no existen ateos, sino personas que aún no han investigado...

" No existen ateos, sino personas que aún no han investigado lo suficiente".

A. Eienstein

CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 7

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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:

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

MATERIA

UNIVERSO

POSEE MASA

OCUPA UN LUGAR EN EL ESPACIO.

TIENE ENERGÍA.

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

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica

http://es.wikipedia.org/wiki/Lat%C3%ADn

http://es.wikipedia.org/wiki/Idioma_griego

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#cite_note-0

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Materia

http://es.wikipedia.org/wiki/Universo

http://es.wikipedia.org/wiki/Atomismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Antigua_Grecia


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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:

ELECTRÓN (-)

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 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.

http://es.wikipedia.org/wiki/Siglo_XIX

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica_nuclear

http://es.wikipedia.org/wiki/Siglo_XX

http://es.wikipedia.org/wiki/Part%C3%ADcula_subat%C3%B3mica


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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

http://www.monografias.com/trabajos5/volfi/volfi.shtml

http://www.monografias.com/trabajos34/el-caracter/el-caracter.shtml


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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

http://www.monografias.com/Matematicas/index.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/mafu/mafu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/nuevmicro/nuevmicro.shtml

http://www.monografias.com/trabajos12/guiainf/guiainf.shtml#HIPOTES


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acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n donde "n" es el nivel. El valor de "n" determina el volumen efectivo.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l )

Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles.

NIVEL ENERGÉTICO ( n )

Número de subniveles 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.

NIVEL SUBNIVEL (número asignado)

LETRA

1 l = 0 s

2 l = 0 l = 1

s p

3 l = 0 l = 1 l = 2

s p 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 e- p = 6 e- d = 10 e- f = 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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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

NÚMERO DE MASA (recuerde aproximar)

NÚMERO DE PROTONES

NÚMERO DE ELECTRONES

NÚMERO DE NEUTRONES

1 Litio Li 3 7 3 3 4

2 Carbono

3 Sodio

4 Nitrógeno

5 Potasio

6 Cloro

7 Flúor

8 Neón

9 Hierro

10 Boro

11 Oxígeno

12 Bromo

13 Helio

14 Azufre

15 Silicio

16 Magnesio

17 Cobre

18 Zinc

19 Níquel

20 Aluminio

A = p+ + n0

Z = p+ = e- A = número de masa atómica.

Z = número atómico. N =neutrones. P = protones

e- = electrones


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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. 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

NIVEL # ELECTRONES

1 2 electrones

2 8 electrones

3 18 electrones

4 32 electrones

5 32 electrones

6 32 electrones

7 32 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 Kriptón (Kr), número atómico 36. Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el ejemplo.

Realizar la distribución electrónica de átomo de Escandio (Sc), número atómico

21. Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el

ejemplo.


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¡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

Realizar la distribución electrónica de átomo de Rubidio (Rb), número atómico 37. Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el

ejemplo.

Realizar la distribución electrónica de átomo de Azufre (S), número atómico 16.

Resolver el ejercicio teniendo en cuenta los pasos desarrollados en el ejemplo.


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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 1s2 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 DIAGRAMA ORBITAL

11H 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 3s 2p 2s

1s Energía creciente

1. Realizar la configuración electrónica y de orbital de los siguientes elementos.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

DIAGRAMA DE ORBITALES


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Fósforo (P). Número atómico = 15 Z = 15.

Cloro (Cl). Número atómico = 17 Z = 17.

Calcio (Ca). Número atómico = 20 Z = 20.


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.

Selenio (Se). Número atómico = 34 Z = 34.

Hierro (Fe). Número atómico = 26 Z = 26.


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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. El número másico es: A. El número entero más próximo al peso atómico del elemento. B. El número que nos indica la masa de un átomo determinado. C. El número de veces que la masa de ese átomo contiene a la unidad de masa atómica. D. 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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7. La definición más acertada de átomo es A. La parte más pequeña en que puede dividirse la materia. B. La parte más pequeña en que puede dividirse un elemento por métodos físicos. C. La parte más pequeña en que puede dividirse un elemento por métodos químicos. D. 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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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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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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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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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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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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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

http://www.windows2universe.org/earth/geology/periodic_table.html&lang=sp


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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.

http://www.windows2universe.org/glossary/density_defn.html&lang=sp


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ELEMENTOS

REPRESENTATIVOS

TABLA PERIÓDICA

ELEMENTOS

METÁLICOS

TABLA PERIÓDICA


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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.

FAMILIA DE LOS HALOGENOS


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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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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, S2-

d. 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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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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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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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) ¿Cuáles son las principales propiedades periódicas de los elementos? b) ¿Qué otras propiedades periódicas presentan los elementos?


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c) ¿De qué depende la variación de las propiedades periódicas? d) ¿Cómo se define el radio atómico? e) ¿Cómo se define la energía de ionización? f) ¿Cómo se define la afinidad electrónica? g) ¿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 Z GRUPO PERIODO REGIÓN

manganeso

Francio

Fósforo

astato

Yodo

Litio

Carbono

Boro

azufre

paladio

Aluminio

fluor

Yodo

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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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

11. En cuál de los siguientes átomos es mayor el potencial de ionización a. Sb b. P c. N d. As

12. El radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones es:

RA

RA

PI

PI


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a. El radio atómico b. El radio molecular c. El radio covalente d. 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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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. 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.

Na F

Li Cl


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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. 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. 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

N N

Cl Cl


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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.

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 H2SO4, 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.

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?

Cl

Cl

Sr

O

H H


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e) ¿En qué consiste el matrimonio moderno y que elementos lo pueden formar?

f) ¿En qué se diferencian el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar?

g) ¿En qué consiste el enlace covalente dativo?

h) ¿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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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

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Nucleos_atomicos&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Electrones_de_valencia_que_se_agrupan_alrededor_de_estos_como_una_nube&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Tridimensional

http://es.wikipedia.org/wiki/Empaquetamiento_compacto_de_esferas

http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad


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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) ¿Cómo se define un enlace químico?

b) ¿Cuáles son los únicos átomos que no forman enlaces químicos?

c) ¿Por qué se unen los átomos?

d) ¿Cómo se forma un compuesto?

e) ¿Qué tipo de enlaces químicos existen?

f) ¿Qué sucede con los electrones de los átomos en un enlace iónico?

g) ¿Qué fuerza une a los átomos en un enlace iónico?

h) ¿Qué elementos forman enlaces iónicos?

i) ¿Cuáles son las características de los compuestos iónicos?

j) ¿Cuándo ocurre un enlace covalente?

http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_at%C3%B3mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_s%C3%B3lido

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_met%C3%A1lico#cite_note-0

http://es.wikipedia.org/wiki/Movilidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_fotoel%C3%A9ctrico

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductividad_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductividad_t%C3%A9rmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n


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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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3. Realizar la estructura de Lewis para los siguientes elementos

ENLACES QUÍMICOS

ENLACE COVALENTE POLAR


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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) F2 c) H2Se d) As2O5 e) O2 f) HBr g) HI h) 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. En la molécula de As2 se forma un enlace: A. Iónico B. Covalente doble C. Atómico D. 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. Covalente B. Covalente coordinado C. Iónico D. 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. Entre los elementos Z= 15 y Z= 17 existe un enlace: A. Covalente doble B. Covalente sencillo C. Iónico D. Covalente polar

8. Para obtener un enlace covalente polar tendríamos que combinar: A. Li y F B. H y I C. Br y Br D. Na y O

9. Un enlace covalente es aquel que se da entre: A. Hidrogeno y metal. B. Hidrogeno y no metal. C. Un metal y un no metal D. Dos metales


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UNIDAD IV LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

Propósito: Identificar las principales características que poseen los compuestos inorgánicos, identificando los principales grupos funcionales.


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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)

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_organomet%C3%A1lica

http://es.wikipedia.org/wiki/Hip%C3%B3tesis

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Fuerza_vital&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%93xidos_met%C3%A1licos_binarios&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%93xidos_met%C3%A1licos_binarios&action=edit&redlink=1


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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?


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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 VALENCIA 2 VALENCIA 3

Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata

Li Na K Rb Cs Fr Ag

Berilio Magnesio Calcio Estroncio Zinc Cadmio Bario Radio

Be Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra

Aluminio Al

VALENCIAS 1, 2 VALENCIAS 1, 3 VALENCIAS 2, 3

Cobre Mercurio

Cu Hg

Oro Talio

Au Tl

Níquel Cobalto Hierro

Ni Co Fe

VALENCIAS 2, 4 VALENCIAS 2, 3, 6 VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7

Platino Plomo Estaño

Pt Pb Sn

Cromo Cr Manganeso Mn


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NO METALES.

VALENCIA -1 VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7 VALENCIA -2

Flúor F Cloro Bromo Yodo

Cl Br I

Oxígeno O

VALENCIAS +/-2, 4, 6 VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5 VALENCIAS +/- 3, 5

Azufre Selenio Teluro

S Se Te

Nitrógeno N Fósforo Arsénico Antimonio

P As Sb

VALENCIAS +/-2,4 VALENCIA 4 VALENCIA 3

Carbono C Silicio Si 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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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:

3 valencias

4 valencias

Hipo_ _oso Valencia menor Valencia mayor

2 valencias

_oso

1 valencia _ico

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 N. stock (la más frecuente)

N. tradicional

1 Na2O Monóxidode disodio Óxido de sodio Óxido sódico

2 Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido cálcico

Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso

3 Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico

4 Pb2O4= PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico


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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)

N. stock

N. tradicional

1

F2O Monóxido de diflúor Óxido de flúor Anhídrido hipofluoroso (excepción a la norma general de prefijos y sufijos)

Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso)

2 SO Monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido hiposulfuroso

3 I2O3 Trióxido de diodo Óxido de Iodo (III) Anhídrido sulfuroso

4 SeO2 Dióxido de Selenio Óxido de selenio (IV)

Anhídrido selenioso

5 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico

6 S2O3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico

7 I2O7 Heptaóxido de diodo Óxido de Yodo (VII) Anhídrido periódico

1. Escribe los nombres que faltan en la tabla.


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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.


N. tradicional

1 NaH Monohidruro de sodio

Hidruro de sodio Hidruro sódico

2 FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II) Hidruro ferroso

3 FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro (III) Hidruro férrico

4 SnH4 Tetrahidruro de estaño

Hidruro estaño (IV) Hidruro estánnico

Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

F2O

I2O7

As2O5

CaO

Fe2O3

PbO2

Al2O3

SnO

N2O5

Au20

TeO2

Óxido aúrico

Óxido cuproso

Óxido de selenio (II)

Óxido crómico


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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.

1. Completa la siguiente tabla según corresponda.

Valencia Fórmula N. tradicional (la más usada)

N. sistemática

3 NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno

3 PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo

3 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico

3 BH3 Borano Trihidruro de boro

3 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio

4 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono

4 SiH4 Silano Tetrahidruro de boro


AuH3

LiH

Hidruro de plomo (II)

Hidruro de plata

Trihidruro de arsénico

N2O3

NO

Pentaóxido de dinitrógeno

Trióxido de azufre

Óxido ferroso

Hidruro niquélico

PbO2

Óxido de bromo (VII)

Hidruro de calcio


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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 N. tradicional (cuando está en disolución)

N. tradicional (cuando está en estado puro)

HF Ácido fluorhídrico Fluoruro de hidrógeno

HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

HBr

HI

H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

Seleniuro 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.


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N. tradicional

1 NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido sódico.

2 Ca(OH)2 Dihidróxido de calcio Hidróxido de calcio Hidróxido cálcico

2 Ni (OH)2 Dihidróxido de níquel Hidróxido de níquel (II) Hidróxido niqueloso

3 Al(OH)3 Trihidróxido de aluminio

Hidróxido de aluminio Hidróxido alumínico

4 Pb(OH)4 Tetrahidróxido de plomo

Hidróxido de plomo (IV) Hidróxido plúmbico

1. Completa la siguiente tabla según corresponda:

2. Formula las siguientes sustancias:

a) Óxido de bario b) Óxido de sodio c) Anhídrido sulfuroso d) Óxido de plata e) Óxido de aluminio f) Óxido de níquel (III) g) Óxido de cloro (VII) h) Óxido nitroso


Fe(OH)3

Au(OH)

Cr(OH)2

Hidróxido de talio (I)

Hidróxido de mercurio (II)

Dihidróxido de cadmio

Hidróxido estannoso

K(OH)

Hidróxido estánnico

Óxido de plomo (II)


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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) H2SO3

b) HF c) HClO3 d) Fe(OH)2 e) HNO3

f) N2O3 g) H3PO4 h) PO4

i) KO

j) 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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PGF03-R03

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_3-Enlace_quimico.pdf

no existen ateos, sino personas que aún no han investigado...

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