Republica Bolivariana de Venezuela

Ministerio de Educación y Deporte

U. E. “Salto Ángel”

Maracaibo-Edo. Zulia

Alumno:

Esquema

Introducción

Desarrollo

Obj. 11 Cambios de Fase y Energía Calórica

1. Definir:

a) Sistema

b) Fase

2. Características de los Tipos de Fase

3. Componentes de un Sistema

4. Explicar:

a) Curva de Calentamiento

b) Curva de Enfriamiento

c) Diagrama de Equilibrio de Fases

Obj. 12 Reacciones Químicas

1. Definir:

a) Calor

b) Calor de Reacción

c) Energía de Enlace

2. Explicar y Dar Ejemplos:

a) Reacción Exotérmica

b) Reacción Endotérmica

c) Ley de Hees

d) Clasificación de los Calores

Obj. 13 Núcleo Atómico

1. Definir:

a) Átomo

2. Explica los Modelos Atómicos de:

a) Democrito

b) Dalton

c) Thompson

d) Rutherford

e) Bohr

f) Concepción actual

Obj. 15 Tabla Periódica

1. Explicar Sistema de Clasificación Periódica de Mendeleieff

2. Como es la Disposición de los Elementos en la Tabla Periódica Moderna

3. Explicar las Propiedades Periódicas

4. Enumerar los Datos que Suministra la Tabla Periódica

Bibliografía

Introducción

En este trabajo que trata sobre diversos temas de química he tratado de investigar y comprender cada uno de ellos. A través de variados recursos con la finalidad de demostrar que la química es una ciencia activa y asequible, a través de la cual se pueden explicar diversos hechos.

El objetivo de este trabajo es el estudio de los cambios de fase, las reacciones químicas, el núcleo atómico y la tabla periódica. Algo que he explicado de una forma amena y sencilla que va a despertar el interés y la curiosidad de todos aquellos que guste leerlos.

Desarrollo

Obj. 11 Cambios de Fase y Energía Calórica

1. Definir:

a) Sistema:

Un sistema químico consiste en cualquier combinación de componentes químicos bajo observación. Una disolución de sal en agua, por ejemplo: es un sistema químico en el que los componentes son la sal y el agua. Los componentes químicos de un sistema pueden presentarse en sus fases sólida, líquida o gaseosa.

Un sistema no puede contener más de una fase gaseosa, pero sí puede tener varias fases líquidas y sólidas. Una aleación de cobre y níquel, por ejemplo, contiene dos fases sólidas; una mezcla de tetracloruro de carbono y agua tiene dos fases líquidas; una disolución de agua con sal, tres fases (la sal es la fase sólida, el agua es la fase líquida y el vapor de agua la fase gaseosa). El agua es un ejemplo de sistema químico heterogéneo de un solo componente.

b) Fase:

Una de las partes físicamente separables de un sistema químico. Por ejemplo: una mezcla de hielo (fase sólida) y agua (fase líquida) consiste de dos fases.

2. Características de los Tipos de Fase

Fase Continua:

Contiene partículas formadas por grandes cantidades de moléculas que constituyen la unidad. Las partículas en la fase dispersa tienen diámetros entre 10-6 y 10-4mm. La leche, el caucho y las pinturas son ejemplos típicos.

Fase Dispersa:

Las partículas se distribuyen en un medio continuo.

3. Componentes de un Sistema

Un sistema químico consiste en cualquier combinación de componentes químicos bajo observación. Una disolución de sal en agua, por ejemplo, es un sistema químico en el que los componentes son la sal y el agua. Los componentes químicos de un sistema pueden presentarse en sus fases sólida, líquida o gaseosa.

El agua es un ejemplo de sistema químico heterogéneo de un solo componente. Las fases líquida y gaseosa (agua y vapor de agua) se dan conjuntamente en un amplio margen de temperatura y presión. Bajo una temperatura y presión determinadas, que se conoce como el punto triple, se dan en equilibrio las tres fases: vapor de agua (gas), agua (líquido) y hielo (sólido).

4. Explicar

a) Curva de Calentamiento

en la figura se presenta la grafica de una curva de calentamiento completa desde el estado sólido, hasta el estado de vapor.

Supongamos que se tiene una sustancia en el estado sólido en un tiempo “to” a una temperatura inicial “Ti”. Si empezamos a adicionar calor progresivamente, su temperatura empieza a aumentar (calor sensible) hasta llegar a la temperatura de fusión Tf en el tiempo t1.

La cantidad de calor gastado entre to y t1 se calcula por la expresión:

Donde:

Q1 = cantidad de calor en calorías.

m = masa (gramos) de sustancia que se esta calentando en el estado sólido.

Ces = es el calor específico de la sustancia en el estado sólido (cal/g °C)

Tf - Ti = Representa el cambio de temperatura (T) en ese intervalo.

Cuando la sustancia se encuentra a la temperatura de fusión, hay necesidad de aplicarle calor latente de fusión (Hfusión) para convertirla en líquido (intervalo t1 a t2 ), el calor total de este intervalo depende de la masa.

Cuando todo el sólido se haya transformado en líquido (t2), al aplicar calor empieza nuevamente a incrementarse la temperatura (calor sensible) hasta el tiempo (t3), donde el líquido alcanza su temperatura de ebullición.

El calor aplicado entre t2 y t3 se calcula por la expresión:

ó

Cel es el calor específico de la sustancia en el estado líquido (cal/g °C)

Cuando la sustancia se encuentra en la temperatura de ebullición, hay necesidad de aplicarle el calor latente de vaporización (Hv) para convertirla en vapor (intervalo t3 a t4).

El calor total de este intervalo depende de la masa:

Cuando todo el líquido se halla transformado en vapor (t4), al aplicarle calor empieza de nuevo a incrementarse la temperatura (calor sensible) hasta el tiempo final (t5) y la temperatura final (Tf). En el lapso de tiempo t4 a t5 se aplico una cantidad de calor que se calcula por la expresión:

ó

Donde Cev es el calor específico de la sustancia en el estado de vapor (cal/g °C).

El calor total aplicado durante el proceso de calentamiento es la suma de todos los calores o sea:

b) Curva de Enfriamiento

En la figura se presenta la gráfica de una curva de enfriamiento completa, desde el estado de vapor, pasando por el líquido, hasta el sólido.

Supongamos que se tiene una sustancia en el estado de vapor en un tiempo to a una temperatura inicial Ti. Si empezamos a extraer calor progresivamente, su temperatura empieza a descender (calor sensible) hasta llegar a la temperatura de licuefacción TL en el tiempo t1.

La cantidad de calor extraído entre to y t1 se calcula por la expresión:

Donde TL : es temperatura de licuefacción e igual numéricamente a Teb.

Cuando la sustancia se encuentra a la temperatura de licuefacción, hay necesidad de extraerle el calor latente de licuefacción (-HL) para convertirla en líquido (intervalo t1 a t2 ), el calor total de este intervalo depende de la masa.

Cuando todo el vapor se haya transformado en líquido (t2), al extraer calor empieza nuevamente a descender la temperatura (calor sensible) hasta el tiempo (t3), alcanza la temperatura de solidificación (Ts).

El calor aplicado entre t2 y t3 se calcula por la expresión:

Cuando la sustancia se encuentra en la temperatura de solidificación, hay necesidad de extraerle el calor latente de solidificación (-Hs) para convertirla en sólido(intervalo t3 a t4).

El calor total de este intervalo depende de la masa:

Cuando todo el líquido se ha transformado en sólido (t4), al extraerle calor empieza de nuevo a descender la temperatura (calor sensible) hasta el tiempo final (t5) alcanza la temperatura final deseada Tf.

El calor en este intervalo se calcula por la expresión:

El calor total extraído durante el proceso de enfriamiento es la suma de todos los calores o sea:

c) Diagrama de Equilibrio de Fases

Se define como las relaciones existentes entre las fases sólida, líquida y gaseosa de una sustancia en función de la temperatura y la presión.

Son un recurso muy valioso en el diseño de plantas industriales al nivel de laboratorio, ya que suministran información sobre los estados físicos que puede presentar una sustancia en condiciones específicas de presión y temperatura.

Para calcular los grados de libertad se aplica la siguiente fórmula:

L=C-F+2

L= Grado de Libertad

C=Componentes

F=fases

Obj. 12 Reacciones Químicas

1. Definir:

a) Calor

Energía transferida como resultado de una diferencia en la temperatura. El término se utiliza frecuentemente para referirse a la energía interna (o sea la energía cinética y potencial total de las partículas). Es muy común en la química definir tales cantidades como calor de combustión, calor de neutralización, etc. Son entalpías molares para el cambio, dadas por el símbolo HM. La unidad es el Kilojulio por mole (kJ mol -1). Por convención, H es negativo para reacciones exotérmicas. Los cambios de entalpía molar establecidos para reacciones químicas son cambios para condiciones típicas las cuales son 298K (25ºC) y 101,325 Pa (1 atmósfera).

b) Calor de Reacción

Cambio de energía cuando cantidades estequiométricas de sustancias dadas reaccionan por completo.

c) Energía de Enlace

Energía involucrada en la formación de un enlace. Para el amoníaco por ejemplo la energía del enlace N-H es una tercera parte de la energía del proceso:

NH3 N+3H

Por consiguiente, es un tercio del calor de atomización. La energía de disociación de enlace. Es una cantidad diferente a la energía requerida para romper un enlace particular en un compuesto, por ejemplo:

NH3 NH2+H

2. Explicar y Dar Ejemplos:

a) Reacción Exotérmica

Reacción química que desprende energía. Por ejemplo, la reacción de neutralización de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio desprende calor, y a medida que se forman los productos, cloruro de sodio (sal) y agua, la disolución se calienta.

Las reacciones exotérmicas se han utilizado durante miles de años, por ejemplo, en la quema de combustibles. Cuando se quema carbón tienen lugar varias reacciones, pero el resultado global es que los átomos de carbono del carbón se combinan con el oxígeno del aire para formar dióxido de carbono gas, mientras que los átomos de hidrógeno reaccionan con el oxígeno para producir vapor de agua. La redistribución de los enlaces químicos desprende gran cantidad de energía en forma de calor, luz y sonido. Aunque para la ruptura de los enlaces entre el carbono y el hidrógeno se requiere energía calorífica, ésta es mucho menor que la que se desprende cuando estos dos elementos se combinan con el oxígeno. Esto hace que la reacción global sea exotérmica.

Los combustibles fósiles, como el gas natural y el petróleo, contienen un porcentaje muy alto de carbono. Cuando se queman, experimentan reacciones muy exotérmicas debido a que las moléculas que los constituyen se rompen para formar dióxido de carbono y agua. Estos combustibles no siempre se queman de un modo totalmente eficaz, sino que a veces se desprende menos calor del que debería, y se producen productos secundarios como hidrocarburos parcialmente quemados y el gas tóxico monóxido de carbono. Estas sustancias todavía contienen energía que podría desprenderse si se quemaran de nuevo. Cuando una sustancia desprende energía en una reacción exotérmica, su entalpía disminuye (la entalpía es una medida del intercambio energético entre una sustancia y su entorno).

b) Reacción Endotérmica

Reacción química que absorbe energía. Casi todas las reacciones químicas implican la ruptura y formación de los enlaces que unen los átomos. Normalmente, la ruptura de enlaces requiere un aporte de energía, mientras que la formación de enlaces nuevos desprende energía. Si la energía desprendida en la formación de enlaces es menor que la requerida para la ruptura, entonces se necesita un aporte energético, en general en forma de calor, para obtener los productos.

El nitrato de potasio sólido está formado por iones potasio y nitrato unidos entre sí (los iones se forman cuando los átomos o moléculas ganan o pierden electrones). Cuando el nitrato de potasio se disuelve en agua, la ruptura de enlaces absorbe calor de la misma sustancia y del agua, por lo que la temperatura del sistema baja.

Algunas reacciones endotérmicas necesitan más energía de la que puede obtenerse por absorción de calor de los alrededores a temperatura ambiente. Por ejemplo, para transformar el carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono es necesario calentar. Cuando en una reacción endotérmica una sustancia absorbe calor, su entalpía aumenta (la entalpía es una medida de la energía intercambiada entre una sustancia y su entorno).

c) Ley de Hees

El calor de formación DH1 del monóxido de carbono, CO:

C (grafito, s) + ½.O2 (g) ® CO (g) DH1

No puede determinarse directamente porque en las condiciones en que se produce, parte del CO se transforma en CO2. Sin embargo, sí que es posible medir directamente, con la ayuda del calorímetro, los calores de reacción de los siguientes procesos:

CO (g) + ½.O2 (g) ® CO2 (g)

DH2 = 282,6 kJ/mol

C (grafito, s) + O2 (g) ® CO2 (g)
DH3 = -392,9 kJ/mol

El conjunto de estas tres reacciones puede escribirse en la forma:

Dado que el efecto térmico de una reacción no depende del camino, sino sólo de los estados inicial y final, se podrá escribir:

DH3 = DH1 + DH2

Y por tanto:

DH1 = DH3 - DH2 = -392,9 + 282,6 = 110,3 kJ/mol

Dicho de otro modo cuando una reacción, C + ½.O2 ® CO, escribirse como la suma algebraica (suma con signos) de otras reacciones:

Su calor de reacción es la suma algebraica de los calores de tales reacciones

(DH1 = DH2 - DH3). O en otros términos: el calor de la reacción de un determinado proceso químico es siempre el mismo, cualquiera que sea el camino seguido por la reacción, o sus etapas intermedias.

El contenido de este enunciado recibe el nombre de Ley de Hess. De acuerdo con esa misma ley, los calores de reacción pueden calcularse a partir de los calores de formación de reactivos y productos.

El siguiente diagrama representa los procesos de formación y reacción de reactivos y productos, y sus relaciones en términos energéticos:

Aplicando la ley de Hess a los dos diferentes caminos que conectan reactivos y productos e igualando ambos términos resulta:

D H = -D Hf (reactivos) + 0 + D Hf (productos)

Es decir:

D H = D Hf (productos) - D Hf (reactivos)

Por tanto, el calor de reacción de un proceso químico resulta ser igual a la diferencia entre los calores de formación de los productos y los calores de formación de los reactivos:

DH = (suma calores de formación de productos) - (suma calores de formación de reactivos

d) Clasificación de los Calores de Reacción

Se clasifican en endotérmico y exotérmico

Obj. 13 Núcleo Atómico

1. Definir:

a) Átomo

Parte más pequeña de un elemento capaz de tomar parte en reacciones químicas. Los átomos constan de un núcleo pequeño y denso cargado positivamente, compuesto de neutrones y protones, y electrones alrededor del núcleo. Las reacciones químicas de un elemento están determinadas por el número de electrones (que es igual al número de protones en el núcleo). Todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número de protones (número protónico o número atómico). Un elemento puede tener dos o más isótopos que difieren en el número de neutrones en el núcleo.

Los electrones que rodean el núcleo se distribuyen en niveles energéticos, y estos a su vez en subniveles. Los subniveles comprenden a, los orbitales atómicos. Un electrón en el átomo se especifica por cuatro números cuánticos:

• Número Cuántico Principal (n), el cual especifica los principales niveles de energía. n puede tener valores de 1, 2, etc. Las capas correspondientes se denotan con las letras K, L, M, etc., siendo la capa K (n=1) la más cercana al núcleo. El número máximo de electrones en una capa es 2n2.

• Número Cuántico Orbital (l), el cual especifica el momento angular. Para un valor dado de n, l puede tener valores de n -1, n -2,... 2, 1, 0. Por ejemplo, la capa M (n=3) tiene tres subcapas con valores diferentes de l (0, 1, y 2). Las subcapas con momentum angular 0, 1, 2 y 3 se designan por las letras s, p, d y f.

• Número Cuántico Magnético (m). Este puede tener valores -l, -(l-1)... 0...+ (l+1), +l. Determina la orientación del orbital electrónico en un campo magnético.

• Número Cuántico de Spin (m s), el cual especifica el momento angular intrínseco del electrón. Puede tener valores +1/2 y -1/2.

Cada electrón en el átomo tiene cuatro números cuánticos y, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener el mismo grupo de números cuánticos. Esto explica la estructura electrónica de los átomos.

2. Explicar los Modelos Atómicos de:

a) Democrito:

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito conderó que la materia estaba constituida por pequeñitas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivibles.

Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en conderación.

b) Dalton

Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:

• La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas átomos.

• Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso.

• Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.

• Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.

c) Thompson

Thompson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.

Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva.

En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones. 

d) Rutherford

Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla resumiendo las características de estos componentes:

En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA) procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las partículas alfa en ellas.

Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.

Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:

• El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.

• El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo.

• La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.

• Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).

• El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita.

• El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.

Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.

Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica.

La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno esta dada por:

Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada.

La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien definida dada por:

hv = | Ei - Ei |

De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:

E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)

h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank

R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg

El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde energía.

Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.

La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.

El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico, puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.

f) Concepción actual`

Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, se consideran los siguientes:

2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.

En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede representarse por medio de una cantidad compleja.

Obj. 15 Tabla Periódica

1. Explicar Sistema de Clasificación Periódica de Mendeleieff

Mendeleiev publicó sus resultados en 1870, un año antes, Mendeleiev había publicado la primera edición de la tabla periódica, que ordenaba los sesenta y tres elementos.

Una vez ordenados los elementos por peso atómico, estudió sus propiedades químicas, en especial en cuanto a sus valencias. Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio progresivo en sus valencias, con valores crecientes y decrecientes. Estableció así períodos.

Para que coincidieran las propiedades, Mendeleiev no dudó en cambiar de lugar algunos elementos.

Dejó espacios vacíos para formar grupos de elementos con las mismas propiedades y predijo, las propiedades de los elementos que ocuparían esos lugares vacantes una vez descubiertos. Les dio un nombre provisorio, compuesto por el nombre del elemento inmediato superior en la tabla y un prefijo que indicaba el número de espacios hacia debajo de donde se encontraba ese elemento: eka para un espacio y dwi para dos. A partir de los trabajos de Mendeleiev, se pudo establecer la ley periódica de los elementos.

2. Como es la Disposición de los Elementos en la Tabla Periodica Moderna

Se organiza en orden creciente del número atómico para mostrar regularidades en el comportamiento químico entre elementos. Las secuencias horizontales de elementos se llaman períodos. Al atravesar un período se encuentra la tendencia desde el comportamiento metálico hasta el no metálico. Las columnas verticales de elementos relacionados se llaman grupos. Al descender en el grupo hay aumento del tamaño atómico y del comportamiento electropositivo.

3. Explicar las Propiedades Periódicas

En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, pues el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear sobre los electrones periféricos.

En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha.

Esto se debe a que el electrón diferenciador o último de los elementos de un período está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s 2 y s 2 p 3 , respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrónes.

Bibliografía

www.google.com

Biblioteca Práctica de Consulta del Nuevo Milenio Edit. Zamora

Diccionario de Química . Colección Llave de la Ciencia Edit. Norma

Química 9º grado Edit. Ofitexto

Química 1º de Cs Edit. Larense

www.Rincondelvago.com

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