viernes, 27 de julio de 2012

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS:

FUNCIÓN OXIDO:



Se forman cuando reacciona el oxigeno con algún otro elemento...se dividen en dossegun su caso...
-Oxidos basicos u oxidos metelicos: se forman cuando se hace reaccionar al oxigeno con cualquier elemento metálico, se les dice oxidos basicos ya que al reaccionar con agua forman bases, ejemplos famosos esta el oxido de magnesio y el de alumnio ya que el primero al reaccionar con agua forma el hidroxido de magnesio mejor conocido como leche de magnesia, y el segundo hidróxido de aluminio, ambos hidroxidos si te fijas bienen presentes en el MELOX que se usa conta la acidez estomacal.

-Oxidos acidos, anhidridos u oxidos no metalicos: oxigeno mas un no metal, son el principio actico de los oxiacidos ya que estos al reaccionar con agua forman a estos acidos, los mejores ejemplos son CO2, SO2 y SO3, ya estos anhídridos al reaccionar con el agua condensada de las nubes forman ac. carbonico,ac. sulfuroso y ac. sulfurico, responsables del fenomeno de la lluvia acida.


FUNCIÓN HIDRÓXIDO:


Son compuestos ternarios que se caracterizan porque poseen el ion hidróxido o hidroxilo (OH)-1 unido mediante enlace iónico al catión metálico. El ión (OH)-1 queda libre cuando el hidróxido se disuelve en agua. En casos en que el hidróxido es insoluble, el ión hidróxido no queda libre.
Los hidróxidos poseen propiedades básicas, por ello se les llama también bases. Aunque el término base es mucho mas amplia para referirse a un conjunto de sustancias de propiedades características (opuestos a los ácidos), como por ejemplo:

ESTADO DE OXIDACIÓN:


 valencia: también conocida como número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.

NUMERO DE OXIDACIÓN:

os compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los consideramos separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, se dice que quedan con carga residual.
Para entender qué significa esto de que un compuesto sea eléctricamente neutro, veamos un ejemplo: tomemos el caso del ácido sulfúrico (H2SO4):
+1
+6
−2

Ha
S b
O4 c

a   +
b  +
  c
= 0
+2
+6
−8
= 0

El número que aparece sobre el símbolo del elemento debe colocarse como superíndice y con el signo más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para diferenciarlo del número de carga de los iones en que el signo se pone a la derecha del digito. Así,  H+1para indicar el número de oxidación del Hidrógeno (+1) y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).
Siguiendo la explicación de nuestro cuadro, los elementos se  han identificado con las letras a, b y c para mostrar la ecuación que debe ser igual a cero.
Ahora bien, ese número de arriba representa algo que se llama número de oxidación o estado de oxidación y representa la carga eléctrica que aporta cada átomo en el compuesto y que sumadas debe ser igual a cero (eléctricamente neutro).
Pero, en nuestro ejemplo, + 1 + 6 − 2 es igual a  +7 −2 = 5  (no es igual a cero como debería ser). Claro, pero debemos fijarnos en que son dos átomos de hidrógeno (H2), un átomo de azufre (S) y cuatro átomos de oxígeno (O4), así es que ese numerito de arriba se debe multiplicar por el número de átomos de cada elemento que participa en el compuesto, y nos quedará  +2 +6 −8 = 0.


FORMULAS


 fórmula empírica:


En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.1 Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.
Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.


FORMULA ESTRUCTURAL:



La fórmula estructural de un compuesto químico es una representación gráfica de la estructura molecular, que muestra cómo se ordenan o distribuyen espacialmente los átomos. Se muestran los enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente. Por tanto, aporta más información que la fórmula molecular o la fórmula desarrollada. Hay tres representaciones que se usan habitualmente en las publicaciones: fórmulas semidesarrolladas, diagramas de Lewis y en formato línea-ángulo. Otros diversos formatos son también usados en las bases de datos químicas, como SMILES, InChI y CML.
A diferencia de las fórmulas químicas o los nombres químicos, las fórmulas estructurales suministran una representación de la estructura molecular . Los químicos casi siempre describen unareacción química o síntesis química usando formulas estructurales en vez de nombres químicos, porque las fórmulas estructurales permiten al químico visualizar las moléculas y los cambios que ocurren.
Muchos compuestos químicos existen en diferentes formas isoméricas, que tienen diferentes estructuras pero la misma fórmula química global. Una fórmula estructural indica la ordenación de los átomos en el espacio mientras que una fórmula química no lo hace.

FORMULA MOLECULAR:

La fórmula molecular es una representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto químico representado y los subíndices, con la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. Así, por ejemplo, una molécula descrita por la fórmula H_{2}SO_{4} posee dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno. El término se usa para diferenciar otras formas de representación de estructuras químicas.



NOMENCLATURA:



La nomenclatura química (del latín nomenclatūra) es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés International Union of Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

ENLACE COVALENTES:


En enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electronesdel último nivel.1 La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficiente
              
De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.
El Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para estabilizar la unión.
A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace Covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

ENLACE IONICO:

La definición química de un enlace iónico es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.
                                                    
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior(capa de valencia), aunque ésto no es del todo cierto ya que contamos con dos excepciones, la del Hidrógeno (H) que se rodea tan sólo de 1 electron y el Boro (B) que se rodea de seis. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.
Los compuestos iónico forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.

REGLA OCTETO.

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.
Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras:
§  Enlace iónico.
§  Enlace Covalente.
§  Enlace metálico.
§  Enlaces intermoleculares
 Importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.
En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente.







ENLACE QUÍMICO.


Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatónicos y poli atómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la físico química o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver propiedades químicas). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases biatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los portones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.En la visión simplificada del denominado enlace Covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos in equitativamente entre dos núcleos.
 QUE MANTIENE UNIDO LOS ÁTOMOS:
Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos(carga negativa). Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente(Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos), a una átomo electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino.

se llaman puentes de Hidrógeno.


PROPIEDADES PERIODICAS.

Alguna propiedades de los elementos varían de manera regula por la posición que ocupa en la tabla periódica esta propiedades se les llama propiedades periódicas.

RADIO ATÓMICO:

El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo.
-En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor.
-En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia entre el núcleo y los electrones.
-El radio atómico puede ser covalentes o metálico. La distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en unas moléculas es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio atómico se ha de entender radio covalente. Es inversamente proporcional con el átomo.


RADIO IONICO:


El radio iónico es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Éste va aumentando en la tabla de derecha a izquierda por los periodos y de arriba hacia abajo por los grupos.
En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico.
En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.
ELECTRONEGATIVIDAD:
La electronegatividad (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)), no es una propiedad química, es una serie de valores numéricos arbitrarios asignados para medir la capacidad de un átomo(o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.
La ELECTRONEGATIVIDAD de un átomo determinado, esta afectada fundamentalmente por dos magnitudes.Su [Masa atómica|masa atómica]] y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido con relacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. La ELECTRONEGATIVIDAD no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN:
La energía de ionizaciónpotencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón de un átomo en su estado fundamental y en fase gaseosa.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
\ A_{(g)} + E_{I} \to A^+_{(g)} \ +  1 \bar e
Siendo A_{(g)} los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; E_I, la energía de ionización y \bar e un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J.




miércoles, 25 de julio de 2012

METALES PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS.



Características físicas de los metales:


-Son sólidos a temperatura ambiente con excepciones como el Galio, cesio y mercurio.
- Presentan brillo metálico en su superficie.
-Son maleables.
-Son dúctiles.



Características químicas:

-Son buenos conductores del calor y la electricidad.
-Muestran poca tendencia a combinarse entre sí.
-Los alcalinos son los más activos.
-Su molécula está formada por un átomo.
-Tienen bajo potencial de ionización.
-Tienen alto peso especifico.
-En su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones.

NO METALES PROPIEDADES FÍSICAS.


Propiedades físicas:

A: Los metales varían mucho en su apariencia.

B: No son lustrosos.

C: Por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. 

D: Sus puntos de fusión son mas bajos que de los metales  (aunque el diamante, 
     en forma de carbono, se funde  a 3570ºc).

E: A temperatura ambiente los encontramos en estado gaseoso  (H2, N2, O2, F2, C12)  
     liquido (Br2) y un solido volatil (I2).
     
     El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el 
     diamante o blandos como el azufre.

F: Al contrario de los metales son muy frajiles y no pueden estirarse en hilos 
    ni en laminas. 

G: No tiene brillo metálico y no refleja la luz.

H: Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos como:
     
     > Carbono                           > Hidrogeno                  > Oxigeno
     >Fosforo                              > Azufre                         
     
    En cantidades importantes otros son oligoelementos :
    > Fluor                                   > Silicio                        > Arsénio 
    > Yodo                                   > Cloro


PROPIEDADES QUÍMICAS:




1) Son sólidos a la temperatura ambiente (excepto el mercurio)


2) Presentan altas temperaturas de fusión y ebullición

3) Buenos conductores del CALOR y la ELECTRICIDAD

4) Son dúctiles y maleables 

5) Son generalmente DUROS (excepto:sodio y litio)
y muchos presentan el fenomeno de la corrosión( al ser expuestos al aire libre (excepciones: oro, plata, aluminio y zinc y ciertas aleaciones, como el acero inoxidable, latón y bronce)


lunes, 23 de julio de 2012

VENTAJAS DE LA TABLA PERIÓDICA DE LA TABLA PERIÓDICA.

Esta tabla periódica presenta muchas ventajas con respecto a las anteriores


1: De izquierda a derecha en un periodo las propiedades físicas camban de metal a no metal.
Mientras que de arriba hacia abajo en un grupo principal los elementos aumentan su carácter metálico.


2: Todos los elementos de los supgrupos son metales.


3: Los grupos de elementos similares son capacez  o fáciles de localizar.


4: Los elementos de transacción que son metales con mas de  una capacidad de combinación se localizan en la parte central de la mitad inferior de la tabla.


5: Las propiedades de un elemento pueden predecirse mas fácil mente a partir  de su oxidación en esta tabla.

PERIODOS DE LA TABLA PERIÓDICA


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, éstos 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.

1ssinmupues el sinmu me lo cuelo todos los días
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p

TABLA PERIÓDICA MODERNA


La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontra­ron en la Naturaleza como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.


Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 80, etcétera.



A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.



Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.



Períodos



En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.






En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.



Período 1 = una órbita = 2 elementos



En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.



Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos



En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.



Período 3 = tres órbitas = 8 elementos



El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.



Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos



El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.



Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos



El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.



Período 6 = seis órbitas = 32 elementos



El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elementos para completarlo.



Período 7 = siete órbitas = ? elementos



El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los áto­mos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el pe­ríodo 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.



Grupos



Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha.



La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas.
La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica.
Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no memorizar, sino familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de los principales elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino por grupos o familias (I, II, III, etc) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte vital del lenguaje químico.