2. AMO MI PROFESIÓN, ME SIENTO EDUCADORA DE CORAZÓN Y CON VOCACIÓN
LOS METALES:
· Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como
MALEABILIDAD y DUCTILIDAD, conducen con facilidad el calor y la electricidad, presentan brillo
metálico, por lo regular a temperatura ambiental son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr, al combinarse con
no metales ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES).
LOS NO METALES:
· Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad, por lo que es más fácil que ganen electrones.
· No son maleables ni dúctiles, son malos conductores del calor y la electricidad, reciben electrones al
combinarse con los METALES adquiridos así cargas NEGATIVAS (ANIONES). Usualmente son
menos densos que los metales.
METALOIDES: Suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales.
PROPIEDADES PERIODICAS:
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño y las energías asociadas con la
eliminación o adición de electrones, varían periódicamente con el número atómico. Estas propiedades atómicas
son de importancia para poder explicar las propiedades químicas se los elementos. El conocimiento de la
variación de estas propiedades permite al químico poder realizar las observaciones y predecir un
comportamiento químico o estructural determinado sin tener que recurrir a los datos tabulados para cada uno de
los elementos.
Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo.
Potencial de ionización: energía necesaria para remover un electrón de un átomo.
Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.
Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.
Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.
Valencia iónica: numero de electrones que necesita ganar o perder para cumplir la regla del octeto.
GRUPO IA Ó METALES ALCALINOS: Comparados con otros metales son blandos, tienen puntos de
fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinado con otros
elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente en electrón, y reaccionan violentamente
con agua para formar hidrogeno gas e hidróxidos del metal, que son bases fuertes. En orden de número atómico
creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio.
GRUPO IIA Ó METALES ALCALINO TERREOS: Son sólidos con brillo metálico. El magnesio es gris
por una película superficial de óxidos. Presentan gran tamaño atómico, la solubilidad crece al aumentar el
número atómico y son mas densos y duros; tiene puntos de fusión más elevados, forman compuestos iónicos.
Son compuestos diamagnéticos e incoloros. Agentes reductores poderosos. Los elementos que forman este
grupo son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
GRUPO IIIA Ó FAMILIA DEL BORO: Debido a su distribución electrónica presentan características
anfóteras, es decir se pueden comportar como metales. Su energía de ionización y electronegatividad disminuye
al descender en el grupo. Los elementos que forman este grupo son: boro, aluminio, galio, indio y talio.
GRUPO IVA Ó FAMILIA DEL CARBONO: Los elementos de este grupo poseen 4 electrones de de
valencia. Este grupo está constituido por: carbono, silicio, germanio, estaño y plomo. El carbono y el silicio son
no metales. El silicio presenta propiedades eléctricas de semiconductor; el germanio es un metaloide y el estaño
y el plomo tienen carácter metálico.
GRUPO VIA Ó FAMILIA DEL OXIGENO: llamado grupo de los antígenos (formador de ácidos y bases) o
calcógenos, representados por: oxigeno, azufre, selenio, telurio y polonio. Se caracterizan por alcanzar un
estado de oxidación de -2 al ganar dos electrones y conseguir configuración de gas noble. Presentan reducción
en el poder oxidante del oxigeno al polonio. El oxígeno se usa como refrigerante, el azufre como insecticida y el
telurio en la fotografía.
FRUPO VIIA Ó FAMILIA DE LOS HALÓGENOS: Son elementos no metales, excepto por el estado
(anfótero), formadores de sales donde son iones negativos, en su estado natural se encuentran en moléculas
diatómicas, x2. Al reaccionar con el hidrogeno forman en soluciones los ácidos hidrácidos. Sus sales son poco
solubles y la solubilidad disminuye al aumentar el número atómico. Se encuentran en este grupo el flúor, el
cloro, el bromo, yodo y astato.
GRUPO VIIIA Ó GASES NOBLES O INERTES: Conformado por helio, neón, argón, kriptón, el xenón y el
radón. Tienen en su último nivel un octeto de electrones. Son gases monoatómicos inodoros, incoloros y
presentan una reactividad química muy baja. Su valencia es cero y no tiene electronegatividad.
ELEMENTOS DE TRANSICION: Son metales, por lo cual presentan brillo metálico y son buenos
conductores de electricidad y calor. En condiciones normales el mercurio es líquido. Son elementos duros,
quebradizos y tienen puntos de fusión altos. La reactividad química es muy variable ya que presenta varios
estados de oxidación; la mayoría reacciona al contacto con no metales como los halógenos o el oxígeno,
produciendo los haluros y los óxidos correspondientes. El Au y el Pa son muy resistentes a la oxidación.
TIERRAS RARAS: Van del lantano al lutecio. Presentan en su configuración electrónica subniveles f. Tienen
radios iónicos y muestran comportamiento muy parecido que hace difícil su separación al componer mezclas de
óxidos e hidróxidos. Su principal estado de oxidación es +3.
Comprendidos y estudiados muy bien los conceptos anteriores estas en capacidad de realizar los
siguientes ejercicios y actividades.
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No sin antes analizar y estudiar algunas de las las propiedades llamadas propiedades periódicas de los
elementos, que varian de manera regular por la posición que ellos ocupan; estas son:
Radio atómico: Los átomos son partículas tan diminutas que es imposible medirlos directamente. No obstante, se han
desarrollado técnicas que permiten estimar la distancia que hay entre los núcleos de dos átomos o dos iones contiguos.
Si suponemos que el átomo tiene forma esférica, el radio atómico corresponde a la mitad de la distancia que existe entre
los núcleos de dos átomos contiguos, tanto si se trata de un sólido metálico como de una molécula covalente. En un
mismo grupo o familia el radio atómico aumenta directamente con su número atómico y su número de niveles, por
ejemplo: el potasio (Z = 19) tiene un radio atómico mayor que el litio (Z = 3) pero menor que el cesio (Z = 55), podemos
concluir que en un grupo el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo y disminuye al desplazarnos hacia la
derecha dentro de un período; ello debido a que al no aumentar el número de niveles, los electrones que se incorporan a la
estructura ocupan orbitales energéticamente muy próximos a los anteriores, y se ven atraídos con mayor fuerza por el
núcleo, al ser mayor la carga nuclear. Debido a esta mayor fuerza de atracción se produce una disminución del tamaño
del átomo. Si tenemos en cuenta esta variación a lo largo de los períodos y los grupos, el elemento con mayor radio atómi-co
es el francio y el de menor radio el flúor.
Energía de Ionización (El): Es la mínima energía necesaria para liberar el electrón más externo de un átomo gaseoso
en su estado neutro: M(g) + energía ———M+ + e- donde M(g) es el átomo gaseoso, M+ el ion formado y e- es el
electrón liberado. En un período, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha al aumentar el número
atómico, alcanzando valores máximos en los gases nobles. En un grupo o familia, la energía de ionización disminuye de
arriba hacia abajo al aumentar el número atómico. Si la energía de ionización es elevada, la configuración electrónica es
estable, tal como ocurre con los gases nobles. La energía de ionización influye en la formación del enlace químico y en las
propiedades reductoras de los elementos químicos.
A finidad electrónica (AE): Es la energía liberada cuando un electrón se agrega a un átomo gaseoso | neutro. El
proceso se representa: X (g) + le- ———— X- (g) + AE . En los períodos, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a
derecha al aumentar el número atómico y en los grupos, los valores no varían notablemente, sin embargo, disminuye de
arriba hacia abajo, cuando aumenta el número atómico. La importancia de esta propiedad radica en su utilidad para
predecir el carácter oxidante de un elemento químico.
E lectronegatividad: 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 sí los electrones que lo enlazan con otro elemento.
Los valores que corresponden a la electronegatividad de los elementos presentan variaciones regulares tanto en los grupos
como en los períodos. La electronegatividad aumenta al desplazarnos hacia la derecha en la tabla periódica. Dentro de
un mismo grupo disminuye a medida que aumenta el número atómico. Los átomos presentan una
menorlectronegatividad a medida que aumenta su tamaño.
C ACTIVIDAD DE EJERCITACIÓN
Completa el siguiente cuadro
Simbolo del
elemento
Nombre del
elemento Z Configuración electrónica Período Grupo
F 9
O 8
N 7
B 5
Li 3
Be 4
C 4
3