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Física y Química 3º ESO Pendiente Tercer Trimestre - 1 -

RECUPERACIÓN FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO. TERCER TRIMESTRE:

UNIDAD 5: CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

Introducción:

Actualmente se conocen 115 elementos químicos (tipos de átomos), de los cuales 90 se dan en la naturaleza. El resto han

sido creados en laboratorio a partir de otros átomos.

Sin embargo, hasta 1700 sólo se conocían 12 de estos elementos. Fue con la introducción de medidas precisas en las

reacciones cuando se pudieron aislar nuevos elementos, como el Hidrógeno (1766), Nitrógeno (1772), Oxígeno (1774), etc.

Durante el siglo XIX, gracias a la teoría atómica de Dalton, hacia 1829 el número de elementos conocidos crece hasta 55.

Ante tal abundancia de elementos diferentes, una cuestión que se plantea es la de hacer una clasificación de dichos

elementos, buscando propiedades que tengan en común. Se estudian tanto propiedades físicas (densidad, P.F., P.E.) como

químicas (capacidad de reaccionar con otros elementos, como oxígeno, hidrógeno...).

La clasificación de los elementos es fruto del trabajo de muchos científicos durante varios siglos. Podemos citar al francés

Lavoisier, a los ingleses Priestley y Newlands, al alemán Döbereiner, y otros.

Pero el principal paso en la clasificación lo dieron dos científicos que trabajaron por separado: el ruso Dimitri Mendeleiev

y el alemán Lothar Meyer.

1869-1870: El ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y el alemán Lothar Meyer llegan por separado a una clasificación

parecida. Comienzan ordenando los elementos por orden de masas atómicas, colocando en una misma columna los

elementos con propiedades parecidas, estableciendo una tabla.

Mendeleiev introdujo unas mejoras importantes en la clasificación, dando prioridad a las propiedades:

- Cambió el orden de algunos elementos para que se situaran en la columna que les correspondía según sus

propiedades (Co-Ni) (Te- I).

- Dejó huecos en la tabla, y predijo que esos huecos correspondían a elementos aún no descubiertos, de los cuales

calculó qué propiedades debían tener, a partir de las propiedades de los elementos adyacentes. Tuvo la satisfacción

de que, cuando aún vivía, en 1875 se descubrió el Galio, en 1879 el Escandio y en 1886 el Germanio, y sus

propiedades coincidían plenamente con las predichas por Mendeleiev.

Clasificación actual:

La clasificación periódica actual de los elementos químicos es una ampliación de la de Mendeleiev y Meyer. Sigue estos

criterios de clasificación:

Los elementos están clasificados por orden de número atómico creciente. El número

atómico coincide con el nº de protones del átomo.

- En la misma columna (vertical) están situados los elementos con propiedades

(físicas y químicas) parecidas.

- La masa atómica también aumenta al ir avanzando en la tabla periódica, salvo

algunas excepciones (Ar-K , Co-Ni , Te-I).

Las filas (horizontales) de la tabla se denominan periodos: están numerados del 1 al 7.

Las columnas, que contienen elementos con propiedades parecidas, se denominan grupos o familias: están numeradas

del 1 al 18. La mayoría de ellas tienen además un nombre propio.


Las dos filas de elementos que aparecen aisladas del resto de la tabla, están así sólo por hacer una tabla más compacta. Si nos

fijamos en el orden de número atómico, vemos que la primera de las filas (Lantánidos) corresponde al periodo 6 y van a

continuación del Lantano. La fila de los actínidos corresponde al periodo 7 a continuación del Actinio. Los 28 elementos que

componen las “tierras raras”, como se les conoce, al tener propiedades parecidas a La y Ac se consideran todos del grupo III.

Dentro de la tabla, los elementos están clasificados en dos grandes

grupos: Metales y No Metales.. Cuanto más a la izquierda y debajo de la

tabla, más acentuado es el carácter metálico; mientras que cuanto más a la

derecha y arriba de la tabla, mayor es el carácter no metálico. Existen

elementos con propiedades intermedias entre metales y no metales, se

denominan semimetales.

REGLA DEL OCTETO DE LEWIS. NÚMERO DE OXIDACIÓN.

En la naturaleza conocemos gran variedad de sustancias simples y compuestas, constituidas por combinaciones de átomos, ya

sean del mismo o de diferentes elementos. Si embargo, salvo los gases nobles, no encontramos sustancias formadas por

átomos individuales. Esto nos lleva a plantearnos dos preguntas:

¿Qué característica especial poseen los gases nobles?

¿Por qué el resto de los átomos tienen tendencia a combinarse con otros átomos?

La respuesta a ambas preguntas radica en un concepto fundamental en todo sistema físico: la estabilidad. Cualquier sistema

tiende a la máxima estabilidad. Normalmente se consigue con la mínima energía. Una pelota rueda hacia abajo por una

pendiente, un muelle estirado tiende a recuperar su forma, un electrón en una capa superior salta a una capa inferior porque

la energía que posee al final es menor que la que tenía al principio. En todas las situaciones anteriores, si queremos invertir el

proceso, debemos suministrar energía.

Del mismo modo, dos o más átomos se unen porque el conjunto tiene menos energía que la suma de los átomos por

separado. En la unión se ha desprendido energía. Y ahí está la clave, para separarlos de nuevo, tendremos que darle la

cantidad de energía que se ha desprendido previamente. Mientras no se le suministre, se mantendrán unidos.

Si los gases nobles no tienen tendencia a unirse a otros átomos, es porque ya poseen la máxima estabilidad posible. Una unión

con otro átomo no desprenderá energía.

La característica común a todos los gases nobles, y que hace que estén situados en el mismo grupo, es su configuración

electrónica. Independientemente del periodo en que se encuentren, todos poseen 8 electrones en su última capa (salvo el He,

que posee 2 e- en la 1ª capa).

A esta tendencia se le denomina Regla del octeto de Lewis:

- Los átomos alcanzan su máxima estabilidad cuando poseen 8 electrones

en su última capa. (H, He, Li, Be, B: 2 e- en la 1ª capa)

- Para conseguir lo anterior:

En unos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose

iones (enlace iónico).

En otros, comparten uno o más pares de electrones (enlace covalente).

El número de electrones que un elemento tiende a dar, aceptar o compartir es

lo que denominaremos número de oxidación (nº ox.) de un elemento. Un

elemento puede tener uno o varios números de oxidación, que pueden ser

números positivos o negativos.

Representación de Lewis:

Los electrones que posee un átomo en su última capa suelen representarse colocando el símbolo del elemento rodeado de puntos que representan a los electrones. Se comienzan a dibujar separados y, cuando hay más de cuatro, se van emparejando con los anteriores.

H C N F Ne

Li Mg O


TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.

1. ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

El enlace iónico se da cuando se combinan elementos metálicos (electropositivos, con tendencia a dar electrones), con

elementos no metálicos (electronegativos, con tendencia a aceptar electrones). El átomo del metal cede (da) electrones al

átomo del no metal, de forma que ambos quedarán con 8 electrones en su última capa (estructura de gas noble, estable).

Al perder electrones, el átomo del metal quedará con carga positiva (catión), y el átomo del no metal con carga negativa

(anión). Entre cargas de distinto signo surge una fuerza electrostática atractiva que mantiene unidos ambos átomos.

La fórmula del compuesto (la proporción de átomos) dependerá del número de electrones intercambiados.

Ejemplo: Veamos la formación del cloruro de sodio (NaCl)

Na: Grupo 1. 1 e-

en la última capa Tendencia a ceder 1 electrón: nº ox. +1

Cl: Grupo 17. 7 e-

en su última capa Tendencia a ganar 1 electrón: nº ox. – 1

Cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro, por lo que la fórmula del compuesto será Na Cl

Se forman iones. El átomo de sodio queda con una carga positiva (catión) y el de cloro con una carga negativa (anión). Se

genera una fuerza electrostática entre cargas de distinto signo, que mantiene unidos a los iones, desprendiéndose energía en el

proceso.

Se forma una red cristalina iónica. Cada catión se rodea de todos los aniones posibles, y viceversa.

Propiedades de los compuestos iónicos.

La fuerza electrostática que mantiene unidos los iones es bastante intensa. Esto confiere a los compuestos iónicos las siguientes

propiedades:

- No forman moléculas, sino redes cristalinas tridimensionales.

- Tienen elevados puntos de fusión y ebullición. Son sólidos a temperatura ambiente.

- Son duros (alta resistencia a ser rallados), pero quebradizos (frágiles).

- En estado sólido son aislantes del calor y la corriente eléctrica, pero sí conducen la corriente fundidos o en disolución.

- La mayoría son solubles agua, pero son insolubles en disolventes orgánicos (aceite, gasolina)

Ejemplos de compuestos iónicos: sales, óxidos de metales, hidróxidos.

2. ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

El enlace covalente se da entre elementos no metálicos (electronegativos), cuyos átomos tienen tendencia a ganar

electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble.

La mayor estabilidad se consigue, entonces, compartiendo pares de electrones (normalmente 1 e-

de cada átomo). Este par de

electrones lo representamos con un guión y es común a los dos átomos enlazados.

Lo vemos con un ejemplo: la formación de una molécula de hidrógeno (H2)

Cada átomo de H posee un solo electrón en su primera capa. Necesita, por tanto, ganar un electrón para tener estructura de

gas noble (1ª capa llena). Así, dos átomos de H comparten un par de electrones (1 e-

de cada átomo), formándose un grupo

de átomos fuertemente unido, una molécula.

Otros ejemplos: O2 , N

2 , H F, H

2O , NH

3 , CH

4

Características generales de los compuestos covalentes.

- Como consecuencia del enlace, se forman moléculas, grupos de átomos unidos al compartir electrones.

- El enlace producido entre los átomos al compartir electrones es muy intenso, más que el iónico. Eso nos indica que es

necesaria mucha energía para separar los átomos de una molécula. Sin embargo, al ser las moléculas neutras, entre molécula y

molécula apenas existen fuerzas de unión, o son muy débiles. Hace falta poca energía para separar una molécula de otra. Los

compuestos moleculares tendrán entonces T.F y T.E. bajas, en general, y no conducen la corriente eléctrica.

Na

Cl

H H H H H H

Cl + Na Cl

+ _

+ Na

+ + Atracción eléctrica


3. ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS

El enlace metálico se da entre átomos de elementos metálicos,

ya sean alcalinos, alcalinotérreos, o de transición. Estos elementos

son electropositivos (tendencia a ceder electrones, formando

cationes).

El físico alemán P. Drude propuso en 1900 un modelo sencillo, el

del mar de electrones o gas de electrones. Según este modelo, los

átomos de los metales se desprenden de sus electrones de su

última capa (por ej, los átomos de sodio se desprenden su

electrón), quedándose como cationes, formando una red. Los

electrones liberados circulan por los huecos de esta red,

comportándose como si fueran partículas de un gas.

Al interponerse los electrones entre los cationes del metal, compensan la repulsión entre estos y sirven de aglutinante de la red,

que puede alcanzar disposiciones muy compactas, con gran concentración. Esto explica su elevada densidad.

Propiedades de los compuestos metálicos.

- Sólidos a temperatura ambiente (excepciones: Hg, Ga)

- Puntos de fusión y ebullición altos, en general.

- Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica

- Poseen un brillo característico (brillo metálico)

- Son dúctiles (se pueden estirar en hilos finos) y maleables (se pueden extender en láminas delgadas).


FORMULACIÓN DE SUSTANCIAS USANDO PREFIJOS:

Cada sustancia (simple o compuesto) se caracteriza por su molécula, que a su vez está compuesta por átomos (de uno

o de varios elementos químicos).

La fórmula de una sustancia nos indica cuántos átomos de cada tipo hay en cada molécula. (ej: en una molécula de

agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno , la fórmula es H2O)

FORMULACIÓN DE SUSTANCIAS SIMPLES:

Las sustancias simples poseen un único tipo de átomo en la molécula. Para formularlas, basta con indicar el símbolo

del elemento correspondiente, y para nombrarlas, indicar el nombre de dicho elemento. (Ej: Hierro = Fe ; C = Carbono)

Existen excepciones: algunas moléculas de sust. simples son diatómicas (poseen dos átomos en la molécula), aunque

el nombre no lo indique. Otras tienen un mayor número de átomos en la molécula.

H2: Hidrógeno F

2: Flúor I

2: Yodo O

3: Ozono

N2: Nitrógeno Cl

2: Cloro

O2: Oxígeno Br

2: bromo

FORMULACIÓN DE COMPUESTOS: Según la nomenclatura sistemática (o de la I.U.P.A.C: International United of Pure

and Aplied Chemistry , que en español sería Unión Internacional de Química Pura y Aplicada)

COMPUESTOS BINARIOS (dos tipos de elementos en la molécula)

Nomenclatura: Nombrar la fórmula consiste en leerla de derecha a izquierda, indicando el número de átomos de cada tipo

según los siguientes prefijos:

1: mono (o no decir nada) 4: tetra 7: hepta 10: deca

2: di 5: penta 8: octa

3: tri 6: exa (o hexa) 9: nona

Al primer elemento que se lee, al de la derecha, se le añade la terminación URO, (salvo el oxígeno, que siempre se lee Óxido)

Ejemplos:

Na Cl : Cloruro de Sodio; Fe2S

3 : Trisulfuro de dihierro; N

2O

5: Pentaóxido de dinitrógeno

Mg H2 : Dihidruro de Magnesio; CO: monóxido de Carbono

F: fluoruro Cl: cloruro Br: bromuro I: yoduro O: óxido S: sulfuro

Se: selenuro Te: telururo N: nitruro P: fosfuro As: arsenuro C: carburo

B: boruro

Formulación: Se escribe el número de átomos de cada tipo. El orden en el que se escriben viene dado por el nombre, pero

existe un criterio. Se coloca en primer lugar el elemento situado más a la izquierda en la tabla periódica (a estos efectos se

considera como si el hidrógeno estuviera situado entre los grupos 15 y 16, entre el nitrógeno y el oxígeno; así se escribe BH3,

NH3, FeH

2 ; y H

2O, H

2S, HCl).

Casos particulares: existen algunos compuestos que tienen nombre propio, y normalmente se conocen por ese nombre.

(aunque también posean su nombre sistemático)

H2O: agua NH

3: amoniaco CH

4: metano


TEMA 6: CAMBIOS QUÍMICOS.

CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS.

Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco se

seca, un cubito de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser cocinados, las

plantas y los animales crecen, unas sustancias se mezclan con otras; podemos incluso separar mezclas de sustancias.

Hay cambios en los que las sustancias siguen siendo las mismas, sólo cambia su aspecto, o su estado de agregación.

Los cambios de estado (sólido, líquido, gas), las mezclas de sustancias, o la separación de mezclas, son de este tipo. Como la

sustancia sigue siendo la misma, también las moléculas son las mismas, sólo cambia la unión entre ellas. A este tipo de

cambios se les llama cambios físicos.

En otros cambios, sin embargo, no sólo cambia el aspecto. Las sustancias que tenemos después del cambio son otras

de las que teníamos antes de que se produjera el cambio. Es lo que ocurre cuando algo se quema (combustión), cuando un

metal se oxida, o cuando cocinamos un alimento, o cuando en la fotosíntesis una planta elabora materia orgánica a partir de

CO2 y agua, produciendo además oxígeno.

Vemos que, a partir de unas sustancias iniciales, que se consumen, se han producido otras sustancias diferentes. Las

sustancias han cambiado, y por lo tanto también sus propiedades. A este tipo de cambio se le denomina cambio químico, o

también reacción química.

En toda reacción química, a la sustancia o sustancias iniciales se les llama reactivos. Las sustancias nuevas que se

forman, son los productos de la reacción. La reacción química se escribe de esta forma:

REACTIVOS PRODUCTOS

Por ejemplo, en la reacción de electrolisis del agua AGUA --> HIDRÓGENO + OXÍGENO

¿Cómo puede ser posible que, a partir de unas sustancias, puedan formarse otras con propiedades muy diferentes? La

razón está en las moléculas. Al formarse sustancias diferentes, las moléculas de las nuevas sustancias también deben ser

diferentes a las que teníamos al principio. Las moléculas han cambiado.

¿Cómo pueden transformarse unas moléculas en otras diferentes? Pues hemos de suponer que las moléculas de las

sustancias están a su vez formadas por unidades más pequeñas, llamadas átomos.

En la reacción, las moléculas de las distintas

sustancias chocan unas con otras. Al chocar, los

átomos se separan y posteriormente se vuelven a unir

de forma diferente, dando lugar a moléculas distintas a

las que teníamos al principio. Como consecuencia, las

sustancias cambian y sus propiedades también.

MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

Tanto los átomos como las moléculas son muy pequeños (harían falta entre cinco y diez millones de átomos uno

detrás del otro para que la fila tuviera un milímetro de longitud). A pesar de eso los científicos han conseguido medir las masas

de los distintos elementos.

Masa atómica ( Mat ):

La masa de los átomos no se mide en gramos ni kilogramos. Podríamos hacerlo, pero como las masas son tan

pequeñas (un átomo de hidrógeno tiene una masa de 0,00000000000000000000000166 g = 1,66 · 10-24

g. ), los científicos

usan una unidad propia, llamada unidad de masa atómica (u).

Se ha escogido como referencia la masa de un tipo de átomo que sea muy común en la naturaleza, y fácil de medir: el

carbono ( C ):

Se define la unidad de mas atómica como la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12.

Expresada en gramos: 1 u = 1,66 · 10-24

g


Las masas atómicas (Mat) de los demás elementos químicos se expresan en esta unidad, y aparecen en la tabla

periódica.

Masa molecular ( Mm ):

Las masas de las moléculas también se miden en unidades de masa atómica ( u ), al igual que los átomos. Para

calcularla, debemos conocer cuántos átomos de cada tipo tiene la molécula de la sustancia. Es decir, necesitamos conocer su

fórmula.

La masa molecular de una sustancia será igual a la suma de las masas de todos los átomos que contiene la molécula

de la sustancia.

Por ejemplo, para el agua, cuya fórmula es H2O, habrá que sumar la masa de dos átomos de

hidrógeno, más la masa de un átomo de oxígeno. Mirando las masas atómicas en la tabla periódica;

Mm (H2O) = 2 · 1 u + 16 u = 18 u

Para el ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2 S O

4 , la masa molecular será

Mm = 2 · 1 u + 32 u + 4 · 16 u = 98 u

AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS

En una reacción química, las moléculas de los reactivos chocan, rompiéndose las uniones entre los átomos, que se separan y

se vuelven a unir de forma diferente, formando moléculas distintas. Pero los átomos de cada elemento son los mismos, el

mismo número al principio (en los reactivos) y al final (productos)

Ajustar una reacción química consiste en colocar el número de moléculas de cada sustancia que deben intervenir en la

reacción para conseguir que el número de átomos de cada elemento sea el mismo al principio que al final.

Por ejemplo, en la reacción: H2O --> H

2 + O

2 vemos que en los reactivos sólo tenemos un átomo de oxígeno, mientras

que en los productos tenemos dos. Por lo tanto, para conseguir dos átomos de O al principio, necesitamos 2 moléculas de

agua. 2 H2O --> H

2 + O

2 Pero con eso, ahora el número de átomos de hidrógeno es de 4 al principio y sólo dos al

final. En consecuencia, se producirán dos moléculas de H2, con lo que también habrá 4 átomos de hidrógeno al final.

2 H2O --> 2 H

2 + O

2

Como vemos, la mejor forma de ajustar reacciones sencillas es por tanteo. Comenzamos por el compuesto más complicado (el

que tenga más elementos, o los que contienen metales), y vamos probando elemento químico a elemento químico. Conviene

dejar para el final las sustancias simples y sobre todo el oxígeno.

CONCEPTO DE MOL

Para medir una cierta cantidad de una sustancia estamos habituados a usar tanto la masa ( g, kg...) como el volumen (cm3

,

litros...). Sin embargo, para las reacciones químicas, teniendo en cuenta que éstas ocurren entre moléculas de las sustancias, es

muy útil una magnitud que mide precisamente el número de moléculas que intervienen: el mol

1 mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 · 1023

moléculas de la sustancia.

Así, un mol de cualquier sustancia (ya sea hierro, oxígeno, agua...) contiene siempre el mismo número de moléculas. Eso, sí,

como las moléculas son distintas para cada sustancia, la masa de un mol dependerá de qué sustancia se trate.

Masa de un mol de sustancia: coincide con la Masa Molecular de la sustancia, pero expresada en

gramos.

Por tanto, para calcular la masa de un mol (g), debemos calcular previamente la masa molecular de la sustancia, a partir de la

fórmula química de la sustancia.


Tenemos entonces que:

Para pasar de moles a moléculas y viceversa: 1 mol sustancia = 6,022 · 1023

moléculas sustancia

Para pasar de moles a gramos y viceversa: 1 mol sustancia = Masa molecular (g) sustancia

Con estos dos cambios podemos pasar de gramos a moles, o de moléculas a moles, o viceversa, usando reglas de tres o

factores de conversión.

Ejemplos:

- Calcula el número de moléculas en 3 moles de oxígeno (O2)

1º: Sabemos que 1 mol de O2 contiene 6,022 ·10

23

moléculas O2.

2º: Pasamos de moles a moléculas 2

24

2

2

23

2 Omoléculas10·81,1Omol1

Omoléculas10·022,6·Omol3 =

- Calcula el número de moles en 2 ·1024

moléculas de HCl

1º: Sabemos que 1 mol de HCl contiene 6,022 ·1023

moléculas HCl.

2º: Pasamos de moléculas a moles HClmol32,3HClmoléculas10·022,6

HClmol1·HClmoléculas10·2 23

24 =

- Calcula la masa en gramos de 5 moles de CO2

1º Calculamos su masa molecular: Mm(CO2)= 12+ 2 · 16 = 44 1 mol de CO

2 tiene una masa de 44 g.

2º Pasamos de moles a g 2

2

2

2 COg220COmol1

COg44·COmol5 =

- Calcula el nº de moles que contienen 20 g de cloruro de sodio, NaCl

1º Calculamos su masa molecular: Mm(NaCl)= 23+35,5 =58,5 1 mol de NaCl tiene una masa de 58,5 g.

2º Pasamos de g a moles NaClmol34,0NaClg5,58

NaClmol1·NaClg20 =

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.

En 1789, el científico francés Antoine de Lavoisier llegó con sus investigaciones a una ley fundamental en las reacciones

químicas. Introdujo las medidas precisas de todas las sustancias que intervenían o se producían en una reacción química,

usando incluso recipientes cerrados o recogiendo los gases que reaccionaban o se producían. Llegó así a la Ley de

Conservación de la Masa.

En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es decir, la masa

total se mantiene constante al principio y al final de la reacción.

Esto se explica fácilmente con la Teoría Atómica. En una reacción química, las moléculas de los reativos chocan, rompiéndose

las unionesentre los átomos, que se separan y se vuelven a unir de forma diferente, formando moléculas distintas. Pero los

átomos son los mismos, el mismo número, por lo que la masa total debe permanecer igual.

Recuerda: La ley de la conservación de la masa se cumple siempre, en toda reacción química. Pero para poder comprobar

que se cumple, hay que pesar todas las sustancias que intervienen, todos los reactivos y todos los productos, incluidos los

gases.


ACTIVIDADES:

TEMA 5: ELEMENTOS Y COMPUESTOS. ENLACE QUÍMICO. FORMULACIÓN DE SUSTANCIAS

1.

a) ¿Qué aportación hizo Lavoisier a la clasificación de los elementos químicos? ¿Se conserva esa distinción en la tabla

periódica actual?

b) ¿Quién descubrió las tríadas? ¿En qué consisten?

c) ¿Cuáles son las aportaciones que hizo Mendeleiev a la clasificación de los elementos químicos?

2.

a) ¿Cuántos grupos tiene la tabla periódica actual? ¿Cuántos periodos?

b) ¿Qué tienen en común los elementos del mismo grupo de la tabla periódica? ¿Y los del mismo periodo?

c) ¿A qué grupo y periodo pertenecen los lantánidos? ¿Y los actínidos?

d) Puedes ver en la tabla periódica que en el primer periodo sólo hay dos elementos, el H y el He, existiendo un gran hueco

entre ambos. ¿Es posible que existan elementos que aún no se han descubierto y que ocupen esos huecos? ¿Por qué?.

3. Razonar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Los elementos químicos están clasificados en la tabla periódica únicamente por orden de masas atómicas.

b) Los elementos químicos que están en el mismo periodo tienen propiedades parecidas.

c) Los elementos químicos que están en el mismo grupo tienen propiedades parecidas.

4. Razona cómo están distribuidos los electrones (configuración electrónica) en los siguientes elementos. Mira los números

atómicos en la tabla periódica.

H, He, Li, Be, B, N, C, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar

5. Para cada uno de los siguientes elementos químicos, razona, a partir de su posición en la tabla periódica:

- Cuántas capas de electrones tiene y cuántos electrones tiene en su última capa.

- Dibuja su diagrama de Lewis.

- Qué tendencia tiene a ganar o perder electrones, según la regla del octeto de Lewis.

Los elementos son: H, He, Li, Na, O, N, S, F, Cl, Be, Mg, Ne, Al, C, P

6. a) Es conocido que la fórmula H2O representa al agua. ¿Qué significa esa fórmula?

b) ¿Podemos saber, a partir de la fórmula de una sustancia, si ésta es simple o compuesta? Razona.

c) ¿Están todas las sustancias formadas por moléculas? Razona.

7. Razona qué tipo de enlace se da entre átomos de los siguientes elementos

a) H y Li b) H y F c) O y O c) Na y Cl d) Mg y F e) Al f) H y O g) Na y S

8. Completa la siguiente tabla-resumen sobre las características de los tipos de enlace.

Elementos que

se combinan Formación del enlace ¿Moléculas o redes?

Iónico

Covalente

Metálico

9. Completa la siguiente tabla sobre los compuestos iónicos, covalentes y metálicos

T.F. T.E.

Estado a

temp.

ambiente

Conducción

de corriente

¿Moléculas

o redes?

¿Solubles

en agua? Otras características

Iónicos

Covalentes

Metálicos


10. Formular o nombrar estas sustancias usando prefijos, según corresponda:

Na Cl C O2 C Cl

4 N

2 Fe O

Fe2 O

3 AuN Na

2 O H Cl Mg F

2

Cl2O

5 S O

3 Ni H

3 Sr I

2 N

2 O

3

O3 I

2O

7 C

2 H

6 H Br C O

Tetrahidruro de carbono: Oxígeno: Sulfuro de dihidrógeno: Cloro:

Dicloruro de zinc: Amoniaco: Dióxido de plomo: Seleniuro de dicobre:

Nitruro de tripotasio: Dihidróxido de calcio Hidróxido de litio Trifluoruro de cobalto

Óxido de mercurio: butano: Trihidruro de Boro: Pentacloruro de fósforo

Trihidróxido de hierro óxido de dinitrógeno Dióxido de nitrógeno Yoduro de plata:

TEMA 6: REACCIONES QUÍMICAS. EL MOL

11. Ajustar las siguientes reacciones químicas:

a) NH3 H

2 + N

2 j) C

2H

2 + O

2 CO

2 + H

2O

b) Mg + O2 MgO k) SO

3 + H

2O H

2SO

4

c) CH4 + O

2 CO

2 + H

2O l) C

6H

6 + O

2 CO

2 + H

2O

d) C4H

10 + O

2 CO

2 + H

2O m) Fe

2O

3 + C Fe + CO

2

e) HgO Hg + O2 n) NH

4Cl + NaOH NaCl + H

2O + NH

3

f) Zn + HCl ZnCl2 + H

2 ñ) HCl + CaCO

3 CaCl

2 + CO

2 + H

2O

g) MnO2 + HCl Cl

2 + H

2O + MnCl

2 o) H

3PO

4 + NaOH Na

3PO

4 + H

2O

h) HNO3 + Cu NO

2 + CuNO

3 + H

2O p) Pb(NO

3)

2 + KI KNO

3 + Pb I

2

i) Ca(OH)2 + H

2SO

4 CaSO

4 + H

2O

12. Calcular la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) H2O b) H

2 c) Fe d) CO

2 e) CH

4 f) C

4H

10

g) HNO3 h) H

2SO

4 i) CuSO

4 j) NaOH k) Ca(OH)

2 l) Fe

2(SO

3)

3


13.

a) Calcula la masa de 0,5 moles NaCl

b) Calcula el número de moles en 50 g H2O

c) Calcula la masa de 40 mol H2

d) Calcula el nº de moles en 100 g CO2

e) Calcula el número de moles de 3 ·1024

moléculas de CO2.

f) Calcula el número de moléculas que contienen 2 mol CH4

g) Calcula el número de moles de 5 ·1023

moléculas de Cl2O

7

h) Calcula el número de moléculas en 0,4 mol O2

Masas atómicas: C: 12, H: 1, Na: 23, Cl: 35,5 O: 16

14. Quemamos un trozo de papel al aire libre, y observamos que las cenizas que quedan tras la combustión tienen menos

masa que el papel antes de quemarlo.

a) ¿Es posible esto? ¿Se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier? Razonar

b) Si repitiéramos la experiencia en un recipiente cerrado, pesando, además del papel, todos los gases que intervienen en la

reacción. ¿Qué ocurriría con la masa antes y después de la reacción?

15. Cuando un alambre de cobre se calienta en contacto con el aire se forma monóxido de cobre negro. La masa del alambre

aumenta. ¿Se cumple la ley de Lavoisier? Razonar. Escribe la reacción correspondiente y ajústala.

recuperaciÓn fÍsica y quÍmica 3º eso. tercer...

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