Ciencias, Salud y Medio Ambiente Guía de autoaprendizaje 7.o Grado 1 |

Unidad 4: El átomo Semana 2 Contenidos • El átomo

• Tabla periódica Tarea propuesta ● Resolución de preguntas

● Resolución de ejercicio

Orientación sobre el uso de la guía Esta guía contiene las actividades específicas para que continúes con tus aprendizajes desde casa. Se incluyen las instrucciones, las tareas que debes realizar, cómo serán calificadas y los recursos que te ayudarán a resolverlas. Si tienes dudas, puedes pedir ayuda a alguien de tu familia. Tu docente responsable revisará y evaluará todas las tareas en tu cuaderno cuando se reanuden las clases presenciales.

A. Actividades

1. Número atómico y másico (tiempo estimado: 1 hora) • Descarga tu tabla periódica o búscala anexa en pequeña escala si recibes la versión impresa de esta

guía. • Descarga y lee la Lección 5: Tabla periódica (se anexa un extracto en la versión impresa de esta guía),

en ella encontrarás información sobre el desarrollo histórico de la tabla periódica y su organización.

• Ahora, responde con tus palabras: ¿Qué es la tabla periódica? ¿Cuál es la característica con la que se organizan los elementos de la tabla periódica? ¿Qué información podemos encontrar en cada casilla de la tabla periódica?

• Observa el video Número atómico y másico, disponible en el canal de Ciencia Educativa. • Responde con tus palabras:

¿Cuál es la diferencia entre el número atómico y el másico? • En la figura 1, encierra en un círculo de color rojo el número atómico y con color azul el número másico,

tomando el ejemplo del hidrógeno.

2. Calculando partículas subatómicas (tiempo estimado: 1 hora) • Conociendo las relaciones:

A (número másico) = número de protones + número de neutrones Z (número atómico) = número de electrones = número de protones

• Resuelve: ¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en el sodio (Na)? ¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en el selenio (Se)? ¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en el boro (B)?

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Figura 1:

a) b) c) B. Recursos

• Tabla periódica de los elementos. Disponible en: http://bit.ly/33qbXFF; se anexa también una copia a pequeña escala en la versión impresa de esta guía.

• Lección 5: Tabla periódica. Disponible en: http://bit.ly/2xGRiRJ; se anexa también un extracto en la versión impresa de esta guía

• Video 1: Número atómico y másico. Disponible en el canal de Ciencia Educativa: https://www.youtube.com/channel/UCGoSFJZERPBXfU3XvV5qftA. También disponible en franja de televisión abierta (consultar canales y horarios).

C. Evaluación

• Respuesta a preguntas de la actividad 1: 30 % • Elaboración de esquema de la actividad 1: 30 % • Resolución de ejercicio: 40 %

Extracto de Lección 5: Tabla periódica. Material de autoformación e innovación docente de tercer ciclo. Química

1. HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos químicos que se hallan libres en la naturaleza fueron los primeros en identificarse en la antigüedad, como el oro (Au), plomo (Pb), hierro (Fe), estaño (Sn), mercurio (Hg), plata (Ag) y cobre (Cu), entre otros. El primer descubrimiento científico de un elemento químico sucedió en 1669, cuando el comerciante y alquimista alemán Henning Brand descubrió el fósforo (P).

En 1787, el químico francés Antoine Lavoisier creó una lista de 33 elementos que se conocían hasta ese momento y las denominaciones asignadas se referían al color, sabor, propiedades medicinales o el nombre del descubridor.

En 1829, el químico alemán Johann W. Döbereiner clasificó algunos elementos en grupos de tres, que denominó “tríadas”. Descubrió que los elementos de una tríada tenían propiedades químicas afines y sus propiedades físicas variaban ordenadamente, de acuerdo con sus masas atómicas. Asimismo, se reveló que el elemento central de la tríada tenía la masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas atómicas de los otros dos elementos.

Las tríadas a las que se refirió Döbereiner fueron: calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba); cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I) (tabla 1); litio (Li), sodio (Na) y potasio (K); azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te).

La primera tabla periódica habría que atribuírsela al geólogo mineralogista francés Alexandre-Emilé Béguyer de Chancourtois, publicada en 1862, quien acomodó los elementos químicos según el orden creciente de sus masas atómicas.

Cada vuelta contenía 16 elementos y el telurio (Te) ocupaba el puesto central. De tal manera que los puntos que se correspondían sobre las sucesivas vueltas de la hélice diferían en 16 unidades de las masas atómicas y en cada uno de esos puntos se ubicaban los elementos con propiedades análogas.

Esta disposición se denominó tornillo telúrico. Esto llevó a Chancourtois a notar que las propiedades de los elementos químicos se relacionaban con el número atómico (Z) que el elemento ocupaba en la secuencia (figura 1). En 1864, el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes.

A este hecho, Newlands le denominó ley de las octavas, en analogía con la escala musical, ya que si se parte de una nota cualquiera, por ejemplo Re, ocho notas después hallamos un Re más agudo o más grave (una octava más alta o más baja).

Por ejemplo, el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K) muestran las mismas propiedades (figura 2); los demás elementos químicos siguen la tendencia de la misma

manera, es decir, el magnesio (Mg) presenta propiedades semejantes al berilio (Be), el aluminio (Al) al boro (B) y así de manera sucesiva.

Sin embargo, resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio (Ca) y la ley fue rechazada.

Figura 1: Representación del Tornillo telúrico propuesto por Alexandre-Emilé Béguyer de Chancourtois

En 1869, aparecieron dos trabajos publicados con diferentes enfoques sobre la repetición periódica de los elementos y la regulación de sus propiedades: el del químico alemán Julius L. von Meyer y el del científico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev.

Figura 2: Octavas de John Newlands. Cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes

Mendeleiev y Meyer aprovecharon los conocimientos existentes sobre la clasificación de los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades y encontraron que si estos se ordenaban según aumentaba la masa atómica, cada cierto número de elementos repetían las propiedades químicas y físicas o variaban de forma sistemática y regular.

Esto los condujo a realizar una clasificación de los elementos en orden creciente de su masa atómica, de tal manera que las columnas relacionaran los elementos de propiedades semejantes. Así se estableció la primera ley periódica, la cual manifiesta: las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son funciones periódicas de sus masas atómicas.

Se dispusieron los 63 elementos que se conocían en líneas, una debajo de la otra, de forma que los que tenían igual valencia se hallaban ubicados en una misma fila. A este

Extracto de Lección 5: Tabla periódica. Material de autoformación e innovación docente de tercer ciclo. Química

ordenamiento se le llamó tabla periódica de los elementos.Mendeleiev observó que en su clasificación debía dejar algunos “huecos” vacíos, ya que no conocía los elementos que tenían las propiedades de esa posición; de esta manera introdujo el sistema de períodos largos (figura 3).

En 1870, Meyer estudió los elementos químicos en forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su masa, y obtuvo una gráfica en picos cada vez mayores. En 1871, ambos propusieron una nueva tabla que se conformaba por siete filas y ocho columnas, a causa de que los elementos poseían propiedades semejantes.

Figura 3: Tabla periódica propuesta por Dimitri Mendeleiev en 1871

Los elementos que se ubicaban en las posiciones similares a los picos tenían propiedades similares. Además, estos eran cada vez mayores y formaban parte de más elementos.

Como criterio de clasificación, Mendeleiev señaló las propiedades fisicoquímicas de los elementos antes que la masa atómica. Después se dio cuenta de que las propiedades de los elementos dependían del incremento de la masa atómica.

Los elementos que se hallan en una misma columna poseen la misma configuración electrónica en su último nivel; por ello, las propiedades químicas de los elementos van a depender de la configuración electrónica.

Los trabajos del químico y físico inglés Henry G. Mosseley, referentes al estudio de los espectros de los rayos X de los elementos, permitieron conocer el respectivo número atómico. En 1914, Mosseley ordenó los elementos según su número atómico y así se reformuló el ordenamiento realizado por D. Mendeleiev a lo que se le nombró: Tabla periódica moderna.

Mosseley, en su concepto de número atómico (Z), demostró que la medida del número de electrones determina la periodicidad de las propiedades de los elementos, de tal manera que las configuraciones electrónicas establecen las

propiedades periódicas más que las masas atómicas. Como resultado del trabajo de Mosseley, se enunció la actual ley periódica: las propiedades características de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

2. ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA. Actualmente, la tabla periódica se clasifica según el orden creciente del número atómico (Z), el cual está relacionado con la masa atómica, ya que esta aumenta cuando se incrementa el Z (excepto raras situaciones debido al porcentaje de los diferentes isótopos del elemento).

Grupos y períodos

Los elementos se organizan en filas horizontales a los que se les nombra períodos y se enumeran con arábigos del 1 al 7. Este número indica la cantidad de niveles de energía o los orbitales que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho periodo (figura 4).

Existen dos filas que habitualmente se ubican fuera de la tabla periódica llamadas tierras raras o metales de transición interna. Por las propiedades que poseen deberían ubicarse entre el lantano (La) y el actinio (Ac), cada una de las filas en uno de ellos; por tal motivo, los elementos químicos que tienen propiedades similares al lantano se llaman lantánidos (primera de las dos filas) y los otros con propiedades similares al actinio se conocen como actínidos (la segunda fila, figura 5).

Los elementos que tienen propiedades similares se agrupan en 18 filas verticales o columnas llamadas grupos o familias, por la similitud que existe de las propiedades químicas entre sus integrantes, y son enumerados con arábigos del 1 al 18 (figura 4). Los grupos 1 y 2 y del 13 al 18 se nombran elementos representativos y los que están colocados al centro de la tabla se nombran elementos de transición; es decir, los que corresponden a los grupos del 3 al 12 (figuras 4 y 5).

Figura 4: Identificación de los grupos y periodos

Extracto de Lección 5: Tabla periódica. Material de autoformación e innovación docente de tercer ciclo. Química

Figura 5: Agrupaciones de la tabla periódica

Al grupo 1 se le denomina metales alcalinos. Estos tienen un solo electrón en su nivel de energía más externo, pero con tendencia a perderlo, formando un ión monopositivo (M+). Al grupo 2 se le nombra metales alcalinotérreos. Estos elementos químicos tienen solo dos electrones en su nivel externo con tendencia a perderlos, por tanto conforman un ión positivo (M2+)

A la derecha de la tabla se encuentra el grupo 17, cuyos elementos se llaman halógenos.

El grupo 18 comprende a los gases nobles, que con anterioridad se les nombraba como gases inertes, característica que dejó de asignárseles cuando en 1962 el químico anglocanadiense Neil Bartlett logró reaccionar el xenón (Xe) con hexafluoruro de platino (PtF6), lo cual demostró que la reactividad química de los gases nobles, a pesar de que es baja, no es totalmente nula.

Es necesario resaltar que el primer período solo tiene dos elementos: hidrógeno (H) y helio (He). El primero pertenece electrónicamente al grupo 1, pero químicamente no se comporta como tal; en cambio, el segundo pertenece electrónicamente al grupo 2, pero químicamente pertenece al grupo de los gases nobles.

A la familia 14 se les denomina carbonoides, a la 15 se les llama nitrogenados y al grupo 16 calcógenos o anfígenos; el grupo 13 no posee un nombre en especial, por lo que se le designa por el elemento con el que empieza la serie: la familia del boro.

Configuración electrónica

Se origina así el diagrama por bloques de la tabla periódica de acuerdo al orbital que los electrones más externos ocupen (figura 6).

La configuración electrónica del hidrógeno (H, Z = 1) es 1s1; la del helio (He, Z = 2) es 1s2; la del litio (Li, Z = 3) es 1s22s1, es decir, posee dos electrones en el subnivel 1s y un solo electrón en el subnivel 2s. El litio, al igual que el hidrógeno, posee un solo electrón en su subnivel externo, por ello se ubican en la misma columna.

Asimismo, el berilio (Be, Z = 4) tiene dos electrones en el subnivel 1s y dos en el subnivel 2s.

A largo de un período se van llenando, de manera consecutiva, las subcapas s y p de los períodos 2 y 3; s, d y p de los períodos 4 y 5; y las subcapas s, f, d y p en los períodos 6 y 7. Los elementos químicos que pertenecen a los lantánidos y actínidos tienen electrones en la subcapa f, ya que se ubican en el período 6 y 7, respectivamente. Se comprueba que los gases nobles, con su configuración electrónica completa, cierran el período e inician uno nuevo, llenando la siguiente capa.

• Bloque s: está conformado de los elementos de los grupos 1 y 2. El grupo 1 (metales alcalinos) posee configuración electrónica externa ns1 y los del grupo 2 (metales alcalinotérreos), ns2 (n es el período).

Figura 6: Diagrama de bloques de la tabla periódica según la configuración electrónica

• Bloque p: incluye los grupos 13-18, ya que sus electrones de valencia ocupan los orbitales p. A partir del grupo 13, con configuración externa ns2np1, comienza a llenarse el subnivel p. Los elementos del grupo 17, los halógenos, poseen configuración electrónica externa ns2np5. Los elementos del grupo 18, los gases nobles, tienen los subniveles s y p llenos, así su configuración electrónica es ns2np6.

• Bloque d: está conformado de los elementos de los grupos 3-12 (elementos de transición). Los electrones externos que ocupan los orbitales d corresponden al nivel (n-1). Las configuraciones electrónicas externas varían desde (n-1)d1 ns2 a (n-1)d10ns2.

• Bloque f: incluye a los elementos de transición interna. Los lantánidos añaden electrones a los subniveles 4f y los actínidos a los subniveles 5f.

Metales, metaloides o semimetales y no metales

La tabla periódica se divide en dos grandes áreas: los metales y no metales. Los metales incluyen los grupos 1, 2, 3-12 y el bloque f; mientras que los no metales, los grupos 13-18. Por ello, los metales se ubican a la derecha de la tabla, los no metales a la izquierda y los metaloides en la interface de los metales y no metales, por lo que las características que presentan son de ambos (figura 7).

Extracto de Lección 5: Tabla periódica. Material de autoformación e innovación docente de tercer ciclo. Química

Figura 7: Los metales (color anaranjado), no metales (color amarillo) y metaloides (color verde) de la tabla periódica

• Metales: los elementos metálicos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, el cual es líquido. Pueden conducir la electricidad con facilidad y poseen brillo metálico.

• No metales: estos elementos suelen ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente, y son malos conductores de la electricidad.

• Metaloides o semimetales: se hallan separados por una línea de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales y a la derecha son los no metales, por ello tienen propiedades intermedias. Los que integran esta diagonal son: boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb) y teluro (Te). Ocasionalmente se considera al polonio (Po) y al astato (At) como metaloides, pero en la actualidad se prefiere no hacerlo. El aluminio (Al) no es un semimetal, sino un metal, debido a que la mayoría de sus propiedades son metálicas.

Extracto de Lección 5: Tabla periódica. Material de autoformación e innovación docente de tercer ciclo. Química