La Reina Masa y el Señor Peso.

La Reina Masa y el Señor Peso

Había una vez una Masa que, creyéndose Reina, andaba por casi todas partes del mundo para que todos la conocieran y supieran lo importante que era. No existía territorio alguno que no supiera de su existencia. Estaba en todas partes. Por entonces, en una aldea cercana, surgió sin explicación alguna un señor que se hizo prontamente conocido y llegó a oídos de toda la gente por todas partes de la tierra. Se hizo llamar el Señor Peso. Fue tanta su popularidad que la gente lo empezó a usar para muchas cosas de su vida cotidiana. Las personas cuando iban a la feria le decían al vendedor que le pesaran la fruta y la verdura. Cuando iban al médico, la enfermera lo primero que hacía era pesarlos. Cuando jugaban en el parque de entretenciones el que pesaba más ganaba en el juego del balancín. El Señor Peso pronto se hizo más popular que la famosa Masa y no faltó quien concertó un encuentro entre ellos y toda la gente se dispuso a verlos y a escucharlos, tal era la fama de ellos que no hubo reino en la tierra que no estuviera atento a este esperado acontecimiento.

La Masa, cuando vio llegar al Señor Peso no se movió de su lugar esperando que el recién llegado se acercara a rendirle honores. Por cierto que el Señor Peso hizo caso omiso de tal situación y se colocó pronto a disposición del moderador, el famoso y prestigiado animador Gravitón. Gravitón les pidió que se identificaran y dieran a conocer sus cualidades más atractivas que tenían. Entonces el Señor Peso dijo: Yo estoy en todas partes de la tierra, la gente me usa para muchas cosas y, me cambio de ropaje cuando quiero, la gente me valora de diversas formas, a veces soy más grande otras veces más pequeño. No hay cosa en la Tierra donde yo no esté. Yo siempre miro hacia abajo, nunca miro hacia el lado ni hacia arriba, ¡no!, la gente y las cosas se han dado cuenta que no necesito mirar hacia arriba pues nadie más hay. Le llegó el turno a la Masa y dijo, muy pausadamente: Miren todos, yo sí que estoy en todas partes, no solo en la Tierra, yo existo en todas partes y más aún, no me ando cambiando de vestuario, la gente que me conoce en un lugar siempre me verá de la misma forma, nunca sufrirá un desengaño, yo jamás los defraudo. No importa que vaya al polo o al ecuador, sigo siendo la misma. Con la humildad que me da el saber que soy la Reina de toda la naturaleza no necesito andar mirando para abajo, yo miro de frente de costado, para arriba, para abajo, para todas partes miro yo. El Señor Peso, viendo que la gente que estaba presente en el encuentro empezó a aplaudir más a la Masa, sacó de entre su ropaje su bastón de mando, que parecía una flecha, y por más que quería levantarlo no podía, no dejaba de señalar el centro de la tierra. La Masa, no podía contenerse de la risa y siguió: El Señor Peso dice que es importante y popular, más bien lo que sucede es que la gente no se ha dado cuenta de lo enfermizo que es, se ha hecho conocido por ser un ser de múltiples personalidades, cuando está en esta ciudad se ve de una forma, pero en otra ciudad del sur o en otra del norte, cambia de personalidad y se muestra de otra forma. No como yo, insisto, me muestro en todas partes de la misma forma. Y vieran ustedes lo que le sucede cuando viaja a otro planeta o a nuestra amada Luna, su forma se va empequeñeciendo e incluso desaparece a cierta distancia, solo cuando va a llegar a otro lugar nuevamente adquiere una forma visible. Parece que por sí solo no se puede presentar, parece que su forma depende del lugar donde se encuentre. Ya, a estas alturas, el Señor Peso estaba solo escuchando a la Masa, igual como la gente que había concurrido a este esperado encuentro.
El Señor Peso, continuó la Masa, no puede caminar solo y mirar al frente, quizás no se ha dado cuenta pero donde él va me encuentra a mí y por más que se sacude no puede deshacerse de mí, le soy indispensable. No se dejen engañar, a veces él les pide que le llamen por un seudónimo, el kilogramo, pero ¿no saben que ese es mi apellido? y ¿qué este que se hace llamar Señor me lo quiere quitar? El Señor Peso quiso pronunciar unas palabras y sólo alcanzó a decir: “ya ves Masa, que todo el mundo me conoce y me usa más que a ti...”. Masa lo interrumpió: “claro, pero tú has usado publicidad engañosa, ya es hora que la gente se de cuenta que en realidad cuando te mencionan, se refieren a mí y no a ti”. La Masa, dirigiéndose a todos los espectadores: señores y señores, niñas y niños del mundo, sepan ustedes que yo soy quien está en todas las cosas, independiente del lugar en que me encuentre, que cuando van a la feria y piden que les pesen la fruta, en realidad están pidiendo que les den cierta masa de verdura. No confundan mi apellido, el mío es “kilogramo”, el del Señor Peso es “Newton”. No se dejen engañar con palabras bonitas y sonantes, la verdad la tengo yo. Y, con aclamación terminó el encuentro, los aplausos para Masa fueron bastantes, pero todavía quedaron unos cuantos seguidores del Señor Peso. Al otro día, en titulares de toda la prensa, escrita, radial, televisiva, números extras de casi todas las revistes, en fin, todos los medios de comunicación, decían: “La Masa es la Reina de la Naturaleza: La Masa dominó mejor la situación y pudo demostrar que está en todas partes y no engaña a nadie, que en todas partes es la misma, sin embargo el Señor Peso tuvo que reconocer que su existencia dependía de la misma Masa y de estar o no en un Planeta o una estrella o un satélite”. A partir del bullado encuentro es que la Masa es reconocida como la Reina de la naturaleza y el Señor Peso, a petición expresa de la Reina, siguió llamándose así.

ACTIVIDAD

      1. ¿Por qué?

• El peso dice "Me cambio de ropaje cuando quiero... a veces soy más grandes, otras mas pequeño".
• La masa dice que el peso tiene múltiples personalidades.
• La masa es la misma en todas partes.
• El peso depende del lugar donde se encuentra.
• El peso no puede cambiar solo.
• La masa dice que mira para todas partes y siempre es la misma.
• El peso depende de la masa

    2. ¿Cuáles son las unidades de la masa y las unidades del peso?

    3. ¿A qué se refiere la masa cuando dice que el peso uso publicidad engañosa?

    4. ¿Realmente se puede concluir que la masa es la reina de la naturaleza?

Enlace Quimico

Enlace químico

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.

Teorías sobre el enlace químico

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa.

Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.

Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.

Teoría de enlace de valencia

Artículo principal: Teoría del enlace de valencia.

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis,la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:

1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.

2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.

3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.

Sus tres últimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo.

5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.

6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a nacer en la dirección del orbital más concentrado.

A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

Enlaces químicos

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra. Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones. Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula. Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatomicas.

Enlace iónico o electrovalente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.^[3] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.

1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'. 4) Se forman iones (cationes y aniones).

Enlace covalente coordinado

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.

Valencia

Valencia (química)

La valencia, también conocida como número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.

Historia

La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1543, significando "molde", del latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz. En 1890, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia.^[1] Si, por ejemplo, de acuerdo a Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego la fuerza del enlace debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras combinaciones de partículas últimas: estas son las de la tabla periódica.

Combinaciones de partículas últimas de William Higgins (1789).

Sin embargo, la incepción no exacta de la teoría de las valencias químicas puede ser rastreada a una publicación de Edward Frankland, en la que combinó las viejas teorías de los radicales libres y "teoría de tipos" con conceptos sobre afinidad química para mostrar que ciertos elementos tienen la tendencia a combinarse con otros elementos para formar compuestos conteniendo 3 equivalentes del átomo unido, por ejemplo, en los grupos de tres átomos (vg. NO₃, NH₃, NI₃, etc.) o 5, por ejemplo en los grupos de cinco átomos (vg. N₂O₅, NH₄O, P₂O₅, etc.) Es en este modo, según Franklin, que sus afinidades están mejor satisfechas. Siguiendo estos ejemplos y postulados, Franklin declaró cuán obvio esto es que:^[2]

Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que, no importa qué puedan ser los caracteres de los átomos que se unen, el poder combinante de los elementos atrayentes, si me puedo permitir el término, se satisface siempre por el mismo número de estos átomos.

Tipos de valencia

Valencia positiva máxima:

Es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece. Por ejemplo: el Cloro (Cl) es del Grupo VII A en la tabla, por lo que su valencia positiva máxima es 7.

Valencia negativa:

Es el número negativo que refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que obviamente esté actuando con valencia positiva. Este número negativo se puede determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a 8, pero con signo -.

Por ejemplo: a la valencia máxima positiva del átomo de Cloro (7) le falta 1 para llegar a 8, entonces su valencia negativa será -1.

Vista general

El concepto fue desarrollado a mediados del siglo XIX, en un intento por racionalizar la fórmula química de compuestos químicos diferentes. En 1919, Irving Langmuir, tomó prestado el término para explicar el modelo del átomo cúbico de Gilbert N. Lewis al enunciar que "el número de pares de electrones que cualquier átomo dado comparte con el átomo adyacente es denominado la covalencia del átomo." El prefijo co- significa "junto", así que un enlace co-valente significa que los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un electrón adicional. Luego, un enlace entre estos dos átomos resultaría porque se complementarían o compartirían sus tendencias en el balance de la valencia. Subsecuentemente, ahora es más común hablar de enlace covalente en vez de "valencia", que ha caído en desuso del nivel más alto de trabajo, con los avances en la teoría del enlace químico, pero aún es usado ampliamente en estudios elementales donde provee una introducción heurística a la materia.

Definición del "número de enlaces"

Se creía originalmente que el número de enlaces formados por un elemento dado era una propiedad química fija y, en efecto, en muchos casos, es una buena aproximación. Por ejemplo, en muchos de sus compuestos, el carbono forma cuatro enlaces, el oxígeno dos y el hidrógeno uno. Sin embargo, pronto se hizo evidente que, para muchos elementos, la valencia podría variar entre compuestos diferentes. Uno de los primeros ejemplos en ser identificado era el fósforo, que algunas veces se comporta como si tuviera una valencia de tres, y otras como si tuviera una valencia de cinco. Un método para resolver este problema consiste en especificar la valencia para cada compuesto individual: aunque elimina mucho de la generalidad del concepto, esto ha dado origen a la idea de número de oxidación (usado en la nomenclatura Stock y a la notación lambda en la nomenclatura IUPAC de química inorgánica).

Definición IUPAC

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha hecho algunos intentos de llegar a una definición desambigua de valencia. La versión actual, adoptada en 1994, es la siguiente:

El máximo número de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro) que pueden combinarse con un átomo del elemento en consideración, o con un fragmento, o para el cual un átomo de este elemento puede ser sustituido.

Esta definición reimpone una valencia única para cada elemento a expensas de despreciar, en muchos casos, una gran parte de su química.La mención del hidrógeno y el cloro es por razones históricas, aunque ambos en la práctica forman compuestos principalmente en los que sus átomos forman un enlace simple. Las excepciones en el caso del hidrógeno incluyen el ion bifluoruro, [HF₂]⁻, y los diversos hidruros de boro tales como el diborano: estos son ejemplos de enlace de tres centros. El cloro forma un número de fluoruro—ClF, ClF₃ y ClF₅—y su valencia, de acuerdo a la definición de la IUPAC, es cinco. El flúor es el elemento para el que el mayor número de átomos se combinan con átomos de otros elementos: es univalente en todos sus compuestos, excepto en el ion [H₂F]⁺. En efecto, la definición IUPAC sólo puede ser resuelta al fijar las valencias del hidrógeno y el flúor como uno, convención que ha sido seguida acá.

Valencias de los elementos

Artículo principal: Anexo:Lista de estados de oxidación de los elementos.

Las valencias de la mayoría de los elementos se basan en el fluoruro más alto conocido.^[4]

Tabla de valencias de los elementos

Pico Pico

Halógenos	Anfígenos	Nitrogenoides	Carbonoides
1,3,5,7	2,4,6	3,5	2,4
Cloro	Oxígeno	Nitrógeno
Fluor	Selenio	Fósforo	Silicio
Yodo	Azufre	Antimonio	Carbono
Bromo	Telurio	Boro solo 3
	Arsénico

*Al formar Anhidridos con los Nitrogenoides se usa solamente la Valencia 3 y 5

Otras críticas al concepto de valencia

• La valencia de un elemento no siempre es igual a su estado de oxidación más alto: las excepciones incluyen al rutenio, osmio y xenón, que tienen valencias de seis (hexafluoruros), pero que pueden formar compuestos con oxígeno en el estado de oxidación +8, y cloro, que tiene una valencia de cinco, pero un estado de oxidación máximo de +7 (en los percloratos).
• El concepto de "combinación" no puede ser igualado con el número de enlaces formados por un átomo. En el fluoruro de litio (que tiene la estructura del NaCl), cada átomo de litio está rodeado por seis átomos de flúor, mientras que la valencia del litio es universalmente tomada como uno, como sugiere la fórmula LiF. En la fase gaseosa, el LiF existe como moléculas discretas diatómicas como las valencias sugerirían.

Estructura de Lewis

Ejemplo del diagrama de puntos en estructura de Lewis, entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis. La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece. Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Moléculas

Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las moléculas orgánicas, deben presentar un átomo central, en algunos casos el átomo central es el carbono debido a su baja electronegatividad, luego éste queda rodeado por los demás átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se utiliza como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno de silicio. El hidrógeno también es un elemento exceptuante, puesto que no debe ir como átomo central.

reacción de átomos de hidrógeno y silicio en modelo de Lewis. En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez. Véase también: electronegatividad.

Electrones de Valencia

Artículo principal: Electrones de valencia. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. La valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica. Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el modelo a estructurar.

Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. Los átomos entre sí deben quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.

Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa. Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón. Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes.

La regla del octeto

Artículo principal: Regla del octeto.

La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.

Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.

Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.

Carga formal

Artículo principal: Carga formal.

En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:

C_f = N_v - U_e - B_n , donde:

• C_f es la carga formal.
• N_v representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.
• U_e representa el número de electrones no enlazados.
• B_n representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.

La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

Ejemplo: Estructura de Lewis para el ion nitrito

La fórmula del ion de nitrito es NO₂^-

• Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con menos electronegatividad, por lo que éste se convertirá en nuestro átomo central.
• Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.
• Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa cuatro electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el átomo de nitrógeno.
• Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se unirán por un doble enlace. Puede hacerse con cualquiera de los dos oxígenos. Por lo tanto, debemos tener una estructura de resonancia.
• Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de oxígeno doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( ^- ) en el rincón superior derecho afuera de los corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.

Tabla Periódica

Tabla Periódica

Historia de la Tabla Periódica.

Muchos intentos se hicieron a lo largo de casi un siglo para organizar los elementos químicos. Siempre se trató de ordenarlos siguiendo los posibles nexos entre sus propiedades físicas y químicas. Así, por ejemplo, Döbereiner encontró que el cloro, el bromo y el yodo eran similares en cuanto a su reactividad y este hecho le permitió agruparlos en una misma familia:  las llamadas Tríadas de Döbereiner. Con el tiempo, se fueron estableciendo las masas relativas de los elementos. Esto ayudó a Mendeleiev a concebir una idea que sistematizaría la forma de clasificar los elementos al proponer que existía una relación entre sus masas atómicas y sus propiedades.  Así, el gran científico ruso organizó los elementos en el orden creciente de sus masas atómicas. Encontró propiedades análogas cada cierto número de elementos, es decir que las propiedades se repetían con alguna periodicidad. A continuación un poco de historia.

1817. Ley de las tríadas. Johann Döbereiner, propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada. Figura 1.

1864. Ley de las octavas. Newlands, químico inglés, anunció la Ley de las octavas utilizando como símil la escala musical: de acuerdo con esta clasificación las propiedades de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no pudo aplicarse a los elementos más allá del calcio. La clasificación fue por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comenzó a ser diseñada. Figura 2.

Litio	LiCl LiOH	Calcio	CaCl2 CaSO4	Azufre	H2S SO2
Sodio	NaCl NaOH	Estroncio	SrCl2 SrSO4	Selenio	H2Se SeO2
Potasio	KCl KOH	Bario	BaCl2 BaSO4	Teluro	H2Te TeO2

Figura 1. Tríadas de Döbereiner

1868. D.I. Mendeleiev. Publica su primer ensayo sobre el sistema periódico en función creciente de las masas atómicas. Para la época, sólo se conocían 60 elementos. Otros de los aportes de Mendeleiev fue que predijo la existencia de algunos elementos, y sus propiedades, antes de ser descubiertos.

1870. El 17 de febrero nace la Tabla Periódica Moderna de Mendeleiev

1894. William Ramsay descubre el argón, elemento no predicho por Mendeleiev

1914. Moseley ordena los elementos de acuerdo con el número atómico

1	2	3	4	5	6	7
Li 6,9 Na 23,0 K 39,0	Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0	B 10,8 Al 27,0	C 12,0 Si 28,1	N 14,0 P 31,0	O 16,0 S 32,1	F 19,0 Cl 35,5

Figura 2. Ley de las octavas de Newlands

Enunciado de la Ley Periódica

“Cuando los elementos se colocan en orden creciente del número atómico, ocurre una repetición periódica de las propiedades físicas y químicas”.

La tabla periódica moderna es un sistema de clasificación de los elementos químicos, que los ordena de acuerdo a sus propiedades, las cuales son una función periódica del número atómico. Este orden viene determinado por la distribución electrónica de los átomos. Los elementos que tienen el mismo número de electrones en el nivel energético más externo presentan propiedades similares. A estas propiedades las conocemos como propiedades periódicas.

Distribución de la Tabla Periódica

La tabla periódica se ordena de derecha a izquierda y de arriba abajo conforme va aumentando el número atómico (Z). Las filas (horizontal),  son los períodos y las columnas (verticales) son los grupos. En estos se encuentran los elementos con propiedades químicas similares.

Los grupos están constituidos por elementos con el mismo número de electrones en su última capa (conocida como capa de valencia). Actualmente la tabla se organiza en 18 grupos, numerados del 1 al 18, aunque existen otras nomenclaturas anteriores que todavía se usan. En la nomenclatura antigua, se tiene que los grupos se identifican por un número romano y una letra, ya sea A ó B.

En los períodos el número atómico varía de uno en uno desde los metales, pasando por los semimetales, hasta culminar en los no metales. La tabla periódica se divide en 7 períodos.

Grupo 1 (IA): los metales alcalinos

Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 al Grupo 12 (IB al VIIB y VIII): los metales de transición

Grupo 13 (IIIA): los térreos

Grupo 14 (IVA): los carbonoideos

Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VIIA): los halógenos

Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles

Finalmente, se ve que hay dos filas de elementos que aparecen en la parte inferior de la tabla periódica son los elementos de “transición del bloque f”. Estas filas realmente corresponden al cuerpo de la tabla, pero están colocados ahí para conservar espacio. La primera hilera, del elemento 58 al 71, se inicia con el cerio y a esta serie de elementos se les conoce como lantánidos o tierras raras. La segunda hilera ubica los elementos del 90 al 103, comenzando con el torio, y se conocen como actínidos. Figura 3.

Figura 3. La Tabla Periódica

Se puede decir, entonces, que los elementos constituyen las letras del alfabeto de la química, ya que permiten escribir las fórmulas de los compuestos químicos para luego nombrarlos haciendo uso de reglas sistemáticas. Esta organización es la que hace posible que la tabla periódica funcione como una herramienta imprescindible para el manejo de la química.

Configuración Electrónica y Principio de Aufbau

La configuración electrónica, distribución de los electrones en los orbitales atómicos de un elemento. El ordenamiento sigue un principio de construcción o “principio de Aufbau”. Este principio nos permite ubicar los electrones a medida que aumenta el número atómico. Recordemos que el número atómico, Z, equivale al número de protones y por tanto también al número de electrones de un elemento en su estado basal. A medida que vamos agregando protones al núcleo, los electrones van ocupando niveles de mayor energía (más alejados del núcleo).

Los protones de un átomo definen su masa, mientras que los electrones (que tienen una masa mucho menor), juegan un papel muy importante en lo relativo a las propiedades. Como ya se mencionó, los electrones de valencia de los elementos de un mismo grupo son iguales, por lo tanto podemos organizar la tabla periódica utilizando este principio.

El principio de Aufbau o “regla de la lluvia” (por la semejanza que hacen las líneas  descendientes con la lluvia), se muestra en la Figura 4:

Figura 4 – Regla de la lluvia

Se comienza a llenar los orbitales con electrones de arriba abajo y de derecha a izquierda, tal como lo muestran las flechas de la figura. Las letras s, p, d, f, (…) representan diferentes tipos de orbitales. Por el principio de exclusión de Pauli, en cada orbital sólo puede haber un número máximo de dos electrones. Los superíndices que se muestran (s², p⁶, d¹⁰) indican el número máximo de electrones que pueden entrar a un determinado tipo de orbital. Es decir, los orbitales s sólo pueden albergar un máximo de 2 electrones porque sólo hay un orbital s, mientras que tenemos 5 orbitales d diferentes y por lo tanto pueden albergarse hasta 10 electrones en este tipo de orbitales.

A la izquierda tenemos los números del 1 al 7 e indican el nivel energético en que se encuentran los electrones de esa fila y equivalen a los períodos en la tabla periódica. Estos números tienen a su lado una letra que es el nombre del nivel de energía. De este modo, cada electrón de un átomo tiene sus propias coordenadas: un tipo de orbital y un nivel energético. A la derecha de la regla de la lluvia están algunas de las formas de algunos tipos de orbitales: 1s, 2p.

Para realizar la configuración electrónica del potasio, se busca, en la tabla periódica, el símbolo del elemento y se halla el número atómico. El símbolo del potasio es K y el número atómico 19, por lo que su notación es ₁₉K. Esto indica que el potasio tiene 19 protones en su núcleo, de modo que en estado neutro debe tener también 19 electrones. Ahora debemos seguir la regla de la lluvia para distribuirlos. En el primer orbital a llenar, el 1s, se asigna 2 electrones, 1s². Luego, se llena el 2s y obtenemos 1s²2s², restan aún 15 electrones por colocar. Al continuar, se obtiene [K]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Es muy común abreviar las configuraciones electrónicas, para ello se sustituye, la parte de la configuración que corresponde al gas noble inmediatamente anterior, por su símbolo. Por ejemplo, en el caso del potasio, el argón, es el gas que tiene configuración electrónica [Ar]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Se sustituye, y la configuración del potasio queda [K]=[Ar]4s¹. Lo anterior, muestra únicamente los electrones de valencia, los de mayor interés.

v  Determine la configuración electrónica del mercurio.

(Respuesta: [Hg]=1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰)

v  ¿A qué elemento corresponde la configuración electrónica 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶? (Resp: Fe)

v  ¿Cuántos electrones de valencia tiene el cloro? (Resp: 7)

v  ¿Cuál es el elemento número 32? Determina su configuración electrónica completa y la abreviada. Señala los electrones de valencia (Resp: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p², [Ge]=[Ar] 4s²3d¹⁰4p², electrones de valencia 4)

Los electrones de valencia, es el número total que hay a la última capa. En el caso del elemento de Z=32, la última es la 4s y 4p, en cada orbital hay dos electrones, al sumarlos se obtiene que la valencia  es 4.

       Se puede ver que la tabla periódica se separa en varios bloques según los orbitales de mayor energía de los elementos. Figura 5.

           

Figura 5. Separación de la tabla periódica en bloques de elementos según el llenado de los orbitales de valencia

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:

Aquellas que presentan los elementos de los grupos 6 y 11.

 Ejemplos:

Grupo 6:
₂₄Cr : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴, distribución electrónica incorrecta

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵, distribución electrónica correcta
Grupo 11
₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹ distribución electrónica incorrecta
₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰ distribución electrónica correcta

     Algunos elementos de transición presentan este fenómeno, donde un electrón del orbital “f” pasa al orbital “d”.

₉₂U: [₈₆Rn]7s², 5f⁴ distribución electrónica incorrecta

₉₂U: [₈₆Rn]7s², 5f³6d¹ distribución electrónica correcta

₆₄Gd: [54Xe]6s²4f⁸  distribución electrónica incorrecta

₆₄Gd: [54Xe]6s²4f⁷ 5d¹ distribución electrónica correcta

1.    Grupos de la Tabla periódica

Metales alcalinos (Grupo 1).

H	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
hidrógeno	litio	sodio	potasio	rubidio	cesio	francio

      Los elementos de este grupo, al reaccionar con el agua forman soluciones alcalinas o básicas, de allí su nombre. Son sólidos a temperatura ambiente, blandos, dúctiles, maleables, buenos conductores de calor y electricidad. Sus temperaturas de fusión son bajas en comparación con los otros metales. Todos los miembros de esta familia tienen un electrón en su nivel más alto nivel de energía, por lo que pueden adquirir la configuración estable del gas inerte que le antecede perdiendo este electrón. La sal que se usa en los alimentos, contiene sodio, el más común de los elementos de este grupo. El potasio es un ingrediente importante de los fertilizantes. El litio es usado por los médicos para tratar enfermedades depresivas. También este elemento, se mezcla con el aluminio para fabricar una aleación liviana, pero fuerte, usada en los aviones.

Metales alcalino-térreos (Grupo 2)

Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
berilio	magnesio	calcio	estroncio	bario	radio

      Se denominan así porque los antiguos alquimistas solían llamar tierra a toda sustancia no metálica insoluble en el agua y no alterable por el fuego y porque los óxidos de estos metales dan soluciones alcalinas. Poseen brillo metálico, son buenos conductores y no son tan blandos como los alcalinos. Contienen 2 electrones en el último nivel, en condiciones apropiadas, pueden cederlos o compartirlos con otros elementos. De allí que en la naturaleza se presenten en forma de iones, con 2 cargas positivas. Los elementos más comunes son el calcio y el magnesio, por encontrarse en muchos minerales, son disueltos por los ríos y lagos, siendo, por ejemplo, la concentración de sus iones (Ca²⁺ y Mg²⁺) lo que se denomina dureza del agua. El calcio es muy común en nuestras vidas ya que se encuentra en: la leche, en los huesos y en la tiza.

Metales de transición (Grupos 3 al 12)

Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
escandio	Titanio	vanadio	cromo	manganeso	hierro	cobalto	Níquel	cobre	cinc
Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
itrio	circonio	Niobio	Molibdeno	tecnecio	rutenio	rodio	paladio	plata	cadmio
La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
lantano	hafnio	tántalo	wolframio	renio	osmio	iridio	platino	oro	mercurio
Ac	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Uun	Uuu	Uub
actinio	rutherfordio	dubnio	seaborgio	bohrio	Hassio	meitnerio	ununnilio	unununio	ununbio

     Elementos también conocidos como los del bloque d, se caracterizan por tener compuestos coloreados y paramagnéticos. En su mayoría son metales, duros y con temperaturas de fusión y ebullición altas. Además que son buenos conductores de electricidad y de calor. Estos elementos tienen una gran variedad de estados de oxidación. Estos elemento, son utilizados en la construcción de diversos objetos de uso común: el cobre los cables, el hierro que está presente en los aceros, el mercurio de los termómetros, la plata y el oro de uso en la joyería. Son de gran importancia y aplicabilidad en el desarrollo de catalizadores.

Grupo 13

B	Al	Ga	In	Tl
boro	aluminio	galio	indio	talio

     De este grupo forman parte elementos de tipo no metálico, semimetálico y metálico. Los que tienen tres electrones en su capa más externa, por lo que suelen formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación +3. El talio presenta también el estado de oxidación +1. Los miembros de este grupo tienen temperaturas de fusión relativamente bajas y son muy útiles en diversos tipos de aleaciones y materiales semiconductores. El aluminio (Al) es muy versátil como material de construcción debido a que es muy liviano y no se corroe fácilmente, por lo cual se utiliza, por ejemplo, en los marcos de las ventanas de vidrio, puertas para duchas y en la construcción de aviones. Es uno de los principales recursos naturales de Venezuela.

Grupo 14

C	Si	Ge	Sn	Pb
carbono	silicio	germanio	estaño	plomo

     Este grupo está conformado por elementos no metálicos (C y Si), semimetálicos (Ge) y metálicos (Sn, Pb). Estos elementos poseen estados de oxidación 2 y 4. Una de las propiedades que caracterizan a este grupo y sobre todo al carbono es la concatenación. La misma consiste en la capacidad que tienen los átomos de unirse indefinidamente entre sí, con enlaces sencillos, dobles o triples. Esto da lugar a la formación de una gran cantidad de “esqueletos” o cadenas. Esta propiedad disminuye al bajar en el grupo. En este grupo se destaca otro elemento: el silicio, por su abundancia en la corteza terrestre en forma de sílice y silicatos y el carbono por su relación con la vida y sus componentes. El carbono es la base de toda una especialidad: la química orgánica.

Grupo 15

N	P	As	Sb	Bi
nitrógeno	fósforo	arsénico	antimonio	bismuto

     

     La característica más resaltante de estos elementos es que dentro del grupo, aparecen tanto las propiedades de metales como las de no metales, en mayor grado que en los elementos del grupo 16. En este grupo, se tienen dos elementos muy diferentes entre sí: el inerte nitrógeno molecular y el reactivo fósforo, P₄.

     En cuanto a la configuración electrónicas de la capa más externa de los elementos de este grupo es: ns²np³, lo que les da estabilidad (capa llena ns² + capa semillena np³). Esta estabilidad se pone de manifiesto en las elevadas energías de ionización de los elementos de este grupo respecto de los de grupos vecinos. Esta configuración electrónica conduce a varias posibilidades de formación de compuestos estables. Una posibilidad es ganar o compartir tres electrones en la capa de valencia proporcionando al átomo del grupo 15 un octeto completo. Entre los elementos se tiene el nitrógeno, el gas más abundante en el aire y de gran versatilidad química, y el fósforo, constituyente de los huesos y del ATP, molécula fundamental en  los procesos energéticos de los organismos vivos.

Grupo 16

O	S	Se	Te	Po
oxígeno	azufre	selenio	telurio	Polonio

Los elementos de este grupo tienen seis electrones de valencia. Al aumentar el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales,  son: -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d, en el azufre. El grupo está liderado por el oxígeno que respiramos (O₂), el cual también se presenta en forma de ozono (O₃) que protege a la tierra de las radiaciones de alta energía. Otro elemento importante, el azufre, es básico para la formación del ácido sulfúrico, uno de los compuestos químicos de mayor producción mundial anual, además de ser el constituyente de algunos  aminoácidos.

Halógenos (Grupo 17)

F	Cl	Br	I	At
flúor	cloro	bromo	yodo	astato

     El nombre de esta familia de elementos proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'nacido', y se debe justamente a la propiedad que tienen de formar sales al reaccionar con los metales. En estado elemental están formados por moléculas diatómicas muy estables. Poseen 7 electrones en su nivel externo de máxima energía, es decir, un electrón menos que el gas inerte que le sigue. Por esto presentan una tendencia muy fuerte a tomar un electrón y llegar a la configuración del gas inerte que está a su derecha. En este grupo se  destacan: el flúor, tan importante para preservar en buen estado nuestra dentadura; el cloro, uno de los elementos de mayor producción y uso industrial, y el yodo, que tiene múltiples usos en el campo de los productos farmacéuticos.

Gases Nobles (Grupo 18)

He	Ne	Ar	Kr	Xe	Rd
helio	neón	argón	kriptón	xenón	radón

     Todos los miembros de esta familia son gaseosos a temperatura ambiente. Sus temperaturas  de fusión y ebullición son muy bajas. Se llaman gases nobles porque sus átomos al tener completamente llena la última capa de electrones, tienen poca tendencia a formar compuestos. Uno de los elementos que pertenece a  esta familia es el helio, por su escasa densidad y gran estabilidad, permite que los globos se eleven.

Elementos del bloque f

Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd
cerio	praseodimio	neodimio	prometio	samario	europio	gadolio
Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
terbio	disprosio	holmio	erbio	tulio	iterbio	lutecio
Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cu
Torio	protctinio	uranio	neptunio	plutonio	americio	curio
Cf	Es	Fm	Bk	Md	No	Lr
californio	einstenio	fermio	berkelio	mendelvio	nobelio	laurencio

       Estos elementos tienen electrones en el orbital f, son metálicos y poseen las propiedades que los caracterizan. Se dividen en dos: lantánidos (a partir del cerio) y actínidos (a partir del torio), son muy reactivos y tienen estados de oxidación +3. Luego del neptunio todos los elementos han sido sintetizados por el hombre.

Problemas

Encierre su selección y justifique su respuesta.

Configuración electrónica

1. Los números atómicos del Mn y Ni son 25 y 28, respectivamente. Los iones Mn (II) y

Ni (II) son, respectivamente:

a) Iones d⁵ y d⁷.

b) Ambos iones son d⁵.

c) Iones d⁵ y d⁸.

d) Iones d⁶ y d⁹.

e) Ambos iones son d⁸.

2. ¿Cuál de los siguientes pares de especies químicas son isoelectrónicas?

a) Ne y Ar

b) F ⁻ y Cl ⁻

c) Ne y F⁻

d) Na⁺ y K⁺

e) Na⁺ y Na

3. El número atómico de un elemento viene dado por:

a) El año en que fue descubierto ese elemento.

b) El número de neutrones que posee su núcleo atómico.

c) Su masa atómica.

d) El número de protones existente en el átomo de dicho elemento.

4. Señale la proposición correcta:

a) El número de electrones de los iones Na⁺ es igual al de los átomos neutros del gas noble Ne.

b) El número atómico de los iones Na⁺ es igual al del gas noble Ne.

c) Los iones Na⁺ y los átomos del gas noble Ne son isótopos.

d) El número de protones de los iones ²³Na⁺ es igual al de los átomos de ²²Ne.

e) La masa atómica de los iones ²³Na⁺ es igual al de los átomos de ²²Ne.

5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros:

X: 1s² 2s² p⁶ Y: 1s² 2s² p⁵ 3s¹

a) La configuración de Y corresponde a un átomo de sodio.

b) Para pasar de X a Y se consume energía.

c) La configuración de Y representa a un átomo del tercer periodo.

d) Las configuraciones de X e Y corresponden a diferentes elementos.

e) La energía para arrancar un electrón es igual en X que en Y.

6. El número atómico del Fe es 26. Si el Ru está exactamente debajo del Fe en la tabla periódica, el ión Ru (II) tiene una configuración periódica:

a) d⁹

b) d⁷

c) d⁸

d) d⁵

e) d⁶

7. Los números atómicos del Cr y Co son 24 y 27, respectivamente. Los iones Cr (III) y Co (III) son respectivamente:

a) d⁵ los dos iones

b) d⁴ y d⁶

c) d⁶ los dos iones

d) d³ y d⁶

e) d³ y d⁷

8. Para la especie iónica O ⁻ ,se puede afirmar que:

a) Su número atómico es el mismo que el del elemento situado a continuación en el mismo período de la tabla periódica.

b) Su configuración electrónica será igual a la del elemento que le sigue en el mismo período.

c) Tiene dos electrones desapareados.

d) Su número másico es el mismo que el del elemento que le sigue en el mismo período.

e) No tiene propiedades paramagnéticas.

9. La configuración electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ no puede corresponder a la siguiente especie química:

a) ₁₈Ar

b) ₂₀Ca²⁺

c) ₁₇Cl⁻

d) ₁₆S²⁺

10. Las especies químicas H⁻ y He:

a) Reaccionan entre sí para formar HeH.

b) Son isotópicas.

c) Son isotónicas.

d) Son isoeléctricas.

11. La distribución electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ corresponde:

a) Al ion Ga⁺.

b) Al ion Br^—.

c) A un átomo de Se, en su estado fundamental.

d) A un átomo de Hg excitado.

12. Indique cuáles de las siguientes proposiciones para el oxígeno (Z = 8) son ciertas:

1) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ es un estado prohibido

2) 1s² 2s² 2p⁵ es un estado prohibido

3) 1s² 2s² 2p⁴ es un estado excitado

4) 1s² 2s² 2p⁴ es un estado fundamental

13. Si [Ar] representa la estructura electrónica de un átomo de argón (Z = 18), el ion

titanio (II) (Z = 22) puede entonces representarse por:

a) [Ar] 4s¹ 3d¹

b) [Ar] 4s²

c) [Ar] 3d²

d) [Ar] 3d⁴

14. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde a un átomo en estado excitado?

a) 1s² 2s³ 2p⁶ 3s²

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

c) 1s² 2s² 2p6 6p¹

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

15. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas puede corresponderle a un átomo en su estado fundamental?

a) 1s² 2s³ 2p⁶

b) 1s² 2s² 2p⁸ 3s² 3p⁶ 3d⁷

c) 1s² 2s² 2p⁴

d) 1s² 2s² 3s² 3p⁶

16. El ion más estable que forma el sodio es isoelectrónico con:

a) El átomo de magnesio.

b) El ion más estable del flúor.

c) El átomo de neón.

d) El átomo de sodio.

17. ¿Cuál es la configuración electrónica más probable del estado fundamental para el ion Mn^2+, sabiendo que Z = 25?

a) [Ar] 4s2 3d3

b) [Ar] 4s1 3d4

c) [Ar] 4s0 3d3 4p3

d) [Ar] 4s0 4p5

e) [Ar] 4s0 3d5

18. ¿Cuál de las siguientes estructuras electrónicas le corresponderá a un elemento con número de oxidación máximo de +3?

a) 1s² 2s² 2p³

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³

19. Dadas las configuraciones electrónicas de los átomos:

A = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ B = 1s² 2s² 2p⁶ 6s¹

¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta?

a) Se necesita menos energía para arrancar un electrón a B que de A.

b) A y B representan átomos de elementos distintos.

c) B corresponde a un estado excitado.

d) Para pasar de A a B se necesita energía.

20. La configuración electrónica que utilizamos habitualmente se basa en distribuir los

electrones de un átomo en distintos orbitales (s, p, d, f,..) que pertenecen a distintas capas.

¿Qué relación existe entre estos orbitales y las órbitas de Bohr?

a) Órbitas y orbitales son básicamente lo mismo.

b) En ambos los electrones están girando en torno al núcleo, aunque sólo en los orbitales s las trayectorias son circulares.

c) La energía del orbital 1s del átomo de H coincide con la energía de la primera órbita de Bohr.

d) En las órbitas, los electrones pueden excitarse y pasar a otra superior, mientras que en los orbitales es imposible que ocurra este proceso.

21. La configuración electrónica de la capa externa del As es:

a) 4s² 4p³

b) 4s² 4p⁵

c) 4s² 3d³

d) 5s² 5p⁴

22. Del átomo cuyo número atómico es 33, se puede afirmar todo lo siguiente, excepto:

a) Tiene los orbitales 3d completos.

b) Está situado en la cuarta fila de la tabla periódica.

c) Es un metal de transición.

d) Si captase tres electrones se convertiría en un anión cuya estructura electrónica sería la de un gas noble.

23. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas representa la del estado

fundamental del Fe (III), sabiendo que Z (Fe) = 26?

a) [Ar] 3d⁵

b) [Ar] 4s¹ 3d³

c) [Ar] 4s¹ 3d⁴

d) [Ar] 4s² 4p³

e) [Ar] 4p⁵

24. Un átomo tiene de número atómico 23. Sería incorrecto decir que:

a) Su configuración electrónica externa es 4s² 3d³.

b) Corresponde a un elemento de transición.

c) Tiene 3 electrones desapareados.

d) Está situado en el grupo 3B de la tabla periódica.

25. La configuración electrónica del Cu⁺ (Z = 29) es:

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁹

26. Determine la carga de cada uno de los siguientes iones:

i) un ion níquel con 26 electrones

ii) un ion fósforo con 18 electrones

iii) un ion hierro con 23 electrones.

a) Ni⁺ P⁻ Fe²⁺

b) Ni²⁺ P³⁻ Fe²⁺

c) Ni²⁺ P²⁻ Fe³⁺

d) Ni²⁺ P³⁻ Fe³⁺

27.. ¿Cuál es la configuración electrónica del flúor en estado fundamental?

a) 1s² 2s₂ 2p⁶ 3s²3p⁶ 4s¹

b) 1s² 2s² 2p⁶

c) 1s² 2s² 2p⁵

d) 1s² 1p⁶ 2s¹

e) 1s² 2p⁷

28. De las siguientes configuraciones electrónicas, indica las que corresponden a estados excitados:

1) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹     2) 1s ² 2s ² 2p ⁵ 3s ¹         3) 1s ² 2s ² 2p ⁶

4) 1s ² 3d ³                  5) 1s ² 2s ² 3p ⁷                 6) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 2d ²

a) 4, 6

b) 4, 5, 6

c) 2, 4, 5, 6

d) 2, 4

29. Una configuración 4s² 3d⁹ 5s¹:

a) No es posible porque los electrones tienden a ocupar niveles de mínima energía.

b) Corresponde a un estado excitado de metal alcalino.

c) Corresponde a un estado excitado de un elemento de transición.

d) Correspondería a un estado excitado de un átomo paramagnético.

e) Ninguna de las anteriores.

30. Indica cuál de las siguientes sales no está formada por aniones y cationes

isoelectrónicos:

a) MgF₂

b) KCl

c) AlF₃

d) CaBr₂

31. ¿Cuál de las siguientes especies tiene una configuración electrónica diferente a las otras?

a) Ar

b) K⁺

c) Sc³⁺

d) Mg²⁺

32. ¿Cuál de los elementos que se indican puede ser clasificado como elemento de

transición?

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p1

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶

33. Considere las siguientes configuraciones electrónicas en el estado fundamental:

i) 1s² 2s² 2p⁷ ii) 1s² 2s³ iii) 1s² 2s² 2p⁵ iv) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Diga cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli y deduzca para los elementos con la configuración correcta el estado de oxidación más probable.

a) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el +5 y +1, respectivamente.

b) El principio de exclusión de Pauli la cumplen i y iv. Su estado de oxidación más probable es el 1 y +1, respectivamente.

c) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el +1 y 1, respectivamente.

d) El principio de exclusión de Pauli la cumplen iii y iv. Su estado de oxidación más probable es el 1 y +1, respectivamente.

34. ¿Cuál de los siguientes supuestos se puede relacionar con especies isoelectrónicas?

a) Dos átomos neutros distintos.

b) Dos cationes de distinta carga del mismo elemento.

c) Dos aniones distintos del mismo elemento.

d) Dos cationes de distinto elemento.

35. Indica la configuración electrónica que corresponde al átomo de cromo (Z = 24):

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²

36. La carga nuclear efectiva del sodio es:

a) < 11 y > 10

b) < 10 y > 9

c) < 2 y > 1

d) < 1 y > 0

e) ninguna

Propiedades Periódicas

Encierre su selección y justifique su respuesta.

1. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la primera energía de ionización más alta?

a) Be

b) He

c) N

d) Ne

e) B

2. ¿Cuál de las siguientes relaciones entre radios es correcta?

a) R(Cl) > R(Cl⁻)

b) R(Na⁺) < R(Na)

c) R(I) > R(Cl)

d) R(Cl) > R(Na)

3. La siguiente configuración electrónica:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ corresponde a un átomo de:

a) Baja energía de ionización.

b) Un metal de transición.

c) Elemento del grupo de los halógenos.

d) Un gas noble.

4. Indique cuál de las siguientes propuestas es correcta:

a) El ion O^2– es más electronegativo que el átomo neutro Ne.

b) El ion F⁻ es más electronegativo que el ion Na⁺.

c) El ion Na⁺ es más electronegativo que el ion O^2–.

d) Ninguna de las anteriores.

5. El símbolo Ra:

a) Se utiliza para expresar abreviadamente al gas noble radón.

b) Es el nombre genérico de las denominadas tierras raras.

c) Se le asigna al elemento radio.

d) No designa a ningún elemento.

6. Un elemento con configuración electrónica externa ns²:

a) No puede conducir bien la corriente eléctrica puesto que no tiene electrones desapareados.

b) Puede conducir la corriente eléctrica porque la banda ns2 solapa con bandas superiores.

c) Si no solapa con bandas superiores, su conductividad eléctrica disminuye con la

temperatura.

d) Conducirá bien el calor pero no la electricidad.

e) Es un halógeno y por tanto no es un buen conductor.

7. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene el segundo potencial de ionización más bajo?

a) Na

b) O

c) Ca

d) K

e) Ne

8. Las especies químicas O^2–, F ⁻, Ne y Na⁺ son isoelectrónicas. ¿A cuál de ellas debe corresponderle un menor volumen?

a) F⁻

b) Ne

c) O^2–

d) Na⁺

9. Los sucesivos potenciales de ionización de un elemento (en eV) son:

8,3; 25,1; 37,9; 259,3

Señale la proposición correcta:

a) La configuración electrónica externa del elemento es ns¹.

b) La configuración electrónica externa del elemento es ns² np¹.

c) El elemento pertenece al grupo 4 del sistema periódico.

d) El elemento pertenece al grupo de los alcalinotérreos.

e) No pertenece a ninguno de los grupos anteriores.

10. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a) La primera energía de ionización del magnesio es menor que la del sodio.

b) El radio del ion Na⁺ es mayor que el del ion Mg²⁺.

c) El radio del ion Na⁺ es igual que el del ion Mg²⁺.

d) La segunda energía de ionización del sodio es menor que la del magnesio.

11. Dadas siguientes las afirmaciones, indique cuál es la respuesta correcta:

1) La primera energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un

elemento neutro en el estado sólido para transformarlo en un monocatión.

2) La primera energía de ionización es la energía que hay que suministrar a un

elemento para que un electrón del estado fundamental pase al estado excitado.

3) La primera energía de ionización es la energía que desprende cuando un elemento

capta un electrón.

4) Un elemento con una estructura electrónica externa 3s² 3p³ pertenece al grupo 14.

a) Sólo la 1 es cierta.

b) Sólo la 3 es cierta.

c) Sólo la 4 es cierta.

d) Ninguna es cierta.

12. ¿Cuál de los siguientes procesos se producirá con mayor variación de energía?

a) Si (g) → Si+ (g) + e–

b) Si+ (g) → Si2+ (g) + e–

c) Si2+ (g) → Si3+ (g) + e–

d) Si3+ (g) → Si4+ (g) + e–

13. ¿Cuál de los siguientes elementos puede encontrarse en la naturaleza en forma nativa?

a) Oro

b) Calcio

c) Sodio

d) Cinc

14. ¿Cuál de los siguientes elementos producirá el efecto fotoeléctrico con una longitud de onda más larga?

a) K

b) Rb

c) Mg

d) Ca

e) Li

15. Alguna de las siguientes afirmaciones sobre los elementos alcalinotérreos (grupo 2) no es correcta:

a) Sus óxidos se disuelven en agua para formar hidróxidos.

b) El radio iónico es mayor que el radio atómico.

c) El radio atómico aumenta al aumentar el número atómico.

d) Son elementos muy electropositivos.

16. Dadas las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos:

A: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² B: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ C: 1s² 2s² 2p⁶

D: 1s² 2s² 2p⁵ E: 1s² 2s² 2p³

a) El menor potencial de ionización corresponde al elemento E.

b) La mayor afinidad electrónica corresponde al elemento B.

c) El elemento más electronegativo es D.

d) El elemento de mayor carácter metálico es A.

e) El elemento con mayor radio iónico es A.

17. P y Q son átomos de distintos elementos situados en el mismo período y que tienen 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta respecto a dichos átomos?

a) P tiene una mayor primera energía de ionización que Q.

b) Q tiene menor afinidad electrónica que P.

c) P tiene mayor radio atómico que Q.

d) El enlace PQ será apolar.

18. Los valores de las cuatro primeras energías de ionización de un elemento químico son: 578, 1817, 2745 y 11578, en kJ·mol^–1. ¿Cuál podría ser dicho elemento?

a) Na

b) Mg

c) Al

d) P

19. ¿Cuál de los siguientes conceptos es correcto?

a) La afinidad electrónica es la energía necesaria para que un elemento capte un electrón.

b) La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando un elemento capta un electrón.

c) La afinidad electrónica viene dada esquemáticamente por la siguiente notación:

A (g) + e– → A− (g) + energía

d) La afinidad electrónica de los elementos del grupo 17 (VII A) es negativa.

e) Un elemento que presente una afinidad electrónica alta presentará, a su vez, un potencial de ionización bajo.

20. ¿Cuál de los siguientes enunciados, relacionados con las propiedades de los elementos de la tabla periódica, es correcto?

a) El tamaño atómico decrece hacia abajo en un grupo.

b) El tamaño atómico se incrementa desde el francio en el grupo 1 (IA) hasta el flúor en el grupo 17 (VII A)

c) El tamaño atómico decrece de izquierda a derecha en un periodo.

d) Todos los átomos del mismo grupo tienen el mismo tamaño.

e) Ninguna de las anteriores

21. ¿Cuál de los siguientes elementos no es un metal de transición?

a) Ru

b) Au

c) Al

d) W

22. La propiedad que presenta, en conjunto, valores más altos en la familia de los

halógenos que en la de los metales alcalinos es:

a) El punto de fusión.

b) La afinidad electrónica.

c) El poder reductor.

d) La densidad.

23.Ordenar de de mayor a menor el tamaño de los siguientes átomos: Sc, Ba y Se

a) Ba > Se >Sc

b) Ba >Sc > Se

c) Sc > Ba > Se

d) Sc > Se > Ba

24. ¿Cuál de las afirmaciones no es correcta para el elemento 81?

a) Es un elemento del grupo 13.

b) Es un metal.

c) Presenta el tamaño más grande de su grupo.

d) Es un elemento del quinto periodo.

25. La configuración electrónica externa de los átomos de los elementos del grupo 16 es ns² np⁴. Señalar la respuesta incorrecta:

a) Los números de oxidación del azufre son 2,+2, +4 y +6.

b) El oxígeno tiene los mismos números de oxidación que el azufre.

c) El oxígeno tiene de número de oxidación 2.

d) Oxígeno y azufre son no metales.

26. De los siguientes átomos e iones:

Ar, S^{2 −,} Cl ⁻, K⁺ y Ca²⁺

Se puede afirmar que:

a) Todos tienen el mismo radio porque son isoelectrónicos.

b) Su radio varía en el siguiente orden: S²⁻ > Cl⁻ > Ar > K⁺ > Ca^{2 +}.

c) Su radio varía en el siguiente orden: Ca²⁺ > K⁺ > Ar > Cl⁻ > S^{2 −}.

d) Ninguna de las afirmaciones anteriores es verdadera.

27. Señala cuál de las ordenaciones siguientes representa correctamente un aumento

creciente de la electronegatividad de los elementos:

a) Na < Cl < S < O

b) B < N < C < O

c) C < N < O < F

d) N < O < Cl < F

28. Un elemento químico presenta la siguiente configuración electrónica:

[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² por tanto es un:

a) Metal del bloque d.

b) Metal alcalino.

c) Metal alcalinotérreo.

d) Gas inerte.

29. La reacción asociada al potencial de ionización:

a) Mg (g) + e– → Mg– (g)

b) Mg (g) → Mg+ (g) + e–

c) Mg (s) → Mg+ (g) + e–

d) Ninguna de las anteriores.

30. Si hablamos de tamaños atómicos, elija la opción cuyo orden sea incorrecto.

a) Cs > Fe > He

b) F− > Cr⁶⁺ > Mn⁷⁺

c) Ti > Fe > Zn

d) Be < Ca < Ba

e) Na⁺ < Ne < F−

31. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de mayor electronegatividad?

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

b) 1s² 2s² 2p⁵

c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵

32. Los elementos de transición del 5º periodo se caracterizan porque van llenando de electrones, sucesivamente, sus orbitales:

a) 4d

b) 3d

c) 5p

d) 5d

33. ¿Para cuál de los siguientes átomos se cumple que el radio de su ion más frecuente es menor que su radio atómico?

a) Cloro

b) Nitrógeno

c) Sodio

d) Azufre

34. Si escucha esta afirmación: “la energía de ionización del Na es 5,14 eV y la del Mg 7,64 eV” usted cree que:

a) Es al revés porque el átomo de Mg es mayor que el de Na.

b) Es correcta porque el átomo de Mg es mayor que el de Na.

c) El átomo de Mg es más pequeño que el de Na por lo que tal afirmación es correcta.

d) Se puede asegurar que la segunda energía de ionización del Na es menor que la segunda del Mg.

35. Indicar en las siguientes especies el orden en que disminuyen los radios:

a) Ca²⁺ > K⁺ > Ar > Cl⁻ > S²⁻

b) Ar > Cl⁻ > S²⁻ > < K⁺ > Ca²⁺

c) S²⁻ > Cl⁻ > Ar > K⁺ > Ca2⁺

c) Ar > K⁺ > Ca2⁺ > Cl⁻ > S²