1 UNIDAD DE LOS ÁTOMOS A LAS MOLÉCULAS. 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:

Partícula

Carga

Masa

PROTÓN +p1

1 1+ (+1,6 10-19C)

1u.m.a (1,66 10-24 g = 1,66 10-27kg)

NEUTRÓN n1

0 0

1 u.m.a. (1,66 10-24g = 1,66 10-27 kg)

ELECTRÓN −

− e01

1- ( -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: 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.

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.

NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones ÁTOMO

CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones

2 • Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.

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 20

40Ca

37Li

11H

1531P

2963Cu

47108Ag

1123Na

-Ejemplo: Completa la siguiente tabla: PROTONES NEUTRONES ELECTRONES ELEMENTO 20

40Ca2+

11H+

37Li+

816 O2-

1531P3-

919F-

ZA X

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.

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: 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: 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. Los orbitales pueden ser: • TIPO s Tienen simetría esférica entorno al núcleo. Hay uno por cada nivel de energía. Caben 2 e- 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) 2p 3p

ORBITAL zona donde hay una gran probabilidad de encontrar a los electrones. Cada orbital se caracteriza por contener , como máximo , 2e-

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.

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

s2

p6

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 • 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 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

40Ca 3

7Li 1

1H 15

31P 29

63Cu 47

108Ag 11

23Na 98

247Cf

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.

d10

f14

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: 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

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.

�

�

� ��������������

������������

��������������������

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. 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. 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.

EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio

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.

Los METALES se estabilizan perdiendo electrones. Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo electrones.

Átomos de METAL Átomos de NO METAL (Ceden e- formando cationes) (Cogen e- formando aniones) CATIONES (Carga positiva) ANIONES ( Carga negativa )

ENLACE IÓNICO

Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.

7 Na Cl Cede su electrón de la última capa al cloro Coge el electrón del sodio y completa su última capa Na+ Cl- Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial Cristal de cloruro de sodio ( Sal común)

b)ENLACE COVALENTE. EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR)

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.

Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones) MOLÉCULAS SUSTANCIAS ATÓMICAS Grupos pequeños de átomos unidos Muchísimos átomos unidos por enlace covalente por enlace covalente

8 9 F : 1s22s22p5 F F

Molécula de flúor F-F El par de electrones compartido es un enlace covalente EJEMPLO: Estructura del diamante (SUSTANCIA ATÓMICA) 6C: 1s22s22p2 c) ENLACE METÁLICO.

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 .

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.

Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)

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

Redes de cationes rodeados por electrones

9 EJEMPLO: 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 -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.

Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones.

Nube de electrones que se mueven entre los cationes.

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

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.

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. 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... 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.

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...

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).

11

ALCALINOS

ALCALINO TÉRREOS

TÉRREOS

CARBONOIDEOS

NITROGENOIDEOS

ANFÍGENOS

HALÓGENOS

LITIO

Li

+1

BERILIO

Be

+2

HIDRÓGENO

H -1 +1

BORO

B

+3

CARBONO

C -4

+2 +4

NITRÓGEN

N -3

+1 +3

+5

OXÍGENO

O -2

-1 +2 (sólo con flúor)

FLUOR

F -1

SODIO

Na

+1

MAGNESIO

Mg

+2

ALUMINIO

Al

+3

SILICIO

Si -4

+4

FÓSFORO

P -3

+1 +3 +5

AZUFRE

S -2

+2 +4 +6 SULFUR

CLORO

Cl -1

+1+3 +5

+7

POTASIO

K

+1

CALCIO

Ca

+2

HIERRO

Fe

+2+3 FERRUM

COBALTO

Co

+2+3

NIQUEL

Ni

+2+3

COBRE

Cu

+1+2 CUPRUM

CINC

Zn

+2

GALIO

Ga

+3

GERMANIO

Ge

+4

ARSÉNICO

As -3

+3 +5

SELENIO

Se -2

+2 +4

+6

BROMO

Br -1

+1 +3 +5

+7

RUBIDIO

Rb

+1

ESTRONCIO

Sr

+2

PLATA

Ag

+1 ARGENTUM

ESTAÑO

Sn

+2 +4

ANTIMONIO

Sb -3

+3 +5 ESTIBIUM

TELURO

Te -2

+2 +4

+6

YODO

I -1

+1 +3 +5

+7

CESIO

Cs

+1

BARIO

Ba

+2

PLOMO

Pb

+2 +4 PLUMBUM

BISMUTO

Bi

+3 +5

POLONIO

Po

+2 +4

FRANCIO

Fr

+1

RADIO

Ra

+2

NO METALES METALES

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: 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 −+BA 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

F2, Cl2, Br2, I2, H2, O2, N2.

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

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 TRADICIONAL SISTEMÁTICA HF ÁCIDO FLUORHÍDRICO FLUORURO DE HIDRÓGENO

HCl ÁCIDO CLORHÍDRICO CLORURO DE HIDRÓGENO

HBr ÁCIDO BROMHÍDRICO BROMURO DE HIDRÓGENO

HI ÁCIDO YODHÍDRICO YODURO DE HIDRÓGENO

H2O AGUA ÓXIDO DE (DI)HIDRÓGENO

H2S ÁCIDO SULFHÍDRICO SULFURO DE (DI)HIDRÓGENO

NH3 AMONIACO TRIHIDRURO DE NITRÓGENO

PH3 FOSFINA TRIHIDRURO DE FÓSFORO

CH4 METANO 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 TRADICIONAL SISTEMÁTICA OF2 FLUORURO DE OXÍGENO DIFLUORURO DE OXÍGENO

CaO ÓXIDO DE CALCIO ÓXIDO DE CALCIO

Fe2O3 ÓXIDO FÉRRICO TRIÓXIDO DE DIHIERRO

SO3 ÓXIDO SULFÚRICO TRIÓXIDO DE AZUFRE

Br2O7 ÓXIDO PERBRÓMICO HEPTÓXIDO DE DIBROMO

CO2 ANHÍDRIDO CARBÓNICO DIÓXIDO DE CARBONO

Cu2O ÓXIDO CUPROSO MONÓXIDO DE DICOBRE

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

14

EJERCICIOS : 1.- Completa la siguiente tabla: ELEMENTO REPRESENTA Nº MÁSICO Nº ATÓMICO Nº Neutrones Nº P+ Nºe-

1839Ar

38 50

65 35

27 13

45 35

2.- Dibuja un esquema de los siguientes átomos distribuyendo sus electrones en capas: 1

1H

612C 20

40Ca 1123Na

3.- Clasifica los átomos siguientes agrupando los que representen a un mismo elemento. ¿A qué elemento corresponde cada uno? 5

11X 1632X 11

22X 1634X 37

85X 1736X 11

23X 814X 510X 816X 2759X

4.- Dados los siguientes átomos: 11H 12H 13H indica: a) sus partículas constituyentes b) Qué tienen en común c) En qué se diferencian

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

9Be 612C 1020Ne 28

58Ni 3785Rb 715N 10

22Ne 614C 2858Ni 714N 716N

6.- Con ayuda de la Tabla Periódica anota la masa atómica de los siguientes elementos: Calcio Cloro Azufre Hidrógeno Sodio Potasio Aluminio Oxígeno Carbono Neón 7.- Deduce las partículas constituyentes y la configuración electrónica de los siguientes átomos: 4

9Be

612C 10

20Ne 3785Rb 28

59Ni

8.- Deduce las partículas constituyentes y la configuración electrónica de los siguientes iones: 11

23Na+

1735Cl- 26

56Fe2+ 2656Fe3+ 34

79Se2-

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 Nº p+

Nº e- Nº n

c.electrónica representa

3170Ga

11

1s22s22p1

19 20

16

34

Bario

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 un mismo grupo.

18

16- Indica algunas semejanzas y diferencias que presenten los elementos que se encuentran en un mismo período. 17- Indica la configuración característica de los siguientes grupos: Alcalinos Térreos Gases nobles Anfígenos Alcalinotérreos Transición Nitrogenoideos Halógenos Carbonoideos 18 Indica a qué grupo pertenecen los elementos cuyas configuraciones electrónicas son: 1s22s1 1s22s22p3 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p64s23d3

1s22s22p63s23p64s23d104p1 1s22s22p4 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1 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: a) 1s1 b) 1s22s2 c) 1s22s22p1 d) 1s22s22p4 e) 1s22s22p63s2 f) 1s22s22p63s23p64s2 22- Completa.

Elemento Símbolo Número atómico

Configuración Periodo Grupo Metal

Fósforo

Nitrógeno

Bario

Bromo

Xenón

Aluminio

Azufre

Selenio

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 ENLACE Sodio con bromo

Plata con plata

Oxígeno con azufre

22

Cloro con cloro

Aluminio con aluminio

Flúor con potasio

Nitrógeno con nitrógeno

Hierro con hierro

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

24-FORMULACIÓN:

23

ÓXIDO SULFÚRICO

HCl

SULFURO DE PLATA

Fe 2O3

AMONIACO

FLUORURO DE CINC

TETRAHIDRURO DE CARBONO

HIDRURO DE MAGNESIO

CLORURO DE ALUMINIO

H2S

BROMURO POTÁSICO

NITRURO COBÁLTICO

FOSFURO ESTANNOSO

ÓXIDO NIQUÉLICO

H2O

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