Cuestionario Tabla Periódica

         1- Investiguen la historia de la Tabla periódica y sus modificaciones en el tiempo.

      2- Los elementos de la Tabla se agrupan en filas y columnas. ¿Cómo se llaman las filas y que características en común tienen todos los elementos de una misma fila? ¿Cómo se llaman las columnas y que características en común tienen todos los elementos de una misma columna?

    3- Asocien la ubicación de los elementos en la tabla periódica con su configuración electrónica. (Fijensé como terminan los elementos de una misma columna, si les es más fácil desarrollen la configuración electrónica de los elementos de cada columna para los períodos 2 y 3 y saquen la regla general).

         4-    Cuenten la cantidad de elementos que tiene cada fila de Lantánidos y Actínidos ¿Cuál será el último orbital a llenar s, p, d o f?

                    5- ¿Cómo se llaman y que propiedades tienen los elementos del Grupo IA?

                  6- ¿Cómo se llaman y que propiedades tienen los elementos del Grupo IIA? 

                   7- ¿Cómo se llaman y que propiedades tienen los elementos del Grupo VIIA?

               8- ¿Cómo se llaman y que propiedades tienen los elementos del Grupo VIIIA?

              9- En un esquema de la Tabla periódica marque las zonas correspondientes a elementos metálicos, a los metaloides y a los no metálicos. Describa las características de cada uno de estos grupos. 

Enlaces químicos

Un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos .

Lewis postuló que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable (con 8 electrones en el último nivel).
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entran en contacto las regiones más exteriores (electrones del último nivel de energía)

En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

Regla del octeto

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.

Estructura o Notación de Lewis

La notación o estructura de Lewis es una representación gráfica que muestra la cantidad de electrones de valencia que hay en el último orbital.

La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, la cantidad de electrones de valencia se representan con puntos alrededor del elemento químico (símbolo), como vemos a la derecha en el ejemplo del Br.

Ver en Youtube:

http://ampliacionfq3eso.blogspot.com/2009/02/enlace-covalente-notacion-de-lewis.html

NOTA: Esta notación no es útil para los elementos que tienen la capa d y f incompletas

Enlace iónico

Es el que se forma cuando se unen un catión de un 

elemento metal (especialmente los elementos de los grupos 

I y II) con un anión de un elemento no metal (especialmente 

los elementos de los grupos VI y VII) 

Los electrones son atraídos con más fuerza por los no 

metales, que se transforman en iones con carga negativa; 

los metales, a su vez, se convierten en iones con carga 

positiva.

Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáti- 

camente, formando enlaces iónicos.

Si se restan las electronegatividades el resultado es mayor a 1,7

Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:

   •   Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.

   •   La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.

   •   Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones),  pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

   •   Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles

Ejercicios:

a) Utilice los símbolos de Lewis para explicar la formación 

de óxido de aluminio  Al2O3

b) Utilice los símbolos de Lewis para explicar la formación 

de hidruro de Bario  BaH2

Enlace covalente

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de 

electrones entre dos átomos de elementos no metales (cuya

diferencia de electronegatividad es pequeña).

Enlace covalente apolar (o no polar)

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como 

en N₂ o en O₂), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. 

Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. 

En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H₂, O₂, N₂, F₂ y Cl₂, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO₂) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

Si se restan las electronegatividades el resultado es menor de 0,5

Enlace covalente polar

Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).

Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.

Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Si se restan las electronegatividades el resultado es menor a 1,7 y mayor a 0,5 

¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.

Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.

Propiedades de los enlaces covalentes

   •   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes polares.

   •   La mayoría son solubles en disolventes apolares.

   •   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

   •   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.

Enlace metálico

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Bibliografía:

Chan, Química 10 edición McGraw Hill 2010

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Enlace_quimico.html

Carácter metálico y no metálico de los elementos químicos

El carácter no metálico es la característica que tienen los no metales de ganar electrones.  Un elemento no metal que ganó electrones se reduce

En un periodo, el carácter no metálico o fuerza oxidante de los elementos se incrementa al aumentar la carga nuclear, y en un grupo aumenta conforme disminuye la carga nuclear.

Variación del carácter no metálico en la tabla periódica

El carácter metálico es la característica que tienen los metales de perder con mucha facilidad los electrones del ultimo nivel. Cuando un metal que pierde electrones se oxida

En un periodo, el carácter metálico o fuerza reductora de los elementos aumenta al disminuir la carga nuclear, y en un grupo aumenta conforme se eleva la carga nuclear.

Variación del carácter metálico en la tabla periódica

Tabla Periódica actual

Características de la tabla

• Las columnas se llaman grupos. La tabla actual consta de 18 grupos. Reciben este nombre por agrupar elementos de propiedades químicas similares. Todos los elementos de un grupo tienen igual número de electrones en el último nivel energético

• Las filas de la tabla se llaman periodos. Hay 7 periodos. Dentro de cada uno de ellos, los elementos están ordenados por número atómico creciente de izquierda a derecha. Todos los elementos de un mismo período tienen igual número de niveles de energía.

• Hay dos filas de 14 elementos fuera de la tabla. En realidad, deberían estar situadas a la derecha del bario y el radio, pero se colocan fuera porque la tabla quedaría demasiado alargada, y su manejo resultaría incómodo.

Grupos cuyo nombre debes saber

1. Metales Alcalinos.

2. Metales Alcalinotérreos.

17. Gases Halógenos.

18. Gases Nobles.

Metales alcalinos:

Los metales alcalinos son aquellos que están situados en la primera columna de la tabla periódica. Son siete y se llaman: Hidrógeno, Litio, Sodio, Potasio, Rubidio Cesio y Francio. Empecemos por las propiedades generales:

• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos.

• Son metales blandos.

•  Al cortarlos o fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico.

• Los metales alcalinos son de baja densidad.

• Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos

 (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro.

• Estos metales son los más reactivos químicamente, por ello, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales.

• Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia 

• Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos.

• En estado sólido forman redes cúbicas

• Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad.

• Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo.

• Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que, debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente).

• También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel.

• Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes.

• Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.

• Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.

• Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.

• Todos ellos son metales excepto el hidrógeno que es un no metal.

• Todos ellos tienen como número de oxidación +1, excepto el hidrógeno que tiene +1 y -1.

Metales alcalinotérreos:

El nombre «alcalinotérreos» proviene del nombre que recibían sus óxidos, «tierras», que tienen propiedades básicas (alcalinas). 

Características: son más duros que los metales alcalinos, tienen brillo y son buenos conductores eléctricos; menos reactivos que los alcalinos, buenos agentes reductores y forman compuestos iónicos. Todos ellos tienen dos (2) electrones en su capa más externa .

Gases halógenos:

El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.

Los halógenos, grupo de elementos químicos puros formado por el flúor, el cloro, el bromo, el yodo y el astato, componen el grupo VII A

• Propiedades y compuestos

La reactividad o capacidad de combinación con otros elementos es tan grande en los halógenos que rara vez aparecen libres en la naturaleza. Se encuentran principalmente en forma de sales disueltas en el agua de mar o en extensos depósitos salinos originados en épocas geológicas antiguas por evaporación de mares interiores. El último elemento del grupo, el astato, nombre que significa inestable, se obtiene al bombardear bismuto con partículas alfa (núcleos de helio), por lo que constituye un producto asociado a las distintas series radiactivas.

El estado físico de los halógenos en condiciones ambientales normales oscila entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólido del yodo y el astato; el bromo, por su parte, es líquido a temperatura ambiente.

Otras propiedades físicas, como los puntos de fusión y de ebullición, la densidad y el radio medio del átomo, varían en orden creciente del flúor al yodo. El calor específico -definido como cantidad de calor que ha de absorber 1 g de sustancia para aumentar 1 °C su temperatura- disminuye en la misma relación.

La característica química fundamental de los halógenos es su capacidad oxidante, por la que arrebatan electrones o unidades elementales de carga a otros elementos y moléculas de signo eléctrico negativo para formar iones también negativos denominados aniones haluro. La energía de oxidación de los halógenos es máxima en el flúor y se debilita hasta el yodo. El astato, por su naturaleza radiactiva, forma escasos e inestables compuestos.Los iones haluro, relativamente grandes e incoloros, poseen una alta estabilidad, en especial en el caso de los fluoruros y cloruros.

Gases nobles:

Los gases nobles son gases inertes, no reactivos. Parece ser que tener la capa más externa completa indica estabilidad, situación de energía mínima.

En general, los átomos tienen tendencia a adquirir estructura electrónica de gas noble, ganando, perdiendo o compartiendo electrones: es la conocida regla del octeto (los elementos de los periodos 2º y 3º tienen ocho electrones en la última capa).

La tabla periódica... un poco de historia

La Tabla Periódica es una ordenación bidimensional que refleja la relación entre la estructura atómica y las propiedades de los elementos. 

Pero hagamos un poco de historia, porque lo que hoy es el mejor "machete" para el estudiante de química, llevó muchos años y científicos para lograrla.

En 1250 se conocían apenas 10 elementos y hubo que esperar hasta 1669 para conocer 14. En 1771 se llegó a los 20, y a 62 en 1868. En 1935, en pleno desarrollo de la mecánica cuántica ondulatoria, se alcanzaban los 88, y los 109 en 2006. Los últimos elementos se obtienen en cantidades muy pequeñas y pueden transcurrir años hasta que se reconocen definitivamente como nuevos elementos químicos. En 2010 se conocían 114 elementos, el último de ellos sintetizado en laboratorio en 2009, aunque hay noticias de que se han obtenido algunos átomos del elemento 117 en centros de investigación que disponen de aceleradores de partículas y tras procesos muy laboriosos 

Ordenaciones periódicas

Con la aplicación de las técnicas experimentales, en el siglo XIX se constató que había elementos químicos que tenían propiedades parecidas. De esta forma, comenzaron a proponerse ordenaciones de elementos que tenían propiedades similares (las triadas de Dobereiner, el caracol telúrico de Chancourtois y las octavas de Newlan).

En 1869, El alemán Lothar Meyer y el ruso Dimitri Mendeleiev establecieron una ordenación de elementos por orden creciente de masa atómica, de manera que los elementos que estaban en la misma columna tenían propiedades físicas y químicas parecidas. Pero fue Mendeleiev el que publicó antes sus resultados y el que se ha llevado el reconocimiento universal.

En la imagen tienes esa primera ordenación, que es relativamente parecida a la tabla periódica que se utiliza en la actualidad.

Observa que hay dos elementos, de masas atómicas 68 y 70, que se indican con un interrogante. Eran elementos desconocidos entonces, pero que se descubrieron pocos años después. Observa la tabla y fíjate en la precisión de las previsiones de Mendeleiev, basadas en la repetición periódica de las propiedades.

Éste fue su gran éxito y la razón por la que se le considera el padre de la tabla periódica.

Sin embargo, la tabla actual es diferente. Propuesta ya en el siglo XX, se debe a Werner y Paneth, tiene 18 columnas y 7 filas y los elementos ordenados por orden creciente de número atómico. La ordenación resultante difiere poco de la de Mendeleiev: hay tres parejas de elementos en los que un elemento está precedido por otro de masa atómica mayor, como es el caso del teluro, de masa relativa 127,6 y el iodo, de masa relativa 126,9.

Estructura atómica - simuladores

Aprendiendo y evaluandonos entretenidos
estos son 3 simuladores realizados por PHET Universidad de California

Ir a simulador de átomos



Ir al simulador de isótopos




Ir a simulador de moléculas

Resolución de los ejercicios de estructura atómica (parte I)

Chequeemos como hicimos los ejercicios

Problema 1: Mapa conceptual ¿Te quedó algo así?

Problema 2:

Empecemos por el primer elemento: O ( Z=8, A=16)

Si Z= 8 entonces voy a tener 8 p+ y por lo tanto 8 e-

Si A=16 entonces entre neutrones y protones debo tener 16 partículas. Si tengo 8 p+ ¿Cuántos nº debo tener para que el resultado sea 16? Correcto 8 .

Ahora hacemos lo mismo usando la fórmula: A= p+ + nº

     reemplazando por los valores que tengo    16= 8 + x

        despejamos x y tenemos                         16 - 8 = x

           hacemos la cuenta y nos da                      8 = x

Por lo tanto en el oxígeno tenemos 8 p+, 8 nº y 8 e-

El mismo razonamiento hacemos con los otros elementos :

                                   p+ (= Z )       nº (= A - p+)         e- (=p+)                     

Cl (Z= 17, A=37)          17                37 - 17 = 20              17                 

Na (Z=11, A=23)          11                23 - 11 = 12               11

U (Z=92, A=238)          92              238 - 92 = 146            92 

Ca (Z=20, A=40)          20              40 - 20 = 20                 20

Problema 3:

Si un átomo tiene 17 p+ y 18 nº entonces su número atómico Z = 17 (igual que la cantidad de protones) y como es neutro, las cargas positivas y negativas tienen que ser las mismas por lo que también tendrá  17 e-. 

Y su número másico A = p+ + nº =  17 + 18 = 35

Problema 4.-   A – Z  es su:       I )  Número de neutrones.

Sabemos que A= p+ + nº, pero p+ lo puedo escribir como Z ya que por definición es lo mismo

entonces me queda que A = Z + nº, despejando nº (pasando Z que está sumando al otro lado de la igualdad restando o dicho en perfecta lógica: restando Z en ambos lados de la igualdad) me queda que   A-Z = nº

Problema 5: Si el núcleo de un átomo consta de 6 p+  y  8 nº  entonces:  Z= 6 y A = 6 + 8=14

Como tengo 6 p+ también tendré 6 e-

entonces la opción correcta es la D) número másico es  14.

                                                                                                                                     

Problema 6:.Como un elemento químico se escribe  ^A_ZX  CEs decir a la izquierda del símbolo del elemento se escribe arriba la A y abajo la Z  ¹⁴C   y  ¹⁴N   II )  Tienen igual número másico  A.

Problema 7 Completa la siguiente tabla:

ÁTOMO	S	Na	B	Be	Cu
Z	16 (=p+)	11	5 (=p+)	4 (=p+)	29
A	32	23 (=11+12)	10	9 (me lo indica abajo)	63 (=29+34)
Nº PROTONES	16	11 (=Z)	5 (=e-)	4	29 (=Z)
Nº ELECTRONES	16 (=p+)	11 (=p+)	5	4 (=p+)	29 (=p+)
Nº NEUTRONES	16     (=32-16)	12	5     (=10-5)	16     (=32-16)	34
AZX	3216 S	2311 Na	105 B	94 Be	6329 Cu

Problema 8)  En el núcleo de cualquier átomo solo hay protones y neutrones. Para ¹⁸₈ O 

Z (el de abajo) = 8 y A (el de arriba)  = 18 por lo tanto en el núcleo habrá 8 p+ y 10 nº.

¿Cómo calculé los nº? Usando la definición como siempre si A = p+ + nº entonces 18 = 8 + x.

10 es el único número que sumado a 8 me da como resultado 18

Problema 9.-    ¹²₆C  y  ¹⁴₆C   

                I )  Tienen igual número atómico  Z    y por definición  III )  Son isótopos.

Problema 10 ¿Qué son átomos isótopos? Explícalo y pon un ejemplo.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que difieren en la cantidad de neutrones.

Como son de un mismo elemento los números atómicos Z son iguales, pero como difieren en la cantidad de neutrones entonces los números másicos A son distintos

                 ¹₁ H      ²₁H     ³₁H son isótopos de Hidrógeno

P+           1           1         1

nº             0           1         2

Problema 11 El Silicio (Z=14) está formado por un 93% del isótopo de masa atómica 28, un 4% del isótopo de masa atómica 29, y el resto, por el isótopo de masa atómica 30. Explica cómo son estos átomos y calcula la masa atómica media del silicio. Sol. 28,1 u

Los 3 isótopos de Silicio tendrán 14 p+, pero el Si con A= 28 tendrá 14 nº  (14 + 14 = 28)

                                                                         el Si con A= 29 tendrá 15 nº (14 + 15 = 29)

                                                                         el Si con A = 30 tendrá 16 nº (14 + 16 = 30)

Lo que debo hacer para sacar la masa atómica media (que es la que figura en la tabla periódica) debo sacar un promedio de las masas teniendo en cuenta la cantidad de veces que aparece.

Es decir si me dice que 93 % es Si con A=28 significa que de cada 100 átomos que tome 93 tendrán A=28

si me dice que 4 % es Si con A=29 significa que de cada 100 átomos que tome 4 tendrán A=29

y el resto para llegar a 100 es un 3 % emtonces Si con A=30 habrá 3 de cada 100 átomos que tome.

Para sacar el promedio debería sumar  28+28+28+28+..... +28+28 ( 93 veces) + 29 + 29 + 29 + 29 + + 30 + 30 + 30 =  y al resultado dividirlo por 100 que es la cantidad de átomos que tengo (similar al promedio que hacen con las notas si sus notas son 7 7 7 8 8, ustedes suman (7+7+7+8+8)/5)

Pero volvamos a las masas atómicas. sumar 93 veces 28 es lo mismo que hacer 93 x 28

sumar 4 veces 29 es lo mismo que 4 x 29

y sumar 3 veces 30 es lo mismo que 3 x 30   (esto lo vieron en 3er grado primaria!)

                                   93 x 28 + 4 x29 + 3 x 30          2604 + 116 + 90      2810

entonces A media = --------------------------------- = ----------------------- = -------- = 28,10 uma 

                                             100                                    100                         100

uma = unidades de masa atómica

¿Cómo te fue en el cuestionario? Si querés más ejercicios podés pedírmelos por mail a aiccaroya@gmail.com