Página 36 - Libro de Química de Primero de Bachillerato

Ubica la línea escalonada que separa metales de no metales (empieza en B y termina en Po). Todo lo que esté izquierda/abajo suele ser metálico; lo que esté derecha/arriba suele ser no metálico. Observa también que el Hidrógeno es una excepción, se coloca arriba del grupo 1.

Análisis de la pregunta: Se pide ubicar en la tabla periódica las regiones donde predominan los metales y los no metales.

Resolución paso a paso:

1. En la tabla periódica existe una línea escalonada (comienza en Boro y baja hasta Polonio) que separa metales de no metales. A la izquierda de esa línea se encuentran la mayoría de los metales; a la derecha, los no metales.
2. Metales: grupos 1 (alcalinos), 2 (alcalinotérreos), del 3 al 12 (metales de transición) y varios del bloque p (Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi, Po).
3. No metales: el Hidrógeno (H) en la parte superior del grupo 1 y los elementos del extremo superior derecho (C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I, At) más los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

Conclusión: Sí, se identifican fácilmente: metales a la izquierda y centro; no metales, arriba a la derecha (y el Hidrógeno en la parte superior).

Recuerda que en la tabla periódica las propiedades varían periódicamente. Al desplazarte de izquierda a derecha, la electronegatividad y la energía de ionización aumentan; al bajar en un grupo, el radio atómico aumenta. Usa estas tendencias para inferir si un elemento será metálico o no metálico y qué propiedades físicas presentará.

Análisis: Se requiere relacionar la posición en la tabla periódica con las propiedades físicas y químicas.

Resolución paso a paso:

1. Metales (izquierda y centro):
   • Son buenos conductores de calor y electricidad.
   • Presentan brillo metálico.
   • Son maleables y dúctiles.
   • Tienen puntos de fusión y densidades generalmente altos.
   • Tienden a perder electrones (forman cationes).
2. No metales (derecha superior):
   • Pobres conductores (aislantes).
   • No poseen brillo metálico; muchos son opacos o gaseosos.
   • Quebradizos si son sólidos.
   • Puntos de fusión y densidades más bajos (aunque hay excepciones como el carbono diamante).
   • Tienen alta electronegatividad, tienden a ganar electrones (forman aniones) o compartirlos.

Conclusión: La ubicación en la tabla predice que los elementos del lado izquierdo son típicamente metales con propiedades de conductividad y maleabilidad, mientras que los del lado derecho son no metales con propiedades aislantes y alta electronegatividad.

Pensar en un enlace covalente como una "soga" compartida entre dos átomos. El que tenga mayor electronegatividad tira con más fuerza de esa soga (los electrones).

En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta al subir en un grupo y al avanzar hacia la derecha de un periodo.

Definición: La electronegatividad es la capacidad relativa que tiene un átomo, cuando forma un enlace químico, de atraer hacia sí el par de electrones compartido. En otras palabras, mide qué tan "fuerte" tira un átomo de los electrones de enlace.

Mira la tabla: la electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia arriba. Detente justo antes de los gases nobles; el elemento más extremo (grupo 17, periodo 2) es el Flúor.

Análisis: Debemos señalar los elementos con mayores valores de electronegatividad.

Respuesta: El elemento más electronegativo es el Flúor (F). Otros valores altos corresponden a:

• Oxígeno (O)
• Nitrógeno (N)
• Cloro (Cl)
• Bromo (Br) (algo menor que Cl)
• Azufre (S) y Yodo (I) también presentan electronegatividades elevadas, pero menores que los anteriores.

Recuerda la evolución histórica: Dalton consideraba el átomo indivisible. Thomson descubrió el electrón (modelo del pudín de pasas), Rutherford el núcleo y Bohr los niveles de energía. Cada experimento revelaba nuevas "partes" del átomo.

Análisis: Se solicita razonar si los átomos son divisibles internamente.

Respuesta explicada: Sí, el átomo está constituido por partículas subatómicas. Experimentalmente (modelo de Rutherford, experimentos de Thomson, Chadwick, etc.) se ha demostrado que:

• Electrones: partículas con carga -1, ubicadas en la corteza.
• Protones: partículas con carga +1, situadas en el núcleo.
• Neutrones: sin carga, también en el núcleo.

Piensa que un elemento es un "conjunto" de átomos iguales. Si cambias el número de protones, cambias de elemento. Por eso, el átomo es la clave que define la identidad elemental.

Análisis: Piden explicar por qué el átomo es fundamental para el concepto de elemento.

Respuesta: El átomo es la unidad básica que conserva la identidad química de un elemento. Cada elemento se caracteriza por su número de protones (número atómico). Todas las propiedades químicas (valencia, electronegatividad, radio atómico) dependen de la estructura electrónica del átomo. Por ello, conocer el átomo permite:

• Distinguir un elemento de otro (p.ej., carbono = 6 protones, oxígeno = 8).
• Explicar sus reacciones químicas y enlaces.
• Predecir sus propiedades físicas y químicas.