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QUÍMICA

3

Secundaria

Primer Bimestre

Í nd i c e Capítulo

Pág

1. Introducción

7

2. Estructura Molecular Capítulo 15 Capítulo 3. Números Cuánticos

21

4. Configuración Electrónica Capítulo 27 Capítulo 5. Tabla Periódica I

33

6. Tabla Periódica II Capítulo 40

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”

Q uímica

CAPÍTULO

1

Introducción

QUÍMICA La Química es la ciencia natural, netamente experimental, que estudia la materia, su composición, sus propiedades, su estructura, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichos procesos. El universo está constituido por materia y energía, siendo ambas manifestaciones diferentes de una misma existencia.

LA MATERIA Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (presenta inercia y extensión) e impresiona a nuestros sentidos.

materia cuerpo partículas moléculas iones átomos partículas subatómicas

NATURALEZA CORPUSCULAR DE LA MATERIA Está comprobado experimentalmente, en incontables ocasiones, que la materia está constituida por partículas, es decir, aunque parezca continua y sin interrupción, realmente es discontinua y consta de partículas discretas (electrón, protón y neutrón).

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La forma más directa de iniciar el estudio de la química es examinar algunas formas fundamentales de clasificar y describir la materia. Éstas se pueden basar en su estado físico, en su composición, o de acuerdo al objeto de nuestro estudio.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA protón

Química - 3ro. Secundaria

La materia se presenta en tres estados fundamentales: sólido, líquido y gaseoso, los que se denominan estados de agregación o estados físicos. Cada estado particular resulta de la acción de dos tipos de fuerzas que se presentan cuando interactúan entre sí las partículas fundamentales que conforman un cuerpo: Fuerzas de atracción y Fuerzas de repulsión. Estas fuerzas actúan simultáneamente y en sentido contrario sobre las partículas de un cuerpo, las que se encuentran en constante movimiento.

7

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Las fuerzas de atracción tienden a unir a las moléculas, de tal manera que ocupen el menor espacio posible, mientras que las fuerzas de repulsión tienden a separarlas. De la intensidad de estos dos tipos de fuerzas dependen los estados físicos de la materia.

Los cuerpos en Estado Gaseoso no presentan forma o volumen propios, adecuándose a la forma y volumen del recipiente que los contiene. Son fácilmente compresibles. En ellos, las fuerzas de repulsión molecular prevalecen sobre las de atracción.

Sólido Fuerza de atracción >> Fuerza de repulsión

Líquido Fuerza de atracción = Fuerza de repulsión

Gaseoso Fuerza de atracción << Fuerza de repulsión

CAMBIOS DE ESTADO Un mismo cuerpo, por efectos de la variación de la temperatura o de la presión, puede pasar de un estado de agregación a otro. Dichos cambios de estado reciben los siguientes nombres: fusión, solidificación, vaporización, licuación y sublimación.

Los sólidos que se encuentran con más frecuencia, como la sal, el azúcar, el cuarzo y los metales son cristalinos, y muestran un orden geométrico en sus partículas. Sólidos como los plásticos, el vidrio y las pastas, se llaman amorfas porque no tienen una configuración interna geométrica regular (amorfo quiere decir ‘‘sin forma’’). En cambio, en los estados líquido y gaseoso, la disposición de las moléculas es más o menos desordenada.

SÓLIDO

LÍQUIDO

GASEOSO ESTADO SÓLIDO

Los cuerpos en Estado Sólido poseen forma propia, la que dentro de ciertos límites subsiste, aun cuando existan fuerzas exteriores que tiendan a d e f o r m a r l o s . Ti e n e n volumen propio. En ellos, las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas prevalecen sobre las de repulsión.

Los cuerpos en Estado L í q u i d o no poseen forma propia, aunque sí volumen propio. Adoptan la forma del recipiente que los contiene. Cuando se hallan en reposo, presentan una superficie plana horizontal. En ellos se equilibran las fuerzas de atracción con las de repulsión.

8

ESTADO LÍQUIDO

ESTADO GASEOSO

Según el programa de las Naciones Unidas para la Protección del Medio Ambiente; cada año se arrojan al mar 20 mil toneladas de basura, de las cuales el 90% permanecen en las costas y causan daños en las aguas destinadas a la pesca y al disfrute de actividades de recreo y desarrollo.

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MEZCLAS Y SUSTANCIAS Diariamente nos ponemos en contacto con incontables tipos de materia. El aire, los alimentos, el agua, las rocas, el suelo, el vidrio y este libro son todos diferentes tipos de materia. De acuerdo a su composición, la materia puede clasificarse según se indica en el siguiente cuadro:

UNIVERSO

MATERIA

ENERGÍA

Elementos

Oxígeno, carbono, plata, hierro, etc.

Compuestos

Agua, sal de mesa, amoniaco, alcohol, etc.

Mezclas Homogéneas (Soluciones)

Azúcar en agua, vodka, gasolina, etc.

Mezclas Heterogéneas

Pa n d e p a s a s , polvo, granito, madera, etc.

Sustancias puras

Toda la materia

Mezclas

UNIVERSO

ELEMENTO

En general es todo aquello que nos rodea. El universo está constituido por materia y energía, siendo ambas manifestaciones diferentes de una misma existencia.

Sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples mediante ensayos químicos. Ejemplo: aluminio, nitrógeno, etc. Se le representa por un símbolo. Actualmente se conocen 112. COMPUESTO Sustancia constituida por 2 o más tipos de elementos diferentes en una relación definida que queda explícita en una fórmula.

SUSTANCIAS Materia de composición y propiedades definidas, constantes e invariables. Todas las muestras de una sustancia tienen las mismas propiedades. Se clasifican en elementos y compuestos.

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Pueden descomponerse por medios químicos en sustancias más simples y/o elementos. Estos componentes más sencillos pierden su identidad al formarse el compuesto. Se le representa por una fórmula. Ejemplo: Sulfato de calcio (CaSO4).

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EJERCICIOS RESUELTOS

MEZCLA Materia conformada por 2 o más sustancias en proporciones variables (aunque puede determinarse su composición). No se le puede representar por una fórmula química. Los componentes de una mezcla pueden separarse mediante métodos físicos. Los componentes al formar la mezcla no pierden su identidad, es decir, no se transforman en nuevas sustancias. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Ejemplo: aire, agua de mar, etc.

Ejemplo 1 Clasifica las siguientes mezclas en homogéneas y heterogéneas. a) Petróleo y agua. b) Aceite y vinagre doméstico. c) Azúcar totalmente disuelta en agua. d) Agua y alcohol. Solución:

MEZCLA HOMOGÉNEA Mezclas que presentan una sola fase. Suelen denominarse soluciones. Ejemplo: azúcar disuelto en agua, gaseosas (Inca Kola, Coca Cola), etc.

Homogéneas : c y d Heterogéneas: a y b

Ejemplo 2 De las siguientes afirmaciones, ¿cuáles son verdaderas? a) Los compuestos están formados por una sola clase de átomos. b) Un compuesto tiene una composición constante y definida. c) Una mezcla puede ser separada por operaciones físicas simples. Solución: MEZCLA HETEROGÉNEA Mezcla que no presenta uniformidad de las propiedades en toda su extensión, es decir, presentan dos o más fases. Ejemplo: granito, mezcla de limaduras de hierro y oro, etc.

Sólo b y c.

Ejemplo 3 Se encierran herméticamente en un frasco una muestra de agua helada y un trozo de hielo. Si se conoce que los líquidos se evaporan a cualquier temperatura, ¿cuántas fases hay en el sistema? (excluya el recipiente), y ¿cuántas sustancias? Solución: El sistema es heterogéneo, donde existen tres fases: el agua líquida, el agua sólida (hielo) y el vapor de agua. Sólo hay una sustancia, por lo tanto no es una mezcla.

Demostración ¿Por qué el agua potable que consumimos es una mezcla y no una sustancia? La solución a esto se demuestra ya que el agua potable es tratada agregándole algunas sustancias químicas. Además uno se da cuenta, sobre todo en verano, que el agua que sale de los caños sale un poco blanca y esto se debe a la presencia del carbonato de calcio, por lo tanto el agua potable no es pura.

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Resolviendo en clase 1 Completa los cuadros vacíos.

3 Completa los cuadros. 3

SÓLIDO Gas

Sólido

LÍQUIDO

4 1

2

5

6

GASEOSO Líquido

Sólido

1. ____________________________________ 2. ____________________________________ 3. ____________________________________

Licuación

4. ____________________________________

Gas

5. ____________________________________ 6. ____________________________________

Resolución: Resolución:

Rpta:

Rpta:

2 Indica verdadero (V) o falso (F), según corresponda.

4 Coloca los ejemplos dados en la siguiente clasificación:

Una mezcla heterogénea es el agua potable.( ) Una mezcla homogénea es el acero.

– Latón

– ZnCl2

– Agua y aceite

– Ag

( ) MATERIA

El cobre es una sustancia compuesta.

( ) ___________ ___________

El alcohol etílico C2H5OH es una sustancia simple.

___________ ___________

( )

___________ ___________

Un ejemplo de cambio químico es la evaporación del agua líquida.

( )

___________ ___________

Resolución: Resolución:

Rpta:

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

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5 Relaciona usando flechas.

6 Relaciona mediante flechas:



Fósforo Mezcla Blanco Homogénea



Cal Viva



Glucosa Mezcla

Cambio Químico

Grafito Compuesto

Vaporización Sustancia del Agua Simple Vino Sustancia Simple





Bronce

Cambio Físico Resolución:

Fotosíntesis

Compuesto

Resolución:

Rpta:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. Completa: El agua regia está formada por una mezcla de _________________ y __________________.

* De la lectura siguiente: El estaño, se conoce desde hace por lo menos 5500 años. El mineral más conocido de estaño es el SnO2, conocido como casiterita. Desde la antigüedad se conocía la producción del bronce que es la aleación de Cu(90%) y Sn(10%). Con él se confeccionaban diversos objetos decorativos mediante tratamientos manuales y mecánicos. El estaño se debe guardar por encima de 0°C, porque a temperaturas inferiores de –13°C se convierte en polvo de color ceniza y en la época medieval, por ignorancia, se atribuía esas transformaciones a hechizos de brujas y muchas mujeres fueron quemadas, pero ahora se sabe que en la red cristalina se reordena los átomos a menos de –13°C. En el reciclado de latas que presentan estaño se hace pasar corriente de cloro gaseoso (Cl2) sobre las latas y así se forma SnCl2.

12

8. Enumera las sustancias simples.

9. Enumera los compuestos químicos.

10. Enumera las mezclas.

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11. Enumera los cambios químicos.

12. Enumera los cambios físicos.

Para reforzar 1. Señala una mezcla homogénea: a) Gelatina b) Amalgama c) Grafito d) Gaseosa e) Alcohol 2. Señala una sustancia simple: a) C, Mg, K b) CH­4 d) CH­ 3

c) H2O e) ZnCl2

5. Del ENUNCIADO 1: ¿En cuál de las tres faces la fuerza de repulsión será mayor?

3. Indica una fuente de energía: a) Física química b) Solar c) Sublimación d) Evaporización e) Licuación

a) Liquida c) Plasmatico d) Ultrafrio

b) Gaseosa e) Solido

ENUNCIADO 1: 6. Del ENUNCIADO 1: ¿Cómo se haría para que el hierro líquido se solidifique?

alo ás C

Viruta de Hierro

r

Fuego Hierro Fundido

M

*

4. Del ENUNCIADO 1: ¿En cuál de las tres faces la fuerza de cohesión será mayor? a) Liquida b) Gaseosa c) Plasmatico d) Ultrafrio e) Solido

Hierro en Vapor

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a) Se caliente el hierro. b) Se oxide el hierro. c) Se evaporiza el hierro. d) Se cambia de liquido a gaseoso. e) N. A.

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*

ENUNCIADO 2:



Los licores son bebidas alcohólicas que llevan azúcar y productos aromáticos tales como extractos de plantas y frutas. En la antigüedad se sabía que tenía la propiedad de arder cuando se vertía sobre piedras incandescentes. En la Edad Media se descubrieron los principios físicos de la destilación, lo que permitió que los alquimistas de la época llevaran a cabo la separación de los componentes volátiles (alcohólicos) de los no volátiles (extracto) del vino.



9. Del ENUNCIADO 2: Señala un cambio químico.

Por otra parte, solo se pueden usar aparatos y recipientes que no tengan hierro ni zinc, porque los ácidos de las frutas reaccionan con estos metales. El zumo se oscurecería mucho y no sería apto para el consumo.

7. Del ENUNCIADO 2: Señala una mezcla.

a) Zn b) Vino d) Cl2

c) SnO2 e) Cu

8. Del ENUNCIADO 2: Señala un compuesto.

a) Zn b) Vino d) Cl2

c) SnO2 e) Cu



a) N2+H2= H2 O b) Zn + Fe = Latón c) C + Zn = Amalgama d) Cu+Sn=Bronce e) N. A.

10. Del ENUNCIADO 2: Señala un cambio físico.

a) Se oxidan los metales b) El Papel se quema c) El Bronce se vuelve polvo a 13°C d) La sublimación de solido a liquido e) N. A.

11. El latón está formado por una aleación de ________________ y ______________ . a) C – Fe b) Fe – Zn d) Cu – Fe

c) Cl – N2 e) N. A

12. El acero está formado por una aleación de _______________ y ______________ . a) C – Fe b) Cu – Zn d) Cu – Fe

c) Cl – N2 e) N. A

Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de como están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos. Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por lo tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos. Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica de dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.

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Q uímica

CAPÍTULO

2

Estructura Molecular

CONCEPTO La palabra átomo fue propuesta por los griegos Leucipo y Demócrito (A = sin, TOMO = división), considerando que la materia estaba constituida por átomos y que éstos eran indivisibles. Planteaban la discontinuidad de la materia.

Litio

Átomo de Litio

Observamos : Protones = 3 = Z Neutrones = 4 = n 7 = A Se deduce:

Proceso Mecánico

Donde: Z : Carga Nuclear n° : Número de Neutrones A : Número de Masa NOTACIÓN :

Proceso Químico

A

E

Partículas Proceso Físico o

A = Z + n°

Z

A : Número de masa Z : Número atómico

Ejemplo 1 7 Litio → Símbolo Li 3

A

<> ZE

Ejemplo 2 Átomos

Una muestra de metal Litio puede ser fragmentada en trozos pequeños por medios mecánicos y luego estos trozos se dividen mediante procesos físicos y/o químicos, hasta un límite de división que sería el átomo de Litio.

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1 1

H

35 Cl 17

Presenta : 1 Protón 0 Neutrones 1 Núcleo Presenta : 17 Protones 18 Neutrones 35 Nucleones

15

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ÁTOMOS NEUTROS. Se cumple: # protones = # electrones = Z ISÓTOPOS (Z) 1 1

2

H

1

Protio

3

H

1

Deuterio

H

Tritio

12

13

14

6

6

6

C

C

Según aseguran los historiadores, la ciencia tal y como la describimos hoy nace en Grecia hace unos 2500 años con Tales de Mileto. Puede que eso sea hilar muy fino pero lo cierto es que los griegos aportaron muchos de los pilares de la ciencia actual. Intentaron dar una explicación a todo lo que les rodeaba sin derivar hacia el misticismo, tratando casi siempre de ser lo más racionales posibles.

C

ISÓBAROS (A) 40

Ca 20

40 Ca 18

55 Cr 24

55 25

Mn

IONES

ISÓTONOS (nº)

CATIÓN

ANIÓN # electrones > # protones

Na 11

24 Mg 12

# protones > # electrones

n = 12

n = 12

Ejemplos:

23

14 N 7

13 C 6

n=7

n=7

54 Fe 26

52 Cr 24

n = 28

n = 28

23

Na 11 # p+ = +11 #e– = 11 35 Cl 17

# p+ = +17 #e– = –17

23 Na+1 11

# p+ = +11 #e– = 10 35 Cl–1 17

# p+ = +17 #e– = 18

Demostración

¿Por qué a los nucleones se les llama el número de masa? Solución: Nucleones se les llama a los protones y neutrones y se sabe que A = Z + n° y que Z = p+ A = p+ + n° =nucleones.

16

Láser es un tipo de emisión que implica tanto ÁTOMOS como moléculas. Desde 1960, el descubrimiento del láser, realmente, ha revolucionado la ciencia, la medicina y la tecnología, ya que presenta una alta intensidad y facilidad de enfoque que lo hace útil para cirugía ocular, para taladrar agujeros en los metales, etc.

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EJERCICIOS RESUELTOS

Ejemplo 3 Si un átomo pierde 2 electrones, ¿disminuye su número atómico?

Ejemplo 1 El átomo 53A posee 27 neutrones y es isótopo con el A2+. Halla el número de electrones de A2–.

Solución: «No», ya que el número atómico no cambia por la pérdida de electrones.

Solución: Ejemplo 4 Sabemos que: 53 A Z

→ 53 – Z = 27 → Z = 26

40 +2 X 20

Si

halla la suma de partículas fundamentales.

Como son isótopos se conserva el valor de Z.

Solución:

A2+ A° 26A2– 26 – (posee 24e ) → (posee 26e–)→(posee 28e–)

Las partículas fundamentales son: p+ = 20 nº = 40 –20 = 20 e– = 20 – 2 = 18

26

∴ A2– posee 28 electrones.

Suma : 20 + 20 + 18 = 58

Ejemplo 2

Ejemplo 5

Relaciona:

Si

I) Átomos con igual número atómico pero diferente número de neutrones. II) Átomos con igual cantidad de neutrones. III) Antipartícula del electrón. IV) Especie con exceso de electrones. a) Isótonos c) Hílidos b) Anión d) Positrón

isótono 50 X 21Y 20

 

halla los nucleones de «Y». Solución: Nucleones = número de masa = A = Z + nº Si son isótonos presentan igual cantidad de neutrones. X presenta 30 neutrones.

a) Ia IIb IIIc IVd b) Ic IIa IIId IVb c) Id IIb IIIa IVc

d) Id IIc IIIa IVb e) Ib IIa IIIc IVd

20 50



∴ A = 21 + 30 = 51

Solución: I) Isótopos (Hílidos) II) Isótonos (nº=nº) III) Electrón –1e°

Positrón +1e° (antipartícula de electrones)

Para Aristóteles, filósofo posterior a Leucipo, no existía el vacío; la materia era continua y no había espacios vacíos en ella, de manera que podía dividirse indefinidamente. Por lo tanto, desechó el atomismo. Por ser Aristóteles el filósofo más influyente de su época y de mayor trascendencia hasta la Edad Media, el atomismo perdió seguidores.

IV) Anión: especie negativa (exceso de electrones).

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Resolviendo en clase 1 Halla p++ n° + e– en

40 20

+ 3 Si p = 3 ,además el número

Ca+2

n0

5

de neutrones es 80. Halla las partículas neutras.

Resolución:

Resolución:

Rpta:

2 Halla la carga nuclear y los nucleones para

Rpta:

56 26

Fe.

4 Un átomo que llega a perder electrones es conocido como:

Resolución: Resolución:

Rpta:

18

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

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5 Halla los neutrones de L.

30

X

isoelectrónico

6 Halla el número de masa de L. 66 +2

L



Resolución:

Rpta:

15

L

isótono 18

J

isóbaro

39

K

Resolución:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. Se tiene 2 isótopos de un elemento «E». Si la suma de sus respectivos neutrones es 8 y la suma de sus números de masa es 72, entonces el valor de Z es:

8. La semidiferencia entre los números de neutrones y protones de un átomo es 60, además es isóbaro del 200 80 Hg . Halla Z.

10.

Indica verdadero (V) o falso (F). La mínima parte de la materia son los protones. ( ) Los electrones pertenecen a los leptones. ( ) El volumen del átomo en un 99.99% es el núcleo. ( ) Los protones presentan quarks. ( )

11. Un átomo posee 123 partículas fundamentales. Cuando se convierte en ión posee 40 80 electrones y es isóbaro con la especie 35Br − 1 . Señala la carga del ión. 9. La diferencia de los cuadrados del número de masa y número atómico es igual a la suma del número de masa y número atómico. Halla el número de neutrones.

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12. Dos isóbaros poseen números atómicos que suman 87 y presentan en total 93 neutrones. Señala el número de masa del isóbaro de menor carga nuclear.

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Para reforzar 35 1. Indica la carga nuclear del núclido 17 Cl .

a) 15 b) 35 d) 16

2. Si

c) 17 e) 18

p+ 3 = y A = 70, halla los protones. 4 n

a) 10 b) 60 d) 70

3. En el núclido

4b + 1 + 3 3b X

c) 22 e) 23

4. Un átomo neutro tiene 55 electrones y su número de masa es el doble más 8 unidades que su número atómico. Halla el número de neutrones. a) 92 b) 87 d) 25

a) 41 b) 43 d) 39

c) 82 c) 63

a) 198 b) 196 d) 194

a) 11 b) 22 d) 25

c) 28 e) 14

6. Un anión divalente es isoelectrónico con el ión Francio 87Fr+1 y además es isótono con la especie química 200 . Señala el número de masa del 90 Th anión. a) 116 b) 190 d) 194

20

c) 182 e) 188

c) 200 e) 205

9. Un elemento químico posee 2 isótopos cuyos números de masa son 80 y 82, respectivamente. Si el número total de neutrones es 92, calcula el número atómico del elemento. a) 31 b) 34 d) 35

c) 32 e) 33

10. La suma de los cuadrados de los números de masa y atómico es 169. Si el número de neutrones es 7, calcula el número atómico. a) 12 b) 3 d) 15

5. Halla el número de masa de un elemento, sabiendo que su número atómico es 17 y que el número de neutrones es igual a la mitad de la masa atómica menos tres.

c) 40 e) 42

8. Un catión divalente presenta 78 electrones y 120 neutrones. Calcula su número de masa.

c) 30 e) 50

n° =10, halla los electrones.

a) 21 b) 24 d) 25

7. Tres isótopos poseen números de masa consecutivos y presentan en total 123 neutrones. Calcula el número de neutrones del isótopo pesado.

c) 5 e) 10

11. Un catión divalente posee un número de protones que está en relación de 5 a 7 con el número de neutrones. Si el número de electrones es 28, calcula el número de masa. a) 65 b) 48 d) 120

c) 60 e) 72

12. El número de protones está en la relación de 2 a 3 con el número de neutrones. Si la suma de los números de masa y atómico es 175, calcula Z. a) 25 b) 35 d) 70

c) 30 e) 75

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Q uímica

CAPÍTULO

3

Números Cuánticos

NÚMEROS CUÁNTICOS Son conjuntos de números que describe los posibles estados del electrón. SIGNIFICADO

DENOMINACIÓN

Para el orbital

Para el e–

Principal (n)

Nivel de energía

Tamaño o volumen

Secundario o Azimutal (l)

Subnivel de energía

Forma

Magnético (m)

Número de orbitales

Orientación espacial

Spin (s)

Giros y otros

A) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) Designa los niveles de energía o capas. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, Nivel

K

L

M N

O

P

Q

Notación espectroscópica

Para cada nivel de energía se encuentra como máximo 2n2 electrones. B) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (l) Cada nivel de energía contiene varios subniveles de energía, los cuales son designados por este número cuántico. Varios orbitales pueden corresponder al mismo subnivel de energía.

0 ≤ l ≤ n–1

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# e– máximo 2 (2l + 1)

SUB NIVEL

l

# de orbitales

Sharp

s

0

1

2

Principal

p

1

3

6

Diffuse

d

2

5

10

Fundamental

f

3

7

14

(2l + 1)

21

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” C) NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICOP (ml) Nos indica la orientación del orbital en el espacio para cada subnivel de energía.

–l

≤

m

≤

+l

D) NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (ms)

El spin representa dos estados posibles del electrón, por lo tanto, asume 2 valores.

ms= +1/2

22

ms= –1/2

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EJERCICIOS RESUELTOS

Ejemplo 3

Ejemplo 1 Halla los números cuánticos del Z= 1. n = 1 2 3 4

Halla los electrones como máximo para el subnivel

l = 1.

Solución: #e– max = 2(2l + 1) = 2(2(1)+1) = 6

– núcleo

Ejemplo 4 Hallar los 4 números cuánticos del último electrón para 4p5.

Solución: Su número cuántico principal es 1 porque este electrón se ubica en el primer nivel de energía. Su número cuántico secundario es ‘‘0’’, porque este electrón se encuentra en un subnivel de forma esférica que le corresponde el número cuántico cero. Su número cuántico magnético es ‘‘0’’. Si

l = 0 → ml = –l ........0.....+l

Spin = +1/2

m 0= 0

Solución:

n = 4

ml = –1

l=1 0

+1

ml = 0 ms = –1/2

Respuesta:

Ejemplo 5



n

l

ml

ms



1

0

0

+1/2

Halla los orbitales como máximo para el subnivel de forma dilobular. Solución:

Ejemplo 2

p = dilobular

Indica la forma geométrica del subnivel «s». Solución: s → esférica

p ⇒ l = 1 # de orbitales = 2l + 1 = 2(1) + 1 = 3

p → dilobular d → tetralobular

COMPARACIÓN Los cuatro números cuánticos se pueden considerar como la dirección completa de un electrón en un átomo, de la misma forma en que el código postal específica la dirección geográfica de un individuo.

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La misma palabra, alquimia, parece tener procedencia dudosa. Muchos afirman que la expresión actual, legada directamente por los árabes, puede ser dividida en dos partes: el artículo al y el término chemia, que significa “tierra o suelo negro”. Según esta hipótesis, los musulmanes se referían a las oscuras tierras de Egipto donde habrían aprendido los primeros secretos de la misteriosa ciencia. La figura del filósofo egipcio Hermes Trismegistus se consideraría entonces como padre del saber humano y de ahí derivaría el término “hermético” que con tanta frecuencia aparece relacionado con la alquimia. Pero no solo del país egipcio provienen los primeros escritos sobre esta actividad, sino también de las lejanas tierras de China. En el año 140 apareció en aquel país el primer tratado alquímico y las ideas que contiene aparecen estrechamente relacionadas con el Taoísmo.

23

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”

Resolviendo en clase 1 El número de orbitales para l = 3 es: Resolución:

Rpta:

2 El número de orbitales para l = 4 es: Resolución:

Rpta:

24

3 La forma geométrica del subnivel l = 2 es: Resolución:

Rpta:

4 La orientación del orbital es: Resolución:

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” 4 5 Halla ml y ms para 6p del penúltimo electrón.

Resolución:

Rpta:

2 4 6 Halla la energía relativa para 3d y 4p .

Resolución:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. El máximo número de orbitales para el subnivel fundamental.

10. Indica la orientación del orbital del último electrón de 5d10.

8. El máximo número de orbitales para el subnivel principal.

11. Los electrones como máximo para un orbital difuso.

9. Indica la orientación del orbital del último electrón de 4p3.

12. Los electrones como máximo para un orbital principal.

Química - 3ro. Secundaria

25

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Para reforzar 1. Indica los valores de «n», «l» y «ml» para un orbital 3p. a) 3, 0, 0, –1/2 c) 3, 0, 0, +1/2 d) 3, 1, +1, –1/2

7. Halla los 4 números cuánticos para el penúltimo electrón en 6p6. a) 6, 2, 0, –1/2 c) 6, 1, –1, +1/2 d) 6, 1, 0, +1/2

b) 4, 0, 1, –1/2 e) 3, 1, 0, +1/2

b) 6, 1, +1, –1/2 e) 6, 1, 0, –1/2

8. Señala la combinación correcta. 2. Halla ml y ms para 3d5 del último electrón. a) +2, +1/2 c) +2, –1/2 d) +1, –1/2

a) 3, 0, –1, +1/2 c) 5, 4, –3, +1/2 d) 6, 0, 0, –1/2

b) –2, –1/2

b) 4, 4, +3, +1/2 e) c y d

e) +1, +1/2

3. Señala la combinación correcta. a) 1, 2, +1, +1/2 c) 2, 2, +1, +1/2 d) 3, 0, 0, –1/2

b) 3, 0, +1, +1/2 e) 3, 0, –1, +1/2

9. Indica verdadero (V) o falso (F): • «n» determina los valores que debe tener «l». • «l» puede tener cualquier valor de un número entero excepto cero. • Los valores de «s» indican el giro del electrón. • ml indica la orientación del orbital.

a) FVFV b) FFVV d) FFFF

c) VFVF e) VVVV

4. Marca la combinación correcta. a) 2, 0, +1, –1/2 c) 1, 1, 0, –1/2 d) 2, 1, +1, +1/2

b) 3, 1, +2, +1/2 e) 0, 1, 0, +1/2

10. Halla los 4 números cuánticos del último electrón para 3p5. a) 3, 2, 1, +1/2 c) 3, 1, 0, –1/2 d) 3, 1, –1, +1/2

b) 2, 1, 0, +1/2 e) 3, 1, 0, +1/2

5. Halla n, l, ml y ms para 2s del último electrón. 2

a) 2, 0, – 1, – 1/2 c) 3, 2, 0, +1/2 d) 3, 2, 0, –1/2

b) 2, 0, 0,–1/2 e) 3, 3, 1, +1/2

6. Halla ml y ms para 3d8 del último electrón. a) 0 y +1/2 c) –2 y –1/2 d) –3 y +1/2

26

b) 0 y –1/2 e) +2 y –1/2

11. Halla el N.C. azimutal para 5p5. a) 5, 2, 0, –1/2 c) 3, 3, 0, +1/2 d) 5, 3, 0, –1/2

b) 5, 1, 0, –1/2 e) 5, 4, 0, –1/2

12. Indica el giro del último electrón para 5p3. a) 5, 1, +1, +1/2 c) 5, 0, 0, –1/2 d) 5, 1, –1, –1/2

b) 5, 3, –1, +1/2 e) 3, 3, –1, –1/2

Química - 3ro. Secundaria

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Q uímica

CAPÍTULO

4

Configuración Electrónica

ENERGÍA RELATIVA DE UN SUBNIVEL Aproximadamente la energía relativa de un orbital equivale a ‘‘n + l’’, siendo ‘‘n’’ y ‘‘l’’ los números cuánticos principal y secundario, respectivamente. SUBNIVEL Nivel (n) Subnivel (l) Energía (E ) Relativa r

2s

3p

4s

5f

2 0

3 1

4 0

5 3

2

4

4

8

ENERGÍA RELATIVA = n + l

PRINCIPIO DE AUFBAU Se refiere a la construcción de la distribución electrónica, teniendo en cuenta el orden creciente de la energía relativa de los subniveles, siendo ésta así: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p SUBNIVEL

VALOR DE ‘‘l ’’

s p d f

0 1 2 3

# ORBITALES # MÁXIMO DE e– 1 3 5 7

2 6 10 14

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

LA LUZ LÁSER es intensa. Los haces láser son estrechos y no se dispersan como los demás haces de luz. Esta cualidad se denomina direccionalidad. La luz láser es coherente. Esto significa que todas las ondas luminosas procedentes de un láser se acoplan ordenadamente entre sí. Los rayos láser producen luz de un solo color o, para decirlo técnicamente, su luz es monocromática.

Rayos X Química - 3ro. Secundaria

27

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REGLA DE SARRUS O MOLLER (SERRUCHO) Los electrones se distribuyen en las diferentes regiones de menor a mayor energía relativa. K 1

Nivel n

s2 Subnivel (l)

L 2

M 3

s2 p 6

N 4

s2 s2 p 6

2

8

p6

d10

18

32

Q 7

p6

p6

d10 d10

f14



# electrones

P 6

s2 s2 s2

p 6

d10



O 5

f14 32

18

8

El máximo número cuántico principal «n» señala el periodo al que pertenece el elemento quimico en la tabla periódica.

PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND) Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual, antes de que se inicie el apareamiento. Estos electrones desapareados suelen tener el mismo sentido de giro o rotación. Para aplicar este principio, el dato es el subnivel con electrones. Ejemplo 1

INCORRECTO

CORRECTO

2p4 ⇒ 2PX 2PY 2PZ

2p4 ⇒ 2PX 2PY 2PZ

EJERCICIOS RESUELTOS Ejemplo 1 Determina el periodo al que pertenecen los siguientes elementos: a) Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17

b) Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 4.° Periodo

3.er Periodo Ejemplo 2

Determina el grupo al que pertenecen los siguientes elementos: Grupo IIA Grupo IIIA a)

5

B : 1s2 2s 2 2p 1

b)

20

Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2

Se usa en la distribución simplificada: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

[ 2He]

28

[

10

Ne] [ 18Ar]

[

36

Kr]

[ 54Xe]

[

86

R n] Química - 3ro. Secundaria

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Ejemplo 3

Ejemplo 5

Determina el número de niveles y subniveles ocupados para la siguiente distribución electrónica: Cl = 1s22s22p63s23p5

17

17

3 niveles ocupados 5 subniveles ocupados

Cl = [10Ne] 3s23p5 : Distribución simplificada

Ejemplo 4 Indica la configuración electrónica por orbitales para los siguientes átomos en su estado basal.

a) 7N = 1s22s22p3 ⇒ 2s

2px

2py

2pz

b) 16S = 1s22s22p63s23p4 ⇒ 1s

2s

3px 3py

2px

a) 3s d) 5s b) 4d e) 1s c) 4p Solución: 3s ⇒ Er = n + l Er = 3 + 0 Er = 3 4d ⇒ Er = n + l Er = 4 + 2 Er = 6 4p ⇒ Er = n + l Er = 4 + 1 Er = 5

Solución:

1s

En el orbital 3px hay 2 electrones apareados, los orbitales 3py y 3pz contienen 1 electrón desapareado cada uno. ¿Qué subnivel posee mayor energía relativa?

2py 2pz

3s

5s ⇒ Er = n + l Er = 5 + 0 Er = 5 1s ⇒ Er = n + l Er = 1 + 0 Er = 1 RESPUESTA: 4d, porque presenta una energía relativa de 6.

3pz

¿Cómo funciona el láser? En los equipos de láser usados más a menudo en oftalmología se pasa una corriente eléctrica potente a través de un tubo que contiene un gas (argón, criptón o neodimio-YAG), lo que produce energía en forma de un haz uniforme, angosto, de luz. El enfoque a través de un microscopio de este haz de luz emitido por el láser causa coagulación por calor, corte, o explosiones minúsculas en ciertos tejidos del ojo. En Oftalmología se usan varios tipos de láser para el tratamiento de diferentes trastornos oculares. Los equipos oftálmicos de láser normalmente se identifican de acuerdo con el gas que contienen en el tubo de plasma.

Química - 3ro. Secundaria

29

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Resolviendo en clase 1 Indica verdadero (V) o falso (F):

3 Para Z = 10, la C.E. correcta es:

En la tercera capa hay como máximo 18 electrones.

a) 1s2 2s2 2p8 ( )

b) 1s2 2s2 2p6 c) 1s2 2s2 2p4

En un orbital «d» hay como máximo 2 electrones.

d) 1s2 2p8 (

)

En un subnivel «p» puede haber 10 electrones.

e) 1s2 2s2 2p5 Resolución:

( )

Resolución:

Rpta:

5 2 Para 3p , ¿cuántos electrones posee el subnivel

Rpta:

1 4 Halla «Z» para [Kr]5s .

«p» en esta notación? Resolución: Resolución:

Rpta:

30

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”

5 Si el siguiente átomo tiene 10 neutrones:

aX 2

α

6 Los números de masa de dos hílidos suman 80 y los de sus neutrones 26. Calcula el número de electrones que posee el átomo en la órbita «p».

Determina su configuración electrónica. Resolución: Resolución:

Rpta:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. Un átomo posee un número de protones que excede en 4 al número de neutrones. Si posee 14 electrones en el nivel 3, halla el número de masa.

8. Indica cuál de las siguientes distribuciones es incorrecta: a) 87Fr = [Rn]7s1 b) 30Zn = [Ar]4s2 3d10 c) 53I=[Kr]5s2 4d10 5p5 d) 59Pr = [Xe] 6s2 4f3 5d0 e) 24Cr = [Ar]4x2 x 3d9

9. Escribe el conjunto de los cuatro números cuánticos del electrón de valencia del 11Na23.

Química - 3ro. Secundaria

10. Señala el número de subniveles del tipo «p» llenos para Z = 32.

11. Determina el número de electrones de la última capa para el potasio (Z = 19).

12. Si el cuarto nivel no está lleno, determina los electrones como máximo que debe almacenar.

31

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Para reforzar 1. Halla la suma del nivel con el subnivel de 3p5. a) 3 b) 6 c) 4 d) 7 e) 5

2. Una notación incorrecta: a) 3d5 b) 4p3 1 d) 2p

7. Indica cuál es el número atómico de un elemento si el último electrón del átomo, de dicho elemento, tiene los siguientes números cuánticos:

c) 3p7 e) 1s1

3. Para 2p5 lo incorrecto es: a) n = 1 b) l = 1 c) El subnivel puede tener hasta 6 electrones. d) n = 4 e) Todas son correctas.

4. Indica qué juego de números cuánticos no existe: a) 5, 2, +2, +1/2 b) 3, 2, +2, +1/2 c) 1, 0, 0, –1/2 d) 5, 0, 0, –1/2 e) 2, 0, +1, +1/2

n=4 m = –1

l=1 ms =–1/2

a) 32 b) 45 d) 31

c) 33 e) 42

8. Para 8O, ¿en qué subnivel termina el último electrón de la C.E.? a) s b) f c) p d) g e) d

9. Halla «Z» para [Kr]5s1. a) 20 b) 38 d) 40

c) 36 e) 37

10. Halla «Z» para [Ne] 3s1. a) 10 b) 13 d) 14

c) 11 e) 12

5. ¿Cuál de las siguientes notaciones presenta mayor Er? a) 5p b) 6s c) 4d d) 1s e) 4f

11. Halla «Z» para [Ar] 4s2. a) 18 b) 22 d) 23

c) 20 e) 21

6. Para Z = 11, el mayor nivel será: a) 9 b) 2 c) 10 d) 1 e) 3

12. Para 20X, halla el ml para el último electrón. a) +1 b) +3 c) +2 d) +4 e) 0

32

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CAPÍTULO

5

Q uímica Tabla Periódica I

¿POR QUÉ CLASIFICAR LOS ELEMENTOS QUÍMICOS?

Las Tríadas de Döbereiner (1817) Este alemán encontró que podían agruparse los elementos de propiedades semejantes en TRÍADAS O TERNAS (grupo de tres).

Uno de los objetivos de la ciencia es ordenar de un modo sistemático la información que se ha ido obteniendo como resultado de cuidadosos experimentos.

¿CÓMO SE CREÓ LA TABLA PERIÓDICA? Johan Döbereiner HISTORIA La primera clasificación se dio basada en sus propiedades químicas; así, se dividió los elementos en metales y metaloides (como conductores de la electricidad). Por otra parte Berzelius trató de clasificarlos en electropositivos y electronegativos por su comporta–miento durante la hidrólisis. Surgieron varias teorías:

SUPUSO: En cada tríada, el peso atómico del segundo elemento era casi el promedio de los otros dos.

Ejemplo:

1

2

Litio 7 Sodio 23 Potasio 39 Promedio 23

Calcio 40 Estroncio 88 Bario 137 Promedio 89

HIPÓTESIS DE PROUT (1815) Propuso la ordenación en base al hidrógeno, según la cual los pesos atómicos eran enteros y múltiplos de aquél. Defectos: Es la aparición de los isótopos y los experimentos efectuados por el francés Dunas y su discípulo Jean Stas, quien demostró con medidas exactas los pesos atómicos fraccionarios; con lo que decae la hipótesis de Prout. Ejemplo:



Cl ⇒ P.A. = 35.46

Química - 3ro. Secundaria

3

4

Cloro 35 Bromo 80 Yodo 129 Promedio 84

Azufre 32 Selenio 79 Teluro 128 Promedio 80

33

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Así se llegaron a identificar, 20 tríadas (1850); pero no todos los elementos formaban tríadas y se iban descubriendo nuevos elementos como el Rubidio (Rb) y Cesio (Cs), que poseen propiedades alcalinas similares al Litio (Li), Potasio (K) y Sodio (Na) por lo cual se negó la idea de las tríadas.

Las Octavas de Newlands (1864) El físico inglés John Newlands propuso la ordenación de los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos, en grupos de 7 en 7, de propiedades distintas, donde el octavo elemento coincidía en sus propiedades con el primer elemento anterior.

Ejemplo: C Si

{

N P

O S

F Cl

{

a) Li Ba B b) Na Mg Al

Propiedades semejantes: Li, Na ; ..... así sucesivamente. 1.°, 8.°

CLASIFICACIÓN SEGÚN MENDELÉYEV (1869) Este químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer, ordenaron los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos; pero habían elementos que se iban descubriendo. Así, Mendeleiev pudo acomodarlos de acuerdo a sus propiedades parecidas.

‘‘Las propiedades de los elementos no son arbitrarias sino que dependen de la estructura del átomo y varían con el peso atómico en forma periódica.’’

CARACTERÍSTICAS DE LA TABLA DE MENDELÉYEV

 Ordenó los elementos (aprox. 60) en 7 filas horizontales

y 8 columnas verticales, según el orden creciente de sus pesos atómicos, donde cada columna vertical formaba un grupo, además tenían propiedades análogas y se subdividían en familias (A y B) dentro del mismo grupo. Los elementos de una misma fila horizontal formaban un periodo.

Predijo la existencia de nuevos elementos como Escandio, Galio y Germanio, a los que denominó EKA–Boro, EKA-Aluminio y EKA–Silicio, respectivamente (EKA: ‘‘uno después de ....’’ o ‘‘uno debajo de .......’’) por sus propiedades químicas y físicas.

Defectos: 1. No siempre existe la periodicidad creciente de los pesos atómicos. Ej.: Argón-Potasio, Cobalto-Níquel y Teluro-Iodo. 2. El Hidrógeno no posee una ubicación adecuada en la tabla. 3. No hay separación clara entre los metales y no metales. 4. Su clasificación era incompleta, pues no incluyó a los Gases Nobles

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA ACTUAL LEY PERIÓDICA DE MOSELEY (1912) Moseley hizo público el resultado de sus experimentos con los rayos X, por el cual había llegado al conocimiento de los números atómicos. ‘‘Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos’’.

El carbono es el principal elemento que forman los plaguicidas y herbicidas. Se ha concluido que pueden llegar a causar malformaciones genéticas, enfermedades cancerígenas al ser humano dependiendo del tóxico ingerido.

Dimitri Ivanovich Mendeleiev Esta clasificación es la base de la Química Inorgánica.

34

Química - 3ro. Secundaria

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Ejemplo:

{

Hidrógeno Helio . . .

Así sucesivamente

1 protón......(Z=1) ocupa el lugar 1 2 protones...(Z= 2) ocupa el lugar 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . .

TABLA PERIÓDICA ACTUAL La clasificación periódica de Werner (químico suizo), dada en 1930, permite apreciar con facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos. Se clasifica: Las columnas verticales se llaman GRUPOS O FAMILIAS, marcados con números romanos I, II, ......VIII, y las letras A y B. Familia A: La forman elementos típicos (elementos regulares). Familia B: Poseen incompleta su penúltima capa electrónica (elementos de transición). Las filas horizontales o PERIODOS nos indican el número de niveles energéticos del átomo. Los periodos se marcan con números arábigos 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Los periodos 1, 2 y 3 son periodos cortos. Los siguientes son los periodos largos: 4, 5, 6 y 7.

IA

IIA

IIIA IVA

1

VA

VIA VIIA VIIIA

2 3 4 5

s

IIIB

IVB

VB

VIB VIIB VIIIB

IB

IIB

d

6

p

7

6 7

f

TIERRAS RARAS

SE CLASIFICA EN: CARACTERÍSTICAS M E T A L E S

N O M E T A L E S

GRUPOS O FAMILIAS

1. Poseen brillo característico. 2. Son buenos conductores de la electricidad y del calor. 3. Son electropositivos; pierden e–, es decir se oxidan actuando como agentes reductores. 4. Son dúctiles y maleables. 5. Son sólidos a temperatura a m b i e n t e excepto el Mercurio (Hg) que es líquido.

1. Metales alcalinos: IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Son metálicos (excepto Hidrógeno); su configuración termina en s1. 2. Metales Alcalinos Térreos: IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) Su configuración termina en s2. 3. Metales de Transición : Su configuración alcanza el subnivel ‘‘d’’. 4. Metales de Transición Interna: ‘‘Tierras raras’’. Su configuración alcanza el sub nivel ‘‘f’’ (Lantánidos y Actínidos).

1. Carecen de brillo caracte-rístico. 2. Malos conductores del calor y de la electricidad. 3. Son electronegativos, pues ganan electrones; se reducen y actúan como agentes oxidantes. 4. Se presentan en los 3 estados: Gaseosos (N, O, F, Cl), Líquido (Br), los restantes son sólidos.

1. Elementos Térreos: (Boroides) Grupo IIIA, su configuración termina en p1. 2. Carbonoides: IVA (C, Si), su configuración termina en p2. 3. Nitrogenoides: VA (N, P, As), su configuración termina en p3. 4. Anfígenos: VIA (O, S, Se, Te), su configuración termina en p4. 5. Halógenos: VIIA (F, Cl, Br, I, At), su configuración termina en p5, son los más no metálicos.

Química - 3ro. Secundaria

35

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GASES NOBLES

Ejemplo 4:

Presentan configuración estable con 8 e– (excepto He), su configuración termina en p6.

Halla el número atómico si se encuentra un elemento en el cuarto periodo y IA.

Son: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Solución: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 1

METALOIDES Se encuentran entre los metales y no metales. Los principales son: Arsénico, Antimonio, Silicio y Teluro; los 2 primeros son anfotéricos (forman compuesto metálicos y no metálicos). Hasta el momento se han encontrado 110 elementos en la tabla periódica, existiendo otros elementos por estudiar.

EJERCICIOS RESUELTOS Ejemplo 1:

periodo «4» Respuesta: 19 Ejemplo 5: Si el último electrón de cierto isótopo presenta los siguientes números cuánticos 3, 1, +1, +1/2, halla el grupo y periodo. Solución: 3, 1, +1, +1/2 3

El sodio (Z = 11) es un elemento que se ubica en el periodo _____________

p3 Luego : 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 3

Solución:

Respuesta: Periodo : 3

11

2

2

6

IA

VA

Grupo : VA

1

Na = 1s 2s 2p 3s

Respuesta: Tercero

periodo «3»

Ejemplo 2: La tabla actual se divide en _________ columnas.

Glenn T. Seaborg (1912)

Respuesta: 18 columnas. Ejemplo 3: ¿A qué grupo pertenecen las tierras raras? Solución:

Hizo historia cuando cambió la tabla periódica al colocar los actínidos abajo del cuerpo principal de la tabla, junto con los otros elementos de transición internos, como se aprecia en el dibujo inferior. Fue uno de los científicos que compartió el premio Nobel de Química de 1951. En 1994 se propuso que el elemento 106 llevara el nombre de Seaborgio, Sg, en su honor.

IIIB

Metales de transición internos

Respuesta: IIIB

36

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Resolviendo en clase 1

Un elemento químico «X» cuyo número atómico

3

Coloca falso (F) o verdadero (V), según

es 18 se ubica en el periodo:

corresponda.

Resolución:

Moseley da la Ley Periódica.

( )

Werner diagrama la TPA.

( )

Newlands ordena los elementos de 3 en 3.

( )

Las tierras raras o elementos de transición interna terminan su configuración en «f».

( )

Resolución:

Rpta:

2

Rpta:

Si la configuración electrónica de un elemento

4

Un futuro cachimbo al estar estudiando la

termina en el orbital 4p3, ¿a qué periodo de la

tabla periódica observa que le falta como dato

tabla periódica pertenece?

el número atómico de un elemento, entonces decide que el profesor la calcule realizando

Resolución:

la siguiente pregunta. ¿Profesor podría Ud. calcular el número atómico de un elemento que se encuentra en el quinto periodo y en el grupo VIIA? Resolución:

Rpta:

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

37

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5 Si el siguiente átomo tiene 10 neutrones ( α )Xα, 2

6 El oxígeno con número de masa 16 es el

determina a qué grupo y periodo pertenece dicho

octavo elemento de la tabla periódica. ¿Cuántos

átomo.

electrones tiene?

Resolución:

Resolución:

Rpta:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. De la siguiente relación de números atómicos 22, 28, 33, 38 y 55, ¿cuántos se ubican en el mismo período?

10. El elemento «X» es isoelectrónico con Y 2 . Determina a qué grupo y periodo pertenece «Y» si «X» es un halógeno del cuarto periodo.

8. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas? • • • •

El Mg pertenece al II – A. Los alcalinos terminana en s1. Los halógenos son monovalentes. Según Werner, si la configuración termina en «d», entonces el nivel es (n–2)d.

9. Un elemento posee 2 isótopos cuyos números de masa son 107 y 109. Si presenta 110 neutrones en total, indica la posición en la TPA.

38

11. ¿Qué estado cuántico describe el electrón más energético de un elemento halógeno del 5.º periodo?

12. Si el ión X–4 es isoelectrónico con un calcógeno del quinto periodo, ¿cuál es el número atómico de X?

Química - 3ro. Secundaria

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Para reforzar 1. Para un elemento cuyo número atómico es 20, se puede afirmar que pertenece al periodo ... a) 2 b) 5 d) 6

c) 3 e) 4

2. Sin mirar la tabla periódica escoge la alternativa en la cual todos pertenecen al mismo grupo. a) Z = 11; 37; 3 c) Z = 2; 10; 17 d) Z = 35; 17; 4

b) Z = 8; 16; 2 e) N. A.

3. La tabla periódica está dividida en 4 bloques los cuales son: a) M, N, S, P c) O, W, E, f d) K, L, M, N

b) E, W, P, d e) s, p, d, f

4. Los alcalinos térreos terminan su configuración en: a) p2 b) s1 d) s2

c) p1 e) d1

5. Un elemento se halla en la tabla periódica en el cuarto periodo y el grupo IIB. Calcula cuántos electrones «p» apareados tiene en su átomo. a) 12 b) 8 d) 4

c) 10 e) 6

6. Un elemento químico posee en su configuración 6 electrones con l=2. Indica la posición del elemento en la tabla. a) periodo 3; grupo IIA b) periodo 4; grupo VIIB c) periodo 4; grupo VIIIB d) periodo 4; grupo VB e) periodo 5; grupo IB

Química - 3ro. Secundaria

7. Se tiene el siguiente átomo 31X+2. Calcula el grupo en la tabla periódica al cual pertenece. a) Grupo IIIA b) Grupo IB c) Grupo VA d) Grupo VIB e) Grupo IVA

8. Si un elemento posee la siguiente distribución electrónica [Ar], 4s1, 3d10, ¿a qué grupo pertenece y qué tipo de elemento es? a) II A; representativo b) II B; transición c) I A; transición d) I B; transición e) I A; alcalino

9. Determina el «Z» del átomo de un elemento que es de la familia del 28Ni y cuyo periodo es 6. a) 54 b) 77 c) 57 d) 78 e) 68

10. Determina el posible número atómico de un elemento del cuarto periodo. a) 37 b) 23 c) 53 d) 55 e) 17

11. Un anión trinegativo de un elemento X tiene en su estructura atómica 43 electrones, luego calcula a qué grupo de la tabla periódica pertenece el elemento X. a) Grupo IV B b) Grupo VI A c) Grupo VII A d) Grupo I A e) Grupo III B

12. ¿Cuáles son los números cuánticos del electrón más energético del elemento cuya ubicación en la TP es en el 4.º periodo y grupo VIIB? a) 4, 2, 2, +1/2 b) 4, 2, 1, –1/2 c) 3, 1, 1, +1/2 d) 3, 2, 2, –1/2 e) 4, 1, 1, –1/2

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CAPÍTULO

6

Q uímica Tabla Periódica II

RADIO ATÓMICO Es la distancia promedio entre el último electrón de nivel más externo y el núcleo.

Ejemplo 1: Ordena de acuerdo al radio atómico en forma creciente: Cl, Br, F Solución: Son de la familia (grupo) halógenos y el radio aumenta de arriba hacia abajo. F Cl ⇒ Orden: F, Cl, Br Br Ejemplo 2: Ordena en forma creciente de acuerdo al radio o volumen atómico: P, Si, S.

En la tabla periódica varía . PERIODO: Aumenta de derecha a izquierda inverso al número atómico. GRUPO: Aumenta de arriba hacia abajo (directamente como aumenta el número atómico). El RADIO ATÓMICO representa el tamaño de un átomo, así como el volumen atómico.

Solución: Los elementos se encuentran en un mismo periodo: Ordenado: Si P S aumenta el radio atómico ∴ Orden creciente: S, P, Si

RADIO IÓNICO Importante En general, en todos aquellos elementos que poseen volúmenes atómicos elevados, los electrones del último nivel se hallarán escasamente atraídos y podrán cederse con gran facilidad. Por el contrario, aquellos elementos que poseen volúmenes atómicos pequeños tenderán a captar electrones o ceder con dificultad lo que poseen.

40

Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a la largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

CATIÓN (+) El radio catión disminuye en comparación con su átomo neutro, debido a que existe mayor fuerza de atracción nuclear hacia los electrones. Química - 3ro. Secundaria

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ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)

Ejemplo:

Li

3 neutro

Es la energía necesaria para arrancar un electrón periférico en un átomo. La E.I. se puede expresar en electrón voltio, eV (kcal/mol).

rA

r catión

Li+ 3 catión

<

11p+

r átomo neutro

2 8

núcleo

rLi +< rLi

Metal:

11

Na

ANIÓN (-) El radio anión aumenta en comparación con su átomo neutro. Como la carga nuclear no varía y el anión se origina al ganar electrones, esos electrones periféricos ejercerán una fuerza de repulsión, la cual producirá un efecto pantalla de aumento de volumen. Ejemplo 1:

11p+ Na+

E. I. Ecuación: Na + E.I.

0 8

8

0

Como se puede observar en el ion Na+, los electrones periféricos se encuentran más fuertemente atraídos hacia el núcleo. Y para poder arrancar un electrón se requiere una E.I. mucho mayor.

núcleo

r

O–2

Na+ + 1e–

Experimentalmente: E.I. = 118 kcal / mol

gana 2e–

–2

⇒

>

r

Experimentalmente: E.I.2 = 1091 kcal/mol

O

núcleo

Na+ + E.I.2 ⇒ Na++ + 1e–

ranión > rátomo neutro rcatión < rátomo neutro < ranión

En general

Ejemplo:

Importante Su variación en la tabla periódica: PERIODO : Aumenta de izquierda a derecha. GRUPO : Aumenta de abajo hacia arriba. Ejemplo: ¿Quién tiene menor potencial de ionización? Na, Li, K

Ordena de menor a mayor tamaño. 12

Mg+2 8O–2 9F–1 11Na+1 7N–3 10Ne

Solución: Ordenamos en forma creciente de tamaño Mg+2 Na+1 Ne F–1 O–2 N–3 menor tamaño Química - 3ro. Secundaria

mayor tamaño

Solución: Ordenando (Grupo IA) Li mayor Na K menor Respuesta: E.I. menor = K

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AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.) O ELECTROAFINIDAD

CARÁTER NO METÁLICO

Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón, para convertirse en ion negativo (anión). A.E.

9

F+

2

Ligado con la tendencia a ganar electrones. Los no metales son electronegativos y su variación es inversa al carácter metálico. Se puede predecir: El carácter metálico está relacionado con el carácter básico de los óxidos. Cuanto más metálico, más básico será el óxido metálico.

2

+ 1e–

Demostración

–

F

No metal F + 1e

–

⇒

El grupo IIA tiene mayor energía de ionización que el grupo IIIA. ¿Por qué?

–

F + A.E.

El grupo IIA = ns2

Importante

El grupo IIIA = ns2 np1

Variación en la tabla periódica: PERIODO : Aumenta de izquierda a derecha. GRUPO : Aumenta de abajo hacia arriba.

Como se ve el grupo IIIA tiene un electrón desapareado y es más fácil quitarle ese electrón que al grupo IIA que presenta electrones apareados.

ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.) Es la capacidad que tiene un átomo para ganar electrones de otro átomo. Linus Pauling determinó escalas de E.N. que varían del 0,7 al 4,0.

EJERCICIOS RESUELTOS Ejemplo 1:

Para los gases nobles: E.N. = 0 por ser estables.

VARIACIÓN DEL CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICO

¿Cuál tiene mayor energía de ionización? F, C, O, N Solución:

LOS METALES

Ordenando (Periodo)

Se caracterizan químicamente por su tendencia a perder electrones con facilidad, es decir, que actúan como elementos electropositivos. Su variación: PERIODO: Aumenta de derecha a izquierda. GRUPO: Aumenta de arriba hacia abajo.



K: Tiene carácter más metálico (mayor tendencia a perder electrones).

42

O

F mayor

Respuesta: E.I. mayor = F

Energía de Ionización aumenta aumenta

¿Quién es más metálico, Na o K? Ordenamos en un grupo: Na aumenta K

C N menor

Química - 3ro. Secundaria

Colegio “SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Ejemplo 2:

Ejemplo 4:

¿Quién es más metálico Na o Mg?

Si se tiene 3X y 11L, ¿cuál será de mayor radio atómico?

Solución: Ordenando (periodo) Na Mg Aumenta carácter metálico Respuesta: El Na es más metálico que el Mg.

Solución: X = 1s2 2s1 ⇒ IA 3 2.º Periodo 11

L = 1s2 2s2 2p6 3s1 ⇒ IA

Su base: NaOH es más fuerte Mg(OH)2.

3.º Periodo En grupo

Análogamente, la relación entre el carácter no metálico de los elementos con el carácter de sus anhídridos y ácidos oxácidos. aumenta Por lo tanto el elemento L es el de mayor radio atómico.

Ejemplo 3: ¿Cuál es más metálico: Cl, S, P? Solución:

Ejemplo 5: Indica la reacción que ocurrirá si se necesita «X» joules para quitar un electrón al sodio.

Ordenando (periodo) P S Cl más no metálico, más electronegativo Cl: Es el más no metálico y es el más electronegativo.

Solución: Na + X(joules) →

Na+

RESPUESTA: Su ácido será más fuerte: HClO3 > H2SO4 > H3PO4

Electronegatividad

aumenta

aumenta

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En Alemania una sociedad con sede en Karlsruhe ha desarrollado una técnica revolucionaria que será la responsable de la implantación de chips de silicona en la pelota, dicho sistema deberá proporcionar respuestas instantáneas e irrefutables a muchas de las protestas por cuestiones de fuera de juego que podrían cambiar el resultado de los partidos de fútbol.

43

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Resolviendo en clase 1 Halla la configuración electrónica:

3 Halla la configuración electrónica:

3; IIIA; boroides

4; IIIA; térreos Resolución:

Resolución:

Rpta:

Rpta:

2 Halla la configuración electrónica:

4 Halla la configuración electrónica:

3; IIA; alcalinos térreos Resolución:

Rpta:

44

4; IIA; alcalinos térreos Resolución:

Rpta: Química - 3ro. Secundaria

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5 Coloca verdadero (V) o falso (F) a las siguientes

6 Con un dibujo de la tabla periódica, indica las

proposiciones:

tendencias de las siguientes propiedades:

Los metales son aquellos elementos

– Electronegatividad

que tienden a donar electrones.

(

)

– Carácter metálico – Energía de ionización

Los metales luego de convertirse en

– Afinidad electrónica

aniones se van a atraer con los cationes. (

)

– Radio iónico – Potencial de ionización

La mayoría de los metales se encuentran a la derecha de la tabla periódica.

(

)

Resolución:

Resolución:

Rpta:

Rpta:

Ahora en tu cuaderno 7. Halla la configuración electrónica: 3; VIIA; halógenos

10. Explica qué es radio atómico y cómo es la tendencia en la tabla periódica en el grupo y periodo.

8. Explica qué es energía de ionización y cómo es la tendencia en la tabla periódica en el grupo y periodo.

11. Explica qué es carácter metálico y cómo es la tendencia en la tabla periódica en el grupo y periodo.

9. Explica qué es afinidad electrónica y cómo es la tendencia en la tabla periódica en el grupo y periodo.

12. ¿A qué grupo y periodo pertenece un átomo si los 4 números cuánticos de su último electrón son n=5, l=2, m=2, s=+1/2?

Química - 3ro. Secundaria

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Para reforzar 1. ¿A qué grupo pertenece un elemento cuyo número atómico es 49? a) Alcalino térreo c) Carbonoide d) Alcalino

b) Térreo o borano

b) B, Al, In e) Cl, Br, Y

3. Señala el número atómico de un elemento representativo. a) 24 b) 39 d) 89

c) 50 e) 72

4. Los metales son dúctiles porque: a) b) c) d) e)

Son buenos conductores de calor. Conducen la electricidad. Pueden ser laminados. Pueden ser convertidos en alambres muy finos. Pueden ser dulces.

5. En la TPA los alcalinos – térreos son: a) Ca; Ba; Mg c) Sn, Pb, Po d) S; Se; Te

46

b) B y Al e) Na y Fi

8. Un átomo presenta un último electrón con números cuánticos 3, 2, 0, +1/2. Si otro átomo presenta una carga nuclear menor en 4 unidades, indica la familia del último átomo. a) Halógeno c) Alcalino d) Boroide

b) Gas noble e) Alcalino térreo

9. Se tiene dos especies con igual cantidad de electrones: R–3 ; L+3 Si «L» es un calcógeno del quinto periodo (VIA), determina el periodo y grupo del elemento «R». a) 4.º ; VIIIA c) 5.º ; VIIIA d) 5.º ; VIIIB

b) 3.º ; VIIIA e) 2.º ; VIIIA

10. Si el ión R+2 tiene igual cantidad de electrones con un elemento halógeno del periodo 5, halla el número atómico del átomo R. a) 65 b) 60 d) 50

c) 55 e) 45

b) Rb; Ag; Li e) I; Cl; Br

6. Un átomo presenta un último electrón con números cuánticos 3, 2, 0, +1/2. Si otro átomo presenta una carga nuclear menor en 4 unidades, indica la familia del último átomo. a) Halógeno c) Alcalino d) Boroide

a) Zn y Cd c) Ni y N d) O y S

e) Nitrogenoide

2. ¿Qué grupo tiene un elemento extraño? a) Mg, Sr, Be c) N, Sb, P d) Te, S, O

7. ¿Qué grupo contiene una pareja dispareja?

11. Halla el número de masa de un anfígeno del quinto periodo que posee 54 neutrones. a) 103 b) 104 d) 106

c) 105 e) 107

12. Indica el grupo al cual debe pertenecer el S2+ con 14 electrones.

b) Gas noble e) Alcalino térreo

a) IV A b) IV B d) VI B

c) V A e) VI A

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