesto químico es la temperatura que debe alcanzar éste para pasar del estado líquido al estado gaseoso; para el proceso inverso se denomina punto de condensación. La definición exacta del punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presión atmosférica. Por ejemplo, a nivel del mar la presión atmosférica es de 1 atm. o 760 mlHg, el punto de ebullición del agua a esta presión será de 100°C porque a esa temperatura la presión de vapor alcanza una presión de 1 atm.

La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la energía cinética de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar.
Al llegar al punto de ebullición la mayoría de las moléculas es capaz de escapar desde todas partes del cuerpo, no solo la superficie. Sin embargo, para la creación de burbujas en todo el volumen del líquido se necesitan imperfecciones o movimiento, precisamente por el fenómeno de la tensión superficial.

La temperatura se mantiene constante durante todo el proceso de ebullición, y el aporte de más energía sólo produce que aumente el número de moléculas que escapan del líquido. Este hecho se aprovecha en la definición de la escala de temperatura en grados centígrados.
Un líquido puede calentarse pasado su punto de ebullición. En ese caso se dice que es un líquido sobrecalentado. En un líquido súpercalentado, una pequeña perturbación provocará una ebullición explosiva. Esto puede ocurrir, por ejemplo, al calentar agua en un recipiente liso (por ejemplo Pyrex) en un microondas. Al echar azúcar en esta agua sobrecalentada, el contenido completo puede ebullir en la cara del usuario, causando quemaduras.

El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y de el tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo permanente, dipolo inducido - dipolo inducido o puentes de hidrógeno)
En cualquier líquido, su punto de ebullición se alcanza cuando su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica , ya que en esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

Punto de Solidificación (P.S.)

Punto de solidificación o Punto de congelación, temperatura a la que un líquido sometido a una presión determinada se transforma en sólido.

El punto de solidificación de un líquido puro (no mezclado) es en esencia el mismo que el punto de fusión de la misma sustancia en su estado sólido, y se puede definir como la temperatura a la que el estado sólido y el estado líquido de una sustancia se encuentran en equilibrio. Si aplicamos calor a una mezcla de sustancia sólida y líquida en su punto de solidificación, la temperatura de la sustancia permanecerá constante hasta su licuación total, ya que el calor se absorbe, no para calentar la sustancia, sino para aportar el calor latente de la fusión. Del mismo modo, si se sustrae el calor de una mezcla de sustancia sólida y líquida en su punto de solidificación, la sustancia permanecerá a la misma temperatura hasta solidificarse completamente, pues el calor es liberado por la sustancia en su proceso de transformación de líquido a sólido. Así, el punto de solidificación o el punto de fusión de una sustancia pura puede definirse como la temperatura a la que la solidificación o fusión continúan una vez comenzado el proceso.

Todos los sólidos se funden al calentarse y alcanzar sus respectivos puntos de fusión, pero la mayoría de los líquidos pueden permanecer en este estado aunque se enfríen por debajo de su punto de solidificación. Un líquido puede permanecer en este estado de sobreenfriamiento durante cierto tiempo. Este fenómeno se explica por la teoría molecular, que define a las moléculas de los sólidos como moléculas ordenadas, y a las de los líquidos, desordenadas. Para que un líquido se solidifique, necesita tener un núcleo (un punto de orden molecular) alrededor del cual puedan cristalizar las moléculas desordenadas. La formación de un núcleo depende del azar, pero una vez formado, el líquido sobreenfriado se solidificará rápidamente. El punto de solidificación de una disolución es más bajo que el punto de solidificación del disolvente puro antes de la introducción del soluto (sustancia disuelta).

La cantidad a la que desciende el punto de solidificación depende de la concentración molecular del soluto y de que la disolución sea un electrólito. Las disoluciones no electrolíticas tienen puntos de solidificación más altos, en una concentración dada de soluto, que los electrólitos. La masa molecular de una sustancia desconocida o no identificada puede determinarse midiendo la cantidad que desciende el punto de solidificación de un disolvente, cuando se disuelve en él una cantidad conocida de la sustancia no identificada. Este proceso que determina las masas moleculares se denomina crioscopía.

En aleaciones y sustancias mezcladas, el punto de solidificación de la mezcla puede llegar a ser mucho más bajo que los puntos de solidificación de cualquiera de sus componentes.
El punto de solidificación de la mayoría de las sustancias puede elevarse aumentando la presión. No obstante, en sustancias que se expanden al solidificarse (como el agua), la presión rebaja el punto de solidificación. Un ejemplo de esto último puede observarse si colocamos un objeto pesado en un bloque de hielo. La zona inmediatamente debajo del objeto comenzará a licuarse, volviendo a solidificarse al retirar el objeto, sin que se produzca variación de temperatura. Este proceso se conoce como rehielo.

Punto de Fusión (P.F.)

El punto de fusión es la temperatura a la cual el estado sólido y el estado líquido de una sustancia, coexisten en equilibrio térmico, a una presión de 1 atmósfera.

Por lo tanto, el punto de fusión no es el pasaje sino el punto de equilibrio entre los estados sólido y líquido de una sustancia dada. Al pasaje se lo conoce como derretimiento.

En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto no siempre es así: por ejemplo, el agar se derrite a los 85 °C (185 °F) y se solidifica a partir de los 31 °C a 40 °C (87.8 °F a 104 °F); este proceso se conoce como histéresis.

Cambio de Estados

Cuando la Materia pasa de un estado a otro se lo llama por diferentes nombres:

Cuando un Líquido pasa a estado de Vapor, se llama Ebullición solamente si toda la masa pasa a este estado a una misma temperatura (Ver Punto de Ebullición). En cambio, si las moléculas del líquido se van "escapando" de la masa de a poco, se llama Evaporación.

Vapor

El vapor es un estado de la materia en el que las moléculas apenas interaccionan entre sí, adoptando la forma del recipiente que lo contiene y tendiendo a expandirse todo lo posible. También es un fluido.

No hay que confundirlo con el concepto de gas, aunque se suela utilizar ambos indistintamente. El término vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante.

Normalmente la palabra vapor suele referirse al vapor de agua, gas que se produce cuando el agua se calienta a 100 ºC y una atmósfera de presión.

Se dice que la materia es un Vapor cuando, a temperatura ambiente, la materia no es una gas.
Se dice que la materias es un Gas cuando, a temperatura ambiente, la materia es un gas. Por esta razón estos dos conceptos no son lo mismo.

Estado Gaseoso

Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye por todo el espacio disponible. Sus átomos no están atraídos, por esto chocan y rebotan. El estado gaseoso presenta las siguientes características:
  • Cohesión mínima.
  • Sin forma definida.
  • Su volumen sólo existe en recipientes que lo contengan.
  • Pueden comprimirse fácilmente.
  • Son comprensibles

Estado Líquido

Si se incrementa la temperatura el sólido va "descomponiéndose" hasta desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. Los átomos están poco atraídos, por esto se pueden mover. Los líquidos son incompresibles, como los sólidos. El estado líquido presenta las siguientes características:
  • Cohesión menor (regular)
  • Movimiento energía cinética.
  • No poseen forma definida.
  • Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.
  • En el frío se comprime, excepto el agua.
  • Posee fluidez a través de pequeños orificios.
  • Puede presentar difusión.

Estado Sólido

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente como duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de Atracción son mayores que las Fuerzas de Repulsión y que la presencia de pequeños espacios intermoleculares caracterizan a los sólidos dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica. El estado sólido presenta las siguientes características:
  • Forma y volumen definidos
  • Cohesión (atracción)
  • Vibración
  • Tienen forma definida o rígida
  • No pueden comprimirse
  • Resistentes a fragmentarse
  • Poseen volumen definido
  • No fluyen
  • Algunos de ellos se subliman (yodo, hielo seco o naftalina)


Véase también: Elasticidad (mecánica de sólidos), fragilidad, y dureza

Estados de la Materia

La materia se nos presenta en muchas fases o estados, todos con propiedades y características diferentes, y aunque los más conocidos y observables cotidianamente son tres:
  • Fase Sólida/Estado Sólido
  • Fase Líquida/Estado Líquido
  • Fase Gaseosa/Estado Gaseoso


otros estados son observables en condiciones extremas de presión y temperatura.
En física y química se observa que, para cualquier cuerpo o estado material, modificando las condiciones de temperatura y/o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases de agregación, denominados estados de agregación de la materia, relacionadas con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen la materia.

9/11/08

Períodos

Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio, ambos tienen solo el orbital 1s.


La tabla periódica consta de 7 períodos:




La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantanidos y actinidos, esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo según el principio de Aufban.


En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.
El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden (Véase también: configuración electrónica):
Y esta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a ser similares dentro de un grupo de la tabla periódica.
Dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa. Dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.

Grupos

A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último nivel de energía lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.

Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son: