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. página 1 Química 2º bachillerato sistema periódico 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. página 2 Química 2º bachillerato sistema periódico 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 página 3 Química 2º bachillerato sistema periódico 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, página 4 Química 2º bachillerato sistema periódico 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. página 5 Química 2º bachillerato sistema periódico - 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 6 Química 2º bachillerato sistema periódico 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. página 7 Química 2º bachillerato 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. página 8 Química 2º bachillerato 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 página 9 Química 2º bachillerato sistema periódico 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 página 10 Química 2º bachillerato 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. página 11 Química 2º bachillerato 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. página 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 página 13 Química 2º bachillerato sistema periódico página 14