Liceo Bicentenario “Teresa Prats” Subsector: Química Nivel: 1° Medio J.C.B. / M.Q.de la F.

MATERIAL DE APOYO EXAMEN FINAL PRIMERO MEDIO

INSTRUCCIONES GENERALES: Estimadas alumnas: El siguiente material corresponde al material de apoyo para la asignatura, el cual se ha dividido en temas que se deben estudiar semanalmente y que incluye guías de materia y ejercicios. La primera semana será desde el………. hasta el……./09.Además deben consultar su texto en el tema correspondiente, también deben revisar el material que aparece en la página “yoestudio.cl”. Cualquier Pregunta o duda mi correo es: [email protected]. Semana 1: Contenido1: Tabla Periódica: 1) Breve historia; 2) Clasificación de los elementen: - Grupos y periodos - Metales, no-metales y metaloides - Representativos, transición, transición interna y gases nobles - Según su naturaleza: Alcalinos, alcalino térreos…. etc. - Bloques (s ; p ; d ; f ) GUÍA DE CONTENIDOS N°1

Tabla periódica, configuración electrónica y propiedades periódicas El Átomo El primero en hablar sobre las partículas más diminutas que constituyen la materia, fue Demócrito (460 – 370 a.C.), luego de cientos de años, John Dalton retomó la idea del átomo, realizando una teoría la cual goza de aciertos y errores, pero siendo esta un gran adelanto. Estructura Básica del Átomo El átomo, para Thompson consistía en un núcleo con los electrones insertados a su alrededor, tal como un budín de pasas. Para Rutherford, comprendía un sistema planetario con los electrones siguiendo orbitas alrededor del núcleo. Hoy en día, el átomo esta constituido principalmente por el núcleo, el cual posee protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), alrededor de este núcleo se disponen los electrones (carga negativa) los cuales están moviéndose interminablemente y en forma caótica, generando una nube difusa. Configuración Electrónica Los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es más probable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.

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La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s

Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres principios:

- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante el siguiente esquema:

Figura 1: Orden de llenado de los orbitales

- Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín contrario. - Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines deben ser paralelos. Este es elPrincipio de máxima multiplicidad de Hund, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital. A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de siete electrones, se deben asignar dos electrones al subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s2, con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se ubican los cinco electrones restantes? Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital 2s, 2px, 2py, 2pz puede contener como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. Para la siguiente figura: ¿Cuál de los ordenamientos corresponde al de menor energía para el átomo de N?

Figura 2. Posibles configuraciones para el átomo de N

El ordenamiento correcto es el primero de esta figura. En el estado de mínima energía o estado fundamental del átomo de nitrógeno; los otros ordenamientos tienen mayor energía. En el segundo caso, se muestra un orbital con dos electrones de espín contrario, pero el orbital 2pz se encuentra vacío, lo que va en contra del principio de máxima multiplicidad. El tercer ordenamiento muestra tres electrones en cada uno de los orbitales; sin embargo, éstos no tienen espines paralelos, al igual que en el cuarto ordenamiento. Hay que notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que representan los espines, hacia abajo. La siguiente tabla presenta un esquema de la clasificación y número de orbitales por nivel atómico:

En la tabla periódica el llenado de electrones se realiza de la siguiente forma:

Figura 3. Llenado de orbitales según ubicación en la tabla periódica

Tabla periódica La tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdo a una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. La primera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) o bien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódica es el hidrógeno. Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que los elementos con configuraciones atómicas externas similares se comportan de manera parecida en muchos aspectos. El origen de la tabla periódica data aproximadamente de 1864, cuando el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos conocidos se ordenaban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento tenía propiedades similares. Newlands se refirió a esta relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta ley no se cumple para elementos que se encuentran mas allá del calcio, y por eso la comunidad científica de la época no aceptó su trabajo.

En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades. Este segundo intento de sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido que llamó eka– aluminio, cuya ubicación debiera ser inmediatamente bajo el aluminio. Cuando el galio fue descubierto cuatro años más tarde, se encontró que las propiedades predichas para el eka– aluminio coincidían notablemente con las observadas en el galio. Actualmente la tabla está ordenada en siete filas horizontales, llamadas “periodos” que indican el último nivel enérgico que tiene un elemento. Las 18 columnas (verticales) son llamadas grupos, e indican el número de electrones en la última capa. Clasificación periódica De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo número cuántico principal. Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A (grupo 0 ) tienen el mismo subnivel p completo. Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no son representativos ni metales de transición. A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos. Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todos tienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2 para los dos electrones más externos. La similitud de las configuraciones electrónicas externas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo en su comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Si analizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellos poseen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similares como grupo.

Propiedades Periódicas - La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe (libere o pierda) un electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental:

Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización.

Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos).

Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía. Energía de ionización

Figura 4. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo - La afinidad electrónica (electroafinidad: EA) es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan afinidades electrónicas más negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta. La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de ionización.

Figura 5. Aumento de la afinidad electrónica según periodo y grupo

- Electronegatividad (EN): Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno.

En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

- Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico. DISMINUYE (periodos) AUMENTA (Grupos)

- Radio iónico: es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo. Radio iónico

Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo

CUADRO RESUMEN DE PROPIEDADES PERIÓDICAS

NOTA: EL SENTIDO DE LAS FLECHAS SE REFIERE AL AUMENTO DE LA PROPIEDAD PERIÓDICA EN CADA CASO.ES IMPORTANTE AGREGAR QUE LA ELECTRONEGATIVIDAD AUMENTA EN EL MISMO SENTIDO QUE LAS PROPIEDADES ENERGÉTICAS (EI Y EA)

Liceo Bicentenario “Teresa Prats” Subsector: Química Nivel: 1° Medio GUÍA DE EJERCICIOS # 1: “TABLA PERIÓDICA”

¿Cómo son las configuraciones electrónicas? En total se conocen más de 118 elementos que forman toda la materia. Organizar estos elementos utilizando un criterio sencillo y de fácil aproximación para su conocimiento, no ha sido fácil. La organización y tabulación que hoy en día conocemos se le debe al químico ruso Dimitri Mendeleev. Este científico se basó en la recurrencia periódica y regular de las propiedades de los elementos en ese momento conocido. Esta organización del sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Actualmente la Tabla Periódica está ordenada en siete filas horizontales llamadas periodos y 18 columnas (verticales), llamadas grupos o familias. Los periodos indican el último nivel enérgico que tiene un elemento mientras que los grupos indican el número de electrones en la última capa (nivel) De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado los elementos se pueden dividir en distintas categorías: - Elementos representativos: Conforman los grupos 1A hasta 7A. - Metales alcalinos: Corresponden al grupo 1A. - Metales alcalinotérreos: Forman el grupo 2A de la Tabla Periódica. - Gases nobles: Conforman el grupo 8A. - Elementos de transición (o metales de transición): Elementos 1B y del 3B hasta el 8B. - Lantánidos y Actínidos: Se les llama también elementos de transición interna del bloque f. - Halógenos: Pertenecen al grupo 7A. - Grupo 2B: Zn, Cd, y Hg, los cuales no son representativos ni metales de transición. ¿Qué tienen en común los elementos que forman estos grupos? Los elementos que forman un grupo tienen propiedades comunes en su estructura atómica, que a su vez, hace que tengan otras propiedades físicas comunes. ¿Cómo se organizan los electrones dentro del átomo? La teoría cuántica indica que los electrones se encuentran ubicados en niveles de energía alrededor del núcleo atómico. Cada uno de estos niveles tiene diferentes regiones u órbitas donde es más posible que se encuentre un electrón. Para describir dónde se encuentra un electrón se utilizan los cuatro números cuánticos (n, l, m, s), los que permiten identificar completamente un electrón en cualquier nivel energético y orbital de un átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, el que se ubica en el orbital s del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales al interior de un átomo se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo. La configuración electrónica se efectúa de acuerdo con tres principios: - Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s) y a medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores.

- Principio de exclusión de Pauli: En cada orbital puede haber un máximo de dos electrones, los que deben tener espín contrario Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente. -Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines deben ser paralelos. Esto corresponde al “Principio de máxima multiplicidad de Hund”, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital. Ya vimos que los elementos se organizan en la Tabla Periódica, según características comunes, en familias o grupos de elementos. ¿Cómo será la configuración electrónica de estos grupos de elementos? Para saber si existe algo en común en las configuraciones electrónicas de los elementos que forman una familia realiza las siguientes actividades: 1. ¿Cómo es la configuración electrónica de los metales alcalinos? a. Haz una lista de todos los elementos alcalinos. b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 2. ¿Cómo es la configuración electrónica de los metales alcalinotérreos? a. Haz una lista de todos los elementos alcalinotérreos. b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 3. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos de transición? a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 4. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos cinc (Zn), cadmio (Cd) y mercurio (Hg)? a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos de estos elementos. b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 5. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos de transición interna? a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 6. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos halógenos? a. Haz una lista de todos los elementos halógenos. b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? 7. ¿Cómo es la configuración electrónica de los gases nobles? a. Haz una lista de todos los gases nobles. b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo. c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado?

Liceo Bicentenario “Teresa Prats” Subsector: Química Nivel: 1° Medio GUÍA DE EJERCICIOS # 2 INSTRUCCIONES: Utilizando la “Tabla periódica” y toda la información que has adquirido, consultando el power point, Texto de Química:pag. 53 hasta pág. 61, Guía de contenidos #1, en internet yoestudio.cl resuelva la siguiente guía. 1.- Desde el punto de vista de la estructura electrónica, ¿qué tienen en común los elementos del bloque s? 2.- Escriba los símbolos de los elementos que tienen números atómocos: 8, 16, 34, 52, 84. ¿Qué tienen estos elementos en común? 3.- Escriba los símbolos de la familia o grupo de elementos que tienen siete electrones en su nivel exterior de energía. 4.- ¿Cuál es el número máximo de elementos que se pueden encontrar en cualquier periodo? ¿Qué periodos tienen este número? 5.- ¿Qué quiere decir el término periodicidad aplicado a los elementos? 6.- ¿En qué se diferencia la Tabla Periódica moderna de la tabla de Mendeleev? 7.- ¿Cómo se relacionan entre sí los elementos de un periodo? 8.-¿Cómo se relacionan entre sí los elementos de un grupo? 9.- ¿Qué tienen en común las estructuras electrónicas de los metales alcalinos? 10.- El calcio, elemento de lugar 20 en la Tabla Periódica, está rodeado de los elementos 12, 19, 21 y 38.¿Cuáles de ellos tienen propiedades físicas y químicas que más se asemejan a las del calcio? 11.- El oxígeno es un gas. El azufre es un sólido. ¿Qué tienen sus configuraciones electrónicas que hace que se agrupen en la misma familia o grupo? 12.- Clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal, no metal, o metaloide. a) Potasio b) Plutonio c) Azufre d) Antimonio e) Yodo f) Tungsteno g) Silicio h) Molibdeno i) Germanio 13.- ¿En qué periodo y grupo aparece primero un electrón en un orbital d? 14.- ¿Cuántos electrones hay en la capa externa (capa de valencia) de los elementos del grupo III A y III B? ¿Por qué son diferentes esos grupos? 15.- ¿En qué grupos se ubican los elementos de transición? 16.- ¿Cómo se diferencian las configuraciones electrónicas de los elementos de transición, de las de los elementos representativos?