Guía N°2 Propiedades de la Tabla Periódica
(Química — 1° Medio)
Ezequiel Saldivia
Escuela Particular 95 Alemana
Camilo Henríquez 125 - Paillaco
Fono: 63-421765 – Región De Los Ríos
Nombre:
Curso:
Fecha:
Pje. ideal: 66
Pje. Obtenido:
Nivel de exigencia: 60%
Contenidos: Organización de la tabla periódica (grupos, períodos, familias) · Radio atómico · Energía de ionización · Electronegatividad · Afinidad electrónica · Tendencias periódicas en grupos y períodos.
Capacidades: Razonamiento lógico — Comprensión · Análisis — Pensamiento crítico.
Destrezas: Identificar · Clasificar · Comparar · Describir · Relacionar · Ordenar · Determinar · Argumentar · Interpretar · Analizar · Aplicar · Resolver · Justificar · Sintetizar.
| Tema | Descripción | Pts | Obtenido |
|---|---|---|---|
| 1 | Organización de la tabla periódica | 10 pts | |
| 2 | Radio atómico | 14 pts | |
| 3 | Energía de ionización | 14 pts | |
| 4 | Electronegatividad y afinidad electrónica | 14 pts | |
| 5 | Aplicación integrada | 14 pts | |
| TOTAL | 66 pts | ||
Lee con atención — Organización de la tabla periódica
La tabla periódica organiza todos los elementos químicos conocidos en orden creciente de número atómico (Z). Esta organización no es aleatoria: los elementos con propiedades químicas similares quedan agrupados en la misma columna vertical, llamada grupo o familia. Las filas horizontales se llaman períodos.
Existen 18 grupos y 7 períodos. El período indica el último nivel de energía que contiene electrones. El grupo indica los electrones de valencia (los del último nivel), que son los responsables del comportamiento químico del elemento.
Regla clave: Elementos del mismo grupo tienen la misma cantidad de electrones de valencia → propiedades químicas similares.
Elementos del mismo período tienen el mismo número de niveles de energía ocupados.
Elementos del mismo período tienen el mismo número de niveles de energía ocupados.
Los elementos se clasifican en tres grandes categorías según su posición en la tabla: metales (izquierda y centro), no metales (derecha) y metaloides (frontera entre ambos). Los metales son buenos conductores eléctricos y ceden electrones fácilmente. Los no metales tienden a ganar electrones. Los metaloides tienen propiedades intermedias.
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Ejercicio 1.1 — Completación y clasificación 6 pts
Banco: número atómico · grupos · períodos · electrones de valencia · metales · no metales · metaloides · propiedades · nivel de energía
La tabla periódica organiza los elementos en orden de . Las columnas se llaman y las filas se llaman . El período indica el último ocupado, y el grupo indica el número de . Los elementos del mismo grupo tienen químicas similares porque comparten la misma cantidad de electrones de valencia. Los están a la izquierda, los a la derecha, y los en la frontera entre ambos.
Rúbrica: 0.7 pts por cada concepto correcto.
Lee con atención — Grupos especiales
Algunos grupos tienen nombres especiales que vale la pena conocer porque aparecen frecuentemente en química:
Grupo IA — Metales alcalinos
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Muy reactivos. 1 electrón de valencia. Reaccionan violentamente con el agua.
Grupo IIA — Metales alcalinotérreos
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. 2 electrones de valencia. Menos reactivos que el grupo IA.
Grupo VIIA — Halógenos
F, Cl, Br, I, At. 7 electrones de valencia. Muy reactivos, tienden a ganar 1 electrón.
Grupo VIIIA — Gases nobles
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. 8 electrones de valencia (excepto He con 2). Muy estables, casi no reaccionan.
Grupos IIIB a IIB — Metales de transición
Fe, Cu, Zn, Au, Ag, entre otros. Se llenan el subnivel d. Propiedades variables y complejas.
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Ejercicio 1.2 — Selección múltiple 4 pts — 2 pts c/u
1. El Sodio (Na) reacciona violentamente con el agua y tiene 1 electrón de valencia. ¿A qué grupo pertenece y cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
A
Grupo VIIA. Es un halógeno de alta reactividad.B
Grupo IA. Es un metal alcalino con 1 electrón de valencia.C
Grupo IIA. Es un metal alcalinotérreo muy estable.D
Grupo VIIIA. Es un gas noble que no reacciona.2. El Cloro (Cl) tiene 7 electrones de valencia y tiende a ganar 1 electrón para completar su nivel. ¿A qué grupo pertenece y qué nombre recibe ese grupo?
A
Grupo VIIIA — gases nobles.B
Grupo IA — metales alcalinos.C
Grupo VIIA — halógenos.D
Grupo IIA — metales alcalinotérreos.Rúbrica: 2 pts por cada alternativa correcta con argumento correcto.
Lee con atención — ¿Qué es el radio atómico?
El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento que están unidos. Mide, en definitiva, el "tamaño" del átomo. Se expresa en picómetros (pm) o en angstroms (Å).
El radio atómico depende de dos factores que actúan en direcciones opuestas:
⬆ Aumenta el radio cuando...
Aumentan los niveles de energía (más períodos hacia abajo). Cada nivel nuevo añade una "capa" de electrones más lejos del núcleo.
⬇ Disminuye el radio cuando...
Aumenta la carga nuclear (más protones en el mismo período). El núcleo atrae con más fuerza a los electrones del mismo nivel.
Tendencias del radio atómico:
• En un período (→ derecha): el radio disminuye. Aumentan los protones pero no los niveles → mayor atracción nuclear.
• En un grupo (↓ abajo): el radio aumenta. Se agregan niveles de energía → electrones más lejos del núcleo.
• En un período (→ derecha): el radio disminuye. Aumentan los protones pero no los niveles → mayor atracción nuclear.
• En un grupo (↓ abajo): el radio aumenta. Se agregan niveles de energía → electrones más lejos del núcleo.
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Ejercicio 2.1 — Completar tabla de tendencias 6 pts
Completa la tabla indicando si el radio atómico aumenta o disminuye en cada situación y escribe la razón en tus propias palabras.
| Situación | ¿Aumenta o disminuye? | Razón (en tus palabras) |
|---|---|---|
| De Li a Ne (período 2, de izquierda a derecha) | ||
| De Li a Cs (grupo IA, de arriba a abajo) | ||
| De Na a Cl (período 3, de izquierda a derecha) | ||
| De F a I (grupo VIIA, de arriba a abajo) |
Rúbrica: 1 pt por dirección correcta · 0.5 pts por razón válida en palabras propias (c/fila).
Lee con atención — Radio atómico vs. radio iónico
Cuando un átomo gana o pierde electrones se convierte en un ion. Esto cambia el radio:
Catión (pierde e⁻) → radio menor
Al perder electrones, la atracción del núcleo sobre los restantes es más fuerte. El ion es más pequeño que el átomo neutro.
Ej: Na (186 pm) → Na⁺ (102 pm)
Ej: Na (186 pm) → Na⁺ (102 pm)
Anión (gana e⁻) → radio mayor
Al ganar electrones, la repulsión entre ellos hace que la nube electrónica se expanda. El ion es más grande que el átomo neutro.
Ej: Cl (99 pm) → Cl⁻ (181 pm)
Ej: Cl (99 pm) → Cl⁻ (181 pm)
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Ejercicio 2.2 — Analiza y ordena 8 pts
Situación
Considera las siguientes especies: Na (Z=11), Na⁺, Mg²⁺ (Z=12), F⁻ (Z=9), F (Z=9), O²⁻ (Z=8). Todas tienen diferente radio a pesar de que algunas tienen el mismo número de electrones.
a) Ordena de mayor a menor radio: (4 pts)
Mayor radio → > > > > > → Menor radio
b) Explica por qué Na⁺ y Mg²⁺ tienen el mismo número de electrones (10) pero distinto radio: (4 pts)
Rúbrica: a) 4 pts por orden correcto (O²⁻ > F⁻ > Na > F > Na⁺ > Mg²⁺) · b) 4 pts por explicar que mayor Z con mismo N° e⁻ implica mayor atracción nuclear y menor radio.
Lee con atención — Energía de ionización
La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso y neutro. Cuanto más fuertemente el núcleo retiene a sus electrones, mayor es la energía necesaria para quitarlos.
Tendencias de la energía de ionización:
• En un período (→ derecha): la EI aumenta. Más protones atraen más fuertemente los electrones del mismo nivel.
• En un grupo (↓ abajo): la EI disminuye. Los electrones externos están más lejos del núcleo y se arrancan con menos energía.
• En un período (→ derecha): la EI aumenta. Más protones atraen más fuertemente los electrones del mismo nivel.
• En un grupo (↓ abajo): la EI disminuye. Los electrones externos están más lejos del núcleo y se arrancan con menos energía.
Nota importante: la EI y el radio atómico tienen una relación inversa. Cuando el radio es grande (electrones lejos del núcleo), la energía de ionización es baja porque los electrones se separan fácilmente. Cuando el radio es pequeño, la EI es alta.
| Elemento | Z | Radio atómico (pm) | EI (kJ/mol) |
|---|---|---|---|
| Li | 3 | 152 | 520 |
| Na | 11 | 186 | 496 |
| K | 19 | 227 | 419 |
| F | 9 | 64 | 1681 |
| Cl | 17 | 99 | 1251 |
| Ne | 10 | 38 | 2081 |
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Ejercicio 3 — Análisis de datos y VF 14 pts
a) Analiza la tabla de la lectura y responde: (6 pts)
¿Qué relación observas entre el radio atómico y la energía de ionización en los metales alcalinos (Li, Na, K)?
El Neón tiene la EI más alta de la tabla. ¿Por qué un gas noble necesita tanta energía para perder un electrón? Relaciona con su configuración electrónica.
b) Verdadero y Falso: (8 pts — 2 pts c/u)
VF
1.
La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un período porque aumenta el número de protones que atraen a los electrones del mismo nivel.
2.
Un elemento con radio atómico grande siempre tendrá energía de ionización alta, porque el núcleo atrae fuertemente a todos sus electrones.
Corrección:
3.
En el grupo IA, la EI disminuye de Li a Cs porque los electrones de valencia están cada vez más lejos del núcleo.
4.
Los gases nobles tienen EI alta porque tienen el nivel de energía completo y es necesario aportar mucha energía para alterar esa estabilidad.
Corrección si es falsa:
Rúbrica: a) 3 pts por cada análisis que mencione la relación inversa radio-EI con datos concretos de la tabla · b) 2 pts por afirmación: 1 pt V/F correcto + 1 pt corrección si corresponde.
Lee con atención — Electronegatividad y afinidad electrónica
La electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico. La midió Linus Pauling y la expresó en una escala sin unidades (de 0 a 4). El elemento más electronegativo es el Flúor (F) con 3.98. El menos electronegativo es el Cesio (Cs) con 0.79.
La afinidad electrónica (AE) es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Cuanto mayor es la AE, más fuertemente el átomo atrae electrones externos. Los halógenos tienen las AE más altas entre los elementos representativos.
Tendencias — igual dirección para ambas propiedades:
• En un período (→ derecha): electronegatividad y AE aumentan. Mayor carga nuclear sin añadir niveles → mayor atracción sobre electrones externos.
• En un grupo (↓ abajo): electronegatividad y AE disminuyen. Electrones externos más lejos del núcleo → menor atracción.
• En un período (→ derecha): electronegatividad y AE aumentan. Mayor carga nuclear sin añadir niveles → mayor atracción sobre electrones externos.
• En un grupo (↓ abajo): electronegatividad y AE disminuyen. Electrones externos más lejos del núcleo → menor atracción.
La electronegatividad es fundamental para predecir el tipo de enlace: si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es grande, el enlace será iónico; si es pequeña o nula, será covalente.
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Ejercicio 4 — Tabla comparativa y aplicación 14 pts
a) Completa la tabla de tendencias periódicas comparando las cuatro propiedades estudiadas: (8 pts)
| Propiedad | Tendencia en un período (→ derecha) |
Tendencia en un grupo (↓ abajo) |
Elemento con el valor más alto |
|---|---|---|---|
| Radio atómico | |||
| Energía de ionización | |||
| Electronegatividad | |||
| Afinidad electrónica |
Rúbrica: 0.7 pts por cada celda correcta.
b) Aplica: Un estudiante dice que el enlace entre Na y Cl debe ser covalente porque ambos son elementos de la tabla periódica. ¿Está en lo correcto? Usa la electronegatividad de ambos (Na = 0.93, Cl = 3.16) para argumentar: (6 pts)
Rúbrica: 3 pts por calcular o estimar la diferencia de electronegatividad y concluir que es iónico · 3 pts por explicar por qué esa diferencia grande indica transferencia de electrón y no compartición.
Lee con atención — Conectando las propiedades
Las cuatro propiedades periódicas no son independientes: se explican todas a partir de dos factores fundamentales que ya conoces: la carga nuclear (número de protones) y la distancia de los electrones al núcleo (niveles de energía). Todo lo demás es consecuencia de la competencia entre estos dos factores.
La regla unificadora: A mayor carga nuclear en el mismo nivel → más atracción → radio menor, EI mayor, electronegatividad mayor, AE mayor. A mayor número de niveles de energía → electrones más lejos → radio mayor, EI menor, electronegatividad menor, AE menor.
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Ejercicio 5 — Casos integrados 14 pts
Situación 1 — El elemento misterioso (6 pts)
Un elemento X tiene las siguientes características: radio atómico pequeño, energía de ionización muy alta, electronegatividad de 3.44 y pertenece al período 2. Su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁴.
a) ¿Qué elemento es X? ¿A qué grupo pertenece? (2 pts)
b) ¿Cedería o ganaría electrones al reaccionar? ¿Por qué lo dice su configuración? (2 pts)
c) Compara a X con el elemento del mismo grupo en el período 3. ¿Cuál tiene mayor radio y menor EI? Justifica. (2 pts)
Situación 2 — Argumento y síntesis (8 pts)
Un compañero afirma: "El Flúor es el elemento más peligroso y reactivo de la tabla periódica justamente porque tiene el átomo más pequeño de todos los no metales."
¿Está en lo correcto? Elabora una respuesta que explique la relación entre el tamaño del átomo de Flúor y sus propiedades (EI, electronegatividad, AE). Tu respuesta debe ser un párrafo continuo de al menos 6 oraciones que conecte todas las propiedades periódicas estudiadas. (8 pts)
Rúbrica situación 1: 2 pts c/u · Situación 2: 3 pts por relacionar correctamente radio pequeño con alta EI y electronegatividad · 3 pts por párrafo continuo que integre las 4 propiedades con precisión · 2 pts por evaluar si el compañero tiene razón y por qué.
Escuela Particular 95 Alemana · Paillaco
Química — 1° Medio · Propiedades de la Tabla Periódica
Prof. Ezequiel Saldivia