LA TABLA PERIÓDICADE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

EL SISTEMA PERIÓDICO

CURSO: QUÍMICA TERCERO MEDIO

MATERIAL QT- N° 03

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INTRODUCCIÓN

El sistema periódico, desarrollado principalmente por Mendeleiev, proporcionó una ordenaciónsistemática de los elementos en grupos naturales. Esta clasificación permitió predecir conbastante certeza las propiedades de elementos desconocidos y algunos compuestos descubiertos.Desarrollos posteriores proporcionaron la base teórica del sistema periódico siendo posiblecomprender algunas propiedades como la valencia de los átomos y la naturaleza del enlacequímico. La sistematización de la química inorgánica dentro de la estructura del sistema periódicoconstituyó la base para el progreso de la química en muchos ámbitos.

No fue Mendeleiev el primero en intentar una clasificación periódica y sistemática de loselementos químicos (descubiertos hasta esa fecha) de acuerdo con sus pesos atómicos. Sinembargo, sí fue el primero en ordenarlos de acuerdo con una ley periódica. Para hacer suspredicciones, se basó en el hecho de que los elementos semejantes se situaban uno debajo delotro, esto es, se encontraban en los mismos grupos, mientras que los elementos vecinos de unmismo período horizontal mostraban cambios graduales.

Tanto las propiedades físicas y químicas muestran cierta periodicidad en el sistema de elementos;así, por ejemplo, la densidad y el punto de fusión empiezan en valores bajos para los elementosdel grupo I-A y suben hasta valores máximos, luego descienden nuevamente a valores muy bajoscon los halógenos. El volumen atómico, que se calcula como un cuociente entre el peso atómico yla densidad, entrega una curva que es de trayectoria casi inversa a la de la densidad: los metalesalcalinos presentan valores muy altos y los elementos del centro de cada período tienen valoresmuy bajos.

Antes de comenzar el estudio de la periodicidad de los elementos en el sistema periódico.Debemos conocer la razón fundamental por la que los distintos átomos se ubican en la tabla: Laconfiguración electrónica, es esta ubicación la que permite predecir las propiedades de losdiferentes elementos, así como también la subclasificación de ellos en familias y períodos.

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

La configuración electrónica se puede entender como la distribución de los electrones en losorbitales atómicos considerando fundamentalmente el principio de construcción revisado en elmaterial anterior. Son los números cuánticos los que permiten definir la situación energética decada electrón, por lo tanto, conociendo la correcta asignación de números para cada uno de ellos,puede construirse la configuración electrónica para un elemento.

Antes de escribir la configuración electrónica de un elemento cualquiera se debe considerar losiguiente:

Conocer el número de electrones que el elemento posee (basta con saber el número

atómico).

Si se trata de un ion el número de electrones NO coincide con el número atómico.

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel

más cercano al núcleo (n = 1).

Respetar la capacidad máxima de electrones por cada subnivel.

Conocer el orbital que acepta a cada electrón.

Respetar el principio de mínima energía y exclusión de Pauli.

Respetar en aquellos orbitales múltiples el principio de Máxima Multiplicidad.

Conocer el siguiente esqueleto para armar la configuración electrónica: n lx, donde n es el

número cuántico principal y l el número cuántico azimutal

Diagrama de Pauling para la configuración electrónica

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Orden en períodos para los subniveles

El siguiente es un ejemplo típico de las distintas formas en las que se desarrolla la configuraciónelectrónica para un elemento (24Cr).

Configuración electrónica para los primeros 10 elementos conocidos del sistemaperiódico

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LA TABLA PERIODICA

La tabla periódica ordena los elementos según su número atómico y los agrupa de acuerdo a laconfiguración electrónica que presentan.

Análisis por bloque:

Los elementos ubicados en los bloquess y p se denominan representativosy se designan con la letra A.

Los elementos ubicados en el bloque dse denominan de transición externay se designan con la letra B.

Los elementos ubicados en el bloque fse denominan de transición internay también se denotan con la letra B.

PERÍODO: Representa al nivel energético donde se ubican los electrones de valencia (losúltimos del nivel) de los átomos. En la tabla periódica está representado por filas,las que llevan la numeración del 1 hasta el 7.

Ejemplo:

Elementos del Período 2: Li Be B C N O F Ne, todos ellos tienen sus electronesde valencia en el nivel energético 2.

GRUPO: Representa la cantidad total de electrones de valencia del átomo. En la tablaperiódica corresponden a las columnas. Para los elementos representativos seutilizan números del I-A al VIII-A, mientras que para los de transición externa seutilizan números del I-B al X-B (no necesariamente en ese orden).

Los elementos de cada grupo o familia tienen el último electrón (diferencial) en el mismo tipo deorbital, sólo cambia el nivel donde se encuentra. Así, por ejemplo, algunos elementos del grupo I-A (metales alcalinos):

H : 1s1

Li : 1s22s1

Na : 1s22s22p63s1

K : 1s22s22p63s23p64s1

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SISTEMA PERIÓDICO

TIPOS DE ELEMENTOS

Metalesrepresentativos No Metales

Gases nobles oinertes

Otros metales

Metales de transicióninterna

LantánidosActínidos

Metales de transición

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ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

1. Ocupan las columnas 1, 2, 13 (3), 14 (4), 15 (5), 16 (6) y 17 (7).

2. Presentan configuraciones electrónicas externas del tipos ns1 hasta ns2p5 (se excluye la

configuración ns2.

3. Presentan niveles energéticos de valencia incompletos.

4. Sus orbitales s y p no están llenos con electrones.

5. Se categorizan con la letra A.

Elementos representativos del sistema periódico

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

1. Ocupan las columnas 3 hasta 12.

2. Presentan configuraciones electrónicas externas del tipo n-1 d1-9 ns2.

3. Presentan niveles energéticos de valencia, anteriores al último, incompletos (s, d y f).

4. Se categorizar con la letra B.

5. Se incluyen las llamadas tierras raras.

GASES NOBLES O INERTES

1. Ocupan la columna 18 (8)

2. Presentan sus niveles energéticos externos completos con electrones

3. Presentan configuración electrónica del tipo ns2 (el átomo de Helio) y ns2p6

4. A pesar de que se conocen algunos compuestos químicos con gases nobles, se les considera

químicamente inertes.

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LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

CLASIFICACIÓN QUÍMICA

El mismo Mendeleiev fue capaz en su tiempo de hacer una clasificación periódica de los elementosen virtud de sus propiedades macroscópicas. Hoy en día se les agrupa en:

ELEMENTOS METÁLICOS

A temperatura ambiente son casi todos sólidos.

Tienen brillo y son materiales en su gran mayoría conductores del calor y la corriente

eléctrica.

Presentan propiedades como la maleabilidad, dureza, ductilidad y tenacidad.

ELEMENTOS NO METÁLICOS

Son elementos más bien blandos y que carecen de brillo como los metales.

Se ubican a la derecha del sistema periódico, por lo tanto, se estabilizan electrónicamente

ganando electrones (forman aniones).

Son malos conductores del calor y la corriente eléctrica.

Son menos abundantes que los metales.

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FAMILIAS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

FAMILIAS DE ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

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PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

La estructura de la Tabla Periódica moderna está basada en el ordenamiento de los elementosquímicos considerando su configuración electrónica. Al ordenar los elementos dentro de la tablaperiódica aparecen grupos (columnas) y períodos (filas) y muchas de las propiedades atómicasque estos presentan varían gradual y sistemáticamente, ya sea que analicemos un grupo o unperíodo. Estas propiedades se denominan genéricamente propiedades atómicas periódicas.

Estas propiedades periódicas, guardan relación con el tamaño de los átomos, el volumen queocupan, la densidad observada, el carácter metálico y no-metálico y otras como laelectronegatividad, la afinidad electrónica y la energía de ionización. Para ellas se observa unaclara tendencia (periodicidad) conforme aumenta el número atómico de los elementos (en ungrupo y período).

El siguiente esquema resume el conjunto de propiedades físicas y químicas de los elementos:

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EL TAMAÑO DE LOS ÁTOMOSRADIO ATÓMICO

Para analizar la variación del tamaño de los átomos en el sistema periódico, debemos asumirlocomo una esfera rígida y compacta. Así el tamaño viene dado a partir del volumen de esa esfera ypor lo tanto, la ecuación que permite conocer su valor será:

3rπ34V

Donde r es el radio del átomo, considerando como tal, la distancia que hay desde el núcleo hastael último electrón del último nivel de energía. Si el átomo pierde o gana electrones, modifica suradio, pero siempre se calcula del mismo modo su volumen.

Considerando que conforme aumenta el valor para Z en un grupo de la tabla hay un aumento enel número de niveles de energía con electrones, entonces, es esperable un aumento en el radio yvolumen de los átomos, siendo los de mayor valor aquellos ubicados en el período 7, esto porque,dentro de cada grupo de elementos, el tamaño de los átomos aumenta a medida que loselectrones ocupan niveles de energía más altos pues se alejan más del núcleo.

Sin embargo, dentro de cada período el radio atómico tiende a disminuir a medida que seincorporan más electrones a un nivel de energía específicos. Esto se debe a que cada elemento deun período tiene un protón más que el elemento precedente, y por lo tanto, se produce unaumento de la carga eléctrica con que el núcleo atrae a los electrones más externos, enconsecuencia los electrones más externos son cada vez más atraídos por el núcleo y los átomosse hacen sucesivamente más compactos y pequeños.

En resumen:

En un grupo, mientras mayor sea el número de niveles de energía con electrones en unátomo, mayor será el tamaño de éste.

En un período, conforme aumenta el valor de Z, mayor cantidad de protones tendrá elnúcleo y por lo tanto, experimentará mayor atracción sobre los últimos electrones (carganuclear efectiva) disminuyendo el valor del radio atómico y el tamaño.

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VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO EN EL SISTEMA PERIÓDICO

Gráfica de la variación del Radio Atómico

RECORDAR!!

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RADIO IÓNICO

Cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde uno omás electrones, se forma una partícula con carga llamadaión. Los átomos metálicos tienden a perder sus electronesexternos para formar iones positivos conocidos comocationes. El radio de un ión metálico es aproximadamentela mitad del átomo metálico correspondiente.

Los átomos no metálicos tienden a ganar electrones paraformar aniones. Un anión es considerablemente más grandeque el átomo no metálico correspondiente. Por ejemplo, elradio del ión cloruro es aproximadamente dos veces mayorque el radio de un átomo de cloro.

Comparemos el radio de un ión sodio con el radio del ión fluoruro. Estos iones sonisoelectrónicos; es decir, tienen el mismo número total de electrones. Ambos tienen 10electrones, pero el sodio tiene 11 protones (una carga nuclear de +11) y mayor atracción por suselectrones que un ión fluoruro con 9 protones (una carga nuclear de +9). Es de esperar que el iónsodio, con su mayor carga nuclear, tenga un radio más pequeño que un ión fluoruro.

Na+F-

Por lo tanto, podemos resumir las generalizaciones de iones isoelectrónicos en una solaafirmación: el tamaño de las especies isoelectrónicas es tanto menor cuanto mayor es sunúmero atómico.

NaNa+

Átomo de sodio

11 protones

11 electrones

186 pm de radio

ión sodio

95 pm de radio

10 electrones

11 protones

Átomo de sodio ion sodio

11 protones 11 protones

11 electrones 10 electrones

186 pm de radio 95 pm de radio

Átomo de cloro ion cloruro

17 protones 17 protones

17 electrones 18 electrones

99 pm de radio 181 pm de radio

99 pm de radio

17 electrones

Átomo de cloro

17 protones

181 pm de radio

18 electrones

17 protones

ión cloruro

ClCl-

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DENSIDAD ATÓMICA

La densidad de un átomo se entiende como la relación entre la masa que posee y el volumen quepresenta (tamaño). La relación viene dada por:

Vmd

Resulta lógico asumir que en un grupo del sistema periódico, conforme aumenta el número deprotones en el núcleo (Z), también hay un aumento en la masa y por lo tanto, un aumento en ladensidad atómica, sin embargo, la relación no es lineal cuando se analizan los períodos, pues, elaumento de Z también provoca una variación en el volumen del átomo, de modo que ocurre a lapar una disminución de la densidad. Estudios experimentales para la densidad atómica muestranla siguiente relación:

A

U

M

E

N

T

O

AUMENTO AUMENTO

DENSIDAD ATÓMICA

En un grupo, los elementos pertenecientes a los niveles más altos de energía, presentan losmayores valores de densidad, mientras que al centro inferior de la tabla (analizando un período)se encuentran los elementos más densos (Osmio e Iridio).

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ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Desde el punto de vista químico el potencial de ionización es la energía necesaria para arrancarleun electrón, el más externo, a un átomo o a un ión (en estado gaseoso). En esta definición, sesupone que el átomo se encuentra en su estado electrónico fundamental, y que todas lasespecies químicas, tanto el átomo neutro como el ión positivo formado, se encuentran en estadogaseoso y en condiciones de presión y temperatura estándar. Así, por ejemplo, la energía deionización para el átomo de hidrógeno, corresponde al potencial necesario para arrancarle suúnico electrón desde el orbital s y el valor observado experimentalmente es de 13,6 eV.

+ -1 (g) 1 (g)H + P.I. H + e , donde P.I. = 13,6 eV

Un átomo con muchos electrones (polielectrónico) puede perder varios de ellos; y por lo tanto,presenta varias energías de ionización. La energía mínima necesaria para separar al siguienteelectrón, el menos atraído por el núcleo del ión positivo previamente formado, es la llamadasegunda energía de ionización y siempre debe ser un valor mayor.

Energías de ionización para el aluminio (13Al)

13Al+ (1er P.I.) 13Al+2 (2do P.I.) 13Al+3 (3er P.I.) 13Al+4 (4to P.I.)6,0 eV 18,8 eV 28,4 eV 120,0 eV

“Debido a su carga positiva, el catión 13Al+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo deAl. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el primero.Nótese el “salto energético” del 4to P.I., esto se debe a que ha sido necesario “romper” laestabilidad de la configuración electrónica de gas noble alcanzado por 13Al+3.

Variación de la primera energía de ionización en el sistema periódico

El gráfico muestra la primera energía deionización de los átomos de los elementosquímicos, expresadas en KJ/mol, enfunción de su número atómico.

La energía de ionización de los elementosde un período va aumentandogradualmente a lo largo de éste, aunquese observan algunas singularidades. Estecomportamiento general se explica por elaumento de la carga nuclear a través delperíodo, lo cual aumenta la atracción delnúcleo por los electrones.

La energía de ionización de loselementos químicos disminuye gradualmente a lo largo de sus grupos respectivos. Estecomportamiento es predecible, ya que los electrones más externos de los elementos de un grupose encuentran en niveles de número cuántico principal n cada vez mayor y, por tanto, cada vezson menos atraídos por sus núcleos respectivos (se encuentran a mayor distancia del núcleo yestán más apantallados por los electrones internos).

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En resumen:

Los puntos máximos, P.I. altos corresponden a los gases nobles. Los puntos mínimos, P.I. bajos corresponden a los metales alcalinos. Aumenta el P.I. dentro de un período (Li…Ne); (Na…Ar); (K…Kr); (Rb…Xe) y (Cs…Rn). Disminuye el P.I. dentro de un grupo, de los gases nobles, de los metales alcalinos, etc.

VARIACÓN DEL POTENCIAL DE IONIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

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Afinidad electrónica

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.), es una medida de la variación de energía que tienelugar cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón. Por ejemplo:

- -(g) (g)F + e F , donde ∆E = -328 kJ/mol

Estos procesos de formación de iones negativos a partir de átomos neutros son generalmenteexotérmicos; es decir, se libera energía (calor) durante los mismos. Tanto los factores que lacondicionan como su variación en el Sistema Periódico son homologables al P.I.

Variación de la E.A. en el sistema periódico:

En líneas generales, la E.A. aumenta a lo largo de un período(exceptuando los gases nobles), de acuerdo con el natural incremento dela carga nuclear que se va produciendo a lo largo del mismo, lo cualorigina un aumento progresivo de la atracción del núcleo hacia el electrónexterior que se incorpora. Por consiguiente, se observa que los mayoresvalores de la afinidad electrónica se encuentran en los elementos situados

a la derecha y hacia arriba de la Tabla Periódica (familia de los halógenos); y los valores másbajos, en los elementos situados a la izquierda y hacia debajo de la misma (los elementosalcalinos).

Valores Experimentales de Afinidad Electrónica (KJ/mol)

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Electronegatividad

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad (E.N.) se define como la tendencia que ejerce un átomo en una moléculapara atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica. La E.N. no tieneunidades. Linus Pauling en 1930, en base a cálculos de energía de enlaces, postula una escaladonde el flúor resulta ser el elemento más electronegativo, y el Fr el más electropositivo.

VARIACIÓN DE LA E.N. EN EL SISTEMA PERIÓDICO

En los Períodos, la electronegatividad aumenta al aumentar Z. Al aumentar Z en los grupos la electronegatividad disminuye.

En resumen:

Los elementos que tienen energías de ionización y afinidadeselectrónicas bajas presentan valores bajos de electronegatividad:son electropositivos y de carácter metálico.

Los elementos que tienen energías de ionización y afinidadeselectrónicas altas presentan valores altos de electronegatividad:son electronegativos y de carácter no metálico.

Gráfica tridimensional de la variación periódica de la electronegatividad

Elemento P.I.(KJ/mol)

E.A.(KJ/mol)

E.N. (Pauling)

FOLi

16811314520

34914352,1

4,03,440,98

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CARACTER METÁLICO DE LOS ELEMENTOS

Más de la mitad de los elementos del sistema periódico se consideran metales, lo que implica queen su gran mayoría son elementos que presentan estado sólido a temperatura ambiente (conalgunas excepciones), presentan dureza, son densos, tienen brillo y son altamente conductoresdel calor y la corriente eléctrica.

Los metales representativos, ocupan los grupos I-A y II-A siendo elementos muy abundantes,fundamentalmente en la Litosfera. En general son elementos que se estabilizan electrónicamenteadoptando carga eléctrica +1 y +2, según sea el grupo en el que se encuentren.

Conforme nos movemos hacia la derecha de la tabla periódica, el carácter metálico de unelemento se modifica. Cercano a los elementos del grupo IV-A, aumentan los valores de afinidadelectrónica, por lo que los átomos comienzan a estabilizarse ganando electrones y adoptandopropiedades no metálicas, que los diferencian notoriamente de los elementos metálicos.

Los elementos Halógenos son los que presentan los mayores valores de electroafindad y por lotanto, son los que se consideran menos metálicos en la tabla.

El carácter metálico en un grupo se acrecienta cuando aumenta el valor para el número atómico,puesto que el electrón diferencial (el último) se encuentra en un nivel superior de energía que lohace más inestable energéticamente, siendo capaz de salir del átomo, cuando otro átomoelectronegativo lo acepte.

La variación del carácter metálico en el sistema periódico viene dado por:

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Resumen de las variaciones en el sistema periódico de algunas propiedades

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 03

1. El Litio es un elemento del sistema periódico que presenta 3 protones en su núcleo, por lotanto, su ion estable, debe presentar configuración electrónica

A) 1s1

B) 1s2

C) 1s2, 2s1

D) 1s2, 2s2

E) 1s2, 2s2 p1

2. Para la siguiente especie química 3147N

, se cumple que

A)B)C)D)E)

Nº Protones Nº Electrones Nº Neutrones3 7 107 3 77 10 714 10 714 7 14

3. Los elementos del grupo II-A son

A) halógenos.B) anfígenos.C) gases inertes.D) metales.E) no metales.

4. ¿Cuál debe ser la configuración electrónica para un elemento, en estado basal, si presenta 20partículas en su núcleo y 9 neutrones?

A) 1s2, 2s2 2p5

B) 1s2, 2s2 2p6

C) 1s2, 2s2 2p6, 3s1

D) 1s2, 2s2 2p4, 3s2

E) 1s2, 2s1 2p4, 3s2

5. Si un elemento químico se ubica en el periodo 3 y grupo III-A, debe tener un valor para Zigual a

A) 13B) 12C) 10D) 8E) 6

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6. En la siguiente lista de átomos, aquel que presenta el mayor valor para su primera energía deionización es

A) 10NeB) 17ClC) 11NaD) 2HeE) 1H

7. Los elementos que presentan el mismo número de electrones en el nivel de energía másexterno al núcleo, tienen en común el

I) grupo al que pertenecen.II) valor para el número atómico.III) valor para su densidad atómica.

De las anteriores, es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) sólo I y III.

8. Si un ion X+1 presenta la siguiente configuración electrónica

1s2, 2s2 2p6

Entonces, se espera que el elemento X tenga

A) 10 neutrones.B) 11 electrones.C) 12 protones.D) 5 orbitales atómicos.E) 2 niveles de energía con electrones.

9. La siguiente es la configuración electrónica condensada para un átomo en estado basal

[10Ne] 3s2 3p3

Del análisis, se puede afirmar correctamente que el átomo

A) es un metal de transición.B presenta 10 electrones.C) presenta 3 electrones de valencia.D) pertenece a la familia de elementos térreos.E) presenta 3 electrones desapareados.

10.Los siguientes iones pertenecen a la serie isoelectrónica del Neón

9F-1

8O-2

7N-3

11Na+112Mg+2

¿Cuál de ellos presenta mayor radio iónico?

A) 9F-1

B) 8O-2

C) 7N-3

D) 11Na+1

E) 12Mg+2

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11.Considere la siguiente configuración electrónica para un elemento de la tabla periódica

1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

Del análisis de ella, se puede inferir correctamente

I) el grupo al que pertenece.II) el número atómico para el elemento.III) la cantidad de electrones de valencia que posee.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

12.La siguiente lista de elementos pertenece al período 3 del sistema periódico

12Mg 14Si 16S 11Na 18Ar

¿Cuál de ellos presenta el mayor carácter metálico?

A) 12MgB) 16SC) 18ArD) 11NaE) 14Si

13.A continuación se presenta los valores de Z para 5 elementos del sistema periódico, ¿cuál deellos presenta la mayor cantidad de electrones en el nivel de mayor energía?

A) Z = 6B) Z = 7C) Z = 9D) Z = 13E) Z = 14

14.El anión estable para el átomo de Oxígeno (Z=8) debe presentar carga eléctrica

A) -2B) +2C) +1D) -1E) -3

15.Los elementos pertenecientes al grupo V-A, se denominan

A) metales alcalinos.B) elementos térreosC) gases inertes.D) elementos cabonoides.E) elementos nitrogenoides.

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16.Los átomos con configuración electrónica externa del tipo ns2p3

A) son del grupo V-A.B) tienen propiedades metálicas.C) sólo tienen 3 electrones de valencia.D) se estabilizan electrónicamente adoptando carga -2.E) corresponden a metales de transición interna.

17.¿Cuántos electrones de valencia presenta el átomo de azufre (16S), en estado basal?

A) 2B) 4C) 6D) 8E) 16

18.“......... y ........., son respectivamente los átomos con mayor valor de electronegatividad yenergía de ionización del sistema periódico”. En las líneas punteadas debe escribirse

A) Helio y Argón.B) Flúor y Helio.C) Oxígeno e hidrógeno.D) Potasio y Flúor.E) Argón y Cloro.

19.¿Cuál de los siguientes elementos metálicos, todos pertenecientes al grupo I-A, es el quepresenta mayor densidad?

A) 1HB) 3LiC) 11NaD) 19KE) 37Rb

20.Un elemento químico se puede estabilizar electrónicamente adoptando las siguientes cargaseléctricas: -2 y +6, por lo tanto, su configuración electrónica externa podría ser

A) ns2p1

B) ns2p3

C) ns2p4

D) ns2p5

E) ns2p6

DMDO-QT03

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