En este bloque de sistema periódico estudiarás todo referente a:

  • Los átomos y moléculas.
  • Las teorías atómicas desde sus inicios hasta el modelo atómico actual.
  • La configuración electrónica de los átomos.
  • Sus propiedades periódicas.
  • Los tipos de enlace que explican las características de cada compuesto.

Es el bloque más teórico dentro del temario de segundo de bachiller de química, pero es importante porque siempre entra  una cuestión de sistema periódico en los exámenes de selectividad de química, al menos en los de Vizcaya.

sistema periodico tabla periodica de los elementos



 

Átomos y modelos atómicos

Los modelos atómicos más importantes son el modelo de Dalton, el de Rutherford, el de Thomson y el modelo atómico de Bohr.

Modelo atómico de Dalton

En resumen, Dalton dijo que los átomos eran indivisibles porque son las partículas más pequeñas de la materia.

Teoría atómica de Thomson

Thomson descubrió el electrón. Según el modelo atómico de Thomson el átomo sería una esfera de carga positiva con electrones incrustados.

 Modelo atómico de Rutherford

Rutherford dijo que la carga positiva se concentraba en el núcleo del átomo y los electrones se encontraban en una nube alrededor.

Modelo atómico de Bohr

Bohr indico que los electrones no se encontraban en un lugar fijo sino girando alrededor de órbitas elípticas.




Cada uno hizo una serie de experimentos que les llevaron a sus conclusiones pero no voy a profundizar en la teoría ya que puedes encontrarla en cualquier libro de química.

Me centro en los cuestiones de sistema periódico de los exámenes de selectividad de química y en los errores cometidos por los alumnos para que no los cometas tu.

 

No obstante, si tienes dudas puedes dejarme tus preguntas en comentarios 😉

 

Número atómico y másico. Isotopos

Hoy en día sabemos que el átomo está compuesto por un núcleo donde se encuentran los protones con su carga positiva y los neutrones con su carga neutra. Alrededor del núcleo, en órbitas elípticas se encuentra el electrón con su carga negativa.

Las Partículas subatómicas son entonces el protón, neutrón y electrón.

La masa del protón y electrón es muy pequeña. La del neutrón es más grande.

Número atómico.

Z  es el número atómico. Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo, es como el DNI del átomo, lo que permite distinguir uno de otro. Cada número atómico es único. No existen dos átomos con dos números atómicos iguales excepto los isotopos.

Número másico

A es el número másico. Es la suma de los protones más neutrones.

La configuración electrónica se obtiene a partir del número atómico Z del átomo.

Número atómico y másico. Isotopos

Cationes y aniones

Si un átomo tiene la misma cantidad de electrones que de protones el átomo es neutro.

  • Si tienes más protones que electrones es una ion positivo o catión y su carga es positiva. Esto ocurre en los metales.
Por ejemplo: ion sodio, ion calcio, ion aluminio…

 

 

  • Si tiene menos protones que electrones es un ion negativo o anión. Esto sucede en los no metales.
Por ejemplo: ion cloruro, sulfuro…

 

Configuración electrónica

Los electrones se encuentran en orbitales haciendo órbitas elípticas.

No confundas orbital con órbita ¡pregunta de selectividad!




La órbita describe la trayectoria del electrón (girando en órbitas elípticas alrededor del núcleo)

El orbital es una región especial donde se encuentra el electrón

Los orbitales son s, p, d y f.

  • En el orbital s cogen 2
  • En el orbital p cogen 6
  • En el orbital d cogen 10 electrones
  • En el orbital f cogen 14 electrones

Los orbitales se distribuyen en niveles de energía según el número cuántico principal N.

Los niveles de energía pueden ser N=1, N=2, N=3, N=4, N=5, N=6, N=7.

Tanto para hacer la configuración electrónica de un átomo como para saber los números cuánticos es importante que te aprendas que:

En el nivel N=1 solo hay orbitales s, por tanto caben 2 electrones.

En el nivel N=2 hay orbitales s  y p, por tanto cogen 8 electrones.

En el nivel N=3 hay orbitales s, p y d por tanto caben 18 electrones.

En el nivel N=4 hay orbitales s, p, d y f  por tanto cogen 32 electrones.

 

Para hacer la configuración electrónica de un átomo solo tienes que saber el diagrama de Moeller.
configuración electrónica diagrama de Moeller

Cuanto tengas que hacer la configuración electrónica de un átomo, te darán como dato su número atómico Z.



Únicamente tienes que seguir el orden de las flechas del diagrama de Moeller contado los numeritos de arriba hasta que llegues a la Z que te dan.

diagrama de Moeller configuracion electronica

 

Tabla periódica

Los elementos se clasifican en la tabla periódico ordenados según sus números atómicos y sus propiedades químicas.

Esta clasificación se hace en grupos y periodos.

Si recuerdas, te había comentado que el número atómico es como el DNI del átomo, permite diferencia un átomo de otro. De la misma manera, la tabla periódica es como cuando se hace el censo de un pueblo o una ciudad, en los censos se organizan según el DNI de la persona, los datos de edad, sexo…

 

En los átomos es lo mismo salvo que en la tabla periódico se organizan en grupos y periodos (lo del censo quizá no sea así porque no sé muy bien cómo va, es para que lo entiendas mejor)

 

tabla periódico se organizan en grupos y periodos

Aquí puedes ver la tabla periódica que está totalmente relaciona con la configuración electrónica y con el diagrama de Moeller.

♦ Los periodos son las filas horizontes.

Hay 7 periodos que corresponden con los niveles de energía que te he indicado antes (N=1, N=2…)

♦ Las columnas verticales son los grupos.

Hay 18 grupos (sin contar los elementos de transición que no son muy importantes, ya que no suelen entrar en los exámenes de selectividad de química, al menos en Vizcaya.



Los dos primeras columnas son las correspondientes a los grupos s, la primera s1 la segunda s2.

Las 10 columnas restantes son las d (d1, d2, d3…..d10).

Las 6 comunas restantes son las p (p1, p2…p6).

Algunos grupos son tan importantes que tienen un nombre y conviene que te los aprendas:

  • Grupo s1 Alcalinos
  • Grupo s2 Alcalinotérreos
  • Grupo p2 Carbonoideos
  • Grupo p3 Nitrogenoideos
  • Grupo p5 Halógenos
  • Grupo p6 Gases nobles o inertes.




Cuando te explique el tema de los enlaces intermoleculares verás que todos los átomos “quieren llegar” a p6 que es la configuración de capa completa, la de los gases nobles.

Por eso los gases nobles se llaman gases inertes, porque están estables con su capa llena y no reaccionan.

Es muy importante que te sepas que elementos de sistema periódico son metales y cuales no metales.

Todos excepto los verdes y azules son metales y tienes unas características diferentes a los no metales. Los metales se encuentran en la naturaleza en estado sólido mientras que los no metales suelen estar en gas y líquido.

Sabiendo más o menos como funciona la tabla periódica puedes auto corregirte cuando tengas que hacer la  configuración electrónica de un átomo.

 

 

♦ Por ejemplo:

Si te piden hacer la configuración del sodio (z=11), deberías saber que es un metal y que está en el primer grupo.

Con lo cual, su configuración electrónica tiene que acabar en s1. Si al contar no te sale que el último elemento es el s1 algo está mal.

 

  • Los grupos s1 y s2 son electropositivos (te lo explicaré en los enlaces iónicos pero te lo voy adelantando para que vayas viendo que todo está relacionado). Es decir, tienen tendencia a dar electrones y a formar cationes, con lo cual sus valencias serán positivas.
  • Los grupos p5 y p6 son electronegativos, tienen tendencia a ganar electrones para llegar a p6 que es capa completa. Formarán aniones y sus valencias son negativas. (Te lo explicaré en la regla del octete de Lewis).

 

Números cuánticos

Cada electrón tiene 4 números cuánticos que le diferencia de todos los demás electrones.

Los números cuánticos son importantes aunque raras veces han entrado en los exámenes de selectividad de química, al menos en el País Vasco:



Aun así, te los voy a explicar porque en los exámenes de institutos si suelen caer.

Los números cuánticos se escriben entre paréntesis y separados por comas. Como te he dicho hay 4 números cuánticos diferentes para cada electrón: n, l, m y s

Números cuánticos del electron

  • N: número cuántico principal, como ya te he hablado de él, ya sabrás que va desde N= 1 a N=7.
  • L: número cuántico secundario, puede valer 1,2, 3 o 4 dependiendo del tipo del orbital donde se encuentra el electrón.

Es muy sencillo, ya verás:

    • Si el electrón está en un orbital s             l=0
    • Si el electrón está en un orbital p            l=1
    • Si el electrón está en un orbital d            l=2
    • Si el electrón está en un orbital f             l=3

 



 

Lo más común, en los exámenes de selectividad de química, es que el electrón este es un orbital s o p (en raras ocasiones está en un orbital d, y menos en un f).

  • ml: número cuántico azimutal. Ml  va desde –l hasta +l.

De tal manera que si, por ejemplo, l=1, m va desde -1 hasta +1, puede valer -1, 0 y 1.

Se hacen tres cajitas y se colocan los electrones para saber si se encuentra en caljita -1, 0 o 1.

 

  • s: número cuántico de spin: sólo puede valer +1/2 o -1/2 y es súper fácil saberlo:
    • Si electrón esta con la fecha hacia arriba se dice que tiene spin up y se vale +1/2
    • Si el electrón esta con la flecha para abajo se dice que tiene spin down y vale -1/2

 

Para saber el sentido de la flecha primero tienes que saber su número cuántico ml y colocarlo en las cajitas

  

Propiedades atómicas

Las propiedades atómicas son muy importantes y siempre las suelen preguntar en los exámenes de selectividad de química.

Suelen entrar en el apartado de cuestiones.

Te tienes que saber bien: el radio atómico, la electronegatividad, la energía de ionización y el carácter metálico.

Como te he siempre te digo no voy a profundizar mucho en las definiciones ya que la puedes encontrare en cualquier libro de química o incluso en Internet.

♣ Dnota10 está destinado a proporcionar ejercicios y exámenes resueltos de química de segundo de bachillerato para aprobar la selectividad de química .




Aunque es conveniente que te las aprendas de memoria la definición de cada propiedad atómica, yo te las explicaré con palabras mas coloquiales para que te sea más sencillo comprender:

 

Te había comentado que los átomos se clasifican en el sistema periódico en grupos y periodos porque los átomos de un mismo grupo tienen similares propiedades químicas.

Lo mismo pasa en un periodo, por esa razón  se organizan así en la tabla periódica. Es decir, la tabla periódica no esta organizada al azar.

 

Radio atómico

El radio atómico sirve para saber el volumen que ocupa un átomo.

Seria recomendable que te aprendieras la definición exacta de radio atómico. Eso si la encuentras, porque en ningún libro de los que he consultado dan un definición precisa.

En los exámenes de selectividad y de institutos te suelen dar un ejercicio con un montón de átomos y sus números atómicos y te piden que los ordenes de menor a mayor radio atómico.

 

Lo que tienes que hacer para resolver estos ejercicios correctamente es:

  1. Hacer la configuración electrónica de cada átomo, teniendo en cuenta lo que te he explicado en el diagrama de Moller.
  2. Colocar cada átomo en el sistema periódico, o al menos, saber en que periódico y grupo se encuentra.
  3. Seguir las flechas de esta imagen para ordenar los átomos.

radio atomico propiedades atomicas
Como puedes ver, el radio atómico crece en la tabla periódica hacia la izquierda y hacia abajo.

Sencillo ¿ verdad?

Acuérdate de poner una definición de radio atómico lo más precisa que puedas. ¡Eso puntúa más!



 

♦ Si te piden ordenar de mayor a menos los radios atómicos de cationes y aniones, también es muy fácil si tienes en cuenta que:

  • Un catión es un ion positivo que ha perdido electrones, por lo tanto habrá perdido capas y su radio iónico será menor que el átomo neutro
  • De la misma manera, el radio atómico de un anión es mayor que el de su átomo neutro.

 

♦ Te pongo un ejemplo para que lo entiendas mejor:

En el caso de sodio Na (z=11) , su configuración electrónica (egidura electrónica) es:

1s2 2s2 2p6 3s1

Como puedes ver llega hasta la capa 3.

El ion sódico Na+ se forma al perder el sodio un electrón.

La configuración electrónica del ion sodio es:

1s2 2s2 2p6

Puedes comprobar que al perder el electrón ha perdido su última capa, por lo tanto será pequeñito ( la explicación en realidad no es tan sencilla, es mas bien por tema de repulsión entre electrones, pero para que lo entiendas con esto vale).

 


Energía de ionización

La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

Recuerda buscar la definición exacta de Energia de Ionizaciñon ya que te lao he explicado con  palabras “menos técnicas” para que lo puedas entender mejor) pero como te he comentado conviene que memorices la definición exacta.




energia de ionizacion propiedades atomicas
La energía de ionización tiene el sentido contrario al radio atómico en la tabla periódica. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba.

 

Esto es lógica pura:

Será más difícil arrancan un electrón del cloro que acaba en p5 y lo quiere es coger electrones para llegar a la configuración estable de capa completa (p6 del gas noble siguiente).

Está relacionado con lo que te he explicado respecto a al electronegatividad de los p5.

 

♣ Sin embargo, el sodio, que acaba en s1 y lo que quiere es perder une electrón, será más mucha más fácil arrancárselo.

Es decir,  habrá que hacer menos fuerza: aplicar menos energía para arrancarle el electrón o para ionizarlo.

Por eso se llama energía de ionización: energía que hay que aplicar para ionizar un átomo, convertirlo en un ion

 

Normalmente, en los exámenes de selectividad de química, te dan una serie de átomos con sus números atómicos y te piden ordenarlos de mayor a menor energía de ionización.

Lo que tienes que hacer para resolver estos ejercicios correctamente es similar a lo que te expliqué en radio atómico:

  • Hacer la configuración electrónica de todos los átomos, teniendo en cuenta el diagrama de Moller.
  • Colocar los átomos en el sistema periódico o ,al menos, saber en que periodo y grupo se encuentran.
  • Seguir las flechas del sentido de la energía de ionización para ordenarlos. Es decir, la energía de ionización aumenta hacia la derecha y hacia arriba.

 

Teóricamente se suele hablar de la primera, segunda y tercera energía de ionización.

Pero para lo que te concierte a ti (preparación para aprobar 2º de bachiller y selectividad) no es necesario que la sepas. Al menos en Vizcaya no se estudia.

 

Electronegatividad

La electronegatividad tiene el mismo sentido que la energía de ionización. De hecho es muy similar.

La definición de electronegatividad es la tendencia de un átomo en estado gas a captar electrones

Revisa la definición exacta y apréndela.




De manera que, como ya te explique, los átomos cuya configuración electrónica termina en p5 son muy electronegativos: tiene mucha tenencia a ganar electrones para llegar a la configuración del gas nobles siguiente, a capa completa, al p6.

Sin embargo, los átomos cuya configuración termina el s1 o s2 (como el sodio, potasio, calcio….) serán muy electropositivos porque tienen tendencia a ceder electrones.

♦ En los ejercicios en los que te pidan ordenar de mayor a menor electronegatividad tienes que hacer los mismos pasos que te he explicado en radio atómico y energía de ionización.

 

Enlaces intermoleculares

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la interacción electrostática o fuerza de atracción entre cargas de diferente signo según la ley de Coulomb. Traducido es el enlace entre un ion positivo o catión y un ion  negativo o anión.

El ion positivo pierde electrones que gana el ion negativo.

Lo que tienes que saber es que el enlace iónico es un un enlace entre un metal y no metal. Como es en caso del cloruro sódico.

  • El sodio gana un electrón y se transforma en ion sódico.
  • El cloro pierde un electrón y se transforma en ion cloruro.
  • Entre ambos se forma una red iónica: sare iónica.
Para que lo entiendas mejor, imagínate que el metal tiene mucho dinero y como le sobra se o da la no metal

 

Enlace covalente

El enlace covalente es el enlace ente dos no metales. ( En este caso los dos son pobres, entonces como uno no le pude dar a otro dinero, deciden compartirlo)

 

enlace covalente de atomos lewis




 

Recuerda que los no metales son electronegativos, es decir, ambos tienen tendencia a coger electrones.

El enlace covalente se explica por la regla de Lewis o regla del octete.

Según Lewis cada átomo tiene que estar rodeado de 8 electrones, de manera que comparten electrones. Los enlaces pueden ser:

 

regla de Lewis del octete enlaces covalentes

 

  • Simples donde se comparte dos electrón, como en el caso del metano
  • Dobles donde se comparten cuatro electrones como en el caso del eteno o oxígeno
  • Triples como en el caso del nitrógeno o el etino (revisa formulación orgánica aquí).




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Enlace metálico: nube de electrones

Así como el enlace iónico se da entre un metal y no metal, el covalente entre dos no metales, el enlace metálico se da entre metales.

Recuerda que los metales que son electropositivos y tienden a dar electrones. Estos electrones se encuentra deslocalizados en la red de cationes.

 

Fuerzas intermoleculares

Así como las fuerzas intramoleculares que te he explicado se dan entre átomos (ionico, covalente y metalicos). Las fuerzas intermoleculares se dan entre moléculas.

Las más importantes son las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.

  • Las fuerzas de van der walls son fuerzas débiles de interacción electrostática, serian las responsables de unión, por ejemplo, de una molécula de cloruro sódico con otra.
  • Los puentes de hidrogeno son más fuertes que las de Van der walss y son debidas a la interacción electrostática que se da en las moléculas que hay hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo como en nitrógeno, flúor y oxígeno.

Hay puentes de hidrógeno en el agua y en el ácido fluorhídrico.

 

 

 

Ejercicios de Selectividad de Sistema Periódico

Te dejo aquí varios ejercicios de sistema periódico de exámenes de selectividad para que practiques:

Como ya sabes, Dnota10 esta destinado a proporcionar ayuda para segundo de bachillerato y  para aprobar la selectividad de química.

Todos los ejercicios están en formato pdf para que te los puedas descargar cómodamente.

Es necesario tengas una cuenta gratuita de google drive.

Por motivos de espacio y velocidad de carga no me ha sido posible subirlos directamente a Dnota10.

 




 

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