calcular el peso equivalente de: a) acido

AHORA…
1) ¿Cuál será la Molaridad de una solución que contiene disueltos 2 gramos
de hidróxido de potasio (KOH) en 500 cc de solución? R: 0,07 M.
2) ¿Cuántos gramos de cloruro de plata (AgCl) se necesitan para preparar 200
cc de solución 0,4 M? R: 11,47 de AgCl.
3) ¿En qué volumen de solución estarán contenidos 20 gramos de hidróxido
de calcio (Ca (OH) 2 ) si tiene una concentración de 0,8 M? R: 0,31
NORMALIDAD (N): expresa el número de equivalentes gramos de soluto
contenidos en un litro de solución. Es decir,
N=
Soluto (en ⋅ equivalent es)
Solución (en ⋅ litros )
NOTA …
Recuerda que un equivalente gramo de sustanc ia es
la cantidad de gramos que aporta un mol de
electrones (o que acepta un mol de electrones). Al
62
participar en una reacción química la Normalidad de
una solución solo puede informarse cuando se conoce la reacción en la cual
es empleada esta solución.
Por ejemplo, una solución que contiene 1 mol de yodo por litro de
solución puede utilizarse para las diferentes reacciones:
a) I 2 + Na2 SO3 + H2 O à Na2 SO4 + 2HI
b) I 2 + 10HNO3 à 2HIO 3 + 10NO2 + 4H2 0
En el caso a) el I 2 se reduce a I – , o sea, cada mol de I 2 acepta 2 moles
de electrones al participar en dicha reacción, es decir, 2 equivalentes–gramo,
lo que implica que la Normalidad = 2.
En el caso b) I2 se reduce a I+5 , o sea, cada mol de I2 acepta 10 moles
de electrones, es decir, 10 equivalentes–gramo, lo que implica que la
Normalidad = 10 para esta reacción.
Sin embargo, en la mayoría de los casos, la Normalidad (N) de una
solución puede ser calculada, independientemente de su uso o reacción, con
la información del tipo y cantidad de soluto que hayan sido utilizados. De allí
que pueden presentarse los siguientes casos:
1) EL SOLUTO ES UN ÁCIDO: El equivalente de un ácido es la cantidad
de ácido que contiene un ión gramo de H+ desplazable. Para determinar el
peso equivalente de un ácido utilizamos la fórmula.
P.E. (ácido) =
P.M.
No. de H
Donde:
P.E. = Peso Equivalente
P.M. = Peso Molecular
63
No. de H = Número de Hidrógenos.
EJEMPLO: Calcular el peso Equivalente de:
a) ácido clorhídrico (HCl)
b) ácido sulfúrico (H2 SO4 )
Datos:
Fórmula:
a) P.E. HCl = ?
P.E. (ácido) =
b) P.E. H2 SO 4 = ?
P.M.
No.deH
Operaciones:
1) Para emplear las fórmulas es necesario calcular el Peso Molecular:
a) P.M. HCl = 1 x 1 = 1
1 x 35,45 = 35,45
P.M. HCl = 36,45 g/mol
b) P.M. H 2 SO 4 = 2 x 1 = 2
1x=
4 x 16 = 64
P.M. H 2 SO4 = 98 g/mol
2) Sustituimos los Valores en la Fórmula:
a) P.E. HCl =
36 ,45
= 36,45
1
b) P.E. H2 SO 4 =
98
= 49
2
P.E. HCl = 36,45 g/eqv. P.E. H2 SO4 = 49 g/eqv.
2) EL SOLUTO ES UNA BASE: El peso equivalente de una base es la
cantidad de base que contiene un ión gramo –OH neutralizable. Para
64
determinar el peso equivalente de una base utilizamos la formula:
P.E.(base) =
Donde:
P.M .
=
No de − OH
P.E. = Peso Equivalente
P.M. = Peso Molecular
No. de –OH = Número de Iones gramos
–OH
EJEMPLO: Calcular el Peso Equivalente de:
a) Hidróxido de Sodio (NaOH)
b) Hidróxido de Calcio (Ca(OH) 2 )
Datos:
Fórmula:
a) P.E. NaOH = ?
P.E.(base) =
b) P.E. Ca(OH) 2 = ?
P.M.
No. − OH
Operaciones:
1) Para emplear la fórmula es necesario calcular el Peso Molecular:
a) P.M. NaOH = 1 x 23 = 23
1 x 16 = 16
1x1=1
P.M. NaOH = 10 g/mol
b) P.M. Ca(OH) 2 = 1 x 40 = 40
2 x 16 = 32
2x1=2
P.M. Ca(OH) 2 = 74 g/mol
2) Sustituimos los valores en la formula:
a) P.E. NaOH =
40
= 40
1
b) P.E. Ca(OH)2 =
74
= 37
2
65
P.E. NaOH = 40g/eqv
3)
P.E. Ca(OH)2 = 37 g/eqv.
EL SOLUTO ES UNA SAL:
El Peso Equivalente de una sal es la
cantidad de sal que contiene un equivalente de metal. Para determinar el Peso
Equivalente de una sal utilizamos la formula:
P.E. (sal) =
P.M .
Val.del Ion +
donde:
P.E. = Peso Equivalente
P.M. = Peso Molecular
Val del Ión+ = Valencia del Ión positivo
o metal
EJEMPLO: Calcular el Peso Equivalente de:
a) Cloruro de Potasio (KCl)
b) Sulfato de Magnesio (MgSO 4 )
Datos:
Fórmula:
a) P.E. KCl = ?
P.E.(sal) =
b) P.E. MgSO 4 = ?
P.M .
Val.delIon +
Operaciones:
1) Para emplear la fórmula es necesario calcular el Peso Molecular:
a) P.M. KCl = 1 x 39 = 39
1 x 35,45 = 35,45
P.M. KCl = 74,45 g/mol
b) P.M. MgSO 4 = 1 x 24 = 24
1 x 32 = 32
4 x 16 = 64
P.M. MgSO4 = 120 g/mol
66
2) Sustituimos los Valores en la Fórmula:
a) P.E. KCl =
74 ,45
= 74, 45
1
b) P.E. MgSO4 =
P.E. KCl = 74,45 g/eqv
120
= 60
2
P.E. MgSO4 = 60 g/eqv.
En síntesis, la Normalidad (N) expresa
el número de equivalentes gramo de
soluto por litro de solución; y se
utiliza
con
gran
frecuencia
para
describir soluciones que intervienen en
operac iones de análisis volumétrico.
PROBLEMA RESUELTO: Determinar la Normalidad de una Solución que
contiene 50g de KOH en 300 ml de Solución P.M. del KOH = 56g.
Datos:
Fórmula:
Sto = 50 g KOH
Sol = 300 ml = 0,300 l
P.M. KOH = 56 g
N=?
N=
Sto (eqv)
Sol(l )
P.E. (base) =
P.M.
No.de − OH
Operaciones:
1) Se calcula el P.E. del KOM:
P.M. KOH =
56
= 56 g/eqv
l
2) Se Calcula la Normalidad:
67
N=
50g
= 2,98
56gx 0,300l
R: La Normalidad de la solución es 2,98 N
PROBLEMAS POR
RESOLVER:
1) ¿Cuál será la Normalidad de una solución que contiene 30 gramos de ácido
sulfúrico (H2 SO 4 ) en 3 litros de solución?
R: 0,2N.
2) ¿Qué Volumen de solución de hidróxido de sodio (NaOH) 10 N se necesita
para preparar 200 cc solución 0,6 N?
R: 0,012 l.
3) A 200 cc de ácido sulfúrico 2 N se le añaden 300 cc de agua destilada.
Calcular la Molaridad y la Normalidad de la solución resultante.
4) Calcular la Molaridad y la Normalidad de una solución de ácido nítrico
(HN03) que fue preparada con una concentración de 70% P/V.
5) ¿En 200 cc de agua destilada se añaden 10 cc de ácido sulfúrico al 98% de
concentración P/V. Calcular la Molaridad y la Normalidad de la solución
resultante. R: 0,5 M
6) ¿Qué volumen de solución de ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) 0,5 N será necesario
para preparar 25 cc de solución 0,1 N?
7) ¿Qué volumen de hidróxido de sodio 10 N se necesita para preparar 5
litros de solución 0,2 M? R: 0,1L = 100 ml
68
AMPLIA TUS CONOCIMIENTOS
Entre otras unidades químicas utilizadas
para expresar la concentración de una
solución figuran: la Formalidad (F), la
molalidad (m) y la fracción molar (Xs).
Investiga el concepto de cada una de
ellas y deduce las diferencias entre ellas
y la Molaridad (M).
ACTIVIDAD PRÁCTICA:
¿Cómo se preparan las soluciones?
Para preparar soluciones necesitamos instrumentos de medición y los
componentes a emplear como soluto y solvente.
Los matraces “aforados” fueron especialmente
diseñados para la preparación de soluciones. Los
hay de diversas capacidades: 50 ml, 100 ml, 250
ml, 500 ml, 1000 ml y más. Se llama matraz
“aforado” porque posee una línea de aforo, es
decir, una marca en el cuello del matraz que
determina el nivel exacto que debe alcanzar el
líquido que se está midiendo.
La masa del soluto la determinamos con la balanza. Antes de preparar
la solución es preciso determinar la cantidad de soluto necesario para
preparar el volumen de solución deseado a la concentración requerida. Luego
se mide la cantidad de soluto: si es sólido, con la balanza, y si es líquido,
69
utilizando el instrumento volumétrico más adecuado (pipetas, cilindros
graduados, etc.).
El soluto se añade al matraz aforado, al que previamente se le ha
agregado una pequeña cantidad del solvente. Se agita hasta lograr la
disolución total y luzca homogénea la mezcla. Luego, se continúa agregando
el solvente hasta que el “menisco” se encuentre sobre la línea de aforo. Es
conveniente agregar la última porción del solvente con un gotero, pipeta o
frasco lavador (pizeta) para no sobrepasar el aforo.
Una vez completado el volumen, se tapa el matraz aforado y se agita
varias veces para lograr una disolución completa y uniforme. Así, la solución
estará lista para guardarse en un frasco con una etiqueta apropiada para
usarse luego cuando sea requerida.
EJERCICIO DE APLICACIÓN:
1
Si en tu casa no dispones de los
instrumentos de medición necesarios para
preparar una solución…
EXPLICA: ¿Cuáles instrumentos domésticos
puedes utilizar con los mismos propósitos
para preparar una “solución diluida” de sal.
2
Si tu profesor te pide que le prepares 500 ml de solución de ácido
sulfúrico al 10% v/v. En el laboratorio consigues una solución concentrada de
ácido sulfúrico al 90% v/v. EXPLICA todos los pasos que seguirás para
preparar la solución que te encomendaron.
70
UNIDAD I
¿Responde la naturaleza al orden?
FASCÍCULO 4:
ÁTOMOS Y TABLA PERIÓDICA
1. La Teoría Atómica. Modelos Atómicos.
2. Estructura Atómica.
3. La Tabla Periódica. Propiedades Periódicas.
71
S
f
¿Puedes Responder:
¿Qué es el átomo?
¿Cómo está estructurado?
¿Cuántos tipos hay?
El
estudio
y
análisis
de
este
fascículo, te ayudará a responder
estas interrogantes
AVANZA à…
72
E L Á T O M O. L A T A B L A P E R I Ó D I C A.
1. TEORÍA ATÓMICA:
En nuestra explicación de la materia en el
Fascículo 1, introdujimos el concepto de elemento. La idea de que los
elementos fundamentales existen en la naturaleza se originó con los filósofos
griegos, tales como Aristóteles, Anaximando, Empédocles. Estos filósofos
griegos propusieron que la naturaleza estaba compuesta de cuatro elementos:
fuego, tierra, aire y agua.
Actualmente tenemos un punto de vista muy diferente de los
elementos. Sabemos que un elemento como el carbono (o el oxígeno) es una
sustancia con propiedades específicas que, puede convertirse en diferentes
sustancias mediante reacciones químicas ordinarias.
RECUERDA…
Los elementos son los ladrillos de
toda la materia viva y sin vida.
Aunque
existen
92
elementos
naturales en el universo, casi todos
son bastante raros y sólo algunos son
esenciales para la vida en la tierra.
La Tabla XI presenta la mayor parte de los elementos comunes en el
Universo, la Tierra y el Cuerpo Humano.
73
TABLA XI. Elementos Comunes Importantes
Elementos
Símbolo
Número
atómico
% En el
Universo
% En la
Tierra
Hidrógeno
H
1
91
0,14
% en el
Cuerpo
Humano
9,5
Carbono
C
6
0.02
0,03
18,5
Oxígeno
O
8
0.06
47
65
Sodio
Na
11
trazas
2,8
0,2
Fósforo
P
15
trazas
0,07
1
Azufre
S
16
trazas
0,03
0,3
Cloro
Cl
17
trazas
0,02
0,2
Calcio
Ca
20
trazas
3,6
1,5
Hierro
Fe
26
trazas
5
trazas
La mayoría de los filósofos griegos antiguos creían que la materia era
continua y se podía dividir interminablemente en porciones más pequeñas.
Pero, uno de ellos, Leucipo, basado sólo en su intuición, concluyó que tendría
que haber partículas últimas que no pudieran subdividirse más. Su discípulo
Demócrito, alrededor de 470–380 a.c., les dio el nombre de Átomos que
significa “indivisible”. Es de este nombre de donde procede el término
átomos.
En la actualidad sabemos que Demócrito tenía razón, aunque su punto
de vista era en su época el de una minoría. Por ello, el concepto popular de la
continuidad de la materia prevaleció durante 2000 años, hasta hace unos 300
años, aproximadamente. Ya para entonces algunos científicos realizaban
74
observaciones cuidadosas y mediciones correctas.
EJEMPLO:
Si cortamos en pedazos un
diamante (una forma del carbono), cada
trozo
seguirá
siendo
carbono.
Si
pudiéramos continuar haciendo, cada
vez,
divisiones
acabaríamos
más
pequeñas,
por producir una fila de
átomos de carbono, pero, cada átomo
sería demasiado pequeño para poderse
ver con un microscopio potente.
ÁTOMO:
es la unidad más pequeña de un elemento que conserva las
propiedades de dicho elemento.
NOTA…
Los átomos son demasiado pequeños para poder
verse, aún con el microscópico óptico más poderoso.
Por ello, a lo largo de la historia de la humanidad,
muchos estudiosos y científicos han aportado teorías,
postulados y representaciones de los átomos (mode –
los) para explicar los resultados obtenidos en sus experiencias. Por tanto, el
átomo, tal como se concibe actualmente, ha pasado por diferentes modelos;
los cuales se han ido perfeccionando según los avances de cada época.
EJERCICIO 1:
Investiga y sintetiza los principales aportes para el
conocimiento del átomo de los personajes:
a) John Dalton
b) Antonie Lavoisier
75
c) Joseph Louis Proust
d) Henry Cavendish
EJERCICIO 2: Investiga y sintetiza las principales ideas que se derivan de
los Modelos Atómicos propuestos por:
a) John Dalton
b) J. J. Thomson
c) Perrin
d) E. Rutherford
e) N. Bohr
f) Sommerfeld
g) Mecánica Cuántica
2. ESTRUCTURA ATÓMICA:
en la actualidad los científicos tienen un
arsenal de equipos sofisticados con los cuales pueden medir las propiedades
de
los
átomos
individuales.
En
consecuencia,
ya
tenemos
mayores
conocimientos acerca de la estructura de los átomos. Se conoce, por ejemplo,
que los átomos se componen de dos partes:
– Un núcleo central.
– Una o más capas de electrones. Ver Figura 2.1
Dentro del núcleo y las capas de electrones residen partículas
subatómicas. El núcleo contiene a las protones, partículas pesadas y de carga
positiva, y a los neutrones que son igualmente pesados pero sin carga. Las
capas externas contienen a los electrones, partículas ligeras y con carga
negativa (Tabla XII). Un átomo tiene un número equivalente de electrones y
76
protones, y por lo tanto, es eléctricamente neutro.
El núcleo y las capas de electrones son complementarios en la
estructura y función de los átomos. El núcleo proporciona estabilidad y las
capas de electrones permiten interacciones con otros átomos
(a)
(b)
Capa de electrón
+
-
-
+
+
Núcleo
Hidrógeno (H)
Helio (He)
FIGURA 2.1 Modelos Atómicos “Planetarios”
Representaciones estructurales de los dos átomos más pequeños, el
Hidrógeno (a) y el Helio (b). En estos modelos “planetarios” los electrones
(e – ) se consideran como planetas que giran alrededor del núcleo en orbitas
definidas. En núcleo contiene protones (p+ ) y neutrones (n0 ).
TABLA XII. Partículas Subatómicas
PARTÍCULAS SÍMBOLO
Electrón
e–
Protón
Neutrón
p+
n0
CARGA
–
+
0
MASA (u.m.a.)
1
1837
1
1
MASA (g)
9.10953x10– 28
1.67265x10– 24
1.67495x10– 24
Los protones y los neutrones tienen prácticamente la misma masa, 1
u.m.a.; pero, serían necesarios 1837 electrones para tener una masa total
equivalente a la masa de un protón. Por ello, se puede considerar que la masa
de un electrón es 0 u.m.a. para facilitar los cálculos.
77
RECUERDA
…¡4 NOTAS
IMPORTANTES!
1
El número de protones en el núcleo
se llama Número Atómico (Z) y es
característico de cada elemento. Por
ejemplo, cada átomo de hidrógeno
tiene un protón (Z=1) en su núcleo y
cada átomo de oxígeno tiene ocho
(Z=8). Examina la Tabla Periódica
que es suministrada en el Módulo y
observa que los elementos están
ordenados por su número atómico.
2
Revisa la Tabla Periódica nueva –
mente, y observa que cada elemento
tiene una masa atómica promedio,
llamada Peso Atómico, que suele
ser un valor decimal, no un número
entero. Por otra parte, si revisas la
Tabla XII, notarás que los electrones
constituyen una fracción extrema –
damente pequeña de la masa de un
átomo. Como la masa del electrón
p
+
es prácticamente cero, la masa de un
átomo es fundamentalmente la de
sus protones y neutrones. La suma
de los protones y neutrones de un
e
–
átomo se llama Número de Masa
(A).
A = p+ + nº
78
3
Diferentes átomos de un elemento
determinado pueden poseer números
e–
diferentes de neutrones. Los átomos
e–
nº
con el mismo número de protones
(igual
Z)
pero,
con
diferentes
números de neutrones (diferente A)
reciben el nombre de Isótopos . Por
el
contrario,
elementos
p+
igual
los
diferentes
Número
de
átomos
que
de
tienen
masa
pero
diferente Número atómico se llaman
Isóbaros.
4
En
forma
general,
cualquier
elemento químico, puede repre –
sentarse
A
Z
X
donde:
Z = Número atómico
A = Número de masa
X = Símbolo
Ejemplos:
4
1
1
23
12
H ; 2 He ;11 Na ; 6 C
EJERCICIOS RESUELTOS:
1.– Para un elemento de Número At ómico 9 y de 10 neutrones ¿Cuál es su
Masa Atómica?. Determina el número de cada partícula subatómica.
Representa el elemento correspondiente.
79
Datos:
Fórmula:
Operaciones:
Z=9
A = p+ + nº
1) Z = # de p+
Z = 9 ∴ p+ = 9
nº = 10
Z = # de p+
A=?
2) Los átomos son neutros por tanto:
+
p =?
# de p+ = # de e–
e– = ?
∴ e– = 9
A
Z
=?
X
3) A = p+ + nº
A = 9 + 10 = 19
A = 19
A
4)
Z
X
19
=
9
F
2.– El isótopo radiactivo yodo 131, se emplea para el tratamiento de cáncer
de la tiroides y la medición de la actividad del hígado y el metabolismo de
grasas. ¿Cuál es el número atómico de este isótopo? (Usa la Tabla Periódica).
¿Cuántos neutrones contienen los átomos de este isótopo? Represéntalo.
Datos:
Operaciones:
A = 131
1) Revisando la Tabla Periódica:
131
Z
I
=?
Z = 53
2) A = p+ + nº ∴ nº= A – p+
nº = 131 – 53 = 78
nº = ?
nº = 78
131
3) Representación:
53
I
EJERCICIO PARA RESOLVER:
La tabla que sigue describe cuatro átomos:
80
# de p+
# de nº
# de e–
ÁTOMO A
10
11
10
ÁTOMO B
11
10
11
ÁTOMO C
11
11
11
ÁTOMO D
10
10
10
Responde:
1) ¿Son isótopos los átomos A y B? ¿Por qué?
2) ¿Son isótopos los átomos A y D? ¿Por qué?
3) ¿Cuál es el número de masa del átomo e?
4) ¿Cuál es el número de masa del átomo D?
5) ¿So n isóbaros los átomos A y B? ¿Por qué?
3. TABLA PERIÓDICA. A medida que crecía el número de observaciones y
se expandía la lista de los elementos conocidos, se hicieron intentos por
encontrar regularidades en su comportamiento. Estos esfuerzos culminar on en
el desarrollo de la Tabla Periódica en 1869.
Diferentes científicos trabajaron en la clasificación de los elementos:
Döbereiner, Chancourtois, Newlands, Mendeleev.
El químico ruso Dimitri Mendeleev (1834–1907) ordenó los elementos
horizontalmente de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos, y
verticalmente de acuerdo con la semejanzas de sus propiedades. Este arreglo,
primera Tabla Periódica, permitió enunciar una Ley Periódica: “Las
propiedades de los elementos son una función periódica de sus pesos
atómicos”.
Desde la época de Mendeleev, la Tabla Periódica ha sufrido numerosos
cambios para incluir nuevos elementos, valores más exactos y diferentes
formas de identificar las columnas de los elementos de la Tabla.
81
Para la elaboración de la Tabla Periódica moderna se toma en cuenta el
Número Atómico, de tal forma que modernamente el enunciado de la Ley
Periódica dice: “Las propiedades de los elementos son una función periódica
de sus números atómicos”.
Las Tablas Periódicas actuales incluyeron 109 elementos (Revisa la
Tabla Periódica del Anexo). Los primeros 92 son naturales; los que tienen un
número atómico superior a 92 no existen en la naturaleza, pero han sido
sintetizados. La Tabla Periódica resume una gran ca ntidad de información
(Revisa la Clave), que incluye la clasificación de los elementos como metales
(a la izquierda), no metales (a la derecha) y metaloides que tienen
propiedades intermedias. En resumen:
TABLA PERIÓDICA:
es un sistema de arreglo y clas ificación de los
elementos basado en propiedades periódicas de los mismos.
82
Ahora, con la ayuda de la Tabla Periódica suministrada como Anexo,
verifica las informaciones siguientes:
PERÍODOS:
las filas horizontales de la Tabla toman el nombre de
períodos.
GRUPOS:
las columnas verticales de la Tabla toman el nombre de
grupos. Se identifican como grupo IA, IIA, etc. En la parte
superior de la Tabla se llaman también familias y los
elementos presentan similitudes en sus propiedades físicas y
químicas.
EJERCÍTATE
:
A los tres primeros períodos se les denomina períodos cortos:
– El Primer Período sólo consta de ____ elementos que son: ________
y _______.
– El Segundo Período consta de 8 elementos. Comienza con el _____
______ que es un metal alcalino y termina con el ____________ que
es un gas.
83
– El Tercer Período está compuesto también por 8 elementos.
Comienza con el ______________, metal alcalino y termina con el
_____________ gas inerte.
Ø A los Periodos 4, 5 y 6 se les llama Períodos Largos:
– El Cuarto está integrado por 18 elementos. Comienza con el ______
_______, metal alcalino y termina con el ____________, gas inerte.
– El Quinto Período también está formado por 18 elementos.
Comienza con el ___________, metal alcalino y termina con el
___________, gas inerte.
– El Sexto Período, comienza con el ___________, metal alcalino, le
sigue el Bario, y los siguientes elementos que van desde el número
37 al 71, se colocan al pie de la Tabla, en sitio aparte, y representan
una serie de elementos con propiedades muy similares, conocida
como Serie Lantánida, por empezar, en el elemento 57 llamado
Lantano. Este período consta de 32 elementos, desde el elemento 55
hasta el elemento 86.
– El Séptimo Período se halla incompleto ya que faltan elementos por
descubrir y para algunos elementos aún no ha sido comprobada
plenamente su existencia y comportamiento.
Ø Los elementos que tienen la misma configuración electrónica, en su
nivel más externo. Pertenecen al mismo grupo, presentando
propiedades físicas y químicas similares. Los grupos se dividen en
dos categorías:
– Categoría A: Se llaman elementos representativos.
– Categoría B: Se llaman elementos de transición
Ø En la Tabla Periódica se encuentra una línea escalonada que separa
el área de los metales y los no metales. A lo largo de esta línea están
los metaloides ya que poseen ambas características: Cabe destacar
84
que el término metaloide fue eliminado por IUPAC. (Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada).
Ø El Hidrógeno (H) pertenece al grupo IA, pero químicamente, con
tiene congéneres (elementos que residen en el mismo grupo).
PROPIEDADES PERIÓDICAS: existen propiedades de los elementos que
varían gradualmente a lo largo de un grupo o de un período. Entre las más
utilizadas podemos me ncionar:
1. RADIO ATÓMICO: el radio (tamaño) de un átomo, generalmente,
aumenta dentro de un grupo de arriba hacia abajo. Para un período, el radio
atómico disminuye a medida que aumenta el número atómico.
2. VALENCIA: el término valencia (estado de oxidación) se emplea
para describir el poder que tiene un elemento para combinarse con otro. Se
puede definir la valencia como el número de electrones que un elemento
puede ceder, recibir o compartir.
3. POTENCIAL DE IONIZACIÓN:
es la energía necesaria para
extraer un electrón de un átomo neutro gaseoso y convertirlo en un ión
positivo. La energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número
atómico (para un mismo grupo), y disminuye, a medida que aumenta el
número atómico (para un mismo grupo).
4. ELECTRONEGATIVIDAD: se refiere a los elementos que tienen
la tendencia a adquirir más electrones que a perderlos. La electronegatividad
aumenta de izquierda a derecha para un mismo período y disminuye de arriba
hacia abajo para un mismo grupo.
85
VERIFICA…
En la Figura 3.2. se presenta un
resumen de la variación de algunas
propiedades atómicas de acuerdo con
la posición del átomo en la Tabla
Periódica.
El radio atómico
El potencial de io nización
La afinidad electrónica
La electronegatividad
El carácter metálico
El radio atómico
aumenta
disminuye
disminuye
disminuye
aumenta
disminuye
El potencial de ionización
aumenta
La afinidad electrónica
aumenta
La electronegatividad
aumenta
El carácter metálico
disminuye
Figura 3.2. Variación periódica de las propiedades atómicas
86