TEMA 2. TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS

QUÍMICA 2º BACHILLERATO

TEMA 2 TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS

JAVIER GONZÁLEZ SAIZ IES LEONARDO TORRES QUEVEDO CURSO 23-24

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QUÍMICA 2º BACHILLERATO

TEMA 2. TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS

1. ORIGEN EXPERIMENTAL DE LA TABLA PERIÓDICA
2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LOS ÁTOMOS
3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
5. GRUPOS DE ELEMENTOS Y PROPIEDADES

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TeMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA

SESIÓN 1

SESIÓN 2

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2ºC 29 septiembre 2023 2ºD 28 septiembre 2023

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TeMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA

SESIÓN 7

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TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 1

Configuraciones electrónicas

Origen experimental de la tabla periódica Distribución de los electrones en los átomos Ejercicios 8-9-10-11-12-13-14 página 55

1. ORIGEN EXPERIMENTAL DE LA TABLA PERIÓDICA 1.1 PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN 1.2 TABLA DE MENDELEIEV Y MEYER 1.3 LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

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1. ORIGEN EXPERIMENTAL DE LA TABLA PERIÓDICA

A partir del siglo XIX, la clasificación de los elementos conocidos se convirtió en necesidad. Se agruparon por propiedades similares. Se fue estableciendo una relación gradual entre los elementos. Más tarde se establecieron clasificaciones, con mayor o menor fortuna que explicamos a continuación.

1.1 PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN

Las principales etapas que se sucedieron hasta llegar a la clasificación de Mendeléiev son las siguientes:

• Distinción entre metales y no metales: data de finales del siglo XVII cuando Antoine L. Lavoisier, clasificó los 33 elementos conocidos en su tiempo, en no metales, formadores de ácidos, y en metales, formadores de sales. Berzelius mantuvo esta primitiva clasificación basándose en el aspecto y en sus propiedades físicas. J. B Dumas ordenó estos elementos en familias de comportamiento químico semejante.

1.1 PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN

• Tríadas de Döbereiner: En 1829, el químico alemán Johan W. Döbereiner alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades. Destacaba la existencia de similitudes entre elementos agrupados en ternas que él denominó tríadas. Puso en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la tríada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 se pudo contar con unas veinte tríadas para llegar a una primera clasificación coherente. A continuación, se muestran las tríadas de Döbereiner.

1.1 PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN

• Tornillo telúrico: En 1862, Chancourtois, geólogo francés, puso en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. Colocó sobre una hélice, o tornillo telúrico, los elementos conocidos en orden creciente de masas atómicas formado una línea helicoidal inclinada 45º sobre la superficie del tornillo. En las posiciones del tornillo unidas por las generatrices del cilindro quedaban alineados elementos con propiedades químicas similares.

1.1 PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN

• Ley de octavas de Newlands: En 1864, Newlands, químico inglés, enunció su ley de octavas, según la cual las propiedades químicas de un elemento se repiten cada ocho elementos contando a partir de él. Pero esta ley no pudo aplicarse a los elementos de masa atómica mayor que la del calcio. Esta clasificación fue, por ello, insuficiente.

1.1 TABLAS DE MENDELEIEV Y MEYEER

En 1869, Mendeléiev, químico ruso, presentó, independientemente de Meyer, una primera versión de su tabla periódica que tenía 63 elementos. Se dio cuenta que clasificando los elementos por masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo concerniente a algunas propiedades. Así, los elementos de los actuales grupos fueron clasificados verticalmente y las agrupaciones horizontales representaban los elementos de los periodos actuales. Para poder explicar la ley que Mendeléiev creía cierta, no dudó en dejar huecos vacíos. Estaba convencido de que un día esos lugares correspondientes a las masas atómicas 44, 68, 72 y 180 serían encontrados. Los descubrimientos futiros confirmaron esa convicción.

Mendeléiev consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos, galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y tenían las propiedades predichas por él. Pero la tabla periódica de Mendeléiev tenía también anomalías, que eran debidos sobre todo a la determinación de la masa atómica de los elementos químicos en esa época:

• No hay lugar definido para el hidrógeno. Puede colocarse indistintamente en el grupo de los halógenos o el de los metales alcalinos.
• No hay separación clara entre metales y no metales. El Wolframio y Manganeso aparecen como no metales.

No había previsto lugar para lantánidos ni actínidos.

1.3 LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

El físico británico Henry G.J. Moseley consiguió realizar el espectro de rayos X a unos 50 elementos y encontró que existía una relación entre la frecuencia de la radiación correspondiente a la primera y segunda línea espectral de cada elemento y el valor del número atómico de ese elemento. Así en 1913 enunció la ley de Moseley, según la cual, cuando se ordenan los elementos químicos en orden creciente de su número atómico, sus propiedades físicas y químicas se repiten de forma periódica. Comprobándose así que los elementos aparecían perfectamente ordenados según el número atómico.

1.3 LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

La espectroscopía de rayos X permitió identificar nuevos elementos, cuya posición correspondía a la casilla de su número atómico. Así Werner elaboró una tabla periódica muy parecida a la actual de 18 grupos y 7 periodos. La tabla de Mendeléiev condujo a la tabla periódica actual estructurada en 18 grupos (o columnas) y 7 períodos (o filas), en la que se usa el número atómico Z como número ordenador. Se colocan los elementos según orden creciente de número atómico.

2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN ÁTOMOS 2.1 PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI 2.2 PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA 2.3 PRINCIPIO DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

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2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN ÁTOMOS

El modelo del átomo mecanocuántico nos va a permitir justificar la ley periódica de los elementos. Entenderemos ahora porqué todos los elementos que están en un mismo grupo tienen propiedades similares y por qué los elementos químicos se colocan en orden creciente de número atómico.La distribución (configuración) electrónica es el modo en que se sitúan los electrones en la corteza de los átomos. Permite conocer en qué capas o niveles hay electrones, en qué orbitales están y cuántos hay en cada caso. La simbología utilizada es: nxe; siendo n el número de capa o nivel, (número cuántico principal) x el tipo de orbital (s, p, d, f), e indica el número de electrones que se alojan en ese tipo de orbital. La capa de valencia es la más externa de un átomo que ocupada por electrones; los electrones de esta capa con los que intervienen en la formación de enlaces. Esta denominación se debe a que es esa capa la que define la capacidad de combinación o de formación de enlaces de dicho átomo, lo que se conoce como su valencia. Para determinar la distribución electrónica de un átomo, nos basamos en el principio de exclusión de Pauli, el principio de mínima energía y el principio de máxima multiplicidad de Hund.

2.1 PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

2.2 PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA

2.3 PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN ÁTOMOS 2.4 MODOS DE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 2.5 DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES 2.6 ASLTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS

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EJERCICIOS

¡vamos!

Ejercicio 8 página 55. Una de las valencias del manganeso es 2 (estado de oxidación, +2) ¿Podrías explicar por qué es la más estable? Ejercicio 9 página 55. Justifica por qué el zinc, el cadmio y el mercurio tienen estado de oxidación +2, y este último, además, +1. Ejercicio 10 página 55. Justifica por qué el Hg+ no existe en forma aislada, sino formándose dos dímeros Hg2+. Ejercicio 11 página 55. En la tabla periódica, el elemento plata ocupa el lugar debajo del cobre, pero, mientras que esta forma los iones Cu+ y Cu2+, solo se forma el ion Ag+. Justifica este hecho.

Ejercicio 12 página 55. La distribución electrónica real del paladio, determinada por métodos espectroscópicos, es [Kr] 4d10, mientras que la teórica es [Kr] 5s2 4d8. ¿A qué se debe esta alteración, deducida del principio general de llenado? Ejercicio 13 página 55. ¿Podrías predecir algún cambio en las distribuciones electrónicas reales del molibdeno y del oro con respecto a las que puedes obtener del diagrama de llenado? Ejercicio 14 página 55. El cobre actúa con los estados de oxidación +1 y +2. Basándote en sus distribuciones electrónicas real y teórica, ¿es posible justificar esos estados?

TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 2

Tabla periódica y configuración electrónica

Corregir ejercicios configuraciones electrónicasTabla periódica y configuración electrónica ER 1 página 57 Ejercicios 15-16-17-18-19 página 57

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 2.1 POSICIÓN EN LA TABLA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

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3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Se puede establecer una relación directa entre el tipo de distribución electrónica de un elemento químico y su posición en la tabla (grupo y periodo). Cada grupo de la tabla periódica es una columna vertical que corresponde a una serie química.

• Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa más externa y, como consecuencia de ella, presentan análogas propiedades físicas y química.
• Los elementos de los grupos 1,2 y del 13 al 18 se denominan representativos.
• Los elementos de los grupos 3 al 12 son los elementos de transición.
• Los lantánidos y actínidos son los elementos de transición interna.

A continuación, vamos a representar una tabla dónde se muestran los elementos de cada grupo, el nombre específico que recibe cada grupo, así como la terminación de la configuración electrónica. Todos los elementos del mismo grupo tienen la misma terminación en su configuración electrónica.

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Fuera de esta estructura están los lantánidos y los actínidos, que tienen en su estructura más externa electrones en orbitales f Constituyen una ampliación del grupo 3, en los períodos 6 y 7. Los períodos agrupan a los elementos químicos en función de la capa a la que pertenecen los electrones más externos. A continuación, vamos a representar una tabla dónde se muestran los elementos de cada período, el número de elementos por período, los elementos y las configuraciones electrónicas posibles.

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. 1 POSICIÓN EN LA TABLA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

A partir de esto podemos indicar dónde se encuentra un elemento químico a partir de su configuración electrónica, fijándonos en su terminación. Con el tratamiento de bloques sabemos en qué grupo de la tabla estará colocado el elemento. Para saber el período, nos fijamos en el nivel más alto de la configuración electrónica, si ese nivel es 1, estará en el primer período, si ese nivel es 3, estará en el tercer período. Veámoslo con ejemplos:

EJERCICIOS

¡vamos!

Ejercicio Resuelto 1 página 57. Teniendo en cuenta la presente relación que hay entre la distribución electrónica de un elemento y su posición en la tabla periódica, deduce: a) La distribución electrónica de la plata. b) El grupo y período a los que pertenecerá el elemento cuya distribución electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3. Ejercicio 15 página 57. Reproduce el llenado electrónico de los dieciocho primeros elementos químicos y comprueba las similitudes entre los de un mismo grupo. Observa que el hidrógeno (Z=1) no es un elemento del grupo 1, aunque su distribución electrónica es similar. Ejercicios 16 página 57. Sabiendo que la distribución electrónica real del lantano es [Xe] 6s2 5d1, ¿qué conclusión se puede extraer en relación con la distribución electrónica real de los lantánidos y los actínidos? Compárala con la distribución que se deriva del diagrama de llenado. Ejercicio 17 página 57. A la vista de su posición en la tabla periódica, deduce cuáles serán las distribuciones electrónicas de los siguientes elementos: sodio, azufre, escandio, platino, uranio y europio.

TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 3

Propiedades periódicas

Corregir ejercicios pendientesPropiedades periódicas Comportamiento químico de los elementos Ejercicios 20-21 página 61

4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 4.1 FACTORES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS 4.2 RADIO ATÓMICO 4.3 RADIO IÓNICO 4.4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.5 AFINIDAD ELECTRÓNICA 4.6 ELECTRONEGATIVIDAD 4.7 COMPORTAMIENTO QUÍMICO DE LOS ELEMENTOS

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4. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en función de su posición en la tabla periódica, que es, a su vez, función de su número atómico. Por la colocación en ella de un elemento, podemos deducir qué valores presentan dichas propiedades, así como el comportamiento químico del elemento.De entre todas las propiedades periódicas, las más destacables son el tamaño de los átomos (radios atómicos), las energías que entran en juego al ganar o perder electrones, la tendencia a atraer electrones en los enlaces químicos, el carácter metálico y sus estados de oxidación habituales. El valor de las propiedades periódicas es determinante para el tipo de enlace químico que se puede establecer entre dos átomos concretos.

4.1 FACTORES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

Antes de estudiar las propiedades periódicas hay que conocer los conceptos de apantallamiento y carga nuclear, de los cuáles deriva la carga nuclear efectiva. De ellos depende la variación periódica de estas propiedades.

• Carga nuclear: es la carga positiva del núcleo del átomo, es decir, se trata del número atómico o número de portones.
• Apantallamiento: el apantallamiento se produce por la repulsión entre los electrones del átomo. El núcleo del átomo ejerce una fuerza de atracción sobre cada uno de los electrones. Esta fuerza no es igual para los electrones internos que para los externos, ya que los internos van a proteger (apantallar) de esta fuerza atractiva del núcleo a los electrones externos. El efecto del apantallamiento los sufre el último electrón del nivel energético más externo. El apantallamiento es por tanto mayor para los electrones internos que para los del nivel de valencia (misma capa).

• Carga nuclear efectiva: por efecto del apantallamiento el electrón del último nivel recibirá en menor intensidad la fuerza atractiva total de la carga de los protones que hay en el núcleo. A esta nueva carga de la conoce como carga nuclear efectiva:

Z*: carga nuclear efectiva Z: número atómico a: apantallamiento Veamos como varía la carga nuclear efectiva en la tabla periódica. En un período a medida que avanzamos hacia la derecha crece el número atómico.

4.1 FACTORES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

Veamos como varía la carga nuclear efectiva en la tabla periódica. En un período a medida que avanzamos hacia la derecha crece el número atómico.A medida que nos movemos hacia la derecha se va añadiendo un electrón más, pero en el mismo nivel, por lo que no crece el apantallamiento. Por tanto, en un periodo la carga nuclear efectiva crece porque aumenta el número atómico y no lo hace el apantallamiento. En un grupo, al bajar aumenta el número atómico, y se van añadiendo más electrones que hacen de protección al electrón más externo, por lo que crece también el apantallamiento. Así, la carga nuclear efectiva no varía en un grupo, porque el número atómico y el apantallamiento aumentan de la misma forma.

4.2 RADIO ATÓMICO

4.2 RADIO ATÓMICO

4.2 RADIO ATÓMICO

La variación del radio atómico está justificada por los factores siguientes: • Al aumentar la carga nuclear, el radio atómico tiende a ser menor, ya que aumenta la atracción electrostática del núcleo sobre la nube electrónica, (es el efecto más notorio de un período). • Al descender en un grupo, aumenta el efecto pantalla y el radio atómico es también mayor. Al incrementarse el número de capas de electrones entre el núcleo y la capa de valencia, las repulsiones hacen que disminuya la carga nuclear efectiva y la nube electrónica se expanda, (en los grupos este efecto compensa la acción de la carga nuclear). • Al aumentar la capa de valencia, el radio atómico es mayor. La capa de valencia aumenta al descender en un grupo y no varía dentro de un período.

4.3 RADIO IÓNICO

4.3 RADIO IÓNICO

4.4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Los valores de las energías o potenciales de ionización, posteriores al primer electrón son cada vez mayores, porque según se quitan electrones hay un exceso de carga positiva en el núcleo y, por ello, una mayor atracción por los electrones restantes

4.4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Tanto en un grupo como en un período, al aumentar la carga nuclear se incrementa la atracción electrostática del núcleo sobre la nube electrónica y hace que sea necesaria más energía para arrancar electrones, (mayor EI)

• Con respecto a un grupo, estas energías aumentan de abajo hacia arriba. La explicación radica en la mayor dificultad de extraer el electrón más externo al átomo cuando más cerca esté el electrón del núcleo, pues estará más fuertemente atraído por él. Al descender en un grupo, se intensifica el efecto pantalla, pues aumenta el número de capas de electrones entre el núcleo y la capa de valencia, disminuyendo así la carga nuclear efectiva y necesitando menor energía para arrancar el electrón de valencia (menor EI).

• Si planteamos la misma situación a nivel de un período, el potencial de ionización aumenta hacia la derecha porque hay mayor densidad electrónica en los elementos ubicados más a la derecha al tener mayor número de protones, lo que se traduce en una mayor atracción sobre un electrón de la capa más externa.

4.4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

4.4 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

4.5 AFINIDAD ELECTRÓNICA

4.5 AFINIDAD ELECTRÓNICA

4.5 AFINIDAD ELECTRÓNICA

En un período, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha (excluyendo los gases nobles). Esto significa que casi todos los elementos representativos de los grupos 1 a 17 muestran gran atracción por un electrón extra. Tanto en un grupo como en un período, al aumentar la carga nuclear se eleva la atracción del núcleo sobre el electrón que capta el átomo y se libera más energía (mayor AE). Los elementos alcalinotérreos, los gases nobles y el nitrógeno tienen una AE casi nula porque tienen estructuras electrónicas muy estables con orbitales completos o semicompletas, y no tienen tendencia a tomar nuevos electrones. Los elementos con AE muy negativa ganan electrones con facilidad formando aniones. La afinidad electrónica más negativa corresponde a los halógenos, cuya configuración electrónica es ns2np5 y al ganar un electrón adquieren la configuración estable de gas noble ns2np6. La variación de la AE en grupos aumenta de abajo hacia arriba. En el caso del F, el electrón es más atraído por el núcleo del átomo, por entrar más cerca de él, que en el caso de los restantes halógenos; pero al ser de tamaño pequeño su átomo, los siete electrones intermedios producen un aumento de las repulsiones interelectrónicas y así la AE disminuye ligeramente en lugar de aumentar, como cabría esperar. Al descender en un grupo, se intensifica el efecto pantalla, esto hace que disminuya la carga nuclear efectiva y se libre menos energía al captar un electrón (menor AE).

4.5 AFINIDAD ELECTRÓNICA

4.6 ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad (EN) es la tendencia que tiene un átomo de un elemento de traer hacia sí a los electrones compartidos con otro átomo cuando está combinado químicamente con él. Si el valor de la EN es alto, significa que tiene mucha tendencia a atraer los electrones del enlace.

• Variación en la tabla periódica. La electronegatividad está directamente relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica, de modo que en la tabla periódica varía de forma análoga a ellos, es decir, aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período, y de abajo a arriba dentro de un grupo. Así, el elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo (más electropositivo) es el francio.

4.6 ELECTRONEGATIVIDAD

4.7 COMPORTAMIENTO QUÍMICOS DE LOS ELEMENTOS

EJERCICIOS

¡vamos!

TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 4

Ejercicios

Grupos de elementos y propiedadesEjercicios 22-23-24-25-26 página 63 Ejercicios 27-28-29-30-31 página 65

5. GRUPOS DE ELEMENTOS Y PROPIEDADES

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5. GRUPOS DE LEMENTOS Y PROPIEDADES

EJERCICIOS

¡vamos!

Ejercicio 22 página 63. ¿Podrías establecer alguna relación entre la energía de ionización y la energía de las órbitas de Bohr? Ejercicio 23 página 63. Explica por qué el berilio y el nitrógeno tienen unas energías de ionización anormalmente altas. Ejercicio 24 página 63. Razona por qué se producen variaciones irregulares en las EI de los metales de transición y de transición interna. Ejercicio 25 página 63. Explica por qué el elemento del segundo período con menor 2º EI es el Be, y el que tiene mayor 2º EI es el Li. Ejercicio 26 página 63. Calcula la energía que habrá que suministrar a 20 g de calcio para ionizar todos sus átomos y convertirlos en Ca2+. Datos: 1º EI (Ca) = 6,11 ev/partícula y 2º EI (Ca) = 11,87 eV/partícula.

Ejercicio 27 página 65. La primera afinidad electrónica estimada para el berilio, nitrógeno, neón vale vero. Trata de explicar a qué se debe ese valor. Ejercicio 28 página 65. En muchos compuestos, el oxígeno actúa como O2-, lo que significa que el átomo ha ganado dos electrones. Teniendo en cuenta que para que esto suceda hay que aportar energía al sistema, ¿qué signo tendrá la segunda afinidad electrónica con respecto a al primera? Ejercicio 29 página 65. Clasifica por orden creciente de En, Fe, K, Mg, C, Cl. Ejercicio 30 página 65. Indica cómo es la polaridad, es decir, qué elemento soporta la carga positiva y cuál la negativa en los siguientes enlaces: a) H-C b) K-F c) Na-O d) Br-Cl Ejercicio 31 página 65. Cuando se combinan átomos de elementos con electronegatividades muy dispares, llegan a transformarse en iones. Razona si el Cl se convierte en ion cuando se combina con los siguientes elementos: a) Rb b) F c) C d) H

TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 5

Repaso Tema 2

Repaso Tema 2 Ejercicios: 7-9-16-20-23-36-40 páginas 80-81

EJERCICIOS

¡vamos!

TRABAJO INDIVIDUAL

SESIÓN 6

Ejercicios Repaso del tema 2

Repaso Tema 2 Ejercicios 4-27-28-37-38-41 páginas 80-81

EJERCICIOS

¡vamos!

Ejercicio 4 página 80. ¿Por qué la energía de un orbital 3d es mayor que la de un orbital 4s? Ejercicio 27 página 81. Ordena según el valor creciente de su primera energía de ionización, justificando las posibles anomalías, los siguientes elementos: Al, Ne, P, Mg, S y K. Ejercicio 28 página 81. Ordena los siguientes elementos según su primer potencial de ionización: Br, K, Mg y S. Si atendemos a su segundo potencial de ionización, ¿aparecerían en el mismo orden? Ejercicio 37 página 81. El elemento de Z=16 puede combinarse con los elementos de Z=11 y de Z=17. Analiza los compuestos que se pueden formar y el número de oxidación de los elementos en cada caso. Ejercicio 38 página 81. A y B son dos elementos químicos que se encuentran en el mismo período de la tabla periódica. Teniendo en cuenta que A sed halla a la derecha de B, justifica si son ciertas las siguientes afirmaciones: a) A es más electronegativo que B b) A tiene un radio atómico más grande que B c) Es más difícil arrancar un electrón a A que a B d) Cuando A y B se enlazan, A es el elemento que soporta la carga positiva.