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1 SUBSECTOR : Química PROFESOR : Paulina Gómez C. NIVEL : Primero Medio AÑO : 2017 UNIDAD : Tabla periódica SEMESTRE : I GUÌA DE ESTUDIO Y EJERCICIOS Nº1 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS Nombre: Curso: Fecha: I.-CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS A través de los años de la historia de la química, se han clasificado los elementos según diversos criterios. Los más importantes de ellos fueron, en orden histórico, los siguientes: Primera clasificación: en metales y no metales. 1820, J. Dobereiner: en TRIADAS 1865, J Newlands: en orden creciente de sus pesos atómicos en agrupaciones de ocho, conocidas como las OCTAVAS de Newlands 1869, D. Mendeleiev: ordena los elementos en orden creciente de su masa atómica y en grupos o familias con propiedades químicas semejantes. 1913, R Moseley; la tabla fue reorganizada en orden creciente del número atómico La clasificación actual incluye los gases nobles y las tierras raras., presentando la siguiente disposición: 1.-Los elementos están dispuestos en el sistema periódico en un orden creciente de su número atómico (z) 2.-Existen 7 hileras horizontales llamadas períodos 3.-Cada columna vertical recibe el nombre de familia o grupo, existen Se conocen aproximadamente 118 elementos, hay algunos de ellos sintetizados artificialmente por el ser humano. Regularidad en las configuraciones electrónicas y clasificación de los elementos. Anteriormente vimos que los átomos distribuidos de acuerdo a ciertas reglas y principios. de los elementos tienen sus electrones El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica siendo la distribución de los electrones en el nivel más externo la que determina principalmente la actividad o comportamiento químico que ellos presentan. Por esta razón aquellos elementos que posean una distribución electrónica similar presentarán propiedades químicas similares. Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente. En esta Tabla se distinguen Grupos y Períodos.

2 PERIODOS: Son las series dispuestas en forma horizontal y están formados por los elementos que tienen el mismo número de niveles electrónicos (igual n). GRUPOS: Son las series dispuestas en forma vertical y están constituidos por elementos que tienen igual cantidad de electrones de valencia. Grupos-A: En estos grupos los electrones de valencia se ubican solamente en el nivel más externo, es decir en orbitales tipo s y p. Grupos-B: En estos grupos los electrones de valencia se ubican en los últimos niveles, por ejemplo, 4s y 3d; 5s y 4d; etc. CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS SEGÚN SU CONFIGURACION ELECTRONICA Los elementos de acuerdo a la distribución de sus electrones se clasifican en: 1.-Gases inertes o Nobles: Pertenecen al grupo 0, y se caracterizan por tener configuración terminal del tipo ns 2 np 6 2.-Elementos representativos: Sus configuraciones terminales van desde ns 1 hasta ns 2 np 5. Se subdividen en: Familia de los metales alcalinos, pertenecen al grupo IA. Su configuración electrónica terminal es: ns 1 Familia de los metales alcalino-térreos, pertenecen al grupo IIA. Su configuración terminal es del tipo: ns 2 Familia del Boro, pertenecen al grupo IIIA. Su configuración terminal es del tipo ns 2 np 1 Familia del carbono, pertenecen al grupo IVA. Su configuración terminal es del tipo: ns 2 np2 Familia del nitrógeno, pertenecen al grupo VA. Su configuración electrónica terminal es del tipo: ns 2 np 3 Familia del oxígeno o elementos anfígenos, pertenecen al grupo VIA. Su configuración electrónica terminal es del tipo: ns 2 np 4

3 Familia de los elementos halógenos, pertenecen al grupo VIIA. Su configuración electrónica terminal es del tipo: ns 2 np 5 3.-Elementos de transición propiamente tal, comienza a completarse (n-1)d 4.-Elementos de transición interna, completan (n-2) f Los elementos de transición se ubican en los grupos desde el IB al VIIIB, centro de la Tabla Periódica, y también corresponden a ellos los llamados Lantánidos (período 6) y Actínidos (período 7). Los grupos son conocidos también por: GRUPO I A : Familia de los metales alcalinos GRUPO II A : Familia de los metales alcalino-térreos GRUPO III A : Familia del Boro GRUPO IV A : Familia del carbono (o de los carbonoides) GRUPO V A : Familia de los nitrogenoides GRUPO VI A : Familia de los anfígenos GRUPO VII A : Familia de los halógenos GRUPO VIII (ó 0) : Familia de los gases inertes Los grupos B los constituyen los elementos de Transición y se enumeran de I a VIII Aclaración de conceptos preliminares: ELECTRONES DE VALENCIA: Son aquellos que se encuentran en el último nivel incompleto. En algunos casos, los electrones de valencia también se encuentran en el penúltimo y/o antepenúltimo nivel (transición y transición interna). ELECTRON DIFERENCIAL: Es el electrón más energético de un átomo, es decir, es aquel que entro último. ELECTRONES DESAPAREADOS: Es aquel, o aquellos que están solos en un orbital.

4 ACTIVIDADES: 1.- No todos los elementos tienen sus niveles completos, la mayoría de los elementos tienen su último nivel. 2.- De todos los elementos químicos conocidos, sólo unos 6 tienen todos sus niveles completos, el resto presenta el último nivel. 3.-Recordemos que consideraremos a un elemento con nivel completo, cuando su configuración electrónica termine en np 6, con excepción de He que es 1s 2. Así el elemento. con configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 tiene el segundo nivel.. 4.-El elemento N tiene una configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 3. Es decir, tiene el segundo nivel. 5.-Los electrones ubicados en niveles incompletos se denominan ELECTRONES DE VALENCIA. Se llaman así porque son los que participan en los enlaces. Por ejemplo, el átomo de Li(Z=3) tiene configuración electrónica 1s 2 2s 1 donde el segundo nivel está incompleto y posee.. electrones de valencia. 6.-El átomo de C (Z=6) tiene una configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 2 ; el segundo nivel está. y posee. electrones de valencia., 7.-La configuración electrónica del Al (Z=13) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 (ó [Ne] 3s 2 3p 1 ) ; el nivel más externo es el nivel y está, por lo tanto, podemos decir que el átomo de aluminio tiene. electrones de valencia. 8.- El Ne(Z=10) tiene una configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6, es decir, presenta su último nivel, por lo tanto, tiene electrones de valencia. 9.-El Ca (Z=20 ) tiene una configuración electrónica [Ar] 4s 2, por lo tanto, tiene electrones de valencia,.ubicados en el orbital s del. nivel. 10.-Completa la siguiente tabla: Átomo Conf. electrónica Electrones de valencia O(Z=8) [He] 2s 2 2p 4 Cl(Z=17) [Ne] 3s 2 3p 5 K(Z=19) [Ar] 4s El electrón más energético, es decir, el último electrón de la configuración electrónica se denomina ELECTRON DIFERENCIAL.

5 Por ejemplo, el Li (Z=3) 1s 2 2s 1 tiene su electrón diferencial ubicado en el orbital. del segundo nivel En la tabla periódica se pueden distinguir Columnas o Grupos y Filas o Periodos. Los periodos son las series horizontales e indica el último nivel electrónico ocupado. Por ejemplo, en el periodo 2 se encuentran Li, Be, B, C, N, O, F y Ne, esto se debe a que ellos están completando el segundo nivel y el último elemento del periodo, lo completa, en este caso, el Ne. Mirando la tabla periódica se puede decir que el elemento que completa el tercer nivel es el 13.-Los grupos son las series verticales y llevan números romanos y una letra A o B. El número romano indica los electrones de valencia. Por ejemplo si es III quiere decir que tiene. Electrones de valencia. La letra A o B indica lo siguiente: Si es A: indica que el electrón diferencial está ubicado en un orbital s o p. Si es B: indica que el electrón diferencial está ubicado en un orbital d. Así el Sc (Z=21) [Ar] 4s 2 3d 1 pertenece a un grupo con la letra..., ya que su electrón diferencial está ubicado en un orbital Conociendo la configuración electrónica de un elemento podemos indicar el periodo y grupo a que pertenece. Por ejemplo, 1s 2 2s 2 2p 5, es la configuración electrónica de un elemento que está completando el. nivel, por lo que pertenece al período.. También tiene.electrones de valencia y su electrón diferencial está en un orbital.. por lo tanto, pertenece al grupo VII A. 15.-Indique el grupo y periodo a que pertenecen los siguientes elementos Elemento Configuración electrónica Período Grupo Be(Z=4) [He] 2s 2 C(Z=6) [He] 2s 2 2p 2 Mg(Z=12) [Ne] 3s 2 P(Z=15) [Ne] 3s 2 3p 3 Ca(Z=20) [Ar] 4s 2 As(Z=33) [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 Sr(Z=38) [Ar] 5s 2 Cs(Z=55) [Xe] 6s A los elementos que tienen todos sus niveles completos en s y p se les denominan GASES INERTES o GASES NOBLES. En cada periodo hay un. Inerte. Por ejemplo, el gas noble del segundo periodo es el.

6 17.-Los gases nobles no tienen niveles incompletos, por lo tanto,. tienen electrones de valencia, por eso, al grupo que los contiene se le llama GRUPO A los elementos que pertenecen a un grupo A se les denomina ELEMENTOS REPRESENTATIVOS. Por ejemplo, el S (Z=16) pertenece al grupo VI-A, por lo tanto es un elemento. 19.-Los elementos que pertenecen a un grupo-b se les denominan ELEMENTOS DE TRANSICION (propiamente tal o Externa) Por ejemplo, el V(Z=23) pertenece al grupo V-B, por lo tanto, es un elemento de 20.-Un elemento representativo tiene su electrón diferencial en un orbital s o p. Un elemento de transición presenta su electrón diferencial en un orbital d. Si un elemento presenta su electrón diferencial en un orbital f; se le denomina ELEMENTO DE TRANSICION INTERNA. Por ejemplo, el elemento, el elemento Ce (Z=58) [Xe] 6s 2 4f 2, tiene su electrón en el orbital 4f, por lo tanto es un elemento de Los elementos de transición interna forman en el sistema periódico dos series, la serie lantánida y la serie actinida. Todos los elementos de transición interna tienen su electrón diferencial en un orbital Consultando el sistema periódico clasifique los siguientes elementos en representativos, de transición, de transición interna y gas inerte. H(Z=1) F(Z=9) He(Z=2) K(Z=19) Co(Z=27) S(Z=16) Te(Z=52) Ir(Z=77) Tb(Z=65) Cd(Z=48) Ar(Z=18) Am(Z=95) Rn(Z=86)

7 23.-La configuración electrónica del Si (Z=14) es [Ne] 3s 2 3p 2, es decir, tiene. Electrones de valencia El elemento con Z=12, tiene una configuración electrónica[ne] 3s 2, su electrón diferencial está en un orbital.,por lo tanto es un elemento que pertenece al grupo.. del sistema periódico. II.-PROPIEDADES PERIÓDICAS Y SU VARIACIÓN A LO LARGO DE LA TABLA Son las propiedades que varían periódicamente con el aumento del número atómico, alcanzando los valores máximos y mínimos en columnas bien determinadas de la Tabla periódica. Son propiedades periódicas: a) RADIO ATÓMICO: se define como la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. Variación del radio atómico en la tabla periódica En un grupo: el RA aumenta al aumentar Z, ya que existen más capas de energía. En un período: disminuye hacia la derecha al aumentar la carga nuclear efectiva. Al llenarse una misma capa con cada nuevo electrón, la carga del núcleo aumenta sin que lo haga la distancia. De esta forma, los electrones son atraídos con más fuerza contrayéndose el radio atómico. RADIO IÓNICO: es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. El radio iónico de los cationes es menor que el radio de los átomos neutros, debido a la mayor carga nuclear efectiva. El radio de los aniones es mayor que el radio de los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva. En general entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor Z, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga. b) POTENCIAL DE IONIZACIÓN: es la energía necesaria para retirar un electrón del nivel más externo del átomo neutro en estado gaseoso, para formar un catión. Si tomamos un elemento que esté más a la izquierda, se torna fácil perder un electrón. Esa propiedad está íntimamente ligada con el tamaño del átomo. Cuando más cerca está un electrón de su núcleo más cuesta alejarlo. c) ELECTRONEGATIVIDAD: es la tendencia de los átomos de recibir electrones en su nivel más externo; crece a lo largo de un período y disminuye a lo largo de un grupo. El elemento más electronegativo es el flúor, ya que los gases nobles quedan excluidos de esta propiedad por ser inertes (no ganan ni pierden electrones) d) ELECTROAFINIDAD: es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un electrón para formar un anión.

8 ACTIVIDADES: Completa: 1. El tamaño de un átomo es siempre mayor que el tamaño del catión que de él proviene. Por ejemplo, el Na es de mayor tamaño que el Na +. Complete: Na > Na + Mg.. Mg +2 K.. K + Ca.. Ca +2 Rb +.. Rb Li +.. Li 2. El tamaño de un átomo es siempre menor que el anión que de él proviene. Por ejemplo, el Cl es de menor tamaño que el Cl -. Complete: Cl < Cl - S -2.. S Br.. Br - O.. O -2 F -.. F Se.. Se Un átomo al transformarse en un ión (catión o anión) modifica su número de y, por lo tanto, el tamaño. 4. Un átomo al perder electrones se ioniza y su tamaño 5. Para arrancarle un electrón a un átomo hay que suministrar energía. Por lo tanto, para formar el ión Na + a partir de Na hay que. energía. 6. La cantidad de energía necesaria para sacar el electrón más débilmente retenido de un átomo o ion en estado gaseoso se denomina POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I). Por ejemplo: A (g) + 1º PI A + (g) + e

9 A + (g) + 2º PI A +2 (g) + e A +2 (g) + 3º PI A +3 (g) + e Es fácil suponer, que mientras más interno esté el electrón, mayor energía se requerirá para sacarlo. Por eso, el orden de energía para los distintos potenciales de ionización es: 1º PI.. 2º PI.. 3º PI.. etc. 7. Los metales alcalinos (Grupo IA) tienden a. electrones para quedar estables. Por lo tanto, sus potenciales de ionización deben ser, ya que pierden con facilidad un electrón. 8. Los halógenos (Grupo VIIA) tienden a.. electrones para quedar estables. Por lo tanto, no será fácil sacarle electrones, y tendrán potenciales de ionización. 9. Mientras más sujeto esté un electrón en un átomo, mayor será el potencial de 10. En general, mientras mayor sea Z en los períodos, mayor será el. de ionización. 11. En los grupos, al aumentar el número de niveles, el electrón más externo está menos retenido, pues está más alejado del núcleo, y por lo tanto, al descender en un grupo el potencial de ionización debe ir 12. Los gases nobles, elementos ya estables, deben presentar altos.. de ionización, es decir, es difícil sacarles un El 2º PI del litio es. energético que el 1º PI del mismo. 14. Indique cuál de los siguientes procesos requiere mayor cantidad de energía. a) Al (g) + 1º PI Al + (g) + e b) Al + (g) + 2º PI Al +2 (g) + e c) Al +2 (g) + 3º PI Al +3 (g) + e.. Proceso 14. Cuando un átomo capta o incorpora un electrón se emite., ya que el electrón se acerca al núcleo, es decir, va a niveles menos energéticos. 15. La energía liberada por un átomo gaseoso neutro al captar un electrón se denomina ELECTROAFINIDAD (E.A.) (E.A.) X (g) + e X - (g) + Energía La energía liberada en este proceso se llama...

10 16. Si al captar un electrón el átomo se estabiliza, la energía liberada (E.A.) será amyor. Por lo tanto, como los halógenos (grupo VIIA) al captar un electrón se estabilizan, son los que presentan. electroafinidad. 17. Cuanto mayor sea la magnitud de la electroafinidad, mayor será la tendencia del elemento a ganar un 18. Los metales alcalinos (Grupo IA) se establizan perdiendo un electrón. Por lo tanto, es muy difícil que capten un electrón, esto significa que los metales alcalinos tienen electroafinidades prácticamente Recordemos que tanto el PI como la EA son magnitudes energéticas. El PI es la energía necesaria para arrancar el.. más débilmente retenido en un átomo en estado gaseoso. La EA es la energía liberada por un átomo en estado gaseoso al captar un El PI y la EA son propiedades que reflejan muy bien las características de los elementos. El PI indica la mayor o menor tendencia de un átomo a perder su electrón más externo y la EA la facilidad con que el átomo adquiere un electrón ajeno. Uniendo ambos conceptos (PI y EA) se obtuvo el concepto de ELECTRONEGATIVIDAD (EN) que es una propiedad bastante expresiva acerca del carácter químico, es decir, en el concepto de electronegatividad están incluidos los de y. 21. Electronegatividad (EN) es el poder de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos con otro átomo. Por lo tanto, mientras más fuerte sea la atracción de un átomo hacia los electrones, mayor será su Si el átomo es pequeño, la EN será.., ya que es mayor la atracción del núcleo hacia los electrones compartidos con otro átomo. 23. Si el átomo es grande, la EN será., ya que es débil la atracción del núcleo hacia los electrones compartidos con otro átomo. 24. Mientras mayor sea la carga nuclear (Z), mayor será la La EN es. Proporcional a la carga nuclear..proporcional al tamaño del átomo. 26. Por consiguiente la EN en los períodos deizquierda a derecha, es decir, a medida que aumenta la carga nuclear. 27. La EN en los grupos al descender, es decir, a medida que aumenta el tamaño. 28. Linus Pauling realizó un estudio de la EN, asignándole valores a los átomos, estaleciendo así una escala de electronegatividades. El átomo menos electronegativo es el Cs, al cual Pauling le asignó el valor 0,7 y el átomo más electronegativo el F, con un valor de 4,0. Todos los demás tienen valores entre. Y 29. El oxígeno tienen una EN=3,5 y el hidrógeno EN=2,1. Entonces al enlazarse O con H, el. Atrae con más fuerza a los electrones compartidos, ya que tiene mayor

11 30. Al combinarse en un enlace químico el Cl consigo mismo, los dos átomos atraen con fuerza a los electrones compartidos, ya que presentan. Electronegatividad. 31. Suele definirse un concepto contrario a la electronegatividad, la ELECTROPOSITIVIDAD, que es la tendencia de un átomo a perder electrones, es decir, si un átomo es muy electronegativo será.. electropositivo y si es poco electronegativo será electropositivo. 32. Consultando el sistema periódico, indique en cada uno de los siguientes pares, cuál es el más electronegativo. Li ; Be. Li ; Na. C ; N. O ; F. B ; Al. Al ; N. Cl ; I. Mg ; Ba. Al ; Cl El grupo VIIA (halógenos) es el grupo más.. y el grupo IA (metales alacalinos), es el grupo menos Los gases nobles no presentan valores de electronegatividad ya que presentan una electrónica, lo cual se expresa en que no se combinan con facilidad con otros elementos.