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QUÍMICA Plan Común Segundo Curso Científico_ Primer Curso Técnico

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Academic year: 2021

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QUÍMICA – Plan Común | Segundo Curso Científico_ Primer Curso Técnico

Semana: 19 al 23 de abril

Estudiante: ……….. TEMA - MBO’EPYRÃ: Propiedades periódicas de los elementos.

ACTIVIDADES

1) Lee atentamente la siguiente información aplicando alguna técnica de lectura comprensiva que hayas aprendido.

Ley Periódica

Cuando nos desplazamos verticalmente por los grupos u horizontalmente por los periodos de la tabla periódica se puede notar que hay un cambio relativamente uniforme en las propiedades que exhiben los elementos, razón por la cual se conoce a éstas como

propiedades periódicas.

La ley periódica nos dice que si ordenamos los elementos según su número atómico creciente encontramos en forma periódica elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. Los elementos de un grupo tienen propiedades similares, mientras que las propiedades de los elementos de un periodo cambian de manera progresiva al recorrer la tabla (Whitten, 2008, p.120).

Propiedades periódicas 1) Radio atómico

• El tamaño de un átomo está dado por su radio atómico, el cual podría definirse como la distancia existente entre el núcleo y el electrón más lejano a él.

• El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.

• Una forma de estimar el radio atómico radica en considerar la distancia existente entre los núcleos de dos átomos adyacentes.

• La unidad de medida del radio atómico es el Angstrom (Å).

Equivalencia entre unidades de medida: 1 angstrom = 1.0 × 10-10 metros).

Tendencia general de los radios atómicos de los elementos de los grupos A según su posición en la tabla periódica.

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En una familia (grupo vertical de la tabla periódica) el radio atómico aumenta de arriba

abajo a medida que se añaden electrones a las capas más alejadas del núcleo.

Conforme recorremos un periodo de izquierda a derecha de la tabla periódica de los elementos representativos, el radio atómico disminuye cada vez que agregamos un protón al núcleo y un electrón a una capa en particular. Lo anterior podría parecer extraño pues al aumentar el número atómico (Z) va aumentando el número de electrones que rodea al núcleo, sin embargo, los e- de la capa más externa van llenando orbitales del mismo nivel de energía, así que podría decirse que van poblando orbitales que se encuentran a la misma distancia del núcleo. Al aumentar Z también aumenta la cantidad de protones, por lo que la atracción que ejercen sobre los electrones también irá aumentando, de manera que al desplazarnos por el periodo la carga nuclear efectiva aumenta, ocasionando que el radio atómico disminuya.

2) Radio iónico

• El radio iónico es el radio de un catión o un anión, afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.

Radio iónico de cationes: Cuando los átomos pierden electrones dejan de ser eléctricamente neutros y quedan cargados positivamente (formando cationes) pues el número de protones es mayor que el de electrones. Esta desigualdad entre protones y electrones provoca que el radio atómico disminuya debido a que la carga nuclear efectiva aumenta. Es decir, la atracción que ejercen los protones sobre los electrones restantes es mayor que la que ejercían sobre los electrones del átomo original.

Por ejemplo, en un átomo de Ca en estado fundamental (Z=20) hay 20 protones (p) que atraen hacia el núcleo a 20 electrones (e-). Al perder dos e- se forma el ion calcio (Ca2+), en

consecuencia, los 20 protones deben atraer tan sólo a los 18 electrones restantes, por lo que la fuerza de atracción que ejercen sobre éstos últimos es mayor.

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Radio iónico de aniones: Por el contrario, cuando un átomo de un elemento gana electrones, formando un anión, el radio atómico tiende a aumentar, esto se debe a que los protones deben atraer hacia el núcleo a un mayor número de electrones que los que atraían en el átomo neutro, por lo que la intensidad con que los atraen es menor.

Así tenemos, por ejemplo, que en un átomo de cloro (Cl) con Z=17 existen 17 protones y 17 electrones, pero al ganar un electrón formándose el ion cloruro (Cl1-) los mismos 17 protones

del núcleo deben atraer ahora a 18 electrones, por lo que la fuerza de atracción que ejercen sobre ellos disminuye.

3) Energía de ionización (EI) o Potencial de ionización

La EI es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. es aquella energía que debe aplicarse a un átomo de un elemento en estado fundamental para que éste libere un electrón y, en consecuencia, forme un catión.

La magnitud de la energía de ionización es una medida de que tan “fuertemente” se encuentra unido el electrón al átomo. Cuanto mayor sea la energía de ionización, más difícil será que se desprenda el electrón.

De manera general, el proceso mediante el cual se forman cationes podría expresarse de la siguiente manera:

Cuando se desprende un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsión entre

Por lo anterior, es posible decir que los radios de los cationes siempre son menores que los

radios de los átomos neutros de los cuales proceden.

En consecuencia, es posible decir que los radios de los aniones siempre son mayores que los

radios de los átomos neutros de los cuales proceden.

Incremento de la primera energía de ionización (EI1):

• De izquierda a derecha a lo largo de un periodo para los elementos representativos.

• De abajo para arriba en un grupo para los elementos representativos.

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los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para desprender otro electrón del ion cargado positivamente. Así, las energías de ionización siempre aumentan en el siguiente orden:

La segunda energía de ionización siempre es mayor que la primera ya que es más difícil separar a un electrón de un catión que de un elemento en estado fundamental debido a la atracción que ejercen los protones del núcleo sobre los electrones restantes.

Ejemplo: En el caso del calcio (Ca), que tiene Z=20, en estado fundamental, los 20 protones

del núcleo atraen hacia sí a los 20 electrones que se encuentran en los orbitales con cierta intensidad; pero cuando el átomo de Ca ha perdido un electrón, formando al ion Ca1+, los 20

protones atraerán a los electrones restantes hacia el núcleo con mayor intensidad puesto que sólo han quedado 19 e-. En consecuencia, deberá aplicarse mayor fuerza (energía) para poder

separar a un segundo electrón y formar un catión de carga 2+.

• La EI1 es de 599 kJ/mol:

• La EI2 es de 1145 kJ/mol:

El hecho de que las energías de ionización tengan signo positivo significa que se debe aplicar energía al átomo para que éste libere un electrón, por lo tanto, la formación de cationes es un proceso endotérmico.

Los metales tienen bajas energías de ionización, por lo que fácilmente pueden perder electrones y, por lo tanto, formar cationes.

4) Afinidad electrónica

Podría decirse que afinidad electrónica es lo contrario a energía de ionización ya que se trata de aquella energía que se libera cuando un átomo de un elemento en estado gaseoso gana un electrón y forma un anión con carga de 1-.

Tendencia general de la afinidad electrónica de los elementos del grupo A según su posición en la tabla periódica.

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Ejemplo: Así para el cloro cuando se forma el ion cloruro, este proceso puede

expresarse como:

O bien, como:

Por lo tanto, la afinidad electrónica del cloro es de -349 kJ/kmol. El signo negativo significa que la energía se libera, es decir, que es un proceso exotérmico.

Los no metales presentan altas afinidades electrónicas, por lo que fácilmente pueden aceptar electrones y formar aniones

5) Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento es la tendencia relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos con los que están enlazados. En general, en los períodos, la electronegatividad se incrementa al aumentar el número atómico, mientras que, en los grupos, aumenta al disminuir el número atómico.

6) Metales, no metales y metaloides

El radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica son propiedades de átomos individuales, sin embargo, al agrupar a los elementos en tres grandes categorías: metales, no metales y metaloides es posible observar que los que pertenecen a cada una de ellas presentan propiedades similares.

En la siguiente figura es posible observar dicha clasificación. Es importante indicar que, aunque el hidrógeno se encuentra en el grupo IA pertenece a los no metales.

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Cuando un elemento exhibe en mayor medida las propiedades físicas y químicas de los metales mayor será su carácter metálico. El carácter metálico de los elementos aumenta al desplazarnos de derecha a izquierda por un periodo y de arriba a abajo por un grupo de la tabla periódica. Debido a sus bajas energías de ionización, los metales tienden a perder electrones, por lo que fácilmente pueden formar cationes.

La mayor parte de los metales presentan lustre brillante, conducen el calor y la electricidad, son maleables y dúctiles. Todos son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio (punto de fusión = -39 °C) que es un líquido. Dos metales se funden a temperaturas un poco mayores que la ambiente: el cesio a 28.4 °C y el galio a 29.8 °C. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas, por ejemplo, el cromo se funde a 1900 °C.

Los compuestos de metales con no metales suelen ser sustancias iónicas, como las sales binarias, por ejemplo: el bromuro de aluminio (AlBr3).

Los no metales varían considerablemente en su apariencia, no son lustrosos y generalmente son malos conductores del calor y de la electricidad. Sus puntos de fusión generalmente son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 °C). Siete no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas; cinco de ellos son gases (H2, N2, O2, F2 y Cl2,), uno es líquido (Br2) y uno

es un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el

diamante o blandos como el azufre.

Cabe recordar que debido a sus altas afinidades electrónicas los no metales al reaccionar con metales tienden a ganar electrones. Por ejemplo, la reacción entre aluminio y bromo produce bromuro de aluminio, un compuesto que contiene al ion aluminio Al3+ y al ion

bromuro Br1- .

Los no metales generalmente ganan suficientes electrones para llenar su subcapa p exterior por completo, a fin de alcanzar una configuración electrónica de gas noble. Por ejemplo, el átomo de bromo gana un electrón para llenar su subcapa 4p:

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Los compuestos formados en su totalidad por no metales son sustancias moleculares. Por ejemplo, los óxidos, halogenuros e hidruros de los no metales son sustancias moleculares que suelen ser gases líquidos o sólidos de bajo punto de fusión a temperatura ambiente.

Los metaloides tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales; podrían tener algunas propiedades características de los metales, pero carecer de otras. Por ejemplo, el silicio parece un metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales. Varios de los metaloides, destacando el silicio, son semiconductores eléctricos y constituyen los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos integrados y chips para computadoras.

Propiedades características de los metales y no metales

Metales No Metales

Tienen un lustre brillante y diversos colores, pero la mayoría son plateados. (Brillo metálico)

No tienen lustre, pero si diversos colores. Son opacos excepto el yodo.

Los sólidos son maleables y dúctiles. (el mercurio es líquido)

Se presentan en los tres estados. Los sólidos suelen ser quebradizos, algunos son duros sin embargo otros blandos.

Son buenos conductores del calor y la electricidad.

Malos conductores del calor y la electricidad.

Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos con carácter básico.

La mayor parte de los óxidos metálicos son

sustancias moleculares que forman

soluciones ácidas. Tienden a formar cationes en disolución

acuosa.

Tienden a formar aniones u oxianiones en disolución acuosa.

Poseen estructura cristalina regular, organización atómica

Son amorfos, poseen estructura molecular.

Luego de realizar el análisis de la información y haber escuchado las explicaciones dadas. Resuelve los siguientes ejercicios de manera correcta y prolija.

1. Ordena en orden creciente los siguientes elementos de acuerdo a su radio atómico. • Na, Mg, Cl, K, y Rb.

2. ¿Cuál de los elementos de los siguientes pares tiene el radio atómico más grande? a) Na o K

b) Na o Mg c) O o F d) Br o I

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3. Ordena los elementos siguientes según el valor creciente de su primera energía de ionización y justifique el orden que propone.

• Na, Mg, Al, Si

4. Contesta correctamente.

a) ¿La energía de ionización aumenta o disminuye al recorrer de abajo hacia arriba en la familia de los metales alcalinos?

b) ¿La energía de ionización aumenta o disminuye al recorrer de abajo hacia arriba en la familia de los gases nobles?

5. Clasifica los elementos dados, colocando primero los que tengan una afinidad electrónica más negativa y después los que tengan una menos negativa.

• K, Br, Cs, Cl

6. Ordena los elementos siguientes según su electronegatividad creciente.

• B, Na, F, O

PREGUNTAS DE METACOGNICIÓIN (Porandu Arandumbo)

BIBLIOGRAFÍA:

Alfonzo Elizabeth María. QUIMICA. 7ma edición. Editorial Litocolor S.R.L, As – Py. ISBN, 99925-3-251-3 Ministerio de Educación y Ciencias. (2017). Química. Texto del estudiante - Segundo Curso. Asunción - Paraguay: Equipo Editorial Atlas S. A.

MEC. (2009). Programa de Estudio de Química. Segundo Curso. Consultas web; recuperado de L Beyer, VF Herrero - 2000 - ugr.es FICHA TÉCNICA

Elaboración: Lic. Martha Natalia Domínguez.

Corrección: Univ. Linda Denis Ibars. Contacto: lindaibars1996@gmail.com

Revisión y ajustes: Prof. José Celestino Villalba Giménez Evaluación y edición final: Prof. Lic. Aida Rosa Duarte L.

Prof. Lic. Cristobal Javier Aranda

Corrección de estilos: Prof. Lic. Sonia Elizabeth Meza

Coordinación de la disciplina: Prof. Lic. Aida Rosa Duarte L.- Prof. Lic. Cristobal Javier Aranda Coordinación General de área: Prof. Lic. María Cristina Carmona Rojas

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¿Te parece que conocer las propiedades periódicas de los elementos químicos pueden afianzarte en la comprensión de la Química?¿Por qué?

¿Te parece interesante analizar toda la información que podemos encontrar sólo en la tabla periódica de

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