Tema 2 (9 del texto): Los átomos y sus enlaces. 1. El modelo nuclear del átomo.

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Tema 2 (9 del texto): Los átomos y sus enlaces.

1. El modelo nuclear del átomo.

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 modelo atómico de Bohr concibe el átomo como un sistema planetario en pequeño:

 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. - 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.

La masa de los protones y neutrones es aproximadamente la misma y casi 2000 veces la masa del electrón.

Los protones, neutrones y electrones reciben el nombre de FERMIONES. Por consiguiente, la materia ordinaria está constituida por fermiones.

Los físicos clasifican dos tipos de partículas:

- 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. - 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:

𝐴 = 𝑍 + 𝑁

- Masa atómica: Es la masa contenida en el núcleo de un átomo.

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.

𝑂

𝑛º 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠(𝑍)=𝑛º 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜= 𝟖

𝑛º 𝑚á𝑠𝑖𝑐𝑜(𝐴)=𝑍+𝑁=𝟏𝟔

El número de neutrones (N) es la diferencia: 𝑁 = 𝐴 − 𝑍

En nuestro caso, la composición del núcleo del átomo de oxígeno, es:

N = 8 neutrones, Z = 8 protones,

y el número másico, A = Z + N, es 8 + 8 = 16. E.1 Completa la tabla siguiente:

Elemento Z N A Notación Litio 3 4 7 37

𝐿𝑖

Carbono 6 6 12 126

𝐶

Hierro 26 30 56 2656

𝐹𝑒

Cloro 17 18 35 1735

𝐶𝑙

Argón 18 22 40 1840

𝐴𝑟

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:

Ejemplo:

El elemento oxígeno se encuentra en forma de:

𝑂,

𝟖 𝟏𝟖

_𝑂,

𝟖 𝟏𝟕

_𝑂

𝟖 𝟏𝟔

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)”

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:

- 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

2

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).

Cuando un átomo:

- tiene carga positiva (+) recibe el nombre de

catión.

- tiene carga negativa (-) recibe el nombre de anión. En general, un átomo o grupo atómico con carga eléctrica recibe el nombre de ion.

E.2/pág.200/28

Elemento Z N=A-Z A=Z+N Nº electrones

Ca 20 21 41 20 Cl - _{17 18 35 18} Si 14 14 28 14 Sn 50 69 119 50 Pb2+ _{82 127 209 80} E.3/pág.200/27

El boro tiene dos isótopos cuya abundancia relativa es: - 19,9 % de 105𝐵

- 80,1 % de 115𝐵

a) ¿Cuántos neutrones tiene cada uno? b) Halla su masa atómica media Sol.: a)

𝐵

5 10 _{5 neutrones}

𝐵

5 11 _{6 neutrones}

b) Masa atómica media:

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =19,9∙10+80,1∙11

100 = 10,801 En general la expresión es:

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =𝑝1∙𝐴1+𝑝2∙𝐴2 100 E.4/pág.200/26

Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Cuando un átomo desprende electrones se transforma en un ión positivo. Verdad.

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.

b) Cuando un átomo desprende protones se transforma en un ión negativo. Falso

Los átomos no pueden perder protones. Solo los electrones se pueden perder o ganar.

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.

3. Configuración electrónica

Los electrones se distribuyen en la periferia del átomo de un modo determinado por unas reglas; se organizan ocupando niveles y subniveles.

Estos niveles y subniveles se etiquetan con: - Un número entero positivo: 1, 2, 3,… - Una letra: s, p, d, f.

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.

Los electrones se alojan en los subniveles de acuerdo con estos números máximos de ocupación:

- 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: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f

Las flechas indican el orden con el que se ocupan los niveles y subniveles.

3

 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)] 1s}2_2s2_2p6

- Catión hierro (II): [Fe2+_{(Z=26)] 1s}2 _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.

Ejemplo: Escribe la configuración electrónica de: - O2-_{, anión oxígeno: [O}2- _{(Z=8)] 1s}2_2s2_2p6 - Cl-_{, anion cloruro: [Cl}- _{(Z=17)] 1s}2_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.

Ejercicio: Escribe la configuración electrónica de los siguientes átomos neutros e iones:

- Mg (Z=12): [Mg]: 1s2_2s2_2p6_3s2 - Si (Z=14): [Si]: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p2 - S2- _{(Z=16): [S}2-_{]: 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p6 - Br- _{(Z=35): [Br}-_{]: 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6 - Al3+_{(Z=13): [Al}3+_{]: 1s}2_2s2_2p6 - Ca2+_{(Z=20): [Ca}2+_{]: 1s}2_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 Ca}2+_.

4. Configuración electrónica y Sistema Periódico El SP tiene una estructura que es consecuencia de la configuración electrónica de los átomos.

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.

 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

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.

C5. Escribe la configuración electrónica de: [H(Z=1)]: 1s1 [He(Z=2)]: 1s2 [Li(Z=3)]: 1s2_2s1 [Be(Z=4)]: 1s2_2s2 [B(Z=5)]: 1s2_2s2_2p1 [C(Z=6)]: 1s2_2s2_2p2 [N(Z=7)]: 1s2_2s2_2p3 [O(Z=8)]: 1s2_2s2_2p4 [F(Z=9)]: 1s2_2s2_2p5 [Ne(Z=10)]: 1s2_2s2_2p6 [Na(Z=11)]: 1s2_2s2_2p6 _3s1 [Mg(Z=12)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2 [Al(Z=13)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p1 [Si(Z=14)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p2 [P(Z=15)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p3 [S(Z=16)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p4 [Cl(Z=17)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p5 [Ar(Z=18)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6 [K(Z=19)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s1 [Ca(Z=20)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2 [Sc(Z=21)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d1

4

[Ti (Z=22)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d2 [V(Z=23)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d3 [Cr(Z=24)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d4 [Mn(Z=25)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d5 [Fe(Z=26)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d6 [Co(Z=27)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d7 [Ni(Z=28)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d8 [Cu(Z=29)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d9 [Zn(Z=30)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10 [Ga(Z=31)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p1 [Ge(Z=32)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p2 [As(Z=33)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p3 [Se(Z=34)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p4 [Br(Z=35)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p5 [Kr(Z=36)]: 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6 Control nº 4 – 28 – 10 - 2014

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

2.- Nombra los siguientes compuestos: H2SO3 KNO3 HClO4 CaSO4 CuSO4 PbO2 SnO Hg(NO3)2 FeSO4 KI

3.-Completa la tabla siguientes:

Elemento Isótopo Abundancia

Masa atómica ponderada Li 6𝐿𝑖 7,5 % 7𝐿𝑖 92,5 % Ne 20𝑁𝑒 89,97 % 21𝑁𝑒 0,30 % 22𝑁𝑒 9,73 % 4. Escribe la configuración electrónica de:

Átomo/ión Z Configuración electrónica

Na 11 Ca 20 𝑀𝑔2+ ₁₂ 𝐴𝑙3+ ₁₃ 𝑂2− ₈ 𝐵𝑟− 35

Señala las especies cuyas configuraciones son ISOELECTRÓNICAS

5. Metales, semimetales y no metales.

 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)

6. Enlace químico

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.

La necesidad de estudiar el enlace químico se debe a que las propiedades de las sustancias dependen de:

 Los átomos que la forman.

 Los enlaces entre los átomos.

El enlace químico se clasifica según los siguientes tipos:

 Enlace iónico.

 Enlace covalente.

5

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1

H

He

2

Li Be

B

C N O F

Ne

3

Na Mg

Al

Si

P S Cl

Ar

4

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga

Ge As

Se Br

Kr

5

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn

Sb Te

I

Xe

6

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po

At

Rn

7

Fr Ra Ac

6.1 Enlace iónico.

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.

Los siguientes compuestos también son compuestos iónicos:

Cloruro de potasio: KCl. Cloruro de magnesio: MgCl2 Bromuro de potasio: KBr Ioduro de magnesio: MgI2

El esquema de la transferencia de electrones en el cloruro de sodio, NaCl, es el siguiente:

- 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 -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.

 Propiedades de las sustancias iónicas

- 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.

E.6. Señala qué sustancia es iónica, indicando en tal caso, cuál es el metal y cuál el no metal

- Cloruro de potasio: KCl.

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:

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-_.

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

- 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

6

carga es O2-_{. Esto significa que el calcio pierde dos} electrones que el oxígeno gana.

E.8. Señala en el fluoruro de calcio, CaF2 , cuál es el metal

y cuál el no metal

- Fluoruro de calcio: CaF2

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

-Estos iones no se unen por parejas, sino que constituyen un ordenamiento tridimensional que se llama red cristalina:

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.

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).

d) Cloruro de magnesio: MgCl2. Sí es un compuestoiónico

porque está formado por un metal, el magnesio (Mg) y un no metal, el cloro (Cl).

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).

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).

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).

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. Como consecuencia, los compuestos covalentes presentan las siguientes propiedades:

- 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: SiO2

(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:

- 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 0_C.

E.8. Clasifica los siguientes compuestos según la naturaleza de su enlace:

- Cloruro de bario: BaCl2 , IÓNICO, porque está formado por un metal, el Ba, y un no metal, el Cl.

- Óxido de silicio (sílice): SiO2: es un sólido COVALENTE,

porque está formado por dos no metales, el Si y el O. - Cobre: enlace METÁLICO porque es un metal.

- Fluoruro de magnesio, MgF2 : es un compuesto con

enlace IÓNICO porque está formado por un metal, el Mg, y un no metal, el F.

- 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

7

- 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.

- Oxígeno (O2): es COVALENTE molecular porque está

formado por un metal.

7. Representación de Lewis del enlace químico. 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 Cl Na+ _Cl-

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:



Ca O Ca2+ _O2-

Fluoruro de magnesio:

 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+ _F-

Óxido de sodio:

 Na2O.

 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:

Na+ _O2- _Na+

E.11 Indica el tipo de enlace químico de las siguientes sustancias (señala por qué):

- 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.

Dudas, preguntas…. FAQ

1ª. ¿Cómo sabemos que un compuesto es sólido covalente o molecular covalente?

Debemos memorizar los únicos tres casos que hasta el momento se han citado de sólido covalente:

- Sílice: SiO2

- Grafito (C) - Diamante (C) - Carborundo (SiC)

2ª. Los compuestos genuinamente iónicos se forman entre:

- Metales de los grupos 1 y 2. - No metales de los grupos 16 y 17

3ª. Diferenciar compuestos con enlace: - 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:

- Cloruro de bario (BaCl2): Iónico. Porque está

formado por un metal (Ba) y un no metal (Cl). - Metano (CH4): Covalente molecular. Porque está

8

- 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.

4ª Escribe la estructura de Lewis del BaCl2

Cl- _Ba2+ _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

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

1 – b. (1 punto) Nombra los siguientes compuestos: 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

2. (3 puntos) Completa: número de grupo, número de periodo, el símbolo correspondiente

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1

H

He

2

Li Be

B

C N O F

Ne

3

Na Mg

Al

Si

P S Cl

Ar

4

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga

Ge As

Se Br

Kr

5

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn

Sb Te

I

Xe

6

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po

At

Rn

7

Fr Ra Ac

3.- (2 puntos) Dadas las estructuras electrónicas de la siguiente tabla, responde:

n

1

2

3

𝐴

3 7

_1s

2

𝐵

8 16

_1s

2

_2s

2

_2p

6

𝐶

18 40

_1s

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

6

𝐷

8 18

_1s

2

_2s

2

_2p

6

a) ¿Cuál de ellos es un ion positivo o negativo?. Explica brevemente por qué.

A: Tiene 3 protones y 2 electrones: +3 – 2 = +1, luego es un ión positivo (catión): A+_.

B: Tiene 8 protones y 10 electrones: +8 – 10 = - 2, luego es un ión negativo (anión): B2-_.

C: Tiene 18 protones y 18 electrones: +18 – 18 = 0, luego es un átomo neutro: C.

D: Tiene 8 protones y 10 electrones: + 8 – 10 = - 2, luego es un anión con carga 2 - . D

2-b) ¿Cuáles son isótopos entre sí?. Explica muy brevemente por qué. Además por tener la misma configuración electrónica son “isoelectrónicos”

9

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.

A: Litio B: Oxígeno C: Argón D: Oxígeno

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. - Cloruro de potasio (KCl).

Tipo de enlace: Compuesto IÓNICO ... Estado de agregación: Sólidos ...

K+ _Cl

-- Dióxido de carbono (CO2).

Tipo de enlace: Covalente molecular ... Estado de agregación: Gas ...

- Dinitrógeno (N2).

Tipo de enlace: Covalente molecular ... Estado de agregación:Gas ...

- Óxido de calcio (CaO).

Tipo de enlace: Compuesto iónico ... Estado de agregación: Sólido ...

Ca2+ _O2-

- Dióxido de silicio (SiO2).

Tipo de enlace: Sólido covalente ... Estado de agregación: Sólido ...

- Aluminio (Al).

Tipo de enlace: Enlace metálico ...

Estado de agregación: Sólido ... - Bromuro de magnesio (MgBr2).

Tipo de enlace: Compuesto iónico ... Estado de agregación: Sólido ...

Br- _Mg2+ _Br-

- Óxido de sodio (Na2O).

Tipo de enlace: iónico ... Estado de agregación: sólido ...

7.2 Enlace covalente: - 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. H O H H - O - H - HF H F H - F - HCl - HBr - HI - H2S - NH3 - CH4 : metano

H N H

H