Sistema periódico - Departamento de Física y Química

Química 2º bachillerato
sistema periódico
SISTEMA PERIÓDICO
1. - Repaso de conceptos.
2. - Antecedentes históricos del S.P..
3. - Sistema Periódico actual.
4. - Configuración electrónica y clasificación periódica.
5. - Propiedades periódicas:
5.1. Radio atómico. Radios iónicos.
5.2. Energía de ionización.
5.3. Afinidad electrónica.
5.4. Electronegatividad.
5.5. Carácter metálico y no metálico.
1. - REPASO DE CONCEPTOS
Las sustancias puras son aquellas que tienen propiedades características (densidad,
punto de fusión, etc.) fijas y pueden ser:
Elementos : No se pueden descomponer en otras más simples por los
procedimientos físicos y químicos ordinarios. Ej: el oxígeno, el hidrógeno, etc.
Compuestos: Se pueden descomponer en los elementos que los forman por
procedimientos químicos. Ej: el agua, el amoniaco, etc.
Hoy en día, se considera que ELEMENTO es la clase de materia que está formada
por átomos de igual número atómico. Se conocen 112, de los que 90 existen en la Naturaleza
y el resto se preparan artificialmente, aunque tienen una vida muy pequeña y se desintegran en
otros.
2. - ANTECEDENTES HISTÓRICOS DEL S.P.
A finales del siglo XVIII, Lavoisier en un primer intento de clasificación de los
elementos conocidos, los agrupó en metales y no metales.
En 1829, Döbereiner formó grupos de tres elementos (triadas) que presentaban
analogías físicas y químicas, de forma que el peso atómico del elemento central era
aproximadamente la media aritmética de los otros dos.
Elementos Pesos atómicos Media
Propiedades
Li, Na, K
7, 23, 39
23
Metales muy reactivos
Ca, Sr, Ba
40, 88, 137
88,5 Metales reactivos
S, Se, Te
32, 79, 126
79
No metales coloreados
Cl, Br, I
35, 80, 127
81
No metales muy reactivos
En 1862, Chancourtois propuso su hélice, tornillo o caracol telúrico,
consistente en una línea helicoidal inclinada 45º sobre la superficie de
un cilindro, en la que colocó los elementos por orden creciente de
pesos atómicos, de forma que los elementos de las generatrices del cilindro tenían propiedades
similares.
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En 1864, Newland agrupó los elementos por orden de pesos atómicos en filas de siete
elementos, de forma que el octavo elemento tenía las mismas propiedades que el primero; el
noveno, las del segundo, etc. Se conoce como ley de las octavas:
H
F
Cl
Li
Na
K
Be
Mg
Ca
B
Al
Cr
C
Si
Ti
N
P
Mn
O
S
Te
En 1869, Meyer basándose en las propiedades físicas y Mendeleev en las propiedades
químicas, publicaron de forma independiente, tablas de elementos ordenados por su peso
atómico, en las que aparecían grupos y subgrupos de elementos que presentaban propiedades
comunes. Mendeleev estableció la llamada ley periódica, que se puede enunciar:
"Las propiedades de los elementos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de
una forma regular".
Li
Na
K
[Cu]
Rb
[Ag]
Cs
[Au]
-
Be
Mg
Ca
Zn
Sr
Cd
Ba
Hg
-
B
Al
Y
In
Tl
-
C
Si
Ti
Zr
Sn
Ce
Pb
Th
N
P
V
As
Nb
Sb
Ta
Bi
-
O
S
Cr
Se
Mo
Te
W
U
F
Cl
Mn
Br
I
-
Fe, Co, Ni, Cu
Ru, Rh, Pd, Ag
Os, Ir, Pt, Au
-
El gran acierto de Mendeleev fue que dejó espacios vacíos para elementos que todavía
no se conocían y predijo las propiedades de los mismos, lo cuál contribuyó decisivamente a su
descubrimiento, como por ejemplo:
Propiedades
Peso atómico
Valencia
Peso específico
Punto de fusión
Acción de los ácidos
Tipo de óxido
Eka-aluminio
68
3
5,9
Bajo
Disolución lenta
Ea2O3
Galio
Eka-silicio
Germanio
69,9
72
72,6
3
4
4
5,94
5,5
5,47
30,13ºC
Elevado
958ºC
Disolución lenta Muy ligera No le ataca HCl
Ga2O3
EsO2
GeO2
No obstante la tabla de Mendeleev presentaba algunas anomalías y así en 1.913
Moseley, estudiando los espectros de rayos X de los elementos observó que los valores de las
frecuencias de absorción seguían una ordenación en función del número atómico, por lo que
consideró que el criterio a seguir para la construcción del S.P. no era el peso atómico sino el
número atómico. De esta forma desaparecían las anomalías de la tabla de Mendeleev.
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3. - SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
Werner y Paneth propusieron el actual sistema o tabla periódica donde los
elementos están ordenados atendiendo a su número atómico creciente en una unidad, leído de
izquierda a derecha y de arriba abajo, de forma que los elementos que tienen propiedades
semejantes se encuentran en una misma columna. Excepto para cuatro pares de elementos, la
ordenación también la es respecto a la masa atómica, aunque no de una forma regular.
Las columnas se llaman grupos o familias y las filas se llaman periodos.
Grupos: Existen 16 grupos, ocho grupos de tipo A y ocho grupos de tipo B, aunque el 8 B es
triple. En la actualidad, la I.U.P.A.C. recomienda que se numeren los grupos del 1 al 18 de
izquierda a derecha sin distinción de A o B.
-Los grupos A están en los extremos del S.P., sus elementos se llaman representativos o tipo
y se caracterizan porque el electrón diferenciador (el último electrón, que lo diferencia del
elemento anterior) ocupa orbitales s o p del último nivel y además el número de electrones de
la última capa ocupada (capa de valencia) coincide con el número del grupo:
I A:
Alcalinos
(1 electrón en la capa de valencia)
II A:
Alcalinotérreos
(2
"
"
“
)
IIIA:
Térreos o Boroideos
(3
"
"
“
)
IV A:
Carbonoideos
(4
"
"
“
)
V A:
Nitrogenoideos
(5
"
"
“
)
VI A:
Anfígenos o Calcógenos
(6
"
"
“
)
VII A:
Halógenos
(7
"
"
“
)
VIII A (0): Gases nobles o inertes
(8
"
"
“
)
-Los grupos B se sitúan en el centro del S.P., sus elementos se llaman de transición y se
caracterizan porque el electrón diferenciador ocupa orbitales d del penúltimo nivel.
-Fuera del bloque principal, aunque deberían ocupar un espacio entre los grupos III B y IVB se
colocan los elementos de transición interna formados por los lantánidos y los actínidos, se
caracterizan porque el electrón diferenciador ocupa orbitales f del antepenúltimo nivel.
-El Hidrógeno queda fuera de estas consideraciones, y por tener un solo electrón que está
alojado en el orbital 1s, suele colocarse encima del grupo de los alcalinos.
El Sistema Periódico se puede dividir en una serie de bloques atendiendo al orbital
ocupado por el electrón difenciador:
np
ns
(n – 1) d
(n–2)f
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Periodos: Hay siete periodos, de los cuales el séptimo está incompleto.
el 1º es un periodo muy corto (2 elementos)
el 2º y 3º son periodos cortos (8 elementos)
el 4º y 5º son periodos largos (18 elementos)
el 6º y 7º son periodos muy largos (32 y 26 elementos)
El número de periodo coincide con el número de niveles ocupados, es decir, coincide con el
número cuántico principal de la capa de valencia.
4. - CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
En el S.P. los elementos están colocados en orden creciente de su número atómico,
por tanto, se diferencian del anterior en que tiene un electrón más y también un protón más.
Este electrón diferenciador va ocupando distintos orbitales para cada elemento, de forma que
la distribución del S.P. está relacionada con la configuración electrónica:
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
1s
3d
4d
5d
6d
3d
4d
5d
6d
2p
3p
4p
5p
6p
7p
4f
5f
La configuración electrónica de un elemento también se puede poner de forma abreviada en
función de la configuración del gas noble que le antecede, indicando los electrones
adicionales.
El hidrógeno (Z=1) tiene de configuración electrónica 1s1 y con el helio (Z=2), se completa
el primer periodo, que tiene de configuración electrónica 1s2.
El litio (Z=3) es el primer elemento del segundo periodo y su configuración es 1s2 2s1 o
bien [He] 2s1; en el boro comienzan a llenarse los orbitales 2p, hasta llegar al Ne, último
elemento de este periodo, donde se completa.
Igual sucede en el tercer periodo, con el sodio (Z=11) comienza a llenarse el orbital 3s y
finaliza con el argón de configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
Al comenzar el cuarto periodo, los electrones diferenciadores de los dos primeros
elementos ocupan el orbital 4s, pues es menos energético que los orbitales 3d. El siguiente
elemento, Sc, sitúa su electrón diferenciador en un orbital 3d; al llegar al Zn se ha completado
este subnivel y con el Ga comienza a llenarse los orbitales 4p.
En el quinto periodo sucede lo mismo que en el cuarto, se van llenando los 5s, 4d y 5p.
En el sexto periodo comienza a llenarse el 6s y el electrón diferenciador del La ocupa el
5d; sin embargo, a partir del Ce ese electrón pasa al 4f y tiene de configuración [Xe] 6s2 4f2,
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completándose el orbital 4f en el Yb. [Yb] = [Xe] 6s2 4f14. El Hf tiene de configuración
[Xe] 6s2 4f14 5d2 y se completa el subnivel 5d en el Hg, terminando este periodo con el Rn de
configuración [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6.
En el séptimo periodo ocurre lo mismo que en el sexto.
- Irregularidades: Las más importantes se dan en los elementos de los grupos VI B y I B,
debido a la mayor estabilidad que adquieren los átomos cuando todos los orbitales de un
subnivel están llenos o semillenos. Así las configuraciones del Cr y del Cu son:
[Cr] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
[Cu] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
- Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la configuración
de la capa de valencia, de ahí que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades
semejantes. Ej: Los alcalinos tienen la capa de valencia s1, los halógenos s2 p5, etc., lo cuál se
traduce en semejanza de propiedades:
[Li] = [He] 2s1, [Na] = [Ne] 3s1, [K] = [Ar] 4s1 , [Rb] = [Kr] 5s1
Todos los elementos de transición poseen la capa de valencia con 2 electrones (s2), ya que el
electrón diferenciador va ocupando orbitales d del penúltimo nivel, por lo cual todos ellos
poseen propiedades semejantes; esta semejanza se acentúa todavía más en los elementos de
transición interna ya que el electrón diferenciador va ocupando orbitales f del antepenúltimo
nivel y, por tanto, tienen los dos últimos niveles iguales.
- Por otra parte, los gases nobles prácticamente no tienen reactividad química, lo cuál es
debido a la gran estabilidad de los átomos al tener ocho electrones en la capa de valencia.
Ejercicio 1: Dados los elementos de números atómicos 28, 34 y 56, deduce: a) configuración
electrónica, b) grupo y periodo a los que pertenecen.
5. - PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas propiedades que varían de forma regular a lo largo del S.P.
repitiéndose periódicamente. Los factores a considerar para explicar su variación son:
- el número de niveles o capas ocupadas: cuanto más niveles más alejados están los electrones
del núcleo, y por tanto, menor atracción nuclear.
- la carga nuclear (Z): a mayor número de protones en el núcleo mayor atracción sobre los
electrones.
- el efecto de pantalla de los electrones internos, debido a la repulsión que ejercen sobre los
electrones más externos. Este efecto hace que la carga nuclear parezca ser menor, por lo que la
carga nuclear debe reeemplazarse por una carga nuclear efectiva Zefec. = Z - , siendo  la
constante de apantallamiento que varía de forma irregular.
5.1. - Radio atómico. Radios iónicos.
Dado que el conjunto de la nube electrónica de los átomos no tiene límite definido,
el tamaño de un átomo no puede ser precisado de un modo simple, y además dependiendo de
los átomos vecinos y del tipo de enlace que forme con ellos, puede variar.
Considerando aproximadamente a los átomos como esferas, su radio se puede
determinar de tres formas distintas ( radios de Van der Waals , radios covalentes y radios
metálicos ), pero independientemente de como se mida, el orden relativo de los radios
atómicos resulta ser el mismo.
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- Al avanzar hacia la derecha en un periodo , el radio disminuye, ya que el número de niveles
ocupados es el mismo pero aumenta la carga nuclear, por lo que los electrones están más
atraídos por el núcleo, aunque puede haber anomalías en los periodos largos por el efecto de
pantalla.
- Al descender en un grupo, los radios aumentan, ya que el número de niveles ocupados
aumenta en ese sentido, a pesar de aumentar también la carga nuclear, pero predomina el
primer factor sobre el segundo debido al efecto de pantalla de los electrones internos.
1A
H
0,32
2A
3A
Li
1,23
Na
1,54
K
2,03
Rb
2,16
Be
0,90
Mg
1,36
Ca
1,74
Sr
1,91
4A
5A
6A
7A
8A
He
0,62
O
0,73
S
1,02
Se
1,16
Te
1,36
F
0,72
Cl
0,99
Br
1,14
I
1,33
Ne
0,71
Ar
0,98
Kr
1,12
Xe
1,31
o
R (A )
B
0.82
Al
1,18
Ga
1,26
In
1,44
C
0,77
Si
1,11
Ge
1,22
Sn
1,41
N
0,75
P
1,06
As
1,20
Sb
1,40
Variación del radio
_
Periodos
+
Grupos
Radios atómicos en pm (10-12 m) de los elementos representativos
Los radios iónicos son distintos de los radios de los átomos neutros correspondientes y
hay que tener presente:
- El radio de los cationes ( cargados + ) es menor , ya que se forman por pérdida de
electrones por lo que habrá una contracción de la nube electrónica al disminuir la repulsión
entre los electrones. Esta contracción será mayor cuanto mayor sea la carga positiva del ión:
rX + < rX.
rX 2+ < rX +
- El radio de los aniones (cargados -) es mayor, ya que se forman por ganancia de electrones
por lo que habrá una expansión de la nube electrónica al aumentar la repulsión electrónica.
Esta expansión será mayor cuanto mayor sea la carga negativa del anión.
rX- > rX ,
rX2- > rX página
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Comparación entre el radio atómico y el radio iónico (en pm) de algunos elementos
 La variación de los radios de los iones con la
misma carga en el S.P., es semejante a la de los
átomos neutros, es decir, aumenta al descender en
un grupo y disminuye al ir hacia la derecha en un
periodo. Si los iones tienen distinta carga y son
isoelectrónicos (mismo número de electrones), es
decir, si tienen la misma configuración
electrónica, el radio es inversamente proporcional
a la carga nuclear.
5.2. - Energía de ionización o potencial de ionización
Es " la energía mínima que hay que aportar a un átomo gaseoso, aislado, en su
estado fundamental para arrancarle el electrón más externo (menos fuertemente atraído)".
Átomo (g) + E.I.  Catión (g)+ + 1 e- ;
Ej:
Na(g) + E.I.  Na(g) + + 1 e-
Lógicamente, cuanto mayor sea la energía de ionización más difícil será arrancar el
electrón.
- Al avanzar hacia la derecha en un periodo,
la E.I. aumenta debido a que aumenta la carga
nuclear y disminuye el tamaño, por lo que los
electrones externos están más fuertemente
atraídos por el núcleo.
- Al descender en un grupo, la E.I. disminuye
ya que disminuye la atracción sobre los
electrones externos debido a que aumenta
mucho el radio atómico y compensa el
aumento de atracción que debería producirse
al aumentar la carga nuclear por el efecto de
pantalla de los electrones internos.
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Variación del potencial
de ionización
sistema periódico
Los átomos pueden perder todos sus electrones, refiriéndonos en
este caso a la 2ª, 3ª, etc. Energías de Ionización. Se llama 2ª E.I. a
la energía que se necesita para extraer del catión +, el electrón
más externo. Análogamente se pueden definir las restantes.
+
+
Grupos
Periodos
Estas sucesivas energías de ionización serán cada vez mayores
y distintas a la primera, puesto que a medida que desaparecen los
electrones hay un exceso de carga positiva del núcleo que atrae
con más fuerza a los electrones restantes; en el caso de que el
electrón arrancado sea de un nivel inferior, el aumento todavía
será mayor por estar más cerca del núcleo.
A los átomos que tienen baja E.I. se llaman electropositivos ya que forman fácilmente iones
positivos.
Ejercicio: Identifica los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas:
a) [Kr] 5s2 b) [Ar] 4s23d10 c) [Ne] 3s23p1 d) [Ar] 4s23d104p4. Sitúalos en el S.P. y razona
cuál posee menor energía de ionización.
5.3. - Afinidad electrónica o electroafinidad
Es " la energía que desprende un átomo gaseoso, aislado, en su estado fundamental
cuando gana un electrón ".
Átomo (g) + 1 e-  Anión (g) - + A.E. ,
Ej:
Cl (g) + 1 e-  Cl (g)- + A.E.
Hay que hacer notar que algunos elementos no desprenden energía cuando ganan un
electrón, por el contrario, se les tiene que aportar energía. Para distinguirlas se sigue el
siguiente criterio de signos: “la energía absorbida se considera positiva y la energía
desprendida, negativa”.
- Al avanzar hacia la derecha en un periodo, la A.E., en valor absoluto, aumenta ( se
desprende más energía ) ya que el radio disminuye y la carga nuclear aumenta por lo que el
núcleo ejercerá mayor atracción sobre el electrón adicional. Los elementos de mayor A.E.
serán los halógenos debido a que al ganar un electrón se completa la capa, adquiriendo
configuración de gas noble ( 8 electrones en la capa de valencia que es el estado de mayor
estabilidad ) mientras que los gases nobles serán los de “menor A.E.”, tienen A.E. positivas,
ya que hay que aportar energía para que puedan ganar el electrón adicional que se sitúa en otra
capa, rompiéndose la estabilidad.
- Al descender en un grupo, la A.E. disminuye, ya que aumenta el radio atómico y aunque
aumenta la carga nuclear, la atracción que ejercerá el núcleo sobre el electrón adicional será
menor por el efecto de pantalla de los electrones internos.
- Las sucesivas A.E. son positivas debido a las repulsiones entre el segundo (tercer, etc.)
electrón con la carga negativa ya existente en el átomo.
A los átomos que tienen tendencia a ganar electrones se llaman electronegativos ya que
formar fácilmente iones negativos.
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H
-72,8
Li
-60
Na
-53
K
-48
Rb
-47
Cs
-46
sistema periódico
A.E. ( kJ/mol)
Be
>0
Mg
14
Ca
>0
Sr
>0
Ba
>0
B
-27
Al
-43
C
-122
Si
-134
N
-20
P
-72
O
-141
S
-200
Se
-195
Te
-190
F
-328
Cl
-349
Br
-324
I
-295
He
>0
Ne
>0
Ar
>0
Kr
>0
Xe
>0
Variación de la afinidad
electrónica
+
+
Periodos
Grupos
5.4. - Electronegatividad
Es “la tendencia de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos con otro
átomo mediante enlace covalente”.
Está relacionada con la E.I y la A.E. y su variación es semejante, es decir, aumenta
de izquierda a derecha en un periodo y disminuye al bajar en un grupo. Los elementos más
electronegativos son los halógenos y los menos electronegativos los alcalinos; para los gases
nobles no tiene sentido hablar de E.N. puesto que tan solo en circunstancias muy extremas
pueden formar enlaces.
Existen dos escalas relativas para medir la E.N.:
 Escala de Mulliken: considera la E.N. como la media aritmética de la E.I. y de la A.E.. Se
utiliza muy poco.
 Escala de Pauling: relacionada con las energías de enlace. Le asigna al flúor, que es el
elemento más electronegativo, el valor 4, mientras que al cesio que es el menos
electronegativo le concede un valor de 0,7.
H
2,1
Li
1
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Cs
0,7
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
0,9
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
In
1,7
Tl
1,8
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
Sn
1,8
Pb
1,9
N
3,0
P
2,1
As
2,0
Sb
1,9
Bi
1,9
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
Po
2,0
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
At
2,2
Variación de la
electronegatividad
+
+
Periodos
Grupos
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5.5. - Carácter metálico y no metálico
Los elementos también se pueden clasificar en:
Metales: son la mayoría de los elementos y están situados a la izquierda de una línea
quebrada que se puede trazar a partir del Boro ( grupo 3A ), son buenos conductores del calor
y de la electricidad, tienen altos puntos de fusión y ebullición, por lo que a temperatura
ambiente son sólidos duros, excepto el mercurio que es liquido, poseen brillo metálico, y
desde el punto de vista electrónico, que es lo más importante, poseen bajas E.I. y A.E. por lo
que ceden fácilmente electrones para transformarse en cationes son, por tanto,
electropositivos.
+
El carácter metálico en el S.P. aumenta hacia la izquierda y hacia abajo.
+
No metales: situados a la derecha de la línea quebrada, además del H, son malos
conductores del calor y de la electricidad, tienen bajos puntos de fusión y ebullición, por lo
que a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases, los sólidos no tienen brillo
metálico y desde el punto de vista electrónico poseen altas E.I. y A.E. por lo que tienen
tendencia a ganar electrones y transformarse en aniones, son por tanto electronegativos.
+
El carácter no metálico en el S.P. aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
+
Semimetales, semiconductores o metaloides: situados a los lados de la línea
quebrada, tienen un comportamiento intermedio, ya que en estado libre y en las propiedades
físicas se parecen a los metales, mientras que en las propiedades químicas a los no metales.
Gases nobles o inertes: no tienen ni carácter metálico ni no metálico; forman un
grupo aparte.
RESUMEN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
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sistema periódico
CUESTIONES
1.- ¿Por qué el número de elementos del 3er periodo es 8 y del 5º periodo es 18?.
2.- ¿Cómo serán, altas o bajas, las E.I. y E.A. de los gases nobles?. Razónalo.
3.- Dado el elemento de Z = 35 , se pide:
a) Configuración electrónica. b) Indica de qué tipo es. c) Grupo y periodo a los que pertenece.
d) Identifícalo. e) Indica como será su E.I. y su E.A. . f) Idem para el elemento de Z =30.
4.- Dadas las dos distribuciones electrónicas para átomos neutros:
[X] = 1s22s22p63s1
[Y] = 1s22s22p66s1
¿Cuáles de estas afirmaciones son falsas?: a) X e Y representan elementos diferentes. b) X
representa un átomo de sodio. c) Para pasar de X a Y se necesita energía. d) Se necesita menos
energía para extraer un electrón de X que de Y.
5.- Basándote en la configuración electrónica:
a) ¿Cómo ha de ser la 2ª E.I. del Na con relación a la 2ª E.I. del Mg ?.
b) ¿ Por qué la E.I. del N es mayor que la del O ?.
c) ¿ Por qué la E.I. del B es menor que la del Be ?.
6.- Las tres especies H , He+ y Li 2+ tienen un solo electrón. Razona cuál de ellas tendrá:
a) mayor radio , b) mayor E.I.
7.- Ordena razonadamente de mayor a menor radio los siguientes iones: Mg2+ , F- y Al3+.
8.- Ordena en cuanto a longitudes de enlace o distancias internucleares las “moléculas”:
Cs I , Li F , Rb Br
9.- Ordena los siguientes átomos e iones según el orden creciente de sus tamaños:
Ar , S 2 - , K + , Cl - , Li +
10.- a) Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de: nitrógeno,
bromo, aluminio e ion aluminio, e indica cuántos electrones desapareados habrá en cada uno
de ellos.
11.- Se tienen dos elementos, uno con Z = 35 y otro cuyos electrones de mayor energía poseen
una configuración 4s2. a) Indica su posición en el sistema periódico. b) Compara como son sus
energía de ionización y radio atómico
12.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Según Böhr la fuerza que mantiene al electrón en su órbita es debida sólo a la atracción
gravitatoria entre el núcleo y dicha partícula.
b) Se consume la misma energía para arrancar un electrón de un átomo de hidrógeno si éste
se encuentra en el orbital 1s que si está en uno 2p.
c) Los elementos químicos se encuentran en el Sistema Periódico en orden creciente de
masas atómicas.
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sistema periódico
AUTOEVALUACION
1.- En la tabla periódica, los elementos
están ordenados por orden creciente de :
a) Su masa atómica.
b) Su número atómico, Z
c) Su volumen.
d) Su reactividad.
2.- Los elementos de una columna del
Sistema Periódico:
a) Se parecen químicamente por tener en
la última capa el mismo número de
electrones.
b) Se parecen químicamente por tener sus
átomos el mismo volumen.
c) Forman un periodo.
d) Forman un grupo.
3.- La configuración electrónica más
externa de un gas noble es:
a) ns2npx (x=1,2,....,5).
b) ns2np6.
c) ns2np8.
d) (n-1)dxns2 (x=1,2,....,10).
4.- Los átomos de los elementos metálicos:
a) Forman con facilidad iones positivos.
b) Forman con facilidad iones negativos.
c) Forman fácilmente tanto iones
positivos como iones negativos.
d) No forman iones de ningún tipo.
5.- Un elemento cuya configuración
electrónica es 1s22s22p63s23p63d24s2
a) Es un gas noble.
b) Es un metal de transición
c) Es un metal de transición interna.
d) Es un elemento representativo.
6.- La información
K(g) + 418,8 kJ/mol
K+(g) + esignifica que:
a) La afinidad electrónica del potasio es
418,8 kJ/mol
b) La electronegatividad del potasio es
418,8 kJ/mol.
c) La primera energía de ionización del
potasio es 418,8 kJ/mol.
d) La segunda energía de ionización del
potasio es 418,8 kJ/mol.
7.- A la vista de la posición en su grupo de
la tabla, razona qué átomo de los halógenos
posee mayor energía de ionización:
a) Cloro.
b) Bromo.
c) Yodo.
d) Flúor.
8.- El proceso en el que un átomo neutro de
un elemento en estado gaseoso gana un
electrón, transformándose en un ión
negativo:
a) Viene acompañado siempre, para todos
los elementos, de un desprendimiento
de energía.
b) Viene acompañado siempre, para todos
los elementos, de una absorción de
energía.
c) Para algunos elementos viene
acompañado por un desprendimiento
de energía, y para otros, de una
absorción de energía.
d) No supone ni absorción ni emisión de
energía.
9.- Un elemento que posee una energía de
ionización muy grande y una
electronegatividad casi nula es:
a) Un metal.
b) Un no metal.
c) El hidrógeno.
d) Un gas noble.
10.- El segundo periodo del Sistema
Periódico está formado por los elementos
Li, Be, B, C, N, O, F y Ne, ordenados por
orden creciente del número atómico. ¿Cuál
de ellos posee mayor tamaño?
a) El flúor.
b) El carbono.
c) El litio.
d) Todos poseen el mismo tamaño.
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12
Química 2º bachillerato
sistema periódico
11.- Indicar cuál de las siguientes
afirmaciones es correcta:
a) Un catión monoatómico posee mayor
volumen que el átomo neutro del que
procede.
b) Un catión monoatómico posee igual
volumen que el átomo neutro del que
procede.
c) Un anión monoatómico posee mayor
volumen que el átomo neutro del que
procede.
d) Los iones de todos los átomos poseen
el mismo tamaño.
CUESTIONES COMPLEMENTARIAS
1.- Compara el tamaño de las siguientes especies:
a) Na+, Mg2+, Al3+, Si4+. B) Cl+, Cl, Cl2.- Dada la serie de iones Si4+, P5+, S6+, ordénalos según valores crecientes de energía de
ionización.
3.- La afinidad electrónica del Ca es 156 kJ/mol Calcula su afinidad electrónica en eV/átomo
y razona el valor obtenido. Dato: 1 eV = 1,6 . 10 -19 J
4.- Dados los elementos del SP: A(Z=9), X(Z=12), Y(Z=15) y Z(Z=19), escribe la estructura
de la capa de valencia y ordénalos según su creciente carácter metálico, comparando sus
reactividades.
5.- Solo uno de los siguientes elementos es suficientemente reactivo como para reaccionar con
el agua fría. Razona cuál es de estre estos: cobalto, berilio, cromo, rubidio o plata.
6.- La energía de ionización del cesio es 374 kJ/mol.
a) Calcula la energía de ionización por átomo medida en eV.
b) ¿Cuál es la frecuencia mínima de una radiación electromagnética capaz de ionizar los
átomos de cesio en estado gaseoso?
7.- La 1ª EI del sodio es 5,16 eV/átomo. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones es correcta?
a) Na(g) + eb) Na(g)
c) Na(g) + 5,16 eV
Na- (g) + 5,16 eV
Na+ (g) + e- + 5,16 eV
Na+ (g) + e-
8.- El litio, el sodio y el potasio son elementos muy reactivos que no se encuentran en estado
fundamental en la naturaleza. Sin embargo, otros metales como el oro, el cobre o la plata sí
que es posible hallarlos. Explica la causa de estos hechos.
SOLUCIONES DE LA AUTOEVALUACION
1.b; 2.a y d; 3.b; 4.a; 5.b; 6.c; 7.d; 8.c; 9.d; 10.c; 11.c
El Sistema Periódico en la Web http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm
http://www.educaplus.org/properiodicas/
http://www.educaplus.org/modules/wfsection/article.php?articleid=11
http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php
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