I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

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¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

CÓDIGO: PA-01-01

VERSIÓN: 2.0

FECHA: 19-06-2013

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Nombres y Apellidos del Estudiante: Grado: NOVENO

Periodo: III

Docente: Duración: 12 horas

Área: Ciencias Naturales

Asignatura: Química

ESTÁNDAR:

Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su

capacidad de cambio químico.

INDICADORES DE DESEMPEÑO:

Aplica las propiedades periódicas, escribe configuración electrónica y determina características de los

elementos.

EJE(S) TEMÁTICO(S):

La tabla periódica.

“AQUEL QUE NO HA FRACASADO ES PORQUE NUNCA HA INTENTADO ALGO NUEVO”.

ORIENTACIONES

Lea con interés, los conceptos plasmados en la guía. Desarrolle cada actividad por tema y periodo de clase estimado.

En esta guía se desarrollaran 7 actividades. Sigan las instrucciones planteadas en cada actividad, en la cual aplicará

las competencias básicas, todas las actividades deberán desarrollarse en el cuaderno, cada actividad durará un tiempo

aproximado de dos horas de clase. Además de la asesoría del profesor tenga en cuenta los ejercicios modelos

planteados en cada tema. Los grupos de trabajo de clase serán solo de dos estudiantes. Tema desarrollado será tema

evaluado.

EXPLORACIÓN

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CONCEPTUALIZACIÓN

LA TABLA PERIODICA

Clasificación de los elementos químicos y la ley periódica:

En la época de Lavoisier y Berzelius, se había intentado clasificar los elementos conocidos buscando semejanzas en

sus propiedades. Así, los elementos se clasificaban en metales, como el hierro, la plata o el cobre, y los no metales,

como el fosforo, el oxígeno y el azufre. Algunos elementos como el arsénico o el germanio, no se ajustaban claramente

a una de estas dos categorías por lo que también se podía hablar de elementos semimatálicos.

Utilizando un criterio más restringido que el anterior se hicieron las siguientes clasificaciones. Veamos:

Triadas de Dobereiner

El químico almenan Johann W. Dobereiner (1780-1849) observó que había grupos de tres elementos que

tenían propiedades físicas y químicas muy parecidas o mostraban un cambio gradual en sus propiedades.

Clasificó los elementos en grupos de a tres y los llamó tríadas.

Octavas de Newlands

En 1864, el inglés Johan Alexander Newlands (1838-1889) ordenó los elementos conocidos de acuerdo con

sus pesos atómicos crecientes; observó que después de ubicar siete elementos, en el octavo se repetían las

propiedades químicas del primero. Newlands llamó a esta organización La Ley de las Octavas.

La Tabla Periódica De Mendeleev

En 1869 los químicos Ivanovich Dimitri Mendeleev (1834-1907) y Lothar Meyer (1830-1895), publicaron

tablas periódicas muy similares. La clasificación de Mendeleev hacía especial énfasis en las propiedades

químicas de los elementos; mientras que meyer hacía hincapié en las propiedades físicas.

Lo ingenioso de la idea de este científico era que las filas no tenían toda la misma longitud pero en cada una

de ellas existía una analogía gradual de las propiedades de los elementos.

Los periodos y los grupos

Es de resaltar que existe una relación fuerte entre la configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la

tabla periódica. Cuando se realiza esta configuración se observa que los elementos que pertenecen al mismo grupo

tiene la misma configuración electrónica en su último nivel. Por ejemplo, si observamos la configuración electrónica

para los elementos Li y Na, tenemos: Li, 1s2 2s1 y Na 1s22s22p63s1 .

Periodos

Los periodos se designan con números arábigos y corresponden a las filas horizontales de la tabla periódica.

Cada periodo indica la iniciación de del llenado de un nuevo nivel energético y termina con aquellos elementos cuyos

orbitales P del nivel principal mas externo están llenos con 6 electrones.

La tabla periódica consta de siete periodos:

El primer periodo, comprende solo dos elementos: hidrogeno (Z=1) y helio (Z=2), son los dos elementos

gaseoso más ligeros que se encuentran en la naturaleza.

El segundo periodo, consta de ocho elementos; comienza con el litio (Z=3) y termina con el neón (Z=10). En

este periodo se ubican el oxigeno y el nitrógeno, gases fundamentales en la composición del aire que

respiramos, y el carbono, materia prima fundamental para los seres vivos.

El tercer periodo tiene igualmente ocho elementos; se inicia con el sodio (Z=11) y termina con el argón

(Z=18). En este periodo aparecen el fosforo y el azufre, elementos importantes para la síntesis de los ácidos

nucleicos y las proteínas.

El cuarto periodo comprende un total de 18 elementos, comienza con el potasio (Z=19) y termina con el

kriptón (Z=18).en este periodo se encuentran metales como el titanio, el cromo, el hierro y el cobalto.

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El quinto periodo, también con 18 elementos, comienza con el rubidio (Z=37) hasta el xenón (Z=54). En esta

serie se destacan el yodo por su valor biológico.

El sexto periodo con 32 elementos, se inicia con el secio (Z=55) y termina en el radón (Z=56). Se destacan el

oro y el platino como metales preciosos y el mercurio que es el único metal liquido que existe en la naturaleza.

Dentro de este periodo hay un conjunto particular de 14 elementos llamados serie de lantánidos debido a que

sus propiedades son semejantes a las del lantano (Z=57).

El séptimo periodo, se extiende desde el francio (Z=87) hasta el elemento 109, unilenio. Este periodo incluye

como el anterior un conjunto de 14 elementos, desde el torio (Z=90) hasta el unilenio, llamados serie de

lantánidos porque sus propiedades son semejantes al del actinio.

Grupos

Los grupos son columnas de la tabla periódica y se designan con los números romanos I a VIII.

Los grupos se encuentran divididos en los subgrupos A, B y TIERRAS RARAS, que no se numeran. El número

romano representa la valencia del grupo o el número de electrones en el último nivel, así por ejemplo todos los

elementos del grupo IA tienen valencia 1.

Grupo 1A o metales alcalinos. Se caracterizan por presentar un electrón en su capa mas externa (capa de

valencia). Su notación es ns (n corresponde al número de nivel). Ejemplo: sodio (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1. Son

blandos y su color es blanco plata. Tienen baja densidad, bajos puntos de fusión y ebullición, son buenos

conductores de calor y electricidad.

Grupo IIA o metales alcalinotérreos. La distribución de los electrones en el nivel más externo corresponde

ns2. Ejemplo: magnesio (Z=12) 1s2 2s2 2p6 3s2. Son más duros que los del primer grupo; tienen las mismas

propiedades metálicas, pero presentan mayor densidad.

Grupo IIIA o elementos térreos. Su notación más externa es ns2 np1. Ejemplo: aluminio (Z=13) 1s2 2s2 2p6

3s2 3p1.su configuración externa los hace similares en algunos aspectos.

Grupo IVA o familia del carbono. Su notación externa es ns2np2. Ejemplo: carbono (Z=6), 1s2 2s2 2p2. Este

grupo está constituido por carbono, silicio, germanio, estaño y plomo.

Grupo VA o familia del nitrógeno. La distribución de su nivel más externo es ns2 np3. Ejemplo: nitrógeno

(Z=7), 1s2 2s2 2p3. Todos los elementos de este grupo con excepción del nitrógeno son sólidos a temperatura

ambiente.

Grupo VIA o familia del oxigeno. La notación de su nivel externo es ns2 np4. Ejemplo: azufre (Z=16),

1s22s22p63s23p4. Este grupo este conformado por el oxigeno, el azufre, el selenio, el teluro y el polonio.

Grupo VIIA o familia de los halógenos. Su distribución electrónica externa es de ns2 np5. Ejemplo: cloro

(Z=17) 1s22s22p63s23p5. Tienen la energía de ionización más elevada.

Grupo VIIIA, gases nobles o inertes. Tienen más completo su nivel más externo; todos tienen 8 electrones en

su último nivel de energía excepto el helio que tiene dos electrones. El helio se halla en este grupo porque el

único nivel que contiene se encuentra completo.

Propiedades físicas y químicas de los elementos

Los elementos presentan propiedades según sea la posición que ocupen en la tabla periódica.

Metales

Localización en la tabla periódica

Los metales se encuentran localizados en la parte izquierda y en el centro de la tabla periódica.

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Propiedades físicas

Los metales presentan algunas propiedades físicas comunes. Veamos

Estado de agregación. Los metales son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio que es

líquido; el cesio, el galio y el francio tienen puntos de fusión muy bajos.

Conductividad. Son buenos conductores de energía calórica y eléctrica.

Apariencia. Presentan un brillo característica llamado brillo metálico; este solo se aprecia cuando su superficie

ha sido recientemente cortada o pulida, porque tiende a reaccionar de inmediato con el oxigeno del aire

formando un oxido metálico opaco.

Ductibilidad. Se puede convertir en hilos. Por ejemplo, el oro y la plata se usan en la elaboración de piezas

de joyería.

Maleabilidad. Se pueden extender fácilmente en láminas. Por ejemplo, las láminas de aluminio se emplean

en la construcción.

Color. El color en la mayoría de los metales es parecido al de la plata, es decir, son argentíferos (plateados).

Propiedades químicas

Propiedades periódicas. Los metales retienen débilmente los electrones de la capa mas externa (capa de

valencia), por ello los pierden en una reacción química.

Reactividad. La mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el oxigeno para

formar oxido y con los halógenos para formar halogenuros. El grado de reactividad varía tanto para los

elementos de un grupo como para los de diferente grupo.

No metales

Los metales así como los no metales cumplen funciones dentro del equilibrio que debe presentarse para la existencia

de la vida en nuestro planeta.

Localización en la tabla periódica: los no metales se encuentran situados en la parte derecha de la tabla periódica;

difieren de los metales tanto por sus propiedades físicas como químicas.

Propiedades físicas

Los no metales tienen propiedades físicas y químicas variadas. A continuación se presentan algunas de estas.

Estado físico. A temperatura ambiente pueden ser sólidos como el carbono, líquidos como el bromo y

gaseosos como el oxigeno.

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Apariencia. Presentan variedades de colores, por ejemplo: el bromo es rojo y el azufre amarillo.

Densidad. Por lo general es menor que la de los metales

Conductividad térmica y eléctrica. Son malos conductores de calor y de la electricidad, por ello se emplean

como aislantes.

Ductilidad y maleabilidad. No son dúctiles ni maleables.

Alotropía. Son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico. Por ejemplo, el oxigeno

gaseoso se puede presentar como molécula diatómica, O2, y molécula triatómica, O3, conocida como ozono.

Propiedades químicas

Los no metales poseen propiedades químicas tales como:

Propiedades periódicas. Retienen con fuerza los electrones de la capa externa y tienden a traer los electrones

de otros elementos durante una reacción química.

Electrones en la capa externa o de valencia. Tienen en su capa cuatro electrones o más, por ejemplo, los

elementos del grupo IVA tiene cuatro electrones y los del VIA, seis electrones.

Reactividad. La reactividad con que los elementos reaccionan con otros elementos es variable; algunos son

muy reactivos, por ejemplo, el flúor.

Propiedades periódicas

Algunas propiedades de los elementos varían de manera regular por la posición que ocupan en la tabla periódica, a

estas propiedades se les llaman propiedades periódicas.

Radio atómico y radio iónico

El radio atómico

Como se puede deducir, los átomos son partículas tan diminutas que es imposible medirlas directamente. No

obstante, los químicos han desarrollado técnicas que permiten estimar la distancia que hay entre los núcleos

de dos átomos o dos iones contiguos.

Por otra parte se observa también que el radio atómico decrece al desplazarnos a la derecha de un periodo.

El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que está unido. En

un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo,

ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.

Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios

atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el

átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el átomo de

Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el

tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

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El radio iónico

El radio iónico es, al igual que el radio

atómico, la distancia entre el centro del

núcleo del átomo y el electrón estable

más alejado del mismo, pero haciendo

referencia no al átomo, sino al ion. Éste

aumenta en la tabla de derecha a

izquierda por los periodos y de arriba

hacia abajo por los grupos.

Energía de ionización (Ei)

Es la misma energía necesaria para liberar el electrón mas externo de un átomo

gaseoso en su estado neutro:

M(g) + 1e- M+ +e-

M(g) es el átomo gaseoso, M´+ el ion formado y e- el electrón liberado. La energía de ionización se mide en electro voltio el cual se define como la

cantidad de energía impartida a un electrón cuando es acelerado por medio de

un potencial eléctrico de un voltio.

Afinidad electrónica (AE)

Es la energía liberada cuando un electrón se agrega a un átomo gaseoso neutro.

El proceso se representa:

X(g) + 1e- X- (g) + AE

En los periodos la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha.

Electronegatividad

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer electrones cuando se forma un enlace químico. Es decir,

mide la capacidad de un elemento para atraer hacia si los electrones que lo enlazan con otro elemento.

Carácter metálico

Al desplazarnos de izquierda a derecha por un periodo de la tabla periódica observamos que se produce una transición

gradual en el carácter de los elementos. Si observamos por ejemplo el segundo periodo de la tabla periódica, veremos

que se produce un cambio gradual en las propiedades de los elementos desde el litio, típicamente metálico, hasta el

flúor cuyas propiedades son típicamente no metálicas.

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Arquitectura electrónica

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número

cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado

orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen

subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario

(l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del

número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta

(n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico

secundario (l) será:

l = 0, 1, 2, 3,…, n-1.

Ejemplo:

Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de

comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1

Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2

Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subniveles, identificados como 0,

1, 2 y 3

Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5

posee cinco subniveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha

aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3)

sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para

representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se obtienen de la inicial de las palabras Sharp (s), principal

(p), difuso (d) y fundamental (f).

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual

veremos más adelante.

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los

valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la

orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales

presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de

emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a

un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el

sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se

introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores

de + ½ o – ½...

Numero cuántico de espín (ms): un orbital puede albergar como máximo dos electrones. Dichos electrones se

diferencian entre sí por el sentido giro sobre su eje. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de

giro son opuestos. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos.

Configuración electrónica

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican

en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico. Los

electrones se organizan alrededor del núcleo en orbitas que son regiones en las que se puede hallar un electrón por

poseer determinado nivel de energía; en el cual hay subdivisiones (subdivisiones).

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El numero de electrones permitido en el subnivel así como la forma y orientación espacial está determinada por los

números cuánticos.

Para construir el mapa que describa la organización de los electrones en la periferia del núcleo atómico se debe tener

en cuenta los siguientes principios:

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta

y el momento exacto del electrón”

.

Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números

cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

El principio de Aufbau: contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en

los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del

alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce

popularmente con el nombre de regla del serrucho.

Principio de ordenamiento: al ordenar los elementos de manera creciente de números atómicos cada átomo

de un elemento tendrá un electrón más que el que lo precede. Por ejemplo cada átomo de carbono (Z=6)

tendrá un electrón más que cada átomo de boro (Z=5)

La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que

enuncia lo siguiente:

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre

que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene

menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados

(espines opuestos o anti paralelos).

También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de

comprensión, que son:

Configuración estándar:

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas

gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales,

empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la

siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es

de una simpleza sorprendente.

Esquema de Pauli

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es

necesario:

Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta

conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica.

Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual

al número atómico (Z = p+).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía,

comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel

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(s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor

energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el

orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: y para –1/2, respectivamente.

También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:

Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones

apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos

que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.

En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número

atómico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que

la configuración del He sea muy estable.

Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al

tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de

ellos ocupa.

En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital

que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:

la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones

en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de

espines paralelos.

Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono

en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

Configuración electrónica del Ra: Z = 88 quiere decir que tiene 88 e-

La configuración electrónica es:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2

ACTIVIDADES DE APROPIACIÓN

ACTIVIDAD 1

1. Elabora un cuadro comparativo sobre la organización de la tabla periódica y los científicos que contribuyeron.

2. Elabore una síntesis sobre propiedades físicas y químicas de metales y no metales.

3. Clasifique los elementos según grupo y periodo, ejemplo, grupo IA H,Li,Na,K,Rb,Cs,Fr.

ACTIVIDAD 2

1. ¿Qué diferencias encuentras entre la clasificación realizada por Dobereiner y la de Newlands?

2. ¿Cuáles fueron las razones que determinaron el éxito del trabajo de Mendeleiev?

3. Explica la relación entre número atómico y propiedades periódicas de los elementos.

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ACTIVIDAD 3

Laboratorio

1. Experiencia propiedades físicas y químicas de algunos elementos:

Materiales:

Tres vasos de precipitados de 100 cc

Trípode

Malla de asbesto

Mechero

Espátula

Papel tornasol

Fenolftaleína

Alfileres

Papel de aluminio

Sal común, caja de fósforos, lata de aluminio, azufre, hierro, alambre de cobre, objeto de plata, agua.

Procedimiento:

2. Identifica estado, color, brillo, dureza. Registra tus datos en la tabla.

3. Coloca las sustancias en un vaso de precipitado que tiene 20 cc de agua. Controla el tiempo que dura la reacción.

4. Registra tus observaciones.

5. Coloca papel tornasol rojo y azul dentro del vaso de precipitado. Observa y registra.

6. Calienta las sustancias en una capsula de porcelana y repite el procedimiento con todas. Registra los resultados.

Registra tus datos en la siguiente tabla.

Muestra No Propiedades. Estado inicial

Estado Color Brillo Dureza

Análisis de resultados

1. ¿Cuales elementos se clasifican como metales y porque?

2. ¿Qué conclusiones sacas de los experimentos realizados?

3. Ubica los elementos en la tabla periódica de Mendeleiev, analiza las propiedades que identificaste para ellos y

justifica su ubicación.

4. ¿Qué color tomo el indicador universal en cada una de las muestras? indica para cada color el valor del pH

correspondiente?

5. Indica el carácter acido y básico de las diferentes muestras trabajadas, colócalas sobre una recta usando la escala

numérica de 1 a 14.

6. ¿Cuando relacionas el carácter ácido y básico con la posición de los elementos en la tabla periódica que

conclusiones sacas? Escríbelas.

ACTIVIDAD 4

Ejercicios propuestos

1. Dados los elementos cuyo número atómico es 4,7,9,19,12,13,17,20. Indica cuales tienen propiedades

químicas semejantes. Justifica tu respuesta.

2. Mendeleev predijo las propiedades del aluminio (galio). ¿Cuál fue la base de dicha predicción?

3. Los elementos Ne, Ar, Kr tienen propiedades semejantes, explica las razones que sustentan esta afirmación.

4. Utilizando la tabla periódica identifica un elemento que tenga propiedades químicas similares a la del carbono.

Sustenta tu respuesta.

5. Los elementos sodio y azufre tienen propiedades diferentes, en cambio el azufre y el selenio tienen propiedades

similares. Explica por qué?.

6. Dados los elementos Fe, Ca,Zn,K,Br;Cu,Fe,Se,As ordena de mayor a menor carácter metálico. Justifica tu

respuesta.

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7. Dado los elementos cuyo número atómico es 5-6-14-11-18-13-37-10. Indica cuales tienen propiedades

químicas semejantes. Justifica tu respuesta.

8. Los elementos Li,Cs y Obtienen propiedades semejantes, explica las razones que sustentan esta afirmación.

9. En la tabla periódica identifica un elemento que tenga propiedades semejantes a las del fosforo. Explica tu

respuesta.

ACTIVIDAD 5

Propiedades periódicas

1. ¿Qué son propiedades periódicas?

2. ¿Cómo varia el numero atómico en la tabla periódica?

3. ¿Cómo varia el tamaño atómico de los elementos en la tabla periódica? Argumenta tu respuesta.

4. ¿Cuándo analizas el carácter metálico de los elementos y los relacionas con su posición en la tabla periódica,

que afirmación puedes hacer? ¿cuál es la razón para este comportamiento?

ACTIVIDAD 6

1. Analiza cada una de las anteriores propiedades periódicas y en el siguiente esqueleto de la tabla periódica

indica, con diferentes colores, como varían en un periodo y en un grupo.

2. Analiza la siguiente información responde: ¿Cómo varía el radio atómico y cuál es la razón para dicha

variación?

Elemento Na Mg Al Si P S Cl

Radio

atómico

1.54 1.36 1.25 1.17 1.10 1.04 1.01

3. Dados los elementos Fr,S,Mg,Sr,Cu,Zn,P,K,Au,F,Al. Ordénalos según su carácter metálico de menor a mayor.

ACTIVIDAD 7

Ejercicios resueltos

1. La energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de

un átomo neutro en estado gaseoso. La energía de ionización del litio es 520 Kj / mol. Explica por qué razón el

flúor tiene mayor energía de ionización.

Estrategia de solución

a. Identificar el número de cargas positivas y negativas de cada elemento. Se busca en la tabla periódica los

elementos, los símbolos de cada elemento y se determina el numero atómico, así que puede decir que:

El flúor tiene 9 cargas positivas y 9 cargas negativas y el litio tiene 3 cargas positivas y 3 negativas.

b. A continuación se analiza el efecto que tiene el aumento de la carga nuclear: como el flúor tiene mayor número

de cargas positivas o sea mayor carga nuclear, la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón es mayor en el

flúor que en el litio por lo tanto será necesaria más energía para arrancarle un electrón al flúor.

Ejercicios propuestos

1. Dados los elementos F,Li,Ne,B analiza cual presenta:

a. Mayor afinidad electrónica

b. Menor potencial de ionización

c. Mayor radio atómico

2. Para los elemento A Y B cuyos números atómicos son 19 y 35 respectivamente, indica:

I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO

GESTIÓN ACADÉMICA GUÍA DIDÁCTICA 4

¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!

CÓDIGO: PA-01-01

VERSIÓN: 2.0

FECHA: 19-06-2013

PÁGINA: 12 de 12

a. Cual tiene menor electronegatividad

b. Cual tiene mayor carácter metálico

3. Dados los elementos cuyo número atómico es 4,7,9,19,13,17,12,20 indica:

a. Elemento más electronegativo

b. Elemento más electropositivo

4. Elementos Br,Sr,Ca y Be pertenecen al grupo IIA de la tabla periódica. Justifica cual es el elemento que presenta:

a. Menor potencial de ionización

b. Menor volumen atómico

c. Mayor carácter metálico

SOCIALIZACIÓN

La socialización se realizara con la asesoría del profesor en forma grupal, resolviendo las inquietudes de los

estudiantes. En mesa redonda y experiencia virtual serán ampliados los temas correspondientes a experiencias de

laboratorio lo relacionado con la tabla periódica los cuales también serán evaluados en forma escrita. Se recogerá el

cuaderno al finalizar cada actividad. Tema desarrollado será tema evaluado. Recuerde que cada actividad tiene un

sello. Recuerde mantener siempre una buena actitud en clase.

COMPROMISO

1. Desarrollar y presentar informe de laboratorio en la fecha estipulada

2. Elabora la distribución electrónica de los siguientes elementos:

a. As (Z=33)

b. Zn (Z=30)

c. Si (Z=14)

d. Ni (Z=28)

3. Establezca los principios para determinar la configuración electrónica.

4. Elaborar diccionario de términos científicos teniendo en cuenta primero y segundo periodo.

ELABORÓ REVISÓ APROBÓ

NOMBRES

DELIA VELANDIA CAICEDO

DELIA VELANDIA

CARGO Docentes de Área Jefe de Área Coordinador Académico

01 07 2015 7 07 2015 7 07 2015