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INSTITUCION EDUCATIVA DIVERSIFICADO DE CHIA CIENCIAS NATURALES: QUIMICA

ESTUDIO TABLA PERIODICA. GRADO DECIMO

CONTENIDOS

1.- Primeras clasificaciones periódicas. 1.1. Sistema periódico de Mendeleiev. 2.- La tabla periódica actual (relación estructura electrónica y reactividad). 2.1. Taller tabla periódica 3.- Propiedades periódicas y su variación en la tabla: 3.1. Tamaño de los átomos: Radios atómico e iónicos. 3.2. Energía de ionización. 3.3. Afinidad electrónica. 3.4. Electronegatividad y carácter metálico. 1.- PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS.

Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación. Triadas de Döbereiner (1829): Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas: Cl, Br y I; Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te… Anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. Octavas de Newlands (1864). Clasificación de Mendeleiev (1869). La clasificación de Mendeleiev es la más conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó los 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces, ya que hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. 1.1. Tabla periódica de Mendeleiev Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó ekasilicio. Cuando todavía en vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas por éste, su clasificación periódica adquirió gran prestigio. Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces usado. 2. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.

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En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas". A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... Se clasifica en cuatro bloques: • Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2. • Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18. • Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12. • Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla. El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente. SON COLUMNAS o GRUPOS: misma configuración electrónica en el nivel energético más externo. FILAS o PERIODOS: todos tienen el mismo número de nivel energético mayor. ("n")

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TIPOS DE ELEMENTOS: REPRESENTATIVOS: el último electrón ("electrón diferenciador") cae en un orbital s o p. METALES de TRANSICIÓN: el último electrón ("electrón diferenciador") cae en un orbital d. TRANSICIÓN INTERNA: el último electrón ("electrón diferenciador") cae en un orbital f. (lantánidos y actínidos)

2.1. TALLER TABLA PERIODICA.

2.1.1 Elabore una tabla periódica en un cuarto e cartulina donde quede solo la información que presenta el contenido del taller sobre este tema.

2.1.2 En el respaldo de la tabla que elabore, coloque los datos históricos importantes de la tabla.

3. PROPIEDADES PERIODICAS

3.1 RADIO ATÓMICO - Es relativo - Depende de: Nº de niveles energéticos: a mayor "n" mayor volumen, por lo tanto aumenta al bajar en un grupo. Número atómico "Z": cuanto mayor sea Z, en un mismo periodo, habrá mayor atracción entre protones y electrones y el átomo se contrae. Disminuye de izda. a dcha. en un periodo.

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Iones positivos: pierden electrones (tamaño menor). Iones negativos: ganan electrones (tamaño mayor) RESUMEN Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Ejercicio resuelto: Disponga los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y Mg Una vez situados estos elementos en el sistema periódico se ha de hacer uso de las variaciones periódicas de esta propiedad ya comentadas. Na (metal alcalino) y Mg (metal alcalino-térreo) se encuentran en la misma fila de la tabla periódica. Puesto que el Mg está a la derecha, lo esperable es que rMg<rNa. Be y Mg se encuentran en la misma columna. Dado que el Mg está por debajo que el Be, es predecible que rBe<rMg. Por tanto, el orden pedido sería: rBe<rMg<rNa. EJERCICIOS DE RADIO ATOMICO:

1.

Ordena los átomos siguientes, Rb, Ca, As, Ir y Zr, en función de la distancia de los electrones de la capa electrónica n=4 al núcleo.

Ir < Rb < Zr < As < Ca

Ir < Rb < Zr < Ca < As

Ir < Zr < Rb < Ca < As

Ir < Zr < Rb < As < Ca

2.

¿Por qué disminuyen los radios atómicos de izquierda a derecha en cada periodo de la tabla periódica?

Porque se añaden electrones al mismo nivel de energía principal y, a su vez, la

carga nuclear aumenta

No es cierto que disminuya. El radio atómico aumenta de izquierda a derecha en

un periodo.

Porque se están añadiendo electrones a capas menos alejadas del núcleo.

3.

¿Cuál es la forma correcta de ordenar los siguientes elementos, de acuerdo a su radio atómico?

Mg>Al>Cl

Mg<Al<Cl

Al<Mg<Cl

Mg<Al>Cl

4.

Indica cuál de los órdenes de los siguientes elementos en función de sus radios es falso:

K > Ca > Be > B

Al > P > F > Cl

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Sr > Mg > Si > C

Na > Al > N > O

5.

La serie de elementos que no está en orden creciente de sus radios atómicos es:

Na, K y Rb

Be, Mg y Na

C, N y O

Br, Se y As

6.

¿Cuál es el elemento que presenta mayor radio atómico?

Ca

Ar

K

Br

7.

¿Cuál de los siguientes átomos presenta el menor radio?

O

Cs

Al

Ca

8.

Si la distancia entre dos átomos de un metal es 2,62 Å, cual es el radio atómico de un átomo?

1,31 Å

5,24 Å

2,62 Å

9.

0,67 Å

Indique la sentencia incorrecta

El ion Ca2+presenta un radio atómico superior al del Ca.

El Fe3+ tiene un radio inferior al del Fe.

El Se2- tiene un radio mayor que el Br.-

El I- muestra un radio superior al del I.

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10.

11.

¿Cuál de las siguientes especies presenta el radio mayor?

Ca2+

K

S

Mg2+

¿Cuál de las relaciones de tamaño indicadas a continuación es la correcta?

Mg2+>Na+

N3->N-

O2-<F-

Mg2+>Mg

3.2. ENERGÍA (potencial) DE IONIZACIÓN - Es la energía que se requiere para arrancar un electrón de dicho átomo en estado gaseoso:

(): 1ª Energía de ionización: electrón más externo X (g) ➝ X+ (g) + e-

(): 2ª Energía de activación: segundo electrón más externo: X+ (g) ➝X 2+ (g) + e- ( ): 3ª ...

CRITERIO Cuanto más próximo esté un elemento en alcanzar la estructura electrónica de gas noble ns2 np6

perdiendo electrones más fácil será arrancarlos ➜ energía de ionización más baja Cuanto más próximo esté un elemento en alcanzar la estructura electrónica de gas noble ns2 np6 ganando electrones más costosos será arrancarlos ya que va en contra

de su tendencia natural ➜ energía de ionización más alta. VARIACIÓN - En un grupo disminuirá a medida en que se baja en un grupo porque los electrones del último nivel están cada vez más alejados y por lo tanto menos retenidos por el núcleo positivo. - En un periodo disminuirá aumentará de izquierda a derecha porque en este sentido aumenta la tendencia de alcanzar la estructura de gas noble captando electrones. EJERCICIOS ENERGIA DE IONIZACION:

PRINCIPIO BÁSICO: los átomos tienen tendencia a adquirir estructura de

gas noble.

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1.

¿Cuál es la forma correcta de ordenar los siguientes elementos atendiendo a su energía de ionización?

Cl>Si>Na

Cl<Si<Na

Na<Si=Cl

Si<Cl>Na

2.

Indica de las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros (A = 1s22s22p3; B = 1s22s22p5; C = 1s22s22p23s1; D = 1s22s22p63s2)qué elemento presenta el mayor potencial de ionización.

A

B

C

D

3. ¿Por qué el oxígeno presenta un potencial de ionización superior al del berilio?

El electrón arrancado en el caso del oxígeno se encuentra más cerca del núcleo.

La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo.

El oxígeno tiene más electrones.

La tendencia a ganar electrones es mayor en el caso del oxígeno que para el

berilio.

4.

¿Cuál de las siguientes secuencias muestra el orden correcto de la segunda energía de ionización para los elementos Ca, I, Rb y Kr?

Ca < I < Kr < Rb

Rb < Ca< Kr <

Kr < I < Ca < Rb

I < Kr < Ca < Rb

5.

Indica cuál es la forma correcta de ordenar las siguientes tandas de elementos en función de su primer potencial de ionización

Li<Na<K

Sr<Ca<Mg

Br<Cl<Se

S<P<Cl

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6.

¿Cuál de los átomos siguientes es el que posee el mayor potencial de ionización?

P

Sb

As

N

7.

¿Qué átomo posee el electrón o electrones más externos sometidos a la mayor carga nuclear efectiva?

Cs

Rb

Li

K

8.

Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros (A = 1s22s2; B = 1s22s22p1; C = 1s22s22p5; D = 1s22s22p6), indica cúal de ellos posee el mayor valor del segundo potencial de ionización

A

B

C

D

3.3. AFINIDAD ELECTRÓNICA - Es la energía que acompaña al proceso de captación de un electrón. - Incluso los elementos que tienen mucha tendencia a captarlos liberan energía - Su variación es inversa a la EI Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón libre y se convierte en un ión mononegativo.

X +e- X- + A.E.

EJERCICIOS AFINIDAD ELECTRONICA

1.

Ordene los átomos siguientes de menor a mayor afinidad electrónica: Li, K, C y N

Li < K < C < N

Li < K < N < C

N < C < K < Li

K < Li < C < N

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2.

Indica de las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros (A = 1s22s22p3; B = 1s22s22p5; C = 1s22s2p6; D = 1s22s22p63s1)qué elemento presenta la mayor electroafinidad.

A

B

C

D

3.

¿Cuál es la tendencia general de las afinidades electrónicas a lo largo de un período?

Aumentar.

Disminuir.

No existe una tendencia general.

Permanece constante

4.

¿Cuál de los siguientes elementos: Cs, P, Cl y Ca, presenta la mayor electroafinidad?

Cs

P

Cl

Ca

5.

¿Qué grupo de elementos tiende a presentar altas afinidades electrónicas?

Los metales alcalinos.

Los halógenos.

Los metales de transición.

Los gases nobles.

6.

¿Cuál de las siguientes especies, S, As, K y Cl presenta el valor más alto de electroafinidad?

S

As

K

Cl

7.

¿Cuál de los metales siguientes, Cd, Ca, Cu y Cr, presenta la electroafinidad más negativa?

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Cd

Ca

Cu

Cr

8.

Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen de número atómico 6, 9, 13 y 19 respectivamente. ¿Cuál es el elemento que presenta la mayor electroafinidad?

A

B

C

D

3.4. ELECTRONEGATIVIDAD y CARÁCTER METÁLICO - Carácter metálico: mide la tendencia a perder electrones. - Electronegatividad: mide la tendencia a captar electrones (en un enlace) Pensarás que son conceptos similares a la Energía de Ionización y Afinidad Electrónica respectivamente, pero hay una diferencia: estas tendencias se miden cuando los átomos se combinan entre sí. La electronegatividad aumenta en los periodos hacia la derecha y en grupo hacia arriba. Con el carácter metálico ocurre lo contrario. 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. EJERCICIOS ELECTRONIGATIVIDAD Y CARÁCTER METALICO

1.

Indique cuál es elemento más electronegativo de la serie: Be, Ba, Ca y Mg

Be

Ba

Ca

Mg

2.

¿Cuál es la tendencia general de la electronegatividad a lo largo de un período?

Aumentar.

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Disminuir.

No existe una tendencia general.

Permanece constante

3.

¿Qué tipo de enlace tiene lugar entre átomos de diferente electronegatividad?

No se puede predecir.

Covalente.

Metálico.

Iónico.

4.

Ordene los átomos siguientes de menor a mayor electronegatividad: Li, Ca, C y Se

Li < Ca < C < Se

Se < Ca < C < Li

Ca < Li < Se < C

Se < C < Ca < Li

5.

¿Qué es la electronegatividad?

Es la tendencia relativa que presenta un elemento a atraer hacia si electrones,

cuando está químicam

Es la tendencia relativa de un átomo en estado gaseoso a repeler los electrones.

Es la carga negativa que presenta un anión.

Es la diferencia entre el potencial de ionización y la afinidad electrónica de un

elemento.

6.

Ordena de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos: N, P, Al y Na

N > Al > Na > P

P > N > Al > Na

N > P > Al > Na

N > P > Na > Al

7.

Ordene el siguiente grupo de elementos según sus electronegatividades: Li, F, O y Be

Li < F < O < Be

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Li < Be< O < F

F < O < Be < Li

Be < Li < O < F