T.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO

¿Qué representa la siguiente imagen?

Observa el siguiente gif. 

Cierra los ojos, ¿dónde se encuentra la mosca? ¿Qué dirías?¿Y si en lugar de la mosca, se tratara de un electrón?

¿Sabes si existe un límite de velocidad de la luz en el Universo?

TEMA 2: ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO. 

1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.

2. ORIGEN DE LA TEORÍA CUÁNTICA. MODELO ATÓMICO DE BÖHR

3. MODELO MECANO-CUÁNTICO.

4. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS.

5. EL SISTEMA PERIÓDICO.

1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Vimos en el anterior tema que la palabra átomo proviene del griego y significa indivisible. El concepto fue introducido por filósofos de la antigua Grecia, como Demócrito y Leucipo, pero tuvieron que pasar más de 2000 años para que estas teorías se convirtieran en una teoría atómica en el sentido moderno.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:

La teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808, establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua; 

- La materia se compone de partículas muy pequeñas denominadas átomos.

- Los átomos de un elemento son idénticos en todas  sus propiedades.

- Los diferentes elementos están hechos de átomos distintos.

- Los átomos son indivisibles y conservan sus características en las reacciones químicas, en las que se combinan en proporciones numéricas simples.

A comienzos del siglo XIX se daba la siguiente situación en la ciencia:

- Dalton había determinado que la materia estaba formada por átomos indivisibles.

- Distintas experiencias demostraban que las partículas podían ganar o perder cargas eléctricas. La electricidad (Ampére) y electroquímica (Faraday) sugerían una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas.
- La radiactividad natural descubierta casualmente en 1896 por Henry Becquerel llevó al conocimiento de tres clases de partículas: los rayos alfa con carga positiva, los rayos beta con carga negativa y los rayos gamma, neutros y de naturaleza inmaterial.

A continuación estudiaremos el descubrimiento de las distintas partículas que componen el átomo:

1.1 El electrón. Modelo atómico de Thomson.

- En 1897 J.J. Thomson realizó experiencia en tubos de descarga. Se observó luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta, era un chorro de partículas con carga negativa provenientes del cátodo a las que denominaron rayos catódicos. Estudiando distintos gases se comprobó que la relación carga/masa era idéntica, luego debieran tratarse de las mismas partículas. Hoy se sabe que en los átomos de los elementos químicos existe una partícula con carga negativa: el electrón. 

Relación carga/masa   Q/m = -1,76.10¹¹ C/kg

Experimento con rayos catódicos

- En 1911, el físico estadounidense Robert Millikan determinó la carga de las partículas que constituyen los rayos catódicos, el electrón, mediante su experimento de la gota de aceite: Qelectrón = 1,602.10^-19 C 

Experimento de Millikan de la gota de aceite

- Modelo de Thomson ("Pudin o pastel de pasas")

El átomo es una gran masa de carga positiva en la que se insertan los electrones. Debido a la repulsión entre los electrones, estos se distribuyen uniformemente en la esfera. La carga negativa de los electrones se compensa con la positiva para que el átomo sea eléctricamente neutro.  

Este modelo desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos y explicaba el porqué todos los electrones, independientemente del gas del que procedieran, eran idénticos.

1.2. El protón. El modelo atómico de Rutherford. 

- Como la materia es neutra, los átomos deben poseer además partículas con carga positiva del manera que todo átomo tenga tantas partículas positivas como negativas. Ernest Rutherford detectó el protón, una partícula que tiene la misma carga que el electrón pero positiva y con una masa 1840 veces superior a la del electrón.

- EXPERIENCIA DE LA LÁMINA DE ORO:

   En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida a. exterior en la que se colocó material radiactivo que producía los rayos alfa (recientemente Henri Becquerel había descubierto la radiactividad: emisión espontánea de partículas alfa emitidas por un mineral de uranio). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del orificio de salida serían absorbidos por el plomo. Para conocer la trayectoria que seguían las partículas alfa después de chocar se rodeó esta con una película fotográfica. Se obtuvieron los siguientes resultados:

- La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. (La mayor parte del átomo está vacío)

- Una pequeña proporción de partículas, un 0.1%,  atravesaba la lámina, pero sufría una leve desviación. (Aquellas partículas que pasaban cerca del núcleo).

- Una de cada 20.000 partículas alfa eran rechazadas por la lámina: rebotaban al llegar a la lámina y volvían hacia atrás.  (Una pequeñísima parte de las partículas chocaron con el núcleo).

Luego, debía existir en el átomo una zona con alta densidad de carga positiva: el núcleo atómico.
(Notas: Las partículas alfa son núcleos de helio, por tanto, con carga positiva).

VÍDEO:

  

- MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO (RUTHERFORD):

El átomo está formado de un núcleo y una corteza. 

a) Núcleo: Se encuentra en el interior del átomo. Es muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo, del orden de 10^-14 m. En el núcleo atómico se aloja toda su carga positiva y casi la totalidad de la masa. 
b) Corteza: Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares como los planetas alrededor del Sol, debido a la atracción que sobre ellos ejercen las cargas positivas del núcleo. Por esta razón, también se le conoce como el modelo planetario de Rutherford. El radio de las órbitas es del mismo orden de magnitud que el átomo, 10^-10 m

Con este modelo se puede explicar la formación de  los iones. Recuerda:

- Cuando un átomo pierde electrones, adquiere carga positiva y se convierte en ión positivo o catión. Ejemplo: cualquier metal.

- Cuando un átomo gana electrones, adquiere carga negativa y se convierte en ion negativo o anión. Ejemplo: cualquier no metal.

1.3. El neutrón

- James Chadwick en 1931 determinó que la radiación de partículas neutras observadas al bombardear berilio con partículas alfa, era una partícula sin carga eléctrica pero de masa similar al protón y la denominó neutrón. 

- Hoy en día se sabe que el átomo tiene otras partículas más pequeñas de cuyo estudio se encarga la Física de la partícula y que los protones y neutrones no son partículas elementales ya que están formados por quarks.

1.4. Magnitudes atómicas. 

a) En 1914, Moseley estudió los rayos X emitidos por elementos sometidos a electrones de alta energía y pudo deducir el número de protones presente en el núcleo de los átomos de cada elemento al que denominó número atómico (Z). Consecuencia:
- Se ordenaron los elementos en orden creciente de número atómico en la Tabla Periódico. Se dice que Z el "DNI" del átomo.
- La masa isotópica determinada por el espectrógrafo de masas, no concordaba con la masa de los protones del núcleo, luego debiera explicarse de otra forma: el neutrón.

b) El número másico (A) indica el número de nucleones, es decir, protones y neutrones que componen el núcleo, donde radica las partículas "más pesadas" de este.

En el núcleo se encuentran los protones (Z) y neutrones (N) y alrededor del mismo se mueven los electrones a una distancia muy grande en comparación con el tamaño  del núcleo, por lo que podemos decir que la mayor parte del átomo está vacía. 

Por tanto:
- En un átomo eléctricamentne neutro, el número de protones coincide con el número de electrones. Por tanto, Z también representa el número de electrones de un átomo neutro.

- Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo Z, es decir, todos tienen el mismo número de protones. 

c) Masa atómica vs. Masa isotópica

-  Se llaman isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. Los isótopos son átomos del mismo elemento químico.  Ejemplo: el potasio-39 y potasio-41; el C-12, el C-13 y el C-14; el conjunto de isótopos del hidrógeno (hidrógeno-1, hidrógeno-2 e hidrógeno-3), etc.

- La masa atómica es la masa de un elemento expresada en uma, obteniéndose esta del promedio de las masas isotópicas (de los isótopos) que el elemento químico presenta en la naturaleza (mezcla de isótopos).

ACTIVIDADES:

1)   ¿A qué modelos se refieren las siguientes imagenes? Explícalos.

  

2) ¿En qué consistió la experiencia de Rutherford de la lámina de oro? ¿Por qué fue tan crucial e importante?

3) ¿De qué nos informa la siguiente notación referida a un elemento químico?

(Error: 2-)

4) LIBRO: Página 235: Ejemplos resueltos 1 y 2. Ejercicios: 7, 8 y 9

2. ORIGEN TEORÍA CUÁNTICA Y MODELO ATÓMICO DE BOHR

ANTECEDENTES:

A) Teoría clásica del electromagnnetismo de MAXWELL.

¿Qué sabes de las ondas? 

Una onda es la propagación de una perturbación. 

Las características o magnitudes y unidades S.I. que definen una onda son:

- Amplitud (A): es el desplazamiento máximo (máxima altura que alcanza la onda) medido desde su posición de equilibrio. Se mide en metros (m). 
- Longitud de onda (λ) es la distancia que separa dos puntos de una onda análogos (en el mismo estado de vibración). Se mide en metros (m). 
- Periodo (T): tiempo en el que una partícula realiza unan oscilación completa. Se mide en segundos (s).
- Frecuencia (f o N o v): es el número de oscilaciones o vibraciones de la partícula por unidad de tiempo (por segundo). Se mide en Herzios (Hz). 

Periodo y frecuencia están relacionados,  f=1/T

La luz es una onda electromagnética (no necesita un medio material para desplazarse, como ocurre con las mecánicas). El espectro electromagnético está formado por el conjunto de las ondas electromagnéticas ordenadas por su frecuencia (o por su longitud de onda).

La velocidad de la luz en el vacío es c = 299 792 458 m/s

B) Espectros atómicos de emisión. 

Llamamos espectro de emisión de un elemento a la radiación emitida por éste, en estado gaseoso, cuando se le comunica suficiente energía. Cada elemento químico tiene siempre el mismo espectro y no existen dos elementos químicos con el mismo espectro de emisión, por lo que decimos que es la "huella dactilar" del elemento químico.

Espectros de emisión y absorción de varios elementos químicos

C) Teoría cuántica de Planck.

Revolucionaria teoría propuesta por el físico alemán Max Planck para explicar la diferencia entre los valores teóricos calculados y los prácticos obtenidos en el estudio de emisión de radiaciones de un cuerpo.

"Los cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o cuantos de energía"

La energía de cada cuanto se calcula mediante:

Donde, h: constante de Planck = 6,625. 10^-34 J.s  y v:  frecuencia (Hz)

D) Efecto fotoeléctrico.

- Hertz descubrió en 1887 que al incidir una radiación electromagnética sobre un metal éste desprendía electrones. 

- Albert Einstein consideraba que la luz está formada por fotones (cuántos de energía) y que este efecto (efecto fotoeléctrico) consiste en la interacción de un fotón de luz incidente con un electrón al que le cede su energía, que se convierte en energía cinética que le permite escapar de la superficie del metal. Se habla de frecuencia umbral, v0, como la mínima frecuencia de radiación incidente a la que comienza a observarse este fenómeno. Cada metal presenta una frecuencia umbral distinta, luego es característica de cada metal.

E) Modelo atómico de Bohr.

* LIMITACIONES del modelo atómico de Rutherford:

- ¿Cómo es posible que los electrones se muevan en órbitas circulares sin emitir energía, si una carga en movimiento acelerado (pues existe aceleración centrípeta) debe emitir energía según la teoría del electromagnetismo clásico?
- ¿Por qué el espectro de emisión no es continuo, sino discontinuo, lo cual indicaría una caída en espiral de los electrones hacia el núcleo?

* Modelo atómico de Böhr

Niels Böhr realizó una serie de estudios con el átomo de hidrógeno y dedujo que:

- El átomo está cuantizado: la energía de cada electrón no adopta cualquier valor, sino que está cuantizada. Los electrones sólo ocupan ciertas posiciones o estados estacionarios alrededor del núcleo con unos valores determinados de energía. 
- El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada una de estas órbitas se corresponde con un estado estacionario o nivel de energía permitido y se asocia a un número natural, n = 1,2,3,... . 
- Los niveles energéticos permitidos son aquellos en los que el momento angular del electrón (m.v.r)  es múltiplo de un número entero múltiplo de la constante de Planck:

- Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro. La variación de energía entre un nivel de partida (inicial) y uno final (f), corresponde a:

∆E = E_f – E_i ;  ∆E = hv

Por tanto, los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada. Así, caben 2 electrones en el primer nivel (capa K, la más cercano al núcleo), 8 en el segundo (L), 18 en el tercero (M) y en el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones,...

Los electrones se colocan en el átomo ocupando el nivel de menor energía que esté libre. Si un átomo o ion tiene un solo electrón, este se situará en el primer nivel de energía,el más cercano al núcleo. Los niveles de energía van estando cada vez más alejados del núcleo.

Para calcular el número de electrones en cada nivel: 2n²

En el modelo de Bohr, los electrones solo se pueden encontrar girando en determinados niveles de energía (órbitas permitidas) pero sin radiar o emitir energía electromagnética. La emisión de energía se produce cuando un electrón de un nivel energético superior cambia su movimiento para moverse en una órbita de menor energía.

PARA REPASAR: Aquí tenéis dos resúmenes de los Modelos atómicos I y II

3. MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO.

* LIMITACIONES del modelo atómico de Bohr:
-  ¿Por qué la energía está cuantizada?
- Al aumentar la resolución de los espectógrafos se observó que algunas líneas del espectro de emisión eran en realidad dos.
- ¿Por qué algunas líneas espectrales se desdoblaban al someter a las sustancias a un campo magnético cuando se efectuaba el espectro de emisión? 

* MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO (Heisenberg y Schródinger)

Basado en:
a) El principio de dualidad onda-partícula (L. de Broglie): Las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias. Toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. El valor de la longitud de onda asociada cobra importancia en partículas subatómicas de masa muy pequeña.  Su cálculo se realiza dividiendo la constante de Planck entre la cantidad de movimiento de la partícula (p = m.v)

ACTIVIDAD: Calcule la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve a una velocidad de 10⁶ m.s^-1 y la de un coche de 1300 Kg de masa que se desplaza a una velocidad de 105 km.h^-1 ¿Qué puede concluir? (Dato: masa electrón = 9,109 534.10^-31 kg; h= 6,625.10^-34 J.s)
 
b) El principio de indeterminación  (Heisenberg): Es imposible determinar a la vez la posición y la cantidad de movimiento de una partícula subatómica.

Las ecuaciones de Schrödinger del modelo mecano-cuántico describen comportamiento de los electrones dentro del átomo considerando su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias con exactitud. Nace así, el concepto de orbital, en contraposición del concepto de órbita de Bohr.

El modelo mecano-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con total exactitud (recuerda que, por el contrario, en el modelo de Bohr se suponía que los electrones se encontraban en posiciones concretas a unas distancias definidas del núcleo).

Se denomina orbital a la región o volumen del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar un electrón. No es lo mismo órbita (Bohr) que orbital.

ACTIVIDADES: 
1. ¿Qué es una onda? Explica y representa qué parámetros la definen.
2. ¿Cómo varían la frecuencia, el período y la longitud de onda en la zona más energética del espectro electromagnético?
3. ¿En qué consiste el efecto fotoeléctrico?
4. Resume el modelo atómico de Böhr y sus limitaciones. 
5, ¿Qué diferencia hay entre órbita y orbital?

TIPOS de orbitales: 

Al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica para un atómo aparecen los llamados números cuánticos que sirven para describir el comportamiento de los electrones en un átomo;

a) Número cuántico principal, n, designa el nivel energético. (n = 1, 2, 3, 4, ...)
b) Número cuántico secundario, l, o del momento angular orbital, determina la forma del orbital y la energía dentro de nivel (subnivel s, p ,d y f). Toma valores desde 0 a n-1.
c) Número cuántico magnético, mi, describe la orientación de un orbital en el espacio y explica el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. Toma valores entre -l y +l.
d) Número cuántico magnético del espín del electrón, ns, nos informa de como se alinea un electrón ante un campo magnético externo, de forma paralela +1/2 o antiparalela, -1/2.

Los estudios de Schrödinger demostraron que existen distintos tipos de orbitales (subniveles de energía) que se identifican con las letras:

l= 0 -------  s (sharp), 

l= 1-------- p (principal), 

l= 2 -------- d (diffusse),

l= 3 -------- f (fundamental). 

La forma y el tamaño de un orbital dependen del nivel y del subnivel de energía en que se encuentran, así:

- Los orbitales s tienen forma esférica alrededor del núcleo. Siendo el 2s (el orbital s del nivel 2) de mayor tamaño que el orbital 1s, y el 3s mayor que los anteriores.

- Los orbitales p forma de lóbulos o de ocho "8". 

- Los orbitales d y f tienen formas más complejas.

VÍDEOS: 

- EXPLICACIÓN NÚMEROS CUÁNTICOS.

- Para saber más: Ejercicio números cuánticos.

4. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS.

Se denomina configuración electrónica de un átomo al modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Reglas:
- Los electrones se van colocando en el átomo ocupando el orbital de menor energía que esté vacante (Principio de prioridad de los estados de mínima energía).  
- Se colocan primero los electrones que estén girando en el mismo sentido de modo que haya el máximo posible de electrones desapareados (Regla de Hund o de máxima multiplicidad). 

- En cada orbital solo puede haber dos electrones, pero en distinto estado cuántico (Principio de exclusión de Pauli). 

En el siguiente diagrama (DIAGRAMA DE MOELLER) se muestra el orden de llamado de los orbitales, con lo que nos servirá para realizar la configuración electrónica de un átomo (principio de construcción o de Aufbau).

Se denomina electrón de valencia a los electrones responsables del comportamiento químico de los átomos. Son los electrones situados en el último nivel. En el caso del litio, la capa de valencia es la 2, en ella hay 1 electrón de valencia. En el caso del azufre es la 3, en ella hay 6 electrones de valencia: 3s² 3p⁴ Los gases nobles tienen su último nivel completo, no caben en él más electrones.
La valencia de un elemento es el número de electrones que necesita o que le sobra para tener completo su último nivel. Por tanto, la valencia de los gases nobles es cero. En el caso del sodio la valencia es 1, si pierde un electrón se queda con su último nivel completo.

VIDEO: Puedes ver como se realiza la configuración electrónica Aquí.

ACTIVIDADES:

-   Pág 242:  15, 16 y 17.
- Realiza la configuración electrónica orbital de los siguientes elementos químicos: H, Li, Na, K, Be, Mg, Fe, Co, Ni, B, Al, C, Si, N, P, O, S, F, Cl, Br, I, He, Ne, Xe y La.

Resumen modelos atómicos

5. EL SISTEMA PERIÓDICO: La clasificación periódica de los elementos.

En la tabla se representan todos los elementos químicos que se conocen hasta hoy. Esta organización se denomina sistema periódico y en ella se recogen todos los elementos químicos en orden creciente de número atómico (Z).
Existen 7 períodos (filas horizontales) y 18 grupos (columnas verticales). La colocación de un elemento en una casilla concreta depende de su configuración electrónica.

GRUPOS:
- Metales (a la izquierda de la tabla)
a) Los átomos del grupo 1, los alcalinos, tienen 1 electrón en el último nivel. Configuración ns1. Deben perder un electrón para conseguir la configuración más estable, se convierten en cationes con carga +1.
b) Los átomos del grupo 2 se denominan alcalinotérreos, su configuración es del tipo ns2 y se convierten en un catión con carga +2. 

c) Del grupo 3 al 12 se denominan metales de transición. Entre ellos se encuentran elementos que reconocemos como metales en su estado natural, como el oro, el hierro, la plata, el cobre, etc. Su configuración electrónica es del tipo d. No obstante, sus electrones de valencia  y la capa de valencia es la mayor que sale al realizar su configuración electrónica.
d) Grupo 13: Boroideos. Tienen 3 electrones en el último nivel, tienden a convertirse en iones +3. Entre el boro y el aluminio comienza la línea divisoria entre metales y no metales. Es decir, son todos metales excepto el Boro.
- No metales (a la derecha de la tabla).
e) Grupo 14: Carbonoideos.  Su configuración electrónica es del tipo ns2 np2, pueden o perder 4 electrones o ganarlos para adquirir el mismo número de electrones que un gas noble.
f) Grupo 15: Nitrogenoideos. Carga -3 pues les faltan tres electrones para conseguir una configuración estable. (ns2 np3)
g) Grupo 16: Anfígenos. Carga -2. (ns2 np4) Todos son no metales excepto el polonio.
h) Grupo 17: Halógenos. Carga -1. 7 electrones en el último nivel (ns2 np5). Todos son no metales.
- Grupo 18: Gases nobles.  Tienen completo su último nivel, ocho electrones (ns2 np6) salvo en el caso del helio (2s2). No ganan ni pierden electrones por lo que son los elementos más estables de la tabla periódica.


- Bloque f: Lantánidos y Actínidos. Son los elementos de transición interna por tener sus electrones de valencia en el orbital f.

a) Lantánidos o lantanoides (de Z = 57, lantano,  a Z = 71), también conocidos como tierras raras (aparecen en forma de óxidos) aunque se suelen representar a parte, en un versión ampliada de la tabla periódica puedes observar que forman parte del periodo 6.
b) Actínidos o actinoides (de Z = 89, actinio, a Z = 103 ) forman parte del periodo 7 de la tabla periodica. Los de mayor número atómico no se encuentran en la naturaleza y tienen tiempos de vida media muy corto; todos sus isótopos son radiactivos.

Características de un elemento de la tabla periódica:
En cada elemento se representa, como mínimo, el símbolo del mismo, su nombre, el número atómico y su masa atómica expresada en u. Aunque también podría aparecer alusiones a la configuración electrónica y  propiedades tales como densidad y puntos de fusión y ebullición.

Siendo siempre bien visible el símbolo y su número atómico.

PARA SABER MÁS: El origen mitológico del nombre del elemento químico.

LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Cuando los elementos del S.P. están organizados en orden creciente de número atómico (Z), tienen lugar una repetición de muchas propiedades físico-químicas de aquellos.
El periodo coincide con la capa de valencia y el grupo tiene que ver con los últimos electrones de dicha capa. Podemos establecer relaciones entre las propiedades químicas y la posición de los elementos en la tabla periódica.

Se llaman propiedades periódicas de los elementos químicos a las propiedades que podemos estudiar en relación con la posición del elemento en el sistema periódico.

1. El tamaño de los átomos: el radio atómico.
Aunque carece de sentido físico, se acepta por convenio que el radio atómico es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos de un mismo elemento unidos por enlace químico.

A lo largo de un período, el número de capas no aumenta pero sí el número atómico (protones en el núcleo) por lo que la nube electrónica se contrae hacia el núcleo y el radio disminuye. Así, los alcalinos tienen mayores radios atómicos que los gases nobles.
En un grupo, el radio atómico crece hacia abajo ya que los electrones se van situando en niveles energéticos "más alejados" del núcleo.

Se habla también de radio iónico, en referencia al tamaño que tiene un ion, mayor o menor, respecto del átomo neutro.

ACTIVIDADES: 

1. Pág. 244: Ejercicio 20.
2. Ordena razonadamente de mayor a menor (orden decreciente) según su tamaño los siguientes elementos químicos: O. Kr, Ba, H, Cs, B, C, F, Rn, He

3. Razona si los siguientes iones son mayores que el elemento neutro y por qué: catión calcio, anión cloruro,  catión aluminio y anión óxido. 

2. Energía de ionización o potencial de ionización.

Es la energía que se debe aplicar a un átomo en su estado fundamental, en estado gaseoso,  para extraer su electrón más débilmente ligado, es decir, de su última capa. Es un proceso endoenergético (que requiere energía) que se suele representar así:

X + Energía Ionización →  X+   +  1 electrón

Esta energía se mide en electrón -voltios (eV) para un átomo aislado y en KJ para un mol de átomos.

Variación:

- Disminuye al bajar en un grupo pues aumenta el número de capas electrónicas y el apantallamiento del núcleo por lo que es más fácil extraer el electrón, hay que suministrar menor energía.

- Al aumentar el número atómico dentro de un período, esta energía aumenta porque aumenta el número de protones en el núcleo sin que aumente el número de capas.

3. Afinidad electrónica.

Es el fenómeno opuesto al anterior. Consiste en la energía desprendida por un átomo cuando capta un electrón para convertirse en anión.

X + 1 e- → X-  + Eafinidad electrónica

Es un proceso generalmente exoenergético, especialmente en los elementos que tienen más interés que son los no metales.

Variación:
- Dentro de un grupo, la afinidad electrónica disminuye conforme se desciende en el mismo por razón del mayor apantallamiento que proporcionan las capas en número creciente.

- En un período, aumenta ya que aumenta la carga del núcleo y la atracción hacia el nuevo electrón.

4. Electronegatividad.

Es un índice que informa sobre la tendencia de un átomo a apropiarse de una pareja de electrones que comparte con otro. Presenta un valor máximo para el flúor y mínimo para el cesio.

Variación: Aumenta hacia la derecha de un período y hacia arriba de un grupo, siendo los halógenos y el oxígeno los elementos más electronegativos. 

La diferencia de electronegatividades entre los elementos que forman un enlace puede ser un indicador del tipo de enlace. Así, a mayor diferencia entre las electronegatividades, mayor carácter iónico del mismo.

5. Carácter metálico-no metálico.

Como comentamos, se llaman metales a los elementos que tienden a perder electrones para alcanzar la configuración de gas noble y no metales a los que tienden a ganarlos. Los metales se convertirán en iones positivos o cationes y los no metales en iones negativos o aniones. Los metales se encuentran a la izquierda del Sistema Periódico y los no metales a la derecha. 
Los metales tienen baja afinidad electrónica, baja energía de ionización y baja electronegatividad.

A continuación se resume la variación de las propiedades periódicas:

ACTIVIDADES: 

1. Pág. 249: Lectura. Preguntas: 
a) ¿Qué es la fisión nuclear? ¿Y la fusión?
b) ¿Qué ventajas e inconvenientes presentan?
2. Pág. 250: Ejercicios 27 y 29.
3. Pág. 251: Ejercicios 33, 35, 36, 37, 38, 39, 40 y 41.
4. Realiza un mapa conceptual del tema. 

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