modulo de quimica

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3º secundaria

MÓDULO DE APRENDIZAJE C.T.A

I TRIMESTRE

2

INTRODUCCIÓN CONTENIDOS

La Química es una ciencia natural y experimental que se encarga de estudiar la estructura interna, propiedades y combinaciones de la materia. contenidos muy relevantes que se tratarán en el presente módulo. El Módulo de Aprendizaje de C.T.A, para estudiantes del tercer grado de educación secundaria es el resultado de un proceso de investigación motivado por el deseo de ofrecer un instrumento de guía para la alumna .Tiene como objetivo satisfacer las necesidades de las estudiantes de contar con un tipo de material educativo, con los contenidos actualizados y bancos de preguntas. los que se exponen en forma didáctica y creativa con la finalidad de estimular y orientar el aprendizaje. Para que logres todas tus expectativas te recomendamos hacer lo siguiente: Leer cuidadosamente la parte teórica de cada tema. Desarrollar las actividades (guías de aprendizaje autónomo, evaluaciones, Actividades domiciliarias) anotando todas tus observaciones y datos que logres durante el trabajo, trata de releer y analizar la parte teórica, para que puedas hallar los fundamentos a las respuestas de cada tema tratado.

• Representación del núclido. • Tipos de núclidos: isótopos, isóbaros e isótonos.

Números cuánticos: Principal, secundario, Magnético, spin. Tabla periódica: bases actuales, descripción, clasificación, propiedades periódicas de los elementos químicos Enlace Químico Fundamentos del enlace químico. • Teoría del octeto • Electronegatividad • Enlace iónico. Covalente puro y polar, normal y coordinado, sigma y pi. • Enlaces físicos: Puente de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals y enlace dipolo-dipolo. • Enlace metálico.

CAPACIDADES

COMPRENSIÓN DE LA INFORMACIÓN INDAGACIÓN Y EXPERIMENTACIÓN

• Diferencia los tipos de núclidos en base a la notación

simbólica y sus propiedades • Utiliza el diagrama de Moeller para determinar la

configuración electrónica de cualquier especie química.

• Relaciona los números cuánticos con la configuración electrónica.

• Identifica los valores que toma cada uno de los números cuánticos.

• Describe la organización de la tabla periódica actual.

• Identifica los tipos de enlace y sus propiedades. • Clasifica las clases de enlaces interatómicos e

intermoleculares. • Explica las fuerzas intermoleculares en algunos

compuestos. • Aplica .la notación de Lewis de las sustancias

iónicas y covalentes • Explica las diferencias entre cada uno de los

enlaces interatómicos e intermoleculares.

• Explica y utiliza la tabla periódica como

herramienta para predecir procesos químicos en el laboratorio

• Resuelve ejercicios sobre isótopos. Isóbaros e Isótonos

• Resuelve problemas aplicando conceptos estudiados de números cuánticos y tabla periódica.

• Utiliza representaciones gráficas para explicar los tipos de enlaces.

• Analiza la estructura y .geometría molecular de sustancias comunes.

• Interpreta hechos y resultados de experiencias. Explica la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que se producen, en el laboratorio.

CONCEPTO DE ÁTOMO

450 – 400 : A.C.

(Escuela Filosófica)

Leucipo y Demócrito, habían postulado, que la materia estaba compuesta por átomos invisibles e indestructibles a las cuales se les llamó ÁTOMOS (A = sin; tomo = división)

1661:

Robert Boyle, decía que “la materia estaba en realidad dividida en pequeñas partículas de tamaños y formas diferentes”

1808: John Dalton, considerado “Padre de la Química”, sostiene lo siguiente: 1. Los átomos son partículas individuales de materia que no pueden

subdividirse por ningún proceso conocido. 2. Los átomos de un elemento simple difieren en masa, tamaño y otras

características, de los átomos de cualquier otro simple. 3. Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes

entre sí en masa, tamaño y cualquier otra característica. 4. Los átomos son las unidades fundamentales que entran en juego en los

cambios químicos para formar los átomos compuestos (moléculas) 5. La combinación química se efectúa cuando diferentes tipos de átomos

se unen en proporciones numéricas simples para formar compuestos.

CONCEPTOS DE: ELEMENTO, SÍMBOLO, FÓRMULAS

• Elemento : Aquella sustancia simple y pura formada por átomos que no pueden descomponerse en sustancias más simples por medios químicos.

• Símbolo : Letra o grupo de letras que representan a un elemento. Ejemplo: Sodio (Na) Hierro (Fe)

ES TRUCTURA ATÓMICA

“Si bien la Teoría Atómica de Dalton no explica una serie de hechos observables en las últimas décadas, se constituye como la piedra angular de la Química, ya que explica la veracidad de una serie de leyes que se han establecido en relación con los cambios químicos”.

Por lo tanto: ÁTOMO: es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad química través de todos los cambios químicos y físicos.

4

Cloro (Cl) Oro (Au)

• Fórmula : Es la expresión escrita y abreviada del nombre de una sustancia formada por elementos y la cantidad de átomos que contiene: - HCl (Cloruro de Hidrógeno) - H2SO4 (Ácido Sulfúrico) - H2O (Agua) - C6H12O6 (Glucosa)

ESTRUCTURA ACTUAL DEL ATOMO

Ejemplo: Ilustremos al átomo de litio 4n73Li ====º ; donde se observa el núcleo la envoltura y las

partículas subatómicas fundamentales

Zona Interna: Núcleo (Rutherford)

Zona Externa: Nube Electrónica

- Constituye la parte central del átomo. - Es de naturaleza positiva (+) - Es pequeño y contiene casi toda la

masa del átomo (es muy denso) - Contiene protones p+ neutrones(n°) y

otras partículas - Diámetro núcleo = 10-12 cm, del átomo

-Constituye la parte externa del núcleo -Es de naturaleza negativa -constituye el 99,99 del volumen del atómico -contiene al electrón como particula subatomica Partícula: * Electrones: (Thompson = 1896) - Carga negativa (-) - Masa menor que el protón

NÚCLEO ATOMICO

Contiene

3 Protones

4 Neutrones

+

+ +

+ -

-

-

7 Nucleones fundamentales

ZONA EXTRANUCLEAR

(Se observan 3 electrones ) -

- Protones : (Wein, Rutherford = 1920) Neutrones : (Chadwick = 1932) * de carga (+) * Eléctricamente neutros

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES

Partícula

Símbolo

Masa

Carga

Descubridor

En g En uma Relativa Absoluta Electrón e- 9,11.10-28 0,00055 -1 -1,6.10-19C Thompson

Protón p+ 1,672.10-24 1,0073 +1 +1,6.10-19C Rutherford

Neutrón nº 1,675.10-24 1,0087 0 0 Chadwick

Otras partículas del átomo

Positrones: (Anderson = 1932) - Idénticos a los electrones (+) - Vida efímera

Leptones: electrón, neutrino, muón, Hadrones: quarcks → bariones

protón, neutrón, hiperón mesones

Mesones: (Anderson = 1936) - Masas más o menos

200 veces el electrón. - 3 tipos: Mesón – Mu (Muón)

Mesón – Pi (Pión) Mesón – Tau (Tauón)

REPRESENTACIÓN DEL NÚCLEO DE UN ÁTOMO O IÓN

Atomo Neutro (no tiene carga) Iòn (Tiene Carga)

ºnAZE

ºnqA

ZE±±±±

Se cumple: ####p+ = ####e- = ####z Se cumple: ####p+ = ####z ≠≠≠≠ ####e- A = Z + nº nº= A - Z A = Z + nº nº= A - Z ####e- = Z ±±±± q

q Denominación Características Representación Nº electrones

0

Átomo neutro

####p+ = ####e- ºn

AZE

####e- = ####z

+

Catiòn (+)

A. Átomo que

Pierde electrones ºn

qAZE++++

####e- = Z - q

-

Aniòn (-)

B. Átomo que

Gana electrones ºn

qAZE−−−−

####e- = Z + q

Z < > Carga nuclear

Número de masa Nucleones fundamentales Número atómico = #p

+

Número de protones Número de neutrones

A

Z

n°

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TIPOS DE ESPECIE QUÍMICA

Especie Características Ejemplo Representación

Isótopos o

Hílidos

(SODDY =

1913)

*Átomos iguales de un

mismo elemento

* Iguales propiedades

químicas.

*presentan igual

####p+ = ####z

H11 Protio

H21 Deuterio

H31 Tritio

1

1n

Az X

2

2n

Az X

Isóbaros * átomos de diferentes

elementos

* Presentan igual “A”

Cr5524 Mn55

25

11 nAz X

22 n

A

z Y

Isotonos * átomos de diferentes

elementos

* Presentan igual

“Nº”

Fe5426

Cr5224

nAz X1

1 nAz Y2

2

Isoelectrónica *Presentan igual ####e-

*igual distribución

electrónica

37

−N

111

+Na

−#e

Az X1

1 −#e

Az Y2

2

1. El núcleo del átomo contienen los ………………………. y ………………….. mientras que los ……………………….. ocupan el espacio que rodea el núcleo. a) protones y electrones – neutrones b) neutrones y electrones – protones c) neutrones y protones – electrones d) isótopos e isóbaros – isótonos e) electrones y positrones – neutrinos

2. La masa atómica de cierto átomo es 34 y sus nucleones exceden en 2 al doble de su número atómico. ¿Cuántos electrones presenta su átomo neutro ?

a) 5 b) 7 c) 12 d) 16 e) 22

3. El triple del número de electrones del átomo neutro de un elemento excede en 10 al doble del número de neutrones. Si tiene 10 protones en el núcleo. Hallar la suma de su número atómico y número de masa. a) 15 b) 20 c) 12 d) 16 e) 22

4. En la siguiente representación, ¿Qué afirmación es falsa ?:

AC T I V I D A D E N C L A S E

−−−−23316E

a) Posee 17 neutrones b) Posee 18 electrones c) Es un anión d) Su número de masa es 33 e) En su nube electrónica hay 16 protones

5. Respecto al ión : +356

26 Fe es falso que : a) Tiene 26 protones b) Tiene 23 electrones c) Tiene 27 neutrones d) Su masa atómica es 56 e) Tiene 30 neutrones

6. Indique el número de proposiciones

verdaderas : ( ) Actualmente el átomo está

considerado como un modelo físico – matemático – probabilístico

( ) El núcleo no siempre tiene carga positiva.

( ) A los neutrones, electrones y positrones se les llama partículas fundamentales.

( ) En el núcleo solamente se encuentra protones y neutrones.

a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

7. Son Isótonos

a) . HH 21

11 , b) NC 14

714

6 ,

c) BC 115

126 , d) MgC 24

21168 ,

e) PCa 3112

4020 ,

8. El número de masa de un átomo es el triple

de su número atómico y posee 58 neutrones. Determine la carga nuclear. a) 27 b) 28 c) 29 d) 30 e) 31

9. Un elemento químico tiene 2 hílidos, sabiendo que la suma de sus números de masa es 72 y la suma de sus partículas neutras es 38, determinar su carga nuclear.

a) 17 b) 18 c) 19

d) 20 e) 21

10. La suma de los números de masa de 3

isótopos es 39 y el promedio aritmético de su número de neutrones es 7. Luego podemos afirmar que los isótopos pertenecen al elemento.

a) 9F b) 17Cl c) 7N

d) 6C e) 5B 11. De lo siguiente:

X2412 ; Y25

16 ; 218 Z ; 25

12M ; 2616B

(I) (II) (III) (IV) (V)

a) I y IV son isótopos b) II y IV son hílidos c) I y IV son isóbaros d) I y III son isótonos e) II y V son isótopos

12. Determine la cantidad total de electrones de

los siguientes iones: 11K

+1 26Fe2+ 7N3-

A) 50 B) 51 C) 52

D) 53 E) 54 13. El siguiente átomo neutro posee número

de masa igual a 184:

E4x54x2

++++−−−−

Determinar el número de protones. a) 104 b) 72 c) 68 d) 86 e) 184 14. Hallar el número atómico y el número de

neutrones en :

−−−−++++++++

43x4

2212x4 E

a) 108 y 109 b) 110 y 109

c) 110 y 111 d) 111 y 112 e) 115 y 111 15. Señalar el número de protones y el número

de electrones en :

++++++++−−−−

356

2x42x2 E

a) 53 y 56 b) 53 y 50 c) 59 y 62 d) 50 y 47 e) 64 y 16 16. ¿Cuáles son verdaderos? I. El número de masa A, es la suma de

protones y neutrones, en todo átomo. II. El número atómico Z, es el número de

electrones, en todo átomo.

8

III. El número de neutrones es la diferencia entre número de masa y número atómico.

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III 17. La suma delos cuadrados de los números

de masa y atómico es 169. Si el número de neutrones es 7. Calcular el número atómico.

a) 12 b) 5 c) 10 d) 3 e) 15

18. Un anión divalente es isoelectrónico con

19K+1 isótonos con Cl35

17 . ¿Cuántos nucleones fundamentales posee el

anión?. a) 24 b) 34 c) 28

d) 37 e) 18

19. Un anión trivalente posee una carga de –2,88 x 10–18 C en la zona extracelular, si es isótono con el núclido Cl37

17 . Determine el

número de partículas subatómicas fundamentales que presenta el anión.

a) 43 b) 53 c) 48 d) 55 e) 60

20. De las siguientes especies:

Fe5626 315

7 N−−−− 2168 O−−−− Fe58

26 Co5827

I II II IV V

no se puede afirmar que.

a) II y III son consecutivos en la tabla

periódica. b) I y IV son hílidos c) II y III son isótonos d) IV y V son isóbaros e) Sólo hay 1 especie isoelectrónica con el

10Ne.

21. En 2 átomos diferentes que son consecutivos en la Tabla Periódica, el número total de nucleones es 169 y el promedio del número de sus neutrones es 44. ¿Cuántos electrones posee el catión trivalente del átomo con mayor carga nuclear?.

a) 28 b) 38 c) 18 d) 48 e) 58 22. Hallar el número de electrones del

siguiente elemento cuya carga neta absoluta es +3,2.10-19C

3x555

2x5 E −−−−++++

A) 25 B) 24 C) 23 D) 27 E) 29

1. El número de masa de un átomo es el triple

de su número atómico y posee 58 neutrones. Determine la carga nuclear. a) 27 b) 28 c) 29 d) 30 e) 31

2. Determine el número de masa del elemento si posee 44 electrones.

−++

32723 Ex

x

a) 90 b) 92 c) 93 d) 95 e) 98

3. Un átomo presenta número de masa 65 y carga nuclear 31. Calcular el número de neutrones. a) 31 b) 65 c) 30 d) 34 e) 29

4. Un átomo presenta 29 protones y 35 neutrones. Calcular la suma de los números de masa y atómico. a) 29 b) 35 c) 64 d) 99 e) 93

5. El número de protones están en relación 2: 3 con el número de neutrones. Si la suma de los números de masa y atómico es 175. Calcular la carga nuclear del átomo.

a) 25 b) 50 c) 75 d) 35 e) 70

6. La diferencia de los cuadrados de los

números de masa y atómico es 481. Si el número de neutrones es 13. Calcular el número de masa.

a) 25 b) 12 c) 13 d) 24 e) 26

AC T I V I D A D DOM I C I L I A R I A

7. Un catión divalente presenta 36 electrones y 38 neutrones. Calcular el número de masa. a) 74 b) 75 c) 76 d) 77 e) 78

8. Un anión monovalente de número de masa 35 posee un número de electrones que es igual al número de neutrones. Hallar el número atómico.

a) 35 b) 20 c) 18 d) 17 e) 16

9. Los iones X + 3 y Y – 1 poseen en total 54 electrones. ¿Cuántos electrones poseen en total los iones: X-2 y Y + 1?. a) 56 b) 57 c) 58 d) 59 e) 51

10. ¿Cuáles son incorrectas? I. En el núcleo sólo hay protones II. Los electrones son de carga negativa III. En todo átomo, el número de protones

es igual al número neutrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I y III 11. En un átomo de cierto elemento hay 34

neutrones y 32 protones. Hallar el número de masa y el número atómico.

a) 66 y 30 b) 64 y 34 c) 65 y 31 d) 68 y 32 e) 66 y 32 12. Para un átomo de 40 neutrones, hallar el

número atómico Z y el número de masa A, si suman 110

a) 45 y 80 b) 35 y 75 c) 20 y 90 d) 25 y 85 e) 40 y 70 13. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones

son correctas? I. Los iones con carga negativa son los

cationes II. Si un átomo neutro pierde electrones se

carga negativamente III. Los cationes se forman por pérdida de

electrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III

14. El catión++++139

19 K presenta : I. 19 protones II. 20 electrones III. 20 neutrones son incorrectas : A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I; II y III 15. Un elemento químico posee tres isótopos

cuyos números de masa suman 706 y presentan en total 430 neutrones.

Señale al elemento químico. a) 90Th b) 94Pu c) 92U d) 82Pb e) 80Hg

16. Dos isótonos de números atómicos consecutivos poseen números de masa que suman 53.

Calcular el número de masa del isótono mas liviano.

a) 25 b) 26 c) 27 d) 28 e) 29

17. Un anión divalente es isoelectrónico con el

ión Francio 87Fr + 1 y además es isótono con la especie química Th200

90 . Señalar el número

de masa del anión. a) 116 b) 182 c) 188

d) 190 e) 194 18. Dos isóbaros poseen números atómicos que

suman 87 y presentan en total 93 neutrones. Señale el número de masa del isóbaro de menor carga nuclear.

a) 180 b) 90 c) 89 d) 92 e) 85

30. Para la especie química: 3+EA

Z

Se cumple la relación: 713=−

°−+zAnzA

Calcular la siguiente relación: zAqz

+−

a) 2/3 b) 2/7 c) 1/5 d) 3/10 e) 1/4

23. Tres isótopos poseen números de masa consecutivos y presentan en total 123 neutrones. Calcular el número de neutrones del isótopo pesado.

a) 41 b) 40 c) 42 d) 43 e) 39

Una especie química presenta 29 protones, 35 neutrones y 28 electrones. Indique su número atómico, número de masa y carga de la especie.

a) 35, 64, + 1 b) 28, 53, + 1 c) 29, 64, +1

d) 29, 64, -1 e) 28, 64, +1 24. De las proposiciones:

I. En un átomo sólo existe protones, neutrones y electrones.

II. La región de mayor tamaño en el átomo es la nube electrónica.

III. El núcleo atómico no posee carga eléctrica.

IV. La masa del protón es similar del electrón.

Son correctas. a) I, II b) II, III c) III, IV d) Sólo II e) I, III, IV 25. En los dos isótopos de un elemento, los

números de masa suman 40 y los números

10

de neutrones suman 24. Determinar el número atómico del elemento

a) 6 b) 8 c) 7 d) 5 e) 4 26. Para un átomo eléctricamente neutro, se

cumple que : A + Z + #n = 80

Si el átomo posee 20 neutrones, hallar el número atómico

a) 22 b) 20 c) 19 d) 18 e) 21 27. Determine cuantas relaciones son

correctas: ( ) Isótopos: 1H

1; 1H2 ; 1H

3 ( ) Isóbaros: 7N

14 ; 6C14

( ) Isótonos: 1H3 ; 2He4

( ) Isótopos: 19K39 ; 20Ca39

( ) Isótonos: 26Fe56 ; 30Zn60 a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

28. Los iones J2- y L5+ tiene un total de 192 neutrones. Si el promedio aritmético de su número de nucleones es 167,5, determine la cantidad total de sus números de electrones de ambos iones. A) 139 B) 138 C) 140 D) 142 E) 141

29. Para el catión : ++++3127

51Sb , indique las proposiciones correctas:

I. Posee 76 nucleones neutros II. El átomo neutro posee una carga

electrónica absoluta de –8, 16.10-18 C III. Su carga nuclear absoluta es :

+7,68.10-18C IV. El catión presenta 175 partículas

fundamentales. a) I y II b) I,II y III c) I y IV d) II y III e) I, II y IV.

PRINCIPIO DE FORMACIÓN AUFBAU: (CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA) Los electrones se distribuyen en la nube electrónica según el orden creciente de sus energía relativas, determinando una configuración electrónica. Regla de Moller (“Serrucho”) Configuració n electrónica

Nivel(n) K

1 L 2

M 3

N 4

O 5

P 6

Q 7

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d10

4s2

4p6

4d10

4f14

5s2

5p6

5d10

4f14

6s2

6p6

6d10

7s2

7p6

Nº de e-/nivel(2n2)

2e- 8e- 18e- 32e- 32e- 18e- 8e-

Nº de Orbitales(n2)

1 4 9 16 25 36 49

C. Niveles completos D. Niveles incompletos

CONFIGURACIÓN Y

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

OTRA FORMA:

[He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]

Método Abreviado (Kernell)

Se usa la nomenclatura de los gases nobles para reemplazar por la configuración equivalente en electrones. Son:

He: 2 e- Ar: 18 e- Xe: 54 e- Ne: 10 e- Kr: 36 e- Rn: 86 e- Excepciones de la regla de distribución electrónica . Hay algunos elementos que no cumplen con la regla de distribución de electrones al pasar 1 e- de su penúltima subcapa a la última subcapa para dar estabilidad al elemento. Estos son: 24 Cr: [Ar], 4s1, 3d5 29 Cu: [Ar], 4s1, 3d10

41 Nb: [Kr], 5s1, 4d4

42 Mo: [Kr], 5s1, 4d5

43 Tc: [Kr], 5s1, 4d6 44 Ru: [Kr], 5s1, 3d7 45 Ro: [Kr], 5s1, 3d8 47 Ag : [Kr], 5s1, 4d10

78 Pt: [Xe], 6s1, 4f14, 5d9 79 Au : [Xe], 6s1, 4f14, 5d10

Anomalías:

Si

Soy

peruano

O

Sopa

Soy

peruano

o

Sopa

Soy del

Perú

O

Se da

pensión

Soy del

Perú

O

Se da

pensión

Soy feliz de

Perú

O

Se fueron de

paseo

Soy feliz de

Perú

O Se fueron de

paseo

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6

4s2 3d104p6

5s2

4d105p6

6s2 4f14 5d106p6

7s2 5f14 6d107p6

Ejemplo: 24Cr = [Ar]4s23d4 (inestable) 24Cr = [Ar]4s13d5 (estable)

12

PROPIEDADES MAGNÉTICAS Una consecuencia importante del sentido de giro intrínseco del electrón es el de interactuar frente a un campo magnético externo. Paramagnetismo: Se produce cuando el átomo presenta orbitales desapareados, por tal razón es atraído fuertemente por un campo magnético. Diamagnetismo: Se produce cuando el átomo presenta todos sus orbitales apareados, por tal razón es atraído débilmente por un campo magnético. Ejemplos:

12Mg: 1s22s22p63s2

↑↓s3

diamagnético u orbital apareado

26Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6 ( )↑↑↑↑↑↓ paramagnético u orbital desapareado Aprendamos a realizar una correcta configuración : Realizar la distribución electrónica del azufre (Z = 16)

Nivel 1 2 3 Contiene 3 niveles

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ⇓ ⇓ [He] [Ne] ⇒ [Ne]3s2 3p4

Subnivel

Contiene 5 subniveles

Para la configuración de Cationes X +q debes seguir la regla siguiente 1° Se desarrolla la C.E. del átomo neutro (Según Z) 2° Se extrae la cantidad de electrones perdidos em pezando por el último nivel y luego los

niveles mas externos Ejemplo:

26Fe+2 CE: [ 18Ar ]4s23d6 luego le quitamos 2 partiendo del último nivel

26Fe+2 CE: [ 18Ar ]4s03d6 configuración estable

• Realizar la distribución electrónica del 22Ti2+

Para la configuración de aniones X - q debes seguir la regla siguiente :

1. Se determina la cantidad de electrones del anión. 2. Luego se realiza la configuración electrónica.

• Ejemplo: Realizar la distribución electrónica del 8O –2 , • # e = 10 • 1s2 2s2 2p6

• Realizar la distribución electrónica del Cu (Zn = 29)

Nivel 1 2 3 4 Contiene 3 niveles

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d 9

Subnivel


Cantidad de niveles 4 Cantidad de subniveles 7 Cantidad de orbitales llenos 14 Cantidad de orbitales semillenos 1

• Realizar la distribución electrónica del Mo (Z =42)

Nivel 1 2 3 4 5 Contiene

3 niveles 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d4

Subnivel


Cantidad de niveles 3

Cantidad de subniveles 5

Cantidad de orbitales llenos 7

Cantidad de orbitales semillenos 2

Cantidad de niveles 5

Cantidad de subniveles 10

Cantidad de orbitales llenos 18

Cantidad de orbitales semillenos 6

La distribución electrónica de un elemento no debe terminar en d4 ni en d9. Si esto ocurriese un electrón del último subnivel “s” pasará al subnivel “d”

14

1. Para la configuración electrónica mostrada:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Indique el número de electrones de

valencia, número de orbitales llenos y el número de orbitales semillenos respectivamente.

a) 5, 13, 2 b) 5, 17, 1 c) 7, 14, 3 d) 7, 17, 1 e) 5, 18, 9 1. Hallar el último término de la configuración

electrónica del 28Ni. a) 4s2 c) 3d8 e) 4p6 b) 3p´6 d) 3d2

2. Un elemento tiene sólo 10 electrones en el tercer nivel. Halle el último término de su configuración electrónica. a) 3p6 c) 3d2 e) 4p6 b) 4s2 d) 3d10

3. Si un elemento tiene un número de masa igual a 52 y tiene sólo 14 electrones en el tercer nivel, halle el número de neutrones. a) 24 c) 30 e) 26 b) 28 e) 32

4. La configuración electrónica de un átomo en su estado basal es: 1s22s22p63s23p4. Determine Z y el número de electrones desapareados. a) 16;2 c) 16;0 e) 16;1 b) 11;2 d) 11;0

5. De un elemento con la siguiente configuración: 1s22s22p63s23p2 se puede decir que tiene: a) Sólo dos orbitales “p” b) 10 electrones en el segundo nivel. c) Tres niveles de energía.

d) 7 subniveles. e) Sólo 6 orbitales “s”.

6. Determine el número atómico de un elemento que tiene sólo 4e- en el tercer nivel. a) 13 c) 15 e) 18 b) 14 d) 16

7. Determine el número de orbitales que tiene un elemento con número atómico igual a 12. a) 5 c) 6 e) 7 b) 3 d) 4

8. Si un átomo en el estado fundamental tiene 14 neutrones e igual número de electrones, entonces:

a) Tiene cuatro electrones desapareados. b) Su número de masa es 14. c) Tiene un solo nivel completo. d) Tiene 4e-en el último nivel. e) Su número atómico es 28.

9. Un átomo con Z= 19 presenta: ( ) Seis orbitales “p” llenos ( ) Un electrón en la capa de valencia

(último nivel) ( ) Cuatro subniveles “s” llenos ( ) Electrones en el subnivel 3d a) VFFV c) VVFF e) VFVF b) FFVV e) FVVF

10. Determine el número atómico del elemento que tiene 6 electrones en el tercer y último nivel de energía. a) 16 b) 11 c) 10 d) 18 e) 14

ACT IV IDADES EN AULA

1. Determinar el mínimo y máximo número

de electrones que tiene un átomo con 3 niveles de energía. a) 11 y 18 b) 19 y 36 c) 37 y 54 d) 11 y 20 e) 37 y 70

2. Se tiene un elemento: −−

−344

43182 Ex

x señalar la afirmación no verdadera:

a) Tiene un número de masa igual a 86. b) Tiene 45 electrones. c) Su número atómico es 45. d) Su configuración eléctrica termina en

4d7 e) Es un anión trivalente.

3. Considerando su número máximo de

electrones, determine el número de masa de un átomo que solamente posee 4 subniveles llenos y además su número de neutrones es 23. a) 48 b) 49 c) 40 d) 55 e) 58

4. Si el siguiente átomo tiene 10 neutrones.

αα X2

determine su configuración electrónica. a) 1s2 2s2 2p4

b) 1s2 2s2 2p5

c) 1s2 2s2 2p6

d) 1s2 2p6 3s2

e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

5. ¿Cuál es el número mínimo de electrones

de un átomo, si sólo posee 3 niveles?.

a) 30 b) 28 c) 18

d) 12 e) 11

6. Un elemento A tiene 14 electrones en la

capa N. Si su número de masa es 98. Hallar el número de neutrones que posee en su núcleo atómico.

a) 53 b) 52 c) 54

d) 50 e) 48

7. La suma de los números de masa de dos

isótopos es 96. Si la suma de sus números de neutrones es 52, determinar cuántos electrones posee en su último subnivel de uno de los isótopos.

a) 2 b) 6 c) 10

d) 8 e) 12

8. La suma de los números másico y atómico

de un elemento es 200. Calcular el

número de neutrones, sabiendo que en su

cuarto nivel tiene 12 electrones y su carga

es +2.

a) 150 b) 158 c) 200

d) 145 e) N.A. 9.El número mínimo y máximo de electrones

para un átomo que sólo presenta seis orbitales “p” llenos es:

1) 18, 35 4) 18, 33 2) 18, 21 5) 12, 17 3) 36, 53

10.X2+ tiene 26 neutrones en su núcleo y 13

electrones en su tercer nivel energético. Hallar su número de masa.

1) 49 4) 50 2) 51 5) 54 3) 53

ACT IV IDADES DOMICI L IAR IAS

16

Números cuánticos conjunto de valores (n, l, ml) introducidos para describir al electrón en la nube electrónica. son las soluciones a una ecuación muy compleja planteada por ERWIN SCHRODINGER (1927), que nos indica donde se podrá encontrar con mayor probabilidad un elección dentro de una nube. El N.C. “ms” de spin fue asociado al electrón en forma independiente por Goudsmit y Uhlenbeck,, siendo obtenido en forma experimental por Sterm y Gerlach.

NUBE ELECTRÓNICA

NIVELES DE ENERGÍA

SUBNIVELES DE ENERGÍA ORBITALES

ELECTRONES

Por lo tanto, para ubicar un electrón en una nube, debemos considerar en qué nivel, subnivel, orbital y sentido de giro de rotación tiene, para lo cual utilizamos los: “NÚMEROS CUÁNTICOS”. Ya que es imposible encontrar al electrón según SCHRODINGER, entonces aparece el orbital.

Apareado Desapareado Vacío

CARACTERÍSTICA DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

N.C.

Característica Principal Secundario ,

azimutal ,subsidiario o de momento

angular

Magnético De spin electrónico o

número cuántico de

giro

Símbolo n l m s

Valores permitidos

1;2;3; 4; 5; 6; 7; .. K.L.M.N.O.P.Q

0; 1; 2; 3; .. (n -1) -1; ....;0; ... + 1 +1/2; -1/2

Nº de valores infinito n 2l + 1 2

Describe para el orbital

Tamaño Forma Orientación espacial No esta asociado

Determi na para el electrón

Nivel de energía Subnivel de energía Orbital (REEMPE) Sentido de giro

alrededor de su eje propio

LOS NÚMEROS CUÁNT ICOS

s p d f

S, p, d , f

• Mediante este ejemplo graficaremos en forma correcta la aplicación de los números

cuánticos:

Principal Nivel

Sub Nivel

Secundario λ

Magnético mλ

# Orbitales

# e- máximo

Spin

1 2 3 4 5 6 7

S (sharp ) P ( principal ) D ( difuso ) F( fundamental )

0 1 2 3

0 -1 0 +1

-2 –1 0 +1 +2 -3 –2 –1 0 +1 +2 +3

1 3 5 7

2 6

10 14

+1/2

-1/2

Notación cuántica de una región de máxima probabilidad:

Principio de Exclusión de W. Pauli En un mismo átomo no puede existir dos o más electrones que presenten los cuatro números cuánticos iguales. Al menos se deben diferenciar en el número de rotación “ms” para compensar los campos magnéticos generados por el movimiento de giro.

Tipo de subnivel

λ Forma orbital Representación

Sharp

(s)

0

Esférica

Principal (p)

1

Dilobular

Difuso

(d)

2

Tetralobular

Fundamental (f)

3

Compleja

...................

4 3 p

Número de electrones contenidos

Subnivel(l) Nivel(n)

Spines paralelos (inestables) Spines antiparalelos

(Estables)

y x

z

y x

z

y

x

18

Ejemplo: para 2e- de un mismo átomo tenemos la siguiente representación

Notación cuántica

Representación De los e -

n l m s

3S2

↑↑↑↑S3

3

0

0

+1/2

↓↓↓↓S3

3 0 0 -1/2

Obs: Notamos que se diferencian en el cuarto parámetro denominado numero cuantico del spin (ms)

PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND) En un subnivel, primero se distribuye un electrón por cada orbital y luego se procede a aparearlos. Los orbitales son más estables en un subnivel si todos están llenos o si todos están semillenos. Ejemplo: * Energía Relativa (E.R.) La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números cuánticos principal (n) y secundario o azimutal (l).

Propiedades: 1. A menor energía relativa, mayor estabilidad de los orbitales atómicos 2. Los orbitales de un mismo subnivel son “degenerados” porque tienen la misma energía relativa y

pertenecen a un mismo sunnivel y nivel 3. Si dos o más orbitales presentan igual suma “n + �”, entonces su energía aumenta en el orden

creciente de “n”

Orbitales 4s 3dxy 3dz2 6pz 5dx2-y2

Energía Relativa E.R=n+λ

4+0=4

3+2=5

3+2=5

6+1=7

5+2=7

Denominación Orbitales degenerados

P4

Px Py Pz

Px Py Pz

(incorrecto)

(correcto)

E.R. = n + llll

1. Si; n = 4; ¿qué posibles números cuánticos

se pueden dar?

a) 3, 2, 1, +1/2

b) 4, 4, 2, -1/2

c) 4, 5, 2, +1/2

d) 4, 2, -1, -1/2

e) 3, 3, 0, 0

2. Para que un electrón que se encuentra en el

5° nivel, subnivel “s”, el posible juego de

números cuánticos es:

3. Para que un electrón que se encuentra en el

3° nivel, subnivel “p”, el posible juego de

números cuánticos es:

4. ¿Cuántos electrones presenta el estado

cuántico (3, 2, m, s) donde “m” y “s” son

valores variables?

5. Un átomo posee 4 capas energéticas.

Indicar el máximo valor entero de “E” en:

E = n + m

l s

6. Calcular los números cuánticos del último

electrón . Z: 41

7. Calcular los números cuánticos del último

electrón: Z :54 Si un electrón tiene un

número cuántico magnético (m = 2). ¿Cuál

es el menor nivel de energía que puede

ocupar?

9. Respecto a los números cuánticos,

podemos decir que el número:

1) Principal indica el número de los

electrones

2) Azimutal se refiere al número de

orbitales

3) Magnético indica el número de protones

del átomo

4) Avogadro indica el número de átomos

que hay en un mol

5) Spin indica el movimiento rotacional del

electrón

10. La forma del orbital depende

fundamentalmente del número cuántico:

1) Spin

2) Azimutal o secundario

3) Principal

4) Magnético

5) Bilobular

1. Los números cuánticos sirven para : a) Ubicar las capas de energía b) Determinar la energía del átomo c) Ubicar un electrón en el átomo d) Determinar los neutrones de un

átomo e) No esta definido su uso

2. El segundo nivel posee ……… orbitales a) 1 b) 2 c) 3

d) 4 e) 5

3. El orbital que es esférico es : a) Sharp d) Nítido b) Principal e) Difuso c) Fundamental

4. Indicar verdadero ó falso según corresponda : • N. C. Azimutal → Subnivel • N. C. Principal → ±±±±1/2

AC T I V I D A D E S E N A U L A

AC T I V I D A D E S D OM I C I L I A R I A S

20

• N. C. Magnético → Orbital a) VVV b) VFV c) FVV d) VFF e) FVF

5. El número cuántico l = 3. ¿Cuántos valores de “m” permite? a) 1 b) 3 c) 5 d) 7 e) 9

6. Del juego de números cuánticos (5, 2, 1, +1/2) el subnivel que representa es del tipo a) s b) p c) d d) f e) h

7. Respecto de los juegos de números cuánticos I. (4, 2, 0, -1/2) II. (6, 0, 0, +1/2) III. (2, 1, +2, -1/2) IV. (3, 2, +1, +1/2) ¿Qué juego(s) esta(n) mal denotado(s)? a) I b) II c) III d) IV e) II y III

8. Si nos encontramos en el nivel 6. ¿Cuántos subniveles teóricamente puede contener? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6

9. Indicar la afirmación verdadera para subniveles : a) “s” → 6 electrones b) “f” → 10 electrones c) “p” → 2 electrones d) “d” → 14 electrones e) Todas son falsas

10. Del gráfico, los electrones “x”, “y”, “z” y “w” están en sus niveles correspondientes. ¿Cuál es el electrón de máxima energía?

a) x b) y c) z d) w e) Ninguno

11. La relación incorrecta es : a) Nivel → tamaño de orbital b) 1 orbital “p” → 6 electrones c) Spin → ±±±±1/2 d) Subnivel → N. C. Secundario e) Orbital → Reempe

12. El juego de N. C. mal denotado es : a) (4, 1, 0, -1/2) d) (3, 3, 1,

+1/2) b) (5, 2, -2, +1/2) e) (6, 0,

0, -1/2) c) (2, 1, 1, +1/2)

13. El electrón más estable se encuentra en : a) 2p4 b) 3d6 c) 4s2 d) 5p2 e) 4f12

14. ¿Cuántos electrones como máximo estarán asociados a la siguiente combinación de números cuánticos : n = 4 , l = 2? a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10

15. ¿Cuántas notaciones son incorrectas, respecto a los números cuánticos? • (4, 1, 0, -1/2) • (5, 3, -1, -

1/2) • (2, 0, 0, +1/2) • (3, 2,

1, -1/2) • (3, -2, 1, -1/2) • (4, -1,

1, -1/2) a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

x w y + z

21

CONCEPTO

Es el arreglo de los elementos químicos en grupos y períodos en orden creciente del número atómico(Z). La configuración electrónica del elemento nos determina la posición en la Tabla Periódica, asimismo, determina el tipo de enlace que el elemento puede formar. ANTECEDENTES HISTÓRICOS A LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas. Esto indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos con el objeto de facilitar su conocimiento y su descripción. Dentro de los muchos trabajos para llegar a la clasificación de los elementos se da importancia a los siguientes: 1. JACOBO BERZELIUS (1814)

Clasificó a los elementos como electropositivos (metales) y electronegativos (no metales).

2. WILLIAM PROUST (1815) Sostuvo que todos los elementos estaban compuestos por hidrógeno como materia original.

3. TRÍADAS DE DÔBEREINER (1817) Entre 1817 y 1829, Dôbereiner, expuso su ley de las tríadas, Agrupo a los elementos en serie de tres elementos, estos tienen propiedades químicas semejantes, además el peso atómico del elemento central resultaba ser aproximadamente la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos. Ejemplo:

Primera Tríada Li Na K 23

2

397AP ====

++++====. Peso Atómico (P.A)

7 P.A 39

Segunda Tríada Ca Sr Ba 588

213740

AP ,. ====++++==== Peso

Atómico (P.A) 40 P.A 137

4. OCTAVAS DE JHON NEWLANDS (1864)

En 1864, el químico inglés. Newlands Ordeno a los elementos en grupos de a siete cada uno, en función creciente a sus pesos atómicos, de modo que el octavo elemento tenia propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior, y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas, las cuales eran grupos de siete elementos.

PRIMERA SERIE

Li Be B C N O F

SEGUNDA SERIE

Na Mg Al Si P S Cl

5. TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV Y MEYER (1869)

El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1836-1907) y el químico alemán Julius Meyer (1830-1895), tomando como base trabajos de investigación que realizaron simultáneamente en independientemente, confeccionaron una tabla periódica de los elementos, que eran semejantes en el ordenamiento y en propiedades.

TABLA PERIÓDICA

Propiedades semejantes

Peso Atómico Creciente

son7 Elementos

22

Según Meyer: la base principal en el ordenamiento era las propiedades físicas que caracterizaba a los elementos (especialmente el volumen atómico). Según Mendeleiev: Su base fue las propiedades químicas de los elementos (formación de oxido , Hidruro, valencia, etc.) Los primeros trabajos de Mendeleiev datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas en 1869 en la Sociedad Química Rusa. Él mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados: • Si se ordenan los elementos según sus pesos

atómicos, muestran una evidente periocidad. • La colocación de los elementos en orden a sus pesos

atómicos corresponde a su valencia. • Los elementos más difundidos en la naturaleza son los

de peso atómico pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos.

• El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades.

• Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos.

• En determinados elementos puede corregirse el peso atómico, si se conoce el de los elementos adyacentes.

• La tabla periódica tenía periodos horizontales y grupos verticales que se dividían en A y B. • Desarrollo la llamada capacidad de predicción que consistía en dejar lugares en blanco para

los elementos que algún día, alguna vez y en algún lugar habrían de descubrirse. Estos elementos recibían el nombre de EKA. Los principales EKA son: EKA – Silicio (Germanio) EKA – Boro (Escandio) EKA – Aluminio (Galio) Desventajas Esta tabla presenta las siguientes desventajas: a. No presenta diferencias entre metales y no

metales. b. Los elementos presentan una sola valencia. c. Los elementos no siempre están en orden

creciente a sus pesos atómicos.

6. Tabla Periódica Moderna En 1913, el científico Ingles Henry Moseley (1887-1915), luego de realizar trabajos de investigación con los rayos “x” generados por diversos metales Descubre la ley periódica para los elementos.

Ley Periódica Moderna: Las propiedades de los elementos químicos es una función periódica de su número atómico “Z”, es decir, varían en forma creciente o periódica con el numero atómico.

FORMA LARGA DE ORDENAMIENTO DE LOS ELEMENTOS QUÍMIC OS (TABLA PERIÓDICA ACTUAL)

Fue diseñado por el químico Aleman J. Werner, en base a la ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. Tomo como referencia la tabla de mendeleiev. Descripción Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los siete períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las

DIMITRI IVANOVICH MENDELEIEV

(1836-1907) Establece: Las propiedades de los elementos constituye una función periódica de su peso atómico ; en otros términos , las propiedades de los elementos varían en forma creciente con el peso atómico.

HENRY JEFFEYS MOSELEY

(1887-1915) “Ley periódica Moderna de los

elementos”

23

perturbaciones producidas por los grupos A y B. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periocidad de las propiedades de los elementos. La tabla periódica actual tiene 7 períodos horizontales en donde se encuentran aquellos elementos que tienen igual cantidad de niveles de energía. El período de un elemento indica la cantidad de niveles que posee el átomo. La tabla periódica actual tiene 16 grupos verticales (8 grupos A y 8 grupos B) divididos en 18 columnas. En un grupo se encuentran aquellos elementos que poseen propiedades químicas semejantes. A los elementos que conforman un grupo se les llama FAMILIA. El grupo: en elementos representativos lo determina los electrones de valencia es decir los electrones del ultimo nivel y en elementos de transición los los electrones del ultimo nivel y ultimo subnivel de su configuración. PRINCIPALES GRUPOS EN LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

GRUPO I A ALCALINOS ns1 Li; Na; K; Rb; Cs; Fr

GRUPO II A ALCALINOS TÉRREOS ns2 Be; Mg; Ca; Sr; Ba; Ra

GRUPO III A TÉRREOS O BOROIDES np1 B; Al; Ga; In; TI

GRUPO IV A CARBONOIDES np2 C; Si; Ge; Sn; Pb

GRUPO V A NITROGENOIDES np3 N; P; As; Sb; Bi

GRUPO VI A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS

np4 O; S; Se; Te; Po

GRUPO VII A HALÓGENOS np5 F; Cl; Cr; I; At

24

GRUPO VIII A GASES NOBLES np6 He; Ne; Ar; Kr; Xe; Rn

CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES DE LOS ELEMENTOS METALES: Presentan las siguientes características: • Representan el 80% del total de elementos. • Son buenos conductores del calor y la electricidad. Esta conductividad disminuye con la

temperatura. El orden de conductividad eléctrica es: Ag > Cu > Au > Al • Son dúctiles (forman HILOS) y maleables (forman LÁMINAS) • Posee altos puntos de fusión. • Presentan brillo metálico (entre gris y plateado), excepto el cobre (rojo) y el oro (amarillo). • Son sólidos a tempera ambiente (25°C) con excepció n del mercurio. • Poseen mayor densidad que los no metales. • Son reductores (se oxidan), es decir, pierden electrones con facilidad. NO METALES Presentan las siguientes características: • Son 22 elementos no metálicos. • Son malos conductores del calor y la electricidad, excepto el GRAFITO (es una especie

alotrópica del carbono). • Sus puntos de fusión son más bajos que en los metales. • Son buenos aislantes térmicos. • Son opacos a la luz ordinaria. • Son oxidantes (se reducen), es decir, ganan electrones con facilidades. • Existen no metales sólidos, líquidos y gases. Semimetales o Metaloides: Poseen ciertas propiedades físicas intermedias de los metales y no metales, especialmente la conductividad eléctrica. A temperatura ambiente la temperatura es baja, pero conforme aumenta la temperatura, su conductividad aumenta por lo que se les emplea en la fabricación de transistores. Estos elementos son el B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At.

METALOIDES:

B

Si

Ge As

Sb Te

Po At

Metaloides

25

NOTAS DE LOS ELEMENTOS EN LA NATURALEZA 1. El elemento más abundante del Universo es el hidrógeno. 2. El elemento más abundante en la atmósfera es el nitrógeno. 3. El elemento más abundante en la Tierra es el oxígeno. 4. El elemento metálico más abundante en la corteza terrestre es el aluminio. 5. El elemento no metálico más abundante en la corteza terrestre es el silicio. 6. El único elemento que se puede abtener en forma pura por el hombre es el oxígeno. 7. Existen 90 elementos químicos en la naturaleza. Los 92 primeros con excepción del Tecnecio

(Z=43) y el Prometio (Z=59) que son artificiales.

ESTADO FÍSICO DE LOS ELEMENTOS A condiciones ambientales (25ºC) 11 elementos gaseosos , 2 elementos liquidos, el resto solidos.

ESTADO NATURAL METAL NO METAL GAS NOBLE

GASEOSO ninguno N2, O2, F2, Cl2, H2 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

LIQUIDO Hg Br 2 ninguno

SÓLIDO Restantes Restantes Ninguno

UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA TABLA PERIÓDICA ACTU AL

GRUPO

A

(s, p)

Reconocimiento Grupo Período

CE. ..................nsα Sumando los

electrones de la última

capa α

n → Max.

Nivel

CE……………..ns2 npα α + 2 n → Max.

Nivel

EJEMPLOS PRÁCTICOS: * ¿A qué período, grupo y familia pertenece el elemento Cloro (Z =17)? Resolución............................................................................................................................................................................................................................................................

Período = Máximo nivel de la configuración electrónica

Para ubicar a un elemento en la T.P. únicamente se hará el reconocimiento (Configuración Electrónica con el N° “Z” de acuerdo a la ley periódica

“Moseley”)

26

* ¿A qué período, grupo y familia pertenece el elemento Selenio (Z=34)?

Resolución............................................................................................................................................................................................................................................................

GRUPO

B

(d, f)

Reconocimiento Grupo Período

CE…………..ns2....(n-1)dβ Sumando los electrones de la última capa con el subnivel

incompleto = β + 2

n → Max nivel

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB β+2 = 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Ejemplo: Determine el grupo y período para los siguientes elementos: 1)

17Cl

Configuración Electrónica

1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5

Período: 3 Grupo: VIIIA Familia: Halógenos Elemento: Representativo

2)

13Al


Período: 3 Grupo: Familia: Halógenos Elemento:

3)

21Sc


Período: Grupo: Familia: Elemento:

4)

34Se



5)

29Cu



6)

42Mo



PROPIEDADES PERIÓDICAS 1. Carácter Metálico (C.M.): Indica la tendencia de un átomo a adquirir las propiedades de un

metal, como por ejemplo: perder electrones es decir actúan como elementos ELECTROPOSITIVOS.

2. Carácter No Metálico (C.N.M.): Indica la tendencia de un átomo a adquirir las propiedades

de un no metal como por ejemplo: ganar electrones es decir son electronegativos.

27

3. Radio Atómico (R.A.): Es la distancia promedio entre el último electrón del nivel más externo y el núcleo.

4. Energía de ionización o Potencial de ionización ( E.I.): Es la misma energía que se

necesita para desalojar un electrón de un átomo gaseoso. También se llama potencial de ionización.

5. Afinidad Electrónica o efectivo afinidad (A. E ) : Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón , para convertirse en ión negativo ( anión )

6. Electronegatividad ( E. N ) : Es la capacidad que tiene un átomo para ganar electrones de

otro átomo . Oficialmente, el elemento más electronegativo es el flúor (E.n. = 4,0). Sin embargo, en condiciones especiales la E.n. del neon es 4,4. Los no metales son más electronegativos que los metales.

Radio atómico

+ -

Aumento de electronegatividad y carácter no metálico

Aumento de electroafinidad

Aumento de potenciales de ionización

Aumento de radio atómico y carácter metálico

Aum

ento

de

elec

tron

egat

ivid

ad

Aum

ento

de

elec

troa

finid

ad

Aum

ento

de

pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón

Car

ácte

r no

met

álic

omet

álic

o

28

TA

BLA

PE

RIÓ

DIC

A

29

1. Si un elemento X es una especie electrónica con el Na +1 (Z(Na) = 11); entonces el elemento x puede pertenecer a la familia de los: a) Gases Nobles b) Alcalinos c) Alcalinos Térreos d) Halógenos e) N.A.

02. ¿Cuál será la configuración de Gilbert

Newton de un elemento que se halla en el tercer periodo y en la columna III A?.

a) 1s

1 b) [He] 2s

2 c) [Ne] 3s

2

d) [Ar] 3s2 3p

1 e) N.A. 03. Si un elemento tiene una configuración

electrónica que termina en 4d3, entonces su ubicación en la T.P.A. es:

a) 5° periodo y VB b) 4° periodo y III B c) 5° periodo y VA d) 4° periodo y VB e) 4° periodo y II A 04. A partir de las siguientes configuraciones

electrónicas, agrupe a los elementos que pertenecen a una misma familia:

I. 1s 2 2s

2 2p

4

II. 1s2 2s

2 2p 6 3s 2 3p5

III. [Ne] 3s 23p4

IV. 1s2 2s1 V. [Ne] 3s

1

a) I y III b) II y III c) IV y II d) II y V e) I y V 05. Los metales son dúctiles porque:

a) Son buenos conductores de calor b) Conducen la electricidad c) Pueden ser laminados d) Pueden ser convertidos en alambres

muy finos e) Pueden ser dulces.

06. Se tienen 3 elementos: X, Y y W, cuyos

números atómicos son: x(z = a – 1) ; y(z = a) ; w(z = a + 1)

Si y es un elemento inerte o noble, se puede afirmar que: a) x es un gas noble b) x es un anfígeno c) w es alcalino térreo d) w es un halógeno

e) x es un halógeno 07. Para las dos triadas de Döbereiner

propuestas, determine los pesos atómicos de Sr y Fe, respectivamente.

* Ca

40 Sr .... Ba 137

* S32 Se 80

Te .... a) 70, 5 y 82 b) 80, 5 y 92 c) 88, 5 y 80 d) 88, 5 y 128 e) N.A. 08. A qué grupo y periodo pertenece un

átomo, si los 4 números cuánticos de su último electrón son: n = 5, l = 2, m = 2, s = +1/2.

a) VII A, 5 b) VII B, 5 c) VIII, 5 d) VIII A, 4 e) N.A. 9. Marca lo verdadero (V) y lo falso (F). Un

elemento que está en el quinto periodo y tiene tres orbitales desapareados y número atómico es mínimo entonces; se pude decir que: I. Pertenece al grupo V B II. Es un elemento de transición III. Su número atómico es 41. a) VVV b) VFF c) VVF d) FVF e) FFF

10. El elemento que pertenezca al quinto

periodo y grupo VA. Hallar su número de orbitales desapareados.

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 11. Se observa que un elemento tiene en su

átomo más de 25 electrones pero menos de 33 electrones, si pertenecen al grupo IIB, determine a cuál periodo pertenece el elemento.

a) Cuarto b) Tercero c) Quinto d) Primero e) Sexto 12. En un anión trinegativo de un elemento x

tiene en su estructura atómica 43 electrones, luego calcular a qué grupo de la tabla periódica pertenece el elemento x.

a) Grupo IVB b) Grupo VIA c) Grupo VIIA

d) Grupo IA e) Grupo IIIB

AC T I V I D A D E N A U L A

30

14. Un futuro cachimbo al estar estudiando al tabla periódica observa detenidamente a un elemento que le falta como dato su número atómico, entonces decide que el profesor la calcule realizando la siguiente pregunta. ¿Profesor podría Ud. Calcular el número atómico de un elemento que se encuentra en el quinto periodo y en el grupo VIIA?.

a) 84 b) 61 c) 21 d) 53 e) 68 15. Si un catión dispositivo tiene en su

estructura atómica 48 electrones, luego el elemento que dio origen a dicho catión, en que grupo de la tabla periódica se encuentra.

a) Grupo IIA b) Grupo IIB c) Grupo VA

d) Grupo IVA e) Grupo IIIB 16. En el átomo ZX

+2 se observa la siguiente relación:

21

N#catióne# =°

−

sabiendo que su # A = 200. Calcular a qué

grupo de la tabla periódica pertenece dicho átomo.

a) IA b) IIIB c) VA d) IVB e) IIA 17. Un elemento se halla en la tabla periódica

en el cuarto periodo y el grupo IIB. Calcular cuántos electrones “p” apareados tiene en su átomo.

a) 12 b) 10 c) 6 d) 8 e) 4 18. Si la configuración electrónica de un

elemento termina en el orbital 4p3. Calcular el periodo de la tabla periódica al cual pertenece.

a) Quinto b) Segundo c) Tercero d) Cuarto e) Primer 19. Marque verdadero (V) o falso (F) a las

siguientes proposiciones. I. Los metales son aquellos elementos

que tienden a donar electrones. II. Los metales luego de convertirse en

aniones se van a atraer con los cationes

III. La mayoría de los metales se encuentran a la derecha de la tabla periódica.

a) VFF b) VVF c) VVV

d) FVV e) VFV 20. Qué propiedad no caracteriza al elemento

35X80

a) Forma sales b) Gana electrones c) Tiene siete electrones de valencia d) Es alcalino e) N.A.

DESCRIPCIÓN DE LA TABLA 1. La relación correcta es:

1) [Kr], elemento de transición 2) [Ar]4s

1, no metal representativo

3) [Kr[5s2, elemento representativo

4) [Ar] 4s23d

8, metal representativo

5) [Ar] 4s23d104p4, no metal de

transición interna 2. El estaño (Sn) en su estado fundamental

tiene configuración : [Kr] 5s2 4d

10 5p

2. Por

lo tanto su grupo y período en la tabla periódica serán: 1) II A quinto 4) IV A, cuarto 2) IV A quinto 5) V A, quinto 3) II A cuarto

3. El número atómico de un elemento que

pertenece al cuarto período y grupo VI A es: 1) 32 4) 35 2) 33 5) 36 3) 34

4. Un átomo en su estado basal tiene como

configuración: [Kr]5s2 4d3. Entonces, el

elemento estará en el período ........ y será un ................... 1) Cuarto, metal representativo 2) Quinto, metal representativo 3) Cuarto, metal de transición 4) Quinto, metal de transición 5) Cuarto, no metal de transición

5. Si los números cuánticos del último

electrón de X+2 son 3, 1, 1, -1/2, entones

el elemento X es: 1) Metal alcalino 2) Metal alcalino terreo 3) Gas noble 4) Metal de transición 5) Halógeno

31

6. Si el átomo −28 X es isoelectrónico con

Y+, entonces el elemento Y es:

1) Metal alcalino 2) Metal alcalino terreo 3) Anfígeno 4) Halógeno 5) Gas noble

7. El grupo de un elemento representativo

indica el ................................... 1) Nivel de valencia 2) Nivel de mayor energía 3) Subnivel de mayor energía 4) Ultimo subnivel 5) Número de electrones de valencia

8. Respecto a los elementos de transición, la

proposición correcta es: 1) Su configuración electrónica finaliza en

subniveles p 2) Son metales y no metales 3) Los de transición interna finalizan en

subniveles 4) No hay elementos que posean tercer

nivel de energía 5) Su grupo coincide con sus electrones

de valencia FAMILIA DE ELEMENTOS 9. Cuál de las siguientes características no

corresponde a los metales: 1) Casi todos son sólidos 2) Tienen elevada conductividad eléctrica 3) Generalmente son maleables y

dúctiles 4) Son buenos aislantes térmicos 5) Forman iones positivos

10. El elemento con descripción errada de

sus características a condiciones ambiéntales es: 1) Mercurio, metal, líquido a condiciones

ambientales 2) Sodio, metal sólido gris, no se

encuentra libre en la naturaleza 3) Cloro, no metal gaseoso verde, no se

encuentra libre en la naturaleza 4) Bromo, no metal gaseoso rojizo, no se

encuentra libre en la naturaleza 5) Iodo, no metal sólido violeta, no se

encuentra libre en la naturaleza 11. El elemento con mayor carácter metálico

es: .......... y el de mayor carácter no metálico es: ....... 1) H. He 4) Fr, F

2) H, F 5) F, Fr 3) Cs, He

12. Respecto a los gases nobles, la

proposición correcta es: 1) Forman iones negativos 2) Tienen configuración electrónica

estable 3) Pertenecen al grupo VII A 4) Tienen bajos valores de energía de

ionización 5) Son elementos que reaccionan

fácilmente PROPIEDADES PERIÓDICAS 13. La relación correcta es:

1) Radio iónico: el radio de un anión es mayor que su átomo respectivo.

2) Energía de ionización: energía requerida cuando el átomo gana protones.

3) Afinidad electrónica: energía involucrada cuando el átomo pierde electrones.

4) Electronegatividad: atracción del átomo por los protones.

5) Radio atómico: se asocia con el tamaño del átomo.

14. Señale entre las siguientes configuraciones, el átomo de menor tamaño: 1) [Ne]3s

2 4) [Xe]6s

2

2) [Ar]4s2 5) 1s2 2s2

3) [Kr]5s2

15. Para los aniones del grupo VI A, el ión de

mayor volumen es:

1) O-2

4) Te-2

2) S-2

5) Po-2

3) Se-2

16. El grupo con los valores más bajos de

energía de ionización es: 1) I A 4) VII A 2) II A 5) VIII A 3) VI A

17. El halógeno con mayor valor de afinidad

electrónica es: 1) Yodo 4) Fluor 2) Polonio 5) Bromo 3) Astato

18. Para los siguientes elementos:

X: 3er período y IV A

32

Y: 3er período y VI A Marcar la proposición correcta: 1) X es más electronegativo que Y 2) Y tiene más afinidad electrónica que X 3) X es un metal 4) Y tiende a formar cationes X tiene mas energía de ionización que Y

14. El último electrón de la configuración

electrónica de un elemento esta caracterizado por el siguiente conjunto de números cuánticos: 3, 1, .1, -1/2. Calcular el grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece el elemento.

a) Grupo VA b) Grupo VIA c) Grupo

IIIA d) Grupo VB e) Grupo IVB

15. Marque lo verdadero (V) y lo falso (F) a

las siguientes afirmaciones. I. Los alótropos del carbono son el

diamante y el grafito II. El oxígeno es comburente III. El Na y K son metales alcalinos.

a) VFF b) FFF c) VFV d) FVV e) VVV

16. Un catión dispositivo es isoelectrónico con

el ión Ga+3 (Z = 31). A qué grupo y

periodo de la tabla periódica pertenece el elemento que dio origen al catión.

a) 4°; IIB b) 3°; IB c) 5° ; IIIB

d) 4°; VIIIB e) 3° ; IB 17. Si el ión X –4 es isoelectrónico con un

calcógeno del quinto periodo. Calcular el número atómico de X.

a) 45 b) 46 c)

47 d) 48 e) 49 18. Si un elemento posee la siguiente

distribución electrónica [Ar], 4s1, 3d

10. ¿A qué grupo pertenece y que tipo de elemento es?.

a) II A; representativo b) II B; transición c) I A; transición d) I B ; transición e) I A ; alcalino 19. ¿Qué se puede afirmar de los siguientes

elementos representado por el punto electrón:

Na S Cl

a) Son metales b) Alcalinos c) Pertenece al 4° periodo d) Pertenecen al grupo IIIA e) Son elementos representativos

20. Si el siguiente átomo tiene 10 neutrones

( )α

α X2 . Determine a qué grupo y

periodo pertenece dicho átomo. a) 3° ; VIIIA b) 2° ; VIII A c) 3° ;

VIA d) 1° ; VIIA e) 2° ; VIA 21. En la configuración electrónica de un

elemento, su último subnivel tiene una energía relativa igual a cinco, tiene en dicho subnivel dos orbítales apareados y más de un orbital desapareado. Luego calcular a qué periodo y grupo pertenece

a) 4° ; VII B b) 3° ; VI B c) 5° ; II A d) 6° ; VA e) N.A. 22. Un cierto elemento se encuentra en el

quinto periodo y grupo IVA, originando un catión (+1), calcular la cantidad de electrones que tendrá dicho catión en su último subnivel de energía en su configuración electrónica.

a) 3 b) 4 c) 2 d) 5 e) 1 23. Sin mirar la tabla periódica escoger la

alternativa en la cual todos pertenecen al mismo grupo.

a) Z = 11 ; 37 ; 3 b) Z = 8 ; 16 ; 2 c) Z = 2 ; 10 ; 17 d) Z =35; 17;4 e) Z = 64 ; 21 ; 32 13. El último electrón de la configuración

electrónica de un elemento esta caracterizado por el siguiente conjunto de números cuánticos: 3, 1, -1, -1/2. Calcular el grupo de la Tabla periódica al cual pertenece el elemento.

a) Grupo VA b) Grupo VIA c) Grupo IIIA d) Grupo VB e) Grupo IVB

33

14. En la configuración electrónica de un elemento, su último subnivel tiene una energía relativa igual a cinco, tiene en dicho subnivel dos orbitales apareados y más de un orbital desapareado. Luego calcular a qué periodo y grupo pertenece.

a) 4°; VIIB b) 3° ; VIB c) 5° ; IIA d) 6° ; VA e) 4° ; VA Determinar el “Z” del átomo de un elemento

que pertenece a la familia del Ni y cuyo periodo es 6.

a) 48 b) 67 c) 74 d) 77 e) 78 13. El anión de carga 2 de un elemento X es

isoelectrónico con un átomo carbonoide de periodo 5. Hallar el “Z” del catión de carga 4 del elemento “X”.

a) 43 b) 44 c) 46 d) 48 e) 49 14. Determinar la ubicación posible en la TPE,

de un elemento cuyo último electrón configurado, tiene los 4 números cuánticos siguientes:

a) Periodo 4; IB b) Periodo 3; IB c) Periodo 3; VIIIB d) Periodo 4;

VIIIB e) Periodo 3; VB 15. El anión de un elemento X y de carga 3,

es isoelectrónico con un átomo nitrogenoide de periodo 4. Hallar el número de electrones del catión de X, de carga 3.

a) 27 b) 29 c) 31 d) 40 e) 42 16. El número atómico del átomo de un cierto

elemento, es la tercera parte del último átomo de un átomo que tiene periodo 6 y grupo IVB. Determine el número de electrones del primer átomo en su tercera capa.

a) 6 b) 10 c) 12 d) 13 e) 15 17. Determinar el “Z” del átomo de un

elemento que es de la familia del Co y cuyo periodo es 5.

a) 44 b) 45 c) 68 d) 57 e) 48 18. El anión de carga 3 de un elemento “X” es

isoelectrónico con un átomo carbonoide 5. Hallar el “Z” del catión de carga 4 del elemento “X”.

a) 73 b) 74 c) 85 d) 68 e) 79 19. Si el ión X + 1 es isoelectrónico con un ión

trinegativo de un elemento nitrogenoide de periodo 5. Hallar los 4 números cuánticos probables del último electrón del catón de carga 3 del elemento “X”.

a) 4, 2, +2, +1/2 b) 4, 2, 0, +1/2 c) 5, 2, -1, -1/2 d) 5, 2, 0, +1/2

e) 5, 1, -1, -1/2 20. Si se tiene:

I. En la 3ra. Capa hay como máximo 18 electrones.

II. En un orbital “d” hay como máximo 2 electrones.

III. En un subnivel “p” puede haber 10 electrones.

Son incorrectas: a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) II y III e) I y II 21. El ión X +3 es isoelectrónico con un

elemento de la familia del titanio y periodo 5, ¿A qué familia pertenece el elemento X?.

a) Ni b) Co c) Cr d) Fe e) Mn

34

1. Marque la alternativa correcta:

( ) Mendeleiev agrupó a los elementos en función a sus propiedades físicas y químicas siguiendo un orden creciente a su número atómico.

( ) Moseley comprobó que las propiedades de los elementos, dependen de su número atómico.

( ) Los elementos que tienen propiedades químicas similares pertenecen a un mismo grupo o familia.

a) FVV b) VVV e) FFF b) VFV e) VVF

2. La siguiente configuración: 1s22s22p63s23p3; para el átomo neutro lo ubica en el grupo ................................ de la familia de los ....................................... a) IIA – alcalinos térreos b) IIIA – térreos c) IIIB – térreos d) VA – halógenos e) VA – nitrogenoides

3. Un átomo neutro tiene Z = 26; entonces es un elemento de …………………, pertenece al grupo ………………. Y el período............................. a) transición; VIIIB; cuarto b) transición; VB; cuarto c) representativo; IIA; tercero d) representativo; IIA; cuarto e) transición; VIB; cuarto

4. Las configuraciones electrónicas ns1 y ns2np5 representan a la familia de los metales: a) Alcalinos y halógenos. b) Alcalino – térreos y carbonoides. c) Térreos y halógenos. d) De transición y anfígenos. e) Alcalinos y nitrogenoides.

5. Marque las proposiciones verdaderas: I. La mayoría de los elementos son

metales. II. Los únicos elementos que se

encuentran en estado líquido son el mercurio y el bromo.

III. El hidrógeno es un metal alcalino.

IV. El elemento más abundante en la atmósfera es el oxígeno.

a) Sólo I b) Sólo IV b) I y II e) I, II y IV c) Sólo II

6. Respecto a los metales y no metales, señale lo incorrecto: I. Los metales son buenos conductores

del calor. II. El mercurio es un líquido metálico. III. Los no metales son los más

abundantes en la T.P.A. IV. Son maleables: Cu, Au y Ag. a) Sólo I d) I y IV b) Sólo III e) Sólo IV e) I y II

7. En qué período y grupo de la T.P. se encuentra el elemento:

−+

22

6430 xE

a) 4 – IIA b) 3 – IIB c) 4 – IA d) 4 – IIB e) 4 – VB

8. Señalar el período y grupo del elemento:

+16430E

a) 4 – IA b) 4 – VIIIA c) 4 – IIB d) 3 – VIII A e) 4 – IB

9. Se tiene 2 especies de igual número de electrones:

E3- y Q1+

¿en qué período y grupo se ubica al elemento E si Q es un halógeno del cuarto período? a) 4 - VIIA d) 4 – IIIA b) 4 – VA e) 4 – IV A c) 4 – IA

AC T I V I D A D DOM I C I L I A R I A

35

10. Si un átomo presenta la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p1 y presenta A = 24. Indique el período, grupo y la cantidad de neutrones que posee. a) 3° - III A - 10 b) 3° - IA – 12 c) 3° - IIIA – 11 d) 4° - IA – 11 e) 4° - IIA – 12

11. ¿A qué familia pertenece un elemento cuyo último electrón está en el orbital 3p2y? a) Boroide b) Nitrogenoide c) Gas Noble d) Calcógeno e) Halógeno

12. La configuración de un elemento posee 16 orbitales llenos. Indique su grupo y período. a) VA – 4 b) IV – 4 c) IIIA – 4 d) VIA - 4 e) IIA – 5

13. De los elementos indicados. ¿Cuál posee mayor afinidad electrónica? a) 33As b) 35Br c) 34Se d) 53I e) 52Te

14. Si el siguiente átomo tiene 10 neutrones:

α

α X

2 . Determine a qué grupo y período

pertenece dicho átomo. a) 3° - VIII A b) 2° - VIII A c) 3° - VI A d) 1° - VII A e) 2° - VI A

15. Se muestran 3 elementos químicos: 16ª; 20B; 34C

¿Cuál es la relación entre sus electronegatividades? a) A > B > C b) A > B > C c) B > A > C d) B > C > A e) C > A > B

16. Al comparar los volúmenes atómicos del Cl-1; Cl; Cl+1 se establece que: a) Cl-1 = Cl = Cl+1 b) Cl-1 = < Cl = Cl+1 c) Cl-1 > Cl > Cl+1 d) Cl-1 > Cl < Cl+1 e) Cl < Cl-1 < Cl+1

Las ciencias y las letras son el

alimento de la juventud y el recreo

de la vejez.

36

CONCEPTO Son fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética) predominando la fuerza eléctrica, los cuales mantienen unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y liquido) PRINCIPIO FUNDAMENTAL Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía pero mayor estabilidad en el caso de los átomos, la estabilidad se refleja en un cambio de su configuración electrónica externa . PROPIEDADES • Son fuerzas de naturaleza electromagnética • Intervienen los electrones más externos o

de valencia • La electronegatividad influye en el

comportamiento de los átomos • Los átomos conservan su identidad porque

sus núcleos no se alteran • Se desarrolla con cambios térmicos • La formula constituida entre un metal y no

metal y no metal (iónico) se denomina unidad formula

• La formula constituida entre no metales neutros (covalente) se denomina molécula.

En general, se tiene: Notación de Lewis Consiste en representar los electrones de valencia (ultimo nivel) mediante (•, x, *, ...) en los elementos representativos (el número de dichos electrones coincide con el número de grupo al cual pertenece el elemento en la Tabla periódica). Ejemplos: 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 grupo (VA)

17Cl [Ne]3s2 3p5 grupo (VIIA)

Energía

Estabilidad

H Cl

H Cl

Átomos libres

destabilidaMenor

energiaMayor

*

*

Átomos Enlazados (Molécula)

Alta

Baja

Menor Mayor

E N LACE QU ÍM I CO I

Liberación de energía

Cl

N

37

IA IIA IIIA IVA VA VI A VII A VIII A Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Nota: El numero de electrones que falta para el octeto es igual a la cantidad de enlaces q tienen los elementos REGLA DE ESTABILIDAD Regla del octeto Es un criterio genérico propuesto por Kössell que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ocho electrones en su nivel más externo (configuración electrónica semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría de elementos representativos enlazados. Posteriormente Lewis dio la regla de Dueto. Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos, mediante los siguientes mecanismos. 1. Transferencia de electrones Ocurre en la formación del enlace iónico. Los metales más activos (IA; IIA) ceden electrones a los no metales (principalmente VIIA y oxígeno) formándose iones de carga opuesta que se atraen electrostaticamente Ejemplo: Cloruro de sodio (NaCl)

Na (Z = 11): 1s2 2s 2 2p 6 3s1 traslado de 1e- Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 5

2. Compartición de electrones

Se produce en la formación del enlace covalente. Generalmente los átomos de elementos no metálicos comparten sus electrones del último nivel.

Ejemplo: En el compuesto SCl2. Cl(Z = 17) = [Ne] 3s 2 3p 5 S (z = 16) = [Ne] 3s 2 3p 4 Existen excepciones a la Regla del Octeto A. Octeto incompleto:

Se presenta cuando algunos elementos de los grupos IIA (Be), IIIA (B, Al) forman elementos sin completar ocho electrones externos. También se incluye al hidrógeno. Ejemplos:

octeto

al aceptar 1e- completa el octeto

Transferencia de 1e-

*

Na Cl

Notamos que el sodio por ser metal tiende a perder su electrón quedándole en su ultimo nivel 8e- , lo mismo ocurrira a todos los metales por lo general.

Cl

S

Cl S Cl Los 3 átomos completan el

octeto

Par de e-

compartidos Electrones solitarios

38

Átomo Número de electrones necesarios para estabilizarse

He, H, Li 2e- (1 dueto) Be, Hg 4e- (2 duetos) B, Al, Sn 6e- (3 duetos)

B. OCTETO EXPANDIDO Se produce en átomos que completan más de ocho electrones externos al formar enlace. Se presentan en casos particulares Ejemplo:

−

LondonodispersióndeFuerzas

hidrogenodepuenteEnlace

dipolodipolonInteracció

ularesIntermolec

Metalico

Covalente

enteElectrovaloIonico

Interatomi

ENLACESDETIPOS

*

*

*

*

*

*

cos

Ejemplo: La sustancia agua contiene internamente en laces: H2O ENLACES INTERATOMICOS

ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE

Fuerza de atracción electrostática que existe entre iones de cargas opuestas generalmente (Cationes IA y IIA) y Aniones (VIA Y VIIA) por lo general. Resulta de la transferencia de uno o mas electrones de valencia del metal al no metal . 7.1. ≥∆ NE

ENLACE COVALENTE

Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones. Generalmente se produce entre no metales.

7.1.0 ≤∆≤ NE

PCl5 Cl Cl

Cl

p

Cl

Cl

H - O H

H - O H

Enlaces interatómicos entre los átomos de H y O

Enlace intermolecular entre las moléculas de H2O

39

Transferencia de electrones

Metal .............No Metal M+q ≡ NM-p

IA o IIA VIA o VIIA Catión -- Anión Ejemplo el enlace en el cloruro de sodio NaCl Cl

[ ] { [ ] 11 −− ≡ ClNa

IonicoEnlace

E.N = 0.9 3.0 1.29.00.3. =−=∆ NE

Sus compuestos forman redes cristalinas: Propiedades de los compuestos iónicos

1. A condiciones ambientales son sólidos cristalinos duros y quebradizos de elevado de fusión y Ebullición

2. la atracción iónica es polidireccional 3. son conductores eléctricos sólo estando

fundidos o en disolución 4. no forma moléculas; solo agregado

ordenado de iones en compuestos iónicos binarios, generalmente la diferencia de electronegatividades (∆∆∆∆ E.N.≥≥≥≥1.7)

Se produce por lo general: H Cl E.N= 2.1 3.0 ∆E.N = 3.0 – 2.1 =0.9 Propiedades de las sustancias covalentes

1. A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases

2. Generalmente tienen bajo punto de fusión 3. Son muchos mas los compuestos

covalentes que los iónicos 4. Mayormente sus soluciones no son

conductores de electricidad 5. Constituyen moléculas que son

agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, , H2SO4, ....)

6. Generalmente

0 ≤≤≤≤ ∆∆∆∆E.N. <1,7 .

El enlace iónico es más fuerte que el covalente

Transferencia de electrones

*

Na +

Cloruro de sodio NaCl Cl1-

Na1+

Cl Na1+

1-

No Metal

No Metal

Comparticiòn de electrones

* . H

40

Clasificación del enlace Covalente

POR El NUMERO DE PARES COMPARTIDOS Enlace Covalente Normal

Cuando los dos átomos que se unen aportan el mismo número de electrones a compartirse

Ejem: para el BeCl2 Cl Be Cl → Cl –Be - Cl Hay 2 enlaces normales

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Un solo átomo aporta el par electrónico. Se representa mediante una flecha que va desde el átomo que aporta los electrones hasta el que los recibe

Ejem: para el SO2 S S O O O O 1 enlace dativo

POR LA POLARIDAD DEL ENLACE

Enlace Covalente Apolar

*(compartición equitativa de electrones)

*Se produce entre átomos de igual E.N. * Generalmente no metales iguales H - H ∆∆∆∆EN= 2,1- 2,1=0

Enlace Covalente Polar * (comparición desigual de electrones) * Producido entre átomos de diferente E.N. los

electrones compartidos se aproximan más al de mayor E.N

* Generalmente no metales diferentes

H - Cl EN= 2,1 3,0 ∆∆∆∆E.N= 3,0 –2,1 = 0,9 <1,7

H

H Cl

* º. º *

41

POR EL NÚMERO DE PARES COMPARTIDOS

Enlace Simple Un solo par de electrones compartidos (enlace sigma σ)

σσσσ A B

Enlace Múltiple

Enlace doble . Se comparte dos pares de electrones (1 sigma y 1 pi)

σσσσ A = B ππππ

Enlace triple. Se comparte tres pares de electrones (1 sigma y 2 pi)

σσσσ A ≡ B ππππ

REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS (COMPUESTOS COVALEN TES) DE ACUERDO A LA ESTRUCTURA LEWIS

Para las estructuras el par electrónico compartido se indica como líneas o como pares de puntos entre 2 átomos y los pares no compartidos se indica como pares de puntos en los átomos individuales.

42

Para moléculas de 3 o más átomos tendremos que ubicar al átomo central que por lo general será el menor electronegativo diferente de “H” y “O”.

4) HCN : ...................................................................................... 5) H2CO3 : ..................................................................................... 6) H2SO4 : ..................................................................................... 7) Cl2O7 : ...................................................................................... 8) CH4 : ...................................................................................... 9) HClO4 : ..................................................................................... 10) Br2O5 : ..................................................................................... 11) 2

3−CO : ......................................................................................

12) N2O5 : ...................................................................................... 13) H2Se2O7: .................................................................................... 14) CCl4 : ......................................................................................

43

1. Indicar con V o F según sea verdadero o

falso y marque la opción correcta

( ) Al combinarse un metal alcalino con un halógeno se forma enlace iónico

( ) En el enlace ELECTROVALENTE hay transferencia de electrones

( ) En el enlace COVALENTE hay compartición de pares de electrones

1) VVV 4) FVF 2) FFF 5) VFF 3) VFV

2. El elemento D2311 se combina con R35

17

entonces el tipo de enlace que forman es: 1) Covalente polar 2) Covalente apolar 3) Electrovalente 4) Covalente dativo 5) Puente de hidrógeno

3. Señalar la proposición correcta

1) El agua (H2O) es un compuesto ionico,

porque es buen conductor del calor y la electricidad

2) En el AMONIACO (NH3) existe enlace COVALENTE DATIVO

3) En la molécula de ácido SULFÚRICO (H2SO4) existen seis enlaces covalentes

4) El cloruro de sodio (NaCl) es un compuesto covalente polar

5) En un enlace dativo un solo átomo aporta el par de electrones

4. Las electronegatividades de “E” y “D” son respectivamente 0,8 y 3,0. Entonces es falso que: 1) Cuando se combinen formarán ENLACE

IONICO 2) “E” es un metal 3) “D” es un no metal 4) El compuesto que formen E y D será

buen conductor del calor y la electricidad cuando esté en solución

5) Al combinarse forman enlace covalente polar

5. Señalar la relación correcta: 1) HCl : Enlace electrovalente 2) NH4Cl : Enlace iónico y covalente

3) O2 : Enlace covalente polar 4) H2O : Enlace covalente dativo 5) CaCl2 : Enlace covalente apolar

6. Se tienen los siguientes elementos ubicados

en la tabla periódica marcar la opción incorrecta: E D

R C 1) “R” es más electropositivo que “E” 2) “D” tiene mayor potencial de ionización

que “E” 3) “C” es un gas noble 4) El radio atómico de “E” es menor que

“D” 5) El número atómico de “C” es mayor que

“D” 7. Indicar la opción correcta:

1) En un periódo la electronegatividad y el

número atómico varían en forma inversamente proporcional

2) En un grupo el número atómico y el radio atómico varían en forma inversamente proporcional

3) El potencial de ionización del sodio es menor que la del magnesio

4) En un periódo de carácter metálico y el número atómico varían en forma inversamente proporcional

5) La electronegatividad del calcio es mayor que la del oxígeno

8. La representación de Lewis para un

elemento “D” es el siguiente:

D Indicar la proposición falsa: 1) Es un anfígeno 2) Está en el sexto periodo 3) Está en el grupo VIA 4) Tiende a formar un anión divalente

AC T I V I D A D E N A U L A

44

5) Tiene mayor electronegatividad que el sodio

9. La configuración electrónica del átomo “R”

termina en p3 y la de “Ch” en p6. Entonces el tipo de enlace que formarán al combinarse es: 1) Ionico 2) Covalente polar 3) Covalente dativo 4) Electrovalente 5) No se combinan

10. Indicar la notación de LEWIS para el átomo

de Galio ( Ga7031 )

1) Ga 4) Ga 2) Ga 5) Ga

3) Ga

1. Cuantos enlaces covalentes polares hay en

la siguiente estructura: 1) 7 2) 6 3) 5 4) 4 5) 3

2. En la siguiente serie ISOELECTRONICA el

átomo de mayor radio es:

1) Al3+ 2) Mg2+ 3) Na1+ 4) O2- 5) Tienen igual radio

3. Indique la secuencia correcta: ( ) El enlace covalente entre átomos

diferentes siempre es polar ( ) El enlace entre elementos del

grupo IA y VIIA es Iónico ( ) No se puede predecir un enlace

iónico si no se conocen sus valores de electronegatividad

1) FVF 4) FFV 2) VFF 5) FVV 3) VVF

4. Indique la secuencia correcta:

( ) El enlace iónico es un enlace de tipo electrostático

( ) El enlace covalente en un enlace por compartición de electrones

( ) Conociendo los valores de electronegatividad se puede predecir el tipo de enlace

1) VVV 4) VVF 2) VFF 5) FFF 3) FVV

5. Marque la respuesta correcta:

1) Los metales al ionizarse se convierte en

aniones 2) Los halógenos si ganan un electrón se

convierten en gases nobles 3) El enlace entre H(Grupo IA) y Cl (Grupo

VIIA) es iónico 4) Los halógenos se ionizan formando

cationes 5) La molécula de oxígeno se forma por

enlace covalente 6. Marque la proposición correcta:

1) Halógenos y el hidrógeno hacen enlaces iónicos

2) En el enlace covalente un átomo gana 1 electrón por cada enlace

3) En el enlace dativo un átomo se lleva el par de electrones del otro átomo

4) El enlace entre Na y Cl se comparte un par de electrones

5) En el enlace iónico se forman cationes y aniones

7. Indique la representación de Lewia

incorrecta (N| atómico O = 8; Na = 11, S= 16; Cl = 17; Ca = 20.

1) 4).

13Al3+ 12Mg2+ 11Na1+ 8O2-

A C T I V I D A D E S D O M I C I L I A R I A S

H O S O H

O

O O

O Cl

45

2) . 5)

3) .

8. Indique la representación de Lewis incorrecta 1) H o 4) 2) H x o 5) 3) ox C

9. Marque la afirmación incorrecta respecto A: H+ ↑ H – N – H | N

1) Presenta 4 enlaces covalentes 2) El átomo de nitrógeno comparte 4

electrones que provienen de los átomos de hidrógeno

3) Es una molécula 4) Es un catión 5) Sólo presenta 1 enlace dativo

10. Si la electronegatividad de dos elementos "E" y "D" son, respectivamente 3,0 y 3,5 ¿Qué tipo de enlace formara cuando el átomo "E" se combine con el átomo "D"? 1) Iónico 2) No se pueden combinar 3) Covalente polar 4) Covalente dativo 5) Covalente apolar

11. ¿Cuál de las siguientes representaciones

de Lewis no cumple con la regla del octeto?

1) Cl - N - Cl

Cl

2) O = C = O

3) Br - Br

4) O � S = O

5) O � S = O

O 12. El bromo tiene 7 electrones de valencia y el

oxígeno 6 electrones. Entonces la presentación de Lewis de Br2O es:

1) Br = O - Br 2) Br = O = Br

3) Br - O - Br

4) Br � O � Br

5) Br � O � Br 13. Indique el tipo de enlace que no

corresponde el enlazarse los siguientes elementos 1) H y Br: Covalente polar 2) S y S: Covalente no polar 3) Ca y O: Iónico 4) Mg y Cl: Covalente polar 5) C y C: Covalente apolar

14. Se dan los siguientes datos de

electronegatividad

Elemento: A B C D Electronegat. 3,5 2,8 3,0 1,1

Elemento: Señale el tipo de enlace que no corresponde: 1) A - B: covalente polar 2) A - D: covalente polar 3) A - E: covalente polar 4) D - D: covalente apolar 5) B - D: covalente polar

15. Señale lo falso respecto a la molécula de N2O4 cuya representación de Lewis es:

|O| |O| N – N |O O|

1) Tiene 4 enlaces covalentes polares 2) Tiene un enlace covalente polar

Na x

xx S x x

Ca xx

O

x

H

Cl

O x x O

O x x O

x x

x x

Na Cl x

46

3) Tiene 10 electrones libres 4) Tiene 2 enlaces dativoa o coordinados 5) Tiene 2 dobles enlaces

16. ¿Cuál será la formula del compuesto que

resulta de combinar los elementos 7A y 17B? 1) AB2 4) A3B 2) A2B 5) AB 3) AB3

17. ¿Cuál será la formula del compuesto que

resulta de combinar los elementos 11X y 16Y. 1) XY2 4) X3Y 2) X2Y 5) XY3 3) XY

18. Marque la relación incorrecta:

1) NaF: enlace electrovalente 2) H2O: Enlace covalente dativo 3) KCl: Enlace iónico 4) O2: Enlace covalente apolar 5) C3H8: Enlace covalente

19. Marque lo incorrecto:

1) Todos los gases nobles (excepto el

helio) tienen 8 electrones en el último nivel

2) El elemento más electronegativo es el fluor

3) Los metales forman aniones 4) A temperatura ambiente solo hay 11

elementos en fase gaseosa

5) Los elementos del séptimo periodo son los de mayor radio atómico

20. Respecto a la representación de Lewis de la molécula de NH4

+, marque lo incorrecto: 1) Presenta 4 enlaces covalentes normales 2) Todos los enlaces covalentes son

polares 3) Presenta 8 electrones compartidos 4) Es un catión 5) Presenta un enlace dativo

21. Respecto a la representación de Lewis de la molécula de H2CO3, marque lo correcto:

1) Presenta 5 enlaces covalentes 2) Presenta un enlace dativo 3) Presenta 10 electrones no compartidos 4) El enlace hidrógeno – oxígeno es de tipo

polar 5) El átomo de carbono tiende a cargarse

negativamente 22. La representación de Lewis de la molécula de ozono presenta:

1) 2 dobles enlaces 2) dos enlaces dativos 3) 10 electrones no compartidos 4) 8 electrones compartidos 5) enlaces covalentes polares

CONCEPTOS PREVIOS Molécula Apolar: Moléculas en la cual los átomos que rodean al átomo central se disponen en el espacio simétricamente, coincidiendo en un punto el centro de cargas positivas y negativas. Por lo tanto su momento dipolar es nulo µD = 0 Debye. Características:

� En moléculas heteroatómicas cuyo átomo central sostiene átomos idénticos el átomo central no tiene pares libres

� La estructura de la molécula debe ser simétrica. � En moléculas diatómicas las dos deben ser iguales. � Presenta dipolaridad inducida

Ejm: BCl3, CH4, CO2, H2, N2

E N LACE QU ÍM I CO I I

47

Molécula Polar: Molécula en la que los átomos rodean al átomo central se disponen asimétricamente, por lo que Los centros de cargas positivas y negativas no coinciden y la molécula presenta dos polos de signo opuesto (dipolo). Y un momento dipolar resultante diferente de cero

Características: � La molécula heteroatómica debe estar formado por atomos diferentes, donde el atomo

central generalmente presentan par (es) libres si no hay pares libres debe sostener atomos diferentes.

� La estructura de la molécula debe ser asimétrica � En moléculas diatomicas los dos atomos son diferentes. � Presenta dipolaridad permanente e instantánea.

Ejm: H2O, NH3, NF3, Complete el cuadro de acuerdo a lo definido

Molécula Estructura de lewis

Distribución de polaridad Según (u)

Dipolari dad

BeCl2

BF3

NH3

ENLACE INTERMOLECULAR • Es la fuerza que une a dos moléculas idénticas o diferentes. • Agrupa el conjunto de fuerzas de naturaleza eléctrica. Entre las moléculas son las responsables

sobre todo de justificar las propiedades macroscópicas de las diferentes sustancias. Por ejemplo: punto de fusión, de ebullición, solubilidad, etc. Por lo general estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas interatómicas.

• Tradicionalmente las fuerzas intermoleculares también se les denomina fuerzas de Van der Walls.

TIPOS • Enlace dipolo – dipolo • Enlace por fuerza de London DIPOLO – DIPOLO (D – D)

Son fuerzas que actúan entre moléculas polares, es decir moléculas con dipolo permanente, su origen es electrostático y se puede entender en términos de la ley de Coulomb.

Molécula polar Molécula polar

Enlace dipolo – dipolo

Ejemplo: HCl es líquido a temperatura menor de -85° C, este permite que la sustancia se encuentra a

condiciones ambientales al estado gaseosa.

+ - + -

D - D

σσ −−−−++++−−−− ClH σσ −−−−++++

−−−− ClH

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Ebullición Es el paso de líquido a gaseoso a, una determinada temperatura (Teb). Esto ocurre por la

ruptura del enlace intermolecular. Enlace Puente Hidrógeno (EPH).- Es un tipo de enlace especial de enlace dipolo – dipolo es

muy fuerte y se manifiesta entre el par electrónico de un átomo de F, O ó N y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones.

Ejemplo:

H.F. Líquido E.P.H. Teb = 19,6°C

Enlace por fuerza de London (F.L.) Es la fuerza muy débil entre dipolos no permanentes, es decir un dipolo instantáneo y un dipolo

inducido correspondiente a dos moléculas que se encuentran a una distancia de 50A a 10

0A entre

sí. Ejemplo: El Nitrógeno licuado.

• La fuerza de London está presente en todo tipo de moléculas (polares y apolares), cuando la sustancia se encuentra en estado líquido o sólido.

• La fuerza de London depende directamente del peso molecular, superficie de contacto y

número de pares electrónicos no enlazantes. • La temperatura de ebullición depende directamente de la intensidad de las fuerzas

intermoleculares. Generalmente el orden respecto a la intensidad de l as fuerzas intermoleculares.

Enlace Puente Enlace Enlace por

de Hidrógeno Dipolo – Dipolo fuerza de London

σσ −−−−++++

−−−− FHσσ −−−−++++

−−−− FHσσ −−−−++++

−−−− FH

N2(l)

++++−−−−

++++−−−−N ≡ ++++

−−−−++++−−−−N

++++−−−−

++++−−−−N ≡ ++++

−−−−++++−−−−N

dipolo instantáneo

F.L.

dipolo inducido

49

1. Indique verdadero (V) o falso (F) sobre la

hibridización, las siguientes proposiciones: I. Los orbitales atómicos estables generan

orbitales híbridos inestables. II. La cantidad de orbitales atómicos que

participan durante el proceso es equivalente al número de orbitales híbrido formados.

III. En la unión tipo pi (π), participan orbitales híbridos.

a) FFF b) FVF c) VVV d) VVF e) FVV

2. Indique verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones. I. La combinación de un orbital (s) y un

orbital (p), genera un orbital (sp) de mayor estabilidad.

II. En la molécula BeH2, el par de orbitales generados del berilio se encuentran sobre un eje lineal.

III. En la molécula BI3, los orbitales híbridos se encuentran en un mismo plano.

a) VFF b) FVV c) VVV d) VFV e) FFV

3. Indique la relación correcta según las proposiciones mostradas para la disposición espacial de un sistema atómico. I. Orbitales sp: lineales. II. Orbitales sp2 : tridimensionales III. Orbitales sp3 : coplanares a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) II y III e) I y II

4. Indique verdadero (V) o falso (F) las siguientes proposiciones: I. El orbital px tiene mayor energía que los

orbitales híbridos (sp, sp2, sp3) II. En un enlace covalente simple,

participan sólo orbitales híbridos (sp3) III. Los orbitales híbridos que pertenecen a

un sistema atómico tienen igual valor de energía.

a) FFF b) VVV c) FVV d) FFV e) VFV

5. Indique que tipo de orbitales híbridos presenta el átomo central en las siguientes sustancias. I. HCN II. COCl2 III. AsH3 IV. SiO2 a) sp2, sp, sp3, sp b) sp, sp, sp, sp3 c) sp, sp3, sp3, sp d) sp, sp2, sp2, sp e) sp, sp2, sp3, sp2

6. Indique la relación correcta respecto a la geometría molecular de las sustancias. I. BeH2 : planar II. BF3 : lineal III. PCl6 : bipiramidal IV. SF6 : octaédrica a) Sólo I b) Sólo III c) II y III d) I, III y IV e) Sólo II

7. Qué relación es correcta, respecto a la geometría molecular de las sustancias que se muestran a continuación. a) NH3 : planar b) H2O : lineal c) NH4 : tetraédrica d) CO2 : angular e) PCl3 : piramidal planar

8. Indique cuál de las siguientes enlaces es de esperar que sea de mayor polaridad. Dato:

electronegatividad. O = 3,5; B =2,0 P = 2,1 N = 3,0 H = 2,1 a) O – B b) N – H c) P – H d) O – H e) N – O

9. De las siguientes sustancias químicas, indique aquella que tiene mayor momento dipolar teórico: a) HI b) HBr c) HF d) HCl e) O2

10. Cuál de las siguientes especies presenta mayor polaridad. a) BF3 b) BeI2 c) H2 d) Cl2 e) SH2

AC T I V I D A D E S E N A U L A

50

1. La molécula H2O es polar y la de CCL4 es

no polar ¿porqué? a) El agua lleva oxígeno b) En el H2O su momento dipolar no es

cero y en el CCl4 es cero c) En el H2O el hidrógeno no completa el

octeto d) El cloro es más electronegatico que el

carbono e) La diferencia de electronegatividad es

diferente de cero 2. Marcar lo incorrecto:

a) El enlace puente de hidrógeno se forma entre las moléculas formadas de hidrógeno con los elementos más electronegativos y de pequeño volumen (F/O/N)

b) El enlace puente de hidrógeno también se presentan en alcoholes y fenoles (-OH)

c) A las fuerzas de atracción o repulsión entre moléculas polares y no polares se les llama “Fuerzas de Van Der Waals”

d) Los compuestos que presentan enlace covalente polar, forman siempre moléculas polares

3. Dadas las siguientes proposiciones marque

la respuesta correcta: I. El amoniaco (NH3) es una molécula

polar II. El dióxido de carbono (CO2) es una

molécula polar III. El ácido clorhídrico (HCl) es una

molécula que presenta enlace covalente polar

1) Sólo I es correcta 2) Sólo III es correcta 3) I y II son incorrectos 4) I y III son correctos 5) Todas son correctas

4. Respecto a la geometría molecular, indicar

cuántas proposiciones son no incorrectas: ( ) BF3 : triangular plana ( ) BeCl2 : lineal ( ) H2s : angular ( ) CH4 : tetraédrica

( ) HCl : angular

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

5. Marque la relación correcta respecto a la

geometría molecular: I. sp2

a. Lineal

II. sp3 b. Triangular III. sp3 c. Tetraédrica IV. sp3d d.Bipirámide trigonal

A) I - a B) II - b C) III – c D) IV - d E)Todas

6. ¿ Cuántas moléculas son polares y

cuántas son apolares?

( ) CH3OH ( )HBr ( )CO2

( ) NH3 ( )CH4 ( )F2O ( ) CH3Cl ( )H2S A) 7 y1 B) 6 y 2 C) 8 y 10 D) 5 y 3 E) 4 y 4

7. ¿Qué moléculas presenta un mayor dipolo?

Elemento H F Cl Br I Electronegatividad 2,1 4,0 3,0 2,8 2,5

A) HF B) HCl C) HBr D) HI E) Igual

8. De las siguientes proposiciones Marque “V”

o “F”: ( ) El HCl y CH3OH forman enlace puente

hidrógeno. ( ) En la estructura del helio, no se

presenta enlace puente hidrógeno. ( ) Las moléculas de H2S presentan mayor

punto de ebullición que el H2Te. A) VVF B) VFV C) FFF D) FFV E) VVV

AC T I V I D A D E S D OM I C I L I A R I A S

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• SANTILLANA. Innova Química . Santillana S.A. Lima Perú • VENEGAS KEMPER José Luis y otros. “Quìmica2 Impresiones del Castillo S.A.

Chiclayo • SANTILLANA. Innova Química y Biología. Santillana S.A. Lima Perú • VENEGAS KEMPER José Luis y otros. “Quìmica2 Impresiones del Castillo S.A.

Chiclayo • CENTRO PRE Universidad Nacional “ Pedro Ruiz Gallo ”Impreso en Chiclayo- Perú

. 2010 • Academia César Vallejo. Química .Tomos I y II. Lumbreras Editores S.R.L.Lima-

Perú. 2004. • CARTOLÍN RODRÍGUEZ, Walter. QUÍMICA. Editorial San Marcos. Perú. 2000 • COLECCIÓN RACSO. QUÍMICA. Racso. Editores. Lima 2001. . • SALCEDO LOZANO, Alfredo. QUÍMICA. Editorial San Marcos. Perú. 2001.. • http://myprofeciencias.wordpress.com/2010/09/10/los-modelos-atmicos/ • http://phet.colorado.edu/es/simulation/balancing-chemical-equations

modulo de quimica

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