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Tema 2
Átomos y Sistema Periódico
IES Padre Manjón
Prof: Eduardo Eisman
FYQ 4.º ESO: Tema 2. Átomos y Sistema Periódico
Curso 2016/17
1
Criterios de Evaluación y Estándares de Aprendizaje
CONTENIDOS
1. Las partículas y el átomo  2. Modelos atómicos  3. Distribución de los electrones en un átomo  4. El
sistema periódico de los elementos  5. Propiedades periódicas de los elementos
CRITERIOS DE EVALUACIÓN
ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE
1. Reconocer la necesidad de usar modelos para
interpretar la estructura de la materia utilizando
aplicaciones virtuales interactivas para su
representación e identificación.
1.1. Compara los diferentes modelos atómicos
propuestos a lo largo de la historia para interpretar
la naturaleza íntima de la materia, interpretando las
evidencias que hicieron necesaria la evolución de
los mismos.
2. Relacionar las propiedades de un elemento con
su posición en la Tabla Periódica y su configuración
electrónica.
2.1. Establece la configuración electrónica de los
elementos representativos a partir de su número
atómico para deducir su posición en la Tabla
Periódica, sus electrones de valencia y su
comportamiento químico.
2.2. Distingue entre metales, no metales,
semimetales y gases nobles justificando esta
clasificación en función de su configuración
electrónica.
3. Agrupar por familias los elementos
representativos y los elementos de transición según
las recomendaciones de la IUPAC.
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3.1. Escribe el nombre y el símbolo de los
elementos químicos y los sitúa en la Tabla
Periódica.
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2
La Ciencia Química
•
La Química estudia la constitución, propiedades y transformaciones de la materia.
Algunas ramas de la Química
Química General
Química Inorgánica
Química Orgánica
Bioquímica
Estudia los principios
fundamentales
relativos a la
constitución,
propiedades y
transformaciones de la
materia.
Estudia los elementos
y compuestos, (salvo
casi todos los del
carbono), y la materia
en general, de bajo
nivel de organización.
Estudia los compuestos
del carbono, producidos
por los seres vivos, y
muchos más. Y la materia
orgánica con alto nivel de
organización.
Estudia los procesos que
tienen lugar en los seres
vivos. Es decir los
cambios en la materia
viva, los procesos más
complejos.
Modelo atómico
Estructura de la molécula de
ácido sulfúrico
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Molécula orgánica
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ADN
3
La Materia
•
La Materia es todo aquello que nos rodea.
•
Existen unas propiedades características, que sirven para identificar un tipo de materia, por
ejemplo: densidad, conductividad, punto de fusión, etc.
•
Y unas propiedades generales comunes a todos los tipos de materia, por ejemplo: masa.
volumen, temperatura, etc.
No se descomponen
en otras más sencillas
por métodos físicos.
Propiedades físicas
definidas.
Están formadas por
dos o más
sustancias puras.
Propiedades físicas
no definidas.
La materia se presenta
Métodos Físicos
Sustancias puras
Simples o elementos
Mezclas
Compuestos
Homogéneas
Heterogéneas
Métodos Químicos
No se pueden
descomponer por
ningún método.
Están formadas por
átomos iguales.
Ca H2 C O2
Se descomponen por
métodos químicos.
Están formadas por
átomos diferentes
NH3
H2O
CO2
Llamadas disoluciones,
no es posible distinguir
sus componentes por
métodos ópticos
Sal en agua
Podemos distinguir sus
componentes por
métodos ópticos
Granito Gel de baño
Acero
Dispersiones coloidales
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1.1.
Las partículas que forman el átomo. El átomo es divisible
Descubrimiento del electrón
•
En 1897, el inglés Joseph John Thomson estudio el comportamiento de unos
rayos que llamó catódicos, en presencia de campos eléctricos y magnéticos.
•
Thomson encontró que en el interior de todos los átomos existen partículas
cargadas negativamente, halló su relación carga/masa (1,759 · 1011 C/kg) y
les llamo electrones.
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1.2.
Las partículas que forman el átomo
Determinación de la carga del electrón
•
•
En 1909 Robert Millikan determinó la carga eléctrica del electrón
(1,602·10-19 C) con el experimento de la “gota de aceite”.
Este valor constituye la carga mínima que puede transportar una partícula.
Atomizador
Gotitas de aceite
electrizadas
Placa cargada
positivamente
+
+
+
+
• Robert Millikan midió la carga de la gota en
suspensión y encontró que, para distintas
gotitas, la carga era siempre múltiplo de una
carga elemental.
• La carga del electrón es de 1,602 · 10−19 C
• Ajustando el voltaje
se consigue dejar la
gota en suspensión.
Gas
Microscopio
Placa cargada
negativamente
•
Gotita de aceite
en suspensión
•
Los electrones son partículas
fundamentales que se encuentran
en todos los átomos.
Conocida la carga del electrón
se pudo determinar su masa:
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1.3.
Las partículas que forman el átomo
Descubrimiento del protón y del neutrón
•
En 1918, otras experiencias en tubos de descarga con gases, permitió a
Ernest Rutherford descubrir una nueva partícula a la que llamó protón.
En 1918 Rutherford
descubre el protón
•
En 1932, James Chadwick descubrió que en los átomos había otra partícula
que no tenía carga eléctrica, y cuya masa era similar a la del protón.
Rutherford había sugerido su existencia en 1920 y propuso llamarla neutrón.
En 1932 Chadwick
descubre el neutrón
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1.4. Las partículas fundamentales que forman el átomo
Protón, Electrón y Neutrón
Partícula
Protón
Electrón
Neutrón
Masa
1,673·10-27 kg
9,11·10-31 kg
1,675·10-27 kg
Carga
1,602·10-19 C
- 1,602·10-19 C
0
Partícula
Protón
Electrón
Neutrón
Masa
1u
1/1840 u
1u
Carga
+ 1e
- 1e
0
u : masa, en unidades de masa atómica.
e : carga eléctrica, en electrones.
1 u = 1,66.10-27 kg
1 e = 1,6.10-19 C
Hoy día sabemos que existen otras partículas más pequeñas llamadas quarks, que forman los
protones y neutrones.
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2.1. Modelo atómico de Thomson
•
•
•
•
Primer modelo atómico: modelo de Thomson.
Thomson nació en 1856 en un distrito de Manchester, en Inglaterra. Uno de sus
alumnos fue Ernest Rutherford.
En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la
conducción de la electricidad a través de los gases.
Thomson sugirió un modelo en el que los átomos eran esferas macizas y
uniformes de carga positiva y los electrones incrustados en ellas a modo de un
“pastel de pasas”.
Electrón
•
Materia
positiva
Thomson realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le
condujeron al descubrimiento de los electrones.
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2.2. Modelo atómico: el experimento de Rutherford
•
Rutherford bombardeó los átomos de una lámina muy fina de oro con partículas alfa (α),
procedentes de una sustancia radiactiva.
•
Las partículas alfa tienen una masa cuatro veces mayor que la masa del átomo de hidrógeno
y una carga eléctrica positiva doble de la carga de un electrón.
Haz de
particulas alfa
4
2
Partícula
rebotada
He2
Partícula
desviada
Sustancia
radiactiva
•
•
Resultados:
Observó que casi todas las partículas
pasaban a través de la lámina sin
desviarse, como si la lámina estuviera
prácticamente vacía.
Solo algunas (aproximadamente 1 de
cada 10.000) sufrían deviaciones y,
rara vez, alguna partícula rebotaba en
la lámina de oro y volvía hacia atrás.
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Partículas
no desviadas
Lámina fina
de oro
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Pantalla
fluorescente circular
cubierta de ZnS
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2.2. Modelo atómico de Rutherford
Átomo
•
Rutherford sugirió, en 1911,
el siguiente modelo atómico:
•
El átomo está formado
por:
Un núcleo, muy pequeño
con casi toda la masa del
átomo y cargado
positivamente.
Está constituido por
protones y neutrones
(descubiertos más tarde).
•
•
•
Corteza
Núcleo
Electrones
Protones
Neutrones
Una corteza, donde los
electrones giran alrededor
del núcleo. Ocupa la mayor
parte del volumen atómico,
tiene masa muy pequeña y
en ella se encuentra toda la
carga eléctrica negativa. Se
puede decir que el átomo
está prácticamente vacío.
Protones
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Neutrones
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Electrones
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2.2. El modelo atómico de Rutherford no explica:
 La estabilidad de los átomos
 Los espectros átomicos
Tubo con
hidrógeno
Emite radiación
Prisma
óptico
Espectro de emisión del hidrógeno
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El espectro visible de la luz blanca. (aclarar ideas)
• La luz blanca es luz compuesta
de radiaciones de distintas frecuencias,
que se descompone cuando pasa a través
de un prisma triangular.
rojo
violeta
•
Luz
blanca
Rojo
Naranja
Amarillo
Verde
Azul
Añil
Violeta
Prisma Óptico
El conjunto de todas las
radiaciones que se obtiene
en la dispersión de la luz
blanca, se recogen en una
pantalla, y constituye el
espectro visible de la
luz blanca.
Espectro visible de la luz blanca
• Es un espectro continuo: desde el rojo frojo= 4.1014 Hz, hasta el violeta
750 nm
600 nm
4.1014 Hz
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500 nm
fvioleta= 8.1014 Hz .
375 nm
8.1014 Hz
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2.3. Números que identifican a los átomos
• Número atómico y número másico
• En 1913, Henry Moseley ideó un método que permitía conocer la
carga positiva existente en el núcleo.
• A partir de ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en
orden creciente por su carga nuclear que se denominó número
atómico.
El número atómico (Z) expresa la carga nuclear de un átomo, es
decir, el número de protones que tiene. Cada elemento químico se
caracteriza por su número atómico. Se representa por la letra Z.
El número másico expresa la suma de protones y neutrones
existentes en el núcleo. Se representa por la letra A.
AZ N
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
A
Z
X
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2.3. Números que identifican a los átomos
•
•
Todos los átomos que tiene el mismo número atómico pertenecen al mismo
elemento químico.
Un átomo neutro tiene el mismo número de protones que de electrones.
Número másico, A
35
Cl
17
23
Cloro
Número atómico, Z
Na
11
17
Número de protones
11
17
Número de electrones
11
N = A – Z = 35 – 17 = 18
Número de neutrones
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Sodio
N = A – Z = 23 – 11 = 12
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2.3. Isótopos
•
Se llaman isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y distinto
número de neutrones. Por tanto, tienen el mismo Z y diferente A.
•
Los isótopos son átomos de un mismo elemento químico, ya que es el número
de protones o número atómico lo que identifica a un elemento químico.
Protio
1
1H
Deuterio
2
1H
Tritio
3
1H
• Casi todos los elementos químicos presentan isótopos.
• Habitualmente, todos los isótopos de un elemento reciben el mismo nombre; como excepción, el hidrógeno
que tiene tres isótopos que poseen un nombre propio.
• La masa atómica de un átomo es la media ponderada de la masa de sus isótopos.
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2.3. Iones
•
Cuando un átomo pierde electrones, adquiere carga positiva y se convierte en un
-
3 p+
3 e-
+++
-
Catión Litio
Li +
Cuando un átomo gana electrones, adquiere carga negativa y se convierte en un ión
p+
8
8 e-
-
-
+++
++++
+
-
-
+
-
Átomo de litio Li
•
3 p+
2 e-
-
-
++
+
ión positivo o catión
-
+
-
Átomo de oxígeno
negativo o anión
-
-
-
O +
2 electrones
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1 electrón
-
++++++
++
-
- -
-
-
Anión oxígeno
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8 p+
10 e-
O217
EJEMPLO
2.3. Números que identifican a los átomos
Calcula el número de protones, neutrones y electrones que existen en los
siguientes elementos e iones: Al, Al+3, O, O-2, sabiendo que sus números másicos
son 27 para el Al y 16 para el O, y sus números atómicos, 13 y 8 respectivamente.
A 27
Z 13
A 27
Z 13
Al
Al
3
A 16
Z 8
A 16
Z 8
O
O
2
Partícula
Protones
Electrones
Neutrones
Al
13
13
14
Al+3
13
10
14
O
8
8
8
O-2
8
10
8
EJEMPLO
Rellena los huecos en la tabla siguiente:
Símbolo
23
12
Na
31
15
P
Protones
56
Neutrones
81
79
71
Electrones
N. Másico
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2.4. Modelo atómico de Bohr
Postulados
Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares estables, donde al moverse no
pierden energía (órbitas estacionarias).
•
Los electrones solo se pueden mover en determinadas órbitas. Cuanto más alejado del
núcleo, mayor será su energía. A estas órbitas se les llama niveles de energía y se las
representa por la letra n.
•
Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, absorbe o emite la energía que observamos en
los espectros atómicos.
Energía
•
e

Se absorbe
energía: fotones
n=3
e

n=2
Núcleo
+
n=1
Núcleo
+
n=1
n=2
Se emite
energía: fotones
n=2
n=3
n=3
n=1
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2.4. Modelo atómico de Bohr
Nivel de energía
En cada nivel de energía caben cómo máximo 2n2 electrones
n=1
2n2 = 2. 12 = 2 electrones
n=2
2n2 = 2. 2 2 = 8 electrones
n=3
2n2 = 2. 3 2 = 18 electrones
n=4
2n2 = 2. 4 2 = 32 electrones
Corteza
23
11
e
Corteza
e
35
17
Cl
Na
Núcleo
Núcleo
n=1
n=1
n=2
n=2
n=3
n=3
Átomo de Sodio - Na
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Átomo de Cloro - Cl
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2.4. El átomo de Bohr: espectro de emisión del átomo de hidrógeno
•
Cuando el electrón, de un átomo de hidrógeno, salta desde cualquier nivel de energía al segundo
se emiten radiaciones electromagnéticas (luz) que recogidas en una pantalla constituyen el
espectro del átomo de hidrógeno.
 Los espectros atómicos confirman el modelo atómico de Bohr.
E5
E7
E6
E4
UV
Serie de Balmer
E7 - E2 = hfvioleta
E3
e-
E2
413 nm
e-
E5 - E2 = hfazul
e-
E1
399 nm
E6 - E2 = hfvioleta
437 nm
E4 - E2 = hfverde
489 nm
eE3 - E2 = hfrojo
e-
+
660 nm
n=1
IR
n=2
n=3
n=4
n=5
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n=6
n=7
Espectro discontinuo de emisión
del átomo de hidrógeno
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2.5. Modelo atómico actual
•
El modelo atómico actual es el denominado modelo mecánico-cuántico
El modelo sustituye la idea de que los electrones giran en torno al núcleo en unas
órbitas determinadas por zonas donde la probabilidad de encontrar
al electrón es máxima: orbitales.
•
Según la mecánica cuántica, cada nivel de energía principal n, posee subniveles
que se designan con los números 0, 1, 2, … (n-1), a los que corresponden las
letras s, p, d, f.
Letra utilizada para designar subniveles
Subnivel
Letra
•
0
s
1
p
2
d
3
f
Además los subniveles pueden presentar distintas orientaciones y los electrones
ocupan esas zonas girando en un sentido o en el contrario.
• Un orbital atómico es la zona de la corteza del átomo en la que hay
mayor probabilidad de encontrar un electrón con una determinada
energía.
• En cada orbital caben como máximo dos electrones con el spin (giro)
contrario.
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2.5. Modelo actual: Mecánico - Cuántico
•
De las órbitas de Bohr a los orbitales del átomo actual
Orbital s
s
Orbitales p
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2.5. Modelo actual: Mecánico - Cuántico
Orbitales d
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Orbitales f
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2.5. Modelo actual: Mecánico - Cuántico
Localización de los orbitales
Nivel
Subnivel
Nº electrones por subnivel
Nº electrones por nivel
1
s
2
2
s
2
2
3
8
p
6
s
2
p
6
d
10
s
2
p
6
18
4
32
d
10
f
14
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3.1. Distribución de los electrones en un átomo
Configuración electrónica de algunos átomos
Elemento
Subnivel Energía
Nivel Energía
1s
Orbitales
1s
2s
2px
2py
2pz 3s
Configuración
H
1s1
2s
2p
He
1s2
3s
3p 3d
Li
1s2 2s1
4s
4p 4d 4f..
C
1s2 2s2 2p2
5s
5p 5d 5f..
N
1s2 2s2 2p3
6s
6p 6d..
O
1s2 2s2 2p4
7s
7p..
F
1s2 2s2 2p5
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
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3.1. Estructura electrónica del átomo de Bromo ( Z = 35 )
Nivel principal
de energía
Subniveles de energía
4º nivel E
32 electrones
n=4
4s2
4p5
4d0
4f0
3er nivel E
18 electrones
n=3
3s2
3p6
3d10
2º nivel E
8 electrones
n=2
2s2
2p6
1er nivel E
2 electrones
n=1
En cada nivel caben
como máximo 2n2 e-
1s2
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3.1. Modelo actual: Mecánico – Cuántico
• Además de girar sobre el núcleo, los electrones giran sobre si
mismos que denominamos spin.
Actividades:
1. De los siguientes orbitales, indica cuáles tienen la misma forma:
1s
4f
2p
5s
3s
5p
3d
5d
2. Un átomo tiene electrones hasta completar todos los orbitales 5p.
Escribe todos los orbitales donde hay electrones.
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4.1. El Sistema Periódico
En el sistema periódico los elementos están colocados por orden creciente
de su número atómico (Z)
Se denominan
GRUPOS
PERÍODOS
a las columnas de la tabla
a las filas de la tabla
 Existen 18 grupos o familias.
 Todos los elementos de un mismo
grupo tienen el mismo número de
electrones en su último nivel.
 Existen 7 filas o periodos.
 Todos los elementos del mismo periodo
tiene sus últimos electrones en el mismo
nivel . Cada elemento tiene tantos niveles
de energía como indica su periodo.
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un
mismo grupo poseen propiedades químicas similares
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4.2 El Sistema Periódico
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4.3 El Sistema Periódico
•
Periodicidad y Configuración Electrónica
Grupo 1: ALCALINOS
Elemento
Configuración
más externa
Configuración electrónica
Litio
1s2 2s1
Sodio
1s2 2s2 2p6 3s1
Potasio
1s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Rubidio
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Cesio
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1
ns1
•
Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su último nivel de energía
(capa de valencia) el mismo número de electrones en orbitales del mismo tipo.
•
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración
electrónica de su capa más externa.
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4.4. El Sistema Periódico y Configuración Electrónica
BLOQUES
s1
s2
p1 p2 p3 p4 p5 p6
s2
s
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
p
d
ns2 npx
nsx
ns2 (n-1)dx
f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f10 f11 f12 f13 f14
Elementos representativos
f
Metales de transición
Metales de transición interna
ns2 (n-1)d10 (n-2) fx
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4.5 El Sistema Periódico
• Electrones de valencia
Los electrones de valencia son los que se sitúan en su última capa o nivel y
son los que determinan el comportamiento químico de los átomos.
Elemento
Z
O
8
He
2
Ne
10
Kr
36
Conf. Electrónica
Nivel de valencia
•
Los átomos alcanzan una distribución electrónica estable con los orbitales s y p
del nivel de valencia llenos, s2p6 (regla del octeto).
•
La capacidad de combinación que tienen los átomos se denomina valencia y se
define como “el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o ser
sustituidos por un átomo del correspondiente elemento”.
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Actividades
3.
Haz la configuración electrónica de los elementos: Mg, Cl, P, Ar, Si y Sr. Indica, basándote en
ella, a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.
4.
Indica cuántos electrones tiene que ganar o perder un átomo de los siguientes elementos para
alcanzar la configuración de gas noble más próximo:
Rb
Elemento
Nº electrones
nivel de
valencia
Electrones que
gana
Electrones que
pierde
Carga del ion
Rubidio
1
0
1
+1
Sr
I
S
Xe
Al
5.
Ordena los siguientes elementos según el tamaño de sus átomos:
a) P, Cl, Mg, Al, Na.
c) F, Cs, Mg, P, Ca.
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5.1. Propiedades periódicas: tamaño de los átomos
Crece en un grupo
• El tamaño de los átomos
Decrece en un periodo
FYQ 4.º ESO: Tema 2. Átomos y Sistema Periódico
Curso 2016/17
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5.2. Propiedades periódicas: carácter metálico
Carácter Metálico
Carácter Metálico
H
2
13
14
15
16
17
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Semimetales
Tierras raras
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
 METALES
 Buenos conductores de la electricidad y el calor
 Temperaturas de fusión y ebullición altas
 Pueden perder electrones y formar
iones positivos, cationes: Na +
FYQ 4.º ESO: Tema 2. Átomos y Sistema Periódico
Gases nobles
 NO METALES
 Malos conductores de la electricidad y el calor
 Poseen baja densidad
 Pueden ganar electrones y formar
iones negativos, aniones: Cl Curso 2016/17
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