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Tabla Periódica y Enlace

1. INTRODUCCIÓNDurante los primeros 25 años del siglo XIX, se descubrieron unos 20 nuevos elementos. A medida que elnúmero de elementos conocidos aumentaba resultaron evidentes las semejanzas físicas y químicas entrealgunos de ellos. Entonces los químicos entendieron que el estudio de las propiedades de los elementosquímicos era más fácil agrupándolos según sus propiedades semejantes en base a una ley natural. En buscade esta ley natural, muchos químicos lograron ordenar a los elementos; pero recién en 1913 Henry Moseleydescubrió el principio o ley natural que guía la clasificación moderna: las propiedades de los elementos sonfunciones periódicas de sus números atómicos. El descubrimiento de esta ley periódica, necesitó dosacontecimientos previos: (1) el establecimiento de una serie de pesos atómicos consistentes y dignos deconfianza y (2) la concepción del átomo nuclear con un número definido de protones e igual al número deelectrones que giran a su alrededor.1.1. Dimitri Ivanovich Mendeleev (1869): El químico ruso D.I. Mendeleev y el alemán Lothar Meyer

descubrieron independientemente que las propiedades periódicas de los elementos dependen desus pesos atómicos. Con los 63 elementos que se conocían, hasta ese entonces se forma unaTABLA CORTA que constaba de 11 filas o periodos y 8 grupos o familias. Así también se dejacasilleros vacíos para elementos que más adelante se descubrirían.

Ventajas de esta tabla:Permitió tener una visión más general de la clasificación periódica de los elementos al ordenarlospor grupos y períodos.Al dejar ciertos casilleros vacíos, predijo la existencia de nuevos elementos y sus propiedadesfísicas y químicas. Por ejemplo en el grupo III y IV, predijo la existencia del Escandio (Eka boro),Galio (Eka aluminio), Germanio (Eka silicio), etc.El prefijo "Eka" proviene del sánscrito que significa primero; así, Eka silicio sería el primerelemento bajo el Silicio en el mismo grupo.

Los elementos en un grupo tienen propiedades físicas y químicas similares.Los agujeros en la tabla periódica de Mendeleev representan los elementos desconocidos galio ygermanio, cuyas propiedades fueron predichas por él.Los otros elementos que predijo fueron Tecnesio, Renio y Polonio.

La desventaja de la Tabla Periódica de Mendeleev, fue que el Hidrógeno, no tenía una posicióndefinida además no se puede diferenciar claramente a los metales de los no metales.Otro inconveniente era que algunos elementos tenían que colocarlos en desorden de masa atómicapara que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas.

Ciertos elementos no cumplían el orden creciente del peso atómico, como Te con el I; Co y Ni; y Ucon Np.


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En 1869, el químico alemán Lothar Meyer estudió los elementos de forma gráfica, representando elvolumen de cada átomo en función de su peso, obteniendo una gráfica en ondas cada vez mayores,los elementos en posiciones similares de la onda, tenían propiedades similares, pero las ondas cada

vez eran mayores e integraban a más elementos. Fue el descubrimiento de la ley periódica, perollegó un año demasiado tarde.

1.2. Aporte de Henry Moseley:

Realizó ciertos experimentos en un tubo de vacío y observó que los ánodos hechos de distintoselementos producían rayos X, tales que la raíz de las inversas de las longitudes de onda son unafunción lineal del número atómico. Según Moseley los números atómicos son la expresión numéricade las cargas positivas de los núcleos atómicos.Gracias a los trabajos de Henry Moseley se determina que la base de la ley periódica de loselementos no son los pesos atómicos, sino los NÚMEROS ATÓMICOS.

2. BASES ACTUALES DE LA TABLA PERIÓDICA2.1. Los elementos químicos están ubicados en la Tabla Periódica por orden creciente y correlativa de

sus números atómicos (Z).2.2. Todos aquellos elementos que tienen D.E. externa semejante, constituyen grupos en la T.P. Los

elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes.

3. LEY PERIÓDICA ACTUAL“Las propiedades químicas de los elementos y algunas de sus propiedades físicas son función periódica delvalor de su número atómico”. Esta ley fue enunciada por Henry Moseley (1913).


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4. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA (T.P)

Ø El perfil actual de la T.P. fue diseñada por el alemán J. Werner, la cual es conocida como la T.P. en suforma larga.

Ø Está constituida por 7 filas (hileras horizontales) denominadas PERIODOS. Un período indica elnúmero de niveles que necesita el átomo para alojar a todos sus electrones.

Período Elementos N° de elementos1 1H, 2He. 22 3Li a 10Ne 83 11Na a 18Ar 84 19K a 36Kr 185 37Rb a 54Xe 186 55Cs a 86Rn 327 87Fr a ... (*) Incompleto

· Los elementos 57La hasta el elemento 71Lu, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con el

nombre de LANTÁNIDOS y pertenecen al período 6 grupo 3 (III B).· Los elementos 89Ac hasta el elemento 103Lr, están ubicados en la parte inferior de la T.P., con el

nombre de ACTÍNIDOS y pertenecen al período 7 y grupo 3 (III B).Ø Está constituida por 18 columnas (hileras verticales) denominadas GRUPOS o FAMILIAS.

Tradicionalmente se clasifica a la T.P. en dos grupos: “A” y “B”.§ La FAMILIA “A” está formada por los grupos 1 (I A), 2 (II A) y desde 13 (III A) hasta el 18

(VIII A). A estos elementos se les denomina Elementos Representativos. La D.E. de susátomos neutros terminan en “s” o “p”. Las propiedades de estos elementos dentro del grupovarían de manera muy regular.

§ La FAMILIA “B” está formada desde el grupo 3 (III B) hasta el 12 (II B). A estoselementos se les denomina Elementos de Transición, porque se consideran como tránsito


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entre elementos metálicos de alta reactividad que forman generalmente bases fuertes(IA yIIA) y los elementos de menor carácter metálico que poseen más acentuada su tendencia aformar ácidos (IIIA-VIIA). La D.E. de sus átomos neutros terminan en “d” o “f”. Laspropiedades de estos elementos dentro del grupo varían en forma irregular.

Ø Los elementos conocidos como Lantánidos y Actínidos, son denominados elementos de TransiciónInterna. Son aquellos cuya D.E. de sus átomos neutros termina en el subnivel "f".

GRUPOS O FAMILIASØ Grupo A.- El número del grupo indica la cantidad de electrones que tiene el átomo en su último

nivel de energía (electrones de valencia). Algunos grupos de la T.P. reciben nombres especiales:

IUPAC Grupo Denominación D.E. externa1 I A Metales alcalinos, excepto el H n s1 2 II A Metales alcalino térreos n s2 3 III B n s2 , (n-1)d1 4 IV B n s2 , (n-1)d2 5 V B n s2 , (n-1)d3 6 VI B n s1 , (n-1)d5 7 VII B n s2 , (n-1)d5

8 VIII B Ferromagnéticos n s2 , (n-1)d6 9 VIII B Ferromagnéticos n s2, (n-1)d7 10 VIII B Ferromagnéticos n s2 , (n-1)d8 11 I B Metales de acuñación n s1 , (n-1)d10 12 II B Elementos puente n s2 , (n-1)d10 13 III A Térreos o bóricos n s2, np1 14 IVA Carbonoides n s2, np2 15 V A Nitrogenoides n s2, np3 16 VI A Calcógenos o anfígenos n s2, np4 17 VII A Halógenos o formadores de sales n s2, np5 18 VIII A Gases nobles n s2, np6

Ø La T.P. también clasifica a sus elementos en metales, metaloides y no metales, según sus

propiedades físicas

METALES

NOMETALES

METALOIDES

METALES

IA

IIA

TABLA PERIÓDICA: METALES, NO METALES Y METALOIDES


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METALES NO METALES SEMIMETALES- Son sólidos excepto el Hg quees líquido. En total son 84- Poseen alta conductividad

térmica y eléctrica (Ag, Cu, Au,Al y Mg)- Su punto de fusión y ebulliciónes variable, generalmentealtos(máximo el W y mínimo elHg)- Poseen densidad variable; el demayor densidad es el Os y el demenor es el Li.- Poseen brillo característico yaque reflejan la luz.- Son maleables y dúctiles,siendo el Au el más maleable y

dúctil- En reacciones químicas pierdene- (oxidación) y son agentesreductores

- Son sólidos y gaseosos,excepto el Br2 que es líquido. Entotal son 22

Gaseosos: H2, N2, O2, F2, Cl2 ygases noblesSólidos: B, C, Si, P, As, S, Se,Te, I y At- Son malos conductoreseléctricos y térmicos.- Son opacos a la luz ordinaria,es decir no poseen brillo.- No son maleables y ni dúctiles,siendo quebradizos si son sólidos- En las reacciones químicasgeneralmente ganan e-, sonoxidantes.

- Son ocho en total, todos sonsólidos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po

y At

- Poseen ciertas propiedadesfísicas intermedias entre losmetales y los no metales,especialmente la conductividadeléctrica.- Su conductividad eléctricaaumenta con la temperatura.- Se les usa en la fabricación decircuitos electrónicos, chips decomputadoras y celulares, radiotransistores, etc- En combinaciones ganan opierden e-

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS POR BLOQUES

Glenn Theodore Seaborg: Distribuyó la tabla periódica de los elementos químicos en cuatro zonas o bloques, enfunción de los subniveles energéticos. En su honor se patentó el Seaborgio (Z=106), Falleció el 25 de Febrero delaño 1999 a la edad de 86 años.Considerando el último subnivel en la distribución electrónica de los elementos, éstos se clasifican en cuatrobloques (s, p, d y f) lo que permite identificar el grupo al cual pertenece cada elemento.El elemento cuya configuración electrónica termina en subnivel "s" o "p" es representativo (grupo A); si la

configuración electrónica termina en sub nivel "d" es un elemento de transición (grupo B); y si la configuracióntermina en subnivel f, es un elemento de transición interna o tierra rara (grupo IIIB).


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La clasificación por bloques, permite ubicar un elemento en la tabla periódica, es decir, indicar el número deperíodo y el número de grupo.

PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS POR SU GRUPOA. Metales Alcalinos: Grupo I-A

- No se encuentran libres en la naturaleza, están formando compuestos (especialmente óxidos y sales)- Se pueden obtener puros por procesos electroquímicos a partir de sus sales- Poseen baja densidad, por lo tanto son metales ligeros o livianos.- Poseen alta reactividad química- El Na y K reaccionan vigorosamente con el agua.

B. Metales Alcalinas Térreos: Grupo II-A- No se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran formando compuestos.- El calcio y el magnesio son los más abundantes en la corteza terrestre, principalmente en forma de

carbonatos y sulfatos; el berilio, estroncio y bario son los menos abundantes.- Todos los isótopos del radio son radioactivos y muy escasos.- Son de color blanco plateado, maleables, dúctiles, ligeramente más duros que sus vecinos del grupo IA y

posen baja densidad, por lo que son considerados también como metales livianos.- Son menos reactivos que los metales del grupo IA- El Ca, Sr. y Ba reacciona con H2O lentamente a 25ºC para formar hidróxido e hidrógeno (H2)

C. Anfígenos o Calcógenos: Grupo VI-AOxígeno

- Gas incoloro y diatómico (O2), poco soluble en H2O (aún así la vida acuática se debe a la presencia de O2(g) disuelto en ella).

- Entre sus usos comunes tenemos: en tratamiento de aguas negras (servidas), blanqueador de la pulpa y delpapel, en medicina para superar dificultades respiratorias y en muchas reacciones inorgánicas y orgánicas.Azufre:

- Es un sólido verde amarillo, se emplea en la fabricación de ácido sulfúrico, pólvora negra, vulcanización delcaucho, etc.Selenio

- Es un sólido, cuyo color varía de rojizo a gris, posee conductividad eléctrica, muy sensible a la luz, por ellose emplea en fotocopiadoras y celdas solares.

D. Halógenos: Grupo VIIA- El nombre halógeno proviene de un término griego que significa formador de sales, porque la mayoría de

ellos se les encuentra formando sales en las aguas marinas- Poseen moléculas biatómicas: F2, Cl2, Br2, I2 y At2 Siendo este último radiactivo.- Son los elementos no metálicos de alta reactividad química- Su poder oxidante disminuye al descender en el grupo- En general, son tóxicos y antisépticos. Cuyo orden es:

F2 > Cl2 > Br2 > I2E. Gases nobles: Grupo VIIIA He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn

- Son gases incoloros e inodoros y todos tuenen puntos de ebullición y de fusión extremadamente bajos.- Se denominan también gases raros, por la escasez que tienen respecto a los otros elementos.


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CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SU ORIGEN1. Elementos naturales. Se encuentran en la naturaleza, en forma libre o formando parte de un

compuesto químico. En total son 90 elementos, desde el hidrógeno (Z=1) hasta el uranio (Z=92),excepto el tecnecio (Z=43) y prometio (Z=61) que son artificiales. Los mismos elementos que hay en elplaneta Tierra están presentes en otros planetas del espacio sideral.

2. Elementos artificiales. Se obtienen mediante una transmutación nuclear. Actualmente son 19elementos reconocidos (nombre y símbolo) por la IUPAC: Tc (Z=43) y Pm (Z=61).Elementos con número atómico mayor a 92, llamados elementos transuránidos, desde neptunio (Z=93)hasta meitnerio (Z= 109). Darmstadtio (Z = 110), Roentgenio (111)Los elementos artificiales están formados sólo de radioisótopos.A partir del elemento 110, para indicar el nombre genérico de los elementos; la IUPAC ha recomendadoel uso de símbolos de tres letras, que por ahora no tiene mayor importancia.

5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOSa) Electronegatividad (EN).- Es una medida de la fuerza con que un átomo atrae hacia sí los electrones de

enlace.El elemento más electronegativo es el Fluor (EN = 4,0; en la escala de C. L. Pauling).Los elementos menos electronegativos son el Cesio y el Francio (EN = 0,7; en la misma escala).

Los elementos que tiene grandes energía de ionización y grandes afinidades electrónicas presentanvalores altos de electronegatividad, por lo tanto son de alto carácter no metálico.Los elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidades electrónicas presentanvalores bajos de electronegatividad; por lo tanto, son de alto carácter metálico o electropositivos.La electronegatividad tiene mucha utilidad para describir cualitativamente el tipo de enlace químico entrelos átomos.

b) Afinidad electrónica (AE).- Es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida (casos especiales)cuando una especie química gana un electrón en estado gaseoso. Esta energía está relacionadadirectamente con la capacidad del átomo para aceptar uno o más electrones.

Ejemplo:F(g) + e- F-1 (g) + 333 kJ/mol AE= - 333 kJ/mol

Ejemplo:

Be(g) + e- + 241 kJ/mol Be-1 (g) AE = +241 kJ/mol

X0(g) + e- -----> X-1(g) + energía liberada (AE)Caso GeneralProceso exotérmico

AE = negativo

Y (g) + e- + energía absorbida (AE) -----> Y-1(g) Caso Especial Proceso endotérmicoAE = positivo

Pertenece al grupo IIA, VIIIA o es un anión

AumentaZ

Aumenta: EN


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La A.E. es una medida de la facilidad con que una especie química gana un electrón. A mayor valor negativode afinidad electrónica, más fácilmente una especie química gana un electrón.

c) Energía de ionización (El) o Potencial de ionización (PI)Es la mínima energía requerida para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso ytransformarse a cationes.

Para un átomo X à

El proceso es endotérmico porque absorbe o gana energía.Generalmente se expresa en kJ/mol, esto es, la cantidad de energía en kJ que se necesita para quitar unmol de electrones de un mol de átomos en estado gaseoso.A (g) -----> A+ (g) + e- EI1 = +A+ (g) -----> A++ (g) + e- EI2 = +A++ (g) -----> A+++(g) + e- EI3 = +

La EI es una medida de la dificultad con que una especie química pierde un electrón. A mayor valor de EI,es más difícil que la especie química pierde un electrón.Na(g) + EI1 à Na+ + 1 e- ; EI1 = 495,9 kJ/molNa+(g) + EI2 à Na++ + 1 e- ; EI2 = 4560 kJ/molDe allí que el Na nunca forma un ion Na++

Después de que un electrón se haya retirado de un átomo neutro, la fuerza de atracción nuclear sobre loselectrones que quedan aumenta porque la carga nuclear permanece constante y el número de electronesdisminuye, entonces se necesita mayor energía para sacar otro electrón del catión. Cuanto mayor es lacarga del catión, mayor será la energía de ionización.El elemento de más alta EI es el helio, presentándose casos de excepción:

EI (IIA) › EI (IIIA)EI (VA) › EI (VIA)

d) Radio Atómico (RA).-En los metales es la mitad de la distancia internuclear; en el caso de elementos nometálicos diatómicos es la mitad de la distancia internuclear (longitud de enlace) de los átomos unidosmediante un enlace covalente simple. En general nos proporciona el tamaño relativo de un átomo. Ø Radio covalente.- Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un

enlace covalente simple. Ø Radio iónico.- Es la distancia repartida adecuadamente entre los núcleos de los iones unidos por un

enlace iónico.

AumentaZ

Aumenta afinidad electrónica: AE

X (g) + EI -----> X+ 1(g) + e-

AumentaZ

Aumenta EI


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Ø Radio metálico.- Es la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos contiguos delmetal sólido cristalino.

En especies isoelectrónicas el radio es inversamente proporcional a la carga nuclear:34Se2- > 35Br _ > 36Kr > 37Rb+ > 38Sr2+

En general, para cualquier elemento: RI-> RA > RI+

Carácter metálico (C.M.): Fuerza reductoraSe llama también electropositividad, es la capacidad para perder electrones o capacidad para oxidarse. El elementometálico al oxidarse provoca la reducción de otra sustancia por lo que se le llama agente reductor o simplementereductor.En un período, el carácter metálico o fuerza reductora de los elementos aumenta al disminuir la carga nuclear; y enun grupo aumenta, conforme se eleve la carga nuclear.

Carácter no metálico (C.N.M): Fuerza oxidanteEs la capacidad para ganar electrones o capacidad para reducirse. El elemento no metálico al reducirse provoca laoxidación de otra sustancia por lo que se le llama agente oxidante, o simplemente oxidante.En un período, el carácter no metálico o fuerza oxidante de los elementos se incrementa al aumentar la carganuclear y en un grupo aumenta, conforme disminuya la carga nuclear.Se observa que los metales alcalinos (IA) son los de mayor carácter metálico y los halógenos (VIIA) son los demayor carácter no metálico.En cuanto al carácter metálico y no metálico, se excluyen a los gases nobles porque ellos no reaccionan en lascondiciones ordinarias. Los únicos gases nobles que reaccionan para formar compuestos a ciertas condiciones y conreactivos muy especiales son el xenón y kriptón.


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Se observa que los metales alcalinos (1A) son los de mayor carácter metálico y los halógenos (VIIA) son los demayor carácter no metálico.En cuanto al carácter metálico y no metálico, se excluyen a los gases nobles porque ellos no reaccionan en lascondiciones ordinarias. Los únicos gases nobles que reaccionan para formar compuestos a ciertas condiciones y conreactivos muy especiales son el xenón y kriptón.

EJERCICIOS PROPUESTOS

1. De las siguientes proposiciones, colocar verdadero (V) o falso (F) donde corresponda:I. Los elementos de una triada de Döbereiner tienen propiedades físicas iguales ( )II. En la tabla de Mendeleiev existen 7 filas y 16 grupos ( )III. La actual Tabla Periódica fue diseñada por Moseley ( )IV. Newlands dispuso en su clasificación casilleros vacíos para elementos aún no descubiertos ( )a) VFVF b) VFFV c) FFVF d) VFFF e) FFFF

2. Indicar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) según corresponda:I. Meyer descubrió algunas correspondencias periódicas al relacionar propiedades físicas de los elementos y su número atómico ( )II. Mendeleiev pudo predecir algunas propiedades de los elementos por descubrir al ordenar los elementos conocidos en ordenestrictamente creciente de una masa atómica ( )III. De acuerdo a Meyer y Mendeleiev las propiedades de los elementos varían periódicamente en función de la masa atómica ( )a) FFV b) VVF c) VVV d) FVV e) VFV

3. Respecto a la Tabla Periódica Moderna de los elementos químicos:I. Se basa en la carga nuclear de los elementos químicos.II. Los elementos con propiedades químicas semejantes, basándose en la ley Periódica, tienen semejantes configuracioneselectrónicas externas.III. Los elementos alcalinos comprenden a aquellos con: Z = 1, 3, 11, 19, 37, 55 y 87.IV. El cloro, oxígeno y la plata son elementos representativosLas proposiciones correctas son:a) I, III, IV b) I, II c) I, II, III d) I, IV e) Todas

4. Responda verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones:I. Generalmente, en un mismo período existen elementos metálicos y no metálicos ( )II. En un mismo grupo, es posible que existan tanto elementos metálicos como no metálicos ( )III. Todos los elementos semimetálicos son elementos representativos ( )

IV. Un elemento representativo puede tener como mínimo un electrón en su última capa y como máximo 8 electrones ( )a) FVFV b) VVFV c) VVVV d) FFFV e) FFVV

5. Seleccionar la alternativa incorrecta:a) En la Tabla Periódica Moderna, los metales son más numerosos que los no metales.b) El bromo es un no metal líquido a temperatura ambiente.c) La Tabla Periódica contiene 11 gases a condiciones ambientales.d) Los metales pesados resultan más reactivos que los metales livianos.e) El 61Pm y el 92U son elementos de transición interna.

AumentaZ

Aumenta el CNM

Aumenta el CM


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6. En un catión dipositivo se cumple que su número de electrones es al número de sus neutrones como 2 es a 6. Calcular en quéperiodo y grupo se encuentra el catión si A = 198.a) Sexto, IIA b) Tercero, VA c) Cuarto, IVA d) Quinto, VA e) Segundo, IIIA

7. Marque verdadero (V) o falso (F) para las siguientes proposiciones:I. Los metales son aquellos elementos que tienden a donar electrones ( )

II. Los metales luego de convertirse en aniones atraen a los cationes ( )III. La mayoría de los metales se encuentran a la derecha de la Tabla Periódica ( )a) VVV b) VFF c) VVF d) FFF e) FVF

8. En la configuración electrónica de un elemento, su último subnivel posee energía relativa igual a cinco, en dicho subnivel tienedos orbitales saturados y más de un orbital semisaturado. Determinar el período y el grupo de la tabla periódica al que pertenece.a) 3, VIB b) 5, IIA c) 6, VA d) 4, VA e) 4, VIIIB

9. Al comparar dos elementos diferentes del grupo IIA, es incorrecto afirmar:a) Tienen diferentes tamaños.b) Tienen similar compartimiento químico.c) Tienen igual número de electrones en su capa de valencia.d) Sus números atómicos son consecutivos.e) Sus radios atómicos son proporcionales a sus números atómicos.

10. Los iones X-3, Y-1 son especies isoelectrónicas donde la suma de sus electrones es igual a 36. A qué familia pertenecen X e Y enla Tabla Periódica.a) Alcalino, carbonoide b) Gas noble, alcalino c) Nitrogenoide, halógenod) Anfígeno, metal e) Boroide, alcalino térreo

11. Un elemento “T ” se encuentra cuatro casilleros a la derecha de un elemento “R” y ambos en el mismo período de la TablaPeriódica. De ello se puede deducir que:a) “T ” es más metal que “R”.b) “T ” tiene un valor de número atómico cuatro veces mayor que “R”.c) “T ” tiene un radio atómico mayor que “R”.d) “T ” es más electronegativo que “R”.e) “T ” y “R” son no metales.

12. Un elemento se encuentra en el cuarto período y en el nivel inmediato inferior, presenta el doble más cuatro de la cantidad deelectrones que tiene en su nivel más externo. Calcular el mayor número de masa y el grupo en la Tabla Periódica en que seencuentra, si tiene 30 neutrones más de los que tiene el átomo 28X56.a) 100, VIIA b) 58, VIIB c) 93, VIIB d) 93, VIIA e) 86, IIA

13. Para el siguiente grupo de iones: 21Sc3+, 16S2-, 15P3-, 22Ti4+, 25Mn7+. ¿Quién tiene mayor radio?a) Mn7+ b) P3- c) Sc3+ d) S2- e) Ti4+

14. De las siguientes proposiciones, son correctas:I. Las primeras energías de ionización de los elementos con Z= 17, Z = 18, Z = 19, están en el orden: 18 > 17 > 19II. El radio del Cl- es mayor que el del Cl.III. El radio del K+ es mayor que el del K.IV. La afinidad electrónica del F > Cl.

V. Los gases nobles tienen baja afinidad electrónica.a) I, II, IV b) I, II, IV, V c) II, IV, V d) I, II, V e) Todas

15. Respecto al carácter metálico, indique verdadero (V) o falso (F):( ) Aumenta directamente con Z en un período.( ) El metal tiene por lo general baja electronegatividad.( ) El metal tiene siempre una elevada masa atómica.( ) Todos los elementos del grupo IIIA son metales.a) FVVV b) FVVF c) FVFF d) FFVV e) VVVV


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Tabla Periódica y Enlace


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GRAFICO DE ENLACE

H Cl

ClH

H

Energia

Baja

Alta H

At omosenlazados

Ato m oslibres

Liberación dela energía

Ava nc e de la r ea cci ón

E N L A C E S

Son fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante de tipo eléctrica, que unen a losátomos y a las moléculas. El enlace químico, llamado también interatómico o intramolecular, es la fuerza que mantiene unidos a los átomos paraformar moléculas o sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes).El enlace físico o fuerzas intermoleculares une a moléculas polares y no polares y es determinante en las propiedadesfísicas de los estados condensados de la materia (sólido y líquido).

PRINCIPIO FUNDAMENTALLos átomos y moléculas forman enlaces con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para tener mayorestabilidad.En el caso de los átomos, se observan las siguientes características:ü Intervienen los electrones más externos o de valencia.ü La electronegatividad influye en el comportamiento de los átomos.ü Los átomos conservan su identidad porque sus núcleos no se alteran.ü Se desarrolla con cambios energéticos.ü Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a

que disminuye su energía potencial.

CLASIFICACIÓN

FuerzasIntermoleculares

Puente de Hidró eno

- Interacciones dipolo-dipolo

- Interacciones dipolo-dipolo inducido

- Fuerzas de London

Fuerzas de

Van der

Walls

Enlaces

Iónico

- Simple ( - ) s - Doble ( =) s y p

- Triple (Ξ

)p

,s

yp

EnlacesQuímicos

- Apolar

- Polar

- Normal

- Coordinado (dativo): s Metálico

Covalente


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ELECTRONES DE VALENCIA Son los electrones que intervienen en un enlace químico. El número de electrones de valencia coincide con el númerodel grupo donde se encuentra el elemento. Ejemplo:

El Calcio pertenece al Grupo II A .........Tiene 2 electrones de valenciaEl Sodio pertenece al Grupo I A .........Tiene 1 electrón de valenciaEl Magnesio pertenece al Grupo II A .........Tiene ........

El Boro pertenece al Grupo III A .........Tiene ............DIAGRAMA DE LEWIS Consiste en abreviar la configuración electrónica de los elementos representativos, graficando alrededor de susímbolo químico los electrones del último nivel, mediante puntos, asteriscos o aspas (el número de dichoselectrones coincide con el número de grupo).

IA II A III A IVA VA VI A VII A VIII A

E E E E E E E E

REGLA DEL OCTETO:

Es un criterio propuesto por Kössell que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ochoelectrones en su nivel más externo (configuración semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría deelementos representativos enlazados. Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos.Existen excepciones a la regla del octeto:

ü Octeto incompleto.- Se presenta cuando algunos elementos forman enlace sin completar ocho electronesexternos; alcanzando de esta manera su estabilidad.

Átomo Número de electrones necesarios paraestabilizarse

Hidrógeno ; Helio 2 e- ( 1 DUETO )

Berilio ; Mercurio 4 e- ( 2 DUETOS )

Boro ; Aluminio ; Estaño 6 e- ( 3 DUETOS )

ü Octeto expandido.- Se produce en átomos que completan más de ocho electrones externos al formar enlace.

PCl5 P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

ENLACE QUÍMICO: Fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos con el objetivo de formar moléculas,sistemas cristalinos, compuestos o iones poliatómicos.


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N H 4

1 +

C lx1 -

C l1 -

N H1 +

4

a) Iónico o electrovalenteØ Fuerzas de atracción electrostática entre iones originados por la transferencia de electrones entre un átomo

de baja energía de ionización (metal) y un átomo de alta afinidad electrónica (no metal) ; es el enlace químicomás fuerte que existe.

Ø Este enlace se encuentra formando la estructura de los compuestos iónicos, con excepciones como por ejemplo:BeO, BeCl2, AlCl3, BeBr2, BeF2, BeI2 que son sustancias covalentes.

Ø La mayoría de compuestos iónicos muestran gran solubilidad en el agua (gracias a su gran polaridad) y sussoluciones son electrolitos (conductores de segundo orden).

Ø Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Tienen alta temperatura de fusión yebullición. En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en estado sólido no.

Ø La atracción iónica es omnidireccional (todas las direcciones), por ello se requiere de mucha energía pararomper sus enlaces.

Ø No forma moléculas; solo agregados ordenados de iones, por lo que sus unidades estructurales se denominanunidades fórmula.

Ø Existen reglas empíricas que indican que si la DEN > 1,7, el enlace es iónico. DEN = Diferencia deElectronegatividad

b) CovalenteØ Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten mutuamente uno o más pares de

electrones, generalmente son átomos no metálicos (con algunas excepciones son: NH4Cl; NH4NO3; (NH4)2SO4)que al formar orbitales moleculares adquieren configuración de un gas noble. Este tipo de enlace generamoléculas (compuestos moleculares).

Ø En los compuestos covalentes la diferencia de electronegatividad entre los átomos es menor de 1,7:

Puede ser:ü Covalente Normal: Cuando cada átomo aporta un electrón a la compartición. Puede ser simple o múltiple

Simple.- Cuando los átomos enlazados comparten un par de electrones.Doble.- Cuando los átomos enlazados comparten dos pares de electrones.Triple.- Cuando los átomos enlazados comparten tres pares de electrones.

DEN


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ü Covalente Apolar o Puro.- Cuando los átomos comparten equitativamente los electrones de enlace.Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico, con igual electronegatividad. Se originanmoléculas apolares.

Se cumple que:

Ejemplo:

H2 è H H D En = 0

N2 è :N N D En = 0

Excepción: Los enlaces P-H en la molécula de PH3 son apolares.

ü Covalente Polar.- Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos,esto debido a que uno de ellos es más electronegativo que el otro. La diferencia de electronegatividad guardala relación:

Ejemplo: HF DEN H < DEN F è H F

En la estructura del ácido fosforoso se observa:

5 Enlaces covalentes normales1 Enlace covalente coordinado5 Enlaces covalentes polares1 Enlace covalente apolar (P-H)6 Enlaces sigma

ü Covalente Coordinado ó Dativo: Sólo uno de los átomos aporta el par de electrones enlazantes.

SO2 è O S è O è O = Sè O2 Enlaces covalentes normales1 Enlace covalente coordinado

SO3 è

2 Enlaces covalentes normales2 Enlaces covalentes coordinados

DEN = 0

x

.

xx. x.. x. . x.

d+

xxxxxx

x.

d-

0 < DEN < 1,7

xx

xxxx

:..

:xx

xxxx


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C u e r p o

H O S O H

O

O

H O S O H

O

O

Fórmu la con en laces

SO3 S

O O

O

S

O O

O

S

O O

O

ˆTres estructuras resonantes

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

D̂os estructuras resonantes

H2SO4è

---------------------------------------

---------------------------------------Los compuestos covalentes o moleculares tienen las siguientes características:

Ø A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, ejemplos: SiO 2(s), H2O(l), CO2(g).Ø Son generalmente apolares e insolubles en agua, pero solubles en disolventes apolares, tienen bajas

temperaturas de fusión y ebullición. Son aislantes por lo mal que conducen la corriente eléctrica.Ø Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición.Ø Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.Ø Mayormente sus soluciones no son conductoras de electricidad.Ø Forman moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O 2, CO2,etc)

RESONANCIA: La resonancia es aquel fenómeno en el cuál los electrones pi se encuentran deslocalizados en toda la molécula o ionque tenga dobles enlaces, es por ello que se pueden establecer para una estructura diversas representaciones deLewis, pero ninguna representa la verdadera estructura, pero si se genera un híbrido de resonancia que representauna mezcla de todas las estructuras resonantes. Ejemplo: Anhídrido sulfúrico: SO3

S

O

O O

ESCRITURA DE LAS FÓRMULAS DE LEWIS 1. En las moléculas inorgánicas y en los iones, el átomo central es el que tiene el mayor valor absoluto del

E.O. (El elemento menos electronegativo es generalmente el átomo central). Por ejemplo en el CO2; laestructura sería:

O C O2. El hidrógeno nunca es átomo central y generalmente se ubica en los extremos.3. Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí excepto en las moléculas de O2, O3 y en los peróxidos.

4. En los ácidos ternarios, el hidrógeno habitualmente se enlaza a un átomo de oxígeno, no al átomocentral, excepto en el H3PO3.

5. Para iones o moléculas que tienen más de un átomo central, se usan estructuras que sean lo mássimétricas posibles. Ejm : C2H6 y P2O5


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+ + + + +

+ +++

+

+ +

+ +

+ +

+

Lámina de Cobre

++

++

i i

H C C H ; O P O P O

H H

H H

O O

6. El hidrógeno se halla en los hidróxidos y ácidos, junto al oxígeno.7. Los átomos monovalentes se hallan siempre en los extremos de la estructura.

Construir la estructura Lewis de las siguientes sustancias: H3PO4, N2O5, H2CO3, HCNO, NO3-

c) Enlace metálico

ü En un metal los electrones de valencia están deslocalizados debido a su baja energía de ionización. Un metal sepuede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un mar de electrones de valencia.

ü La interacción electrostática entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistenciamecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica.

ü El enlace metálico se presenta en todos los metales y algunas aleaciones como el latón ( Cu + Zn ) , bronce( Cu + Sn) .

+

+

+ +

+

+ +

+

L u zR e f le ja d a

L u z in c i d e n t e

ü Este enlace da origen a propiedades características de los metales como: Brillo metálico, conductividad

eléctrica, maleabilidad y ductibilidad, entre otras.


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FUERZAS INTERMOLECULARES.Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas (iguales o diferentes, polares o apolares) para dar lugar alos estados condensados de la materia (líquidos y sólidos).

Son más débiles que los enlaces químicos:41 kJ para evaporar 1 mol de agua930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua

A pesar de ello son determinantes en las propiedades físicas de sólidos y líquidos: Punto de ebullición, punto de fusión,

densidad, presión de vapor, solubilidad, etc.Se les llama también fuerzas de Van der Walls, son de naturaleza atractiva y básicamente eléctricas. Aumentan demagnitud conforme aumenta la masa molecular de la sustancia.Por lo general los puntos de fusión y ebullición de las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzasintermoleculares.Tipos:

Ø Interacciones dipolo-dipoloFuerza de atracción electrostática que se da entre moléculas polares, de manera que el extremo positivode uno de ellos atrae el extremo negativo de otro, y así sucesivamente.

Ø Enlace Puente de Hidrógeno.- Es un tipo especial de enlace dipolo – dipolo, es muy fuerte y semanifiesta entre el par electrónico de un átomo de alta electronegatividad como fluor, oxígeno onitrógeno de una molécula polar y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electronesde otra molécula polar. Se presenta en sustancias como: HF; NH3; H2O; H2O2; ROH; RCOOH. Lafuerza del puente de hidrógeno es aproximadamente el 5 % del enlace covalente.


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H +*O

H +*

-*

P.H.

H+*

O

H+*

H

+*

H +*

H +*

H +*

H +*O

-*

H +*

-*

H 2O (l)P.H.

-*

-200

-150

-100

-50

0

50

10 0

150

2040

6080 100 120 140

CH 4

Ge H4

NH 3

SiH 4

PH 3

Sb H3

As H3

HF

HClHBr HI

H2O

H2SH2Se

H2Te

Masa Molecular

SnH 4

Puente de

Hidrógeno

Estructura del helio

Se observa que cada molécula de H2O forma 4 puentes de hidrógeno con las moléculas de aguaadyacentes. En el agua sólida o hielo, las moléculas de agua tienen una distribución hexagonal y sonatraídas por los Puente de hidrógeno quedando vacío al centro, lo que explica que el hielo tenga menosdensidad que el agua.

El enlace de hidrógeno es el responsable de los puntos de ebullición inusualmente altos de ciertassustancias frente a otras de masa molecular y geometría similar. Las sustancias líquidas que presentanpuente hidrógeno reciben el nombre de líquidos asociados.

Ø Interacciones dipolo-dipolo inducido.-Fuerza de atracción entre una molécula polar (dipolo permanente) y el dipolo inducido (átomo o molécula no polar).

Ø Fuerzas de London.-Se denominan así en honor al físico-químico alemán Fritz London (1930), tambiénson llamadas Fuerzas de dispersión y antiguamente se les conocía como Fuerzas de Van der Walls.Actualmente, las Fuerzas de Van der Walls involucran a todas las interacciones o fuerzasintermoleculares.Las fuerzas de London son fuerzas atractivas débiles que son importantes sólo a distanciasintermoleculares pequeñas. Las fuerzas de London se presentan en moléculas apolares, entre dipolos nopermanentes, es decir, entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido correspondiente a dos átomos odos moléculas que se encuentran a una distancia de 5 a 10 Å entre sí.Esta clase de fuerzas existe entre especies de todo tipo, ya sean moléculas neutras, iones,moléculas polares y no polares, cuando las sustancias se encuentran en estado líquido o sólido.La intensidad de las Fuerzas de London es directamente proporcional al peso molecular.


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A

+*

:

B

-*

Ø Generalmente el orden respecto a la intensidad de las fuerzas intermoleculares es:Enlace Puente de hidrógeno > Enlace Dipolo – Dipolo > Fuerzas de London

POLARIDAD Y APOLARIDAD DE MOLÉCULASMomento Dipolar (µR): En un enlace covalente formado por dos átomos diferentes se forman dos zonas

eléctricamente diferentes. Sobre el átomo mas electronegativo se forma una zona ligeramente negativa (δ-), mientrasque sobre el átomo menos electronegativo se forma una zona ligeramente positiva (δ +). Este desbalanceo eléctrico esmedido por el vector momento dipolar (µR) que se orienta desde δ + hasta δ - y se mide en Debye.

B atrae hacia sí, más fuertemente, el par de electrones que forman el enlace (tiene mayor densidad electrónica)En moléculas poliatómicas es necesario analizar cada enlace por separado y luego determinar el momento dipolarresultante. Debemos tener presente que los pares electrónicos no compartidos en el átomo central influyen en elmomento dipolar total de la molécula (el µR, se dirige hacia el par electrónico).Molécula Polar: Es aquella molécula que presenta un momento dipolar resultante diferente de cero ( µR > 0)Molécula Apolar o no polar: Es aquella molécula que presenta un momento dipolar resultante igual a cero (µR = 0). Se

consideran apolares a todos los hidrocarburos (CxH y) MOLÉCULAS POLARES (µR ¹0)¿Por qué las moléculas polares se orientan dentro de un campo eléctrico?Una molécula polar es asimétrica (no posee simetría) por lo que posee un momento dipolar resultante o en otrostérminos, el centro de cargas positivas (δ+) y el centro de cargas negativas (δ-) se encuentran separados una ciertadistancia, por lo tanto, una molécula polar es un pequeño dipolo, entonces es lógico que los dipolos tengan queinteractuar con el campo eléctrico externo mediante fuerzas de atracción y repulsión, logrando alinearse lasmoléculas.


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¿Hay alguna regla práctica para reconocer una molécula polar?Si, la molécula debe ser heteroatómica (formada por átomos diferentes) y el átomo central debe poseer uno o máspares libres (pares no enlazantes) y si no hay pares libres debe sostener átomos diferentes.Si la molécula homoatómica es asimétrica, es polar. Por ejemplo, la molécula de ozono (O 3), que es homoatómica, tienegeometría angular, entonces es polar; posee µR = 0,52D, debido al efecto de los pares solitarios. Ejemplo:

MOLÉCULAS APOLARES (µR =0)Poseen propiedades opuestas a las moléculas polares, por lo tanto, son simétricas (poseen simetría en torno al átomocentral); debido a ello, el centro de cargas positivas y negativas coinciden en un punto, neutralizándoserecíprocamente, entonces la molécula no es un dipolo (µR =0)¿Hay alguna regla práctica para reconocer una molécula apolar?Sí, las moléculas heteroatómicas cuyo átomo central sostiene átomos idénticos y no posee pares libres serán apolares.También las moléculas homoatómicas simétricas son apolares.Un disolvente apolar disolverá cualquier sustancia apolar. Por ejemplo el tetracloruro de carbono CCl4, es un buendisolvente de sustancias apolares como las grasas, aceites, hidrocarburos (compuestos formados por hidrógeno ycarbono), I2, N2, etc. Ejemplo: Las moléculas de CO2, CH4, CCl4, CS2, AlCl3, BeCl2 son apolares por simetría.

CONCLUSIÓN: Sólo lo semejante disuelve lo semejante

El agua, ¿podrá disolver al CCl4, CS2, grasas, aceites o los hidrocarburos como kerosene y gasolina? No, porque el aguaes polar y el CCl4, CS2, grasas, aceites, kerosene y gasolina son apolares.

GEOMETRÍA MOLECULAR1. Si una molécula posee un átomo central sólo con dos átomos iguales, su geometría es lineal si es que no posee pares

solitarios y es angular si posee uno o más pares solitarios.2. Si una molécula posee un átomo central y tiene tres átomos enlazados iguales entonces su geometría es plana

trigonal, si no posee pares solitarios, y si posee un par solitario su geometría es piramidal.3. Si una molécula posee átomo un central y tiene cuatro átomos enlazados iguales, entonces su geometría es

tetraédrica, si no posee pares solitarios, y si posee un par solitario es un tetraedro deformado.4. Si una molécula posee un átomo central y tiene cinco átomos enlazados iguales, entonces su geometría es bipiramidal

triangular, si no posee pares solitarios, y si posee un par solitario su geometría es piramidal cuadrada.5. Si una molécula posee un átomo central y tiene seis átomos enlazados iguales, entonces su geometría es octaedrica.


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Problema 1:Considerando que los elementos: S, Se y Te, conformanuna triada de D6bereiner, entonces calcular el pesoatómico aproximado del Te.Según:

Triada S Se TePA 32 79 xSolución

Reemplazando:79 = (32 + PA(Te)) / 2 à PA(Te) = 126

Problema 2:Calcular el volumen atómico (VA) aproximado, segúnLothar Meyer, de un átomo de mercurio.Datos: PA (Hg) = 200,6Densidad = 13,6 g/cm3

NA= 6,02 x 1023(número de Avogadro)

Resolución:Lothar Meyer, calculó volumen atómico, según:

A

A N densidad

g APV

´=

)(.

Reemplazando valores:

23

31002.66.13

6.200

´´

=

cm

g

gV A

VA= 2,45 X 10-23 cm3

Problema 3:Indicar la (s) proposición(es) verdadera(s):I. Según Mendeleev, los elementos están

ordenados en orden creciente al númeroatómico.

II. La Tabla Periódica Actual fue diseñado porHenry Moseley.

III. En la Tabla Periódica Actual, el grupo queposee más elementos es IIIB.

IV. La mayoría de los elementos químicos son deorigen natural.

Resolución:1. Es falso, porque Mendeleev, ordenó a los

elementos en orden creciente a su pesoatómico.

11. Es falso, la Tabla Periódica Actual fue diseñadapor Wemer.

III. Es verdadero, porque dicho grupo contiene 32elementos.

IV. Es verdadero, porque de los 109 elementosquímicos, 90 son de origen natural.

Rpta:III y IV

Problema 4:Indique lo incorrecto:A) El escandio, antes de descubrirlo, se le

denominó eka-boroB) Mendeleev establece el período y grupo para

los elementos.C) Las octavas de Newlands sólo agrupan a los

metales.D) Chancourtois ordenó a los elementos en orden

creciente al peso atómico, en una línea espiral ohelicoidal.

E) Según Mendeleev, un elemento (E) del grupoIII posee un óxido cuya fórmula es E2O3.

Resolución:Analizando cada altemativaA) Es correcto, porque Mendeleev predijo la

existencia del escandio y de sus propiedades,luego lo llamó eka- horo.

B) Es correcto, porque Mendeleev establece porprimera vez la denominación de período ygrupo.

C) Es incorrecto, porque según Newlands, sóloestablece el orden de los elementos según elpeso atómico creciente, sin diferenciar metal yno metal.

D) Es correcto, llamado también el "tomillo

telúrico"E) Es correcto, porque los elemento del grupoIII, tendrán valencia = 3, entonces su óxidoserá E2O3.

Problema 5:Determinar el número atómico para un elemento que seencuentra en el cuarto período y pertenece a loselementos térreos.Resolución:Elemento térreo ==> grupo IIIAElectrones de valencia: ns2 . . . np1 Cuartoperíodo==>(n=4): 4 s2. .. 4 pl

Entonces la distribución completa será:Is2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4pl Posee 31e - . Z =31

Problema 6:De acuerdo a la siguiente relación de elementos, indicarel de mayor carácter no metálico, sabiendo quepertenecen al mismo período: 29Cu, 25Mn, 32Ge, 19K y20Ca

PA(Se) = (PA(S) + PA(Te)) / 2


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Resolución:Se sabe que para elementos de un período: "Z" aumentahacia la derecha y en el mismo sentido aumenta elcarácter no metálico. Luego, ordenándolos:19K, 20Ca, 25Mn, 29Cu y 32Ge:. El germanio (Ge) tiene mayor carácter no metálico.

Problema7:Indicar las proposiciones verdaderas:I. De los metales alcalino-térreos, el bario posee

mayor radio atómico.II. En el período 4, el gas noble correspondiente

tiene menor radio atómico.III. En los halógenos todos tienen igual radio

atómico.IV. Los metales se caracterizan por el radio iónico

donde se observa: RI < RA.

Resolución:Analizando cada proposición, respecto al radio atómico y radio iónico:I. Es falso, el radio por estar en el séptimo

período tiene mayor radio atómico.II. Es verdadero, cada período termina en un gas

noble, aquel tiene menor radio atómicorespecto a los otros elementos del mismoperíodo.

III. Es falso, los halógenos pertenecen al grupoVlIA, el radio atómico aumenta de arriba haciaabajo.

IV. Es verdadero, los metales fácilmente pierden

uno o más electrones, se presentan comocationes, por lo tanto la relación: RI


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+1 0 -1Entonces la distribución electrónica termina en:

Grupo: VIIAn s2 . . .

Familia: Halógenos

Problema 12El átomo de un elemento "E” posee 17electrones enorbitales cuya energía relativa es 6. ¿Cuál es suubicación en la tabla periódica?

Período GrupoA) 5 IIAB) 6 IAC) 5 IAD) 6 IIAE) 4 IIB Resolución:Los orbitales cuya energía relativa es 6 son 6s, 5p y 4d,así:

ER= n + l = 6

6 0 ………. 6s5 1 ……… 5p4 2 ………..4d

Haciendo la configuración electrónica se ubicará alelemento:

E = [36Kr] 5s24d105p66s1

17e

Período =6 Grupo =lARpta: B

Problema 13De las proposiciones siguientes, ¿cuáles sonincorrectas?I. La electroafinidad de los gases nobles es baja

por la poca tendencia de los átomos de estoselementos a ganar electrones.

II. La energía de ionización del 4Be es menor quedel 5B, por tener el Be mayor estabilidad desus electrones del último nivel.

III. El máximo valor de la afinidad electrónica en un

período tiende hacia el grupo de los metalesalcalinos.

Resolución:I.- Es correcto, los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn) tienen su último nivel saturado deelectrones apareados, por lo tanto, su afinidadelectrónica será muy baja.

II.- Es incorrecto, es lo contrario. Observando laconfiguración electrónica externa:4Be = 1s2 2s2

- mayor estabilidad (posee sólo orbitalesapareados)

- mayor EI5B = 1s22s22p1

- menor estabilidad- menor EI

III. Es incorrecto, el máximo valor de la afinidadelectrónica en un período tiende a loselementos halógenos (VIIA)

Rpta: 1I y III Problema 14:¿Qué elemento es más electropositivo?Li;Cs; Na; K; Rb

Resolución:Se trata de elementos del grupo lA (metales alcalinos);por lo tanto, el mayor carácter metálico es la de mayorcarga nuclear: Cs.

Problema 15:¿Qué elemento es oxidante más fuerte?S; P; O; CI; F

Resolución:Oxidantes más fuertes son los halógenos (VllA) y entreellos, el flúor (F) es el más fuerte.

Problema 16:¿Qué elemento posee mayor fuerza reductora?Fe; Ca; Zn; Al; Cu

Resolución:

La de mayor fuerza reductora será el elemento demayor carácter metálico (IA o IIA). De la relaciónanterior, el calcio (IIA) posee mayor carácter metálico.

Problema 17:Ordenar en forma decreciente según su poder oxidantea los siguientes elementos: CI,Br, Fy I.Resolución:Se trata de los elementos del grupo VIIA (halógenos);la fuerza oxidante disminuye al disminuir la carganuclear (Z): luego el orden será: F > Cl > Br > I.

Problema 18:

¿Qué especie atómica tiene mayor radio?S2+, S2- , S y S4+

Resolución:Para especies atómicas de un elemento, el anión es elque tiene mayor radio (radio iónico); luego el ordenserá:S2- > S > S2+ > S4+ La respuesta es S-2 (ion sulfuro)

Problema 19:

np5


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Señale la especie química de menor tamaño en:pl-; p; pl+ ; p5+; p3+

Resolución:Orden del tamaño: pl- > p > pl+ > p3+ > p5+ La respuesta es p5+, puesto que ha perdido más

electrones; por lo cual la fuerza de atracción del núcleoes más intensa.

Problema 20:Indique la especie química que posee mayor radioatómico o iónico.12Mg2+;10Ne; 9F1- ; 8O2- ; llNal+

Resolución:Las especies tienen igual número de electrones, perodiferente número de protones, son isoelectrónicos. Eneste caso, el de mayor carga nuclear (Z) atrae conmayor fuerza a los electrones externos por lo que el

radio es menor y el de menor carga nuclear ejercemenor fuerza de atracción puesto que tiene mayorradio. Es decir el radio varía en forma inversa a la carganuclear. Luego la de mayor radio es O2- (Z=8) y la demenor radio es Mg2+ (Z= 12).

Problema 21:Ordenar en forma ascendente, según su radio iónico lassiguientes especies iónicas: 25Mn2+, 23V2+, 22Ti2+ y 28Ni2+

Resolución:Son elementos del cuarto período, además se sabe queel "Rl" aumenta en un período al disminuir la carganuclear, luego tenemos: 28Ni2+< 25Mn2+ < 23V2+ < 22Ti2+

Problema 22:Ordenar en forma decreciente, según el radio iónico,las siguientes especies:

9F1- , 8O2-, 7N3- y 6C4-

Resolución:Son elementos del segundo período, luego el radio iónicoaumenta al disminuir la carga nuclear.Orden: 6C4- > 7N3- > 8O2-> 9F1-

Problema 23:Dado los siguientes enlaces, ¿quién es más polar o quiéntiene mayor porcentaje de carácter iónico?

Enlace ΔEN

C– H 0,4N – H 0,9O – H 1,4

Resolución:"Cuanto mayor es la ΔEN es más polar el enlace y

tendrá mayor % C.I."

ΔEN = 1,4> 0,9 > 0,4

Polaridad O- H > N - H > C - H

:. El enlace más polar es O - H

Regla práctica:Para especies isoelectrónicas, el radio es

inversamente proporcional a la carga nuclear(Z).

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