u.e. “nuestra señora de lourdes” · leucipo y demócrito pero basándose en una serie de...

Prof. Ninoska Meaño. Química. 4to año 1

U.E. “Nuestra Señora de Lourdes”

GUIA DE QUÍMICA 4TO AÑO

(Primer lapso)

Profesora: Ninoska Meaño Correa

Octubre, 2019.

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

MINISTERIO DEL P.P PARA LA EDUCACIÓN CÁTEDRA: QUÍMICA. 4TO AÑO DE BACHILLERATO

Puerto La Cruz Estado Anzoátegui Venezuela.


UNIDAD 1 DE APRENDIZAJE: CREENCIAS, ÍDEAS Y TEORÍAS

SOBRE LOS ÁTOMOS.

EL ÁTOMO A TRAVÉS DE LA HISTORIA

¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una

parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar? Los filósofos de la antigua

Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no

utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no

seguían las fases del método científico. De esta forma, se establecieron dos teorías:

Atomista y continuista.

En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía,

además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos

encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito,

bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en

griego significa “que no se puede dividir”.

Los atomistas pensaban que:

Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a

ellos.

Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.

Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.

Aristóteles rechazó la teoría atomista y estableció que la materia estaba formada por

cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, esta teoría se llamó continuista. Gracias al

prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante más de

2000 años.

Los continuistas pensaban que:

Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.

Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.


Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos

básicos: agua, aire, tierra y fuego.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de

Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de

laboratorio.

La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:

1.- La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.

2.- Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los

átomos de los demás elementos.

Todos los átomos del elemento Hidrógeno son iguales entre sí en todas las propiedades:

masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.

Todos los átomos del elemento Oxígeno son iguales entre sí en todas las propiedades:

masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.


3.- Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones

constantes y sencillas.

Todas las moléculas del compuesto Agua son iguales entre sí y están formadas

por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 1 átomo del elemento Oxígeno.

4.- En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos

desaparece ni se transforma.

FENÓMENOS ELÉCTRICOS

Algunos fenómenos de electrización pusieron de manifiesto la naturaleza eléctrica de la

materia. Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual los

fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga eléctrica.

Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos de cargas:

positiva y negativa. Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen,

mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.

En general, la materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de

cada tipo de carga. Si adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más

cantidad de un tipo que de otro.

¿EL ÁTOMO ES DIVISBLE O INDIVISIBLE?

A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:

- Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos.

- Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia

podía ganar o perder cargas eléctricas.


Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los

átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran

indivisibles e inalterables.

Debido a que no podían verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de

descarga o tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron algunos hechos

que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo. Los tubos de

rayos catódicos eran tubos de vidrio que contenían un gas a muy baja presión y un polo

positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) por donde se hacía pasar una corriente eléctrica

con un elevado voltaje.

EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON

El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases. Observó que se

emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos. Al

estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre,

cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los

átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.


Thomson investigó la naturaleza de los rayos catódicos y demostró que los campos

eléctricos podían provocar la desviación de éstos y experimentó su desviación, bajo el

efecto combinado de campos eléctricos y magnéticos, buscando la relación existente entre

la carga y la masa de las partículas, proporcionalidad que se mantenía constante aun

cuando se alteraba el material del cátodo.

En 1906 Thomson recibió el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la

conducción de la electricidad a través de los gases. Se le considera el descubridor del

electrón por sus experimentos con el flujo de partículas (electrones) que componen los

rayos catódicos. Thomson elaboró en 1898 el modelo del "pastel de pasas" de la estructura

atómica, en la que sostenía que el átomo era una esfera en su mayoría vacia, los electrones

eran como 'pasas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva, donde el átomo

era eléctricamente neutro.

Modelo atómico de Thomson


RUTHERFORD Y EL DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO

En 1911, Ernest Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con

partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El

experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las partículas lanzadas:

La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección, como era

de esperar.

Algunas se desviaron considerablemente.

Unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión.

Experimento de la lámina de Oro

El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de

Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear. De

acuerdo con el Modelo de Thomson, en el cual la carga positiva de cada átomo está

distribuida de forma homogénea, las partículas positivas que atraviesan la lámina no

deberían ser apreciablemente desviadas de su trayectoria inicial. Evidentemente, esto no

ocurría. En el Modelo de Rutherford la carga positiva está concentrada en un núcleo

central, de manera que las partículas positivas que pasan muy cerca de él, se desvían

bastante de su trayectoria inicial y sólo aquellas pocas que chocan directamente con el

núcleo regresan en la dirección de la que proceden.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

El Modelo de Rutherford establece que:


El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de

los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones.

Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran

alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo, protones y neutrones, se

descubrieron después de que Rutherford estableciera su modelo. El experimento de

Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y positivo, no aclaraba nada más).

La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones,

que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual

al de electrones de la corteza.

Modelo atómico de E. Rutherford.

Distintas experiencias han permitido medir el tamaño de los átomos. Considerado como

una esfera, el átomo tiene un radio de unos 10-10 m y el núcleo tiene un radio de unos 10-14

m. De aquí se puede deducir que el núcleo es unas 10000 veces más pequeño que el átomo.

Para hacernos una idea: si el átomo fuera del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo

sería como un guisante colocado en su centro, y los electrones se encontrarían en las

gradas girando alrededor del campo.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

El modelo atómico de Bohr es una representación del átomo propuesta por el físico danés

Neils Bohr. El modelo establece que el electrón se desplaza en órbitas a una distancia fija

alrededor del núcleo atómico, describiendo un movimiento circular uniforme. Las órbitas

(o niveles de energía, como él los llamó) son de energía diferente.


Cada vez que el electrón cambia de órbita, emite o absorbe energía en cantidades

fijas llamadas “quanto”. Bohr explicó el espectro de luz emitida (o absorbida) por el

átomo de hidrógeno. Cuando un electrón se mueve de una órbita a otra hacia el núcleo se

da una pérdida de energía y se emite luz, con longitud de onda y energía características.

Modelo atómico de Bohr.

Bohr numeró los niveles de energía del electrón, considerando que mientras más

cerca el electrón esté del núcleo, su estado de energía es menor. De este modo, mientras

más alejado esté el electrón del núcleo, el número del nivel de energía será mayor y, por

tanto, el estado de energía será mayor.

Las características de modelo de Bohr son importantes porque determinaron el

camino hacia el desarrollo de un modelo atómico más completo. Las principales son:

1. El apoyo en otras teorías, el modelo de Bohr fue el primero en incorporar la teoría

cuántica de Planck y el efecto fotoeléctrico de Albert Einstein a la estructura

atómica.

2. Según este modelo, los átomos absorben o emiten radiación solo cuando los

electrones saltan entre las órbitas permitidas. Los físicos alemanes James Franck y

Gustav Hertz obtuvieron evidencia experimental de estos estados en 1914.


3. Los electrones rodean al núcleo y existen en determinados niveles de energía, que

son discretos y que se describen en números cuánticos.

Bohr sugirió el quantum como la energía requerida por un electrón para el paso de un

nivel a otro. También estableció que el nivel de energía más bajo que ocupa un electrón se

denomina “estado fundamental”. El “estado excitado” es un estado más inestable,

resultado del paso de un electrón a un orbital de mayor energía.

Limitaciones del modelo atómico de Bohr

1- Se adapta al espectro del átomo de hidrógeno pero no a los espectros de otros átomos.

2- Las propiedades ondulatorias del electrón no están representadas en la descripción de

este como una partícula pequeña que da vueltas en torno al núcleo atómico.

3- Bohr no consigue explicar por qué el electromagnetismo clásico no se aplica a su

modelo. Es decir, por qué los electrones no emiten radiación electromagnética cuando

están en una órbita estacionaria.

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON

Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no

coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía

que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los átomos. Estas partículas

se descubrieron en 1932 por el físico James Chadwick. Al no tener carga eléctrica

recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil

su descubrimiento. Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la

masa de un protón.

Chadwick realizó un descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia

nuclear: descubrió la partícula en el núcleo del átomo que pasaría a llamarse neutrón,


predicción hecha algunos años antes por su mentor Rutherford. Esta partícula no tiene

carga eléctrica. En contraste con el núcleo de helio (partículas alfa) que está cargado

positivamente y por lo tanto son repelidas por las fuerzas eléctricas del núcleo de los

átomos pesados, esta nueva herramienta para la desintegración atómica no necesitaba

sobrepasar ninguna barrera electrónica, y es capaz de penetrar y dividir el núcleo de los

elementos más pesados. De esta forma, Chadwick allanó el camino hacia la fisión del

uranio 235 y hacia la creación de la bomba atómica. Como premio por su descubrimiento

se le otorgó la Medalla Hughes de la Royal Society en 1932 y el Premio Nobel de física

en 1935. También descubrió el tritio.

MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER

El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926. Esta

propuesta es conocida como el modelo mecánico cuántico del átomo, y describe el

comportamiento ondulatorio del electrón. Para ello, el destacado físico austríaco se

fundamentó en la hipótesis de Broglie, quien enunció que cada partícula en movimiento

está asociada a una onda y puede comportarse como tal.

Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía

a la dualidad onda-partícula, y en consecuencia, los electrones podían movilizarse

alrededor del núcleo como ondas estacionarias.

Schrödinger, quien fue galardonado con el Premio Nobel en 1933 por sus aportes a

la teoría atómica, desarrolló la ecuación homónima para calcular la probabilidad de que

un electrón se encuentre en una posición específica. Este modelo no predice la ubicación

del electrón, ni describe la ruta que realiza dentro del átomo. Sólo establece una zona de

probabilidad para ubicar al electrón.

Estas áreas de probabilidad se denominan orbitales atómicos. Los orbitales

describen un movimiento de traslación alrededor del núcleo del átomo. Estos orbitales

atómicos tienen diferentes niveles y sub-niveles de energía, y pueden definirse entre nubes

de electrones.


MODELO ATÓMICO ACTUAL

La imposibilidad de dar una explicación teórica satisfactoria de los espectros de los

átomos con más de un electrón con los principios de la mecánica clásica, condujo al

desarrollo del modelo atómico actual que se basa en la mecánica cuántica. También es

conocido como el modelo atómico de orbitales, expuesto por las ideas de científicos

como: E. Schrodinger y Heisenberg. Establece una serie de postulados, de los que cabe

recalcar los siguientes:

El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo

No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón alrededor del núcleo

Existen varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en

el espacio; así decimos que hay orbitales: s, p, d, f.

En cada nivel energético hay un número determinado de orbitales de cada clase.

Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad

aceptable de que se encuentre un electrón. En cada orbital no puede encontrarse

más de dos electrones.

El modelo se fundamenta en los siguientes principios:

1. Principio de onda-partícula de Broglie: Señala que la materia y la energía

presentan caracteres de onda y partícula; que los electrones giran por la energía

que llevan y describen ondas de una longitud determinada.

2. Principio estacionario de Bohr: El mismo que señala que un electrón puede girar

alrededor del núcleo en forma indefinida.

3. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Determina que es imposible conocer

simultáneamente y con exactitud la posición y velocidad del electrón.


¿QUÉ SON ORBITALES ATÓMICOS Y NÚMEROS CUANTICOS?

Como ya hemos dicho, los orbitales atómicos es el lugar en donde tenemos una mayor

probabilidad de encontrar al menos un electrón, esta definición parte de la ecuación

planteada por Erwin Schrödinger. Se dice que cada electrón ocupa un orbital atómico que

se define por una serie de números cuánticos (n.l,m,s). En cualquier átomo cada orbital

puede contener dos electrones.

NÚMEROS CUÁNTICOS

Número cuántico principal (n):

Cada orbital de un átomo puede definirse como una capa de ese mismo átomo por lo que

podemos hablar de una capa principal la cual podemos relacionar con un numero

cuántico n. El numero cuántico asociado a la capa principal de cada átomo toma valores

enteros positivos que van del 1 al 7. Si decimos que para un electrón dado su número

cuántico n=3 eso quiere decir que ese electrón se sitúa en la capa 3 del átomo.

En la medida en que la capa se encuentra mucho más cerca del núcleo menor será su

número cuántico principal, en otras palabras, el numero cuántico principal n=1 se encuentra

mucho más cerca del núcleo del átomo que el numero cuántico principal siguiente por

ejemplo n=2. Cuanto más elevado sea el numero cuántico principal mayor será la distancia

a la que se encuentra el electrón ubicado en ese orbital del núcleo del átomo.


Cada capa electrónica tiene una capacidad máxima para alojar electrones en sus

orbitales y esta viene expresado por una simple regla matemática 2n2 así se tiene que:

n=1⇒2n2=2

n=2⇒2n2=8

n=3⇒2n2=18

n=4⇒2n2=32

n=5⇒2n2=50

Número cuántico secundario (l):

Este número cuántico describe la forma del orbital. El número cuántico l toma valores que

van desde 0 hasta n-1, es decir n y l no pueden tener el mismo valor. La siguiente tabla

indica el orbital que corresponde según el valor de l.

l 0 1 2 3

orbital s p d f

Forma de los orbitales

Orbital s

Como podemos notar, el orbital s (l=0) es esférico y tiene una orientación única.

Mientras que los orbitales 2s y 3s tienen un aspecto similar al 1s pero con un tamaño

mayor.


Orbital p

En los orbitales p (l=1) podemos notar que se componen de dos lóbulos unidos entre sí por

sus vértices y orientados de forma perpendicular al eje que los contiene.

Orbitales d (l=2)

Podemos notar que los lóbulos de los orbitales dx2−y2 y dz2 se ubican a lo largo de los

ejes, mientras que los otros están entre las diagonales de los ejes.


Orbitales f (l=3)

Número cuántico de la subcapa o subnivel (m):

Cada orbital está asociado a un número de subcapas o subniveles de energía, m toma

valores que van desde –l hasta +l (incluyendo el cero), por ejemplo para l=1 los valores de

m son: -1, 0 y 1.Esto puede apreciarse mejor en la tabla que tenemos expuesta en la

publicación del tema de los números cuánticos, por lo que consideramos que es mejor

recordarla.

Orbital (l) Subcapa (m)

s 0

p -1, 0, +1

d -2, -1, 0, +1, +2

f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Número cuántico del giro del spin (s):

Este número cuántico toma dos posibles valores: +1/2 (hacía arriba) y -1/2 (hacía abajo).

ACTIVIDADES


Los alumnos deberán desarrollar las preguntas abajo descritas, esto con la finalidad

de realizar un intercambio oral en el salón de clase, el docente les indicara las pautas para

dicha evaluación.

PREGUNTAS A DESARROLLAR POR LOS ALUMNOS:

1) El átomo antes de Dalton.

2) ¿Quién fue Dalton? Establezca los postulados de la teoría atómica de Dalton.

3) ¿Quién fue J.J Thomson? Explique y represente el experimento de los rayos catódicos de

Thomson.

4) ¿En qué consistió el modelo atómico de Thomson? Aportes al modelo atómico actual.

5) ¿Quién fue E. Rutherford? Explique y represente el experimento de la lámina de Oro.

6) ¿En qué consistió el modelo atómico de Rutherford?

7) Establezca diferencias y semejanzas entre los modelos atómicos de Thomson y

Rutherford.

8) ¿Qué puede decir acerca de Bohr y del por qué estudia los espectros atómicos? Explique

el modelo atómico de Bohr. ¿Qué aportes introdujo al modelo atómico actual?

9) ¿Qué es el neutrón? ¿Quién lo descubrió y en cuál experimento? Explique.

10) ¿Qué establece el principio de incertidumbre de Heisenberg? Fundamentos. Aportes a

la teoría atómica.

11) ¿En que se basa el modelo atómico de Schrödinger?

12) ¿Cómo describirías el modelo atómico actual?

PREGUNTAS A DESARROLLAR POR EL DOCENTE EN EL AULA

1) ¿Qué son los números cuánticos? Establecer el significado físico de los números

cuánticos y usarlos para caracterizar espacial y energéticamente los electrones dentro del

átomo, para ello se deben definir cada uno de los 4 números cuánticos.

2) ¿Existen partículas sub-atómicas aparte de los neutrones, protones y electrones?

3) ¿Qué indica el número atómico de un elemento? ¿Qué es el número másico? Símbolos

nucleares de los elementos (Ejemplos). Como determinar el número de partículas

subatómicas a partir de los símbolos nucleares.

4) ¿Qué son especies isoelectrónicas? ¿Qué son isotopos? Ejemplos.

5) Configuración electrónica, a partir del Z (Principio de construcción)

6) Excepciones a la configuración electrónica.

7) ¿Qué establece la regla de máxima multiplicidad de Hund? Como se realiza un diagrama

de Hund para un elemento en específico. Ejemplos.

8) ¿Qué establece el principio de Exclusión de Pauli?

9) Paramagnetismo y diamagnetismo. Como determinar mediante la configuración

electrónica si un elemento es diamagnético o paramagnético.


TABLA PERIÓDICA

La determinación de las propiedades y la clasificación de los elementos ha sido uno de los

logros más importantes de la Química. Es posible ordenar los elementos químicos, en un

arreglo razonablemente sistemático, que aunque no ideal, pero es extremadamente útil.

Esta representación se conoce como “Tabla Periódica”, en cualquiera de las muchas

variaciones en las que ha sido propuesta. Su función es servir como una estructura,

soporte o esquema de organización, para la amplia información química. La base para este

ordenamiento, es la “Ley Periódica”, la cual, en su versión moderna establece que “las

propiedades de los elementos químicos son función periódica de su número atómico”.

DESARROLLO HISTORICO DE LA TABLA PERIÓDICA

El descubrimiento del sistema periódico no es fruto de un momento de inspiración de un

individuo, sino que culmina con una serie de investigaciones científicas.

1817. Johann Döbereiner estableció la ley de las Triadas, que señala que los pesos atómicos

de los elementos de características similares siguen una progresión aproximadamente

aritmética. Encontró que elementos como el cloro, bromo y yodo eran similares en cuanto a

su reactividad y los agrupo en una misma familia.

1864-1866. Newlands, químico inglés, anunció la ley de las octavas utilizando como símil

la escala musical, de acuerdo con esta clasificación las propiedades de los elementos se

repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no pudo aplicarse a los elementos más allá del calcio.

1868-1869. En 1868 el químico ruso Dimitri Ivanovitch Mendeleiev público su primer

ensayo sobre el sistema periódico en función creciente a sus pesos atómicos, cuando solo se

conocía 60 elementos. El 17 de febrero de 1869 nace la tabla periódica moderna de

Mendeleiev.

UNIDAD 2 DE APRENDIZAJE: ORGANIZACIÓN DE LOS

ELEMENTOS QUÍMICOS


1870. Se publica una versión de la tabla periódica ideada por el químico alemán Lothar

Meyer, muy parecida a la de Mendeleiev, sin embargo el químico alemán la creo sin

conocer el trabajo del científico ruso.

1914. Moseley ordenó los elementos de acuerdo a su número atómico.

ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIÓDICA

La estructura general de la tabla periódica (TP) indica que en los grupos (columnas

verticales) se encuentran los elementos con propiedades químicas similares, ya que

contienen el mismo número de electrones en su nivel energético más externo. Según la

nomenclatura actual la tabla periódica posee 18 grupos. Más referencia a los grupos se

muestra en la tabla 1.

En los periodos (filas horizontales) el número atómico varia de uno en uno, desde los

metales, pasando por los semi-metales, hasta culminar en los no metales. La TP se divide

en 7 períodos.

Paralelamente a la división en grupos y períodos, es posible considerar que la

tabla periódica moderna, está constituida por cuatro “bloques” (figura 1), cada uno

de los cuales se corresponde con aquellos elementos en cuyo último nivel se

encuentran orbitales “s”, “p” “d” o “f” parcialmente llenos. Los elementos que se

encuentran en los bloques “s” y “p” son los llamados “representativos”. En el bloque “d”

están los “elementos de transición” y en el “f” se encuentran los “elementos de

transición interna” o “tierras raras”. Esta división en bloques, permite visualizar de

una manera más rápida y efectiva, cual es la configuración electrónica de un

determinado elemento.


Figura 1. División de la tabla periódica en bloques

Tabla 1. Algunas características de los grupos de la tabla periódica.

Grupo Elementos pertenecientes

al grupo

Algunas características

1 (Metales alcalinos) Li, Na, K, Rb, Cs y Fr Todos tienen un solo electrón en su último

nivel de energía, al reaccionar con agua

forman soluciones alcalinas o básicas (de

allí su nombre).

2 (Metales alcalino-

térreos)

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Contienen dos electrones en su último

nivel, que en condiciones apropiadas

pueden ceder o compartir con otros

elementos, de allí que en la naturaleza se

presentan en forma de iones con dos cargas

positivas.

3 al 12 (Metales de

transición)

Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf,

Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo,

W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe,

Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt,

Ni, Pd, Pt, Cu, Ag, Au, Zn,

Cd, Hg

Son utilizados en la construcción de

diversos objetos de nuestra vida cotidiana:

el cobre de los cables electricidad, el hierro

que junto a otros elementos, constituye el

acero, el mercurio de los termómetros, la

plata y oro de las joyas. La mayoría de sus

compuestos son coloreados.

13 (Grupo del Boro,

elementos térreos o

Boroides)

B (metaloides con

predominio de

características no

metálicas), Al (metal), Ga

(metal), In, Tl (metal)

Tienen punto de fusión relativamente bajos

y son muy útiles en diversos tipos de

aleaciones. Poseen 3 electrones en su

última capa (de allí que su estado de

oxidación sea +3, excepto Tl que es +1). El

nombre de térreos deriva de la arcilla (que

contiene aluminio).


14 (Grupo del carbono

o Carbonoides)

C (no metal), Si y Ge

(metaloides), Sn y Pb

(metal)

El Si se destaca por su abundancia en la

naturaleza y el carbono es la base de toda

una especialidad (Química orgánica).

15 (Grupo del

Nitrógeno o elementos

nitrogenoides)

N, P, As, Sb y Bi Las propiedades metálicas se incrementan

desde el nitrógeno al bismuto de forma que

el nitrógeno es no metal, las

modificaciones negra del fósforo y gris de

arsénico y antimonio presentan algunas

propiedades metálicas y el bismuto es un

metal pesado.

16 (Grupo del oxígeno

o elementos

calcógenos o

anfígenos)

O, S, Se, Te y Po El nombre calcógeno proviene del griego y

significa formador de minerales: una gran

parte de los constituyentes de la corteza

son óxidos o sulfuros. El término anfígeno

fue asignado por Berzelius y significa

formador de ácidos y bases.

17 (Halógenos) F, Cl, Br, I y At Los halógenos son los cinco elementos no

metálicos que se encuentran en el Grupo

17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro,

bromo, iodo, astato. El término "halógeno"

significa "formador de sales" y a los

compuestos que contienen halógenos con

metales se les denomina "sales".

18 (Gases nobles e

inertes)

He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn Estos elemento se consideraron inertes

hasta 1962, debido a que su estado de

oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su

última capa (2 electrones s y 6 electrones

p), lo que les impide formar compuestos

fácilmente.

Elementos de Tierras

raras

Los treinta elementos denominados tierras

raras constituyen las series de los

lantánidos y actínidos. Uno de los

lantánidos (Prometio) y casi todos los

actínidos se denominan transuránidos, ya

que no existen de forma natural, son

sintéticos. Todos estos metales pertenecen

al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los

períodos 6 y 7.

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/periodico.html#lant

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/periodico.html#act

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/pm.html

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/familias.html#me

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/familias.html#grupo3

https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/metal.html


CARACTERISITICAS DE LOS METALES Y NO METALES

Tabla 2. Algunas características de los metales y no metales

METALES NO METALES

Son brillosos, dúctiles y maleables. Son opacos, quebradizos, duros o blandos.

Son sólidos (Excepto Hg) Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Buena conductividad térmica y eléctrica Malos conductores de calor y electricidad.

En solución acuosa existen principalmente

como cationes.

En solución acuosa existen principalmente

aniones u oxianiones.

PROPIEDADES PERIODICAS

Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en

el sistema periódico. La comprensión de esta periodicidad permitirá entender mejor el

enlace de los compuestos simples, así como la variación periódica detectada en las

propiedades físicas de los elementos químicos (puntos de fusión, de ebullición, etc.).

Radio atómico:

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que

se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es

un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al

núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras

de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños

relativos de los átomos.

Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos

vecinos.


Variación periódica del radio atómico:

Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más

externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor

energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que

la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).

Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el

mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El

aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es

más compacto).

En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que

los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos

inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes

atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos

electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se

hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.

Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado

fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un

electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una

reacción endotérmica. Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el

átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones

y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.

Variación periódica del potencial de ionización:

Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el

potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto

pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que

los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización

decrecerá.

En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la

tendencia que cabría esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no

aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.


En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más

elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos

muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

Electronegatividad:

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando

está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad

para atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer

electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados

en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el

valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos

electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.


Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a

derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan

regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son

inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que

para los de la zona superior derecha.

Afinidad electrónica:

Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en

estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado

fundamental.


La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la

variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de


estas dos propiedades se puede analizar hasta qué punto un átomo neutro está

satisfecho con su número de electrones.

Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del

oxígeno, el flúor y el cloro.

GUIA DE EJERCICIOS PRÁCTICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA

PERIÓDICA

1) ¿Para cuál de las siguientes transiciones es absorbida la energía y para cuál es

emitida?

a) n=1 a n=4 b) n=4 a n=3 c) n=4 a n=2 d) n=2 a n=3

2) El bromo es el único no metal que es líquido a temperatura ambiente. Considerar el

isotopo de bromo-81. Determine el número de protones, neutrones y electrones.

3) El I-123 es un isotopo radioactivo que se utiliza como herramienta de diagnóstico

por imágenes ¿Cuántos neutrones hay en este isótopo?

4) Uno de los componentes más dañinos de los residuos nucleares es un isotopo

radioactivo del estroncio 90Sr38 este puede depositarse en los huesos, donde

sustituye al calcio. ¿Cuántos protones y neutrones hay en el núcleo de este isótopo?

5) Un isótopo del cobalto (Co) es utilizado en radioterapia para algunos tipos de

cáncer. Escriba los símbolos nucleares de tres tipos de isótopos del cobalto (Z=27)

en los que hay 29, 31 y 33 neutrones, respectivamente.

6) Un isótopo de un elemento B contiene 10 protones y 12 neutrones. En

investigaciones realizadas se ha determinado la existencia de otro isótopo de éste

elemento que posee un número de masa igual a 20. Escriba el símbolo nuclear para

ambos y establezca la cantidad de neutrones del último.

7) Dados los siguientes grupos de números cuánticos, indique cuáles son permisibles.

a) (3,2,-3, ½), b) (4, 2, 2, -1/2) c) (5, 4, -5, ½) d) (3, 1, 1, -1/2)

8) Para los siguientes conjuntos de números cuánticos, diga cuáles son permisibles y

cuáles no. Efectúe los cambios para corregir los incorrectos.

a) (3,2,-2, 2/5), b) (5, 5, -1, 1/2) c) (3, 1, 0, -½) d) (4, 0, -2, 1/2)

9) Para los siguientes Z realice la configuración electrónica, tome en consideración si

algún Z es excepción al principio de construcción.

a) Z= 22

b) Z=29

c) Z=35

d) Z=13

e) Z=18


f) Z=38

10) Basado en las configuraciones electrónicas de los elementos del ejercicio anterior,

indique que especies son diamagnéticas y cuáles paramagnéticas.

11) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de los átomos e iones

siguientes: 10Ne, 11Na, 8O-2. Indique cuáles de estas especies son isoelectronicas.

12) Represente los diagramas de subcapas para los átomos con las siguientes

configuraciones e indique cuáles son diamagnéticos.

a) 1s2 2s2 2p6

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

13) Establezca la configuración electrónica para el Ra (Z=88) y Br (Z=35), dibuje los

diagramas de orbitales de la capa de valencia de estos átomos y de la serie de

números cuánticos para su penúltimo electrón.

14) Escriba las configuraciones electrónicas para las siguientes especies iónicas: Cl-,

Ba2+, Ca2+, S2-. Indique cuáles especies son isoelectronicas.

15) En el estado fundamental del Rubidio (Z=37)

¿Cuántos electrones tienen l=0 como uno de sus números cuánticos?

¿Cuántos electrones tienen m=0 como uno de sus números cuánticos?

¿Cuántos electrones tienen m=1 como uno de sus números cuánticos?

16) ¿Cuál es el número atómico de un átomo cuyos valores de los números cuánticos

son n=4, l=0, m=0, s= -1/2.

17) Dado el conjunto de números cuánticos para el último electrón (3,1,-1, ½)

determine:

a) El número atómico del elemento

b) Grupo, período y bloque de la tabla periódica

18) Dado el conjunto de números cuánticos para el último electrón (4,2,2, ½) determine:

c) El número atómico del elemento

d) Grupo, período y bloque de la tabla periódica

19) ¿Por qué es más fácil arrancarle un electrón externo al rubidio que al cadmio?

20) Evalúe los siguientes pares de elementos y en cada caso indique cuál presenta

mayor electronegatividad.

a) O y F b) F y Br c) Br y C d)Cs o Be

21) Compare la energía de ionización del fosforo (Z=15) y el estaño (Z=50).

22) Dadas las siguientes especies 34A 53B 38C 10D

a) Escriba la configuración electrónica en cada caso

b) Indique período, grupo y bloque de cada especie.

c) Para cada uno de los elementos indique el conjunto de números cuánticos para

el electrón diferencial.

d) Indique que especies son paramagnéticas

e) ¿Cuál especie es mejor atrayendo electrones para formar un ion negativo?

23) Comparando la estructura electrónica del litio y el flúor, ¿Por qué es más difícil

alejar un electrón del flúor que uno del litio?


24) Considere los siguientes tres elementos: B (Z=5), C (Z=6) y Al (Z=13). Prediga cuál

de los tres elementos tiene:

a) Mayor radio atómico

b) Mayor energía de ionización

25) Coloque los tres elementos K, Se y Br en orden:

a) Creciente a su electronegatividad

b) Decreciente a su afinidad electrónica

c) Creciente a su radio atómico

26) Escriba la configuración electrónica de los elementos con los siguientes Z: 11,17 y

36. ¿Cuál elemento es más electropositivo? ¿Cuáles son metales y cuáles no

metales?

27) Para las siguientes especies: 40 A 19 75 B 33

Determine:

a) El número de partículas subatómicas

b) Ubicación en la tabla periódica

c) Los cuatro números cuánticos para el electrón diferencial

d) Ordene de forma decreciente según su radio atómico

28) Complete la siguiente tabla

Especie Z A p+ n° e-

W3+ 13 14

Y 40 19

X2- 8 9

M 55 25

u.e. “nuestra señora de lourdes” · leucipo y demócrito pero basándose en una serie de...

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