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Liceo Bicentenario “Teresa Prats”
Subsector: Química
Nivel: 1° Medio
RESPUESTAS GUÍAS DE APOYO N° 1 – 2 - 3
GUÍA DE EJERCICIOS # 1
ESTIMADAS ALUMNAS: Les envío las respuestas de las guías 1 – 2 -3. Algunas preguntas no están
desarrolladas, ya que les envíe aquellas de mayor dificultad, pero si tienen dificultades con las que están
sin respuesta pueden aclarar sus dudas el día de atención presencial (Miércoles en la tarde: 15 a 16 hrs.
Colegio Irene Freire). En la página del colegio está toda la información.
Las preguntas del examen se harán en base a estas guías y las de la última unidad que es “Estequiometria”
I.- DESARROLLO
1.- Desde el punto de vista de la estructura electrónica, ¿qué tienen en común los elementos del bloque s?
R: Todos los elementos del bloque s, presentan en su capa de valencia electrones en orbitales s (2ecomo máximo).Por ejemplo: Li 1s2 2s1 ;
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 , etc.
2.- Escriba los símbolos de los elementos que tienen números atómicos: 8, 16, 34, 52, 84.
¿Qué tienen estos elementos en común?
R: Oxígeno, Azufre, Selenio, Teluro, Polonio. Todos pertenecen al grupo 16 o VI A
3.- Escriba los símbolos de la familia o grupo de elementos que tienen siete electrones en su nivel exterior de
energía.
R: F, Cl, Br, I, At
4.- ¿Cuál es el número máximo de elementos que se pueden encontrar en cualquier periodo? ¿Qué periodos
tienen este número?
R: 32 elementos, y sólo el periodo 6 está completo.En este periodo se debe incluir a los lantánidos y en
el séptimo a los actínidos, este periodo aún no está completo (28 elementos) ya que los científicos siguen
preparando nuevos elementos.
5.- ¿Qué quiere decir el término periodicidad aplicado a los elementos?
R: Se refiere a que las propiedades de los elementos químicos se repiten periódicamente cuando los
elementos se disponen en orden creciente de su número atómico.
6.- ¿En qué se diferencia la Tabla Periódica moderna de la tabla de Mendeleev?
R:Se diferencian por que la tabla periódica moderna se ordena según el número atómico en cambio la
tabla de Mendeleev se baso en la premisa de que las propiedades de los elementos son función periódica de
su su masa atómica
7.- ¿Cómo se relacionan entre sí los elementos de un periodo?
R: Todos los electrones de valencia de los elementos de un mismo periodo se ubican en el mismo nivel de
energía. Ej: El Na y Cl pertenecen al periodo 3; ya que el Na tiene 1 e- de valencia y se ubica en el nivel 3 y
por otro lado el Cl presenta 7e- de valencia y también están ubicados en el nivel 3
8.-¿Cómo se relacionan entre sí los elementos de un grupo?
R: Todos los elementos de un mismo grupos, presentan la misma cantidad de electrones de valencia.Ej: el
Berilio y el Calcio pertenecen al grupo 2 (II A), ya que ambos poseen 2e- en su capa de valencia es decir en
su último nivel de energía.
9.- ¿Qué tienen en común las estructuras electrónicas de los metales alcalinos?
R: Presentan 1e- en su último nivel de energía, es decir, los metales alcalinos (grupo 1 o IA) poseen 1een su capa de valencia y por lo tanto su comportamiento químico es similar. Su Configuración externa es del
1
tipo ns
10.- El calcio, elemento de lugar 20 en la Tabla Periódica, está rodeado de los elementos 12, 19, 21 y 38.¿Cuáles
de ellos tienen propiedades físicas y químicas que más se asemejan a las del calcio?
R: Los elementos que presentan número atómico 12 (Mg) y 38 (Sr) ya que ambos pertenecen al mismo
grupo que el calcio, es decir, el grupo 2 o IIA
11.- El oxígeno es un gas. El azufre es un sólido. ¿Qué tienen sus configuraciones electrónicas que hace que se
agrupen en la misma familia o grupo?
R: Sus configuraciones electrónicas presentan el mismo n° de electrones de valencia, es decir, poseen
2
4
6e- en su capa de valencia.Porlo tanto su configuración externa es del tipo: ns np
12.- Clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal, no metal, o metaloide.
a) Potasio : Metal
b)
Plutonio: Metal
c)
Azufre:
No metal
d)
Antimonio: Metal
e)
Yodo:
No metal
f) Tungsteno: Metal
g) Silicio:
Metaloide
h)
Molibdeno: Metal
i)
Germanio: Metal
13.- ¿En qué periodo y grupo aparece primero un electrón en un orbital d?
R: Periodo 4 grupo 3 o IIIB
14.- ¿Cuántos electrones hay en la capa externa (capa de valencia) de los elementos del grupo III A y III B? ¿Por
qué son diferentes esos grupos?
R: Hay 3 e- en la capa de valencia.
Estos grupos son diferentes, ya que los electrones de valencia del grupo IIIA se ubican en orbitales s y
p, en cambio los electrones de valencia del grupo IIIB se ubican en orbitales d.
15.- ¿En qué grupos se ubican los elementos de transición?
R: Se ubican en los grupos B.
16.- ¿Cómo se diferencian las configuraciones electrónicas de los elementos de transición, de las de los
elementos representativos?
R: Se diferencian en la ubicación de los e- de valencia. En los elementos representativos estos se ubican en
orbitales s o p y en los elementos de transición en orbitales d
II.- VERDADERO/FALSO. Justifique las falsas
1__V__ Las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico
2__F__ Hay más elementos no metálicos que metálicos. Existen más metales
3__F__ Las propiedades metálicas de los elementos aumentan de izquierda a derecha a través de un periodo.
Las propiedades metálicas disminuyen hacia la derecha en la tabla periódica
4__V__ Las propiedades metálicas de los elementos aumentan de arriba abajo en una familia de elementos
5__V__ El calcio es un elemento de la familia de los metales alcalinotérreos.
6__F__ El hierro pertenece a la familia de los metales alcalinos. El hierro es un metal y pertenece al grupo 8 o
VIIIB
7__V__ El bromo pertenece a la familia de los halógenos
8__V__ El neón es un gas noble
9__V__ Los elementos del grupo A no tienen subniveles d o f parcialmente llenos.
10__F__ Un átomo de aluminio (grupo III A) tiene cinco electrones en su capa externa. Tiene tres electrones de
valencia
11__V__ El átomo que tiene la capa de valencia
5s25p2 debe estar en el periodo 6, grupo IV A (grupo 14)
12____ El elemento metálico del grupo VII A (grupo 17) es el yodo. No existe ningún elemento metálico en este
grupo
13____ El nitrógeno, el flúor, el neón, el galio y el bromo son todos no metales. El Galio es un metal
14__F__ El elemento
[Kr]5s2 es un no metal. El elemento es el estroncio (Sr)
GUÍA DE EJERCICIOS # 2: “TABLA PERIÓDICA”
¿Cómo son las configuraciones electrónicas?
En total se conocen más de 118 elementos que forman toda la materia. Organizar estos elementos utilizando un
criterio sencillo y de fácil aproximación para su conocimiento, no ha sido fácil.
La organización y tabulación que hoy en día conocemos se le debe al químico ruso Dimitri
Mendeleev. Este científico se basó en la recurrencia periódica y regular de las propiedades de los elementos en
ese momento conocido. Esta organización del sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de
varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Actualmente la Tabla Periódica está ordenada en siete
filas horizontales llamadas periodos y 18 columnas (verticales), llamadas grupos o familias.
Los periodos indican el último nivel enérgico que tiene un elemento mientras que los grupos indican el número
de electrones en la última capa (nivel)
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado los elementos se pueden dividir en distintas categorías:
- Elementos representativos: Conforman los grupos 1A hasta 7A.
- Metales alcalinos: Corresponden al grupo 1A.
- Metales alcalinotérreos: Forman el grupo 2A de la Tabla Periódica.
- Gases nobles: Conforman el grupo 8A.
- Elementos de transición (o metales de transición): Elementos 1B y del 3B hasta el 8B.
- Lantánidos y Actínidos: Se les llama también elementos de transición interna del bloque f.
- Halógenos: Pertenecen al grupo 7A.
- Grupo 2B: Zn, Cd, y Hg, los cuales no son representativos ni metales de transición.
¿Qué tienen en común los elementos que forman estos grupos?
Los elementos que forman un grupo tienen propiedades comunes en su estructura atómica, que a su vez, hace
que tengan otras propiedades físicas comunes.
¿Cómo se organizan los electrones dentro del átomo?
La teoría cuántica indica que los electrones se encuentran ubicados en niveles de energía alrededor del núcleo
atómico. Cada uno de estos niveles tiene diferentes regiones u órbitas donde es más posible que se encuentre un
electrón.
Para describir dónde se encuentra un electrón se utilizan los cuatro números cuánticos (n, l, m, s), los que
permiten identificar completamente un electrón en cualquier nivel energético y orbital de un átomo.
Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un
electrón, el que se ubica en el orbital s del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que
tienen más de un electrón.
Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales al interior de un átomo se desarrolló la
configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número
de electrones de un átomo.
La configuración electrónica se efectúa de acuerdo con tres principios:
- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen
por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s) y a medida que los niveles se
llenan, se van ocupando los niveles superiores.
- Principio de exclusión de Pauli: En cada orbital puede haber un máximo de dos electrones, los que deben
tener espín contrario Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y
14 electrones, respectivamente.
-Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones
se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines
deben ser paralelos. Esto corresponde al “Principio de máxima multiplicidad de Hund”, que también puede
enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego
con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital.
Ya vimos que los elementos se organizan en la Tabla Periódica, según características comunes, en familias o
grupos de elementos. ¿Cómo será la configuración electrónica de estos grupos de elementos?
Para saber si existe algo en común en las configuraciones electrónicas de los elementos que forman una
familia realiza las siguientes actividades:
1. ¿Cómo es la configuración electrónica de los metales alcalinos? R: ns1
a. Haz una lista de todos los elementos alcalinos.
b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? Si, todos tienen 1 electrón s en su último nivel.
Es un Orbital s
2. ¿Cómo es la configuración electrónica de los metales alcalinotérreos? Es del tipo: ns2
a. Haz una lista de todos los elementos alcalinotérreos.
b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? Sí, todos tienen 2 electrones en nivel más
externo. Es un orbital s
3. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos de transición? Los elementos presentan en su capa
de valencia electrones en orbitales d incompletos
a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado?
4. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos cinc (Zn), cadmio (Cd) y mercurio
(Hg)?
a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos de estos elementos.
b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado?
5. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos de transición interna? Los elementos presentan en su
capa de valencia electrones en orbitales f incompletos.
a. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
b. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado?
6. ¿Cómo es la configuración electrónica de los elementos halógenos? R: ns2np5
a. Haz una lista de todos los elementos halógenos.
b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado? Sí, todos tienen siete electrones en el nivel más
externo. Es un orbital p
7. ¿Cómo es la configuración electrónica de los gases nobles? R: ns2np6
a. Haz una lista de todos los gases nobles.
b. Escribe la configuración electrónica de al menos dos elementos de este grupo.
c. ¿Tienen algo en común? ¿Cuál es el último orbital ocupado?. Sí, todos tienen 8 electrones en su capa más
externa a excepción del Helio que sólo tiene 2 electrones en su capa más externa. El último orbital ocupado
es de tipo p
Guía de ejercicios #3
“Propiedades periódicas”
I).-VERDADERO/FALSO :
Marque con una V si la sentencia es verdadera y una F
aquella que es falsa. JUSTIFIQUE CORRECTAMENTE AQUELLAS QUE SON FALSAS.
1. ___V___ La cantidad de energía necesaria para expulsar un electrón de un átomo se llama energía de
ionización (potencial de ionización)
2. ___V___ Los elementos metálicos tienden a tener electronegatividades relativamente bajas.
3. ____F__ Los elementos con alta energía de ionización tienden a tener propiedades muy metálicas.
4. ___V___ Un átomo de cloro tiene menos electrones que un ión cloruro.
5. ___F___ Los gases nobles tienen tendencia a perder un electrón para transformarse en iones con carga
positiva
6. ___V___ Los electrones de valencia son aquellos electrones que se encuentran en la capa exterior de un
átomo.
7. ___F___ El flúor tiene la menor electronegatividad de todos los elementos.
8. ____V__ El oxígeno tiene mayor electronegatividad que el carbono.
9. ___F___ Un catión es más grande que su átomo neutro correspondiente.
10. ___V___ Un átomo de aluminio debe perder 3 e- para transformarse en ión Al
+3
11. ______ En el periodo 4 de la Tabla periódica, el elemento que tiene la energía de ionización más baja es
el Xe
2
2
6
2
2
12___V___ Un átomo que tenga una estructura electrónica 1s 2s 2p 3s 3p tiene cuatro electrones de
valencia.
-
2-
13___V___ Los iones Cl y S tienen la misma configuración electrónica.
14___F___ El elemento en el periodo 3 que tiene el radio atómico más grande es el Argón.
15______ El elemento en el periodo 3 que está clasificado como metaloide es el Silicio.
16___V___ Hay siete periodos de elementos , dos cortos y cinco largos.
17___F___ La tabla periódica fue diseñada y ordenada por el científico Heisenberg.Fueron varios los
científicos que aportaron al ordenamiento de la tabla entre ellos destacan Dimitri Mendelev
ITEM II).- COMPLETACIÓN: Complete las frases con el concepto clave.
Conceptos claves: número atómico, metales, radio atómico, representativos, transición, nobles, grupos, períodos,
Electronegatividad, no metálicos, metaloides, catión, radio iónico, anión, electroafinidad, alcalinos, halógenos,
1. Los METALES se caracterizan por ser buenos conductores del calor y la electricidad.
2. La ELECTRONEGATIVIDAD es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de otro
átomo.
3. Cuanto mayor es la ELECTROAFINIDAD de un elemento, mayor es la tendencia a formar aniones.
4. El RADIO IÓNICO corresponde al radio de un átomo cuando ha perdido o ganado electrones al formar un
compuesto.
5. Los grupos B de la tabla periódica constituyen los llamados elementos de TRANSICIÖN externa.
6. Los GRUPOS corresponden a ordenamientos verticales de los elementos en la tabla periódica
7. En el Sistema Periódico actual los elementos químicos se organizan según el orden creciente de su
NÚMERO ATÓMICO
8. La tabla periódica actual ordena los elementos en siete PERIODOS y dieciocho GRUPOS
9. En la tabla periódica el elemento que presenta mayor ELECTRONEGATIVIDAD es el flúor.
10. Se caracterizan por su tendencia a ganar electrones y se ubican a la derecha de la tabla periódica; estas
características corresponden a los elementos NO METÁLICOS
2
5
11. La configuración electrónica de la capa de valencia: ns np es característica de los elementos llamados
HALÓGENOS
12. Los elementos que pertenecen al grupo VIII A o 18, corresponden a la familia de los gases NOBLES
13. El Potasio ( K ) es un elemento que se ubica en el grupo 1 ( I A ) y pertenece a la familia de los metales
ALCALINOS
14. Los elementos metálicos de la tabla periódica tienen tendencia a ceder o perder electrones
transformándose en un CATIÓN
15. El Si corresponde a un elemento METALOIDE y se usa muy a menudo en la industria de los
semiconductores.
-
16. El ión cloruro Cl , es un átomo cargado negativamente y corresponde a un ANIÓN.
ITEM III.- SELECCIÓN MÚLTIPLE.
Marque con una X la única alternativa totalmente correcta.
1.- ¿Cuál de las siguientes sentencias es correcta?
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
la electronegatividad de los elementos aumenta en un período.
el potencial de ionización de los elementos disminuye en los grupos al aumentar el Z.
los radios iónicos aumentan en un período
I y III
I y II
Sólo II
II y III
Todas
2.- Los elementos de un grupo se caracterizan por tener igual:
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
capacidad de combinación
masas y número atómico
cantidad de electrones de valencia
solo I
solo II
solo III
I y III
II y III
2
6
3- La siguiente estructura de la capa de valencia: ns np corresponde a un elemento:
a) representativo
b) gas noble o inerte
c) transición externa
d) transición interna
e) bloque d
4- Los elementos que forman el período 1 en el sistema periódico (H y He) se caracterizan por tener:
a) 1 electrón
b) 1 protón
c) 2 electrones en la última capa
d) 1 nivel con electrones
e) 2 niveles con electrones
2
2
3
1
1
2
2
5- Dado 1s 2s 2p 2p 2p ; este átomo pertenece al:
a) período 1, grupo VI B
b) período 2, grupo VII A
c) período 1, grupo VI A
d) período 5, grupo VII B
e) período 2, grupo VII B
6
2
6
2
10
6- La configuración: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
a) Representativo
b) Transición
c) Inerte o Gas Noble
d) No metal
e) Transición interna
6
2
10
4p 5s 4d
6
2
4
5p 6s 4f , corresponde a un elemento:
7- La afinidad electrónica es la energía que se:
a) libera al captar un átomo un protón.
b) libera cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón.
c) gasta para separar un electrón de un átomo al estado gaseoso.
d) gasta cuando un átomo capta un electrón al estado gaseoso.
e) gasta para separar un electrón de un átomo al estado sólido.
8- De los siguientes elementos: 3Li;
a) Li
b) Na
c) K
d) Li y K
e) Na y Li
9- La partícula
a) aluminio, Al
b) neón, Ne
c) flúor, F
d) sodio, Na
e) N.A.
+3
-1
13Al , 10Ne, 9F
11Na: 19K.
el que presenta mayor tamaño atómico es:
+
, 11Na que presenta mayor tamaño iónico (radio iónico) es:
10- Si el cloro, Cl tiene número atómico 17, entonces su grupo y período respectivamente son:
a) VI - 3
b) VI - 2
c) VII - 2
d) VII - 3
e) VI – 0
ITEM IV.- DESARROLLO
Resuelva claro y preciso las siguientes preguntas.
1.- Para un elemento que posee número atómico 19, indique:
a) Nombre y símbolo : PPOTASIO K
2
b) Configuración electrónica: 1s
2s22p63s23p64s1
c) la cantidad de electrones de valencia: 1 e- de valencia
d) el nivel de mayor energía: NIVEL 4
e) el período y grupo: P: 4 y G: 1 o IA
f)
tipo de elemento: METAL
g) Bloque: S
GUÍA DE EJERCICIOS # 4
Preguntas de repaso:
I.- Símbolos y estructuras de puntos de Lewis
1.- ¿Qué es un símbolo de puntos de Lewis? ¿A qué elementos se aplica principalmente? Se aplica a los
elementos representativos y estos cumplen con la regla del dueto y del octeto
2.- Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos:
a) Be, b) K, c) Ca, d) Ga, e) O, f) Br, g) N, h) I, i) As, j) F.
-
2-
-
3) Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los siguientes ions: a) Li+ , b) Cl , c) S , d) N3
4.- Escriba las estructuras de Lewis para:
a) H2 , b) N2 , c) Cl2 , d) O2
,
e) Br2
5.- Escriba la estructura de Lewis del amoníaco (NH3) y el agua (H2O), e indique qué tipos de enlaces
presenta cada molécula.
II.- El enlace iónico
1.- Explique qué es un enlace iónico
2.- Dé el nombre de cinco metales y cinco no metales que pueden formar compuestos iónicos con
facilidad. Escriba las fórmulas y los nombres de los compuestos que se formarían al combinarse estos
metales y no metales.
3.- Nombre un compuesto iónico que sólo contenga elementos no metálicos.
4.- Señale las características de un compuesto iónico.
III.- El enlace covalente
1.- ¿Qué es un enlace covalente? ¿En qué difiere de un enlace iónico?
2.- ¿En qué se diferencia un enlace covalente ordinario de un enlace covalente coordinado? El enlace
covalente ordinario se caracteriza por que los dos elementos que forman el enlace aportan e-, en
cambio en el enlace covalente coordinado sólo uno de los elementos que participan en el enlace
aporta los e-
3.- Clasifique el enlace entre los siguientes pares de elementos como principalmente iónica o
principalmente covalente (use la escala de electronegatividad de los elementos):
a) Sodio y cloro: iónico b) Carbono e hidrógeno: covalente c) Cloro y carbono: covalente, d) Calcio y
oxígeno: Iónico, e) Hidrógeno y azufre: Covalente , f) Bario y oxígeno: Iónico , g) Flúor y flúor:
Covalente apolar , h) Potasio y flúor: Iónico
4.- Señale los enlaces sencillo (simple), doble y triple en una molécula y dé un ejemplo de cada uno. Para
los mismos átomos enlazados.
5.- Mediante un cuadro compare las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes.
Selección múltiple:
1.- ¿Cuál de las siguientes alternativas corresponden a la definición de “electrones de valencia”?
“ Se refiere a los electrones que ……………………………….
a.
b.
c.
d.
e.
se encuentran más cercanos al núcleo
se encuentra en el primer nivel de energía
no intervienen en el enlace químico
se encuentran en el último subnivel de energía
se encuentran en el último nivel de energía
2.- En la siguiente configuración electrónica cuantos electrones de valencia tiene este elemento:
1s2 2s2 2p6
a. 10 electrones
b. 8 electrones
c. 2 electrones
d. 6 electrones
e. No tiene electrones de valencia
3.- Según los siguientes valores de diferencias de electronegatividades entre dos átomos. ¿En cuáles de
ellos se produce un enlace covalente apolar? :
I) O
II) 1,3
III) 2,5
a. Sólo I
b. Sólo I y II.
c. Sólo III
d. Sólo II.
e. Sólo II y III.
4.-¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas presentan 6 electrones de valencia?:
I. 1s2 2s2 2p2
a. Sólo I y II.
b. . I, II y III.
c. Sólo III
d. Sólo II.
e. Sólo I
II. 1s2 2s2 2p4
III. 1s2 2s2 2p6
5.- Para la siguiente configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 , ¿cuál (es) de las estructuras de Lewis es (son)
correcta(s):
a Sólo I y II.
b Sólo II.
c Sólo III.
d Sólo I
e Sólo II y III.
6.- Cuál de las siguientes imágenes corresponden a una enlace covalente apolar?
a).- Sólo I
b).- Sólo II
c).- Sólo III
d).- I y II
e).- II y III
7.- Teniendo en cuenta las electronegatividades, calcule con la diferencia de electronegatividades en cuál
de las siguientes alternativas se produce un enlace iónico:
Electronegatividades: H:2,3
I CyO
II. Na y Cl
III C y H
a. Sólo I
b. Sólo I y II.
O:3,5
Cl:3,0
Na:0,4
C:2,5
c. Sólo II.
d. Sólo II y III.
e. Sólo III
8.- De acuerdo a los siguientes valores que corresponden a diferencias de electronegatividades entre dos
átomos. ¿ En cuál de ellos se produce un enlace metálico?:
a.
b.
c.
d.
e.
2,5
0
1,3
3,0
Ninguna es correcta
9.- Teniendo en cuenta las electronegatividades, calcule con la diferencia de electronegatividades .¿En
cuál de las siguientes uniones de átomos se produce un enlace iónico?:
Electronegatividades: H:2,3
I.
CyO
II.
Na y Cl
III.
CyH
O: 3,5
Cl: 3,0 Na: 0,4 C: 2,5
a. Sólo I
b.Sólo I y II.
c.Sólo II.
d. Sólo II y III.
e. Sólo III
10.- ¿Qué ocurre con los electrones en un enlace iónico?
I. Los electrones son transferidos al átomo con mayor electronegatividad.
II. Los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos
III.Los electrones son transferidos al átomo con menor electronegatividad
a.
b.
c.
d.
e.
Sólo I
Solo II
I y II
Sólo III
II y III