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TECNOLÓGICO NACIONAL DE MEXICOINSTITUTO TECNOLOGICO DE TIJUANAUNIDAD 3TAREAQUIMICA8.-Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de Mendeleev. R= Dimitri Mendeleyev buscó clasificar todos los elementos que conocía con el fin de identificar según su grupo o la familia y la propiedad que ...

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TECNOLÓGICO NACIONAL DE MEXICO INSTITUTO TECNOLOGICO DE TIJUANA

UNIDAD 3 TAREA QUIMICA 8.1.-Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de Mendeleev. R= Dimitri Mendeleyev buscó clasificar todos los elementos que conocía con el fin de identificar según su grupo o la familia y la propiedad que se presentaba, haciendo que la comprensión y estudio de estos fuera mucho más fácil.

8.2.-¿Cuál fue la contribución de Moseley a la tabla periódica moderna? R= Presentó una validación cuantitativa para calcular el número atómico.

8.3.-Describa los lineamientos generales de la tabla periódica

moderna. R= • Identifica de forma rápida su número atómico. • Ubica un elemento aun cuando solo se conozca su periodo y grupo. • Diferencia las propiedades de todos los elementos dentro de un mismo grupo o periodo. •

Fácil ubicación de elementos metálicos y no metálicos. • Permite analizar las propiedades periódicas de los elementos.

8.4.-¿Cuál es la relación más importante entre los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica? R= Todos tienen propiedades químicas parecidas.

8.5.-¿Cuáles de los siguientes elementos son metales, cuáles no metales y cuáles metaloides?: As, Xe, Fe, Li, B, Cl, Ba, P, I, Si. R= Metaloides: B, As,Si Metales: Fe,Li,Ba No metales: Xe,Cl,P, 8.7.-Dibuje un esquema general de una tabla periódica (no se requieren detalles). Indique dónde se localizan los metales(amarillo), los no metales(azul) y los metaloides(rojo).

8.9.-Sin consultar la tabla periódica, escriba el nombre y el símbolo de un elemento de cada uno de los siguientes grupos: 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A y de los metales de transición. R= IA: Litio (Li) IIA: Magnesio (Mg) IIIA: Aluminio (Al) IVA: Germanio (Ge) VA: Fosforo (P) VIA: Selenio (Se) VIIA: Flúor (F) VIIIA: Argón (Ar) Metales de Transición IB: Cobre (Cu) IIB: Zinc (Zn) IIIB: Itrio (Y) IVB: Circonio (Zr) VB: Niobio (Nb) VIB: Molibdeno (Mo) VIIB: Renio (Re) 8.12.-¿Qué son los electrones de valencia? Para los elementos representativos, el número de electrones de valencia de un elemento es igual al número del grupo al que pertenece. Demuestre que esto se cumple para los siguientes elementos: Al, Sr, K, Br, P, S, C. R= Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento, incluyendo únicamente los orbitales “s y p”. ELEMENT O

GRUPO

ELECTRONES DE VALENCIA

Al

III

3

Sr

II

2

K

I

1

Br

VII

7

P

V

5

S

VI

6

C

IV

4

8.13.-Escriba la confi guración electrónica externa de: a) los metales alcalinos, b) los metales alcalinotérreos, c) los halógenos, d) los gases nobles. R=

• Electrones de valencia en s1 • Electrones de valencia en s2 • Electrones de valencia en s2 p5 • Electrones de valencia en s¹ p6

8.15.- Las configuraciones electrónicas de los iones derivados de elementos representativos siguen un patrón común. ¿En qué consiste ese patrón y cómo se relaciona con la estabilidad de estos iones? R= Por esta razón, los átomos de metal liberan electrones y los átomos no metálicos los toman. La estabilidad se consigue completando su última capa, que viene determinada por el periodo de la tabla periódica. Así pues, los metales tenderán a dar electrones para parecerse al gas noble (grupo VIII) del periodo anterior, y los no metales querrán apropiarse de electrones para parecerse al gas noble que esté en ese mismo periodo. 8.16.-¿Qué significa cuando se dice que dos iones o un átomo y un ion son isoelectrónicos? R= Significa que tienen el mismo número de electrones de valencia y la misma estructura. 8.18.-Proporcione tres ejemplos de iones de metales de la primera serie de transición (desde Sc hasta Cu) cuya configuración electrónica esté representada por el argón como núcleo de gas noble. R= Ion Mn 2+

------------>

[Ar ]3 d5

Ion FE 3+

------------>

[Ar] 3 d5

Ion V 2+

------------>

[Ar] 3 d3

8.20.-Un átomo neutro de cierto elemento tiene 17 electrones. Sin consultar la tabla periódica: a) escriba la configuración electrónica del estado fundamental del elemento, b) clasifique el elemento, c) determine si los átomos de dicho elemento son diamagnéticos o paramagnéticos. R= a) 17Cl = 1s^2, 2s^2, 2p^6, 3s^2, 3p^5 ó [Ne] 3s^2, 3p^5 b) Halógeno c) Paramagnéticos

8.22.- Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representen átomos con propiedades químicas semejantes: R=

a) 1s 2 2s 2 2p5 Y d) 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p5 b) 1s 2 2s 1 Y e) 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 1 c) 1s 2 2s 2 2p6 Y f) 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 2 3d104p6 8.23.- Sin consultar la tabla periódica, escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son los siguientes: a) 9, b) 20, c) 26, d) 33. Clasifique dichos elementos. R= a)1s2 2s2 2p5 = Halogeno b)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 = Alcalinoterreo c) s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 = metal de transicion d)s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 8.24.- Especifique el grupo de la tabla periódica en el que se encuentra cada uno de los siguientes elementos: R= a) [Ne]3s1 = Grupo 1A b) [Ne]3s23p3 = Grupo 5A c) [Ne] 3s23p6 = Grupo 8A d) [Ar]4s23d8 = Grupo 8B = Grupo 5A 8.26) Un ión metálico con una caga neta de +3 tiene cinco electrones en el subnivel 3d. Identifique el metal. R= Es el Hierro (26 Fe) 8.27.- Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de cada uno de los siguientes iones:

R= a) 1s^2 g) [Ar]4s^2, 3d ^10, 4p^6 m) [Xe] b) 1s^2 h) [Ar]4s^2, 3d^10, 4p^6 n) [Xe]6s 2 4f 145d 10 c) 1s^2, 2s^ 2, 2p ^6 i) [Kr] o) [Kr]5d^10 d) 1s^2, 2s^2, 2p^6 j) [Kr] p) [Xe]6s^2, 4f^14, 5d^ 10 e)

[Ne]3s^2, 3p^6 k) [Kr]5s^2, 4d^10 q) [Xe]4f 145d 10 f) [Ne] l) [Kr]5s^2, 4d^10, 5p^6 8.29.-Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de los siguientes metales de transición:

(a) [Ar] f) [Ar]3d^6 k) [Ar]3d^9 b) [Ar] g) [Ar]3d^5 l) [Kr]4d^10 c) [Ar] h) [Ar]3d^7 m) [Xe]4f^14, 5d^10 d) [Ar]3d^3 i) [Ar]3d^8 n) [Xe]4f^14, 5d^8 e) [Ar]3d^5 j) [Ar]3d^10 o) [Xe]4f^14, 5d^8 8.30) Nombre los iones con carga +3 que tienen las siguientes configuraciones electrónicas: R= a) [18Ar]3d3 =Cr^3+ b) [18Ar] = Sc^3+ c) [36KR]4d6 = Rh^3+ d) [54Xenon]4f145d6 = Ir^3+ 8.31.-¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí? C, Cl^-, Mn^2+, B-, Ar, Zn, Fe^3+, Ge^2+ R= a)C Y B^- c)Ar y CI^b)Mn^2+ y Fe^3+ d)Zn y Ge^2+ 8.33.- Defina radio atómico. ¿Tiene un significado preciso el tamaño de un átomo? R= El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. 8.34.- ¿Cómo cambia el radio atómico: a) de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y b) de arriba abajo dentro de un grupo? R= a) En un periodo, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, al aumentar el Z. b) En un grupo, en cambio, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo (crece cuando Z

aumenta) 8.35.- Defina radio iónico. ¿Cómo cambia el tamaño cuando un átomo se convierte en: a) un anión y b) un catión? R= El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. a) El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos, transformando el átomo en un anión. La ganancia de electrones por un átomo no metálico aislado es acompañada por un aumento de tamaño. b) Generalmente se pierden los electrones de valencia y el elemento se transforma en un catión. La pérdida de electrones por un átomo metálico aislado implica una disminución de su tamaño. 8.36.- Explique por qué, para iones isoelectrónicos, los aniones son mayores que los cationes. R= En los aniones sucede lo inverso que los cationes , que a medida que el anión (ion) tiene una mayor cantidad de electrones ganados cargas (-), tendrá un mayor radio iónico, debido a la repulsión electroestática de los electrones ganados en el último orbital que obligando al ion aumentar su radio iónico. 8.37.- Con base en la posición en la tabla periódica, seleccione el átomo de mayor radio atómico en cada uno de los siguientes pares: a) Na, Cs; b) Be, Ba; c) N, Sb; d) F, Br; e) Ne, Xe. R= a)Cs es más grande. Está por debajo de Na en el Grupo 1A. b) Ba es más grande. Está debajo de Estar en el Grupo 2A. c)Sb es más grande. Está por debajo de N en el Grupo 5A. d) Br es mayor. Está por debajo de F en el Grupo 7A. e) Xe es más grande. Está por debajo de Ne en el Grupo 8A. 8.38.- Acomode los siguientes átomos en orden decreciente de su radio atómico: Na, Al, P, CI, Mg. R= Na > Mg > Al > P > Cl 8.39.- ¿Cuál es el átomo más grande del grupo 4A? R= Pb 8.40.- ¿Cuál es el átomo más pequeño del grupo 7A? R=El flúor es el átomo más pequeño del Grupo 7A. El radio atómico aumenta moviéndose hacia abajo de un grupo desde que el orbital el tamaño aumenta al aumentar el número cuántico principal, n. 8.43.- En cada uno de los siguientes pares, indique cuál especie será menor: a) Cl o Cl^-; b) Na o Na^+; c) O^2- o S^2-; d) Mg^2+ o Al^3+; e) Au^+ o Au^3+.

R= a)Cl es menor que Cl^−. Un átomo se hace más grande cuando se agregan más electrones. b) Na^+ es más pequeño que Na. Un átomo se vuelve más pequeño cuando se eliminan los electrones. c)O2^− es más pequeño que S2^−. Ambos elementos pertenecen al mismo grupo y el radio iónico aumenta al ir abajo de un grupo. d) Al3 + es más pequeño que Mg2 +. Los dos iones son isoelectrónicos (e) Au3 + es más pequeño que Au + por la misma razón que b). 8.44.- Acomode los siguientes iones en orden creciente de radio iónico: N^3-, Na^+, F^-, Mg^2+, O^2-. R= Mg^2+ < Na^+ < F^− < O^2− < N^3− 8.49.- Defina energía de ionización. En general las energías de ionización se miden cuando los átomos están en estado gaseoso. ¿Por qué? ¿Por qué la segunda energía de ionización siempre es mayor que la primera energía de ionización para cualquier elemento? R= La energía de ionización, I, es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso, aislado y en estado fundamental. Los electrones se encuentran atraídos por el núcleo y es necesario aportar energía para arrancarlos. Siempre se pierden los electrones de la última capa, que son los más débilmente atraídos por el núcleo. La segunda energía de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; esta segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear. 8.51.-Acomode los siguientes elementos en orden creciente respecto a la primera energía de ionización: Na, Cl, Al, S y Cs. R= Cs < Na < Al < S < Cl 8.53.-Utilice el tercer periodo de la tabla periódica como ejemplo para indicar el cambio en la primera energía de ionización de los elementos al avanzar de izquierda a derecha. Explique esta tendencia. R= Excepto por pequeñas irregularidades, la energía de ionización de un elemento durante un período de tiempo aumenta a medida que aumenta el número atómico. Podemos explicar esta tendencia mencionando el aumento de la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha. Cuanto mayor sea la carga nuclear efectiva, más tensos serán los electrones externos y, por tanto, mayor será la primera energía de ionización. Por lo tanto, en la tercera etapa, el contenido de sodio es el más bajo y la energía de ionización del neón es la más alta.

8.55.- La primera y la segunda energías de ionización del K son 419 kJ/mol y 3 052 kJ/mol y las del Ca son 590 kJ/ mol y 1 145 kJ/mol, respectivamente. Compare los valores y comente las diferencias. R=Para formar el ion +2 de calcio, solo es necesario eliminar dos electrones de valencia. Sin embargo, en el caso del potasio, el segundo electrón debe provenir del núcleo de gas noble del átomo, que representa la segunda mayor energía de ionización. 8.59.-a) Defina afinidad electrónica. b) Las mediciones de la afinidad electrónica se efectúan en átomos en estado gaseoso. ¿Por qué? c) La energía de ionización siempre es una cantidad positiva, en tanto que la afinidad electrónica puede ser positiva o negativa. Explique por qué. R= a)La afinidad electrónica o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion mononegativo. b) Porque gana los electrones para convertirse en un ion negativo o positivo en su estado fundamental. c) mientras que las energía de ionización son siempre positivas, debido a que una energía debe ser suministrada para extraer el electrón, las afinidades electrónicas son generalmente positivas debido a que la energía es liberada cuando a un átomo neutro se le añade un electrón. 8.61.- Acomode los elementos de cada uno de los siguientes grupos en orden creciente de la afinidad electrónica más positiva: a) Li, Na, K; b) F, Cl, Br, I; c) O, Si, P, Ca, Ba. R= a) K < Na < Li b) I < Br < F < Cl c) Ca < Ba < P < Si < O 8.62.- Especifique cuál de los siguientes elementos se esperaría que tuviera mayor afinidad electrónica y cuál la menor: He, K, Co, S, Cl. R=Basándonos en la tabla periódica que aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha desconocido los valores de afinidad reales el He tendría la mayor afinidad y el K la menor. Pero realmente el que tiene mayor afinidad es el Cl y el que tiene menor es el He....