Download Del átomo a la molécula

DE LOS ÁTOMOS A LAS MOLÉCULAS.
UNIDAD
1
1- MODELO ATÓMICO ACTUAL....................................................................................................1
2-ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS, LA TABLA PERIÓDICA ....................5
3-ENLACE QUÍMICO ........................................................................................................................6
4-FORMULACIÓN .............................................................................................................................9
1- MODELO ATÓMICO ACTUAL
Actualmente se acepta que en el átomo debe haber un núcleo donde se concentre la masa y la carga
positiva en el que se encuentran los protones positivos y los neutrones neutros. Los electrones forman
una "nube" de carga negativa moviéndose alrededor del núcleo en diferentes capas o niveles, en zonas
denominadas orbitales.
Como resumen podemos considerar:
ÁTOMO
NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones
CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los
electrones
Partícula
Carga
1
1
p+
NEUTRÓN
1
0
PROTÓN
ELECTRÓN
1+
e−
1-
1u.m.a
(1,66 10-24 g = 1,66 10-27kg)
1 u.m.a. (1,66 10-24g = 1,66 10-27 kg)
0
n
0
−1
(+1,6 10-19C)
Masa
( -1,6 10-19C)
9,1.10 –31 kg (despreciable comparada con la de p+ y n0)
Los protones y neutrones determinan la masa total del átomo y los electrones son los responsables
de las propiedades químicas.
La característica fundamental de un átomo de un elemento es el número de protones que tiene en su
núcleo. Se denomina:
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número
de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo
número de protones , por lo tanto , tienen el mismo número atómico.
NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.
Un átomo se representa por:
• Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca,
H, Li, S, He....
• Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.
2
•
Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.
A
Z
X
Con esta representación podemos deducir el número de protones, electrones y neutrones que posee
dicho átomo (partículas constituyentes).
-Ejemplos: Completa la siguiente tabla:
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
ELEMENTO
40
Ca
20
3
1
7
Li
1
H
15
29
47
11
31
P
63
Cu
108
23
Ag
Na
IONES son átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o
perdido electrones. Pueden ser:
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
-Ejemplo: Completa la siguiente tabla:
PROTONES NEUTRONES
40
2+
20 Ca
1
3
8
1
H+
7
Li+
16
15
9
ELECTRONES
ELEMENTO
O2-
31 3-
P
19 -
F
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones.
Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A).
3
-
Ejemplos de algunos isótopos importantes:
-
Deducimos el número de partículas de los isótopos anteriores:
MASA ATÓMICA de un elemento es la masa , expresada en u.m.a., (unidad de masa
atómica) que se asigna a cada uno de sus átomos y se calcula teniendo en cuenta la
abundancia relativa de sus isótopos. Se representa por la letra M.
Como las masas de los átomos son muy pequeñas no se pueden medir de manera directa colocándolos
en una balanza sino que se determinan comparándolas con las de otros átomos, por eso son masas
relativas. Tampoco es útil emplear unidades de masa como g o kg. Por esto, en química se trabaja en
u.m.a. (unidad de masa atómica) que se define como:
1 u.m.a = la doceava parte de la masa del isótopo 12C cuyo valor es aproximadamente la masa
del protón.
1 u.m.a = 1,66 10 –27 kg
Según el modelo actual, los electrones no se encuentran girando todos juntos y al azar, sino ordenados
y distribuidos en unas zonas de formas diferentes que se denominan orbitales.
ORBITAL zona donde hay una gran probabilidad de encontrar a los electrones.
Cada orbital se caracteriza por contener , como máximo , 2eLos orbitales pueden ser:
•
TIPO s Tienen simetría esférica entorno al núcleo. Hay uno por cada nivel de energía. Caben 2 e-
s2
1s
•
2s
3s
TIPO p Tienen forma de ocho. Hay tres por cada nivel de energía a partir del segundo nivel luego
caben 6 e- (2x3=6)
p6
2p
3p
4
TIPO d Tienen formas más complejas. Hay cinco por cada nivel de energía a partir del tercer nivel
luego caben 10 e- es decir 5x2=10
10
•
d
•
TIPO f Tienen formas más complejas. Hay siete por cada nivel de energía a partir del cuarto nivel
luego caben 14 e- es decir 7x2=14
f14
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones
en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y
situando 2 electrones como máximo en cada orbital.
Para conocer el orden de energía de los orbitales se sigue la regla de las flechas:
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Deduce la configuración electrónica de los siguientes átomos.
20
3
1
40
Ca
7
Li
1
H
15
29
47
11
98
31
P
63
Cu
108
23
Ag
Na
247
Cf
5
2-ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS, LA TABLA PERIÓDICA
A medida que se fueron descubriendo nuevos elementos químicos se vio la necesidad de clasificarlos
atendiendo a sus propiedades. Ya en los primeros tiempos de la Química se reconoció que ciertos
elementos tenían propiedades similares.
El primer esquema de clasificación de los elementos naturales consistió en una división en dos grandes
grupos:
•
METALES : tienen brillo característico, conducen el calor y la electricidad y forman óxidos
básicos.
NO METALES: No son buenos conductores del calor y la electricidad y forman óxidos
ácidos.
•
El descubrimiento de MOSELEY del número atómico como propiedad característica de cada elemento
acabó aportando un criterio para la ordenación correcta de los elementos.
El SISTEMA PERIÓDICO MODERNO consiste en la clasificación de los elementos en orden
creciente de número atómico. Se denomina:
GRUPO O FAMILIA a los elementos que se encuentran en la misma columna . Todos los
elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica externa y por
tanto propiedades químicas similares.
PERÍODO a los elementos que se encuentran en la misma fila y tienen en común que
poseen el mismo número de capas electrónicas.
RELACIÓN ENTRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y LA TABLA PERIÓDICA:
Haz estas configuraciones y comprueba su colocación en la Tabla, grupo y periodo:
Li
Z=3
Na
Z=11
K
Z=19
Rb
Z=37
Be
Z=4
6
3-ENLACE QUÍMICO
La mayoría de las sustancias están formadas por uniones de átomos. Sin embargo hay un grupo de
elementos cuyos átomos no se unen entre sí; son los llamados gases nobles o inertes por su dificultad
para combinarse entre ellos o con otros átomos de otros elementos.
La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad
Los átomos se unen si alcanzan una situación más estable que cuando están separados.
Los electrones más externos son los responsables de esa unión.
Como los átomos de los gases nobles no se unen se puede considerar que su situación es la más
estable y el resto de los átomos de los elementos se unen para alcanzar la estructura electrónica de
un gas noble (s2p6), excepto el hidrógeno que se estabiliza consiguiendo configuración s2.
Los METALES se estabilizan perdiendo electrones.
Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo electrones.
Se distinguen tres tipos de enlace químico:
•
IÓNICO: se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO
METAL
•
COVALENTE se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO METAL
• METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL
a) ENLACE IÓNICO.
Átomos de METAL
(Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL
(Cogen e- formando aniones)
ENLACE IÓNICO
CATIONES (Carga positiva)
ANIONES ( Carga negativa )
Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.
EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio
7
Na
Cede su electrón de la última capa al cloro
Na+
Cl
Coge el electrón del sodio y completa su última capa
Cl-
Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial
Cristal de cloruro de sodio
( Sal común)
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS:
• A temperatura ambiente son sólidos de altos puntos de fusión y ebullición.
• Son duros pero frágiles.
• Se disuelven mejor en agua que en otros disolventes.
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en disolución o fundidos.
b)ENLACE COVALENTE.
Átomos de NO METAL
(Se estabilizan compartiendo electrones)
MOLÉCULAS
Grupos pequeños de átomos unidos
por enlace covalente
SUSTANCIAS ATÓMICAS
Muchísimos átomos unidos
por enlace covalente
EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR)
9F
2
2
: 1s 2s 2p
8
5
F
F
A cada átomo de flúor le falta un
electrón para alcanzar configuración de
gas noble, para conseguirlo comparte
un electrón con el otro átomo de flúor
formando una molécula .
Molécula de flúor F-F
El par de electrones compartido es un enlace covalente
EJEMPLO: Estructura del diamante (SUSTANCIA ATÓMICA)
6C:
1s22s22p2
Cada átomo de carbono necesita
cuatro electrones que consigue
uniéndose a otros cuatro átomos, que
a su vez se unen a otros cuatro, y así
sucesivamente, hasta formar un
cristal con muchísimos átomos
unidos entre sí.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES:
• A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases . Tienen bajos puntos de
fusión y ebullición.
• No conducen la corriente eléctrica.
c) ENLACE METÁLICO.
Átomos de METAL
(Ceden e- formando cationes)
Redes de cationes rodeados por electrones
Todos los átomos se ionizan quedando cargados
positivamente y se ordenan en el espacio formando un
cristal. Los electrones procedentes de la ionización se
mueven entre los cationes
9
EJEMPLO:
Nube de electrones que se mueven entre los cationes.
Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido
electrones.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS:
• Son sólidos a temperatura ambiente ( excepto el mercurio). Tienen altos puntos de
fusión y ebullición.
• Conducen la corriente eléctrica.
• Dúctiles (se pueden formar hilos) y maleables (láminas).
• No se disuelven en disolventes comunes.
• Brillo metálico
4-FORMULACIÓN
En los primeros tiempos de la Química, cuando el número de compuestos conocidos era relativamente
bajo, con frecuencia se les nombraba al capricho de sus descubridores y en base a alguna propiedad
característica.
Posteriormente el incremento creciente de la aparición de nuevos compuestos hizo necesario el
establecimiento de reglas que permitiesen la sistematización de la nomenclatura de compuestos tanto
orgánicos como inorgánicos. Ello dio lugar a la aparición de distintos sistemas de nomenclatura que
complicaron más aun el problema.
En 1930 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) estableció un comité
permanente encargado de promulgar unas reglas de nomenclatura tanto para Química Inorgánica como
Orgánica. Dicho comité permanente tendría además la misión de elaborar reglas adicionales a medida
que fuera necesario y modificar las reglas en uso .
Este fue el punto de partida del sistema de nomenclatura IUPAC que en la actualidad intenta desplazar a
los demás sistemas. Sería muy fácil si existiera un único sistema de nomenclatura como se pretende,
pero los nombres tradicionales persisten por inercia y se mantienen en gran cantidad de compuestos .
LO PRIMERO PARA PODER FORMULAR ES APRENDERSE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE
LOS PRINCIPALES ELEMENTOS QUÍMICOS
Valencia química es el número de enlaces que puede formar un átomo.
Número de oxidación (n.o.) es el número de electrones ganados o perdidos por un átomo total o
parcialmente al formar un compuesto. Muchas veces la valencia y el número de oxidación coinciden
por lo que se podría hablar de uno y otro indistintamente si se tiene claro que no van a coincidir siempre.
-En toda molécula la suma de los números de oxidación es igual a cero, es decir el numero total
de cargas positivas es igual al de cargas negativas.
10
Para poder formular correctamente apréndete las familias y cada uno de estos elementos con su nombre,
símbolo y números de oxidación. Observa que hay valencias comunes para los elementos de una misma
familia por lo que es más fácil aprenderlos por familias . Luego puedes ir estudiando las excepciones.
Fórmula molecular es aquella que representa una molécula de un compuesto indicando los
elementos que la forman (según su símbolo) y en qué número.
Elemento químico :contiene una sola clase de átomos. Na ,Cl2 ,N2 , He etc..
Compuesto :formado por elementos diferentes. H2O , CuSO4 ,NaOH etc...
Los elementos que constituyen las diferentes moléculas se ordenan al escribir la fórmula en orden de
electronegatividad de izquierda a derecha (tal y como están ordenados en la Tabla).
-Los metales siempre a la izquierda.
-Los no metales en orden de electronegatividad , el más electronegativo a la derecha. Orden de
electronegatividad de menor a mayor:
B, Si ,C ,Sb ,As , P ,N ,H ,Te ,Se ,S ,I ,Br ,Cl ,O ,F.
Sitúalos en la Tabla y comprenderás como varía la electronegatividad. Fíjate que el hidrógeno, que es
también no metal se sitúa cerca del fósforo y el nitrógeno ya que tienen muy parecida
electronegatividad.
Por ejemplo , se escribe según esto: NaCl , BH3 , H2SO3 etc...
El elemento que se escribe más a la derecha (el más electronegativo) es el que usa su número de
oxidación negativo (GANA ELECTRONES), mientras que los demás deben usar sus números
de oxidación positivos (PIERDEN TOTAL O PARCIALMENTE ELECTRONES).
SEA CUAL SEA LA FORMA DE NOMENCLATURA QUE USEMOS LAS FÓRMULAS
QUÍMICAS SIEMPRE SE LEEN DE DERECHA A IZQUIERDA (del más electronegativo al
menos)
a)TIPOS DE NOMENCLATURAS:
LA TRADICIONAL:
Con muy pocas reglas fijas y basada en los nombres que se fueron poniendo a los diferentes compuestos
según se descubrieron. Se caracteriza por una serie de terminaciones que se emplean cuando actúan
elementos con varios números de oxidación (valencias).
-Si el elemento tiene dos n.o. usa la terminación ICO para la mayor / OSO para la menor, por
ejemplo : Hierro (ferrum) con n.o. + 3 se dice férrico y con n.o.+ 2 se dice ferroso.Mercurio con n.o. +2
se dice mercúrico y +1 se dice mercurioso.
Como verás en algunos es simplemente añadir terminación (caso de níquel) pero en otros, al introducir
la terminación, cambian a su nombre latino (caso del hierro). Aquellos de la Tabla de la página anterior
a los que les he puesto debajo su nombre latino en negrita son los que cambian, irás acostumbrándote
con la práctica.
-Si tiene tres n.o. el mayor sigue siendo ICO, el segundo OSO y el menor usa un prefijo para
distinguir HIPO........OSO.El azufre (sulfur) puede actuar con cualquiera de estos tres números de
oxidación: Con +6 sulfúrico ,con +4 sulfuroso y con +2 hiposulfuroso.
-Si tiene cuatro n.o. el mayor se indica como PER........ICO , el siguiente ICO , luego OSO y
finalmente HIPO.......OSO.El bromo tiene 4 n.o. con el mayor +7 es perbrómico, +5 es brómico, +3
es bromoso y +1 es hipobromoso.
METALES
ALCALINOS
ALCALINO
TÉRREOS
LITIO
BERILIO
Li
+1
SODIO
POTASIO
CALCIO
RUBIDIO
Rb
+1
CESIO
Cs
+1
FRANCIO
Fr
+1
H -1
+1
Ca
+2
ESTRONCIO
Sr
+2
BARIO
Ba
+2
RADIO
Ra
+2
TÉRREOS
CARBONOID
EOS
NITROGENOID
EOS
ANFÍGENOS
HALÓGENOS
BORO
CARBONO
NITRÓGEN
N -3
+1 +3
+5
OXÍGENO
FLUOR
O
F
FÓSFORO
AZUFRE
B
+3
ALUMINIO
MAGNESIO
Mg
+2
K
+1
HIDRÓGENO
Be
+2
Na
+1
11
NO METALES
Al
+3
HIERRO
COBALTO
Fe
Co
+2+3 +2+3
FERRUM
NIQUEL
Ni
+2+3
COBRE
Cu
+1+2
CUPRUM
PLATA
Ag
+1
ARGENTUM
CINC
Zn
+2
GALIO
C -4
+2 +4
SILICIO
Si -4
+4
GERMANIO
Ga
Ge
+3
+4
ESTAÑO
Sn
+2 +4
PLOMO
Pb
+2 +4
PLUMBUM
-2
-1
-1
+2 (sólo con
flúor)
CLORO
P -3
S -2
Cl -1
+1 +3 +5 +2 +4 +6 +1+3 +5
SULFUR
+7
ARSÉNICO
SELENIO
As -3
+3 +5
Se -2
+2 +4
+6
ANTIMONIO
TELURO
Sb -3
+3 +5
ESTIBIUM
BISMUTO
Bi
+3 +5
Te -2
+2 +4
+6
POLONIO
Po
+2 +4
BROMO
Br -1
+1 +3 +5
+7
YODO
I -1
+1 +3 +5
+7
12
LA SISTEMÁTICA (DE LA I.U.P.A.C):
Lee las fórmulas químicas de derecha a izquierda indicando con prefijos numerales el número de
átomos de cada tipo que hay (mono, di ,tri ,tetra, penta, hexa ,hepta).
Es importante saber que en la sistemática el prefijo MONO (que significa uno) tiene un uso muy
restringido, sólo se emplea para el elemento de la derecha (el más electronegativo ) y cuando existen
más combinaciones posibles entre dicho elemento y los demás , ya lo irás viendo en los diferentes
casos, pero yo recomiendo no usar mono a no ser que se esté muy seguro ya que su uso fuera de estos
casos se considera incorrecto.
Una de sus principales ventajas es que en la mayoría de los casos (especialmente en compuestos
binarios) no es necesario averiguar con qué n.o. actúa cada elemento sino que simplemente se lee la
fórmula tal y como está escrita.
b)SUSTANCIAS ELEMENTALES
Los gases nobles He=Helio / Ne =Neón /Ar =Argón /Kr=Kriptón /Xe=Xenón/Rn=Radón
no forman enlaces por lo que su fórmula es simplemente el símbolo del elemento, por ejemploHe
En los metales todos los átomos se unen entre si por enlace metálico y su fórmula es simplemente el
símbolo del elemento que forma la estructura. Por ejemplo una barra de hierro está formada por
millones de átomos unidos por enlace metálico y su fórmula es Fe. La fórmula de una barra de aluminio
es Al, de un anillo de plata es Ag......
Los no metales pueden formar moléculas en las que dos átomos de un mismo elemento se unen
mediante enlace covalente. Esto ocurre y debes aprenderlo en los halógenos, hidrógeno, oxígeno,
y nitrógeno cuyas fórmulas son:
F Cl , Br I , H , O , N .
2,
2
2, 2
2
2
2
Algunos no metales llegan a formar estructuras complejas al enlazar entre si muchos átomos del mismo
elemento. La fórmula de estas sustancias elementales es el símbolo del elemento.
Los casos más típicos son: Carbono C , Azufre S, Fósforo P , Silicio Si (aunque también pueden dar
lugar a moléculas con pocos átomos, que no tienes en principio por qué saber, como P4 , S8 )
c)COMPUESTOS BINARIOS:
Se formulan intercambiando los n.o. (valencias) de cada elemento, por ejemplo si combinamos calcio
(+2) con nitrógeno (-3) el resultado sería: Ca3N2
Se escriben A+ B − el de la derecha el que esté más a la derecha de la tabla periódica, es decir, el más
electronegativo y usa su n.o. negativo. El de la izquierda va siempre con n.o. positivo.
Se nombran siempre con el de la derecha terminado en URO y el resto según cual de las tres
nomenclaturas estemos usando por ejemplo:
COMPUESTO
TRADICIONAL
SISTEMÁTICA
Ca3N2
NITRURO DE CALCIO
DINITRURO DE TRICALCIO
FeCl3
CLORURO FÉRRICO
TRICLORURO DE HIERRO
Cu2S
SULFURO CUPROSO
SULFURO DE DICOBRE O MONOSULFURO DE DICOBRE
NaBr
BROMURO DE SODIO
BROMURO DE SODIO
13
COMPUESTO
TRADICIONAL
SISTEMÁTICA
NCl3
CLORURO NITROSO
TRICLORURO DE NITRÓGENO
PBr5
BROMURO FOSFÓRICO
PENTABROMURO DE FÓSFORO
SiC
CARBURO DE SILICIO
CARBURO DE SILICIO
B2S3
SULFURO DE BORO
TRISULFURO DE DIBORO
CaH2
HIDRURO DE CALCIO
DIHIDRURO DE CALCIO
FeH3
HIDRURO FÉRRICO
TRIHIDRURO DE HIERRO
CuH
HIDRURO CUPROSO
HIDRURO DE COBRE O MONOHIDRURO DE COBRE
NaH
HIDRURO DE SODIO
HIDRURO DE SODIO
Hidruros de no metales: es importante saber que estos compuestos en nomenclatura tradicional tienen
nombres comunes fuera de toda norma y que hay que aprender:
COMPUESTO
HF
HCl
HBr
HI
H2O
H2S
NH3
PH3
CH4
TRADICIONAL
ÁCIDO FLUORHÍDRICO
ÁCIDO CLORHÍDRICO
ÁCIDO BROMHÍDRICO
ÁCIDO YODHÍDRICO
AGUA
ÁCIDO SULFHÍDRICO
AMONIACO
FOSFINA
METANO
SISTEMÁTICA
FLUORURO DE HIDRÓGENO
CLORURO DE HIDRÓGENO
BROMURO DE HIDRÓGENO
YODURO DE HIDRÓGENO
ÓXIDO DE (DI)HIDRÓGENO
SULFURO DE (DI)HIDRÓGENO
TRIHIDRURO DE NITRÓGENO
TRIHIDRURO DE FÓSFORO
TETRAHIDRURO DE CARBONO
ÓXIDOS:Unión de oxígeno con cualquier otro elemento de la Tabla.
Se nombra ÓXIDO y luego el otro elemento según la nomenclatura con que se esté trabajando.
Recuerda que el oxígeno siempre emplea n.o. –2 excepto con el flúor que al ser más electronegativo que
él le obliga a emplear n.o. +2.
Antes, en la nomenclatura tradicional, los óxidos de los no metales se llamaban ANHÍDRIDOS pero ya
se ha abandonado esta nomenclatura y sólo se conserva en casos muy particulares donde la costumbre
dificulta su total eliminación, por ejemplo CO2 siempre se ha nombrado como ANHÍDRIDO
CARBÓNICO.
COMPUESTO
OF2
CaO
Fe2O3
SO3
Br2O7
CO2
Cu2O
TRADICIONAL
FLUORURO DE OXÍGENO
ÓXIDO DE CALCIO
ÓXIDO FÉRRICO
ÓXIDO SULFÚRICO
ÓXIDO PERBRÓMICO
ANHÍDRIDO CARBÓNICO
ÓXIDO CUPROSO
SISTEMÁTICA
DIFLUORURO DE OXÍGENO
ÓXIDO DE CALCIO
TRIÓXIDO DE DIHIERRO
TRIÓXIDO DE AZUFRE
HEPTÓXIDO DE DIBROMO
DIÓXIDO DE CARBONO
MONÓXIDO DE DICOBRE
14
EJERCICIOS :
1.- Completa la siguiente tabla:
ELEMENTO
REPRESENTA Nº MÁSICO Nº ATÓMICO Nº Neutrones Nº P+
18
39
Nºe-
Ar
38
50
65
35
27
13
45
35
2.- Dibuja un esquema de los siguientes átomos distribuyendo sus electrones en capas:
1
1
H
6
12
C
20
40
Ca
11
23
Na
3.- Clasifica los átomos siguientes agrupando los que representen a un mismo elemento. ¿A qué
elemento corresponde cada uno?
11
32
22
34
85
36
23
14
10
16
59
5 X
16 X
11 X
16 X
37 X
17 X 11 X
8 X 5 X
8 X
27 X
4.- Dados los siguientes átomos: 11H
b) Qué tienen en común
c) En qué se diferencian
1
2
H
1
3
H indica: a) sus partículas constituyentes
15
d) Cómo se llaman los átomos que presentan esas características
e) Qué lugar ocupan en la Tabla
5- De los siguientes átomos indica los que son isótopos entre sí:
4
9
Be
6
12
C
10
20
Ne
28
58
Ni
37
85
Rb
7
15
N
10
22
Ne
6
14
C
28
58
Ni
7
14
N
7
16
N
6.- Con ayuda de la Tabla Periódica anota la masa atómica de los siguientes elementos:
Calcio
Potasio
Cloro
Aluminio
Azufre
Oxígeno
Hidrógeno
Carbono
Sodio
Neón
7.- Deduce las partículas constituyentes y la configuración electrónica de los siguientes átomos:
4
9
Be
6
12
C
10
20
Ne
37
85
Rb
28
59
Ni
8.- Deduce las partículas constituyentes y la configuración electrónica de los siguientes iones:
11
23
Na+
17
35
Cl-
26
56
Fe2+
26
56
Fe3+
34
79
Se2-
9.- Define los siguientes conceptos:
ÁNIÓN...............................................................................................................................................
16
ISÓTOPO.....................................................................................................................................
PROTÓN.....................................................................................................................................
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.........................................................................................
NÚMERO ATÓMICO...............................................................................................................
NÚMERO MÁSICO.....................................................................................................................
MODELO DE THOMSON..........................................................................................................
ELECTRÓN..................................................................................................................................
NÚCLEO......................................................................................................................................
NEUTRÓN...................................................................................................................................
CORTEZA....................................................................................................................................
ORBITAL......................................................................................................................................
GRUPO...........................................................................................................................................
PERIODO.....................................................................................................................................
MODELO DE RUTHERFORD...................................................................................................
17
10.- Completa la siguiente tabla:
ELEMENTO
Y GRUPO
Nº
ATÓMICO
Nº MÁSICO
p
Nº
+
Nº e-
n
Nº
c.electrónica
representa
31
19
Bario
Ga
1s22s22p1
11
16
70
20
34
56
11.-Escribe en la siguiente tabla las diferencias entre metales y no metales
METALES
NO METALES
12- ¿Qué diferencia hay entre la configuración de un elemento de un período y la de un elemento
del siguiente período?.
13 .-¿Qué diferencia hay entre la configuración de un elemento de una familia y la de un elemento
de la siguiente familia?
14-¿Qué relación hay entre la estructura atómica de un elemento y su posición en la tabla?
15- Indica algunas semejanzas y diferencias que presenten los elementos que se encuentran en
mismo grupo.
un
18
16- Indica algunas semejanzas y diferencias que presenten los elementos que se encuentran en
mismo período.
un
17- Indica la configuración característica de los siguientes grupos:
Alcalinos
Anfígenos
Nitrogenoideos
Térreos
Alcalinotérreos
Halógenos
Gases nobles
Transición
Carbonoideos
18 Indica a qué grupo pertenecen los elementos cuyas configuraciones electrónicas son:
1s22s1
1s22s22p63s23p5
1s22s22p63s23p64s23d104p1
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1
1s22s22p3
1s22s22p63s23p6
1s22s22p4
1s22s22p63s23p64s2
1s22s22p63s23p64s23d3
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p64s23d104p2
19 Indica a qué período y a qué familia pertenecen:
a)1s22s22p63s1
b) 1s22s22p63s23p64s23d8
c) 1s22s22p63s23p64s23d104p1
d) 1s22s22p63s23p64s2
e)1s22s22p63s23p64s23d104p3
f) 1s22s22p6
g) 1s22s22p63s23p64s23d104p5
20- Indica a qué grupo pertenecen los siguientes elementos:
Aluminio .............................. litio ...........................silicio............................ yodo ................ kriptón
............................. azufre........................... hierro ............................. rubidio ................ magnesio
........................... fósforo................................ berilio ........................ cloro............... neón ........................
potasio ............................. carbono ...................................cinc....................
sodio........................plata...................nitrógeno....................calcio.........................helio...................
19
21- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, pertenecientes a átomos neutros, identifica de
qué elementos se trata:
b) 1s22s2
c) 1s22s22p1
d) 1s22s22p4
a) 1s1
2 2
6 2
2 2
6 2
6 2
e) 1s 2s 2p 3s
f) 1s 2s 2p 3s 3p 4s
22- Completa.
Elemento
Fósforo
Nitrógeno
Bario
Bromo
Xenón
Aluminio
Azufre
Selenio
Símbolo Número Configuración
atómico
Periodo
Grupo
Metal
20
Estaño
Sodio
Cromo
Oro
Cesio
Cloro
Boro
Carbono
Potasio
Argón
21
Estroncio
Plata
Rubidio
Antimonio
Magnesio
Flúor
Litio
23-Indica el tipo de enlace que se produce entre los átomos de los siguientes elementos, y escribe las
propiedades de las sustancias que forman
ELEMENTOS
Sodio con bromo
Plata con plata
Oxígeno con azufre
ENLACE
22
Cloro con cloro
Aluminio con aluminio
Flúor con potasio
Nitrógeno con nitrógeno
Hierro con hierro
24-FORMULACIÓN:
FÓRMULA
TRADICIONAL
SISTEMÁTICA
HIDRURO DE BARIO
MONOFOSFURO DE NIQUEL
SO3
NITRURO DE SODIO
HIDRURO DE MAGNESIO
FeH 3
TETRA CLORURO DE CARBONO
FOSFINA
I2O
ÓXIDO DE ALUMINIO
Cl2O3
ÁCIDO BROMHÍDRICO
Fe H2
Na3 P
23
ÓXIDO SULFÚRICO
HCl
SULFURO DE PLATA
Fe 2O3
AMONIACO
FLUORURO DE CINC
TETRAHIDRURO DE CARBONO
HIDRURO DE MAGNESIO
CLORURO DE ALUMINIO
H2 S
BROMURO POTÁSICO
NITRURO COBÁLTICO
FOSFURO ESTANNOSO
ÓXIDO NIQUÉLICO
H2 O
SULFURO DE CALCIO
CLORURO DE PLATA
ÁCIDO FLUORHÍDRICO
YODURO DE BERILIO
Ca3N2
ÁCIDO YODHÍDRICO
ÓXIDO PLUMBOSO
PdO2
24
METANO
NITRURO ESTÁNNICO
HIDRURO CUPROSO
FOSFURO NIQUELOSO
PbO
TETRACLORURO DE PLOMO
ÓXIDO FERROSO
ÓXIDO DE DIPLATA
DIÓXIDO DE CARBONO
ÓXIDO DE BARIO
TRIÓXIDO DE DIHIERRO
ÁCIDO BROMHÍDRICO
HIDRURO DE RUBIDIO
HIDRURO COBÁLTICO
Na 2O
FOSFURO FÉRRICO
CO
HIDRURO DE LITIO
Bi2O3
FOSFURO NIQUELOSO
SO2
Ca H2
MONÓXIDO DE HIERRO
25
HIDRURO FERROSO
NH3
TETRACLORURO DE SILICIO
SELENIURO CÚPRICO
ÓXIDO CUPROSO
Br2O5
TRIÓXIDO DE DIALUMINIO
CLORURO DE HIDRÓGENO
Sn3N2
DIBROMURO DE BARIO
ÓXIDO FÉRRICO
BaO
MONÓXIDO DE PLOMO
SULFURO DE ALUMINIO
Au2O
SULFURO DE DIPLATA
ÓXIDO ESTANNOSO
SrH2
ÁCIDO BROMHÍDRICO
TRISELENIURO DE DINÍQUEL
HI
HIDRURO NIQUÉLICO
ÓXIDO SELENIOSO
TRIÓXIDO DE TELURO
26
CaI2
FLUORURO DE HIDRÓGENO
Sr3N2
ÓXIDO HIPOCLOROSO
I2O7
METANO
K2Se
ÓXIDO ESTÁNNICO
ÁCIDO CLORHÍDRICO
AsH3
CO2
FOSFURO PLÚMBICO
SELENIURO DE HIDRÓGENO
HEPTAÓXIDO DE DICLORO
AlH3
H2Te
TRIÓXIDO DE DIALUMINIO
SULFURO ESTÁNNOSO
AgI
ÓXIDO CUPROSO
MONÓXIDO DE DIIODO
CoH3
BROMURO DE HIDRÓGENO