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“ TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO ” . 2° UNIDAD. QUÏMICA I

GUÍA PARA EL 2° EXAMEN DE QUÍMICA I.

I.- Unidades de medición y conceptos básicos

1.- Unidad que equivale a una millonésima de metro 1x10-9m. Se usa para medir longitudes tales como: de las ondas de la luz UV, Infrarroja y visible, longitudes de las moléculas, de los átomos y de los iones :

A) Angstrom B) Nanómetro C) Picómetro D) Femtómetro

2.- Así se le nombra al Número de electrones (e-) el cual es el mismo Número de Protones (p+) que tiene el átomo de cada elemento.

A) N° Atómico Z B) N° Másico C) N° de Neutrones D) Peso Atómico

3.- Es la masa promedio de los átomos del elemento basada en la abundancia porcentual de los núclidos o isótopos contenidos.

A) N° Atómico B) N° Másico C) Número de Neutrones D) Peso Atómico “A”

4.- Son átomos de un mismo elemento por lo cual tienen igual N° de electrones e igual N° de protones, solo que se diferencian en contener diferente N° de NEUTRONES. Y en con-secuencia diferente masa nuclídica.

A) Alótropos B) Isóbaros C) Isótopos D) Ninguno

5.- Son aquellos elementos que pueden presentarse en dos o más diseños moleculares, Por ejemplo; el oxígeno de dos como O2 y O3, Fósforo de color blanco y rojo, carbono simple, o como grafito , diamante y fullerenos. Tienen grandes diferencias en las propiedades por ejemplo; en la dureza, el punto de fusión, etc.,

A) Alótropos B) Isóbaros C) Isótopos D) Ninguno

6.- Son átomos de diferentes elementos, que son de igual número de masa (A), ejem. Hay 14C y 14N , y también 17N, 17O y 17F A) Alótropos B) Isóbaros C) Isótopos D) Ninguno

7.- Si es de un elemento, ésta unidad es igual a su peso atómico expresada en gramos y contiene 6.022x1023 átomos. si es de un compuesto su unidad es igual a su peso molecular y contiene 6.022x1023 moléculas. Y si es de un gas su unidad es= 22.4 Lt a 0°C y 1 atm

A) N° Atómico B) N° Másico C) Número de Neutrones D) 1 Mol

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8.- Escribe los datos que faltan en los cuadros vacíos.

Elemento Símbolo Número Atómico(Z)

Número Másico(A)

Número neutrones

Número protones

Número electrones

Cobre 29 63 Azufre 32 16 plata 61 47

II.- CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

1.- Hizo la 1er clasificación de los 33 elementos conocidos en el año 1790, en No metales y Metales

A) Dobereiner B) Chancourtois C) Lavoisier D) Moseley

2.- En 1829 clasificó los elementos similares en propiedades, en grupos de tres, en tres (TRIÁDAS), con pesos atómicos tales que la del intermedio fuera la media de los otros dos.

A) Dobereiner B) Moseley C) Meyer y Mendeleiev D) Chancourtois

3.- En 1862 ordenó los elementos según sus pesos atómicos en una curva helicoidal sobre un cilindro de tal manera que los de propiedades semejantes quedaran situados en una misma línea vertical, clasificación del tornillo Telúrico .

A)Dobereiner B) Newlands C) Meyer y Mendeleiev D) Chancourtois

4.- En 1864 ordenó los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, de tal manera que cada tuviese propiedades similares al octavo elemento posterior. Se le conoce como 'ley de las octavas'

A)Dobereiner B) Newlands C) Meyer- Mendeleiev D) Moseley

5.- De 1869, Ubicación de los elementos en orden creciente de sus pesos atómi-cos. De tal manera que los grupos tuviesen propiedades comunes en valencias, volúmenes atómicos , puntos de fusión y ebullición . Dejó casillas vacías.

A)Dobereiner B) Newlands C) Meyer y Mendeleiev D) Chancourtois

6.- En 1913 estudió los elementos disparándole rayos catódicos a 30 de ellos, descubriendo así que la longitud de onda de cada línea espectral emitida por cada elemento está en función de sus números atómicos. C/u tiene su línea espectral. A)Dobereiner B) Seaborg C) Meyer- Mendeleiev D) Moseley

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7.- Descubrió la ley periódica: “ que las propiedades físicas y químicas de los elementos están en función de sus números atómicos ”. Por lo cual tuvo que diseñarse una tabla de elementos en orden creciente de su número atómico.

A)Alfred Werner B) Seaborg C) Meyer- Mendeleiev D) Moseley

8.- Diseñó la Tabla Periódica larga que ordena los elementos en grupos y en periódos. Teniendo cada grupo propiedades químicas semejantes, como los que son hermanos.

A) Alfred Werner B) Seaborg C) Meyer- Mendeleiev D) Moseley

9.- Diseñó la ubicación de los Lantánidos y los Actínidos ( Tierras raras ) al pie de la Tabla Periódica . Descubrió los elementos del 94 al 106 (que lleva su nombre).

A) Alfred Werner B) Glenn T.Seaborg C) Meyer- Mendeleiev D) Moseley

III.- LA TABLA PERIÓDICA Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

A) Características de la Tabla Periódica de los Elementos

1.- _______________________ Es el conjunto de elementos ordenados en columnas, semejantes como hermanos . En cuanto a reactividad y que presentan la misma terminación en reempe y número de electrones más externos.

2.- _______________________ Es el conjunto de elementos ordenados en filas, en orden creciente de sus números atómicos, presentan el mismo número de Niveles electrónicos.

3.- Son los bloques o clases de elementos de la Tabla Periódica: ______________

4.- A los elementos Li, Na, K, Rb, Cs y Fr, de terminación electrónica s1 , Grupo IA

se les denomina : _________________________. Forman Sales en la naturaleza.

5.- A los elementos F, Cl, Br, I y As Terminación electrónica p5, Grupo VIIA se les denomina como: __________________________

6.- Son los metales Técnicos , de alto punto de fusión, muy duros y resistentes por lo que sirven en la industria en la fabricación de máquinas y herramientas: Respuesta: Cr, Mn, Fe, Co

7.- Son los Metales que por su bajo punto de fusión son muy maleables y dúctiles: Respuesta: Ni, Pd, Pt y Au

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B) Propiedades periódicas de los elementos

1.- Se define como la distancia más probable que hay del electrón más externo al núcleo: ____________________

2.- ________________________Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. Transformándose así en un catión: M + 1ªE.I. M+ + e-

3.- _________________________Es la energía generalmente desprendida cuando un átomo neutro, en estado gaseoso, capta un electrón transformándose así en un ión negativo ( Anión ) X + 1e- X- + Energía

4.- ________________________ Es la capacidad que tiene el átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones que lo enlazan con otro átomo.

Instrucciones : Anote una A si en el sentido de la flecha aumenta las propiedades periódicas referidas o bien una D si disminuye.

1.- Radio Atómico . 2.- Energía de Ionización . 3.- Afinidad electrónica . 4.- Electronegatividad . 5.- Efecto Pantalla . 6.- Actividad metálica . 7.- Actividad No metálica

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Complementar.-

1) El subnivel que terminal en la configuración electrónica de los elementos indica su ubicación en cuanto a su _______________

2) Sumando los números cuánticos n + l de la configuración electrónica de los elementos, conocemos su:_________________________

3) La suma de los electrones de los subniveles del último nivel de la configuración electrónica de los elementos, conocemos su:_________________________

Tema de evaluación: ENLACES QUÍMICOS

I.-Concepto y esquema de la clasificación. LOS ENLACES INTER-ATÓMICOS.

ü Concepto: Son las fuerzas de unión, de un átomo con otro átomo.

ü Esquema: 1.- Enlace Iónico a) Enlace Covalente No Polar

Enlaces interatómicos 2.- Enlace Covalente b) Enlace Covalente Polar

3.- Enlace Metálico c) Enlace Covalente Coordinado

1.- Enlace de un átomo Metálico (M +) con un No Metálico (X-). Atracción por sus cargas eléctricas opuestas; generadas cuando el Metal hace una transferencia de electrones al No metal . Formándose la unión Catión con Anión = M+a X-b

Fórmula: MbXa

A) IÓNICO B) COVALENTE C) DE VAN DER WALLS D) METALICO

2.- Enlace entre dos átomos que con su cercanía son capaces de hacer una compartición de electrones entre ambos. Posibilitada porque casi son iguales en valores de electro -negatividad: de 0.2 a 1.4 unidades

A) IÓNICO B) COVALENTE C) METALICO C) DE VAN DER WALLS

3.- Enlace dada entre dos átomos permitida porque tienen una diferencia en electronegatividad muy elevada de 1.6 a 3.2 se atraen porque el átomo metálico le da una transferencia de sus electrones al átomo no metálico a que acomplete el octeto electrónico estabilizador.

A) IÓNICO B) COVALENTE C) METALICO C) DE VAN DER WALLS

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4.- Es el Enlace o unión Covalente (COV.) entre dos átomos que poseen igual cantidad de carga eléctrica(-) sin compartir. Ejemplos: H2, F2, Cl2, I2, Br2, CCl4 etc..

A) COV. POLAR B) COV. NO POLAR C) COV. MÚLTIPLE D) COV. COORDINADO

5.- Es el Enlace o unión Covalente (COV.) entre dos átomos que presentan diferente cantidad de carga electrónica (-)

A) COV. POLAR B) COV. NO POLAR C) COV. MÚLTIPLE D) COV. COORDINADO

6.- Es el Enlace o unión Covalente (COV.) entre dos átomos mediante 2 pares de electrones (enlace doble ) o mediante 3 pares de electrones ( enlace triple )

A) COV. POLAR B) COV. NO POLAR C) COV. MÚLTIPLE D) COV. COORDINADO

7.- Es el Enlace o unión Covalente (COV.) entre dos átomos en la que solo uno de los átomos aporta electrones para que se forme el par electrónico que hace la unión.

A) COV. POLAR B) COV. NO POLAR C) COV. MÚLTIPLE D) COV. COORDINADO

8.- Es el enlace interatómico que forma una red de Cationes cuyos electrones que se les desprendieron forman un mar, atmósfera o nube de electrones que activamente se mueven por toda ésa red

A) IÓNICO B) COVALENTE C) METALICO C) DE VAN DER WALLS

II.-LOS ENLACES INTERMOLECULARES.- Son las fuerzas de unión, de una molécula con otra molécula

9.- Es el que enlaza al átomo de Hidrógeno de una molécula con el átomo electro-negativo de otra molécula, se debe a la atracción dipolo dipolo. Así se enlazan las moléculas del agua, alcohol, etc..

A) PUENTE DE HIDRÓGENO B) DE VAN DER WALLS C) ELECTROVALENTE D) NINGUNO

10.- Enlace que se forma por las fuerzas de atracción ejercida por los protones de una molécula sobre los electrones de la otra molécula vecina.

A) PUENTE DE HIDRÓGENO B) DE VAN DER WALLS C) ELECTROVALENTE D) NINGUNO

III.- REPRESENTACIÓN DE LOS ENLACES INTERATÓMICOS MEDIANTE FÓRMULAS. COMO LA DE LEWIS, ELECTRONICA Y DESARROLLADA, SEGÚN SE PUEDA, DE SUSTANCIAS IONICAS,

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COVALENTE NO POLARES, COVALENTE POLARES, COVALENTE MÚLTIPLES, Y COVALENTE COORDINADAS

A) COMPUESTOS IONICOS

Fórmula de Lewis Fórmula eléctrica F. Desarrollada

CaCl2

Cloruro de Calcio

Ca+2, Cl , Cl

Ca+2, Cl2-1 +2 - 2 = 0

Cl Ca Cl

Al2O3 Óxido de aluminio ó Trióxido de dialuminio

Al+3, Al+3, O , O , O

Al+3, Al+3

, O-2,O-2,O-2

+6 -6 = 0

O Al O O

Electrón cedido por el catión Electrones del átomo que se convierte en anión

B.- SUSTANCIAS COVALENTES NO POLARES

Fórmula de Lewis Fórmula Desarrollada

H2 Hidrógeno gaseoso

H H

H H

Cl2 Cloro gaseoso

Cl Cl

Cl Cl

CCl4 Tetracloruro de Carbono

Cl Cl C Cl Cl

Cl Cl C Cl Cl

C) COMPUESTOS COVALENTES POLARES

Fórmula de Lewis Fórmula Desarrollada

H2S Ácido Sulfhídrico

H S H

H S H

H2O Agua

H O H

H O H

PH3

gas Fosfina o fosfamina

H P H H

H H P H

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Complementar:

1.- El Número de electrones no compartidos que le quedan a uno de los dos átomos de la molécula covalente polar , le desbalancea sus cargas eléctricas lo cual le genera dos cargas residuales , una es alfa positiva ( α + ) menor que la de un protón y la otra es alfa eléctrica negativa ( α - ) menor que la de un electrón lo que se conoce como dipolo (dos polos) y a ésta propiedad se le llama MOMENTO DIPOLAR. Por lo tanto, tiene mayor momento dipolar la molécula que posea mayor número de electrones no compartidos.

2.- ¿ Quién tiene mayor momento dipolar, la molécula de agua o la molécula del Ácido Clorhídrico?

H O H Agua H Cl Ácido Clorhídrico

Respuesta : La molécula del HCl tiene mayor momento dipolar porque tiene 6 electrones sin compartir, mientras que la del agua solo tiene 4 electrones sin compartir. Ver la tabla anterior.

D) Compuestos con ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES

FÓRMULA DE LEWIS F.DESARROLLADA

Eteno

Etino

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D) COMPUESTOS CON ENLACE QUÍMICO COORDINADO

FÓRMULA DE LEWIS F.DESARROLLADA

H2SO4

Ácido Sulfúrico

H3PO4

Ácido Fosfórico 6 Electrones del Oxígeno 6 Electrones del Oxígeno 5 Electrones del Fósforo

H O H O P O H O

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL ENLACE QUÍMICO

Sustancias iónicas

Sustancias covalentes

moleculares

Sustancias covalentes atómicas

Sustancias metálicas

Estructura

Red cristalina de iones positivos y negativos

Moléculas Red cristalina de átomos

Red cristalina de iones positivos y electrones

Estado natural Sólido Líquido o gaseoso Sólido Sólido Punto de fusión Elevado Bajo Muy elevado Elevado

Solubilidad Solubles en agua

Insolubles en agua y solubles en otros disolventes

Insolubles Insolubles en agua

Conductividad

Conducen la corriente sólo fundidas o en disolución

No conductoras No conductoras Buenos conductores