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GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 5 “13 DE JUNIO”

AREA / ASIGNATURA: QUÌMICA CLEI: V PERIODO: I y II

DOCENTE: CONSUELO CASTAÑEDA BARRETO

CORREO: consuelocas75@hotmail.com TELÉFONO: 3105548220

MODO DE ENTREGA

FECHA DE ENTREGA

Las actividades se entregaran de acuerdo al medio de comunicación que se ajuste al estudiante. (Quienes trabajen en la plataforma teams las actividades se desarrollaran en el horario de clase establecido)

ESTANDAR: Explico la relación entre la estructura de los

átomos y los enlaces que realiza.

COMPETENCIA: Ubica elementos representativos en la

tabla periódica de acuerdo a su distribución electrónica.

TEMA Y CONTENIDO

CONFIGURACIÒN ELETRÒNICA

Indica la manera en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresan como un producto de orbitales antisimetrizado. La configuración electrónica es importante, ya que determina las propiedades totales de combinación química de los átomos y por lo tanto su posición en la tabla periódica de los elementos

Algunas consideraciones preliminares.

Para construir una especie de mapa, que describa cómo están dispuestos los electrones en la periferia del núcleo atómico, deben tenerse en cuenta los siguientes principios:

Principio de ordenamiento: al ordenar los elementos de manera creciente de números atómicos, cada átomo de un elemento tendrá un electrón más que el del elemento que le precede. Por ejemplo, cada átomo de carbono (Z = 6) tendrá un electrón más que cada átomo de boro(Z=5)

Principio de Aufbau: es complemento del anterior y establece que el electrón que distingue a un elemento del elemento precedente se ubica en el orbital atómica de menor energía disponible (s o p)

Principio de exclusión de Pauli: un orbital no puede contener más de dos electrones, y los espines de dichos electrones deben tener valores opuestos. Se representan

Principio de máxima multiplicidad de carga (regla de Hund): los electrones que pertenecen a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de electrones desapareados con el mismo valor de Espín. Cuando orbital contiene únicamente un electrón.

Distribución de los electrones en el átomo

Se muestra gráficamente de la aplicación de los números cuánticos y los principios mencionados. Los números del 1 al 7 indica el nivel de energía y se puede representar con las letras mayúsculas K,L,M,N,O,P,Q; las letras minúsculas s,p,d y f representan los subniveles y los exponentes, el número máximo de electrones que pueden albergar cada subnivel así, 2 para s, 6 en p, 10 en d y 14 en f. Estos subniveles se van llenando de arriba hacia abajo, en la dirección y sentido que señalan las flechas, debido al orden de energía creciente para los orbitales atómicos, hasta completar

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tantos electrones como requiera el número atómico del elemento.

ACTIVIDAD A DESARROLLAR (SABADO 13 DE JUNIO)

Realizar las configuraciones electrónica a los siguientes elementos:

ELEMENTO SIMBOLO CONFIGURACIÒN ELECTRÒNICA

BORO

FÒSFORO

YODO

CIRCONIO

BROMO

SODIO

OXÌGENO

POTASIO

CALCIO

PLATA

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

PROFUNDIZACIÓN

Cuando queremos hacer la configuración electrónica de un elemento concreto, por ejemplo la de Helio,tendremos que tener una forma de expresarlo. Bien veamos de qué forma se hace. Si te fijas en la imagen, se pone un número que nos dice de qué nivel de energía estamos hablando, detrás y en minúscula, la letra del subnivel de ese nivel del que estamos hablando, y un exponente sobre la letra del subnivel que nos dice el número de electrones que hay en ese subnivel. EJEMPLOS DE CONFIGURACIÒN ELECTRONICA

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GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 6 “20 DE JUNIO”

ESTANDAR: Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza. •

COMPETENCIA Determina el tipo de enlace de algunas sustancia por medio de la regla del octeto.

TEMA Y CONTENIDO (CLASE 20 DE JUNIO/2020)

EL ENLACE QUÌMICO

Conocemos como enlaces químicos a la fusión de átomos y moléculas para formar compuestos químicos más grandes y complejos dotados de estabilidad. En este proceso los átomos o moléculas alteran sus propiedades físicas y químicas, constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos físicos como el filtrado o el tamizado.

Longitud de enlace y energía de enlace.

La unión de dos átomos y la consecuente formación de un enlace es un proceso químico que va acompañado de cierta variación de energía potencial .

Al aproximarse dos átomos se pueden presentar dos situaciones:

En la primera situación, las nubes electrónicas externas de lo dos átomos se ven influenciadas mutuamente, lo que se

traduce en un incremento de la fuerza de repulsión entre ambas a medida que la distancia disminuye. No se forma el

enlace ya que no existe una distancia que permita la existencia de un estado estable. Este es el caso de los elementos

del grupo VIII o gases nobles

En la segunda situación, la energía potencial del sistema formado por los dos átomos decrece a medida que èstos se

aproximan, al menos hasta cierta distancia. A partir de este momento, la energía potencial crece nuevamente cuando

los àtomos se aproximan.

existe entonces, una distancia (d) para la cual la energía es mínima y la estabilidad del sistema es máxima, lo que permite la formación de una molécula estable a partir de átomos aislados; dicha distancia se denomina longitud de enlaces y suele expresarse en angtrom ( Å ) o cualquier unidad de longitud. En el proceso de formación de un enlace se desprende energía; de la misma forma, se requiere del suministro de una cantidad de energía igual o superior a la desprendida en la formación del enlace para separar los átomos que formaron el enlace. Podemos decir entonces, que la energía de enlace (Ee ) es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos, separándolos a una distancia infinita . La energía de enlace se puede expresar en kilocalorías por mol (kcal/mol) o kilojulios por mol (kJ/mol). Por ejemplo, la energía del enlace (H---O) es igual a 110 kcal/mol y la del enlace (H---C) es de 99,3 Kcal/mol. Si el número de enlaces entre dos átomos aumenta, la longitud de enlace disminuye pero la energía de enlace crece. Por ejemplo, la longitud de enlace de (C---O) es 0,143 nm (nanómetros) y la del enlace (C=O) es 0,122 nm (nanómetros). La energía de enlace (C---O) es 360 kJ/mol y la del enlace (C=O) es 743 kJ/mol.

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Regla del octeto Los gases nobles se encuentran en la naturaleza en forma atómica y no tienden a formar compuestos químicos. Esto ha hecho analizar la distribución de los electrones en los átomos de dichos elementos. Como se ha comprobado, los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocian con la estructura electrónica de su última capa que queda con ocho electrones. Así se establece la regla del octeto, que permite explicar la formación de moléculas y compuestos químicos debido a la tendencia de los átomos de adquirir la configuración electrónica estable de l gas noble más próximo a ellos (completar con ocho electrones su última capa). El octeto, ocho electrones de valencia, es una disposición electrónica muy estable que coincide con la de los gases nobles, que son elementos de una gran estabilidad. Queda fuera de la regla del octeto el helio (He), gas noble que pertenece al primer período y es estable con dos electrones. El hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia y le hace falta un electrón para adquirir la configuración electrónica estable del Helio (He). En 1916, el alemán A. Kössel (1853-1927) y el norteamericano Gilbert Lewis (1875-1927), de forma independiente, fueron quienes sugirieron la teoría de que los compuestos químicos se pueden interpretar como consecuencia de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo. Una manera sencilla de explicar que los átomos se unan para formar diversas sustancias es suponer que se combinan

para alcanzar una estructura más estable. Por esto se puede considerar el enlace químico como un incremento de

estabilidad.

La materia presenta aspectos y propiedades distintas por el tipo de átomos que le componen y por la forma de unión

entre dichos átomos. La gran diversidad de sustancias puras que hay hace que sea difícil clasificarlas. No obstante, en

función de cómo se realice el enlace químico podemos diferenciar tres grandes grupos: sustancias iónicas, sustancias

covalentes y sustancias metálicas, según tengan enlace iónico, enlace covalente o enlace metálico.

ACTIVIDAD A DESARROLLAR (CLASE 20/JUNIO/2020)

Razona si cada uno de los elementos perderán o ganaran electrones para alcanzar su estabilidad

Flúor (Z=9)

Potasio (Z=19)

Fósforo (Z= 15)

Magnesio (Z=12)

Titanio (Z=22)

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Completar las siguientes afirmaciones

Conocemos como enlaces químicos a ___________________________ y ___________________químicos más grandes y complejos dotados de ______________________________.

Al aproximarse dos átomos se pueden presentar dos situaciones: _______________________________ y

_________________________________________________________________-

Los _________________ de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus ________________ y

__________________energéticos completamente llenos.

Así se establece la ________________________________, que permite explicar la formación de moléculas y compuestos químicos debido a la tendencia de los átomos de adquirir la configuración electrónica estable de l gas noble más próximo a ellos (completar con ocho electrones su última capa).

En 1916, el alemán __________________(1853-1927) y el norteamericano _____________________ (1875-1927), de forma independiente, fueron quienes sugirieron la teoría de que los compuestos químicos se pueden interpretar como consecuencia __________________________________a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo.

No obstante, en función de cómo se realice el enlace químico podemos diferenciar tres grandes grupos:

sustancias _____________, sustancias _________________ y sustancias ____________________, según

tengan enlace iónico, enlace covalente o enlace metálico.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

PROFUNDIZACIÓN

Ejemplo de la regla del octeto.

Recuerda, que los àtomos de los elementos tienden a rodearse de ocho electrones de su nivel màs externo para ganar

estabilidad.

Debemos de dominar la configuración electrónica

Configuración electrónica

Razona si el O(Z=18) perderán o ganarán electrones para alcanzar su

estabilidad.

O(Z=18)

1𝑠2 2𝑠2 2𝑝4 (Necesitamos 2 electrones para cumplir la regla del octeto)

Tenemos 6 electrones en la capa

De valencia (lo que está de rojo)

1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 (aquí le aumentamos 2 electrones y se cumple la regla del

octeto) ya hay estabilidad.

𝑂2−el oxígeno pasa con dos electrones negativos porque se necesitaban 2

electrones,

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GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 7 27 DE JUNIO

ESTANDAR: Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza.

COMPETENCIA: Realiza el enlace iónico de algunas sustancias y clasifica los elementos no metales y metales.

TEMA Y CONTENIDO

EL ENLACE IONICO

Se entiende por enlace iónico o enlace electrovalente a uno de los mecanismos de unión química, que se da generalmente entre átomos metálicos y no metálicos, fusionados debido a la transferencia permanente de electrones, y produciendo así una molécula cargada electromagnéticamente, conocida como ion.

El enlace iónico se produce entre un metal y un no metal. El metal cumple la regla del octeto perdiendo electrones (convirtiéndose en catión). Y el No metal ganando electrones (convirtiéndose en un anión) Las características generales de este tipo de enlace son:

Es un enlace fuerte. Dependiendo de la naturaleza de los iones, la fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes.

Suele producir sólidos. A temperaturas y rangos de presión normales, suelen producir compuestos de estructura molecular cúbica y rígida, cristalina, dando origen así a sales. Existen líquidos iónicos, también, o “sales derretidas”, que son poco frecuentes pero sumamente útiles.

Posee un alto punto de fusión. Tanto el punto de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requiere grandes cantidades de energía para romper la atracción eléctrica entre los átomos.

Solubilidad en agua. La mayoría de las sales obtenidas de este modo son solubles en agua y otras soluciones acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo).

Conducción eléctrica. En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red eléctrica. En cambio, una vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad dado que contienen partículas móviles con carga (iones).

Selectividad. Los enlaces iónicos pueden darse únicamente entre metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, y los no metales de los grupos VI y VII.

El siguiente esquema nos dice cuántos electrones tiene cada elemento

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ACTIVIDAD A DESARROLLAR (CLASE 27/JUNIO/2020)

Observar en la tabla periódica colocar su símbolo correspondiente a los siguientes elementos; y clasificarlos en

metales y no metales

ELEMENTO SIMBOLO METAL NO METAL

Litio

Fluor

Manganeso

Selenio

Yodo

Hierro

Platino

Azufre

Cromo

Selenio

Realiza los siguientes enlaces iónicos:

a.) Na + Se

b.) Mg + F

c.) Li + Cl

d.) Pt + C

e.) Mn + Br

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

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PROFUNDIZACIÓN

Los principales elementos no metales son: oxígeno (O), carbono (C), hidrógeno (H), nitrógeno (N), fósforo (P), azufre (S), selenio (Se), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At), téneso (Ts), helio (He), argón (Ar), neón (Ne), kriptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn), oganesón (Og), y pocos otros.

Los elementos no metales son fundamentales para la comprensión de la vida, ya que el cuerpo de los seres vivientes está constituido primordialmente de ellos (sobre todo carbono, hidrógeno y oxígeno).

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GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 8 4 DE JULIO

ESTANDAR: Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza.

COMPETENCIA: Establecer la diferencia entre una

solución iónica y una covalente.

TEMA Y CONTENIDO

EL ENLACE COVALENTE

Se llama enlace covalente a un tipo de enlace químico, que ocurre cuando dos átomos se enlazan para formar una molécula, compartiendo electrones pertenecientes de su capa más superficial, alcanzando gracias a ello el conocido “octeto estable” (conforme a la “regla del octeto” propuesto por Gilbert Newton Lewis sobre la estabilidad eléctrica de los átomos). Los átomos así enlazados comparten un par (o más) de electrones, cuya órbita varía y se denomina orbital molecular.

En ciertos enlaces covalentes (entre átomos diferentes) se caracterizan por una concentración de electronegatividad en uno de los dos átomos juntados, dado que no atraen con la misma intensidad a la nube de electrones a su alrededor. Esto da como resultado un dipolo eléctrico, es decir, una molécula con carga positiva y negativa en sus extremos, como una pila ordinaria: un polo positivo y otro negativo. Gracias a ello las moléculas covalentes se juntan con otras semejantes y forman estructuras más complejas. Tipos de enlace covalente

Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los átomos enlazados:

Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).

Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).

Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

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Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):.

ACTIVIDAD A DESARROLLAR (CLASE 04/JULIO/2020)

Hallar el enlace covalente a los siguientes elementos no metales

a.) Fósforos

b.) Yodo

c.) Astato

d.) Oxigeno

e.) Polonio

f.) Nitrógeno

g.) Teneso

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

PROFUNDIZACIÓN

Para hallar enlaces covalente deben ser elementos no metales; entre ellos se comparten los electrones para sí tener

estabilidad los dos.

GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 9 11 DE JULIO

ESTANDAR: Uso la tabla periódica para determinar propiedades físicas y químicas de los elementos `

COMPETENCIA: Analiza y soluciona las diferentes situaciones hallando las formulas correspondientes.

TEMA Y CONTENIDO

Nomenclatura química

Las fórmulas químicas se clasifican en: fórmula empírica, fórmula estructural, fórmula electrónica y fórmula molecular.

La fórmula empírica llamada también fórmula mínima o condensada, indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presentes en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos.

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Esta fórmula se puede determinar a partir del porcentaje en peso correspondiente a cada elemento. Por ejemplo, CO2 corresponde a la fórmula empírica o mínima de la glucosa, pero su fórmula molecular es C6 H12O6

La fórmula estructural indica la proporción de átomos y la posición o estructura de la molécula. Por ejemplo, la fórmula para la molécula de agua es

La fórmula electrónica (Lewis) indica los electrones de cada átomo y la unión o enlace que se presenta. Por ejemplo, la fórmula electrónica del cloruro de sodio es

La fórmula molecular muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. Es múltiplo de la fórmula empírica, por lo tanto, se puede determinar conociendo el peso molecular del compuesto y el peso de la fórmula mínima.

Por ejemplo, si el peso molecular de la glucosa C6 H12O6 es 180 g y el peso de la fórmula mínima CH2 O es de 30 g, entonces,

Números de valencia para algunos elementos químicos

ACTIVIDAD A DESARROLLAR (CLASE 11/JULIO/2020)

Resolver: Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente composición: 85,63% de C y

14,3% de H

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El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto.

Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien: 19,3% de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular.

El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

PROFUNDIZACIÓN

El succinato de dibutilo es un repelente utilizado en casas para los insectos. Su composición es 62,58% de Carbono, 9,63% de Hidrógeno y 27,79% de Oxígeno. Si su peso molecular determinado experimentalmente es de 239g/mol, obtén su fórmula molecular.

En primer lugar tenemos que calcular la fórmula empírica obteniendo el número de átomos de cada elemento químico:

Reducimos todos a la unidad y obtenemos el número de átomos de cada elemento:

La fórmula empírica del compuesto es C3H5,5O1. Redondeamos los subíndices multiplicando todos los elementos por 2 y la fórmula empírica nos queda finalmente:

Para obtener la fórmula molecular tenemos que relacionar el peso molecular de ésta (PMc) con el peso molecular de la fórmula empírica (PMfe).

Con la ecuación antes mencionada relacionamos los dos pesos moleculares:

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GUÍA “TRABAJO EN CASA” No 10 18 DE JULIO

ESTANDAR: Uso la tabla periódica para determinar propiedades físicas y químicas de los elementos

COMPETENCIA: conoce las diferentes reglas para hallar el tipo de oxidación.

TEMA Y CONTENIDO

. Valencia y número de oxidación

Valencia: Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los electrones de esta capa reciben el nombre de electrones de valencia y determinan la capacidad que tienen los átomos para formar enlaces

Existen dos tipos de valencia:

Valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico. Así, por ejemplo, cada átomo de calcio pierde dos electrones al formar enlaces iónicos, y por eso la valencia iónica del calcio es dos. Así mismo, cada átomo de oxígeno gana dos electrones al combinarse iónicamente con otro átomo, por lo tanto, su valencia iónica es dos

Valencia covalente: es el número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente. Por ejemplo, cada átomo de carbono comparte cuatro electrones al formar enlaces covalentes con otros átomos, y por eso su valencia covalente es cuatro.

Algunos elementos poseen más de un número de valencia, lo cual quiere decir que pueden formar más de un compuesto.

Número de oxidación

Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ion. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones. Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no-metálicos pueden tenerlos positivos o negativos. Similar a lo que ocurre con la valencia, un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar compuestos.

Reglas para asignar los Números de Oxidación de los Elementos:

1. El Número de Oxidación de todos los Elementos en Estado Libre, no combinados con otros, es cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2). 2. El Número de Oxidación del Hidrógeno (H) es de +1, excepto en los hidruros metálicos (compuestos formados por H y algún metal), en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2). 3. El Número de Oxidación del Oxígeno (O) es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, y en el OF2, donde es de +2. 4. El Número de Oxidación de los Metales, es su valencia con signo positivo. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Mg2+ es +2. 5. El Número de Oxidación de los Iones monoatómicos coincide con la carga del ión. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Cl- es -1

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6. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un compuesto es cero. 7. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Ademas, en los Compuestos Covalentes, el Número de Oxidación Negativo se asigna al Átomo más electronegativo y todos los demás son Positivos. Ejercicios Resueltos Números de Oxidación Deducir los Números de Oxidación de cada uno de los Elementos presentes en los siguientes compuestos: a) H2 b)H2O c) MnO4- a) Para el H2 (Hidrógeno molecular): Aplicando la regla 1, sabemos que el Hidrógeno en la molécula de Hidrógeno Molecular tiene número de oxidación 0. b) Para el H2O (Molécula de agua): Aplicando la regla 3, sabemos que el O tendrá número de oxidación -2, por lo tanto el H deberá tener número de oxidación +1 para que se cumpla la regla 6 ( (+1) x 2 + (-2) = 0). Esto tiene sentido, si observamos la regla 2 que dice que el H siempre tiene número de oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos (el agua NO es un hidruro metálico). c) Para el MnO4- (Ion Permanganato que es un ion Poliatómico): Aplicando la regla 3, sabemos que el O tendrá número de oxidación -2. Según la regla 7, la suma de los números de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion, es decir, en este caso deberá ser igual a -1. Para que esto ocurra, el número de oxidación del Manganeso (Mn) deberá ser +7. Si nos fijamos en la tabla periódica, ese es uno de los números de oxidación posibles del Manganeso. Ahora, confirmemos que la regla 7 se ha cumplido: (+7) + 4 x (-2) = -1.

ACTIVIDAD A DESARROLLAR (CLASE 18/JULIO/2020)

RECUERDA: siempre el elemento que esta al final es negativo Asignar Números de oxidación

1) H2o=

2)HCl= 3)HClO= 4)HClO2= 5)HClO3= 6)HClO4= 7)HNO3= 8)H2SO4= 9)H2CO3=

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10)H2S= 11)H3PO4= 12)NaCl

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

Se valora la responsabilidad, presentación y contenido del trabajo.

PROFUNDIZACIÓN