, ,

Para hallar la masa atómica no se tiene en cuenta la masa
de los electrones que también forma parte del átomo. Esto
se debe a que el electrón es muchísimo más ligero que
protón y que el neutrón.
Tema 2 (9 del texto): Los átomos y sus enlaces.
1. El modelo nuclear del átomo.
𝑛º 𝑚á𝑠𝑖𝑐𝑜(𝐴)=𝑍+𝑁=𝟏𝟔
𝑛º 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠(𝑍)=𝑛º 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜= 𝟖𝑂
El modelo que vamos a estudiar tiene su origen en 1913 y
se debe al físico danés Niels Bohr. Su modelo de átomo
solo se refiere al átomo de hidrógeno; durante los años
siguientes sus ideas se aplicaron a otros átomos más
complejos: el helio, el litio, …..
El número de neutrones (N) es la diferencia:
𝑁 =𝐴−𝑍
El modelo atómico de Bohr concibe el átomo como un
sistema planetario en pequeño:


-
En nuestro caso, la composición del núcleo del átomo de
oxígeno, es:
Núcleo: ocupa la posición central. Contiene las
partículas: protones y neutrones.
Corteza: es la región exterior en la cual los
electrones describen órbitas alrededor del núcleo.
N = 8 neutrones,
Z = 8 protones,
y el número másico, A = Z + N, es 8 + 8 = 16.
E.1 Completa la tabla siguiente:
Protones: son partículas elementales que forman
el núcleo y caracterizadas por tener carga + 1.
Neutrones: son partículas elementales que forman
el núcleo y caracterizadas por tener carga 0.
Electrones: son partículas fundamentales que
ocupan la región periférica del átomo a una
distancia del núcleo que varía. Su carga es – 1.
Los protones y neutrones tienen estructura interna y están
constituidos por partículas llamadas quark, de los cuales
hay tres en cada protón y en cada neutrón.
Los protones, neutrones y electrones reciben el nombre de
FERMIONES. Por consiguiente, la materia ordinaria está
constituida por fermiones.
-
Notación
Litio
3
4
7
Carbono
6
6
12
Hierro
26
30
56
Cloro
17
18
35
Argón
18
22
40
7
3𝐿𝑖
12
6𝐶
56
26𝐹𝑒
35
17𝐶𝑙
40
18𝐴𝑟
𝟏𝟖
𝟏𝟕
𝟏𝟔
𝟖𝑂, 𝟖𝑂, 𝟖𝑂
Cada uno de estos tipos de átomos de oxígeno reciben el
nombre de isótopos:
“son átomos con el mismo número atómico (Z) pero
distinto número de neutrones (N) y, por consiguiente,
distinto número másico (A)”
Número atómico: El número atómico de un átomo
es el número de protones de su núcleo. Se
representa con la letra Z. Es un número natural.
Número másico: Es el número de protones (Z)
más el número de neutrones (N) contenidos en el
núcleo. Se simboliza con la letra A, de modo que:
Hasta el momento hemos aprendido a determinar la
composición del núcleo del átomo (nº de protones y nº de
neutrones). Seguidamente completaremos el estudio de la
estructura del átomo especificando:
-
𝐴=𝑍+𝑁
-
A
El elemento oxígeno se encuentra en forma de:
Los fermiones, que constituyen la materia
ordinaria.
Los bosones, son las partículas “portadoras o
mediadoras” de las interacciones fundamentales:
gravitatoria, nuclear, electromagnética y débil. La
luz está constituida por bosones.
2. Número atómico, número másico y masa atómica.
-
N
Ejemplo:
Los físicos clasifican dos tipos de partículas:
-
Z
La masa atómica no se puede anotar directamente del SP.
En su lugar encontramos un número decimal casi siempre.
Este número es la media aritmética ponderada de las
masas atómicas de los distintos tipos de átomos de cada
elemento:
La masa de los protones y neutrones es aproximadamente
la misma y casi 2000 veces la masa del electrón.
-
Elemento
Masa atómica: Es la masa contenida en el núcleo
de un átomo.
el nº de electrones situados en su periferia, y
cómo están distribuidos.
El número de electrones, si el átomo es neutro, es el
mismo que el número de protones. Solo así, la suma de
las cargas positivas de los protones se neutraliza con la
1
suma de las cargas negativas de los electrones. Por
consiguiente, siempre que el átomo sea neutro, el número
de electrones de un átomo coincide con Z (número
atómico).
Inicialmente el átomo tiene el mismo número de protones
(+) que de electrones (-). Cuando un átomo pierde algún
electrón hay más cargas positivas que negativas y
adquiere, globalmente, carga positiva.
Cuando un átomo:
-
b) Cuando un átomo desprende protones
transforma en un ión negativo. Falso
se
tiene carga positiva (+) recibe el nombre de
catión.
tiene carga negativa (-) recibe el nombre de anión.
Los átomos no pueden perder protones. Solo los
electrones se pueden perder o ganar.
En general, un átomo o grupo atómico con carga
eléctrica recibe el nombre de ion.
c) El número másico (A = Z + N) es siempre igual o
menor que el número atómico (Z). Falso.
-
d) A – Z es número de neutrones. Verdadero.
E.2/pág.200/28
Elemento
Z
N=A-Z
A=Z+N
Nº electrones
Ca
20
21
41
20
3. Configuración electrónica
Cl -
17
18
35
18
Si
14
14
28
14
Sn
50
69
119
50
Los electrones se distribuyen en la periferia del átomo de
un modo determinado por unas reglas; se organizan
ocupando niveles y subniveles.
Pb2+
82
127
209
80
Estos niveles y subniveles se etiquetan con:
E.3/pág.200/27
-
El boro tiene dos isótopos cuya abundancia relativa es:
-
19,9 % de
80,1 % de
De modo que un electrón ocupa un estado que se
identifica con la notación, por ejemplo, 2p. En esta
notación el número (en nuestro caso, el 2) indica el nivel y
la letra (en nuestro caso, la p) indica el subnivel.
10
5𝐵
11
5𝐵
a) ¿Cuántos neutrones tiene cada uno?
b) Halla su masa atómica media
Los electrones se alojan en los subniveles de acuerdo con
estos números máximos de ocupación:
Sol.:
a)
10
5𝐵
5 neutrones
11
5𝐵
6 neutrones
- como máximo en un subnivel tipo s: 2 electrones.
- como máximo en un subnivel tipo p: 6 electrones.
- como máximo en un subnivel tipo d: 10 electrones.
- como máximo en un subnivel tipo f: 14 electrones.
El orden de ocupación de los subniveles está determinado
por la dirección y sentido de las flechas en el siguiente
esquema:
b) Masa atómica media:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =
Un número entero positivo: 1, 2, 3,…
Una letra: s, p, d, f.
19,9 ∙ 10 + 80,1 ∙ 11
= 10,801
100
1s
En general la expresión es:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =
𝑝1 ∙ 𝐴1 + 𝑝2 ∙ 𝐴2
100
E.4/pág.200/26
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5d
5f
6s
5p
6p
6f
7s
7p
6d
7d
7f
Las flechas indican el orden con el que se ocupan los
niveles y subniveles.
Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o
falsas:
a) Cuando un átomo desprende electrones se
transforma en un ión positivo. Verdad.
2

El SP está organizado en filas (que se llaman periodos) y
columnas (que se llaman grupos). Hay un total de 7
periodos y 18 grupos.
Configuración electrónica de átomos neutros.
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica del oxígeno:
En primer lugar, consultamos el número atómico (Z) del
oxígeno en SP: es Z = 8
[O(Z=8)]: 1s2 2s2 2p4
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de:
-
Cloro (Z = 17): [Cl]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Hierro (Z = 26): [Fe]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Configuración electrónica de los cationes.
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de:
-
Catión sodio: [Na+(Z=11)] 1s2 2s2 2p6
Catión hierro (II): [Fe2+(Z=26)] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d4

Recordemos que: un catión ha perdido tantos electrones
como indica el número de sus cargas positivas. Por
consiguiente, su configuración electrónica se obtiene del
mismo modo que la del átomo neutro, pero sin los
electrones que ha perdido.



Configuración electrónica de los aniones.
1er periodo: 2
2º periodo: 8
3er periodo: 8
4º periodo: 18
5º periodo: 18
6º periodo: 32
7º periodo: 23 bien caracterizados, 6 por confirmar
y 3 aún no se han detectado.
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de:
-
O2-, anión oxígeno: [O2- (Z=8)] 1s2 2s2 2p6
Cl-, anion cloruro: [Cl- (Z=17)] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Recordemos que: un anión ha ganado tantos electrones
como indica el número de sus cargas negativas. Por
consiguiente, su configuración electrónica se obtiene del
mismo modo que la del átomo neutro, pero añadiendo los
electrones que ha ganado.
C5. Escribe la configuración electrónica de:
[H(Z=1)]:
[He(Z=2)]:
[Li(Z=3)]:
[Be(Z=4)]:
[B(Z=5)]:
[C(Z=6)]:
[N(Z=7)]:
[O(Z=8)]:
[F(Z=9)]:
[Ne(Z=10)]:
[Na(Z=11)]:
[Mg(Z=12)]:
[Al(Z=13)]:
[Si(Z=14)]:
[P(Z=15)]:
[S(Z=16)]:
[Cl(Z=17)]:
[Ar(Z=18)]:
[K(Z=19)]:
[Ca(Z=20)]:
[Sc(Z=21)]:
Ejercicio: Escribe la configuración electrónica de los
siguientes átomos neutros e iones:
-
Los elementos químicos están situados en orden
creciente de su número atómico (z, número de
protones).
Los elementos químicos situados en un mismo
grupo (columna) poseen características comunes.
Los periodos constan de los siguientes elementos
Mg (Z=12): [Mg]: 1s2 2s2 2p6 3s2
Si (Z=14): [Si]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
S2- (Z=16): [S2-]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Br- (Z=35): [Br-]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6
Al3+(Z=13): [Al3+]: 1s2 2s2 2p6
Ca2+(Z=20): [Ca2+]: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cuando dos o más especies distintas tienen la misma
configuración electrónica, se denominan especies
ISOELECTRÓNICAS. En el caso anterior, son
isoelectrónicas el S2- y el Ca2+.
4. Configuración electrónica y Sistema Periódico
El SP tiene una estructura que es consecuencia de la
configuración electrónica de los átomos.
3
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d1
[Ti (Z=22)]:
[V(Z=23)]:
[Cr(Z=24)]:
[Mn(Z=25)]:
[Fe(Z=26)]:
[Co(Z=27)]:
[Ni(Z=28)]:
[Cu(Z=29)]:
[Zn(Z=30)]:
[Ga(Z=31)]:
[Ge(Z=32)]:
[As(Z=33)]:
[Se(Z=34)]:
[Br(Z=35)]:
[Kr(Z=36)]:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d7
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d8
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d10
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p6
Átomo/ión
Na
Ca
𝑀𝑔2+
𝐴𝑙 3+
𝑂2−
𝐵𝑟 −
Señala las especies
ISOELECTRÓNICAS

1.- Formula los siguientes compuestos:

Ácido sulfúrico
Sulfato de aluminio
Ácido nítrico
Nitrato de plata
Ácido carbónico
Carbonato de calcio
Cloruro de amonio
Clorato de potasio
Cloruro de hidrógeno
Fluoruro de calcio

cuyas
configuraciones
son
70 metales (los que aparecen con el símbolo de
color violeta en el libro son artificiales, los que
significa que no se encuentran en la naturaleza y
fueron obtenidos en laboratorios de física de altas
energías)
17 no metales (de los cuales, 6 son GASES
NOBLES)
8 semimetales
5. Metales y no metales
En la página 190 encontramos una tabla periódica en la
que se contabilizan:
 78 metales (celdas de color crema)
 17 no metales (celdas verdes + rosa)
 8 semimetales (celdas de color marrón)
2.- Nombra los siguientes compuestos:
6. Enlace químico
H2SO3
KNO3
HClO4
CaSO4
CuSO4
PbO2
SnO
Hg(NO3)2
FeSO4
KI
Concepto de enlace químico.
Los átomos se unen para formar moléculas. Son muy
pocas las sustancias que están constituidas por átomos
individualizados: este es el caso de los gases nobles (He,
Ne, Ar, Kr, Xe y Rn). En la inmensa mayoría de los casos
los átomos se unen para formar moléculas. La fuerza que
mantiene unidos los átomos en las moléculas se llama
enlace químico.
3.-Completa la tabla siguientes:
Isótopo
Abundancia
6𝐿𝑖
7,5 %
7𝐿𝑖
92,5 %
20𝑁𝑒
89,97 %
21𝑁𝑒
0,30 %
22𝑁𝑒
9,73 %
La necesidad de estudiar el enlace químico se debe a que
las propiedades de las sustancias dependen de:
Masa
atómica
ponderada


Li
Ne
Configuración electrónica
5. Metales, semimetales y no metales.
Control nº 4 – 28 – 10 - 2014
Elemento
Z
11
20
12
13
8
35
Los átomos que la forman.
Los enlaces entre los átomos.
El enlace químico se clasifica según los siguientes tipos:



4. Escribe la configuración electrónica de:
4
Enlace iónico.
Enlace covalente.
Enlace metálico.
1
1
2
3
4
5
6
7
3
2
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
4
5
6
7
8
9
10
-
Se forma entre un metal y un no metal. El metal cede
electrones al no metal: de este modo el metal tiene tanta
carga positiva como electrones ha cedido y el no metal
con tanta carga negativa como electrones ha ganado.
-
Ejemplo: El cloruro de sodio, NaCl, es un compuesto
iónico porque está formado por:
un metal, el Na, y
un no metal, Cl.
Cloruro de potasio: KCl.
Cloruro de magnesio: MgCl2
Bromuro de potasio: KBr
Ioduro de magnesio: MgI2
C
Si
Ge
Sn
Pb
15
N
P
As
Sb
Bi
16
O
S
Se
Te
Po
17
18
F
Cl
Br
I
At
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Son sólidos cristalinos.
Son solubles en agua.
En estado líquido son conductores de la
electricidad debido a que contienen iones (cargas
eléctricas).
Sus disoluciones acuosas son conductoras de la
corriente eléctrica. También este fenómeno se
debe a que existen cargas eléctricas en el sólido
iónico. La acción del disolvente ha sido liberarlas.
Su punto de fusión (paso de sólido a líquido) es
alto.
Cloruro de potasio: KCl.
Como el metal pertenece al grupo 1, pierde un electrón y
se forma el catión K+.
Como el no metal pertenece el grupo 17, tiene 7
electrones en su última capa y gana 1 electrón,
formándose el anión Cl-.
Se localiza el grupo donde está el metal, el Na.
Vemos que el sodio pertenece al grupo 1. Esto
significa que pierde un electrón y se transforma en
el ión (catión) Na+.
Se localiza el grupo donde se encuentra el no
metal, el Cl. Pertenece al grupo 17. Esto significa
que tiene 7 electrones en su última capa y gana
un electrón, el que pierde el Na; adquiere así una
carga negativa y se transforma en ión (anión) Cl-
Ambos iones, el Na+ y el Cl- tiene cargas de distinto signo
y experimentan fuerzas eléctricas de atracción, que
constituyen el fundamento del enlace iónico.
E.7. Señala qué sustancia es iónica, indicando en tal
caso, cuál es el metal y cuál el no metal
La fuerza del enlace iónico se explica mediante la
atracción eléctrica entre el catión (carga positiva) y el
anión (carga negativa). Podemos decir que el enlace
iónico es de naturaleza electrostática.

14
Respuesta: Se trata de un compuesto iónico, porque se
identifica un metal, el potasio (K) y un no metal, el cloro
(Cl).
Se forman los siguientes iones:
El esquema de la transferencia de electrones en el cloruro
de sodio, NaCl, es el siguiente:
-
13
E.6. Señala qué sustancia es iónica, indicando en tal
caso, cuál es el metal y cuál el no metal
Los siguientes compuestos también son compuestos
iónicos:
-
12
B
Al
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl
Ac
6.1 Enlace iónico.


11
-
Óxido de calcio: CaO
El calcio es un metal que pertenece al grupo 2 y forma el
catión Ca2+. El oxígeno es un no metal que pertenece al
grupo 16, como faltan 2 unidades para completar el 18, su
Propiedades de las sustancias iónicas
5
carga es O2-. Esto significa que el calcio pierde dos
electrones que el oxígeno gana.
6.2 Enlace covalente.
Se forma entre NO METALES. Este es el caso de agua
(H2O), amoniaco (NH3), ácido sulfúrico (H2SO4), C12H22O11
(sacarosa), sílice (SiO2), dióxido de carbono (CO2), grafito
(C), diamante (C).
E.8. Señala en el fluoruro de calcio, CaF2 , cuál es el metal
y cuál el no metal
-
Fluoruro de calcio: CaF2
En el enlace covalente, los átomos comparten electrones.
Esto se produce porque los no metales tienen parecida
tendencia a ganar electrones; el resultado final es que
ninguno de los dos cede electrones: ambos los comparten.
El calcio es un metal que pertenece al grupo 2 y forma el
catión Ca2+. El flúor es un no metal que pertenece al grupo
17, como falta 1 unidad para completar el 18, su carga es
F-. Esto significa que el calcio pierde dos electrones que
ganan dos átomos de flúor, formando dos iones F-
Como consecuencia, los compuestos
presentan las siguientes propiedades:
Estos iones no se unen por parejas, sino que constituyen
un ordenamiento tridimensional que se llama red cristalina:
-
-
covalentes
Suelen tener bajos puntos de fusión y de
ebullición: son gases (O2, N2, CO2); líquidos (H2O,
alcohol etílico (C2H6O), la acetona. Estos son
compuestos covalentes moleculares.
Otros son sólidos con alto punto de fusión: SiO 2
(sílice), C (grafito y diamante). Estos compuestos
son sólidos covalentes
No conductores de la corriente eléctrica.
6.3 Enlace metálico.
Está presente en los metales, aleaciones (combinaciones
de metal con metal) y algunos compuestos metálicos,
principalmente óxidos y sulfuros.
El enlace metálico es responsable de las características
de los metales:
E.7 Indica cuál de los siguientes compuestos es iónico:
-
a) El agua, H2O: No es un compuesto iónico porque está
formado por Hidrógeno y Oxígeno que son ambos no
metales.
-
b) Amoniaco: NH3. No es un compuesto iónico porque está
formado por Hidrógeno y Nitrógeno que son ambos no
metales.
Son sólidos con brillo característico, llamado brillo
metálico.
Conductores del calor y de la electricidad.
El punto de fusión es variable: desde el mercurio
(líquido) hasta aquellos cuyo punto de fusión
supera los 2000 0C.
E.8. Clasifica los siguientes
naturaleza de su enlace:
compuestos
según la
- Cloruro de bario: BaCl2 , IÓNICO, porque está formado
por un metal, el Ba, y un no metal, el Cl.
c) Bromuro de potasio: KBr. Sí es un compuesto iónico
porque está formado por un metal, el potasio (K) y un no
metal, el bromo (Br).
- Óxido de silicio (sílice): SiO2: es un sólido COVALENTE,
porque está formado por dos no metales, el Si y el O.
d) Cloruro de magnesio: MgCl2. Sí es un compuesto iónico
porque está formado por un metal, el magnesio (Mg) y un
no metal, el cloro (Cl).
- Cobre: enlace METÁLICO porque es un metal.
e) Óxido de sodio: Na2O. Sí es un compuesto iónico
porque está formado por un metal, el sodio (Na) y un no
metal, el oxígeno (O).
- Fluoruro de magnesio, MgF2 : es un compuesto con
enlace IÓNICO porque está formado por un metal, el Mg, y
un no metal, el F.
f) Indica algunas propiedades de los compuestos
anteriores señalados como iónicos. Tenemos que
responder con la relación de las propiedades de los
compuestos iónicos.
Respuesta: Se escribe la relación de dichas propiedades
(la que tenemos en la página anterior).
- Agua H2O : es un compuesto COVALENTE molecular
porque está formada por no metales, el H y el O.
- Hierro: enlace METÁLICO
- Amoniaco (NH3): es un compuesto COVALENTE
molecular porque está formado por no metales, el N y H.
6


- Óxido de calcio (CaO): es un compuesto IÓNICO porque
está formado por un metal, el Ca y un no metal, el O.
- Cloro (Cl2): es COVALENTE molecular porque está
formado por un metal.
Identificamos: el metal (Na) y el no metal (O).
Seguidamente localizamos el grupo al que
pertenecen el metal y el no metal: El metal
pertenece al grupo 1, el no metal pertenece al
grupo 16:
- Oxígeno (O2): es COVALENTE molecular porque está
formado por un metal.
Na+
O2-
Na+
7. Representación de Lewis del enlace químico.
E.11 Indica el tipo de enlace químico de las siguientes
sustancias (señala por qué):
7.1 Enlace iónico:
E.9 Representa la estructura de Lewis de los siguientes
compuestos iónicos:
-
Cloruro de sodio:
-


NaCl.
Después de formular el compuesto debemos
identificar el metal (Na) y el no metal (Cl).
Seguidamente localizamos el grupo al que
pertenecen el metal y el no metal:
-
El Na pertenece al grupo 1: tiene 1 electrón en su última
capa
El Cl pertenece al grupo 17: tiene 7 electrones en su
última capa.
-

Na
Na+
Cl
-
Dudas, preguntas…. FAQ
1ª. ¿Cómo sabemos que un compuesto es sólido
covalente o molecular covalente?
Cl-
Debemos memorizar los únicos tres casos que hasta el
momento se han citado de sólido covalente:
Óxido de calcio:



-
CaO.
Identificamos: el metal (Ca) y el no metal (O).
Seguidamente localizamos el grupo al que
pertenecen el metal y el no metal: El metal
pertenece al grupo 2, el no metal pertenece al
grupo 16:
Ca2+
O
-
O2-
-
MgF2.
Identificamos: el metal (Mg) y el no metal (F).
Seguidamente localizamos el grupo al que
pertenecen el metal y el no metal: El metal
pertenece al grupo 2, el no metal pertenece al
grupo 17:
F-
Mg2+
Iónico: metal + no metal
Covalente: no metal + no metal
Metálico: metal + metal
Ejemplo:
Señala el tipo de enlace de cada uno de los siguientes
compuestos:
-
F-
-
Óxido de sodio:

Metales de los grupos 1 y 2.
No metales de los grupos 16 y 17
3ª. Diferenciar compuestos con enlace:
Fluoruro de magnesio:



Sílice: SiO2
Grafito (C)
Diamante (C)
Carborundo (SiC)
2ª. Los compuestos genuinamente iónicos se forman
entre:

Ca
Cloruro de potasio: KCl, es un compuesto iónico
porque está formado por un metal (el potasio) y un
no metal (el cloro).
Cloro (Cl2): es un compuesto molecular covalente,
porque está formado por un no metal.
Amoniaco (NH3): es un compuesto covalente
molecular (se puede decir también molecular
covalente) porque está formado por dos no
metales, el nitrógeno y el hidrógeno.
Óxido de bario: BaO. Es un compuesto iónico,
porque está formado por un metal y un no metal
Au (Oro): enlace metálico porque se trata de un
metal.
Na2O.
7
Cloruro de bario (BaCl2): Iónico. Porque está
formado por un metal (Ba) y un no metal (Cl).
Metano (CH4): Covalente molecular. Porque está
formado por dos no metales, el C y el H.
-
Nitrato de plata: AgNO3
Ácido carbónico: H2CO3
Carbonato de calcio: CaCO3
Cloruro de amonio: NH4Cl
Clorato de sodio: NaClO3
Sulfuro de hidrógeno: H2S
Fluoruro de aluminio: AlF3
Amoniaco (NH3): Covalente molecular. Porque
está formado por dos no metales, el N y el H
Cloruro de hidrógeno (HCl): Covalente molecular.
Porque está formado por dos no metales, el Cl y el
H
Carborundo (SiC): Es sólido covalente. Está
formado por dos no metales: el Si y el C.
-
1 – b. (1 punto) Nombra los siguientes compuestos:
4ª Escribe la estructura de Lewis del BaCl2
Cl-
Ba2+
H2SO3: ácido sulfuroso
KNO3: nitrato de potasio
HClO4: ácido perclórico
FeSO4: sulfato de hierro (II)
CuSO4: sulfato de cobre (II)
PbO: óxido de plomo (II)
SnO2: óxido de estaño (IV)
Zn(NO3)2: nitrato de cinc
Al2(SO4)3: sulfato de aluminio
Na2S: sulfuro de sodio
Cl-
Control nº 5: 24 – 11 – 2014
1 – a. (1 punto) Formula los siguientes compuestos :
Ácido sulfúrico: H2SO4
Sulfato de magnesio: MgSO4
Ácido nítrico: HNO3
2. (3 puntos) Completa: número de grupo, número de periodo, el símbolo correspondiente
1
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
1
2
3
4
5
6
7
2
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
B
Al
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl
Ac
1
2
7
3𝐴
1s2
16
8𝐵
1s2
2s2
2p6
40
18𝐶
1s2
2s2
2p6
18
8𝐷
1s2
2s2
2p6
C
Si
Ge
Sn
Pb
15
N
P
As
Sb
Bi
16
O
S
Se
Te
Po
17
18
F
Cl
Br
I
At
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
A: Tiene 3 protones y 2 electrones: +3 – 2 = +1, luego
es un ión positivo (catión): A+.
3.- (2 puntos) Dadas las estructuras electrónicas de la
siguiente tabla, responde:
n
14
B: Tiene 8 protones y 10 electrones: +8 – 10 = - 2,
luego es un ión negativo (anión): B2-.
3
C: Tiene 18 protones y 18 electrones: +18 – 18 = 0,
luego es un átomo neutro: C.
3s2
3p6
D: Tiene 8 protones y 10 electrones: + 8 – 10 = - 2,
luego es un anión con carga 2 - . D2b)
a) ¿Cuál de ellos es un ion positivo o negativo?. Explica
brevemente por qué.
8
¿Cuáles son isótopos entre sí?. Explica muy
brevemente por qué. Además por tener la misma
configuración electrónica son “isoelectrónicos”
Estado de agregación: Sólido ................................
Son isótopos el B y el D, porque ambos átomos
tienen el mismo número atómico (8).
d)
Consultando la tabla periódica de la pregunta 2
identifica los elementos A, B, C y D.
Bromuro de magnesio (MgBr2).
Tipo de enlace: Compuesto iónico ........................
Estado de agregación: Sólido ................................
A: Litio
B: Oxígeno
C: Argón
D: Oxígeno
Br-
4.- (3 puntos) Para los compuestos que siguen, indica:
-
a) Su tipo de enlace químico.
b) Su estado de agregación en condiciones
ambientales (sólido, líquido o gaseoso)
c) Cuando sea iónico, su estructura de Lewis.
-
Óxido de sodio (Na2O).
Estado de agregación: sólido ................................
7.2 Enlace covalente:
Tipo de enlace: Compuesto IÓNICO ....................
-
Estado de agregación: Sólidos .............................
-
Br-
Tipo de enlace: iónico ............................................
Cloruro de potasio (KCl).
K+
Mg2+
H2O
H: pertenece al grupo I, luego tiene 1 electrón en su última
(y única) capa.
O: pertenece al grupo 16, luego tiene 6 electrones en su
última capa.
Cl-
Dióxido de carbono (CO2).
H
O
H
Tipo de enlace: Covalente molecular ...................
H-O-H
Estado de agregación: Gas ..................................
-
-
Dinitrógeno (N2).
HF
H
Tipo de enlace: Covalente molecular ...................
Estado de agregación:Gas ...................................
-
H-F
Óxido de calcio (CaO).
Tipo de enlace: Compuesto iónico .......................
Estado de agregación: Sólido ...............................
Ca2+
-
O2-
-
HCl
-
HBr
-
HI
-
H2S
-
NH3
Dióxido de silicio (SiO2).
H
N
H
Tipo de enlace: Sólido covalente ..........................
-
Estado de agregación: Sólido ...............................
-
F
Aluminio (Al).
Tipo de enlace: Enlace metálico ...........................
9
CH4 : metano
H