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" No existen ateos, sino personas que aún no han investigado lo suficiente".
A. Eienstein
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Uno de los roles más representativos de los docentes del colegio franciscano Agustín
Gemelli es acompañar al estudiante Gemellista en su proceso de formación en valores hasta
alcanzar un perfil humanístico ideal, además de sembrar en las mentes de los estudiantes,
una conciencia ambiental que promueva el cuidado de nuestro entorno natural.
El estudio de la química debe mostrar al hombre en general que está rodeado de fenómenos
químicos y de aplicaciones técnicas derivadas del conocimiento de esta disciplina. El vinagre,
los destapacaños, la gelatina y los alimentos en general, el gas doméstico, la ropa y las
medicinas, las pinturas y los materiales con que están hechos los objetos cotidianos, son
muestra diaria de los usos de la química.
Debe insistirse en la importancia del papel de la química y de la ciencia en la prevención y
eliminación de procesos contaminantes, como una forma de fortalecer la educación
ambiental. La lluvia ácida, el ozono como contaminante en la baja atmósfera y como
protector en la alta atmósfera, el efecto de los motores de combustión interna, el uso correcto
del agua y su limpieza, entre otros fenómenos y actitudes en nuestro colegio, hogar y
sociedad, son temas que conviene analizar en nuestra vida diaria, con el acompañamiento
de los docentes; como dice aquella frase “es cierto que no puedo cambiar el mundo yo solo,
pero si cambio, hago la diferencia”.
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CONTENIDO
UNIDAD 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA ......................................................... 4
¿DE QUÉ MODO Y DE QUÉ ESTÁ HECHO EL MUNDO? .................................................. 5
“MODELO MÉCANICO CUANTICO DE LA MATERIA” ........................................................ 7
NÚMEROS CUÁNTICOS .................................................................................................... 10
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N) ............................................................................... 10
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( L ) .................................................. 11
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (M) ............................................................................ 12
NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (S) ................................................................................. 12
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA. .................................................................... 13
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ................................................................................... 16
UNIDAD II: PROPIEDADES PERIODICAS ........................................................................ 25
ORIGEN DE LA TABLA PERIÓDICA .................................................................................. 26
LA LEY PERIODICA DE LOS ELEMENTOS ...................................................................... 28
PROPIEDADES PERIÓDICAS ........................................................................................... 33
EL RADIO ATÓMICO .......................................................................................................... 33
RADIO IÓNICO ................................................................................................................... 34
(1ER) POTENCIAL DE IONIZACIÓN .................................................................................. 35
LA ELECTRONEGATIVIDAD .............................................................................................. 37
UNIDAD III ENLACES QUÍMICOS ....................................................................................... 43
LA FIESTA DE LOS ÁTOMOS ............................................................................................ 44
DEFINICION DE ENLACE QUÍMICO.................................................................................. 47
REGLA DEL OCTETO. ....................................................................................................... 47
LAS ESTRUCTURAS DE PUNTOS DE LEWIS .................................................................. 49
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS ....................................................................................... 51
ENLACES IÓNICOS ........................................................................................................... 51
ENLACES COVALENTES .................................................................................................. 52
ENLACE COVALENTE POLAR .......................................................................................... 52
ENLACE COVALENTE NO POLAR .................................................................................... 53
UNIDAD IV LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS ................................................................ 60
GRUPOS QUÍMICOS.......................................................................................................... 61
FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA .................................................................... 63
NOMENCLATURA .............................................................................................................. 64
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA. .................................................................................... 64
NOMENCLATURA TRADICIONAL ..................................................................................... 65
ÓXIDOS .............................................................................................................................. 65
HIDRUROS ......................................................................................................................... 67
HIDRÓXIDOS. .................................................................................................................... 69
BIBLIOGRAFÍA ................................................................................................................... 72
WEBGRAFIA ....................................................................................................................... 72
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UNIDAD 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE
LA MATERIA
Propósito
Relacionar la estructura atómica con las propiedades físicas y químicas de la
materia.
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¿De qué modo y de qué está hecho el
Mundo?
Actualmente se está retornando o tratando de regresar a los combustibles tradicionales y a
decir que se está consciente del problema ecológico; Después de los malos manejos y los
problemas acaecidos con la energía nuclear (Chernobyl, por ejemplo) y de que no se pudo
dominar al 100% este tipo de energía solo nos queda recordar y esperar tecnologías más
seguras.
Nos tocó conocer la Era Atómica, un período de la historia que se inició en el año 1945 con
las explosiones de las bombas nucleares construidas con fines bélicos. Esas explosiones, las
fuerzas más poderosas que el hombre había desencadenado hasta aquella época, eran la
respuesta que había intrigado a los hombres de ciencia y a los filósofos durante más de dos
mil quinientos años, o sea: "¿De qué modo y de qué está hecho el mundo?"
Los primeros hombres que intentaron hallar la respuesta a dicha pregunta fueron los griegos,
quienes se esforzaban por encontrar explicaciones según su lógica a todos los misterios de
la naturaleza. Algunos, llegaron a conclusiones extrañas. Aproximadamente en el año 600,
antes de la era cristiana, Tales de Mileto, un filósofo griego, aseveró que el agua era la
sustancia para los mares y todas las cosas líquidas, otra más sólida, para los objetos duros
como las piedras, etc. Poco después, otro pensador griego anunció que la teoría de Tales
era descabellada: era evidente porque todos los objetos estaban formados de agua y aire.
Otro hombre sostuvo que la materia primaria o elemento del mundo era el aire, y otro más
afirmó que se equivocaban: los objetos estaban integrados por fuego. La situación continuó
así, y una teoría sucedía a otra.
Años después, Demócrito dijo -la tierra, el cielo, los océanos, la vegetación y todos los seres
vivientes-, está integrado por pequeñísimas partículas, agrupadas compactamente como las
abejas en una colmena. Demócrito llamó átomos a esas partículas, palabra griega que
significa "indivisible", o sea que no se puede separar. Esta teoría de las partículas,
aparentemente absurda, fue atacada nada menos que por Aristóteles, el célebre filósofo, uno
de los más grandes pensadores griegos que han existido. Desacreditó en forma tal la teoría
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de Demócrito, que tuvieron que transcurrir más de dos mil años antes de que los hombres de
ciencia volvieran a tomarla en consideración.
Cuando lo hicieron, comprendieron que un solo detalle en la teoría de Demócrito era el que la
había hecho apartarse de todas las extrañas teorías que la habían precedido. Hasta cierto
punto, por lo menos, Demócrito tenía la razón.
1. Elabora un resumen del texto anterior, teniendo en cuenta los hechos más importantes,
según su criterio.
2. ¿Qué título le daría usted a el texto?. Justifique su respuesta.
3. elabore un ensayo en donde explique el siguiente mentefacto conceptual:
UNIVERSO
POSEE MASA
OCUPA
UN
LUGAR EN EL
ESPACIO.
TIENE
ENERGÍA.
MATERIA
ANTIMATERIA
ÁTOMOS
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
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“MODELO MÉCANICO CUANTICO DE LA
MATERIA”
El átomo es la menor porción de materia. ¿Es la porción más pequeña de la materia?
Modelo científico se denomina a una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para
explicar hechos experimentales. El modelo mecano-cántico es la explicación actual sobre el
comportamiento del átomo. Esta se basa en la teoría cuántica, que es la teoría física basada
en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de
las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación.
La teoría cuántica fue desarrollada entre los años 1924 y 1927, sobre las bases de la teoría
del físico alemán Max Planck y sobre el principio de incertidumbre, formulado por el físico
alemán Werner Heisenberg en 1927.
CONCEPTOS SOBRE EL ATOMO
En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, indivisible)1 es la
unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y
que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo
ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no
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quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se
comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas
El primero en utilizar este término fue Demócrito, porque creía que todos los elementos
deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en
griego (A: sin y Tomos: división, significa INDIVISIBLE).
Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De hecho
están formados por partículas subatómicas (más pequeñas que los átomos). Estas partículas
son:
Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x
10-19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10-28 g, que se encuentra
ELECTRÓN (-)
formando parte de los átomos de todos los elementos.
NEUTRÓN
(0)
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente
superior a la del protón, que se encuentra formando parte de los átomos
de todos los elementos.
PROTÓN
(+)
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x
10-19 coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón, que
se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
Desde siempre el ser humano ha soñado con encontrar los constituyentes últimos de la
materia que nos rodea. Ya en el siglo V a de C. se hablaba de una partícula indivisible
llamada átomo. Para Démócrito y Leucipo la materia no eran más que átomos y espacio
vacío. Han pasado 27 siglos y aún sobrevive este término; pero ellos firmaban que los
átomos tenían formas, tamaños y pesos diferentes, algunos están serían esféricos; otros
cúbicos y cilíndricos, con superficies tanto lisas como irregulares.
PIERRE GASSENDI (Francés 1630): Realiza la teoría de Démócrito, imagina a los átomos
provistos de ganchos, suponiendo que estos permitían mantenerlos unidos.
JHON DALTON (INGLÉS 1800): Imaginó a los átomos como esferas diminutas y compactas,
de tamaños y masas distintas.
Los átomos de un mismo elemento son distintos, los de átomos diferentes también son
diferentes.
Introduce elementos para representar a los átomos; el oxígeno con un círculo, el hidrógeno
con un círculo y un punto, el azufre por un círculo y una cruz.
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Es refutada por cuanto se descubren fenómenos que demuestran que los átomos no son
esferas indivisibles e inmutables, sino que están a su vez formados por otras partículas:
electrón, protón y neutrón.
JOSEPH JOHN THOMPSON (Inglés 1897): Formula un modelo, según el cual, considera al
átomo como una masa de carga positiva, especie de gelatina donde se incrustan los
electrones, las cargas positivas y negativas se distribuyen uniformemente para anularse
entre sí.
ERNEST RUTHERFORD (Inglés, Premio Noble 1908): El modelo se Rutherford se conoce
como teoría del átomo nuclear y puede sintetizarse así:
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central del
átomo, de tamaño pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva, y prácticamente toda
la masa. Está formado por protones y neutrones (nucleones).
La corteza es casi espacio vació, de inmenso tamaño si se le compara con el núcleo. Allí se
ubican los electrones, partículas de carga negativa y masa apreciable, que giran alrededor
del núcleo como lo hacen los planetas alrededor del sol. El número de protones a de ser
igual al de electrones en la corteza.
NIELS BOHR(Danés, Premio Nobel 1922):Sugiere un modelo de átomo en el cual los
electrones tienen un orden definido en torno la núcleo, es decir, giran en determinadas
órbitas. Algunas de las ideas propuestas por Borh son las siguientes:
Los electrones solamente pueden describir ciertas órbitas de energías determinadas. cuando
un electrón gira en una órbita, no absorbe ni emite energía. Para que un electrón salte de
una órbita de menor energía a una órbita de mayor energía, necesita absorber energía.
Sólo cuando un electrón salte de una órbita de mayor energía a una órbita cercana al núcleo
entones emite energía
El modelo cuántico del átomo fue modificado paulatinamente, a medida que se generaban
nuevos conocimientos e hipótesis. En este proceso fueron necesarios los aportes de varios
modelos, que con su teoría ayudaron a sustentar el modelo actual.
Modelo Atómico actual
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, se
consideran los siguientes:
La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la
masa atómica en un volumen muy pequeño.
Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se
distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias
prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas
(electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del
átomo
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La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento
de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja
frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda",
una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta
ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al
electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al
electrón se denomina orbital.
La función de onda depende de los valores de tres variables que reciben la denominación
de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una función específica
para un electrón.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Son cuatro los números encargados de definir la función de onda (PSI) asociada a cada
electrón de un átomo: el principal, secundario, magnético y de Spin.
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)
Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1
hasta n=7 para los elementos conocidos. Para calcular el número máximo de electrones que
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acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n
determina el volumen efectivo.
donde "n" es el nivel. El valor de "n"
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O
AZIMUTAL ( l )
Determina
el
subnivel
y
se
relaciona
Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles.
con
la
forma
del
orbital.
NIVEL
Número de subniveles
ENERGÉTICO ( n ) contenidos en el nivel
1
1
2
2
3
3
Se designa con números que van de cero a n-1, los cuales se identifican con las letras s, p,
d, f.
SUBNIVEL
NIVEL
LETRA
(número asignado)
1
l=0
s
2
l
l=1
=
0s
p
3
l
l
l=2
=
=
0s
1p
d
A continuación se muestra la forma de los 4 subniveles: s, p, d, f
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Cada subnivel acepta un número máximo de electrones:
s = 2 ep = 6 ed = 10 ef = 14 e-
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
Representa los orbitales presentes en un subnivel. Se designa con números que van de -l a
+ l pasando por cero.
n
l
m
1
0(s)
0
2
0(s)
1(p)
0
-1, 0, +1
3
0(s)
1(p)
2(d)
0
-1,
0,
+1
-2, -1, 0, +1, +2
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones.
NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (s)
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital,
un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números
fraccionarios: -1/2 y +1/2.
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NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA.
Número de cargas elementales positivas (protones) que contiene el núcleo de un átomo. Se
representa con la letra Z. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones
orbitales es igual al número atómico.
Los átomos con el mismo valor Z (isótopos) pertenecen al mismo elemento. El elemento más
ligero es el hidrógeno, y tiene Z = 1. El elemento más pesado que se encuentra en la
naturaleza es el uranio, y tiene Z = 92.
Existen elementos con Z menor o igual a 106; algunos son naturales y otros se han creado
de manera artificial. Cuando el número atómico se escribe explícitamente, por lo general se
coloca antes y debajo del símbolo que representa al elemento; por ejemplo, 1H, 2U.
Un átomo se puede identificar por dos números: el numero atómico, Z, el número de la masa,
A.
El numero atómico (Z) es igual al número de protones que hay en el núcleo de un átomo y es
igual a la carga positiva que hay en el núcleo. El número atómico es característico del
elemento.
El número de masa (A) es la suma del número de protones y de neutrones. Es el número
entero más próximo a la masa atómica. Si se representa por N el número de neutrones, el
número total de partículas en el núcleo será:
A=Z+N
Las dos cantidades, A y Z se pueden representar escribiendo el símbolo químico como:
Donde X es el símbolo del elemento, A es el número de masa y Z es el numero atómico; Los
dos números se escriben a la izquierda del elemento.
ISÓTOPOS
Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes
versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el isótopo más
común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado
deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.
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Hidrogeno
Deuterio
Tritio
Para referirse a un determinado isótopo, se escribe así: AXZ. Aquí X es el símbolo químico del
elemento, Z es el número atómico, y A es el número de neutrones y protones combinados,
llamado el número de masa. Por ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe 1H1, el deuterio
es 2H1, y el tritio es 3H1.
¿Cuántos isótopos pueden tener un elemento? ¿Puede un átomo tener cualquier cantidad de
neutrones?
No; hay combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que
mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden
a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan
más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones
en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables.
No estoy seguro de lo que quiere decir con "inestable". ¿Los átomos simplemente se
separan si no tienen el número correcto de neutrones?
Bueno, si, en cierta forma. 98 Los átomo inestables son radioactivos: sus núcleos cambian
o se desintegran emitiendo radiaciones, en forma de partículas o de ondas
electromagnéticas.
1. ¿Cuáles fueron los avances del modelo atómico propuesto por Thompson con relación
al propuesto por Dalton?
2. Qué partículas subatómicas considera Thompson en su modelo atómico?
3. Compare el modelo atómico de Thompson con el de Rutherford, teniendo en cuenta
las partículas subatómicas en cada modelo, lo mismo que su ubicación en el átomo.
Determine semejanzas y diferencias entre estos dos modelos.
4. Qué son los isótopos y qué partículas determinan su existencia?
5. La teoría atómica de Dalton es el pilar de la química moderna. Escriba los postulados
fundamentales de la teoría atómica de Dalton.
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A = p+ + n0
Z = p+ = e A = número de masa atómica.
Z = número atómico.
N =neutrones.
P = protones
e- = electrones
Para tener en cuenta:
6. Completar la siguiente tabla, sobre la estructura interna del átomo, en cuanto a su
número atómico, número de masa atómica, número de protones, electrones y
neutrones. Identificando el símbolo de cada elemento.
#
NOMBRE
SIMBOLO NÚMERO
ATÓMICO
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Litio
Li
Carbono
Sodio
Nitrógeno
Potasio
Cloro
Flúor
Neón
Hierro
Boro
Oxígeno
Bromo
Helio
Azufre
Silicio
Magnesio
Cobre
Zinc
Níquel
Aluminio
3
NÚMERO
NÚMERO
DE MASA DE
(recuerde
PROTONES
aproximar)
NÚMERO
DE
ELECTRONES
NÚMERO
DE
NEUTRONES
7
3
4
3
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La distribución electrónica es la organización del número de electrones que posee un átomo
en su corteza. Sin olvidar que el número de electrones de un átomo es igual al número de
protones del átomo. Lo que en la tabla periódica aparece como número atómico y que se
representa por la letra Z.
* La corteza de cualquier átomo posee siete niveles, y que los electrones se distribuyen en
estos siete niveles de acuerdo a las siguientes reglas.
NIVEL
1
2
3
4
5
6
7
# ELECTRONES
2 electrones
8 electrones
18 electrones
32 electrones
32 electrones
32 electrones
32 electrones
EJEMPLO
Realizar la distribución electrónica de Cloro ( Cl ) , número atómico igual a 17.
Z = 17 Se deduce que el átomo de Cloro tiene 17 electrones, por lo tanto distribuimos ese
número de electrones teniendo en cuenta la tabla anterior.
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
DEL CLORO ( Cl ).
NIVEL
# ELECTRONES
1
2 electrones
2
8 electrones
3
7 electrones
TOTAL
17 electrones
En el átomo de CLORO:
2-8-7
quiere decir que en:
el primer nivel tiene 2 electrones
el segundo nivel tiene 8 electrones
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y el tercer nivel tiene 7 electrones
El primer nivel es el que se encuentra más
cercano al núcleo.
En el átomo de SODIO:
2-8-1
quiere decir que en:
el primer nivel tiene 2 electrones
el segundo nivel tiene 8 electrones
y el tercer nivel tiene 1 electrón
El primer nivel es el que se encuentra más
cercano al núcleo.
Realizar la distribución electrónica de átomo de Escandio (Sc), número atómico
21. Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el
ejemplo.
Realizar la distribución electrónica de átomo de Kriptón (Kr), número atómico 36.
Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el ejemplo.
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Realizar la distribución electrónica de átomo de Azufre (S), número atómico 16.
Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el ejemplo.
Realizar la distribución electrónica de átomo de Rubidio (Rb), número atómico
37. Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el
ejemplo.
¡Ahora bien! Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por
tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.
Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los
siguientes principios y reglas:
Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales
de energía ocupando primero los de menor energía.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.
O Bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los
de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l,
tendrá menos energía los de menor valor de n".
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6,
7s2
Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por
ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría
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los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un
electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.
EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la
configuración electrónica del litio es
1s2 2s.
El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este
puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s 2
2s2.
La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación
convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un
diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo
y↓spín +1/2 y spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos
será:
NOTACIÓN CONVENCIONAL
11H
DIAGRAMA ORBITAL
1s 1
22He
1s 2
33Li
1s 2 2s 1
44Be
1s 2 2s 2
55B
1s 2 2s 2 2p 1
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usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales .
(b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra
mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el
átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L)
3s1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas
noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del
gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :
Realizar el diagrama de orbitales y la configuración electrónica para los átomos propuestos.
Ejemplo:
Magnesio ( Mg ) Número atómico = 12
( Z =12 ).
Para representar una configuración electrónica por la notación convencional sería: 1S2 2S2
2P6 3S2
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
DIAGRAMA DE ORBITALES
3s
2p
2s
1s
Energía creciente
1. Realizar la configuración electrónica y de orbital de los siguientes elementos.
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PGF03-R03
Calcio (Ca). Número atómico = 20
Cloro (Cl). Número atómico = 17
Fósforo (P). Número atómico = 15
Z = 20.
Z = 17.
Z = 15.
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PGF03-R03
Hierro (Fe). Número atómico = 26
Selenio (Se).
Número atómico = 34
Z = 26.
Z = 34.
.
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PGF03-R03
PRUEBA TIPO ICFES
1. Un elemento tiene un número de masa de 70 y se determinó que presenta 35 neutrones en su
núcleo. Teniendo en cuenta esta información, el número de electrones que tiene este
elemento es
A. 35
B. 30
C. 65
D. 100
2. Dos átomos con el mismo número de protones y diferente número de neutrones reciben el
nombre de:
A. Isotópicos.
B. Isóbaros.
C. Isostéricos.
D. Isótopos.
3.
A.
B.
C.
D.
El número másico es:
El número entero más próximo al peso atómico del elemento.
El número que nos indica la masa de un átomo determinado.
El número de veces que la masa de ese átomo contiene a la unidad de masa atómica.
El número de nucleones que tiene dicho átomo.
4. Si nos indican un elemento de la forma siguiente: 89 Sr 38 , podemos decir que está
constituido por:
A. 89 protones, 89 electrones y 38 neutrones.
B. 38 protones, 38 electrones y 89 neutrones.
C. 51 protones, 51 electrones y 38 neutrones.
D. 38 protones, 38 electrones y 51 neutrones.
5. De las siguientes proposiciones, señale la que considere correcta. Los electrones, en el
modelo atómico de Bohr:
A. pueden pasar a una órbita superior emitiendo energía.
B. tienen la misma velocidad en cualquier órbita.
C. Los electrones excitados dejan de estar en órbitas circulares.
D. Todo lo anterior es falso.
6. El número atómico es:
A. El número de nucleones que tenga.
B. El número de protones que hay en el núcleo atómico, y que siempre coincide con el número
de electrones de la corteza.
C. El número de electrones que hay en la corteza atómica.
D. El número de protones que hay en el núcleo atómico.
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PGF03-R03
7.
A.
B.
C.
D.
La definición más acertada de átomo es
La parte más pequeña en que puede dividirse la materia.
La parte más pequeña en que puede dividirse un elemento por métodos físicos.
La parte más pequeña en que puede dividirse un elemento por métodos químicos.
La unidad elemental de una sustancia que puede intervenir en cualquier proceso químico.
8. Los números cuánticos que expresan los niveles de energía en el modelo atómico de Bohr
son:
A. Números que se necesitan para poder explicar la configuración electrónica del átomo.
B. Parámetros que localizan la posición de las partículas que componen el núcleo del átomo.
C. Parámetros que sirven para localizar la posición del electrón la corteza del átomo.
D. Parámetros que sirven para localizar la posición del núcleo dentro de la corteza atómica.
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PGF03-R03
UNIDAD II:
PROPIEDADES
PERIODICAS
Propósito:
Reconocer la importancia de la tabla periódica en la organización de los
elementos de la naturaleza.
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PGF03-R03
ORIGEN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos
elementos tienen propiedades semejantes.
En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una
ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre
los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por
otro.
Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico.
Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio,
estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso
atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y
Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de
elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron
desestimados.
Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables
progresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras
propiedades de los mismos.
Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands
estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso
atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una,
observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con
propiedades similares y que presentaban una variación regular.
Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando
los periodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas
similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el
considerar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla
actual) debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas
filas horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus
trabajos fueran desestimados.
En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich
Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.
Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso
atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un
máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente,
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PGF03-R03
representaba para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las
octavas, pero después se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de
Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento
que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos
que tuvo una importancia definitiva.
Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico,
Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de
acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de los
distintos periodos) de los elementos.
Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidían
elementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en sus
propiedades físicas.
La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus
primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la
existencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun no
se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos
de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.
Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos
elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivos
elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un
sitio en esta nueva ordenación.
La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos
descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy
similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.
Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son el resultado de los trabajos de
Glenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su descubrimiento del plutonio en
1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102 (Plutonio, Pu;
Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio, Es; Fermio, Fm; Mendelevio,
Md; y Nobelio, No).
Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie
de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.
En las tablas escolares suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la
masa atómica de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros
datos sobre los elementos
Utilidad de la tabla
Otra clasificación que resulta importante conocer y es de gran utilidad en la nomenclatura es
la que nos brinda información sobre la capacidad de combinación de los elementos o sea su
valencia así como su estado o número de oxidación.
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PGF03-R03
Existe una clasificación que ubica a los elementos representativos en ocho grupos
identificados como A y a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos
así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su capa de
valencia o sea el último nivel, y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia
máxima que el elemento puede presentar.
La valencia de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el
caso de los no metales se relaciona con el número de átomos de hidrógeno con que se
puede enlazar y en los metales con cuántos átomos de cloro se une.
1. Escoge 7 proposiciones de las cuales consideres se resume la idea central de la
lectura, justifica tu respuesta.
2. Realiza una lista en orden cronológico de los aportes dados por los científicos a la
construcción de la ley periódica.
3. Responder:
a) ¿Quién propuso el primer sistema de clasificación de elementos?
b) ¿Qué nombre recibe el sistema de clasificación de Newlands?
c) ¿Que aporte permitió el espectrógrafo en el sistema periódico?
d) ¿cuál es la utilidad de la tabla periodica?
e) ¿Qué dice la primera Ley Periódica?
f) ¿Quién propuso la “Ley Periódica Actual?
g) ¿Qué dice la Ley Periódica Actual?
LA LEY PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
LA TABLA PERIÓDICA Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se
llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre
de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen
dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a
elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el
tercer elemento del periodo.
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PGF03-R03
Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se
conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados
elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos
de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se
denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.
REGIONES DE LA TABLA PERIODICA
Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la
tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s,
bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama
La clasificación periódica de los elementos de acuerdo a la distribución electrónica de ellos,
es útil para predecir las propiedades al predecir físicas y químicas y permite clasificarlos en:
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PGF03-R03
Elementos representativos nsp : Son elementos pertenecientes a los grupos A y se
caracterizan por tener los niveles de energía parcialmente ocupados en los orbitales s ó p
donde el orbital s puede tener uno o dos electrones y si este está lleno, puedo presentar
también orbitales p con distribuciones desde uno hasta 6 electrones; además, len estos
elementos los cambios en sus propiedades son bastante significativos de acuerdo su número
atómico.
Gases nobles ns2np6: Presentan mínima reactividad con los otros elementos es decirno
forman compuestos con facilidad, se comportan estables en forma aislada debido a su
configuración electrónica y son bastante regulares en sus propiedades al aumentar el
número atómico.
Elementos de transición ns(n-1)d : Pertenecen a los grupos B , presentan una transición
en las propiedades basicas de los alcalinos (Grupos IA y IIA) y los formadores de ácidos (
IIIA- VIIA).
METALES, NO METALES Y METALOIDES
En la Tabla periódica de Elementos, los elementos metálicos aparecen en color verde; los no
metales en color naranja, y los metaloides en color azul.
La mayoría de los elementos son metales. Generalmente son brillantes, y sólo se derriten a
altas temperaturas. Su forma puede cambiar fácilmente y pueden ser convertidos en cables o
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PGF03-R03
láminas sin romperse. Los metales se corroen, al igual que el desgaste gradual del hierro. El
calor y la electricidad viajan fácilmente a través de los metales ¡razón por la cual no es
prudente pararse junto a un poste metálico durante una tempestad!.
A la derecha de la Tabla Periódica aparecen los no metales, éstos son muy diferentes a los
metales. Su superficie es opaca, y son malos conductores de calor y electricidad. En
comparación con los metales, son de baja densidad, y se derriten a bajas temperaturas. La
forma de los no metales no puede ser alterada fácilmente, ya que tienden a ser frágiles y
quebradizos.
A los elementos que tienen las propiedades de los metales y no metales se les llama,
metaloides. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar fácilmente.
Generalmente, los metaloides son conductores de calor y de electricidad, de mejor manera
que los no metales, y no tan bien como los metales.
Los metales de transición son los cuarenta elementos químicos, del 21 al 30, del 39 al 48, del
71 al 80 y del 103 al 12 CORRESPONDEN ALGRUPO B. El nombre de "transición" proviene
de una característica que presentan estos elementos de poder ser estables por si mismos sin
necesidad de una reacción con otro elemento
1. Responde:
a)
¿Cómo se encuentra estructurada la Tabla Periódica?
b)
¿Qué nombre recibe los metales de la izquierda en la Tabla Periódica?
c)
¿Qué orbital llenan los elementos del grupo 1 y 2 A?
d)
¿Qué orbital llenan los elementos del grupo I B al VII B?
e)
¿Qué orbital llenan los metales de transición?
f)
¿Qué nombre reciben los elementos que llenan el orbital f?
2. Realiza los siguientes mentefactos conceptuales.
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PGF03-R03
TABLA PERIÓDICA
ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS
TABLA PERIÓDICA
ELEMENTOS
METÁLICOS
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PGF03-R03
FAMILIA
DE LOS HALOGENOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en
el sistema periódico, la comprensión de esta periodicidad permitirá entender mejor el enlace
de los compuestos simples, así como la variación periódica detectada en las propiedades
físicas de los elementos químicos (puntos de fusión, de ebullición, etc..).
La Tabla Periódica puede usarse para distintos fines, en particular es útil para relacionar las
propiedades de los átomos a escala atómica.
Las variaciones de las propiedades periódicas dependen de las configuraciones electrónicas,
en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al
núcleo. En este caso consideraremos las siguientes propiedades periódicas:
EL RADIO ATÓMICO
Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Numerosas
propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están
relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran
medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva
los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico.
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PGF03-R03
Variación periódica
Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la
carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según
aumenta el número atómico.
Figura 6. Aumento de radio atómico según periodo y grupo
RADIO IÓNICO
Es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y
químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto
depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se
convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su
tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión resultante
entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más
pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión
electrón–electrón y se contrae la nube electrónica.
Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo
Variación periódica
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PGF03-R03
El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo
aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.
Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas.
Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la
tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo
de un Ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva.
1. Ordenar de forma creciente los siguientes elementos de acuerdo al radio atómico.
a. Na, Rb
b. Na, Mg
c. S, O
d. Se, Te
2. Ordenar de forma creciente los siguientes elementos de acuerdo al radio iónico.
a. Na, Na+
b. Mg2+ Mg
c. S, S2d. Br. Br
(1ER)
POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Energía necesaria para arrancar un e - de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado
fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un
electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una
reacción endotérmica.
(2do) Potencial de ionización:
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PGF03-R03
Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y
obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.
Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos
potenciales de ionización.



Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus
electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por
consiguiente una fácil formación de iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa,
debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga
positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.
El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para
predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente
Variación periódica
Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el
número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la
fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para
sacar un electrón se requiere más energía.
Energía de ionización
Figura 4. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo
1. Ordenar de forma creciente los siguientes elementos de acuerdo al potencial de
ionización.
a. Na, Rb
b. Na, Mg
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PGF03-R03
c. S, O
d. Se, Te
ELECTROAFINIDAD
Es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso: Entre
más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar
(ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos
(7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta.
La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de
la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos
patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas
que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al
de la energía de ionización
LA ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando
está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad
para atraerlos.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones
hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una
escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor
asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el
cesio, tiene una electronegatividad de 0,7
La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de
ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado,
atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante
atracciones externas; será muy electronegativo.
Variación periódica
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a
derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
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PGF03-R03
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que
para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán
dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor
será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más
electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una
transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.
RESUMEN
La electronegatividad Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando
forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es
altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es
poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones,
este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento
de determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en
base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno.
En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y
de abajo hacia arriba en un grupo.
1. Responde en tu cuaderno con base en lo visto durante el período:
a)
b)
¿Cuáles son las principales propiedades periódicas de los elementos?
¿Qué otras propiedades periódicas presentan los elementos?
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PGF03-R03
c)
d)
e)
f)
g)
¿De qué depende la variación de las propiedades periódicas?
¿Cómo se define el radio atómico?
¿Cómo se define la energía de ionización?
¿Cómo se define la afinidad electrónica?
¿Cómo se define la electronegatividad?
1. Explica el significado de cada propiedad atómica, y justifica su variación en un mismo
grupo o en un mismo periodo del sistema periódico: a) radio atómico, b) energía de
ionización, c) potencial de ionización.
2. ¿Cuál átomo tiene el mayor potencial de ionización, elctroafinidad y
electronegatividad? Si, Al, B o C. justifica la respuesta
3. Ordenar los elementos del grupo VI en orden creciente de tamaño atómico.
4. Ordenar los elementos del periodo 2 de mayor a menor valor de electronegatividad
5. Completar la siguiente tabla
NOMBRE
SIMBOLO
manganeso
Francio
Fósforo
astato
Yodo
Litio
Carbono
Boro
azufre
paladio
Aluminio
fluor
Yodo
Z
GRUPO PERIODO REGIÓN
1. La periodicidad química consiste en el parecido químico que se observa en
elementos:
a. De masa atómica contigua
b. Que aparecen cada cierto periodo
c. Con igual número de niveles
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PGF03-R03
d. Con la misma cantidad de electrones.
2. los elementos de un mismo periodo se caracterizan en poseer:
a. la misma masa atómica.
b. Un mismo número de niveles
c. Igual cantidad de isotopos
d. El mismo número de electrones.
3. Los elementos de un grupo de la tabla periódica se parecen en que tienen
a. Igual cantidad de electrones en el último nivel.
b. El mismo número de niveles
c. La misma cantidad de protones.
d. La misma masa atómica.
4. los grupos y periodos de la tabla periódica corresponden, respectivamente, a :
a. las filas y las columnas
b. los niveles y columnas
c. las familias y niveles
d. las filas y niveles.
5. En la tabla periódica, el parecido químico se da entre los elementos de un
mismo:
a. Periodo
b. Grupo
c. Numero de niveles
d. Numero de electrones
6. Un elemento ubicado en el segundo grupo y tercer periodo tendrá:
a. Tres electrones finales y dos niveles
b. Dos electrones finales y dos niveles
c. Dos electrones finales y tres niveles
d. Tres electrones finales y tres niveles
7. Todos los cuerpos del universo buscan su posición más estable. Ésta se da en
los átomos cuando:
a. Pierden electrones.
b. Ganan protones
c. Ganan electrones.
d. Adquieren 8 en su capa externa.
8. El calcio pertenece al grupo II de la tabla periódica. En consecuencia lo más
probable cuando se enlace es que:
a. Gane dos electrones.
b. Comparta dos electrones.
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c. Pierda dos electrones
d. Gane seis electrones.
9. El neón es un gas que posee 8 e- de valencia. Por lo tanto, si se mezcla con el
oxígeno, lo más probable es que:
a. Formen un enlace covalente.
b. No reaccionen
c. Se una en un enlace iónico
d. Ceda seis electrones de oxígeno.
10. La regla del octeto afirma que todos los átomos tienen la tendencia a :
a. Ganar 8 electrones.
b. Perder 8 electrones.
c. Formar 8 enlaces.
d. Completar 8 e- en su último nivel.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 11 a 12 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE FIGURA
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
PI
RA
PI
RA
11. En cuál de los siguientes átomos es mayor el potencial de ionización
a.
b.
c.
d.
Sb
P
N
As
12. El radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones es:
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a.
b.
c.
d.
El radio atómico
El radio molecular
El radio covalente
El radio iónico.
13. Dados los siguientes elementos: Cl y Na podríamos afirmar que en cuanto al
potencial de ionización:
a. Cl > Na
b. Na > Cl
c. Na = Cl
d. Na y Cl no se pueden relacionar.
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UNIDAD III ENLACES QUÍMICOS
Propósito:
Explicar teóricamente la formación de moléculas y compuestos a partir de los
diferentes tipos de enlace.
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PGF03-R03
LA FIESTA DE LOS ÁTOMOS
Todos los elementos invitados a la fiesta habían acudido, desde el más liviano el Hidrógeno,
hasta uno de los más pesados el Uranio; elementos célebres como el único metal líquido el
Mercurio, con sus compañeros del mismo estado como el Cesio, Francio, Galio y Bromo el
elemento “probeta” o primer sintético el Tecnecio; algunos gases imperceptibles como el
Hidrógeno, el Nitrógeno y el Oxígeno, y otros olorosos como el Flúor y el Cloro; el más
denso el Osmio. Todos lucían muy elegantes, ya que era una buena ocasión para
impresionar y así conseguir amistades o parejas.
Na
F
Los señores como el Flúor y el cloro eran los más activos porque al contar con 7 electrones
en su última capa energética gozaban de mejores atributos físicos y químicos para llamar la
atención y entrar a reaccionar; claro que también hay otros como el cesio, el francio, el
rubidio, el potasio y el sodio que son muy activos y que se dejan conquistar con el primer
acercamiento. Sin embargo, como en todas las reuniones ocurre que se forman grupos
aislados, muy apáticos que no saludan, no le hablan a nadie, no prestan plata, no dan ni la
hora; estos son los apodados gases nobles o inertes (grupo VIIIA de la tabla), que no se
interesan por nadie, puesto que se ufanan de ser autosuficientes por tener todo lo necesario;
es decir, se sienten estables energéticamente al tener 8 electrones en su última capa. Son
los únicos que desde su nacimiento cumplen con la regla del octeto. Pero ….. a veces… Al
transcurrir la fiesta se empiezan a notar elementos entusiasmados a reaccionar con otros
para unirse o enlazarse, para así formar una familia que sería una molécula un agregado
atómico. Las uniones se originan como resultado de las interacciones que pueden ser
atracciones y repulsiones mutuas entre los electrones. El objetivo del “matrimonio” químico
es similar al social; supuestamente se realiza para acompañarse y alcanzar una estructura
más estable, o sea un estado de menor energía. En la búsqueda de la pareja juega un papel
importante la apariencia física, entendida ésta como la parte que el átomo deja ver, es decir,
la parte externa… el vestido; pues en muchos casos hay atracción y amor a primera vista; el
vestido de los átomos son los electrones de valencia o electrones que están en la capa más
externa y que van a participar directamente en el enlace.
Li
Cl
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PGF03-R03
Aparte de la apariencia física también cuenta la “personalidad” del elemento, en este caso la
electronegatividad o capacidad que posee un átomo para atraer los electrones del enlace.
También se puede decir que mediante esta propiedad definimos un elemento como: buena,
regular o mala “gente”. Porque si el valor de la electronegatividad es bajo, entonces decimos
que el elemento es como una persona positiva que dona sus bienes o transfiere los
electrones en un enlace , como por ejemplo, los elementos del grupo IA y IIA de la tabla
(Alcalinos y Alcalinotérreos), Si la electronegatividad es alta se tiene un elemento negativo
que roba o quita electrones del enlace, como los no metálicos. De esta forma tenemos que
el elemento más negativo es el flúor con una electronegatividad de 4.
N
N
Al aumentar el calor de la fiesta o su energía, ya se comienza a ver parejas de átomos, las
cuales son detectadas por el grupito de gases noble o inertes. Como éstos no tienen interés
en integrarse a la reunión, asumen el papel de mirones, criticones y chismosos. La primera
unión o enlace que se ve es la formación de la sal común, donde el cloro, individuo muy
hábil, charlatán y negativo, con un bonito traje de 7 electrones, “conquista” al sodio que es
un elemento que queda positivo al entrar en contacto con él ya que le pasa el único electrón
de su capa externa para estabilizarse al completar 8 electrones en el último nivel. Dicha
unión se clasifica como enlace iónico o electrovalente; en él existe transferencia de
electrones
desde un átomo con menor electronegatividad a
uno de mayor
electronegatividad; el átomo de cloro atrae fuertemente al sodio formando la sal y así se
forman otras uniones del mismo tipo como: CsF, NaF, KCl, MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2, etc.
Como norma general se tiene que el “matrimonio” iónico ocurre cuando los dos átomos
“prometidos” tienen una diferencia de electronegatividad mayor a 2.1 ó incluso a 1.7.
Cl
Cl
Siguiendo los sucesos de la fiesta, se observa que en algunos metales sus átomos se unen
entre ellos mismos, formando agregados, en los que cada átomo aporta sus electrones de la
capa externa o de valencia formando así iones (+); dichos electrones actúan también como
una nube electrónica que se desplaza por todo el metal para estabilizar el agregado. La
nube electrónica permite explicar la alta conductividad eléctrica y calorífica de los metales. Al
anterior tipo de unión se le denomina enlace metálico.
Otras parejas que se formaron fueron las de los no metales entre ellos mismos o con otros,
por ejemplo O2, N2, CO2, Cl2, H2O. Estos enlaces son parecidos a los matrimonios
modernos, donde por la liberación femenina y la decadencia del machismo, se exige igualdad
de condiciones; es por eso que los átomos unidos poseen una electronegatividad semejante,
y por consiguiente los electrones del enlace van a ser compartidos mutuamente. Este tipo de
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7
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PGF03-R03
unión es la covalente, que se puede asociar con una cooperativa donde todos los
participantes son favorecidos.
En un matrimonio ideal o perfecto hay comprensión y ayuda, ninguno se recarga o se
aventaja;
en esta situación habría un enlace covalente no polar.
Allí las
electronegatividades de los miembros de la pareja son semejantes, por ejemplo en dos
elementos iguales como oxígeno con oxígeno. No obstante , en muchos noviazgos y
matrimonios una persona tiende a dominar a la otra, aunque no totalmente; en este caso
tendríamos una polarización del mando, por lo que el enlace se llamaría covalente polar.
En este tipo de enlace un átomo es parcialmente positivo y otro parcialmente negativo, como
por ejemplo el agua , los hidrácidos (HCl, HF, HBR) etc.
Cl
Sr
Cl
Un grupo de elementos se dedicó a tomar licor, acabando con todas las exigencias, por lo
que decidieron unirse para conseguir dinero y comprar más trago. En el grupo de H 2SO4,
todos dieron su cuota, excepto dos átomos de oxígeno que se hicieron los locos y no
colaboraron. Sólo estaban de zánganos que vieron la forma de aprovecharse de los demás
Éste es el caso del enlace covalente coordinado o dativo, donde uno o unos átomos
comparten sus electrones pero hay otro(s) que no aportan, sólo están de cuerpo presente
para beneficiarse y también para dar estabilidad a la molécula.
La fiesta termina y salen felices con sus conquistas y enlaces, mientras que otros esperarán
ansiosamente para tener otra oportunidad con mejor suerte para poder interactuar o
reaccionar y así dejar la soledad.
O
H
H
1. Realiza una lista de los elementos mencionados en la lectura y al frente de cada uno
coloca su característica principal.
2. Responder:
a) ¿cuál es el nombre de la familia de los elementos más aislados?¿qué otras
características presentan los elementos de este grupo?
b) ¿Cuál es el objetivo del “matrimonio” químico?
c) ¿Qué es la electronegatividad y como se mide para los elementos químicos?
d) ¿Qué es un enlace iónico y que elementos lo pueden formar?
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PGF03-R03
e)
f)
g)
h)
¿En qué consiste el matrimonio moderno y que elementos lo pueden formar?
¿En qué se diferencian el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar?
¿En qué consiste el enlace covalente dativo?
¿Qué es un enlace metálico?
DEFINICION DE ENLACE QUÍMICO
 Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las
fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un
agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo
como una especie molecular independiente. La naturaleza del enlace químico. Linus
PAULING.
 Óptica. Isaac Newton. Las partículas se atraen unas a otras por alguna clase de
fuerza, que es sumamente fuerte cuando se hallan en contacto inmediato, que efectúa
las operaciones químicas a distancias pequeñas y llega no muy lejos de las partículas
con cualquier efecto sensible.
 Está claro que la descripción íntima de un enlace químico debe ser esencialmente
electrónica. El comportamiento y la distribución de los electrones en torno del núcleo
es lo que da el carácter fundamental de un átomo; lo mismo debe de ser para las
moléculas.Por ello, en cierto sentido, la descripción de los enlaces en cualquier
molécula es, simplemente, la descripción de su distribución electrónica.Valencia. A.
Coulson.
 Enlace químico. Enciclopedia Británica. Los enlaces químicos se producen cuando la
estructura electrónica de un átomo se altera lo suficiente para enlazarse con la
estructura electrónica de otro átomo o átomos.
 Si la interacción atractiva entre dos átomos o entre más de dos átomos es
suficientemente fuerte de modo que puedan estudiarse experimentalmente las
propiedades singulares de la combinación, antes de que se descomponga, se dice
que los átomos se mantienen juntos por enlaces químicos. Química. Bailar.
REGLA DEL OCTETO.
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el
intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera).
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PGF03-R03
La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones
para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su
capa de valencia 8 electrones.
Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o
perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho
electrones en la capa de valencia.
Por ejemplo tenemos:
Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para
alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto.
Los diferentes colores de electrosfera mostrados en la
figura nos ayudan a interpretar lo siguiente:
1 – Átomos de Oxigeno poseen seis electrones en la
capa de valencia (anillo externo en la figura)
2 – Para volverse estables precisan contar con ocho
electrones. ¿Y como lo logran entonces?
Comparten dos electrones (indicado en la unión de los
dos anillos), formando una molécula de gas oxígeno (O2)
La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables
cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho
electrones (configuración de un gas noble).
Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la busqueda de tal
estabilidad.
Excepciones a la regla del Octeto
Berilio (Be)
Es una excepción a la regla del Octeto porque es capaz de formar compuestos con dos
enlaces simples, siendo así, se estabiliza con apenas cuatro electrones en la capa de
valencia.
Como el hidrógeno (H) precisa ceder dos electrones para realizar el enlace (H ― Be ― H), el
átomo de Berilio (Be) comparte sus electrones y alcanza la estabilidad.
Aluminio (Al)
Es una excepción a la regla del octeto porque alcanza la estabilidad con seis electrones en la
capa de valencia. El átomo de aluminio tiende a donar sus electrones y así puede formar tres
enlaces simples con otros átomos.
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En este caso, el Aluminio (Al) formó tres enlaces con tres átomos de Fluor (F)
Boro (B)
Forma sustancias moleculares con tres enlaces simples.
Fijémonos que el Boro (B) tiene la tendencia de donar sus electrones para los átomos de
Flúor (F), este si obedece a la regla del Octeto, necesitando sus ocho electrones en la capa
de valencia. Como el Boro cede sus electrones, el Flúor se estabiliza con el Octeto formado.
LAS ESTRUCTURAS DE PUNTOS DE
LEWIS
Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de
valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con
puntos que representan los electrones de valencia.
Símbolos de Lewis y estructuras de Lewis.
Un símbolo de Lewis consiste de un símbolo químico que representa el núcleo y los
electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo
representando a los electrones más externos (electrones de la capa de valencia). Así el
símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuración [Ne]3s23p2 es:
Para escribir los símbolos de Lewis se sitúan puntos solitarios en los lados del símbolo hasta
un máximo de cuatro y luego se van pareando hasta formar un octeto. Los símbolos de Lewis
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se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones
para los elementos de transición.
Ejemplo 1. Escritura de los símbolos de Lewis.
Escriba símbolos de Lewis para los siguientes elementos: a) N, P, As, Sb, Bi b) Al, I,
Se, Ar.
Solución:
Éstos son elementos del grupo VA , Sus átomos tienen todos cinco electrones de valencia
(ns2np3).
El Al está en el grupo IIIA; el I en el VIIA; el Se en el VIA; el Ar en el VIIIA.
Para los elementos de los grupos principales el número de electrones de valencia y por ende
el número de puntos que aparecen en un símbolo de Lewis es igual al número del grupo en
la tabla periódica.
Una Estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la
transferencia o compartición de electrones en un enlace químico.
CONSIDERACIONES AL MOMENTO DE ESCRIBIR ESTRUCTURAS DE LEWIS.
Generalmente todos los electrones de una estructura de Lewis están apareados.
Generalmente cada átomo adquiere como estructura externa un octeto de electrones. Sin
embargo, el hidrógeno se limita a una capa externa de dos electrones(dueto)
Algunas veces son necesarios enlaces covalentes dobles o triples. Los átomos C, N, O, P y
S son los que más fácilmente forman enlaces covalentes múltiples.
Determinar el esqueleto de una estructura, para ello considerar que: Los átomos de
Hidrógeno son siempre átomos terminales y los átomos de carbono son casi siempre
centrales.
Otro ejemplo es la estructura de Lewis para el H2SO4:
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TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
Un enlace químico es el conjunto de interacciones que mantienen unidos a los átomos entre
sí, para dar lugar a estructuras más estables que los átomos o moléculas de partida. Todos
los sistemas químicos evolucionan en el sentido de alcanzar la máxima estabilidad, y todos
cuantos cambios físicos o químicos se produzcan espontáneamente tienen como resultado
un aumento de la estabilidad del sistema.
Los electrones y orbitales que intervienen en una unión química son los de la capa exterior,
por lo que se les llama electrones de enlace. La obtención de una estructura electrónica
estable se puede conseguir por la captación o sesión de electrones. Los átomos tienden a
alcanzar configuraciones electrónicas estables: (regla del octeto)
Los elementos representativos adquiriendo la configuración del gas noble.
Los elementos de transición consiguiendo orbitales externos semicopados, puesto que la
presencia de electrones “d” en su penúltima capa haría necesaria la entrada de energías muy
elevadas.
ENLACES IÓNICOS
Se produce entre un elemento muy electropositivo (tiene tendencia a ceder electrones) y otro
muy electronegativo (tiene tendencia a recibir electrones). Esta transferencia de electrones
origina los iones negativos (aniones) y positivos (cationes), con cargas eléctricas de distinto
signo, que se atraen por acción de fuerzas electrostáticas y mantienen unidos a los iones.
Por ejemplo veremos la formación del NaCl. El Na, elemento electropositivo, tiende a ceder
un electrón quedando con la configuración del gas noble más próximo a él, el Ne. El sodio
(Na) se transforma en el catión sodio (Na+). Por su parte el cloro, elemento electronegativo,
recibe el electrón que cede el sodio, completa su octeto electrónico y toma la estructura
externa del Ar, transformándose en el anión cloruro (Cl)
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ENLACES COVALENTES
No siempre los átomos se unen entre sí por transferencia de electrones. También se pueden
unir compartiendo pares de electrones para adoptar la configuración electrónica del gas
noble más próximo. Tal es el caso de la molécula de H2. Por tratarse de una molécula
formada por átomos iguales, no es posible pensar que un átomo transfiera un electrón a otro;
en este caso los átomos comparten un par de electrones formado por el aporte de un
electrón de cada uno de los átomos. Adquieren de tal manera la estructura del gas noble más
próximo al hidrógeno: el Helio.
El par de electrones compartidos se puede representar por una línea. Del mismo modo dos
átomos de cloro forman una unión covalente. Cada átomo comparte un par de electrones
para completar el octeto electrónico:
Adviértase que algunos electrones de valencia no intervienen en la formación del enlace
covalente; éstos reciben el nombre de electrones no enlazados o pares libres, de esta
forma en el ejemplo anterior cada cloro tiene tres pares de electrones libres.
Los electrones compartidos se presentan siempre de a pares, pero los átomos pueden
compartir uno o más pares de electrones. Los átomos de la molécula de oxígeno comparten
dos pares de electrones (doble enlace) y los de la molécula de nitrógeno comparten tres
pares de electrones ( triple enlace).
ENLACE COVALENTE POLAR
En este tipo de unión química las moléculas presentan una distribución no uniforme de carga
eléctrica. Como ejemplo analicemos el caso del cloruro de hidrógeno:
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Los dos átomos comparten un par de electrones, pero como sus electronegatividades son
diferentes ( Cl: 3 ; H: 2,1) el par electrónico es desigualmente atraído y se encuentra más
próximo al cloro que al hidrógeno. Hay una variedad de unión covalente en la cual el par de
electrones que se comparte es aportado por uno de los átomos. Se llama unión
covalente dativa o coordinada.
Ej: SO2
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Cuando los átomos que constituyen las moléculas son iguales, como en los casos que
hemos considerado, los pares de electrones compartidos se encuentran a igual distancia de
los núcleos; la molécula presenta una distribución uniforme de carga eléctrica: se denomina
unión covalente no polar. También existe el enlace covalente polar para cuya comprensión
es necesario introducir el concepto de electronegatividad.
Electronegatividad: Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones
en una unión covalente. El átomo que atrae con mayor intensidad al par electrónico es el
más electronegativo. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las
electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos.
Los átomos de elementos con diferencias de electronegatividad grandes tienden a formar
enlaces iónicos, dado que los elementos menos electronegativos donan su(s) electrón(es) al
átomo del elemento de mayor electronegatividad. Los átomos de elementos con
electronegatividades similares tienden a formar entre sí enlaces covalentes no polares y
polares.
ENLACE METÁLICO
Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los
electrones de valencia que se agrupan alrededor de estos como una nube) de los metales
entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce
estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura
típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo
metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres
por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los
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electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse
libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y
térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.1
Características de los Metales
Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del
enlace metálico. Entre ellas destacan:
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y
ebullición varían notablemente.
Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme
movilidad de sus electrones de valencia menor).
Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.
Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los
cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).
Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones),
fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario,
que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno
de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las
tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los
responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya
que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica.
Presentan brillo y son maleables.
Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de
valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los
metales tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes
entre los distintos átomos.
1. Responde en tu cuaderno, sin ver los apuntes, recuerda que haz aprendido mucho:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
¿Cómo se define un enlace químico?
¿Cuáles son los únicos átomos que no forman enlaces químicos?
¿Por qué se unen los átomos?
¿Cómo se forma un compuesto?
¿Qué tipo de enlaces químicos existen?
¿Qué sucede con los electrones de los átomos en un enlace iónico?
¿Qué fuerza une a los átomos en un enlace iónico?
¿Qué elementos forman enlaces iónicos?
¿Cuáles son las características de los compuestos iónicos?
¿Cuándo ocurre un enlace covalente?
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k) ¿Qué elementos forman enlaces covalentes?
l) ¿Por qué se forman enlaces covalentes múltiples?
m) ¿Qué representa la estructura de Lewis?
n) ¿Cómo se clasifican los enlaces covalentes?
o) ¿Qué caracteriza a un enlace covalente no polar?
p) ¿Cómo se forma un enlace covalente polar?
q) ¿Qué establece la regla del octeto?
r) ¿Cuáles son las excepciones a la regla del octeto?
2. Desarrolla los siguientes mentefactos conceptuales y elabora un ejemplo según
corresponda en los cuadros inferiores.
ENLACE
IÓNICO
ENLACE
COVALENTE
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ENLACES QUÍMICOS
ENLACE
COVALENTE POLAR
3. Realizar la estructura de Lewis para los siguientes elementos
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ELEMENTO
ESTRUCTURA DE LEWIS
Br
Ca
S
P
Cl
Ar
4. Realizar la estructura de LEWIS para los siguientes compuestos.
Compuesto
Estructura de LEWIS
H20
HNO3
CO2
KCl
5. Prediga si los siguientes compuestos son iónicos o covalentes. Justifique la respuesta.
a) AlCl3
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b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
F2
H2Se
As2O5
O2
HBr
HI
NO2
PRUEBA TIPO ICFES
I. Señale con una X la respuesta correcta
1. Una formula es estructural cuando solo se representan los símbolos que la constituyen
y los enlaces que ligan a los átomos, un ejemplo de formula estructural es:
A. H3PO4
B. CnH2n
C. NaCl
D. O=C=O
2.
A.
B.
C.
D.
En la molécula de As2 se forma un enlace:
Iónico
Covalente doble
Atómico
Covalente triple
3. El enlace iónico se presenta cuando hay transferencia de electrones.
F
Ba
F
4. De acuerdo con el esquema grafico podemos afirmar que:
A. El átomo de bario recibe dos electrones, mientras cada átomo de flúor cede un
electrón.
B. El átomo de bario y el de flúor comparten un electrón
C. El átomo de flúor y el átomo de bario comparten dos electrones.
D. Cada átomo de flúor recibe un electrón. Y el átomo de bario cede dos electrones.
5. Si el cesio tiende a ceder un electrón y el cloro tiende a atraer un electrón, se espera
que el enlace entre estos fuera:
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A.
B.
C.
D.
Covalente
Covalente coordinado
Iónico
Metálico
6. En la formación de enlaces covalentes
hay que tener en cuenta dos hechos
fundamentales:
Si los átomos constituyentes del enlace son iguales, el enlace es no polar.
Si los átomos constituyentes que comparten el par electrónico son distintos hay diferencia de
electronegatividad, el enlace es polar. La estructura que nos indica un enlace covalente
apolar es:
A. H Cl
B. H O H
C. H F
D. Cl Cl
7.
A.
B.
C.
D.
Entre los elementos Z= 15 y Z= 17 existe un enlace:
Covalente doble
Covalente sencillo
Iónico
Covalente polar
8.
A.
B.
C.
D.
Para obtener un enlace covalente polar tendríamos que combinar:
Li y F
HyI
Br y Br
Na y O
9.
A.
B.
C.
D.
Un enlace covalente es aquel que se da entre:
Hidrogeno y metal.
Hidrogeno y no metal.
Un metal y un no metal
Dos metales
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UNIDAD IV LOS COMPUESTOS
INORGÁNICOS
Propósito:
Identificar las principales características que poseen
inorgánicos, identificando los principales grupos funcionales.
los
compuestos
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7
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GRUPOS QUÍMICOS
La química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación, composición,
estructura y reacciones de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo, ácido
sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno,
porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Dicha separación no es siempre
clara, como por ejemplo en la química organometálica que es una superposición de ambas.
Antiguamente se definía como la química de la materia inorgánica, pero quedó obsoleta al
desecharse la hipótesis de la fuerza vital, característica que se suponía propia de la materia
viva que no podía ser creada y permitía la creación de las moléculas orgánicas.Se suele
clasificar los compuestos inorgánicos según su función en ácidos, bases, óxidos y sales, y
los óxidos se les suele dividir en óxidos metálicos (óxidos básicos o anhídridos básicos) y
óxidos no metálicos (óxidos ácidos o anhídridos ácidos).
El término función se les da por que los miembros de cada grupo actúan de manera
semejante.
El término anhídrido básico se refiere a que cuando un óxido metálico reacciona con agua
generalmente forma una base, mientras que los anhídridos ácidos generalmente reaccionan
con agua formando un ácido.
Al ver una fórmula, generalmente lo podemos ubicar en uno de estos grupos.
1. Ácidos cuando observamos el símbolo del hidrógeno al extremo izquierdo de la fórmula,
como HCl (ácido clorhídrico)
2. Bases cuando observamos un metal al principio de la fórmula unido al anión hidróxido
(OH-) al final, como NaOH (hidróxido de sodio).
3. Óxidos a los compuestos BINARIOS del óxigeno, (ojo, debe ser binario contener sólo dos
elementos en la fórmula, uno de ellos es el oxígeno que va escrito su símbolo al extremo
derecho. Óxido metálico cuando es un metal el que se enlaza al oxígeno (óxidos metálicos
binarios), como Fe2O3 (óxido férrico). Óxido no metálico cuando es un no-metal el enlazado
al oxígeno, como CO (monóxido de carbono).
4. Sales son aquellas que están formadas por un metal y un anión que no es ni óxido ni
hidróxido, como el NaCl (cloruro sódico)
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7
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PGF03-R03
Como excepción tenemos que el ion amonio (NH4+) puede hacer la función de un metal en
las sales, y también se encuentra en las disoluciones de amoniaco en agua, ya que no existe
el compuesto hidróxido amonico,NH4OH, ni ha sido detectado en ningún sistema mediante
condiciones especiales.
1. Elabora en tu cuaderno un mentefacto conceptual para el concepto de química
inorgánica.
2. Qué función tiene una formula química.
3. ¿en qué se diferencia la química orgánica de la inorgánica, por que se denomina
orgánica?
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7
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PGF03-R03
FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA
Aprendamos los siguientes conceptos
VALENCIA.
Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de
otros elementos y formar compuestos.
La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que
gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos.
VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL SISTEMA PERIÓDICO.
METALES.
VALENCIA 1
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
VALENCIAS 1, 2
Cobre
Mercurio
VALENCIAS 2, 4
Platino
Plomo
Estaño
Cu
Hg
Pt
Pb
Sn
VALENCIA 2
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zinc
Cadmio
Bario
Radio
VALENCIAS 1, 3
Be
Mg
Ca
Sr
Zn
Cd
Ba
Ra
Oro
Talio
Au
Tl
VALENCIAS 2, 3, 6
Cromo
Cr
VALENCIA 3
Aluminio
Al
VALENCIAS
2, 3
Níquel
Ni
Cobalto
Co
Hierro
Fe
VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7
Manganeso
Mn
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NO METALES.
VALENCIA -1
Flúor
F
VALENCIAS +/-2, 4, 6
Azufre
S
Selenio
Se
Teluro
Te
VALENCIAS +/-2,4
Carbono
C
VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7
Cloro
Cl
Bromo
Br
Yodo
I
VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5
Nitrógeno
N
VALENCIA 4
Silicio
Si
VALENCIA -2
Oxígeno
O
VALENCIAS +/- 3, 5
Fósforo
P
Arsénico
As
Antimonio
Sb
VALENCIA 3
Boro
B
HIDRÓGENO.
VALENCIA +/-1
Hidrógeno
H
NOMENCLATURA
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC
(unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas
para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura
tradicional.
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos:
MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ...
Cl2O3 Trióxido de dicloro
I2O Monóxido de diodo
NOMENCLATURA DE STOCK.
En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una
valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis:
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)
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PGF03-R03
NOMENCLATURA TRADICIONAL
En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese
compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:
Hipo_ _oso Valencia menor
_oso
3
4
1 valencia 2
_ico
Valencia mayor
valencias valencias valencias
Per_ _ico
ÓXIDOS
Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos
clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).
ÓXIDOS BÁSICOS.
Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula
general es:
M2OX
Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).
LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN
COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).
Valencia Fórmula
N. sistemática
1
2
Monóxidode disodio
Monóxido de calcio
Monóxido de hierro
Trióxido de dihierro
Dióxido de plomo
3
4
Na2O
Ca2O2 = CaO
Fe2O2 = FeO
Fe2O3
Pb2O4= PbO2
N. stock (la más
frecuente)
Óxido de sodio
Óxido de calcio
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Óxido de plomo (IV)
N. tradicional
Óxido sódico
Óxido cálcico
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxido
plúmbico
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PGF03-R03
ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS.
Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:
N2OX
Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del
oxígeno).
LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN
COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).
Valencia Fórmula N. sistemática
(la más frecuente)
F2O
Monóxido de diflúor
1
2
Cl2O
SO
Monóxido de dicloro
Monóxido de azufre
3
4
I2O3
SeO2
Trióxido de diodo
Dióxido de Selenio
5
6
7
Br2O5
S2O3
I2O7
Pentaóxido de dibromo
Trióxido de azufre
Heptaóxido de diodo
N. stock
N. tradicional
Óxido de flúor
Anhídrido hipofluoroso
(excepción a la norma
general de prefijos y
sufijos)
Óxido de cloro (I)
Anhídrido hipocloroso)
Óxido de azufre (II) Anhídrido
hiposulfuroso
Óxido de Iodo (III)
Anhídrido sulfuroso
Óxido de selenio Anhídrido selenioso
(IV)
Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico
Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico
Óxido de Yodo (VII) Anhídrido periódico
1. Escribe los nombres que faltan en la tabla.
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PGF03-R03
Fórmula
F2O
I2O7
As2O5
CaO
Fe2O3
PbO2
Al2O3
SnO
N2O5
Au20
TeO2
N. sistemática
N. stock
N. tradicional
Óxido aúrico
Óxido cuproso
Óxido de selenio (II)
Óxido crómico
HIDRUROS
Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno. Su fórmula general es:
MHX
Donde M es un metal y la X la valencia del metal.
Valencia Fórmula
N. sistemática
N. stock
(la más frecuente)
de Hidruro de sodio
1
NaH
2
3
4
FeH2
FeH3
SnH4
Monohidruro
sodio
Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II)
Trihidruro de hierro Hidruro de hierro (III)
Tetrahidruro
de Hidruro estaño (IV)
estaño
N. tradicional
Hidruro sódico
Hidruro ferroso
Hidruro férrico
Hidruro estánnico
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PGF03-R03
HIDRUROS DE NO METALES.
Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico antimonio, carbono, silicio y boro que
forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales.
Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia 3 mientras que el
carbono y el silicio lo hacen con valencia 4.
Valencia
3
3
3
3
3
4
4
Fórmula N. tradicional
(la más usada)
NH3
Amoniaco
PH3
Fosfina
AsH3
Arsina
BH3
Borano
SbH3
Estibina
CH4
Metano
SiH4
Silano
N. sistemática
Trihidruro de nitrógeno
Trihidruro de fósforo
Trihidruro de arsénico
Trihidruro de boro
Trihidruro de antimonio
Tetrahidruro de carbono
Tetrahidruro de boro
1. Completa la siguiente tabla según corresponda.
Fórmula
AuH3
LiH
N. sistemática
N. stock
N. tradicional
Hidruro de plomo (II)
Hidruro de plata
Trihidruro de arsénico
N2O3
NO
Pentaóxido
dinitrógeno
Trióxido de azufre
de
Óxido ferroso
Hidruro niquélico
PbO2
Óxido de bromo (VII)
Hidruro de calcio
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PGF03-R03
ÁCIDOS HIDRÁCIDOS.
Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que forman
estos ácidos son los siguientes:
Fluor, cloro, bromo, yodo (todos ellos funcionan con la valencia 1)
Azufre, selenio, teluro (funcionan con la valencia 2).
Su fórmula general es: HxN
Donde N es el no metal y la X la valencia del no metal. (El hidrógeno funciona con valencia +1).
ACTIVIDAD
Con base en las explicaciones del profesor, completa la siguiente tabla:
Fórmula
HF
HCl
HBr
HI
H2S
N. tradicional
(cuando está en
disolución)
Ácido fluorhídrico
Ácido clorhídrico
N. tradicional (cuando
está en estado puro)
Ácido sulfhídrico
Sulfuro de hidrógeno
Seleniuro de hidrógeno
Fluoruro de hidrógeno
Cloruro de hidrógeno
Ácido telurhídrico
HIDRÓXIDOS.
Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH). Su fórmula general es:
M(OH)X
Donde M es un metal y la X la valencia del metal
Analicemos en conjunto el siguiente cuadro sobre la nomenclatura para los hidróxidos
en general.
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7
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PGF03-R03
Valencia Fórmula
1
2
2
3
NaOH
Ca(OH)2
Ni (OH)2
Al(OH)3
4
Pb(OH)4
N. sistemática
N. stock
(la más frecuente)
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
Dihidróxido de calcio Hidróxido de calcio
Dihidróxido de níquel Hidróxido de níquel (II)
Trihidróxido
de Hidróxido de aluminio
aluminio
Tetrahidróxido
de Hidróxido de plomo (IV)
plomo
N. tradicional
Hidróxido sódico.
Hidróxido cálcico
Hidróxido niqueloso
Hidróxido alumínico
Hidróxido plúmbico
1. Completa la siguiente tabla según corresponda:
Fórmula
Fe(OH)3
Au(OH)
Cr(OH)2
N. sistemática
N. stock
N. tradicional
Hidróxido de talio (I)
Hidróxido
de
mercurio (II)
Dihidróxido de cadmio
Hidróxido
estannoso
K(OH)
Hidróxido
estánnico
Óxido de plomo (II)
2. Formula las siguientes sustancias:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Óxido de bario
Óxido de sodio
Anhídrido sulfuroso
Óxido de plata
Óxido de aluminio
Óxido de níquel (III)
Óxido de cloro (VII)
Óxido nitroso
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PGF03-R03
i) Anhídrido nitroso
j) Hidruro de litio
3. Asignar el nombre a los siguientes compuestos, teniendo en cuenta la nomenclatura
sistemática y Stock:
a) BaO
b) Na2O
c) SO2
d) CaO
e) Ag2O
f) NiO
g) Cl2O7
h) P2O5
i) LiH
j) N2O3
4. Escribe en frente el grupo funcional al cual pertenecen los siguientes compuestos
inorgánicos.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
H2SO3
HF
HClO3
Fe(OH)2
HNO3
N2O3
H3PO4
PO4
KO
HCl
“Nunca consideres el estudio como una obligación, sino como una oportunidad para penetrar
en el bello y maravilloso mundo del saber”.
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BIBLIOGRAFÍA
Química 2 Editorial Santillana, México 1997
Enciclopedia Microsoft Encarta 2008
www.relaq.mx
Enciclopedia Hispánica
WEBGRAFIA
www.chemedia.com
http://www.pdf-search-engine.com/guia-ejercicios-quimica-pdf.html
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/regla-del-octeto
ftp://downloads.uns.edu.ar/alumnos/cuadernillos/quimica/2007/Cap_3Enlace_quimico.pdf
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