xxxxxxx18

TEMA 1:
1: ELEMENTOS QUÍMICOS
LAS PARTÍCULAS ELEMENTALES
La estructura básica del átomo es la siguiente:
• El átomo está constituido por un núcleo central, con la mayor parte de la masa, y contiene partículas con carga
positiva, llamados protones,
protones y, con carga neutra, llamados neutrones.
• En la corteza se encuentran los electrones,
electrones con una masa despreciable respecto a la del núcleo, moviéndose
alrededor del núcleo y su carga negativa equilibra la positiva.
• El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el tamaño del átomo, y entre el núcleo y la corteza
hay un espacio vacio.


q = 1,6.10 −19 C

PROTONES 
m = 1,673.10 − 27 kg


 NÚCLEO 
q = 0 C


NEUTRONES
ÁTOMO 


− 27
m = 1,675.10 kg



−19
CORTEZA ELECTRONES q = −1,6.10 C



m = 9,1.10 −31 kg


El átomo es neutro, es decir, su carga eléctrica es nula, luego el número de electrones es igual al de protones, ya que los
protones no tienen carga.
La mayor parte de la masa del átomo está en el núcleo y viendo las masas de los electrones y los protones podemos
entender por qué la masa de los electrones es despreciable, ya que es unas 1832 veces más pequeña que la de los protones
y todavía más insignificante si la comparamos con la masa del átomo.
Para poder hacernos una idea de lo pequeño que es el núcleo respecto al átomo imaginemos que aumentamos el átomo
hasta que alcanza el tamaño de un campo de fútbol, pues el núcleo sería como la cabeza de un alfiler. Esto nos lleva a
concluir que el núcleo es muy denso ya que contiene casi toda la masa del átomo y su tamaño es muy pequeño. La
densidad del núcleo es 100 millones de millones de veces la del agua.
Además de las partículas mencionadas, existen otras partículas subatómicas, por eso si sumamos las masas de los
electrones, protones y neutrones no nos sale la masa del átomo.
EL NÚMERO ATÓMICO Y EL NÚMERO MÁSICO
El número atómico es el número de protones que tiene un átomo y se representa con la letra Z. El número atómico
caracteriza a los átomos, es decir, no hay dos átomos diferentes con el mismo número atómico.
El número másico es la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo y se representa con la letra A
Para calcular el número
número de neutrones basta con restar el número másico del número atómico: neutrones = A – Z
La forma de representar estos números en el átomo es:
Ejercicios.
1. Completa la siguiente tabla:
A
Z
X , donde X representa el símbolo del elemento.
ISÓTOPOS
Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen distinto número másico, es decir, tienen distinto número de
neutrones. Por ejemplo en la naturaleza nos podemos encontrar tres isótopos del oxígeno: 168 O , 178O y 188O
Los isótopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas, porque tienen el mismo número de electrones, y
son estos electrones los que determinan el tipo de enlace entre los átomos y los tipos de reacciones que producen.
Pero los isótopos también tienen unas propiedades físicas diferentes a causa del diferente número de neutrones . por
ejemplo uno de los isótopos del Carbono es el C-14 y el otro , más abundante, el C-12. Como el primero tiene más
neutrones le hace más inestable y emite un tipo de radiación y por eso el C-14 se utiliza para la datación de muestras
arqueológicas.
Ejercicios
Ejercicios.
2. De cuatro átomos A, B, C y D sabemos que contienen:
a) ¿Cuáles pertenecen a isótopos diferentes del mismo elemento?
b) ¿Son B y C átomos del mismo elemento?
3. Re
Responde
sponde a las siguientes preguntas, razonando las respuestas:
a) ¿Pueden tener dos átomos el mismo número atómico?
b) ¿Y el mismo número másico?
c) ¿Puede ser el número atómico mayor que el número másico? ¿E iguales?
d)
d) ¿En qué se diferencian los isótopos
isótopos de un elemento?
MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS
Para medir la masa de los átomos se utiliza como patrón el isótopo 12 del carbono. La unidad atómica de masa (uma)
es la doceava parte del átomo de carbono 12.
masa de un átomo
1 uma =
12
12
6
C
Como la mayoría de los átomos tienen isótopos con distinta masa, se toma como masa atómica de los elementos la
media aritmética de las masas de sus isótopos, teniendo en cuenta su abundancia en la naturaleza. Veamos cómo se
calcula la masa atómica del silicio (Si)
ISÓTOPOS
MASAS
ISOTÓPICAS
ABUNDANCIA
28
14
Si
27 , 977
92 , 23 %
29
14
Si
28 , 976
4 , 67 %
30
14
Si
29 , 974
3 ,10 %
La media de las masas será: m = 92,23% de 27,977 + 4,67% de 28,976 + 3,10% de 29,974 =
Ejercicios.
4. Calcula la masa atómica media del cloro (Z=17) sabiendo que se conocen dos isótopos de números másicos 35 y
37 que aparecen en una
una proporción 75% y 25% respectivamente.
5. Calcula la masa atómica media del litio (Z=3) sabiendo que se conocen dos isótopos de números másicos 6 y 7 que
aparecen en una proporción 7,6 % y 92,4 % respectivamente.
CONCEPTO DE IÓN
Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones
• Si un átomo X pierde un electrón ⇒ X+
• Si un átomo X gana un electrón ⇒ XComo podemos ver los iones ya no son neutros por lo tanto estarán cargados positiva o negativamente según pierdan o
ganen electrones.
Veamos el proceso de ionización de un átomo de azufre (S):
S + 2e- ⇒ S2Ejercicios.
6. Calcula el número de electrones, neutrones y protones,
protones, que existen en los siguientes elementos e iones:
a) Al3+
b) Clc) N3d) O
MOLÉCULAS
Una molécula es un conjunto de átomos unidos entre sí mediante enlaces químicos. Hay dos tipos de moléculas:
• Molécula de un elemento.
elemento Es aquella que está formada por átomos iguales, como por ejemplo: O2 , H2
• Molécula de un compuesto.
compuesto Es aquella que está formada por átomos diferentes, como por ejemplo: H2O , H2SO4
La fórmula molecular nos informa, no solo del número de átomos que la componen, sino de qué tipo es cada uno de
ellos. Por ejemplo la fórmula H2SO4 nos indica que está formada por 6 átomos, 2 de H, 1 de S y 4 de O
ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS
Vamos a ver ahora las distintas teorías y modelos atómicos que han ido surgiendo con el tiempo.
• Teoría atómica de DALTON (1766
(17661766-1844)
- La materia está formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos).
- Existen distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades.
-
•
Las sustancias que tienen todos sus átomos iguales se llaman elementos.
Los átomos de los elementos distintos se pueden unir en cantidad fija con otros para formar
compuestos.
- Las partículas formadas por varios átomos se llaman moléculas.
Modelo atómico de THOMPSON (1856(1856-1940)
-
•
El átomo está formado por una esfera con carga positiva en cuyo interior están los electrones en
número suficiente para neutralizar su carga.
Modelo atómico de RUTHERFORD (1871(1871-1937)
-
La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en la zona central minúscula
llamada núcleo
- En torno al núcleo y a grandes distancias de él están los electrones girando a su alrededor.
- El número de cargas + es el mismo que el de -, de manera que el átomo es neutro.
ERRORES: Las cargas en movimiento emiten energía, luego los electrones caerían al núcleo, cosa que no
ocurre.
Los electrones al poder girar a cualquier distancia podrán tener cualquier energía, cosa que
también es falsa
No habla de los neutrones, lo cual es lógico ya que no se habían descubierto aún.
•
Modelo atómico de BOHR (1885
(18851885-1962 ) Corrigió los errores de Rutherford.
- El átomo consta de una parte central (núcleo) en la que se halla la carga + y la casi totalidad de su
masa y los electrones se mueven a su alrededor en órbitas circulares situadas en diferentes niveles
-
A cada nivel le corresponde una energía que será mayor cuanto más alejada del núcleo esté
La distancia de las órbitas al núcleo, así como su energía, no pueden tomar valores arbitrarios, sino
solo unos definidos.
- Cada nivel admite un número máximo de electrones que es igual a 2n2 donde n designa el nivel de
energía ( 1 , 2 , 3, … )
ERRORES: Supone que todas las órbitas son circulares y esto es falso.
Para sus cálculos supone que los electrones tienen una masa infinitamente menor que la de los
protones cuando solo es 1 830 veces menor.
Supone que el núcleo es estático cuando se mueve alrededor de su centro de gravedad.
•
Modelo atómico de orbitales (SCHRÖEDINGER y HEISEMBERG)
- El electrón se comporta como una onda y como un corpúsculo (dualidad
dualidad ondaonda-corpúsculo)
corpúsculo
- No es posible predecir la trayectoria del electrón ( principio de incertidumbre de Heisemberg
Heisemberg). Hay que
abandonar la idea de órbita y hablar de orbitales que son las zonas donde es más probable encontrar al
electrón.
- En cada orbital no puede haber más de dos electrones.
- Hay varias clases de orbitales que s diferencian en su forma y orientación ( s , p , d , f )
-
En cada nivel hay un número determinado de orbitales.
DISTRIBUCIÓN DE LOS ORBITALES EN LOS DISTINTOS NIVELES
NIVELES
La disposición es la siguiente:
NIVELES (n)
ORBITALES
ELECTRONES
POR ORBITAL
ELECTRONES
POR NIVEL
1
s
2
2
2
s
2
p
6
8
s
2
3
p
6
18
4
d
10
s
2
p
6
d
f
10 14
32
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. Es la distribución de los electrones en los distintos niveles y orbitales. El orden de
llenado es el siguiente:
Ejercicios.
7. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos
a)N
a)N
b)P
b)P
c)Ti
c)Ti
d)Ge
d)Ge
8. Escribe la configuración electrónica de los siguientes iones:
a) Fb) Ca2+
c) Co 3+
LA TABLA PERIÓDICA
La forma aparentemente irregular que ofrece esta tabla se justifica teniendo en cuenta que los elementos se han
ordenado siguiendo estos dos criterios:
• Los elementos, ordenados según su número atómico creciente, se colocan en filas horizontales, a las que
denominaremos PERIODOS.
• En columnas, constituyendo GRUPOS,
GRUPOS se sitúan los elementos con propiedades químicas parecidas.
Relación con la configuración electrónica:
Los elementos de un mismo periodo tienen electrones en los mismos niveles, empiezan por ns1 y terminan con ese nivel
lleno (gas noble)
Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su último nivel.
Electrones de valencia: Son los que están situados en el último nivel (capa
capa de valencia)
valencia y pueden ser cedidos o
compartidos. Las propiedades químicas de los diferentes elementos del sistema periódico dependen de estos electrones.
Metales, no metales y semimetales.
Las casillas de la tabla tienen diferentes colores según sean metales, semimetales o no metales. Los elementos del último
grupo, los gases nobles, también se representan con un color diferente por sus propiedades especiales.
• Metales. Ocupan la zona izquierda y central de la tabla. En general, presentan las siguientes propiedades:
-
Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio)
Tienen temperaturas de fusión y ebullición altas.
-
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Son dúctiles y maleables.
El carácter metálico aumenta cuanto más a la izquierda nos movamos en un periodo y más abajo en el
grupo
• No metales. Ocupan la zona correspondiente a los grupos del 13 al 18. En general, presentan las
propiedades siguientes:
- Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente.
- Tienen una temperatura de fusión y ebullición muy diversas.
- Son malos conductores del calor y la electricidad.
- Reaccionan con los metales.
El carácter no metálico de un elemento es más grande cuanto más a la derecha en un periodo y más
arriba en el grupo. Por ejemplo el flúor es más no metal que el cloro y éste lo es más que el azufre
• Semimetales. Están situados entre los metales y los no metales en forma de escalera. Estos elementos se
comportan a veces como metales y a veces como no metales.
ENLACES QUÍMICOS
Los átomos no suelen encontrarse aislados en la naturaleza. Cuando dos o más átomos se acercan, se originan fuerzas
atractivas y fuerzas repulsivas que actúan a poca distancia y que pueden ser muy intensas.
Si estas fuerzas atractivas hacen que los átomos se agrupen y la agrupación de átomos unidos tiene menor energía que
por separado, se formará un sistema estable entre ellos. Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos, los iones o las moléculas en las distintas formas de agrupación posibles.
Hay tres tipos de enlaces:
Enlace iónico. Los átomos tienen la tendencia a completar su capa de valencia y así adquirir la estructura de un gas
noble que es muy estable. El enlace iónico se forma cuando dos átomos, buscando ambos la configuración de un gas
noble, se transfieren electrones de uno a otro, quedando cargados uno – y otro +, y unidos por fuerzas
electromagnéticas.
Llamamos valencia iónica al número de electrones que un átomo es capaz de ceder o aceptar.
Por ejemplo si se encuentran el cloro y el sodio:
Características:
- No hay moléculas separadas, todo el cristal es una molécula.
- Son sólidos a temperatura ambiente y en este estado no son buenos conductores de la
electricidad.
- Temperatura de fusión alta debido a sus enlaces.
- Solubles en el agua.
- Son duros y frágiles.
Enlace covalente. Se forma entre dos átomos cuando comparten dos o más electrones. Cuando dos átomos iguales se
encuentran, en lugar de ceder o aceptar electrones, los comparten y éstos pasan a orbitar alrededor de los dos núcleos.
Cada par de electrones compartidos constituye un enlace
Llamamos valencia covalente al número de electrones que un átomo puede compartir.
Diferenciamos dos tipos de sustancias con enlace covalente:
- Sustancias covalentes moleculares: Sus átomos se agrupan formando moléculas. Casi todos son líquidos y gases
y algún sólido. Ejemplos H2O ; NH3
- Sustancias covalentes atómicas: Sus átomos están ordenados constituyendo una red cristalina. Son sólidos como
por ejemplo C (diamante) , SiO2
- Son sustancias muy estables, duras, de temperaturas de fusión elevadas y malos conductores
Notación de Lewis. Es una manera sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos.
- El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico de ese elemento más un punto por cada
electrón de valencia.
- Los puntos se colocan a los cuatro lados y su distribución es arbitraria.
- Cada pareja de electrones compartidos (enlaces) se representa mediante una raya.
Veamos la estructura de Lewis para el HCl
Ejercicios.
9. Representa mediante notación de Lewis
a) N2
b)CH
b)CH4
c)O
c)O2
d)CO
d)CO2
Enlace metálico. Como su nombre indica es típico de algunos metales. En estos enlaces los átomos pierden sus electrones
de valencia y éstos se mueven por el metal formando lo que se conoce como nube electrónica. Los iones positivos quedan
fijos y su interacción con esta nube asegura la estabilidad del metal.
Características.
- Son sólidos, excepto el mercurio y sus temperaturas de fusión son variadas.
- Son buenos conductores del calor y la electricidad.
- Son dúctiles y maleables.
EJERCICIOS
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
De acuerdo con la concepción actual del átomo, indica si los siguientes enunciados son correctos o incorrectos, justificando en
cada caso tu respuesta:
a) En el átomo existe un núcleo central, eléctricamente neutro, en el que se encuentran los protones y los neutrones.
b) La mayor parte de la masa del átomo se concentra en el núcleo.
c) Los electrones de la corteza se localizan girando en órbitas elípticas alrededor del núcleo.
d) Aunque un electrón se encuentre en un cierto nivel de energía, puede pasar a otros niveles, en determinadas
circunstancias.
Calcula el radio aproximado de un átomo de oro, sabiendo que una lámina de este material de 10-6 m de grosor, contiene unas
mil capas de átomos.
¿Cuántos electrones necesitamos reunir para obtener un gramo?
¿Por qué si sumamos las masas de los electrones, los protones y los neutrones de un átomo no nos da la masa atómica?
¿Por qué puede afirmarse que el núcleo reúne la mayor parte de la masa del átomo?
¿Qué caracteriza a un elemento químico?
Indica el número de protones, neutrones y electrones de los átomos con las siguientes características, y agrupa los átomos que
correspondan al mismo elemento químico.
a) Z=3 A=6
b) Z=92 A= 235 c) Z=6 A=12 d) Z=92 A=238
¿Puede existir un elemento químico cuyo número másico sea menor que su número atómico?
Razona si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas:
a) El núcleo contiene partículas con carga negativa y masa.
b) La corteza contiene partículas con carga positiva y masa muy pequeña.
c) El núcleo contiene partículas sin carga.
d) El núcleo y la corteza contienen partículas sin carga.
Cuando los átomos adquieren carga eléctrica, se convierten en iones. Responde brevemente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuántos tipos de iones hay? ¿En qué se diferencian?
b) Si un átomo tiene más electrones que protones, ¿qué tipo de ion es?
c) ¿Qué indica la carga de un ion?
d) Cuando un átomo se convierte en un catión o un anión, ¿cómo varían su número atómico y su número másico?
Explica qué se pretende al escribir : Na+, Br-, Ca2+, Al3+, s2-.
Calcula el número másico, el número atómico así como el número de neutrones, electrones y protones de los siguientes iones:
35
17
Cl −1 ,
80
35
Br −1 , 168O −2 ,
P −3
31
15
13. . ¿Qué tienen en común los elementos del grupo 18 de la tabla periódica, es decir, los gases nobles, en lo que a su configuración
electrónica respecta? Explica, basándote en esa configuración, la inercia química de estos elementos
14. Completa la siguiente tabla.
15. ¿Qué indica la fórmula molecular de un elemento o de un compuesto?¿qué diferencia encuentras entre O y O2?
16. Indica el número de átomos en cada molécula: a) H2S; b) HNO2; c) H3PO4
17. El mercurio en la naturaleza está formado por la mezcla de siete isótopos, de números másicos: 196, 198, 200, 202 y 204.
Indica el número de electrones, protones y electrones de cada isótopo. ¿Cuál pesará más?¿por qué?
18. El sodio, cuyo número atómico es Z = 11, es uno de los pocos elementos que poseen solo un isótopo estable
(no radiactivo). Si dicho isótopo posee 12 neutrones, ¿cuál es su número másico?
19. Cuáles de estos isótopos tienen el mismo número de neutrones?; b) .Cuales de ellos son isótopos del mismo elemento?
16
8
X , 146X , 147X , 167X
20. ¿Cuál es la causa de que dos átomos se unan para formar una molécula?
21. Identifica los errores que se han cometido en los siguientes enunciados y escríbelos de nuevo, ya corregidos:
a) Un átomo de escandio que ha perdido 3 electrones se ha convertido en un anión Sc3-.
b) Al ganar 2 electrones, un átomo ha pasado de tener un número atómico Z = 4 a un número atómico Z= 6.
2+
c) La representación simbólica de un átomo de magnesio con 12 protones, 12 neutrones y 10 electrones es . 12 Mg
22. Indica el número de protones y neutrones que hay en el núcleo de cada átomo de 4He y 40Ar.
23. El elemento cloro está formado por la mezcla de dos isótopos 35Cl y 37Cl. Sabiendo que la masa isotópica del cloro 35 es de
34,969 y se encuentra en la proporción del 75,529% y que la masa isotópica del cloro 37 es de 36,966, calcular con estos datos
cuál es el peso atómico del elemento cloro.
24. ¿Qué significa que la masa atómica del aluminio es de 26,981 u.m.a.?
25. Calcula la masa atómica del cloro sabiendo que consta de un 75,3 % de Cl-35 (masa 34,97 u) y un 24,47% de Cl-37 (masa
36,97 u) Sol: 35,46 u
26. Con los siguientes datos calcula la masa atómica del oxígeno.
16O
17O
18O
Isótopo
Abundancia
99,759%
0,037%
0,204%
Masa
15,99491
16,99914
17,99916
27. La masa atómica del antimonio es 121,75 u. El antimonio tiene dos isótopos estables. Uno de ellos 121Sb (masa 120,90 u)
representa el 62,5% de todos los átomos de antimonio. ¿Cuál es el numero másico del otro isótopo?
Sol: 123 u
28. El nitrógeno tiene dos isótopos N-14 y N-15, cuyas masas son 14,0031 u y 15,001 u, respectivamente. Calcula el porcentaje de
cada uno de estos isótopos en la naturaleza sabiendo que la masa atómica del nitrógeno es 14,00674 u.
Sol: 99,635% y 0,365 %.
29. El europio tiene dos isótopos estable: 151Eu (masa 150,9199 u) y 153Eu (masa 152,9212 u), respectivamente. Calcula la
abundancia de cada uno de estos isótopos. Masa atómica del europio, 151,96 u. Sol: 48,029% y 51,971%
30. Completa la siguiente tabla:
24
Isótopo
26Mg
63Cu
202Hg
Z
12
A
N
63
122
Isótopo
7Li
37Cl
76Se
Z
A
N
31. Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos completando esta tabla:
Elemento
Helio
Boro
Flúor
Z
2
5
9
Configuración
1s2s2p
Elemento
Fósforo
Calcio
Zinc
Z
15
20
30
Configuración
1s2s2p3s3p
1s2s2p3s3p4s3d
32. a) Dos elementos diferentes ¿pueden tener el mismo número atómico?
b ) Dos átomos del mismo elemento ¿pueden tener diferente número atómico? ¿Y másico?
c) Dos átomos diferentes ¿pueden tener la misma configuración electrónica?
33. Determina el número atómico y dí a qué elementos pertenecen las siguientes configuraciones electrónicas.
a) 1s22s1 b) 1s22s22p4 c) 1s22s22p63s23p1 d) 1s22s22p63s23p4 e) 1s22s22p63s23p6 f) 1s22s22p63s23p64s23d2
34. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: Be(Z=4), Si(Z=14), Ge(Z=32), C(Z=6), Sc(Z=21)
y Br(Z=35)
35. La configuración electrónica 1S22S23S23p6 corresponde a un ion X2+¿Cuál es el número atómico de X?¿Cuántos electrones de
valencia posee?
36. La estructura electrónica siguiente representa los cuatro electrones de valencia del carbono: 2s2 2p2
37. Escribe la estructura electrónica de la capa de valencia para O, O2- y O2+.
38. Explica cómo llegan a adquirir una estructura electrónica más estable los átomos de los elementos siguientes: S , Br , Ba y Al.
39. Un átomo tiene la distribución electrónica siguiente: 1s22s22p63s23p4
a) ¿Cuántos átomos de valencia tiene?
b) ¿A qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenece?
c) ¿Corresponde a un elemento metálico o a uno no metálico?
d) Para adquirir la estructura electrónica de un gas noble, ¿ha de ganar o perder electrones?
40. ¿Qué es un orbital atómico?, ¿cuántos electrones puede contener?. ¿Qué elemento tiene la configuración electrónica 1s22s22p4?
41. ¿Qué debe hacer un átomo de potasio para adquirir una estructura estable (de gas noble)?. ¿Y el átomo de bromo?
42. Indica el ion que forma cada átomo para adquirir la configuración estable de gas noble: a) Br b) Ca c) I
43. Indica el ion que forma cada átomo para adquirir la configuración estable de gas noble: a) S;
b) N; c) Mg
44. Escribe las configuraciones electrónicas del berilio (Z=4), el magnesio (Z=12) y el calcio (Z=20).
Analiza las configuraciones que has obtenido y explica razonadamente si estos elementos ganarán o perderán electrones para
adquirir una configuración estable.
45. ¿Qué tipo de enlace presentan las moléculas de Cl2?
46. Indica el tipo de enlace que existe entre los siguientes átomos:
a) Na y Cl; b) O y S; c) I y I; d) Au y Au
47. Indica el tipo de enlace que presentan las siguientes sustancias: a) N2; b) HCl; c) Fe; d) CaCl2 e) CuO; f) KI
48. En el compuesto bromuro de litio (LiBr) se han enlazado átomos de estos dos elementos: a) ¿Qué tipo de enlace tienen? b) Describe
la formación de este enlace.
49. ¿Qué diferencias hay entre el enlace iónico y el covalente?
50. ¿Se puede producir un enlace iónico entre dos metales? Justifica tu respuesta.
51. Las fórmulas de las moléculas del amoniaco y del nitrógeno son NH3 y N2, respectivamente. Indica qué tipo de enlace presentan
y realiza un modelo de este enlace.
52. Indica el tipo de enlace que se dará entre los átomos siguientes:
a) Cloro y oxígeno b) Bromo y potasio c) Potasio
53. Describe el proceso de formación de los siguientes iones: Li+ , Ga3+ , O2- , P3- y F54. Razona cuál de estos dos elementos, Be o Ba, tiene más tendencia a formar iones positivos.
55. ¿Quién tiene más tendencia a formar iones negativos, el carbono o el oxígeno?
56. Deduce la valencia iónica de los siguientes elementos: Mg, Al, Li, N y S.
57. Escribe, mediante la notación de Lewis, la estructura de las siguientes moléculas:
H2, Cl2, H2O, Br2, PH3(fosfina), CH4(metano), BeCl2 , HF, N2 , CH4 , K2S y H2S
58. Describe la formación de los siguientes compuestos iónicos: ClNa , KF , CaBr2 y Cl2Mg.
59. Señala la diferencia entre valencia iónica y valencia covalente.
60. Interpreta las siguientes afirmaciones:
-
La valencia iónica del sodio es +1
- La valencia covalente del hidrógeno es 1
AUTOEVALUACIÓN
a) ¿Qué es el número atómico? ¿Y el número másico?
b) El hierro tiene de número atómico 26 y de número másico 55. Calcula el número de protones, neutrones y
electrones.
2. a) ¿Qué es un ion?
b) Escribe el proceso de ionización del átomo de magnesio.
3. a) Escribe la configuración electrónica de: Na (Z=23), O2- (Z=16) y Al3+ (Z=27)
b) El uranio está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 234,04 , 235,04 y 238,05 uma. La
abundancia relativa de cada uno es 0,0057%, 0,72% y 99,27% respectivamente. Calcula la masa atómica del
uranio.
1.
4. a) ¿Qué diferencia hay entre la valencia iónica y la valencia covalente?
b) Interpreta las siguientes afirmaciones:
-La valencia iónica del potasio es +1
-La valencia covalente del fósforo es 3
5. Teniendo en cuenta las configuraciones electrónicas de los átomos, dibuja las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas:
F2 , N2 , HCl y CO2
6. a) Indica cuáles de los siguientes átomos son isótopos del mismo elemento
14
7
x ; 157x ;126 x ;136 x ;168 x ;178 x ;188 x . Justifica tu respuesta
b) ¿De qué elementos se trata?
7. a) Describe la formación de los iones cloro y magnesio.
b) ¿Cuál seria la fórmula molecular de la unión de esos átomos?
8. Dados los elementos cuya configuración electrónica es:
X=1s22s22p63s23p4
Y=1s22s22p4
Indica la fórmula molecular del compuesto que forman y su estructura mediante la notación de Lewis.
9. Indica si son correctas o no las siguientes configuraciones de la última capa. En caso de que lo sean, indica de qué elemento se
trata:
3s
3p
↑↓
↑ ↑
2s
↑
3s
↑
2p
↑↓ ↑
↑
3p
↑ ↑