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Col. Sec. Nº 5027 “GRAL. JOSÉ DE SAN MARTÍN”Central: Avda. Líbano Nº 850 – Tel.4231848- Anexo: Avda. Independencia y Lanceros S/N – Tel.4960618- 4954651Web: www.colsanmartin.com.arCorreo: [email protected]

DE LO PRESENCIAL A LO DIGITAL

TURNOS: MAÑANA, TARDE Y VESPERTINO

Materia: QUIMICA

Curso:5 to año

Semana: Del 13/04 al 20/04 del 2020

Profesores:

- LIDIA BURGOS Curso: 5to Div: Correo: [email protected]: Tarde

- CAROLINA BALCARCE Curso: 5to Div: 1 y 2 correo: [email protected]

Turno Vespertino

- Oscar Tarifa Curso: 5to Div: Correo: [email protected]: Mañana

Responder las tareas al correo del docente según el turno, curso y fecha de presentación

Se debe presentar los trabajos por correo electrónico en documento o imágen de fotos de

las hojas de carpeta al docente a cargo. No olvidar completar los datos señalado a

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CLASE 3: TRABAJO PRACTICO N°3

ACTIVIDADES PROPUESTAS1. Vamos a retomar el tema uniones químicas Las uniones químicas se representan a través de estructuras de Lewis. Estas estructuras representan la última capa de electrones de los elementos llamada capa de valencia, que es la que interviene en las uniones. Se representa con el símbolo del elemento y puntos que representan los electrones.

Distribución de electrones en la tabla periódica (Usar tabla periódica que tenga en casa o bien buscar de internet parecida a la que se presenta a continuación)




En esta tabla periódica por ejemplo en el recuadro correspondiente a cada elemento tiene a la derecha en casillas la distribución electrónica se lee de arriba hacia abajo, el último recuadro con números corresponde a la capa de valencia.

Los gases inertes se caracterizan por su casi total inactividad química, es decir, por no combinarse con otros elementos para formar sustancias compuestas. Esta estabilidad se atribuye a que tienen su última órbita electrónica completa con ocho electrones, a excepción del helio que tiene dos. En cambio, los otros elementos, cuya última órbita está incompleta reaccionan entre sí para formar compuestos. Se ha visto que los átomos que poseen,1,2 y 3 electrones en su última órbita externa tienen tendencia a perderlo; en este caso los átomos se transforman en iones positivos (cationes). Esta propiedad es característica de los elementos denominados metales, tales como el sodio (Na), potasio (Ka), cinc (Zn), etc. Por otra parte, los átomos que presentan 5, 6 o 7 electrones en su última órbita tienen tendencia a recibir otros electrones para completar dicha órbita. En ese caso se convierten en iones negativos (aniones) con tantas cargas negativas como electrones ganan. Esta característica se observa en los no metales, como hidrógeno(H), oxígeno (O), nitrógeno (N), etc. Los electrones de la órbita externa son los principales responsables de las características químicas de los átomos. Por este motivo, a la órbita externa de cualquier átomo se la denomina capa de valencia y a los electrones que se




encuentra en ella, electrones de valencia. El sodio tiene un electrón de valencia mientras que el cloro presenta siete.Para simplificar la representación de los átomos y teniendo en cuenta que sus características químicas dependen generalmente de los electrones de la última órbita (electrones de valencia), Lewis propuso una forma sencilla de representación:Cada átomo se representa con su símbolo, rodeado de puntos en igual cantidad a los electrones que tiene en su órbita externa.

ACTIVIDAD 1: A. Indica los electrones de valencia del aluminio, azufre, carbono, molibdeno, plata. B. Indica los electrones de valencia de cada uno de los elementos del grupo 17 y escribe su notación o estructura de Lewis para cada uno de ellos. C. Indica los electrones de valencia de cada uno de los elementos del periodo 2y escribe su notación o estructura de Lewis para cada uno de ellos.

D. Completa el siguiente cuadro:Elementos químicos

Distribución electrónica por órbitas o nivel

Configuración electrónica

Notación de Lewis

LitioMagnesioAluminioCarbonoNitrógeno Oxigeno Argón

ELECTRONEGATIVIDAD (E)La electronegatividad es una propiedad periódica que mide la tendencia que tiene un átomo, dentro de una molécula, para atraer a los electrones. Los elementos más electronegativos de la tabla periódica son los halógenos. En la tabla periódica los elementos incrementan su electronegatividad de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. La electronegatividad depende de dos factores:➢ El tamaño del átomo porque cuanto más pequeño es el átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones, ya que la distancia del núcleo es más pequeño.➢ El número de electrones en la última capa: esto se debe a la tendencia de los átomos que son más estables cuando más e tienen en la última capa. Los átomos con más electrones en la capa de valencia, atraen más a los electrones de otros átomos.Por ejemplo, el cloro tiene siete electrones en la última capa y el oxígeno, seis. Si se considera sólo este factor, el cloro es más electronegativo que el oxígeno que necesitan de un solo electrón para completar el octeto. Sin embargo, el átomo de oxígeno es tan pequeño que el cloro que esta función finalmente superará el otro factor. Como resultado, el oxígeno es más electronegativo que el cloro.




Los valores 3,5 del OXÍGENO y 3 del CLORO se obtienen de la tabla periódica que puede estar en el dorso en la columna que dice ELECTRONEGATIVIDAD.

La electronegatividad del OXÍGENO: 3,5 La electronegatividad del Cloro es: 3

ACTIVIDAD 2:A. Ordena los siguientes elementos en electronegatividad creciente: a. Co, V, Br,

k, Cr, Ge b. Cu, Mo, Al, Ba, C, FrB. Calcula la electronegatividad de los compuestos y ordénalos por polaridad

creciente teniendo en cuenta la tabla de electronegatividad de los elementos que se encuentra atrás de la tabla periódica o bien adelante depende de la tabla: HCl- NH3 – AlCl3 – LiF – Br2 – SO2 – H2S – NaCl.

Enlace IónicoEs la unión en la cual un elemento dona uno o más electrones (metal) a otro elemento que toma estos electrones (no metal), se da entre un elemento metálico y un no metálico. Debido a esta unión se forman iones que mantienen su atracción por fuerzas electrostáticas. También se observa que la diferencia de electronegatividad (DE) entre los elementos que conforman este enlace en >1,7Ej:ECl= 3.0 y ENa= 0.9DE(diferencia de electronegatividad)= 3.0-0.9DE = 2.1




Unión CovalenteEs la unión que se da cuando un elemento comparte electrones con otros elementos. Se da generalmente entre no metales. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones.

El enlace covalente puede diferir según la diferencia de electronegatividad entre los elementos que lo componen

Enlace covalente apolarSe da generalmente entre átomos del mismo elemento. La diferencia de electronegatividad entre los átomos es cero o un valor muy pequeño, estos átomos tienden a compartir los electrones de manera uniforme. Diferencia de electronegatividad 0.0-0.4.

Enlace Covalente PolarEs el que se da entre dos no metales diferentes, el par de electrones del enlace está distribuido de manera asimétrica entre los átomos, lo cual trae como consecuencia la formación de una polaridad en la molécula.




Enlace covalente coordinadoCuando un par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno solo de los átomos, se denomina enlace covalente coordinado. Este enlace también se llama dativo.La coordinación de los electrones entre átomos, o bien, qué átomo comparte sus electrones con el otro, se indica con una flecha.

ACTIVIDAD 3A. Indicar que tipo de enlace se da entre los siguientes elementos teniendo en

cuenta su carácter metálico y no metálicoa. Un átomo de oxígeno con otro átomo de oxígenob. Un átomo de calcio con un átomo de oxígenoc. Un átomo de hidrógeno con un átomo de bromod. Un átomo de azufre con un átomo de potasioe. Un átomo de hidrógeno con un átomo de hidrógenof. Un átomo de carbono con un átomo de hidrógeno




B. Realizar la estructura de Lewis de las siguientes uniones, calcular la diferencia de electronegatividad e indicar de qué tipo de enlace se trata

a. K2Ob. CH4

c. N2

d. Fe3O2

e. H2Of. HNO3

C. Teniendo en cuenta el elemento que se encuentra en el grupo 2 y período 3 de la tabla periódica, indica: a. ¿Cuál es la carga eléctrica?b. ¿Cuántos neutrones tiene el elemento?c. ¿Cómo es su configuración electrónica?d. ¿Es metal o no metal?, ¿por qué?e. ¿Es más o menos electronegativo que el azufre?, ¿por qué?f. ¿Tiene tendencia a dar catión o anión?, ¿por qué?g. ¿Qué tipo de unión presenta al unirse con el azufre?, ¿por qué?h. ¿Cuáles son las propiedades que presenta al unirse con el azufre?

D. Completa en el siguiente cuadro los datos que faltan para cada molécula:

Fórmula Molecular Tipo de unión Fórmula electrónica

(Estructura de

Lewis)

Fórmula Desarrollada(Se utiliza rayas)

Br2

O2 Covalente no polar O = O

N2

H2O H - O - H

H2

HI

ClNa

NH3

MgF2 Unión iónica



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