guia inorganica

1. UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA NACIONAL FRANCISCO
MORAZÁN
CENTRO UNIVESITARIO DE EDUCACION A DISTANCIA
SANTA ROSA DE COPAN
ASUNTO:
GUÍA DE QUIMICA INORGANICA
ESTUDIANTE:
NELY GABRIELA CANALES BARRERA
0409199000453
CATEDRÁTICO:
NORA AYALA
28 DE FEBRERO DEL 2018

2. 1. APORTES DE LOS CIENTIFICOS:
a) Johan W. Döbereiner.
En 1817, Döbereiner observó que el peso atómico del estroncio es
aproximado al valor medio de los pesos atómicos del bario y del calcio
elementos todos ello análogos por sus propiedades. En 1829 demostró la
existencia de unos grupos de tres elementos (tríadas, formadas por: cloro
bromo y yodo, litio sodio y potasio, azufre selenio telurio) que cumplían la
relación anterior.
En 1850 se conocían unas 20 tríadas que indicaban la existencia de una ley.
b) John Alexander Newlands
En 1864, Newlands observó que en la ordenación de los elementos según
su peso atómico creciente, el octavo elemento contado apartir de uno
cualquiera repetía las propiedades del primero ( ley de los octavos). La ley
dejaba de cumplirse al llegar al tercer período, en que sólo el potasio y el
calcio tenían parecidas propiedades al sodio y al magnesio.
c) Dimitri Ivanovich Mendeleiev.
Conocido sobre todo por haber elaborado la tabla periódica de los
elementos químicos. Esta tabla expone una periodicidad (una cadena
regular) de las propiedades de los elementos cuando están dispuestos
según la masa atómica.
Mendeleiev intentó clasificar los elementos según sus propiedades
químicas. En 1869 publicó la primera versión de la tabla periódica. En
1871 publicó una versión corregida en la que dejaba huecos para elementos
todavía desconocidos. Su tabla y sus teorías ganaron una mayor aceptación

3. cuando posteriormente se descubrieron tres de estos elementos: el galio, el
germanio, y el escandio.
A lo largo de sus trabajos para organizar los elementos según sus
propiedades químicas y masas atómicas, Dimitri Mendeleiev desarrolló la
tabla periódica y formuló la ley periódica.
d) Lothar Meyer
Principalmente conocido por su trabajo en la clasificación periódica de los
elementos químicos.
En un artículo publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley
periódica que afirma que las propiedades de los elementos son funciones
periódicas de su masa atómica. Esta ley fundamental fue descubierta en
1869 por el químico ruso Dimitri Ivánovich. Lothar Meyer también
propuso una tabla con lugares vacíos menos completa que la anterior, que
fue conocida mas tarde. La ordenación actual se basa en el número de
protones de los átomos (numero atómico)
2. ¿QUÉ ESTABLECE LA LEY PERIÓDICA?
Ley Periódica. Es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades
físicas y químicas de los elementos químicos tienden a repetirse de forma
sistemática conforme aumenta el número atómico.
3. ¿QUE CRITERIOS HAN PREVALECIDO PARA ORGANIZAR LA
TABLA PERIÓDICA EN FAMILIAS, GRUPOS Y PERIODOS? ASI
COMO EN METALES, NO METALES Y METALOIDES?
Los elementos están ordenados de manera que aquellas con propiedades
químicas semejantes quedaran colocadas en columnas para formar grupos
o familias. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza
y, por lo general

4. Difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo los elementos
del grupo1(o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia
química +1; mientras que los del grupo 7 (o VIIA), exceptuando el astato,
son no metales que normalmente forman compuestos con valencia –1.
Grupos y familias de elementos: a las columnas verticales de elementos en
la tabla periódica se les llaman grupos, existen 8 grupos de familias
divididos en A y B. Cuando se incluye el número de la columna, o familias
químicas, cuando se usa el nombre de la familia, los elementos de una
misma familia tienden a presentar las mismas propiedades químicas.
Períodos de elementos: un período (fila horizontal) de elementos en la
tabla periódica presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y
químicas, que sigue en estrecho paralelo la variación de las propiedades de
otros períodos de elementos. Cada período concluye con un gas noble
incoloro y no reactivo. Esta tendencia en el aspecto acompaña al cambio
de carácter metálico hacia el no metálico dentro de un período de
elementos. El aumento de electrones de valencia de los elementos de
tercer período va paralelo al incremento de electrones de valencia para los
elementos del segundo período, el primer elemento de cada período tiene
un electrón de valencia en su nivel energético más alto.
Metales: la mayor parte de los metales, a diferencia de los no metales, se
pueden pulir y adquieren un lustre metálico brillante. Todos los metales,
con excepción del mercurio (Hg), son sólidos a la temperatura ambiente.
Los metales no tienden a combinarse químicamente unos con otros, pero
reaccionan con los no metales para formar muchos compuestos distintos.
Las menas más comunes de metales, como el hierro y el aluminio,
contienen el metal combinado con oxígeno. Los metales del Grupo IA de
la tabla periódica son los más reactivos; nunca se les encuentran en la

5. naturaleza en forma de elementos “libres”, es decir, no combinados. Los
elementos menos reactivos como el cobre, plata y oro presentan más
probabilidades de encontrarse en la naturaleza como elementos “libres”.
No metales: a temperatura ambiente algunos de los no metales son
gaseosos, otros son líquidos y otros más son sólidos. Entre los no metales
se encuentran dos clases muy familiares (nitrógeno y oxígeno) que están
presentes en la atmósfera. El carbono y el azufre son no metales que es
posible encontrar en la naturaleza como sólidos en forma elemental no
combinada.
Metaloides: son los elementos que se encuentran en la región intermedia
entre los metales y los no metales. Sus propiedades son también, por lo
general, de carácter intermedio. Por ejemplo, los metales son buenos
conductores de la electricidad, los no metales no son conductores y los
metaloides son semiconductores eléctricos.
4. ¿QUÉ REPRESENTA LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LA
TABLA PERIÓDICA?
En la clasificación periódica, los gases nobles, están interpuestos entre un
grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia
+1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman
compuestos con valencia –1. este fenómeno condujo a la teoría de que la
periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones
en capas alrededor de núcleo atómico. El proceso de construir la estructura
electrónica de cualquier átomo supone que los electrones llegan primero a
los subniveles de menor energía. El spin del electrón generalmente se
indica con flechas señalando hacia arriba o hacia abajo en el bloque de la
orbital apropiada. Las reglas son simples: los subniveles de menor energía

6. se llenan primero con dos electrones cada uno. Los electrones apareados
poseen espín opuesto.
5. DESCRIBA EN TERMINOS GENERALES LAS PROPIEDADES DE
LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, DE TRANSICIÓN Y LAS
TIERRAS RARAS O DE TRANSICIÓN INTERNA.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Tienen sus electrones
diferenciantes en los subniveles s y p esta familia está formada por 8
grupos de elementos, entre los que se encuentran los metales y no metales,
los cuales tienen propiedades físicas y químicas semejantes. Estas
características van variando al pasar de un grupo a otro.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Presentan múltiples valencias o
estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos.
Los elementos de transición tienen propiedades típicas de los metales son:
maleables, dúctiles, conducen al calor y la electricidad, y tienen un brillo
metálico. Los elementos de transición tienen por lo general densidades y
puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman
enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados
negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes.
TIERRAS RARAS: presentan 3 números de oxidación o sea son
trivalentes. Solo el cerio forma compuestos con valencia +4. la mayoría de
los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos.

7. 6. ANOTE LAS PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE CADA UNA DE
LAS FAMILIAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS.(LAS
OCHO FAMILIAS)
METALES ALCALINOS:
Series de 6 elementos químicos en el grupo 1 (olA) del sistema periódico.
Comparados con otros metales son blandos, tienen puntos de fusión muy
bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza sino es
combinados con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea
pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para
formar hidrógeno gas e hidróxidos de metal, que son bases fuertes. Los
metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente son: litio,
sodio, potasio, rubidio, cesio, francio.
Del francio existen solamente isótopos radiactivos.
No son elementos electronegativos y pierden su electrón de valencia con
facilidad; por lo que su único estado de oxidación es +1.
Sus compuestos son de carácter iónico.
No se encuentran libres en la naturaleza sino se hallan formando sales
marinas y en rocas salinas.
METALES ALCALINO-TERREOS:
Todos los metales alcalino-térreos son fuertemente reductores.
Son menos reactivos que los metales alcalinos.
Son más duros que los metales alcalinos.
Sus compuestos tienen un marcado carácter iónico, excepto los
compuestos de berilio.
Se caracterizan por su naturaleza fuertemente metálica; que aumenta con
él numero atómico.
Reaccionan para formar esencialmente óxidos, hidróxidos, y sales. No se
encuentran libres en la naturaleza.

8. Se obtienen por medio de procesos electrolíticos de sus sales fundidas.
TERREOS:
La basicidad de sus óxidos aumenta al incrementarse el número atómico.
Sus compuestos son covalentes.
Las propiedades varían desde el carácter no metálico del boro, cuyo estado
de oxidación es +3.
El italio con su estado de oxidación +1, de mayor estabilidad y que forma
compuestos iónicos.
GRUPO DEL CARBONO:
Compuestos covalentes a las propiedades metálicas del estaño y del plomo.
Las propiedades varían desde el comportamiento no metálico del carbono
con estado de oxidación más estable (+4).
A la vista de los valores de la energía de ionización es muy poco probable,
por ello los compuestos de estos elementos con su estado de oxidación +4
son predominantes covalentes.
Los compuestos con estado de oxidación +2 son también covalentes.
GRUPO DEL NITRÓGENO:
El nitrógeno tiene 3 enlaces covalentes y el resto de elementos pueden
presentar covalencias superiores debido a la participación de orbitales de
próximas.
Por ser muy elevadas las energías de ionización no existen los iónes M+5.
Hay una transición regular entre las propiedades no metálicas del
nitrógeno y las metálicas del bismuto.
Cuando tienen estado de oxidación +5 presentan los óxidos propiedades
ácidas, aunque disminuye al aumentar el número atómico.
CALCOGENOS:

9. Los pasos de formación son endotérmicos.
Empequeñece el poder oxidante del elemento al aumentar el número
atómico. Todos los elementos tienden a formar iones –2(E2-)
Los óxidos tienen un marcado carácter iónico (con excepción de los grupos
precedentes y los óxidos de los halógenos).
El azufre, selenio y teluro con oxidación –2 son reactivos. Todos los
elementos reaccionan con el hidrógeno.
HALOGENOS:
Son 5 elementos químicamente activos, estrechamente relacionados –flúor,
cloro, bromo, yodo, astato, que forman el grupo 7 (oVIIA) del sistema
periódico. El nombre halógeno, o formador de sal se refiere a la propiedad
de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la
sal común (cloururo de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una
valencia de –1 y se combinan con los metales para formar halogenuros, así
con metales y con no metales para formar iones complejos.
Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los
hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.
Sus puntos de fusión y de ebullición aumentan conforme a su número
atómico por aumentar las fuerzas intermoleculares.
Todos son no metales.
Tienen tendencia a completar su capa electrónica interna mediante la
incorporación de un electrón.
GASES NOBLES:
Serie de 6 elementos químicos gaseosos que constituyen el grupo 8 (oVllA)
del sistema periódico. Por orden creciente de masa son: helio, neón, argón,
criptón, xenón, radón.

10. Durante muchos años los químicos creyeron que esos gases eran inertes,
porque sus capas exteriores estaban totalmente ocupadas por electrones.
Es decir no podían combinarse con otros elementos o compuestos. Se sabe
que esto no es cierto al menos para los 3 primeros gases mas pesados. En
1962, Neil un químico inglés que trabajaba en Canadá, consiguió obtener
el primer compuesto complejo de xenón. Su trabajo fue confirmado por
científicos del Argonne National Laboratory de Illinois (EEUU), que
obtuvieron el primer compuesto simple de simple de xenón y flúor, y más
tarde compuestos de radón y criptón. Aunque los compuestos de criptón
se consiguieron con mucha dificultad, tanto el xenón como el radón
reaccionaban fácilmente con el flúor, y posteriormente pudieron realizarse
reacciones para producir otros compuestos de radón y xenón.
Se presenta en forma monoatómica.
Todos excepto el radón forman parte de la composición atmosférica.
Puntos de fusión y de ebullición muy bajos por lo que a temperaturas muy
bajas se les encuentra en estado gaseoso.
Son muy escasos en la naturaleza.
Sus puntos de ebullición y de fusión se elevan con respecto a su numero
atómico.
Los gases nobles se obtienen por destilación fraccionada del gas licuado,
excepto el helio, y el aislar el xenón con el flúor y con el oxígeno.
7. IDENTIFIQUE Y DESCRIBA LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
TALES COMO:
RADIO ATOMICO: En los átomos podemos encontrar regularidad en el
aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla
periódica: los átomos pequeños son los de numero atómico pequeño y los
grandes los de numero atómico grande.

11. Los átomos son materia, tienen masa y ocupan un lugar en el espacio:
volumen. Existen átomos pequeños y grandes, lo que lo diferencia en
punto de comparación con otros aspectos es que, en los átomos podemos
encontrar una regularidad en el aumento o disminución del tamaño de
acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son
los de número atómico pequeño y los grandes de número atómico grande.
Sin embargo, en un período, los átomos en general son más pequeños a
medida que aumenta el número atómico. Definimos el tamaño de un
átomo por la distancia (radio) que existe desde el centro del núcleo hasta
el espacio que ocupa el electrón más externo que generalmente es el
electrón diferenciante. Normalmente, a los átomos los consideramos
esféricos.
¿Cuál átomo es más grande, el litio o el berilio? Debemos considerar que
los electrones externos en ambos átomos están en el orbital 2s, pero como
Be tiene cuatro protones en el núcleo y el Li solamente tres, el Be es el
más pequeño. Cuatro protones ejercen una mayor atracción que tres
protones, no importa el número de electrones atraídos.
Radios atómicos para los elementos de los periodos
2y 3.
AFINIDAD ELECTRÓNICA: Cantidad de energía que se libera cuando
un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado
fundamental) capta un electrón y se transforma en un ión negativo
también gaseoso.
Li Be B C N O F
1.52 1.11 0.88 0.77 0.70 0.66 0.64
Na Mg Al SI P S Cl
1.86 1.60 1.43 1.17 1.10 1.04 0.99

12. La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su
estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La
afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta
energía.
Los átomos neutros con orbitales incompletos tienden por lo general a
atraer electrones. El campo energético que acompaña a la adición de un
electrón se conoce como afinidad electrónica.
Para el Mg y el Cl dicho proceso puede representarse como sigue:
Mg (g) + e-
+ energía  Mg-
(g)
Cl (g) + e-
 Cl-
(g) + energía
ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un átomo de un elemento de
atraer a hacia sí mismo los electrones compartidos de su enlace covalente
con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos
aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que
aumenta él numero de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los
átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son
pequeños, es el elemento más electronegativo y en consecuencia atrae a los
electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo la electronegatividad disminuye, generalmente al
aumentar el número y el radio atómico. El cesio, el elemento
representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el
menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende atener una carga parcial negativa en un
enlace covalente, o a formar un ión negativo por ganancia de electrones.

13. Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace
iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad
forman en laces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de
mayor electronegatividad.
ENERGIA DE IONIZACION: Cantidad de energía que se necesita para
separar el electrón mas fuertemente unido de un átomo neutro gaseoso en
su estado fundamental (estado energético mas bajo). La entidad en que se
transforma el átomo al perder un electrón es en un ión gaseoso
monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se
denomina segunda energía de ionización a la que se necesita para extraer
de un ión gaseoso monopositivo el electrón que este menos fuertemente
unido. Las sucesivas energías de ionización se definen de manera
semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de
emisión o de absorción, y a través de experiencias directas en las que se
mide la variación de energía que tiene lugar en el proceso.
M(g) M+(g) + e
Donde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada
periodo y de cada grupo de la tabla periódica. Dentro de cada periodo, los
metales alcalinos tienen la misma energía de ionización, y los gases nobles
la máxima. Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a
medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender en el
grupo.

14. ENERGÍAS DE IONIZACIÓN
8. PARA CADA PAR DE LOS SIGUIENTES ELEMENTOS: AR Y K; NI Y
CO; TE Y I, INDICAR CUÁL PRESENTA:
a) mayor masa
Ar, Co, Te
b) menor número atómico
Ar, Co, Te
c) mayor número de electrones
K, Ni, I
8. Completar la siguiente tabla:
Nombre del
Elemento
Símbolo
químico
Número
atómico
Número
másico
Número
de
protones
Número
de
neutrones
Número
de
electrones
Cargas
eléctricas
Molibdeno Mo 42 96 42 54 42
Plata Ag 47 108 47 61 47 0
Silicio Si 14 28 14 14 14 0
Argon Ar 18 38 18 20 18 1+
Cesio Cs 55 133 55 78 55 0
Calcio Ca 20 40 20 20 20 2+
Aluminio Al 13 27 13 14 13
Li Be B C N O F Ne
520 899 804 1086 1402 1314 1681 2081
Na Mg Al Si P S Cl As
497 738 578 786 1012 1006 1251 1521

15. 9. UN ÁTOMO DE UN ELEMENTO REPRESENTATIVO TIENE 6
PROTONES Y 4 NEUTRONES:
a) ¿Cuál es su número atómico?
6
b) ¿Cuál es su número másico?
12
c) ¿Cuántos electrones tiene?
6
d) ¿En qué grupo y en qué período de la tabla periódica se encuentra?
2
e) ¿Cuál es su símbolo químico y cuál su nombre?
IVA
10. CON BASE EN LA TABLA, ESCRIBA EL SÍMBOLO DEL ELEMENTO
QUE SATISFAGA LAS SIGUIENTES AFIRMACIONES:
a) Corresponde a un gas noble.
R/ He
b) Es el más electronegativo.
R/ F
c) Es un metal alcalino.
R/ Cs
d) Es el de mayor radio atómico.
R/ Fr
e) Es diamagnético.
R/ H
11. Escriba el símbolo del elemento que:
a) Es el menos electronegativo
R/ Fr

16. b) Tiene la afinidad electrónica mayor.
R/ F
c) Tiene un radio atómico menor.
R/ He
d) Es gaseoso y diamagnético.
R/ Ar
e) Pertenece al sexto periodo.
R/ Cs