4º eso. sistema periódico

Eric Calvo Lorente 4ºESO

Tema: Sistema periódicoy enlace.

0. Índice1. La constitución del átomo2. El átomo cuantizado3. Primeros modelos4. Modelo de Böhr5. Modelo actual (modelo mecanocuántico)6. Distribución de los electrones7. Configuración electrónica8. Energía de los orbitales9. Orbitales de valencia10. Sistema periódico11. Propiedades periódicas12. Enlaces. Tipos13. Enlace iónico14. Enlace covalente15. Enlace metálico16. Tipos sustancias


1. Recordando el átomo. PrimerosModelos.

Los intentos por llegar a comprender la estructura del átomo dieron lugar a losdiferentes modelos atómicos. Dejando muy lejos la idea del átomo como indivisible, losdiferentes modelos intentaron interpretar la disposición de las diferentes partículassubatómicas.

El modelo de Thomson suponía que los electronesestaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto eraeléctricamente neutro. Es el llamado “modelo del pastelde pasas”.

El experimento de Rutherford condujo a una interpretación completamentediferente. En 1911, propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que elátomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente

en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de unremolino de electrones. El átomo se parecía a unpequeño sistema solar con el núcleo cargadopositivamente siempre en el centro y con loselectrones girando alrededor del núcleo.

El descubrimiento del neutrón (Chadwick,1932) no modificó la estructura propuesta porRutherford. Esta nueva partícula se encontraría, juntoa los protones, en el núcleo atómico.

Las características de carga y masa de estas partículas se resume en la siguientetabla:

Protón Neutrón ElectrónMasa 1´673.10-27 Kg 1´675.10-27 Kg 9´11. 10-31 KgCarga 1´6.10-19 C 0 -1´6.10-19 C

En la actualidad sabemos que tanto protones como neutrones están formadospor unas partículas más pequeñas denominadas quarks.

Apéndice. Representación de los átomos.

La notación por la que se representan los átomos es:

X≡ Símbolo del elemento Z≡ Número Atómico (número de protones)

A≡ Número Másico (protones + neutrones)

(Para el caso átomos neutros, el número de electrones COINCIDIRÁ con Z; no así si se trata deiones).

El número atómico determina el tipo de elemento químico. Es decir, todos los átomos de unmismo elemento químico tienen igual Z. Sin embargo, no todos tienen igual A. En este sentido, sedenominan ISÓTOPOS, a aquellos átomos de un mismo elemento (con igual Z) que poseendistinto número de neutrones (por tanto, distinto A).


2. Modelo deBöhr.

A pesar de constituir un gran avance y de predecirhechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentabagraves inconvenientes, entre ellos, contradecir las leyeselectromagnéticas según las cuales, una partícula cargada,cuando posee aceleración, emite energía electromagnética. Siesto fuese así, todos los electrones acabarían “cayendo haciael núcleo”.

El físico danés Neils Böhr (el primermodelo de un átomo basado en la

CUANTIZACIÓN de la energía. Superó las dificultadesdel modelo de Rutherford suponiendo simplemente que elelectrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo laenergía, sino que se situaba en unos estados (estacionarios)de movimiento que tenían una energía fija. Esta idea de“sólo determinadas órbitas” es lo que define el concepto CUANTIZACIÓN.

Según propone en su modelo, los electrones se dispondrían en orden de energíacreciente (de menor a mayor) en capas o niveles de energía, considerando que:

En el NIVEL 1 de energía tendrían cabida 2 electrones como máximo. En el NIVEL 2, el número máximo de electrones serían 8. En el NIVEL 3, el número máximo de electrones serían 18. El NIVEL 4 contendría un máximo de 32 electrones, …..

Además, a medida que aumentan los niveles, aumenta la energía de estos, lo que setraduce en una mayor lejanía al núcleo. Así, el primer nivel sería el más próximo alnúcleo.

3. Modelo actual(modelo mecanocuántico).

Pero tampoco el modelo de Böhr respondía a todos los interrogantes que fueronapareciendo (por ejemplo, la existencia de subniveles de energía). Surgieron asídiferentes modelos, todos ellos variaciones del propuesto por Böhr, para intentardar respuesta a dichas cuestiones.

Por otro lado, científicos excepcionales aparecen en escena: Werner Heisenberg,Erwin Schrödinger, Paul Dirac , entre otros.


Con el trabajo de estos científicos nace la Teoría Cuántica. Esta complejísimateoría conduce a un concepto completamente novedoso, el de ORBITAL,

Se llama ORBITAL a la región del espacio (alrededor de unnúcleo) en la que la probabilidad de hallar a un electrón esmáxima (99% o incluso más)

Am

plia

ción

Am

plia

ción

Am

plia

ción

Am

plia

ción

El número cuántico principal n puede tomar valores enteros que van de uno ainfinito (n = 1,2,3,4.....). Se relaciona con la energía del orbital. Los electronesque ocupan los orbitales de número cuántico principal más alto tienen unaenergía mayor. El electrón que ocupa un orbital con n=2 tiene una energíamayor que el electrón que ocupa un orbital con n=1. El tamaño del orbitaltambién está asociado al valor de n. A mayor valor de n, mayor será el orbital.

El segundo número cuántico L, es el número cuántico acimutal y puede asumirvalores que van desde 0 hasta (n – 1). A los números L se le asigna una letra: 0= s, 1 = p, 2 = d y 3 = f. El número cuántico acimutal se refiere al subnivelenergético donde se encuentra el electrón. Describe además la geometría delorbital.

Los orbitales de un subnivel se distinguen uno del otro, por un tercer númerocuántico m. Es el número cuántico magnético y puede asumir valores que vandesde - L hasta + L. Por ejemplo, para un subnivel d donde L=2, los valores quepuede asumir m son -2,-1, 0, +1, +2. El número cuántico magnético específicala orientación del orbital en el espacio. En un subnivel d hay cinco orbitales,estos son cinco posibles orientaciones al interactuar con un campo magnético.Los mismos interactúan de maneras diferentes con el campo magnético debidoa que los orbitales de un subnivel apuntan hacia diferentes direcciones.Orbitales con igual número cuántico acimutal pero distinto número cuánticomagnético se llaman equivalentes.

El cuarto número cuántico s, es el número cuántico del espín o giro del electróny éste sólo puede asumir dos valores: +1/2 y -1/2.

La tabla adjunta resume los valores que pueden asumir los cuatro númeroscuánticos de un electrón de acuerdo al nivel energético donde se encuentra(para los primeros tres niveles de energía).

A partir de ella podemos observar cómo el nivel1 posee uno sólo orbital (tipo s);el nivel 2 contiene 4 orbitales (uno tipo s y3 tipo p), y el nivel 3, 10 orbitales (uno tipo s,tres tipo p y cinco tipo d).Aunque no puede observarse en la tabla, el nivel4 posee uno orbital tipo s, tres orbitales tipo p,cinco orbitales tipo d, y siete orbitales tipo f


La geometría de los orbitales se muestra en las figuras siguientes:


4. Distribución de los electrones.

4.1 Configuración electrónica.

La configuración electrónica de un elemento hace alusión a la distribución yordenación de sus electrones en los diferentes orbitales en las capas principales ysubcapas.

Tal distribución de electrones en los orbitales viene dada por una serie de reglas:

Los electrones se distribuyen de modo quela energía del átomo sea la mínima. Salvopara contadas excepciones, el orden dellenado de los orbitales viene dado por elDIAGRAMA DE MÖELLLER.

Dos electrones de un mismo átomono pueden tener los cuatro númeroscuánticos iguales. Esta regla se conocecomo PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DEPAULI

En el caso en el que existan orbitalesdegenerados, los electrones se dispondránlo más desapareados posible. Esta es la

REGLA DE MÁXIMAMULTIPLICIDAD DE HUND.

Para escribir las configuraciones electrónicasse usa el PRINCIPIO AUFBAU, palabra alemana que quiere decir "construcciónprogresiva". Existen tres formas demostrar las configuracioneselectrónicas:

a) Notación spdf condensada

b) Notación spdf expandida

c) Diagrama de orbitales

La configuración electrónica delos elementos se rige según elDIAGRAMA DE MOELLER.

Siguiendo estas reglas se establece la configuración electrónica de cualquier elemento.Veamos algún ejemplo:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica del estaño, que tiene50 electrones. Por la regla de Aufbau, el orden de energía de los orbitales es el indicado enla tabla de la izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, etc. Como hay 1 orbitals, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.


Siguiendo esta regla debemos colocar los 50 electrones del átomo de estaño:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2

Las siguiente página puede ser útil a la hora de comprobar las configuraciones de los elementos de latabla periódica:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm

Además, puedes visitar el siguiente enlace, http://algodeconfiguracioneselectronicas.wikispaces.com/

4.2 Energía delos orbitales.

La disposición de los electrones se lleva a cabo de manera que se van completandolos orbitales en orden creciente de energía,

como hemos visto en el epígrafe anterior.

La figura nos muestra el ordenenergético. Vemos, en primer lugar, queel orden energético de los orbitales no secorresponde exactamente con el orden delos niveles (ver 4s y 3d). Las razones sondebidas a la existencia deapantallamientos de determinadosniveles.

Por otro lado, resulta importantehacer reseñar que todos los orbitales dedel mismo tipo de un determinado niveltienen la misma energía, por lo que un

electrón podrá colocarse en cualquiera deellos (por ejemplo, los 3 orbitales p o los 5 orbitales d).

4.3 Orbitalesde valencia.

Se denominan así a los orbitales del último nivel electrónico, y son los responsablesde las propiedades químicas de los elementos.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at

http://algodeconfiguracioneselectronicas.wikispaces.com/


Los gases nobles tienen una escasísima reactividad, son muy estables. Ello es debidoa que TODOS poseen su capa de valencia completa (ns2np6).

En el resto de los elementos químicos, la capa de valencia está incompleta. Lareactividad (comportamiento químico) de los elementos es consecuencia de su tendencia acompletar su capa de valencia; es decir, a tener la misma configuración que el gas noblemás cercano.

10.Sistema periódico.

10.1 Un Poco de Historia.

La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los elementos, hatenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido pareja al desarrollo de laciencia. Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro, el hierro se conocíandesde antes de Cristo (recuérdese que el hierro, por su importancia en la evolución de lahumanidad ha dado nombre a una época), todavía hoy se investiga la posible existencia deelementos nuevos para añadir a la tabla periódica.

En 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas y químicasvariaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron a interesarserealmente por el número de elementos existentes. Preocupaba saber cuántos elementosdiferentes existían y a qué se debía la variación en sus propiedades.

Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizó elprimer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos,haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro,bromo e iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades porotro. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entreestos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron tambiénobservadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario.

Hacia 1862, el francés Chancourtois estableció su tornillo telúrico(o anillo telúrico, o hélice telúrica), por la cual los elementos se ibancolocando sobre una línea que ascendía con un ángulo de 45 grados porla superficie curva de un cilindro. Los elementos que coincidían sobreuna generatriz (la línea recta perpendicular a las bases) teníanpropiedades físicas y químicas similares. Además, estas propiedades serepetían cada dieciséis unidades de peso atómico, lo que hizo queChancourtois pensase que las propiedades de los elementos están ligadas

En este sentido, se denomina VALENCIA de unelemento químico al número de electrones que debe perder,compartir o ganar para completar su último nivel


con las propiedades de los números

En 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante,Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado loselementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos encolumnas verticales de siete elementos cada una, observó que enmuchos casos coincidían en las filas horizontales elementos conpropiedades similares y que presentaban una variación regular. Estaordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas,ya que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna.

Más acertado estuvo otro químico, Meyer, cuando al estudiarlos volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente alpeso atómico observó la aparición en el gráfico de una serie deondas.

En 1869, utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además desu peso atómico, Mendeleiev presentó su trabajo en forma detabla en la que los periodos se rellenaban de acuerdo con lasvalencias de los elementos. Esta ordenación daba de nuevolugar a otros grupos de elementos en los que coincidíanelementos de propiedades químicas similares y con unavariación regular en sus propiedades físicas. Además,observando la existencia de huecos en su tabla, Mendelievdedujo que debían existir elementos que aún no se habíandescubierto y además adelanto las propiedades que debíantener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla. Años mástarde, aparecieron los que había predicho Mendeleiev.

En 1913 Moseley ordenó loselementos de la tabla periódicausando como criterio declasificación el número atómico.Enunció la “ley periódica”: "Si loselementos se colocan segúnaumenta su número atómico, seobserva una variación periódica desus propiedades físicas yquímicas".

A partir de entonces laclasificación periódica de loselementos siguió ese criterio, pues


en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relacióndirecta entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) ysu posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química.

Se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales quereciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filashorizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto yséptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos,los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los gruposdel 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos queaparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de laprimera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras,mientras que los de la segunda fila son actínidos.

Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta eluranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecioy el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sidoobtenidos por el hombre.

El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta dedos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ochoelementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunquedebería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos dedistintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuraciónespecialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa devalencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales sy p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuraciónelectrónica en su capa de valencia (). Así, conocida la configuración electrónica de unelemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en latabla sabemos su configuración electrónica.

El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en elgrupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.

BloqueGrupo Nombres Config. Electrón.

s12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6


d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

()Electrones de valencia.- Son los electrones de la última capa de cada elemento,específicamente los menos atraídos de dicha capa y, por lo tanto, los más disponiblespara interactuar con otras partículas. El número de electrones de valencia de un

elemento se puede determinar fácilmente a partir del lugar que ocupa dicho elementoen la tabla periódica. El número de electrones de valencia de cada elemento coincidecon el número de casillas.

La valencia de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarsecon los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se define como el número de átomos dehidrógeno que pueden unirse o ser sustituidos por un átomo del correspondiente elemento.

10.2 Propiedades periódicas.

Vamos a destacar dos de ellas: el radio atómico y el carácter metálico.

a) El radio atómico. Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable

más alejado del mismo. Se define como la mitad de la distancia existente entre

los centros de dos átomos enlazados (dependiendo de ese enlace podremos

hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals).

Son aquellas propiedades de los elementos químicos quevarían regularmente en función de la posición del elemento

en la tabla periódica.


Como vemos, aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla

periódica. La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de

atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de

cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que

se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de

modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el

mismo, el radio disminuye.

b) Carácter metálico. La estabilidad y prácticamente nula reactividad de los gases

nobles se debe a que poseen su capa de valencia completa (ns2np6), a excepción

del helio (1s2).

El resto de los elementos de la tabla intentan, mediante enlaces, adquirir esa

configuración. Para ello, tenderán a perder o ganar electrones. En función de

esta característica, se define el carácter metálico/ no metálico de loselementos:

Los elementos metálicostienden a perder electronespara alcanzar laconfiguración de gas noble.Para ello se convierten encationes

Los elementos no metálicostienden a ganar electronespara alcanzar laconfiguración de gas noble.Se convierten, pues, enaniones.


11. Enlaces.Tipos.

Ya hemos comentado que la forma en la que los elementos químicos logran laestabilidad es adquiriendo configuración de gas noble. Para ello tratarán de ganar, perdero compartir electrones, estableciendo enlaces químicos. Las fuerzas que mantienenunidos los átomos son :de naturaleza eléctrica.

En función del modo en el que se enlazan los átomos, se diferencian tres tipos deenlaces: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

11.1 Enlace iónico.

Entre METAL y NO METAL, de modo que el primero se convierte en catión y elsegundo en anión. El resultado es una atracción electrostática entre ellos, de manera queel conjunto mantenga la electroneutralidad.

Respecto a la fórmula del compuesto iónico, esta nos da ÚNICAMENTEproporción entre átomos, ya que la sustancia iónica formada no es una molécula sino unsólido cristalino, formado por un número elevadísimo de átomos.

Ejemplo1:

Na (Z=11): 1s22s22p63s1 → Na+: 1s22s22p6

→ NaClCl (Z=17): 1s22s22p63s23p5→Cl -: 1s22s22p63s23p6

Ejemplo2:

Ca (Z=20): 1s22s22p63s23p64s2 → Ca2+: 1s22s22p63p6

→ CaCl2Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5→Cl -: 1s22s22p63s23p6


11.2 Enlace covalente.

Se produce entre NO METALES. En este caso, los átomos comparten loselectrones, de manera que estos pertenecen a los dos núcleos.

Gilbert Lewis propuso representarlos enlaces usando los símbolos de loselementos acompañados con unospuntos alrededor en un número igual alde electrones de valencia. Los enlaces sesimbolizarían mediante guiones, yrepresentarían al par de electronescompartidos.

En el caso del agua:

Otros ejemplos:

H C C H H-CC-H


11.3 Enlace metálico.

Es el que se produce entreELEMENTOS METÁLICOS.En este tipo de enlace químico los átomosde los metales se encuentran enlazados entresí. Se trata de una unión entre núcleosatómicos (iones positivos), y, por otro, sus

electrones de valencia, que se agrupanalrededor de éstos como una nube átomos. Los

núcleos se encuentran muy cercanos unos a otros, loque produce estructuras muy compactas.

12. Tipos sustancias.

En función del tipo de enlace que las conformen, las sustancias pueden clasificarseen ÁTOMOS AISLADOS, SUSTANCIAS MOLECULARES o CRISTALES.

12.1 Átomos aislados.

Los únicos elementos que no forman enlaces son los GASES NOBLES. Puestoque poseen su capa de valencia completa no necesitan formar uniones con otros átomos.

Son, pues, gases a temperatura ambiente.

12.2 Sustancias moleculares.

Son sustancias constituidas por moléculas. Recordemos que una molécula es unconjunto de átomos unidos por medio de enlaces covalentes. Se define como la estructuramás pequeña de una sustancia que conserva sus características químicas.

El estado de agregación de estas sustanciasdepende de las atracciones entre moléculas. En el casoen el que estas atracciones sean débiles, la sustancia serágaseosa (O2, O3, N2, CO2,…). Si estas uniones son algomás fuertes darán lugar a sustancias líquidas (Br2, H2O) osólidas (I2). En cualquier caso, tanto si se trata delíquidos como si se trata de sólidos, las uniones entremoléculas son mucho más débiles que las existentesentre átomos.

Las sustancias covalentes serán, bien gaseosas, bien líquidas (con bajo punto deebullición), o bien sólidas, con bajos puntos de fusión y ebullición. Al estar los electroneslocalizados entre los átomos, no serán buenos conductores de la electricidad. Tampococonducen bien el calor. Además, los sólidos son blandos y quebradizos. No se disuelvenen agua.


12.3 Cristales..

Se denomina cristal a todo sólido constituido por partículas que se hayanordenadas en las tres direcciones del espacio.

En función del tipo de partícula que se ordena, distinguimos varios tipos decristal: CRISTAL IÓNICO:

Las partículas que constituyen el cristal son iones. Ladisposición es tal que cada ión se rodea de un determinadonúmero de iones de signo contrario, teniendo en cuenta laelectroneutralidad del conjunto.Este tipo de sustancias son sólidos con elevados puntos defusión y ebullición. Conducen mal la electricidad, salvo si seencuentran disueltos o fundidos. Son duros pero frágiles (quebradizos).

CRISTAL COVALENTE:En este caso, las partículas que conforman el cristal son átomos (no metálicos)unidos mediante enlaces covalentes. Los enlaces son fuertes, y los electrones muylocalizados. El resultado es un sólido mal conductor de la electricidad, duro y conpuntos de fusión y ebullición elevados.

CRISTAL METÁLICO:Las partículas que se ordenan son los núcleos de los átomos. Cada uno de elloscede al conjunto electrones de la capade valencia. El resultado ya se hacomentado anteriormente: se trata deuna red de cationes entre los que sedispone una nube de electrones.Como consecuencia de ellos, loselectrones se mueven libremente portoda la red. La consecuencia es labuena conductividad de este tipo desustancias. Además, puesto que lasuniones son fuertes, este tipo desustancias tendrán, por lo general,altos puntos de fusión y ebullición.Por otro lado, a diferencia de loscristales iónicos, estos son maleables (separarse en láminas) y dúctiles (puedenestirarse en hilos).


TEMA 8: ÁTOMOS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS.

CUESTIONES

1. Define entre los siguientes términos: Sustancia pura, compuesto y elemento.2. Una sustancia pura, ¿es un elemento o un compuesto?3. Resume las ideas básicas de los modelos atómicos de Thomson; Rutherford y Bohr.4. ¿Por qué Rutherford dedujo que el átomo debería estar prácticamente vacío?5. ¿En qué consiste el modelo atómico de Bohr?6. ¿Qué representan en el modelo de Bohr las letras s, p, d y f?7. ¿Cuántos electrones como máximo caben en cada uno los subniveles anteriores?8. Indique cuántos subniveles de energía existen en el nivel tercero y el número de electrones que caben

en cada uno de ellos.9. Indique, en cada uno de los siguientes casos, en qué subnivel de energía caben más electrones:

a) 1s ó 2sb) 2p ó 3pc) 2s ó 2p

10. Dibuja los niveles de la corteza electrónica de los átomos de los elementos: Ca (Z = 20) Si (Z = 14) Kr (Z = 36)

11. Completa en su cuaderno las representaciones de las cortezas electrónicas de los elementossiguientes:

12. Indique si el electrón del átomo de hidrógeno absorberá o emitirá energía en cada uno de lossiguientes saltos entre niveles:

a) nivel 1º al nivel 3ºb) nivel 5º al nivel 3º


13. En la siguiente figura están representadas las cortezas electrónicas de tres elementos:De cada uno de ellos indique:

a) El símbolo y el número atómico.b) El número de electrones en cada

nivel, precisando si están o nocompletos.

14. Observe la siguiente figura:

Con ayuda de los datos que aparecen en ella indique:

a) Los símbolos de los cuatro elementos.b) Los elementos no metálicos.c) Los elementos del grupo 13.d) Los elementos pertenecientes al 2º periodo.e) Los elementos que tienen completo el tercer nivel

energético de su corteza electrónica.f) Los electrones de valencia de cada uno de los

elementos.g) Los protones de cada elemento suponiendo átomos

neutros.

15. Indique el número de capas electrónicas y el número de electrones de valencia de los siguienteselementos: cesio, neón, aluminio y nitrógeno.

16. Represente las cortezas electrónicas de: sodio, oxígeno, calcio, estroncio y selenio.17. ¿Cómo se distribuyen los electrones alrededor del núcleo?18. ¿Qué es el número atómico? ¿Con qué letra se representa?19. ¿Qué es el número másico? ¿Con qué letra se representa?20. ¿Qué es un isótopo?21. Escriba, con la notación apropiada, tres isótopos del plomo, de números másicos 206, 207 y 208

respectivamente.22. Escriba tres isótopos del carbono de números másicos 12, 13 y 14 respectivamente. ¿Qué tiene en

común y en qué se diferencian?23. ¿Qué es la masa atómica relativa? ¿Con qué letra se representa?24. ¿Cuál es la diferencia básica entre los átomos de distintos elementos?25. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Döbereiner?26. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Newlands?27. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Mendeleiev?28. Indique cuáles de los siguientes elementos son metales y cuáles no: hierro, carbono, azufre, cobre,

oxígeno y aluminio.29. ¿En qué se basa la clasificación de elementos de la Tabla Periódica actual?30. ¿Cuáles son las principales regularidades en los Grupos de la Tabla Periódica?31. ¿Cuáles son las principales regularidades en los Periodos de la Tabla Periódica?32. ¿Qué elemento presenta más carácter metálico, el berilio o el bario? ¿Cuál tiene más carácter no

metálico, el flúor o el yodo? Razone en ambos casos su respuesta.33. ¿Qué elemento presenta más carácter metálico, el sodio o el cesio? ¿Cuál es más no metálico, el

carbono o el flúor? Razone en ambos casos su respuesta.34. ¿Qué tiene en común los elementos de la Tabla Periódica que se hallan en la misma columna? ¿Y los

que están en la misma fila?35. ¿Por qué los elementos de un mismo grupo posee propiedades químicas semejantes?

36. ¿Cuántos electrones tiene en su última capa los elementos del grupo 1? ¿Cuántos deberían perderpara tener su última capa completa? ¿Son dichos elementos metálicos o no metálicos? Razone surespuesta.

37. Si se descubriera el elemento de Z = 118, ¿qué propiedades químicas presentaría?


38. ¿Cuántos electrones tienen en su última capa los elementos del grupo 18? ¿Cuál es el númeromáximo de electrones que en cada caso puede albergar esa última capa?

39. ¿Cuántas capas tienen los átomos comprendidos entre el litio y el neón? ¿Cómo varía el número deelectrones de la última capa al pasar del litio al neón?

40. ¿Cuántos electrones tiene en su última capa el hidrógeno? ¿En qué grupos se puede encasillar dichoelemento? ¿Por qué?

41. ¿Cuántos electrones tienen en su última capa los elementos del grupo 17? ¿Cuántos les faltan paratener la última capa completa? ¿Se trata de elementos metálicos o no metálicos?

42. Escriba el nombre y el símbolo químico de 5 elementos que tengan el mismo número de capaselectrónicas que el silicio.

43. Escriba el nombre y el número atómico de tres elementos que tengan sus electrones distribuidos encuatro capas o niveles.

44. Explique por qué el berilio, el magnesio y el calcio están juntos en el grupo 2 de la Tabla Periódica.45. ¿Por qué razón los periodos de la Tabla Periódica tienen un número distinto de elementos?46. ¿Qué es el enlace químico? ¿Cuántos tipos diferentes de enlace se estudian en Química?47. ¿En qué consiste la Regla del octeto?48. ¿Cómo se forma el enlace covalente?49. Defina el término molécula.50. ¿Qué propiedades tiene los elementos formados por moléculas constituidas por átomos unidos por

enlace covalente?51. ¿Qué son los cristales atómicos covalentes? ¿Qué propiedades tienen?52. Explique mediante el diagrama de Lewis, la formación de los enlaces covalentes en las moléculas de

los siguientes compuestos: a) Silano (SiH4); b) monóxido de dibromo (Br2O) y c) tricloruro defósforo(PCl3)

53. Explique el significado del término “enlace covalente”. En las moléculas diatómicas, como el H2, yen los cristales atómicos, como el diamante, los átomos están unidos por enlaces covalentes. Sinembargo, el hidrógeno es un gas y el diamante es un sólido. Explique este hecho.

54. ¿Por qué para separar los átomos que forman un compuesto o un elemento, hay que suministrarenergía?

55. Teniendo en cuenta la regla del octeto, ¿qué deberán hacer los átomos metálicos para adquirir laconfiguración de gas noble?

56. ¿Cómo se explica la formación del enlace metálico?57. ¿Cuáles son las propiedades típicas de los metales? Intente explicar dichas propiedades utilizando el

modelo del enlace metálico estudiado.58. Utilizando un diagrama explique los siguientes hechos:

a) Los metales conducen la electricidad.b) Los metales son dúctiles y maleables.

59. Se suele decir que los metales tienen estructura cristalina. ¿Qué significa eso?60. ¿A qué se debe la conductividad eléctrica de los metales?61. ¿Qué diferencia hay entre elementos covalentes y compuestos covalentes? Ponga algún ejemplo de

cada uno de ellos.62. ¿Cuáles son las propiedades de los compuestos covalentes moleculares?63. ¿Cómo están unidos entre sí los átomos de la molécula del agua?64. ¿Qué es un cristal covalente? ¿Cuáles son las propiedades características de estos compuestos?65. ¿Cómo se forma el enlace iónico? ¿Qué es una red cristalina iónica?66. ¿Cuáles son las propiedades típicas de los compuestos iónicos? Explíquelas mediante la aplicación

del modelo de enlace explicado.67. ¿Podría formarse un enlace iónico entre el Br y el O. ¿Por qué?68. Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica cuando son sólidos, pero sí cuando están

fundidos o disueltos. ¿Por qué?69. ¿A qué se debe que los cristales iónicos sean duros?70. ¿Qué condición es necesaria para que dos átomos formen un enlace iónico?71. El disulfuro de carbono, CS2, está formado por dos elementos no metálicos:

a) ¿De qué tipo cree que es el enlace entre el carbono y el azufre?b) ¿Es este compuesto soluble o insoluble en agua?c) ¿Conduce la corriente eléctrica?

72. Los átomos de Na y Cl, con uno y siete electrones en su última capa, respectivamente, poseen unagran reactividad química. Sin embargo, los iones Na+ y Cl- presentan una gran estabilidad química ypor eso son muy abundantes en la Naturaleza. ¿A qué cree que se debe esta estabilidad?


73. En ocasiones, el carbono y el oxígeno están unidos; sin embargo, ambos tienden a captar electrones.¿Cómo cree que se mantienen unidos?

74. Los plásticos son compuestos típicamente covalentes. ¿Por qué cree que se los usa como aislanteseléctricos?

75. El silano, SiH4, presenta las siguientes propiedades: Aspecto: gas incoloro Punto de fusión: -185 ºC Punto de ebullición: -111 ºC No conduce la corriente eléctrica. No es soluble en agua.

¿Qué tipo de enlace es previsible que exista en este compuesto? ¿Estará formado por moléculas o porcristales?76. El nitrógeno posee 5 electrones en su última capa y la molécula está formada por dos átomos.

¿Cuántos electrones han de compartir para que cada uno se rodee de 8 electrones? Represente elelemento y su molécula utilizando diagramas de Lewis.

77. Clasifique las siguientes sustancias de acuerdo con el tipo de enlace que presentan y nómbrelas: H2O;CH4; HBr; KBr; NaI; MgS; K2O; I2; CO; Al2S3 e I2O

78. Esta tabla le proporciona información acerca de las propiedades de ciertas sustancias:

a) ¿Cuáles son compuestos iónicos?b) ¿Cuál de estas sustancias es un compuesto covalente molecular?c) ¿Cuál de ellas tiene un elevado punto de fusión comparado con el resto? ¿Por qué no se

trata de un compuesto iónico?79. Escriba los nombres y los símbolos de los elementos alcalinos y de los halógenos.80. Un elemento X tiene 7 electrones de valencia y se combina con el elemento Y que tiene 2 electrones

de valencia, formando un compuesto iónico. ¿Cuál es su fórmula: YX, YX2 o YX3? ¿Por qué?81. ¿A qué se debe la estabilidad de los gases nobles?

PROBLEMAS82. Copie en su libreta y complete la tabla siguiente:

Elemento Nº de protones Nº de electrones Nº de neutrones

He42

a 2 b

O168

8 c d

Na2311

e f 12

Br8035

g 35 h

Sol: a = 2; b = 2; c = 8; d = 8; e = 11; f = 11; g = 35; h = 45

83. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo neutro de U23892 ?

Sol: p = 92; e- = 92; n = 146

Sustancia Punto de fusión (ºC)Conductividad eléctrica

Solubilidad en aguaSólido Líquido

A 112 NO NO Insoluble

B 680 NO SI Soluble

C 1610 NO NO Insoluble

D 660 NO SI Soluble


84. El átomo de cloro, Z = 17, gana un electrón:a) ¿Qué tipo de ión formará?b) ¿Cuántos protones y electrones tendrá el ión?c) Responda de nuevo para el caso del átomo de potasio (K), Z = 19, cuando pierde un

electrón.Sol: a) anión; b) p = 17, e- = 18; c) catión, p = 19, e- = 18

85. Determine el número de protones, neutrones y electrones que tiene el isótopo neutro Hg20080

Sol: p = 80; n = 120; e- = 8086. Agrupe aquellos átomos que correspondan al mismo elemento químico:

a) Z = 3; A = 6b) Z = 92; A = 235c) Z = 6; A = 12d) Z = 92; A = 238

Sol: b y d87. Teniendo en cuenta el orden de llenado de los niveles y subniveles de energía, escriba la

configuración electrónica de:a) Potasiob) Cloroc) Magnesiod) Litio

e) Oxígenof) Azufreg) Aluminioh) Neón


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88. Indique el número de electrones que tienen en su nivel exterior y el número total deniveles electrónicos ocupados de cada uno de los siguientes elementos: nitrógeno; berilio;potasio; calcio; selenio; flúor y criptón.Sol: N = 5 e-; 2 niveles; Be = 2 e-; 2 niveles; K = 1 e-; 4 niveles; Ca = 2 e-; 4 niveles;Se = 6 e-; 4 niveles; F = 7 e-; 2 niveles; Kr = 8 e-; 4 niveles

89. *El neón es un gas presente en la naturaleza, consta de un 90’92% de átomos con unamasa atómica relativa de 19’99, un 0’26% con una masa de 20’99, y un 8’82% con unamasa de 21’99. ¿Cuál es la masa atómica relativa de este elemento?Sol: mr = 20’169 u


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4º eso. sistema periódico

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