COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA Fecha:

COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha:
02 - 06 de Marzo de 2009
GUÍA No. 05
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 -10.5- 10.6- 10.7
“No lo que tenemos, sino lo que disfrutamos, constituyen
Nuestra abundancia”
TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
El 17 de Febrero de 1869 Mendeleiev al organizar lo elementos según el orden creciente de sus
pesos atómicos, observo la existencia de una repetición periódica de sus propiedades.
Mendeleiev se dedicó ese mismo día a reunir toda la información que existía sobre las propiedades
físicas y químicas de cada elemento. Cuando organizó tarjetas en orden creciente de pesos
atómicos, planteó la primera tabla periódica de los elementos químicos.
En la tabla periódica de Mendeleiev, los elementos estaban ordenados en doce filas horizontales, a
las que llamó períodos, y ocho columnas verticales, que denominó grupos o familias.
TABLA PERIÓDICA MODERNA
Cuarenta años después de la tabla periódica de Mendeleiev, y conocida la estructura atómica, fue
evidente que la masa atómica no era un criterio certero para la clasificación de los elementos. En
1913, el físico ingles Henry Moseley ordenó los elementos de acuerdo con su número atómico (Z),
que es igual al número protones que hay en el núcleo de un átomo. Moseley descubrió que cada
elemento tiene una única nuclear y, además un número atómico diferentes está tabla es el
resultado de varios años de trabajo e investigación de científicos como Mendeleiev y Moseley. Está
constituida por dieciocho grupos llamados también familias químicas, y siete periodos.
Algunos grupos de elementos reciben nombres de familias así:
1. Los elementos del grupo IA se denominan metales alcalinos. Esta constituido por Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr. Se caracterizan por ser blandos, lustrados, de puntos de fusión, y densidades bajas.
2. Los elementos del grupo IIA se llaman metales alcalinotérreos, y está integrado por Be, Mg,
Ca, Sr, Ba, Ra. Son más duros, más densos y con puntos de fusión más elevados que los
alcalinos.
3. Los elementos del grupo IIIA, B, Al, Ga, In, Ti, presentan propiedades químicas que varían de no
metal a metal, a medida que aumenta su número atómico. Todos son metales (con excepción del
Boro) y sus átomos tienen tres electrones en la última capa.
4. Las propiedades de los elementos del grupo IVA, C, Si, Ge, Sn, Pb, cambian de carácter no
metálico a metálico. Así, el carbono y el silicio se consideran no metales, mientras que el germanio,
estaño y plomo poseen características metálicas presentan cuatro electrones en su nivel mas
externo.
5. El grupo VA o familia del Nitrógeno, la integran los elementos N, P, As, Sb yBi. Los primeros N y
P son no metales; el As y Sb presentan propiedades de metales y no metales, mientras que el
Bismuto es no metal, posee cinco electrones en el último nivel.
6. El grupo VI A o familia de los anfígenos, está conformado por O, S, Se, Te, Po. Presentan
propiedades de no metales menos el Polonio, que es un metal; poseen seis electrones en su ultimo
nivel.
7. Los elementos del grupo VII A se denominan halógenos, que significa formadores de sal, una de
sus propiedades características es la capacidad para formar compuestos iónicos o sales al
combinarse con metales. Integran este Grupo: F, Cl, Br, I, At son elementos no metálicos,
presentan 7 electrones en su último nivel.
8. El grupo VIII A es el de los gases inertes o gases nobles pueden formar compuestos, poseen 8
electrones en su capa externa, con excepción del Helio que presenta dos en total.
Tabla Periódica de los elementos
Tabla de Configuración Electrónica
Triangulo de Pauling
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Teniendo en cuenta los conceptos de niveles, subniveles y orbitales electrónicos, se puede
construir la estructura electrónica de los diversos elementos en función del llenado de los
orbitales con los electrones. Este llenado que se presenta para cada átomo se denomina
configuración electrónica del estado fundamental, y de ella dependen gran parte de las
propiedades físicas y todas las propiedades químicas del átomo. La distribución de los
electrones en los orbitales se fundamenta en los siguientes principios:
 Principio de exclusión de Pauli:
Establece que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números
cuanticos iguales; esto significa que puede ubicarse en el mismo nivel, en el mismo subnivel y
en el mismo orbital, pero deben presentar diferente spin, que se representa con flechas de la
siguiente manera: ↑↓ por lo tanto en un orbital cualquiera solo es posible ubicar dos electrones.
 Regla de la máxima multiplicidad o regla de Hund:
Cuando hay orbitales de igual energía disponible, los electrones se ubican de uno en uno y no
por pares.
PROPIEDADES PERIODICAS
Son características que presentan los elementos y varían gradualmente dentro de la tabla
periódica. Algunas de estas propiedades son: Potencial de ionización, afinidad electrónica,
radio atómico y electronegatividad.
 Potencial de ionización:
Es una medida de la energía necesaria para remover un electrón de un átomo neutro.
 Afinidad electrónica:
Es la energía que libera un átomo neutro cuando adiciona un electrón.
 Radio atómico:
Se define como la distancia que separa el núcleo del electrón más externo.
 Electronegatividad:
Es una medida que muestra la habilidad de un átomo, en una molécula, para atraer los electrones
que participan en el enlace.La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los periodos
debido a que se incrementa el número de protones en el núcleo y en los grupos , la
electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo por aumentan los niveles de energía.
EJERCICIOS
1. Clasifica los siguientes elementos en: metales, no metales, gases nobles, halógenos
Magnesio
Sodio
Potasio
Oro
Carbono
Paladio
Níquel
Aluminio
Yodo
Hierro
Neón
Zinc
2. Escribe el nombre y símbolo de los elementos del grupo V A.
3. Para cada grupo escoge el elemento de mayor potenciadle ionización y electronegatividad.
a.
b.
c.
d.
Na, Mg,P, Cl,Al
Ca, Mg, Be, Sr, Ra
C, F, N, O, S
P,Na,S, Mg, Cl ,I
COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha: 09 - 13 marzo de 2009
GUÍA No. 06
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 – 10.5 – 10.6 – 10.7
Cuando la vida te presente razones para llorar,
Demuéstrale que tienes mil y una razones para reír.
LA TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD QUÍMICA
¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? Esta pregunta se
puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas.
Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus
capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común.
esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las
propiedades es la base de la ley periódica.
LA LEY PERIÓDICA Y LA TABLA PERIÓDICA
Mendeleev descubrió la periodicidad en las propiedades al arreglar los elementos en
orden creciente de pesos atómicos (masas) la cual consistía en una repetición tanto en
las propiedades químicas como físicas de los elementos. Esta ley tuvo que ser cambiada
después del descubrimiento de los isótopos por la actual ley periódica que establece: las
propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan
en orden creciente de números atómicos. El sistema de arreglo y clasificación de los
elementos se llama Tabla Periódica de los elementos.
El arreglo periódico se basa en los grupos y períodos.
GRUPOS
En la tabla No. 1 se muestra una tabla periódica moderna. Las propiedades de los
elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos, o más específicamente
del arreglo de los electrones en los niveles de energía electrónica externos. Los
elementos con un arreglo similar de electrones en la capa externa (elementos que tienen
el mismo número de electrones de valencia) se agrupan en columna verticales, llamadas
grupos periódicos o familias. Los grupos periódicos se numeran del I al VII de acuerdo
con el número de electrones de valencia y se subdividen en los subgrupos A y B; el
subgrupo A incluye los elementos representativos y el subgrupo B los elementos de
transición.
En tabla 1 la fórmula encima del número del grupo indica el arreglo de los electrones de
valencia. Todos los elementos del grupo IA tienen un orbital externo designado por ns1,
donde n es el número cuántico principal del nivel y constituyen los llamados metales
alcalinos. El grupo IIA es el de los metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA,
los halógenos, son no-metales y tiene orbitales externos que se designan ns2np5; el
bromo por ejemplo, está en el cuarto período de la tabla, por tanto, n = 4 y los subniveles
electrónicos externos son 4s24p5 (estructura de los electrones de valencia). El grupo 0 es
la familia de los gases nobles y con la excepción del átomo de helio estos elementos
tienen un octeto en su capa externa.
A los elementos del grupo VI, se les conoce también como de la familia de los
calcógenos.
PERÍODOS
Los períodos están formados por los elementos que están ordenados en la misma fila
horizontal. Los átomos que posean el mismo número de niveles de energía pertenecen al
mismo período. Los períodos se numeran del 1 al 7 en números arábigos. Por ejemplo,
el tercer período está formado por los elementos sodio, magnesio, aluminio, silicio,
fósforo, azufre, cloro y argón, todos ellos tienen 3 niveles de energía (niveles K, L y M).
Los elementos de transición son los de los subgrupos B y el subgrupo VIII. Las
propiedades de estos elementos se den al retraso en el llenado del penúltimo nivel de
energía: (n – 1) dxns2, x varía de 1 a 10. Son los elementos del bloque d.
Los elementos de transición interna, elementos del bloque f, comprenden dos series que
por conveniencia se colocan separadamente en la parte inferior de la tabla periódica. La
primera serie, o serie de los lantánidos (inicialmente conocidos como tierras raras),
contienen los elementos del 57 al 71 y pertenecen al período 6. La segunda serie es la de
los actínidos y contiene los elementos 89 a 103 y se encuentran en el período 7.
TABLA No. 1
TABLA PERIÓDICA
Pm
61
Np
93
VIII
Co
27
Rh
45
Ir
77
Fe
26
Ru
44
Os
76
Sm
62
Pu
94
Eu
63
Am
95
Ni
28
Pd
46
Pt
78
Gd
64
Cm
96
VA
N
7
P
15
As
33
Sb
51
Bi
83
VIA
O
8
S
16
Se
34
Te
52
Po
84
VIIA
F
9
Cl
17
Br
35
I
53
At
85
Tb
65
Bk
97
Dy
66
Cf
98
Ho
67
Es
99
Er
68
Fm
100
Tm
69
Md
101
Yb
70
No
102
ns2 np6
IIB
Zn
30
Cd
48
Hg
80
IVA
C
6
Si
14
Ge
32
Sn
50
Pb
82
(n – 1) d10 ns2
IB
Cu
29
Ag
47
Au
79
IIIA
B
5
Al
13
Ga
31
In
49
Tl
81
(n – 1) d10 ns1
(n – 1) d8 ns2
(n – 1) d7 ns2
(n – 1) d6 ns2
(n – 1) d5 ns2
(n – 1) d4 ns2
Nd
60
U
92
VIIB
Mn
25
Tc
43
Re
75
ns2 np5
Pr
59
Pa
91
VIB
Cr
24
Mo
42
W
74
ns2 np4
Ce
58
Th
90
VB
V
23
Nb
41
Ta
73
ns2 np3
IVB
Ti
22
Zr
40
Hf
72
ns2 np2
Serie Lantánida
*
La
57
+
Ac
89
Serie Actínida
(n – 1) d3 ns2
(n – 1) d2 ns2
IIIb
Se
21
Y
39
La*
57.71
Ac+
89
ns2 np1
IIA
Be
4
Mg
12
Ca
20
Sr
38
Ba
56
Ra
88
(n – 1) d1 ns2
IA
H
1
Li
3
Na
11
K
19
Rb
37
Cs
55
Fr
87
ns2
ns1
Gases
Nobles
He
2
Ne
10
Ar
18
Kr
36
Xe
54
Rn
86
4f0-14 5d0-1 6s2
Lu
71
Lw
103
5f0-14 6p0-2 7s2
En la figura 1. se muestra la separación de la tabla periódica en bloques de elementos
según el llenado de los orbitales de valencia.
Figura No. 1
s
d
p
f
ELEMENTOS TRANSURANIDOS
Son todos los elementos con número atómico mayor que 92 (uranio). Estos elementos se
producen artificialmente por reacciones de bombardeo nuclear. Oficialmente han sido
reconocidos 103 elementos pero ya se conocen en forma definitiva los elementos 104,
105 y 106. Los últimos elementos transuránicos son los siguientes:
Número
Nombre
Atómico
101
Mendelevio
102
Nobelio
103
Laurencio
104
(Rutherfordio)
105
(Hahnio)
106
(Sin nombre)
* Símbolo no asignado oficialmente.
Símbolo
Número de
masa
256
254
256
257
260
Md
No
Lr
(R0)
(Ha)*
Año
1955
1958
1961
1965
1970
1974
Los científicos rusos del Instituto de Investigación en Dubna reclaman el descubrimiento
del elemento 104. En 1969, Albert Giorso y sus colaboradores en el laboratorio de
Radiación de Lawrence, Estados Unidos, produjeron el elemento 104, de masa 257; estos
científicos norteamericanos no han logrado reproducir los resultados de los rusos. El
nombre del elemento 104 varía con la nacionalidad: para los rusos es Kurchatovio, Ku o
Kh, y para los norteamericanos es rutherfordio, Rf; ninguno de los dos nombres ha sido
aceptado oficialmente.
POTENCIAL DE IONIZACIÓN (PI)
El potencial o energía de ionización es una medida de la energía necesaria para remover
un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo:
M(g)
+
Energía de Ionización
átomo neutro

M+(g) +
ion positivo
eelectrón
La unidad SI de la energía de ionización es el kJ/mol, aunque todavía se usan otras
unidades como la Kcal/mol y el electrón voltio. Así por ejemplo, la energía de ionización
del litio (configuración electrónica 1s2 2s1) es 250 kJ/mol (124,30 kcal/mol), lo cual indica
que es necesario suministrar 520 kJ para remover un mol de electrones 2s de un mol de
átomos de litio.
En general, en un grupo o familia de la tabla, el potencial de ionización decrece al
aumentar el número atómico del elemento, o sea decrece de arriba hacia abajo.
En cada período la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, pero este
incremento no es regular. Las tendencias en las energías de ionización están
relacionadas con el tamaño atómico: a mayor radio, menor es la energía de ionización.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón de acuerdo con la
siguiente reacción:
M(g)
+
e
M-(g)
Así por ejemplo, la afinidad electrónica del hidrógeno es 73 kJ/mol lo cual indica que se
desprenden 73 kJ de energía cuando 1 mol de átomo de hidrógeno aislado acepta un
electrón y se convierte en un ion hidruro (H-):
H(g)
+
1e-

H-(g)
AE
- - 73 KJ (energía desprendida)
TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Y DE LOS IONES
El radio (tamaño) de un átomo generalmente aumenta dentro de un grupo de arriba hacia
abajo. Así, los átomos de yodo son más grandes que los de bromo y los átomos de
potasio son más grandes que los de sodio. En un período al ir de un elemento al
siguiente de izquierda a derecha, el radio atómico generalmente decrece.
RADIO IÓNICO
Los radios iónicos están relacionados siempre con los radios de los átomos neutros
correspondientes como sigue: los iones negativos tienen radios más grandes que los
correspondientes átomos neutros, mientras que los iones (de carga semejante) en un
grupo dado generalmente son las mismas de los átomos neutros correspondientes: el Cs +
es más grande que el Rb+ y el I- es más grande que el Cl-. Cuando una serie de iones
tiene estructuras electrónicas idénticas, el ion con el número atómico más pequeño tiene
el radio más grande, mientras que el ion con el número atómico más grande tiene el radio
más pequeño. Así, los iones siguientes son isoelectrónicos (tienen la estructura
electrónica: [Ne]), sus radios tienen el siguiente orden creciente: Al3+ < Mg2+ < Na+ < F- <
O2-.
ELECTRONEGATIVIDAD
A cada elemento se le ha asignado un número positivo llamado electronegatividad y que
representa la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. Se
cree que la electronegatividad depende de la afinidad electrónica y la energía de
ionización de un átomo. Linus Pauling desarrolló una escala de electronegatividad en la
cual asignó al flúor el número 4, que es el elemento con la capacidad más grande para
atraer electrones, es decir el más electronegativo. El cesio y el francio, son los elementos
que sostienen más débilmente los electrones y tienen el valor más bajo, 0,7. La
electronegatividad aumenta al recorrer un período de izquierda a derecha y al ir de abajo
hacia arriba en un grupo.
PERIODICIDAD EN LA VALENCIA
El término valencia se usa para describir el poder que tiene un elemento para combinarse
con otro. El átomo que se emplea como referencia es el hidrógeno y por tanto la valencia
de un elemento se define como el número de átomo de hidrógeno que se pueden
combinar con un átomo de ese elemento; así, por ejemplo, el átomo de bromo en HBr es
monovalente. También se puede definir la valencia como el número de electrones que un
elemento puede ceder, recibir o compartir. Así en el NaCl, Na es monovalente porque
pierde un electrón y Cl es monovalente porque gana un electrón.
La variación periódica más sorprendente en los elementos es la valencia; la
periodicidad de la valencia es muy consistente en los representativos y es menos clara en
los elementos de transición. Se puede usar la tabla periódica para predecir las valencias
de los elementos y las fórmulas de sus compuestos. Se pueden seguir dos reglas para
los elementos representativos:
1) En los grupos I a IV la valencia más común es el número del grupo.
2) En los grupos V a VII, la valencia más común es igual a 8 menos el número del grupo o
al número del grupo mismo.
Para los grupos V a VII, el número da la valencia solamente cuando el elemento se
combina con el oxígeno, el flúor o tal vez uno de los otros halógenos.
El radio atómico disminuye
El radio iónico disminuye (iones isoelectrónicos)
El potencial de ionización aumenta
La afinidad electrónica aumenta (generalmente)
La electronegatividad aumenta
Carácter metálico disminuye
Radio atómico aumenta
Radio iónico aumenta (iones
de igual carga)
PI disminuye
AE disminuye (generalmente)
Electronegatividad disminuye
Carácter metálico aumenta
Figura 2. Variación periódica de las propiedades atómicas
PROBLEMAS
PERÍODOS Y GRUPOS
1. Los elementos berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio están en el mismo
grupo periódico. ¿A qué grupo o familia pertenecen, cuáles son las asignaciones de
los electrones en sus orbitales más externos y qué valencia exhiben?
2. Los elementos selenio, telurio y polonio pertenecen al mismo grupo periódico.
Encontrar las asignaciones de los electrones de valencia y el grupo a que pertenecen.
3. De acuerdo con la relación que existe entre la estructura de la tabla periódica y las
configuraciones electrónicas de los átomos, ¿cuántos elementos hay en el primero,
segundo y tercer período?
4. En la tabla periódica, el arsénico, elemento 33, tiene 4 elementos vecinos más
próximos: 15, 32, 34 y 51. ¿Cuáles de estos tienen propiedades parecidas a las del
arsénico?
5. El fósforo y el calcio tienen número atómico 15 y 20, respectivamente. Decir a qué
grupo y período de la tabla periódica pertenecen.
6. Cierto elemento tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2. (a)
Decir a qué período y a qué grupo pertenece. (b) Determinar su valencia. (c)
Identificar al elemento.
TAMAÑO IÓNICO Y ATÓMICO
7. Ordenar las siguientes especies en orden decreciente de tamaño: H-, He, Li+ y Be2+.
POTENCIAL DE IONIZACIÓN, VALENCIA Y ELECTRONEGATIVIDAD
8. Ordenar los elementos de la familia de los alcalinos por orden creciente de potencial
de ionización.
9. ¿Cuál será la valencia de los elementos de número atómico 13 y 20?
10. ¿Cuál será la valencia de los elementos 15, 16 y 17?
11. Usando la tabla periódica predecir las fórmulas de los compuestos formados por: (a)
aluminio y cloro; (b) fósforo y cloro.
12. Determinar la valencia (a) del flúor, (b) del criptón.
13. Determinar las posibles valencias del manganeso.
14. Ordenar de mayor a menor electronegatividad, los elementos: Ba, Cs, As, Br, Li y K.
COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMANDO INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha: Marzo 02 de 2009
PREPARACION PARA EL ICFES Nº 01
Profesor: Emidio Gómez Gómez – Grados 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4
La razón puede advertirnos sobre lo que conviene evitar; solo el corazón nos
dice lo que es preciso hacer.
SELECCIÓN MÚLTIPLE:
1. De la masa y el peso de una sonda especial construida en la tierra y lanzada a la luna,
podemos afirmar:
a. Su masa en la tierra y en la luna es la misma
b. El peso en la luna es menor
c. La masa es mayor en la tierra
d. El peso es mayor en la luna
2. Las dos temperaturas que indican el mismo grado de calor son:
a. 273°K
b. 0° K
c. -32°F
d. -273 °C
3. 50°F equivalen a °C y en °K a:
a. 59.7 °C
b. 10°C
d. 263°C
c. 283°K
4. El Cambio de estado que corresponde al paso de sólido a líquido y fenómeno químico
producido por pérdida de energía.
a. Fusión
b. Sublimación
c. Condensación
d. Ebullición
5. Dos procesos que afectan la composición de las sustancias son:
a. Dilatación del mercurio
b. Combustión del Carbón
c. Oxidación del hierro
d. Evaporación del agua.
6. La cantidad de materia que posee un cuerpo se conoce como:
a. Peso
b. Masa
c. Densidad
7. Un cambio Químico ocurre en la:
a. Ebullición de la leche
c. Oxidación del Hierro
d. Volumen
b. Dilatación del mercurio
d. Fusión del cobre
8. Cuando se produce una reacción química:
a. Se produce una sustancia con propiedades diferentes a las de los elementos.
b. El proceso no rompe enlaces.
c. Se produce una mezcla
d. Los elementos pueden separarse por medio físico.
9. La densidad se define como:
a. Masa por unidad de volumen
c. Volumen por unidad de masa
10. El peso y la masa se diferencia porque:
a. El peso es constante
c. La masa es constante y el peso es variable
b. Fuerza por unidad de área
d. Volumen por unidad de peso
b. La masa es variable
d. Ambos son variables
11. La densidad del aire es 1.29 g/L ¿cuánto pesan 10 litros de aire?
a. 10 g
b. 129 g
c. 12.9 g
d. 18.2 g
e. Ninguna
12. En cual de los siguientes estados físicos, la materia tiene forma y volumen definidos?
a. Sólidos
b. Líquidos
c. Gaseoso
d. Vapor
13. Si la densidad del mercurio es 13.6 g/ml; el volumen que ocupa 400 g de mercurio es:
a. 0.034 ml
b. 0.340 ml
c. 29.4 ml
d. 13.6 g/cm 3
14. De el resultado en cifras significativas de las siguientes operaciones:
a. 30.23 g + 0.039 g + 1.437 g =
b. 4.03 cm3 x 2.3678 g/cm 3 =
c.
2.34 g/mol x 1.2 mol/L x 0.230 L =
d. 4 x 6.156 cm3 x 0.324 g/cm3 =
e. 3.456 °C + 18.34 °C + 65.4 °C =