tierra, aire, agua y fuego.”

III. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
OBJETIVO.- Identificará al átomo como partícula fundamental de la
OBJETIVO
materia.
Describirá las teorías atómicas que llevaron al conocimiento
actual acerca del átomo.
Relacionará la estructura atómica con la clasificación de los
elementos químicos en la tabla periódica.
Explicará los fundamenteos de las reacciones nucleares.
1. TEORÍAS ATOMISTAS
1.1 Primeras ideas
EMPÉDOCLES: “La materia está formada de cuatro “elementos”:
tierra, aire, agua y fuego.”
DEMÓCRITO: “Las formas de la materia eran divisibles hasta cierto
punto en partículas muy pequeñas indivisibles llamadas átomos.”
ARISTÓTELES: Contradijo la teoría de Demócrito y apoyó y desarrolló
la teoría de Empédocles. Su teoría dominó el pensamiento científico y
filosófico hasta principios del siglo XVII.
1.2 El núcleo del átomo. Modelo de Rutherford
Ernest Rutherford, (1871-1937) estudio física en el laboratorio
de J.J. Thomson. En 1911 Rutherford era un científico distinguido con
muchos descubrimientos importantes a su nombre. Los rayos alfa
alfa,,
,
que Rutherford descubrió, tienen carga doblemente positiva ya que se
desviaban hacia la placa negativa y encontró que su masa era cuatro
veces mayor que la del átomo de hidrógeno.
1
Ernest Ruherford (1871-1937), nació en
Nueva Zelanda. En 1895 ganó el 2°
lugar en una competencia por una beca
para asistir a la Universidad de
Cambridge, pero se le concedió la beca
cuando el ganador declinó a este por
motivos personales. Rutherford era una
persona intensa y muy trabajadora que
se especializó en diseñar experimentos
adecuados para probar determinados
conceptos. Recibió el premio Nobel de
Química en 1908.
Rutherford en 1911 diseñó un experimento en cual dirigió un haz
de partículas alfa a una pequeña laminilla de oro. La mayor parte de
las partículas alfa atravesaban la lámina sin ser desviadas, Algunas
partículas se desviaban y de vez en cuando alguna rebotaba. Para
explicar sus resultados, Rutherford llegó a la conclusión de que toda la
carga positiva y casi toda la masa de un átomo estaban concentradas
en el centro del átomo, al cual llamó núcleo
núcleo.. La mayor parte de las
partículas atravesaban la laminilla porque la mayor parte del átomo es
espacio vacío. Fue precisamente en este espacio donde Rutherford
ubicó a los electrones.
2
Hein, M., Arena, Susan. Fundamentos de Química. 10ª. Edición, México, Thomson Editores, 2001.
1.3 Partículas subatómicas
Se han identificada más de 100 partículas subatómicas, muchas
de las cuales duran apenas unos segundos, y aún son objeto de
estudio, pero para explicar las masas y características de los átomos,
solo tres partículas son necesarias: el protón, el electrón y el neutrón.
neutrón
3
1.3.1
1.3.1 El protón y los experimentos de Goldstein
Los protones fueron observados por primera vez por el físico
alemán Goldstein (1850-1930), pero fue Thomson quien descubrió las
características del protón. Son partículas subatómicas que se abrevian
con el símbolo p+, de carga relativa +1 y una masa de 1.6726 x 10–24
gramos (1.0087 umas), pero en los cálculos se redondea a 1 uma.
uma
1.3.2 El neutrón y los experimentos de Chadwick
El neutrón de símbolo n° fue descrito por vez primera por el físico
inglés, Sir James Chadwick (1891-1874). Es una partícula sin carga y
su masa es de 1.674 x 10-24 g (1.0087 uma), por lo que una vez más
se redondea su masa a 1 uma.
uma
JAMES CHADWICK
Nació en Manchester, Inglaterra en
1891.
Fue
colaborador
de
Rutherford
y
en
1932
fue
reconocido por el descubrimiento
del neutrón.
Ésto condujo
directamente a la fisión nuclear y a
la bomba atómica y fue el principal
científico encargado de los trabajos
de investigación de la bomba
nuclear británica. En 1935 recibió el
premio Nóbel de Física. Murió en
4
TAREA # 5: Investigue cuáles fueron los experimentos de Goldstein y
Chadwick realizados en el descubrimiento del protón y el neutrón
respectivamente. Escriba un reporte, incluyendo la bibliografía y/o
material de internet consultado. Envié su trabajo al correo electrónico
del profesor.
1.3.3. El electrón y los experimentos de Thomsom
La invención de nuevos aparatos, permitió el desarrollo de la
estructura del átomo.
Ese fue el caso del tubo de Crookes, inventado por el inglés Sir
William Croques en 1875, lo cual, permitió el estudio de las partículas
subatómicas.
Las emisiones que se generan en este tipo de tubo, se conocen
como rayos catódicos. Joseph Thomson demostró en 1897 que los
rayos catódicos:
1. Viajan en línea recta.
2. Tienen carga negativa.
3. Son desviados por campos eléctricos y magnéticos.
5
4. Producen sombras definidas
5. Son capaces de impulsar pequeñas aspas.
En estas características se baso el descubrimiento experimental
del electrón.
El electrón cuyo símbolo es e–, fue descubierto por Joseph
Thomson. Es una partícula de carga eléctrica negativa y su masa
es de 9.110 x 10–28 g y corresponde a 5.486 x 10–4 umas. Para fines
prácticos, se utiliza como masa relativa cero y carga relativa de –1
Insertar foto 3
Físico británico ganador del premio Nóbel. Nació en
1856 y murió en 1940. Fue profesor de Física
experimental en el laboratorio de Cavendish. Bajo su
dirección dicho laboratorio se convirtió en centro de
atracción de jóvenes investigadores. Entre sus
ayudantes hubo siete premios Nóbel.
En 1906 recibió el Premio Nóbel de Física por su
trabajo sobre la conducción de la electricidad a través
de los gases. Se le considera el descubridor del electrón
por sus experimentos con el flujo de partículas
(electrones) que forman los rayos catódicos. Estableció
la relación carga/masa del electrón.
En 1898 elaboró su teoría del pudín de pasas de la
estructura atómica, en la que sostenía que los electrones
eran como pasas negativas incrustadas en un “pudín” de
materia positiva.
Sir Joseph John Thomson
Con el descubrimiento del electrón, Thomson diseñó un modelo
atómico conocido como el “budín de pasas”, en el cual describía al
átomo como esfera en la cual están incrustados los electrones, de una
forma similar a como se incrustan las pasas en un pastel.
6
A continuación se muestra un cuadro sinóptico de las partículas
subatómicas.
Característica
Protón
Neutrón
Electrón
Símbolo
Símbolo
p+
n°
e–
Carga relativa
+1
cero
–1
Masa relativa
1
1
Cero
Núcleo
Núcleo
Goldstein
Chadwick
Fuera del
núcleo
Thomson
1886
1932
1875
Ubicación en el
átomo
Descubridor
Año de
descubrimiento
Las masas del protón y del neutrón son casi iguales, la diferencia es
mínima. En cambio la masa del electrón con respecto a esas
partículas es prácticamente despreciable. Se necesitarían 1837
electrones para tener la masa equivalente de un solo protón.
1.4 Teoría atómica de Dalton
JOHN DALTON
Químico y físico inglés que nació en
Quaker en 1766. Desarrolló la teoría
atómica de la materia y por lo tanto se
conoce como uno de los padres de la
física moderna.
No era un buen experimentador, pero
consiguió explicar los datos reunidos
por varios científicos cuando propuso su
ahora famosa teoría atómica.
Las aportaciones de este maestro de
escuela cuáquero influyeron de modo
muy importante en el desarrollo de la
química moderna. Murió en Manchester
en 1844.
7
John Dalton (1766-1844) revivió el concepto de átomo y propuso
una teoría basada en hechos y pruebas experimentales. Los puntos
más importantes de la teoría atómica de Dalton son:
1. Los elementos están formados por partículas diminutas e
indivisibles, llamadas átomos.
2. Los átomos del mismo elemento son semejantes en masa y
tamaño.
3. Átomos de elementos distintos tienen masas y tamaños
distintos.
4. Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o
más átomos de elementos diferentes.
5. Los átomos se combinan para forma compuestos, en
relaciones numéricas sencillas como uno a uno, dos a dos, dos a tres,
etc.
6. Los átomos de dos elementos se pueden combinar en
diferentes proporciones para formar más de un compuesto.
El modelo atómico de Dalton fue una aportación muy importante,
y sus principales premisas aún se conservan, aunque otras han tenido
que corregirse:
8
Los átomos están formados por partículas subatómicas.
No todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma
masa.
En ciertas condiciones los átomos se pueden descomponer.
Pero también, de la teoría de Dalton se derivan dos leyes muy
importantes:
1.5 Ley de las composiciones definidas
LEY DE LAS COMPOSICIONES DEFINIDAS.DEFINIDAS “Un compuesto
contiene siempre dos o más elementos combinados en una proporción
de masa definida”.
Ejemplo: En el agua (H2O) hay 8.0 g de oxígeno por cada gramo de
hidrógeno.
Las
proporciones
determinadas
por
Dalton,
no
corresponden a las actuales ya que tomó como referencia el átomo de
oxígeno. Actualmente, la proporción se calcula en átomos, como el
agua tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxigeno, la composición
se expresa siempre como 2:1..
9
1.6 Ley de las proporciones múltiples
MÚLTIPLES.- “Los átomos de dos o
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
más elementos se pueden combinar en proporciones diferentes para
producir más de un compuesto”.
Ejemplos: El nitrógeno y el oxígeno se combinan formando
compuestos tales como: NO, NO2, N2O5, N2O3; sus relaciones son 1:1,
1:2, 2:5, 2:3.
1.5 Símbolo Nuclear
El símbolo nuclear es una representación gráfica de un elemento
que nos da información sobre el número de partículas subatómicas
presentes en dicho elemento.
10
Donde:
X: Símbolo del elemento
A: Número de masa = protones + neutrones
Z: Número atómico = número de protones
El átomo es neutro por lo tanto:
NÚMERO DE PROTONES = NÚMERO DE ELECTRONES
En una reacción química ordinaria, un átomo puede perder o ganar
iones
es,, que pueden ser negativos o positivos.
electrones, formando ion
es
Un ión es un átomo eléctricamente cargado, lo cual se indica
mediante un signo y un número en la equina superior derecha.
ION POSITIVO (CATIÓN)
CATIÓN): Se forma cuando el átomo pierde
electrones.
ION NEGATIVO (ANIÓN
ANIÓN)): Se forma cuando el átomo gana electrones
electrones..
Ejemplos:
Símbolo
Nuclear
Nombre
150
62
Sm
31
P
15
56
26
Fe
+3
80
35
Br
–5
65
30
Zn
Samario
Fósforo
Hierro
Bromo
Zinc
# de p+
62
15
26
35
30
# de n°
88
16
30
45
35
# de e–
62
15
23
40
28
A
150
31
56
80
65
Z
62
15
26
35
30
+2
Las cargas positivas se restan del número de protones, porque son
electrones que se cedieron. Las cargas negativas se suman a los
11
protones porque son los electrones ganados. Recuerde que el átomo
tiene igual número de electrones y protones, el signo indica pérdida o
ganancia de electrones. Ni los protones, ni los neutrones pueden
“perderse” o “ganarse” en una reacción química ordinaria.
Estas partículas (protones y neutrones) sumadas dan el número de
masa y representan las partículas totales del núcleo.
característica
El número atómico o número de protones, es una carac
terística
individual de cada elemento. No existen dos elementos con el mismo
número atómico, es como la huella digital de los elementos.
EJERCICIO 1.1
Complete la siguiente tabla con la información adecuada. Al final del
tema se encuentra la tabla contestada para que usted revise sus
respuestas. De nada sirve el ejercicio si usted ve las respuestas antes
de resolverlo. Observe que las letras de la primera columna no
siempre aparecen en el mismo orden.
Símbolo
nuclear
157
64
Gd
75
33
As
–3
52
24
A
Cr
+6
+3
197
n°
32
–
e
78
Z
79
p+
27
Nombre
12
TAREA 5: Complete los siguientes cuadros y envíelos al correo
electrónico de su profesor.
39
51
16 O –2
Símbolo 137 Ba
V +5 127 I –7
K +1
19
23
8
53
56
nuclear
n°
Z
p+
A
e–
Nombre
Símbolo
nuclear
Nombre
e–
+1
10
Z
p+
A
36
77
52
13
n°
–2
55
115
45
27
79
78
128
2.2 ISÓTOPOS
2.2.1 Definición y características físicas y químicas
Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero
diferente número de masa, por lo tanto, son átomos del mismo
elemento pero con diferente número de neutrones.
Los isótopos del mismo elemento tienen las mismas propiedades
químicas, pero sus propiedades físicas son ligeramente diferentes.
13
Ejemplo: Los isótopos
12
C y
13
C reaccionan con el oxígeno para
formar 12CO y 13CO (propiedad química). Sin embargo el 12CO tiene un
punto de fusión de -199°C, mientras que el
13
CO tiene un punto de
fusión de -207°C (propiedad física).
El número de isótopos de cada elemento y el porcentaje de
abundancia en la naturaleza de cada uno de ellos, varía de acuerdo al
elemento.
El hidrógeno es el único elemento que cuenta con nombres para
cada uno de sus isótopos. Sus nombres y características se muestran
a continuación:
Nombre del isótopo
A
(p + no)
Z
(# p+)
Número de
neutrones
Notación
isotópica
PROTIO
1
1
No tiene
1
1H
DEUTERIO
2
1
1
2
1H
TRITIO
3
1
2
3
1H
+
Imagen modificada de: Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 4ª. Edición, México, Pearson, 2003.
14
2.2.2 Aplicaciones
Ciertos núcleos son inestables en su estado natural. Esto se debe a
diferencias en las atracciones y repulsiones en el interior del núcleo.
De los isótopos naturales, que emiten de manera espontánea
partículas alfa o beta, o rayos gamma de alta energía, se dice que
poseen una radiactividad natural. De los aproximadamente 350
isótopos presentes en la naturaleza alrededor de 80 de ellos son
radiactivos.
Los científicos de una amplia diversidad de campos utilizan isótopos
radiactivos como marcadores en sistemas físicos, químicos y
biológicos.
A continuación se muestra una tabla con algunos de los isótopos
utilizados como marcadores.
RADIOISÓTOPO
SÍMBOLO
Carbono 14
14
Uranio 238
238
C
U
USOS
Fechado radiactivo de fósiles.
fósiles.
Determinación de la edad de las
rocas.
Formación de imágenes de cerebro,
Tecnecio 99
99
Tc
tiroides, hígado, riñón, pulmón y
sistema cardiovascular.
15
Yodo 131
131
I
Talio 201
201
Fósforo 32
32
Tl
P
Diagnóstico de enfermedades de la
tiroides.
Formación de imágenes
imágenes del corazón.
Detección de cáncer en la piel.
Rastreo genético de DNA.
Detección de obstrucciones el sistema
Sodio 24
circulatorio.
24
Na
Determinación
Cromo 51
51
Cr
del
volumen
de
glóbulos rojos y volumen total en
sangre.
Hierro 59
59
Fe
Detección de anemia
Selenio 75
75
Se
Formación de la imagen del páncreas.
Irradiación de frutas y verduras
Cobalto 60
60
Co
frescas, para retardar su
descomposición.
2.2.3 Cálculo de la masa atómica promedio
La masa de un átomo sería muy difícil de manejar en unidades
tradicionales como los gramos. Por esta razón, se creó una tabla de
masas relativas con unidades de masa atómica (umas). El isótopo del
16
carbono que tiene 6 neutrones, denominado carbono-12 se escogió
como el patrón de masa atómica. La unidad de masa atómica se
define como exactamente 1/12 de la masa de un átomo de carbono
12.
También resulta imposible pensar en medir la masa de los
átomos en una balanza. El apara utilizado para medir las masas es el
espectrómetro de masas.
masas
(insertar figura 5.8 con explicación incluida, pág. 94 Hein y Arena)
La mayoría de los elementos, existen como una mezcla de
isótopos, por esto, la masa atómica representa la masa relativa
promedio de los isótopos naturales, tomando en cuenta sus
porcentajes de abundancia y sus masas.
La fórmula para calcular la masa atómica promedio es:
Masa atómica promedio =
donde:
( X 1 ) (% X 1 ) + ( X 2 ) (% X 2 ) + ...
100
X1 :
masa del primer isótopo
% X1:
porcentaje de abundancia del segundo isótopo
X2 :
masa del segundo isótopo
% X2:
porcentaje de abundancia del primer isótopo
Y así sucesivamente, de acuerdo al número de isótopos del elemento
y finalmente dividido entre cien.
En los ejemplos que se muestran a continuación, se sugiere una
forma de acomodar los isótopos y facilitar los cálculos.
17
1) La plata tiene dos isótopos de masas 107 y109 umas. Los
porcentajes de abundancia son 51.82% y 48.18% respectivamente.
Calcule la masa atómica promedio de la plata.
107
Ag: (107) (51.82%) = 5544.74
109
Ag: (109) (48.18%) = 5251.62 +
10796.36 / 100 = 107.9636 umas
2) El magnesio (Mg) tiene tres isótopos de masas 24, 25 y 26 umas. Si
los porcentajes de los dos primeros son 78.70% y 10.13%, ¿cuál es la
masa atómica promedio del magnesio?
24
Mg: (24) (78.70%)
25
Mg: (25) (10.13%)
26
Mg: (26) (?)
La suma de los porcentajes siempre debe ser igual a 100, por lo
tanto el porcentaje que hace falta se obtiene restando la suma de los
demás porcentajes de 100.
78.70 + 10.13 =88.83%
24
Mg: (24) (78.70%) = 188.88
25
Mg: (25) (10.13%) = 253.25
26
Mg: (26) (11.17) =
100 – 88.83 = 11.17 entonces:
858.47 +
2432.47 / 100 = 24.3247 umas
Debemos revisar si nuestro resultado es lógico o no. Por
ejemplo, nuestro valor no debe ser mayor ni menor que el rango de los
isótopos y generalmente el valor se acerca al más abundante cuando
son pocos isótopos.
18
3) El cromo (Cr) tiene 4 isótopos de masas 50, 52, 53 y 54 umas. Si
los porcentajes de abundancia de los tres últimos son: 83.76, 9.55, y
2.38%, calcule la masa atómica promedio del cromo.
50
Cr:
(50) (?)
52
Cr
(52) (83.76) =
53
Cr
Cr
(53) (9.55) =
(54) (2.38) =
54
% 50 Cr: = 100 – (83.76 + 9.55 + 2.38 )
% 50 Cr: = 100 – 95.69 = 4.31%
50
Cr:
(50) (4.31)) =
215.5
52
Cr
(52) (83.76) =
4355.52
53
Cr
(53) (9.55) =
506.15
54
Cr
(54) (2.38) =
128.52 +
5205.69 / 100 = 52.0569 umas
EJERCICIO 2 Resuelva los siguiente ejercicios de isótopos. Se
proporciona la respuesta, para que usted corrobore sus resultados y
repórtelos con 4 cifras decimales.
1. El cloro (Cl) tiene dos isótopos de masas 35 y 37 umas. Los
porcentajes de abundancia de cada uno son 75.53 y 24.27 %.
Calcule la masa atómica promedio del cloro.
35.4154 umas
2. Calcule la masa atómica promedio del bromo (Br) si tiene dos
isótopos de masas 79 y 81 umas, si el porcentaje del primero es
50.54%.
79.9892 umas
19
3. Con los siguientes datos, calcule la masa atómica promedio del
estroncio (Sr).
Masa (umas)
% de abundancia
84
0.56
86
9.86
87
7.02
88
82.56
87.7102 umas
4. Con los datos tabulados, ¿cuál es la masa atómica promedio del
plomo (Pb)?
Masa (umas)
% de abundancia
204
1.48
206
23.60
207
22.60
208
?
207.2428 umas
TAREA # 6: Resuelva los siguiente ejercicios detallando claramente
sus procedimientos. Reporte sus resultados con 4 cifras decimales.
Entregue su tarea al profesor en la próxima clase.
1) Calcule la masa atómica promedio del iridio (Ir) que tiene dos
isótopos de masas 191 y 193 umas. Los porcentajes de
abundancia son 37.3 y 62.7% respectivamente.
2) El indio (In) tiene dos isótopos de masas 173 y 175 umas. El
porcentaje de abundancia del segundo isótopo es 95.72%.
3) El neón (Ne) tiene tres isótopos de masas 20, 21 y 22 umas. Los
porcentajes de abundancia de los dos primeros son 90.92 y
0.26%. ¿Cuál es la masa atómica promedio del neón?
20
4) El hierro (Fe) tiene 4 isótopos de masas 54, 56, 57 y 58 umas.
Los porcentajes de abundancia de los tres últimos son 91.66,
2.19 y0.33%. ¿Cuál es la masa atómica promedio del hierro?
5) Con los datos tabulados, calcule la masa atómica promedio del
níquel (Ni).
Masa (umas)
% de abundancia
58
?
60
26.23
61
1.19
63
3.66
64
1.08
3. RADIACTIVIDAD
3.1 Antecedentes
En 1895 Wilhelm Honrad Roentgen (1845-1923), descubrió los
rayos X, los cuales pueden penetrar otros cuerpos y afectar las placas
fotográficas. Tiempo después, Antoine Henri Becquerel (1825-1908)
comprobó que la sal de uranio emitía rayos que afectaban las placas
fotográficas sin necesidad de la luz solar. Así mismo, demostró que los
rayos provenientes del uranio son capaces de ionizar el aire y también
de penetrar láminas delgadas de metal.
Probablemente el término radiactividad fue utilizado por primera
vez por Marie Curie en 1898. La radiactividad se define como la
emisión espontánea de partículas y radiación de elementos inestables;
los elementos que presentan esta característica, son radiactivos.
radiactivos
21
En 1898 Marie Sklodowska Curie (1867-1934) y su esposo.
Pierre Curie (1859-1906) se interesaron en la radiactividad. Marie
Curie descubrió dos elementos nuevos, el polonio (Po) y el radio (Ra),
ambos radiactivos.
MARIE CURIE
Marie Sklodowska nació en Polonia
En 1867 realizó en París un
doctorado en matemáticas y física.
Ahí conoció y se casó con un
destacado físico francés, Pierre
Curie. Fue la primera persona en
ganar dos premios Nobel en
ciencias. Los Curie compartieron
con Becquerel el Premio Nobel de
Física
en
1903
por
su
descubrimiento de la radiactividad
natural. En 1906 Pierre Curie murió
en un accidente, pero ella siguió
trabajando y en 1911 ganó un
segundo premio Nobel por el
descubrimiento del Radio y del
Polonio. La hija de los Curie, Irene y
su esposo Frédéric Joliot ganaron
tiempo después el Premio Nobel de
Química en 1935 por su trabajo con
materiales radiactivos. Marie Curie
murió
en
1934
de
anemia
perniciosa, tal vez inducida por el
trabajo agotador y la prolongada
exposición
a
los
materiales
radiactivos.
PIERRE CURIE
22
Ernest Rutherford en 1899, al estudiar la naturaleza de los rayos
X. encontró dos tipos de partículas a las que llamo alfa (α
β) y
(α) y beta ((β
comprobó, que el uranio al emitir estas partículas se convertía en otro
elemento.
Paul Villard (1860-1934) descubrió los rayos gamma (γ
(γ), un
tercer tipo de rayos similares a los rayos X.
3.2 Radiaciones, α, β y γ
A continuación se muestran las características de los tipos de
radiactividad descritos.
Nombre
Símbolo
Masa (umas)
Carga
Alfa
α
4
2+
Beta
β
1/1837
1–
Gamma
γ
0
0
La partícula alfa (α) es un núcleo de Helio. Cuando se emite una
particula alfa del núcleo se forma un elemento diferente. El número
atómica del nuevo elemento es menor en dos unidades y la masa es
menor en 4 unidades del elemento original.
La partícula beta (β) es idéntica en masa y carga a un electrón.
Una partícula beta y un protón se producen por la descomposición de
un neutrón Cuando un átomo pierde una partícula beta, se forma un
atómico
elemento diferente que tiene la misma masa pero su número atómic
o
es 1 unidad mayor al del elemento original
Los rayos gamma (γ) son fotones de energía. La emisión de rayos
gamma (γ
ell número atómico ni la masa de un elemento.
(γ) no altera e
23
En la siguiente imagen se muestra el comportamiento de las
radiaciones radiactivos bajo el efecto de un campo eléctrico o
magnético.
Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 4ª. Edición, México, Pearson, 2003.
Fisión nuclear.- Es un fenómeno que ocurre cuando un isótopo pesado
se rompe en dos o más fragmentos de tamaño intermedio cuando
recibe un choque en forma particular por un neutrón. Los fragmentos
se denominan productos de fisión. Al romperse
romperse el átomo libera energía
y dos o tres neutrones, cada uno de los cuales puede causar otra
fisión nuclear.
24
La bomba atómica es un ejemplo de una fisión incontrolada.
Fusión nuclear.- Este fenómeno es el proceso de unir los núcleos de
pesado. Estas
dos elementos ligeros para formar un núcleo más pesado
reacciones se usan como fuente de energía. El inicio de las reacciones
de fusión requiere temperaturas del orden de decenas de millones de
grados. Esas temperaturas existen en el sol, pero se han producido
momentáneamente en la Tierra. Por ejemplo, la bomba de hidrógeno o
de fusión, se dispara por la temperatura de la explosión de una bomba
de fisión.
3.3 Efectos de la radiación
Las radiaciones que tienen energía suficiente para forma iones
cuando pasan a través de la materia se clasifican como radiaciones
ionizantes. Las partículas alfa, beta y los rayos gamma son
ionizantes
radiaciones ionizantes,
ionizantes por lo que pueden matar las células y ser
particularmente devastadora al chocar con los núcleos de las células y
afectar a las moléculas que participan en la reproducción celular.
25
Los efectos de la radiación se clasifican en tres:
1. Efectos agudos o de término corto.
2. Efectos a largo plazo.
3. Efectos genéticos
Daños agudos de la radiación.radiación
Los rayos gamma
gamma y los X, en niveles altos, producen naúseas,
vómito y diarrea. Si la dosis es muy elevada, puede producir la muerte
en poco tiempo. Los efectos de estos tipos de radiaciones parecen
afectar el núcleo celular. Los cánceres se tratan con frecuencia con
radiaciones gamma del Cobalto-60; de esta forma se multiplican
rápidamente y se destruyen con un nivel de radiación que no daña
gravemente a las células sanas.
radiación.Daños a largo plazo por radiación
La exposición por periodos largos a concentraciones bajas
puede debilitar los organismos y causar tumores malignos. Un ejemplo
del esto es el isótopo de estroncio-90, que resulta de los ensayos con
armas nucleares. Por pertenecer al mismo grupo que el calcio, el
estroncio-90 se fija en los tejidos óseos de forma similar que los iones
de calcio. El estroncio-90 es un emisor beta. También las células
sanguíneas producidas en la médula ósea se ven dañadas por este
tipo de radiación.
26
Daños genéticos.genéticos
La radiación puede afectar a las células de ADN que contienen la
información genética, produciendo mutaciones. Desafortunadamente
estos daños se transmiten de generación en generación y muchas
veces esos efectos genéticos serán sufridos por las generaciones
venideras.
4. TEORÍA CUÁNTICA
4.1
Modelo atómico de Bohr
Insertar foto 7
Niels Bohr (1885-1962) nació en Dinamarca. Es
muy conocido por sus estudios sobre el átomo de
hidrógeno y por su modelo atómico en el cual
compara al átomo con el sistema solar.
Bohr propuso la teoría de que los átomos poseen
valores de energía específicos, que existen en
niveles de energía específicos, a los que llamó
capas, y que loe electrones pueden absorber o
liberar cantidades discretas de energía en los
cambios de nivel.
En 1922 Niels Bohr, se hizo acreedor al
Premio Nobel de Física por su trabajo con la
estructura
atómica
y
los
espectros
.electromagnéticos.
NIELS BOHR
Bohr estableció que cada nivel de energía, sólo podía contener
un determinado número de electrones. El número máximo de
electrones que puede tener un nivel, se calcula con la fórmula 2n2,
donde “n” es el número de nivel por tanto el número máximo de
electrones para los tres primeros niveles es:
27
Nivel
Aplicación de la fórmula 2n2
1
2(1)2
Número máximo de
electrones
2
2
2(2)2
8
3
2(3)2
18
A continuación, se muestran los diagramas de Bohr de un átomo
de litio (Li) y de un átomo de sodio (Na).
28
El litio por solo tener 3 electrones, tiene dos niveles de energía,
teniendo en el último, que es el segundo, un solo electrón.
El sodio tiene 11 electrones por lo que los dos primeros niveles están
llenos, y el tercer nivel que es el último tiene un solo electrón.
Los electrones que se encuentran en el último nivel del átomo se
conocen como ELECTRONES DE VALENCIA.
VALENCIA
La posición de un elemento en la tabla periódica nos permite
establecer el número de niveles de energía y el número de electrones
de valencia de un átomo.
4.2 Números cuánticos
El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica
ondulatoria, la cual puede describir un electrón en un átomo mediante
los cuatro números cuánticos,
cuánticos
Esta teoría se desarrolló durante la década de 1920 y es el
resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos
Einstein,
Planck
(1858-1947),
De
Broglie,
Bohr
(1885-1962),
Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg..
La siguiente figura muestra las modificaciones que ha sufrido el
modelo del átomo desde Dalton hasta Schrödinger.
29
Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 4ª. Edición, México, Pearson, 2003.
30
1)) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)
Representa los niveles energéticos. Se designa con números
enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos.
Recordamos que para calcular el número máximo de electrones
que acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n2 donde “n” es el
nivel.
El valor de “n” determina el volumen efectivo del átomo.
:NIVEL
NIVEL ( n )
Número máximo de
electrones
1
2 ( 1 )2 = 2
2
2 ( 2 )2 = 8
3
2 ( 3 )2 = 18
4
2 ( 4 )2 = 32
Price, J., Smoot, R., Smith, R. Química.
curso
Química. Un cur
so moderno. U.S.A., Merrill Publishing Company, 1988.
31
2) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( )
Determina las características del subnivel y se relaciona con la
forma del orbital.
Cada nivel energético ( n ) tiene “n” subniveles.
Ejms.
NIVEL ENERGÉTICO ( n )
Número de subniveles contenidos en
el nivel
PRIMERO (n = 1)
1
SEGUNDO (n = 2)
2
TERCERO (n = 3)
3
Se designa con números que van de cero a n-1, los cuales
se identifican con las letras s, p, d, f.
NIVEL
SUBNIVEL
(número asignado)
LETRA
1
=0
s
2
=0
=1
s
p
3
=0
=1
=2
=3
s
p
d
f
32
A continuación se muestra la forma de los 4 subniveles: s, p, d, f
Price, J., Smoot, R., Smith, R. Química
Química.. Un curso moderno. U.S.A., Merrill Publishing Company, 1988
Cada subnivel acepta un número máximo de electrones:
Subnivel
Núme
Número máximo
de electrones
s
p
d
f
2
6
10
14
3) NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
Representa los orbítales presentes en un subnivel.
Se designa con números que van de - a + incluyendo el cero
.n
n
1
2
3
m
0(s)
0
0(s)
0
1(p)
-1, 0, 1
0(s)
0
1(p)
-1, 0, 1
2(d)
-2, -1, 0, 1, 2
33
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones.
electrones
4) NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (s)
Se relaciona con el giro del electró
electrón
eje. Al estar
n sobre su propio eje
juntos en un mismo orbital, un electrón gira en sentido contrario al otro.
Se le asignan números fraccionarios: -1/2
1/2 y +1/2
EJERCICIO #
#:: 3 Tache con una “X” el número incorrecto de las series
mostradas a continuación, dando una breve explicación justificando su
respuesta. El primer renglón está resuelto como ejemplo señalando
con rojo el número incorrecto. Al final del archivo aparece el cuadro
resuelto.
Recuerde que el verlo antes invalidará su ejercicio.
N
m
s
5
5
-2
+1/2
0
1
0
-1/2
4
2
-3
+1/2
1
0
0
0
-2
1
-1
+1/2
3
1
+2
-1/2
6
-2
0
+1/2
3
2
-1
+1/3
2
3
-1
-1/2
6
5
+5
3
4
2
+3
-1/2
Explicación
En n = 5
34
= 0,1,2,3 y 4
TAREA # 7 Tache con una “X” el número incorrecto de las series
mostradas a continuación, dando una breve explicación justificando su
respuesta. Envíe su tarea al correo electrónico de su profesor.
n
m
s
3
5
0
+1/2
-2
1
-1
+1/2
4
3
-4
-1/2
0
0
0
-1/2
5
3
0
0
1
0
-1
-1/2
2
-1
0
+1/2
4
3
3
-1/3
5
2
3
+1/2
4
2
-3
+1/2
Explicación
4.3 Configuración electrónica.
electrónica.-condensada
Muestra el acomodo de los electrones en el átomo en niveles y
subniveles.
La configuración electrónica puede mostrarse en dos formas:
a) Condensada
b) Desarrollada
35
CONDENSADA.CONDENSADA Solo muestra el nivel, el subnivel y el número de
electrones.
Ejm:
4.3.1 Principio de edificación progresiva
PRINCIPIO
DE
EDIFICACIÓN
PROGRESIVA O
REGLA DE
AUFBAU.AUFBAU.- Los electrones van formando los orbitales atómicos de
menor a mayor contenido de energía.”
Cada uno de los subniveles con su respectivo nivel principal de
energía, tiene diferente energía. Los subniveles están ordenados de
acuerdo con su incremento de energía en la siguiente lista (el símbolo
< se lee “menor que”.)
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <4p < 5s < 4d < 5s < 4d < 5p
< 6s < 4f < 5d...
36
A continuación se muestra un diagrama que representa las
energías relativas de los diferentes subniveles electrónicos. Los
números entre paréntesis significan la cantidad máxima de electrones
en el subnivel. Los subniveles “s” se muestran en negro, los
subniveles “p” en rojo, los subniveles “d” en azul y los “f” en verde.
Daub, W., Seese, W. Química. 7ª. Edición, México, Pearson, 1996.
37
A continuación se muestra un diagrama fácil de elaborar, que
nos ayuda a recordar la forma en los que niveles y subniveles del
átomo se van llenando.
38
Ejemplos de configuraciones electrónicas condensadas
Número atómico: recuerde que el número átomo se coloca como
subíndice del lado izquierdo y que representa el # de p+, y como el
átomo es neutro # p+ = #e-.
Ejemplos:
EJERCICIO 4:
4: Escriba la configuración electrónica condensada de los
siguientes elementos.
23
11 Na
64
29 Cu
121
51 Sb
169
69 Tm
4.3.2 Principio de exclusión de Pauli
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.PAULI.“Ningún electrón dentro de un mismo átomo tiene idénticos los
cuatro números cuánticos, al menos uno es diferente”.
4.3.3 Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND.
HUND.“Al realizar la configuración electrónica, los orbitales con igual
contenido de energía se van llenando con un solo electrón antes de
que formen pares”.
39
4.3.4 Interpretación de la configuración electrónica condensada
La configuración electrónica condensada nos da información
sobre algunos aspectos muy importantes del átomo. Los que vamos a
analizar con un poco de detalle son:
Último nivel de energía:
energía Está dado por el nivel más grande que
aparece en la configuración.
Último subnivel que se forma:
forma Es la última letra que aparece en
la configuración. Este subnivel puede contener menos electrones de
los que podría aceptar..
valencia: Son los electrones totales que se
Electrones de valencia
encuentran en el último nivel. Para los elementos conocidos, éstos
siempre están ubicados en el subnivel “s” o en “s” y “p” y sumados,
dan los electrones de valencia.
Lewis: Es una representación gr
gráfica
Estructura de Lewis
áfica de los
electrones de valencia. A continuación se indica la forma en que se
acomodan los electrones alrededor del símbolo. Es importante
recordar que en el subnivel “p” hay tres números asignados para el
número cuántico magnético “m”. Estos tres números se designan con
la letras px (m = –1), py (m = 0) y pz (m = 1).
40
Ejemplos:
1) Para el elemento 35Br :
a) Escriba la configuración electrónica condensadaza
2
2
6
2
6
2
10
5
35Br: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p
b) Indique el último nivel de energía
4
c) Señale el último subnivel que se está llenando
p
d) ¿Cuánto electrones de valencia tiene el átomo?
2+5=7
e) Dibuje la estructura de Lewis.
Para la estructura de Lewis debemos hacer la distribución de los
electrones de valencia que están en:
41
Este elemento tiene 7 electrones de valencia que se disponen en
la forma mostrada.
2) Para el elemento 49In :
a) Escriba la configuración electrónica condensadaza.
b) Indique el último nivel de energía
c) Señale el último subnivel que se está llenando.
d) ¿Cuánto electrones de valencia tiene el átomo?
e) Dibuje la estructura de Lewis.
a) 49In: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p
p1
b) 5
c) p
d) 2 + 1 = 3
e) Para la estructura de Lewis debemos hacer la distribución de los
electrones de valencia que están en:
42
3) Para el elemento 62Sm :
a) Escriba la configuración electrónica condensadaza.
b) Indique el último nivel de energía
c) Señale el último subnivel que se está llenando.
d) ¿Cuánto electrones de valencia tiene el átomo?
e) Dibuje la estructura de Lewis.
a) 49In: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f6
b) 6
c) f
d) 2
e) Para la estructura de Lewis debemos hacer la distribución de los
electrones de valencia que están en:
4) Para el elemento 15P :
a) Escriba la configuración electrónica condensadaza.
b) Indique el último nivel de energía
c) Señale el último subnivel que se está llenando.
d) ¿Cuánto electrones de valencia tiene el átomo?
e) Dibuje la estructura de Lewis.
a) 15P: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3,
b) 3
c) p
d) 2 + 3 = 5
e) Para la estructura de Lewis debemos hacer la distribución de los
electrones de valencia que están en:
43
Al acomodar los electrones en el subnivel “p" debemos aplicar la regla
de Hund.
TAREA # 8
Para los elementos 55Cs, 38Sr, 65Tb, 45Rh, 33As
a)
b)
c)
d)
e)
Escriba la configuración electrónica condensadaza.
Indique el último nivel de energía
Señale el último subnivel que se está llenando.
¿Cuánto electrones de valencia tiene el átomo?
Dibuje la estructura de Lewis.
Entregue su tarea en hojas blancas tamaño carta al profesor en la
próxima sesión.
5. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
ELEMENTOS.
(Insertar imagen tabla periódica)
La ley periódica establece que:
“Los elementos están acomodados en orden de sus números atómicos
crecientes y los que tienen propiedades químicas similares se
encuentran en intervalos definidos.”
44
5.1. Periodos, grupos,
grupos, familias.
familias
PERIODOS.PERIODOS Son los renglones o filas horizontales de la tabla
periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla periódica.
FAMILIAS..- Son las columnas o filas verticales de la tabla
GRUPOS Y FAMILIAS
periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos se designan
con el número progresivo, pero está muy difundida la clasificación
como grupos A y grupos B asignándoles números romanos..
Entre los elementos de un mismo grupo hay ciertas similitudes
químicas,
pero
en
los
grupos
clasificados
como
“A”
estas
características son aún más notorias, por esta razón los grupos “A”
forman familias,
familias, las cuales se señalan en la siguiente tabla.
GRUPO
FAMILIA
Algunos elementos de ésta
familia
IA
Metales alcalinos
Li, Na, K
IIA
alcalino--térreos
Metales alcalino
Ca, Sr, Ba
IIIA
Familia del boro
B, Al, Ga
IVA
Familia del carbono
C, Si, Ge
VA
Familia del nitrógeno
N, P, As
VIA
Calcógenos
O, S, Se
VIIA
Halógenos
F, Cl, Br
VIIIA
Gases nobles
He, Ne, Ar
45
5.2 Bloques s, p, d, f
Bloque es la agrupación de los elementos de acuerdo al último
subnivel que se está llenando con electrones. Para los elementos
conocidos existen cuatro bloques:
Bloque
Grupo
s
IA Y IIA
p
IIIA al VIIIA
d
Todos los grupos “B” excepto lantánidos y actínidos
f
Lantánidos y actínidos
5.3 Clases.Clases
Se distinguen 4 clases en la tabla periódica:
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
REPRESENTATIVOS Están formados por los
elementos de los grupos “A” excepto los gases nobles (bloques “s” y
“p”).
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN EXTERNA:
EXTERNA Elementos de los
grupos “B”, excepto lantánidos y actínidos (bloque “d”).
ELEMENTOS
DE
TRANSICIÓN
actínidos (bloque “f”).
46
INTERNA:
INTERNA
Lantánidos
y
GASES NOBLES:
NOBLES Elementos del grupo VIII A (18).
Hein, M., Arena, Susan. Fundamentos de Química. 10ª. Edición, México, Thomson Editores, 2001.
EJEMPLO :
Símbolo
Ni
Li
Sb
Tb
Nombre
Níquel
Litio
Antimonio
Terbio
Grupo
VIII B
IA
VA
III B
Periodo
4
2
5
6
Clase
Transición
Familia
---------------
Metal alcalino
del nitrógeno
--------------
Bloque
d
s
p
f
Representativo Representativo
47
Transición
interna
5.4 Metales, no
no metales y metaloides
periódica.
a) Característica y ubicación en la tabla periódica
La gran mayoría de los elementos son metálicos. Algunos son
no metálicos y otros, de características intermedias entre metales y no
metales, son metaloides.
Las características entre los metales y no metales, se muestran
en la siguiente tabla:
Metales
No metales
Sólidos a temperatura ambiente
excepto el Hg
Sólidos como el P y el S, líquidos (el
Br) y gases como He, O, y N entre
otros.
Tienen brillo o lustre
Son opacos
Generalmente tienen altos puntos de Generalmente sus puntos de fusión
fusión
son relativamente bajos.
Son buenos conductores del calor y Son malos conductores del calor y la
la electricidad.
electricidad
Son dúctiles, se pueden formar
.No son dúctiles.
alambres.
Son maleables, se pueden martillar
Son frágiles, se fragmentan al
para formar láminas.
golpearlos
Algunos son duros como el Cr, el Fe
Excepto el diamante, la mayoría son
y el Mn y otros son blandos como el
blandos.
Au, el Pb y el Na.
No reaccionan entre si, pero
Reaccionan entre si y con los
reaccionan con los no metales.
metales.
Ejemplos: Ca, Ag, Ni, Cu, Mg, Sm
48
Ejemplos: O, N, H, P, Br, Cl, He,
Metaloides.Metaloides.Son semiconductores eléctricos. Está propiedad ha permitido
que el silicio, el germanio, el arsénico y el boro sean particularmente
útiles en la fabricación de transistores, chips de computadoras y
celdas solares.
El silicio es el metaloide más abundante, y el 4° elemento más
abundante en la Tierra. No se encuentra en su forma natural, sino
combinado con el oxígeno, formando silicatos que son constituyentes
de la arena y el suelo.
Los metaloides son boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico
astato
(As), antimonio (Sb), telurio (Te) y asta
to (At).
Metales
Metaloides
No metales
49
EJERCICIO # 5 Complete la siguiente tabla con la información
solicitada.
Nombre
Escandio
Símbolo
Yodo
Arsénico
Tm
Carácter
metálico
Familia
Grupo
Bloque
Periodo
Clase
Clase
TAREA 9
Complete las siguientes tablas con la información requerida
Nombre
Símbolo
Flúor
Cm
Calcio
S
Familia
Grupo
Bloque
Carácter
metálico
Periodo
Clase
50
Nombre
Vanadio
Símbolo
Antimonio
K
S
Periodo
Carácter
metálico
Bloque
Clase
Familia
Envíe su tarea por correo electrónico al profesor.
b) Importancia en México
Desde la época colonial, la minería ha sido uno de los sectores
México. La actividad minera impulsó el
de mayor importancia en México
nacimiento de ciudades, la construcción de carreteras, vías férreas e
incluso la instalación de una infraestructura portuaria para el envío de
los minerales hacia el exterior.
Así surgieron centros urbanos como Guanajuato, Pachuca,
Taxco y Zacatecas que alcanzaron un gran auge económico y social.
En la actualidad, aunque la minería continúa suministrando
insumos a las industrias de la construcción, metalurgia, siderurgia,
química y electrónica, ha pasado por periodos difíciles debido a que la
inversión se recupera lentamente, además los precios en los
mercados internacionales varía y la modernización tecnológica de la
explotación de los minerales exige un alto costo
51
Los minerales se dividen en metálicos, no metálicos y
energéticos. En el primer grupo se encuentra el oro y la plata, además
de cobre, cromo, estaño y otros. Los minerales no metálicos son
utilizados principalmente por la industria y destacan la sal y el yeso
yeso.
Los energéticos, se caracterizan por ser fuente de energía como el
carbón, el petróleo y el gas natural.
A continuación se indica en una tabla el lugar que ocupa México en la
producción de algunos minerales:
PRODUCCIÓN MINERA EN MÉXICO
Lugar que ocupa México en el
nivel mundial
1
1
2
3
4
5
Mineral
Plata
Sulfato de sodio
Bismuto
Antimonio
Mercurio
Arsénico
Aunque en la mayor parte de la República Mexicana se realizan
actividades mineras, actualmente éstas se encuentran principalmente
en las regiones del Norte del país, Centro y en la costa del Golfo de
México.
Los tres principales estados mineros son Sonora que produce
oro, cobre plata y molibdeno entre otros: Chihuahua,
Chihuahua plomo cinc, plata
cobre y fierro; Zacatecas, plata cinc, cobre y plomo.
52
5.5. Relación de la tabla periódica con la configuración
configuración electrónica.
En la tabla periódica
En la configuración
Periodo
Nivel de energía más alto
Grupos A
Electrones de valencia
Grupos B
2 electrones de valencia
Bloque
Último subnivel que se forma
53
Ejemplo:
Complete la siguiente tabla.
Número de
Símbolo energía más
externo
Último subnivel
que se forma
Electrones
de valencia
Rb
5
s
1
Cl
3
p
7
Cu
4
d
2
Ho
6
f
2
P
3
p
5
Estructura de
Lewis
EJERCICIO
CICIO 6.EJER
6.Complete la siguiente tabla con los datos requeridos.
Símbolo
Último subnivel
que se forma
Nivel de
energía más
externo
Fr
F
Gd
Al
Pd
54
Electrones
de valencia
Estructura de
Lewis
TAREA 10
Complete el siguiente cuadro con la información solicitada. Envíe su
tarea al correo electrónico del profesor.
Símbolo
Último subnivel
que se forma
Nivel de
energía más
externo
Electrones
de valencia
Estructura de
Lewis
Pb
Cl
Mo
Rb
S
Identificación de elementos
elementos en base a la configuración electrónica.
Conociendo la parte final de la configuración electrónica,
podemos con ayuda de la tabla periódica identificar el elemento.
Ejemplos:
5s2, 4d7: 45Rh (rodio)
El coeficiente más grande indica el nivel que en éste caso es 5, la
última letra indica el bloque “d” y en ese renglón en la parte del bloque
“d” se cuenta el superíndice 7, empezando donde inicia el bloque “d”.
3s2, 3p3: 15P (fósforo)
Se busca en el renglón 3, contando 3 desde donde inicia el bloque
“p”.
6s2, 4f11:67Ho (holmio)
Buscamos en el periodo 6, contando 11 en el bloque “f”.
4s2, 3d8: 28Ni (niquel)
Buscamos en el periodo 4, contando 8 en el bloque “d”.
5s1: 37Rb (rubidio)
Periodo 5, bloque s en el primer grupo (IA)
55
EJERCICIO 7.- Escriba sobre la línea el número atómico y el símbolo
del elemento que corresponda. Utilice la tabla periódica anexa.
5s2, 4d10, 5p3:
________
7s2:
________
6s2, 4f5:
________
4s2, 3d9:
________
4s2, 3d10, 4p1:
________
7s2, 5f10:
________
56
TAREA 11
Escriba sobre la línea el número atómico y el símbolo del
elemento que corresponda. Envíe su tarea a correo electrónico del
profesor.
6s2, 4f7:
_________
6s1:
_________
4s2, 3d7:
_________
6s2, 4f14, 5d8
_________
5s2, 4d10, 5p5
_________
57
TAREA 12 Consultando las siguientes páginas de internet,
http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/mc.html
http://galilei.iespana.es/galilei/qui/tablaperiodica0.htm
http://www.salonhogar.com/ciencias/quimica/tabla_periodica/tblper.htm
Seleccione 5 elementos de la tabla periódica con los siguientes
criterios:
Un elementos del grupo IA o IIA
Un elemento del bloque “d”.
Un elemento del bloque “f”
Un elemento de los grupos IIIA, IVA o VA.
Un elemento de los grupos VIA, VIIA u VIIA
Realice un reporte que contenga los siguientes aspectos para cada
uno de los elementos seleccionados:
1) Ubicación en la tabla periódica: Grupo, familia, clase, bloque,
carácter metálico, número atómico y masa atómica promedio.
2) Propiedades físicas (5) y químicas (2).
3) Usos y aplicaciones
4) Fuentes de obtención
5) Descubridor del elemento.,
Ilustre su trabajo con fotos de los elementos seleccionados.
Envíe su trabajo al correo electrónico de su profesor.
AUTOEVALUACIÓN # 4
Revisión del capítulo III.
58
RESPUESTAS A EJERCICIOS SELECTOS
Ejercicio # 1
Las respuestas se indican en rojo..
Símbolo
nuclear
157
64
75
33
Gd
As
52
24
–3
Cr +6
197
79
Au
59
27
Co
+3
A
157
75
52
197
59
n°
93
42
28
118
32
e–
64
36
18
78
24
Z
64
33
24
79
27
p+
64
33
24
79
27
Nombre
Gadolinio
Arsénico
Cromo
Cromo
Oro
Cobalto
Ejercicio # 2
Las respuestas se indican en rojo.
n
m
s
Explicación
5
5
-2
+1/2
En n = 5 l = 0,1,2,3 y 4
0
1
0
-1/2
n son valores positivos del 1
al 7
4
2
-3
+1/2
Si
= 2, m se designa con
los números -2, -1, 0, 1 y 2
1
0
0
0
A s solo se le asignan los
números fraccionarios +1/2
y -1/2.
-2
1
-1
+1/2
n son valores positivos del 1
al 7
-1/2
Si
= 1, m se designa con
los números -1, 0, y 1
3
1
+2
59
n
m
s
Explicación
6
-2
0
+1/2
A
no se le asignan
números negativos.
3
2
-1
+1/3
A s solo se le asignan los
números fraccionarios +1/2
y -1/2.
2
3
-1
-1/2
Para n=2, a se le asignan
dos valores a partir de 0, o
sea
= 0. y 1
6
5
+5
3
A s solo se le asignan los
números fraccionarios +1/2
y -1/2.
4
2
+3
-1/2
Si = 2, entonces m va de 2 a +2 pasando por cero.
Ejercicio # 6.-.
5s2, 4d10, 5p3:
51Sb
7s2:
88Ra
6s2, 4f5:
61Pm
4s2, 3d9:
29Cu
4s2, 3d10, 4p1:
31Ga
7s2, 5f10:
98Cf
60