1º DE EDUCACIÓN SECUNDARIA OBLIGATORIA · Web viewn Número máximo de electrones 1 2 2 8 3 18 4...

4º DE EDUCACIÓN SECUNDARIA OBLIGATORIA

FÍSICA Y QUÍMICA

UNIDAD 7

ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

a) Presentaciónb) Evaluación Inicialc) Conceptosd) Actividadese) Autoevaluación/reflexiónf) Otros recursos: bibliografía y recursos en redg) Refuerzos Educativosh) Ampliaciones / Propuesta de investigación

A/ PRESENTACIÓN

“El alumno será capaz de………”

1. Comunicar la información científica usando un vocabulario científico variado.2. Analizar la información científica identificando componentes, relaciones y

patrones, tanto en las ideas como en los datos experimentales3. Explicar y aplicar la información científica a la resolución de problemas en

situaciones tanto conocidas como desconocidas.4. Describir y evaluar los beneficios y limitaciones de la ciencia y de sus

aplicaciones, así como sus efectos sobre la vida y la sociedad5. Trabajar con eficacia dentro de un equipo, colaborar, valorar y prestar apoyo

a los demás, y a la vez garantizar un entorno de trabajo seguro.

Criterios de Evaluación

CRITERIOS DE EVALUACIÓN PUNTUACIÓNA: LA CIENCIA Y EL MUNDO Máximo 6B: COMUNICACIÓN CIENTÍFICA Máximo 6C: CONOCIMIENTO Y COMPRENSIÓN DE LA CIENCIA

Máximo 6

D: INVESTIGACIÓN CIENTÍFICA Máximo 6E: PROCESAMIENTO DE DATOS Máximo 6F: ACTITUDES EN LA CIENCIA Máximo 6

Sistema Educativo SEK – Aula Inteligente Física y Química 4º ESO Unidad 71

Historia de los modelos atómicosDesde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían

investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las

llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en

cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con

carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.(Modelo atómico de

Thomson.)

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que

están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.(Modelo atómico de

Rutherford.)

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida

por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

(Modelo atómico de Bohr.)

Sistema Educativo SEK – Aula Inteligente Física y Química 4º ESO Unidad 7 2

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/








B/ EVALUACIÓN INICIAL

Sistema de trabajo: Individual. Este cuestionario pretende descubrir lo que sabes acerca de la unidad en estudio. Responde a las siguientes cuestiones basándote en tus propios conocimientos y recuerda que no debes consultar ninguna fuente ni pedir opinión a otras personas.

1. En el Sistema Periódico:a. Los elementos se ordenan alfabéticamente.b. Los elementos se ordenan en forma creciente a sus masas atómicas.c. Los elementos se ordenan en forma creciente a sus números atómicos.d. Los metales y los no metales están mezclados.

2. Los metales son:a. Todos los elementos.b. Sólo los elementos que brillan.c. Elementos que conducen la corriente eléctrica.d. Elementos aislantes.

3. Los no metales son:a. Todos los elementos.b. Sólo elementos sólidos.c. Elementos que conducen la corriente eléctrica.d. Elementos aislantes.

4. La materia se puede presentar formada por:a. Átomos juntos unos con otros desordenadamente.b. Átomos unidos formando moléculas.c. Átomos unidos formando moléculas y cristales.d. Átomos individuales.

5. Los enlaces se forman:a. Siempre que chocan átomos de dos elementos cualesquiera.b. Sólo cuando los átomos que chocan conducen a sustancias con energía

menor que la de los átomos por separado.c. Muy raramente.d. Cuando lo provocamos en un laboratorio.

6. La materia tiene propiedades eléctricas:a. Porque está formada por partículas cargadas.b. Porque contiene electrones.c. Porque contiene protones.d. No tiene propiedades eléctricas.

7. ¿ Sabrías indicar en qué consiste la clasificación periódica de los elementos químicos?. ¿ Por qué es necesario una clasificación de los elementos químicos?.

8. ¿Qué información nos suministra el número atómico de un elemento?. Aplícalo al elemento de número atómico Z = 3.


C/ CONCEPTOS

1. Estructura de los átomos.

1.1. Partículas fundamentales. Número atómico y número másico. Isótopos. Configuración electrónica.1.2. Concepto de modelo atómico. Modelo atómico de Bohr.

2. El Sistema Periódico. Características generales y propiedades.

3. El enlace químico. Tipos de enlaces. Propiedades.


Núcleo del átomoDimensiones muy reducidas comparadas con el tamaño del átomo.Partículas: protones y neutrones (nucleones). El número total de nucleones viene dado por el número másico, A.El número de protones del núcleo es lo que distingue a un elemento de otro.El número atómico, Z, nos da el número de protones del átomo y el número de la casilla que éste ocupa en el S.P.

D/ ACTIVIDADES

Sistema de trabajo: Individual, monitoria de carácter individual o de grupo.Recursos: Consultores del aula. Enciclopedias. Libro del alumno y recursos multimedia.

1. ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS. 1.1. Partículas fundamentales. Número atómico y número másico. Isótopos. Configuración electrónica.


Corteza del átomoLos electrones orbitan en torno al núcleo.Los electrones (carga -) son atraídos por el núcleo (carga + ). El número de electrones coincide con el de protones, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica.

Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tiene distinto número de protones en el núcleo (distinto Z).Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales, aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo (igual Z), pueden tener distinto número de neutrones (distinto A).El número de neutrones de un átomo se calcula así: n = A - ZLos átomos de un mismo elemento (igual Z) que difieren en el número de neutrones (distinto A), se denominan isótopos.Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian en que unos son un poco más pesados que otros. Muchos isótopos pueden desintegrarse espontáneamente emitiendo energía. Son los llamados isótopos radioactivos.

EL átomo. Formación de iones.


Características de las partículas atómicas.

Protón: m p = 1, 67. 10 – 27 kg = 1,007 u ; q p = + 1, 60 . 10 – 19 CNeutrón: m n = 1, 68. 10 – 27 kg = 1,009 u ; q n = 0Electrón: m e = 9,11. 10 – 31 kg = 1,007 u ; q e = – 1, 60 . 10 – 19 C

Observa que m p 2. 000 m e

m p m n

q p = q e (aunque con signo contrario).

Si se comunica energía a un electrón puede “saltar” del átomo venciendo la fuerza de atracción que lo une al núcleo. Esto es tanto más fácil cuanto más alejado se encuentre del núcleo. Al quitar un electrón el átomo queda con carga (+), ya que ahora hay un protón más en el núcleo que electrones en la corteza. El átomo ya no es eléctricamente neutro, tiene carga. Es un ión. A los positivos se les llama cationes.

En determinadas condiciones un átomo puede captar un electrón. Sucede que, al haber un electrón de más, el átomo queda cargado negativamente. Es un ión negativo o anión.

El proceso de obtener iones con carga (+) o cationes no puede hacerse añadiendo protones en el núcleo. Los nucleones están muy firmemente unidos y el proceso de arrancar o introducir uno en el núcleo implica poner en juego una cantidad enorme de energía (reacción nuclear).

EL átomo. Estructura de la corteza.

1.1.1. Realiza la actividad número 1 de la página 142 de tu libro de texto.

1.1.2. Realiza las actividades números 11 y 12 de la página 160 de tu libro de texto.


Nomenclatura de iones

Xn

Símbolo átomo

Carga del ión

Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo.

Las distintas órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal. Así para la primera capa (la más próxima al núcleo n = 1; para la segunda n = 2; para la tercera n = 3...El número de capas u órbitas que posee un elemento viene dado por el número del periodo en que está situado en la tabla periódica

Para distribuir los electrones en las capas se deben tener en cuenta unas reglas obtenidas de la experimentación:Las capas se van llenando por orden: primero se llena la de n = 1, a continuación n = 2, después n = 3 ...No se puede empezar a llenar un nivel superior si aún no está lleno el inferior.El número máximo de electrones que se puede alojar en cada capa es:

n Número máximo de electrones

1 22 83 184 32

EL átomo. Configuración electrónica.

1.2. Concepto de modelo atómico. Modelo atómico de Bohr.

Neils Bohr aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.Este modelo implicaba los siguientes postulados:1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2.


Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos niveles que en ellas existen.

CAPA NIVELES1 s2 s, p3 s, p, d4 s, p, d, f5 s, p, d, f6 s, p, d, f7 s, p, d, f

Cada nivel puede alojar un número màximo de electrones. NIVELES Nº Max

s 2p 6d 10f 14

Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está totalmente lleno no se pasa a llenar el siguiente.

El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de Möeller:

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f6s 6p 6d 6f7s 7p

Para obtener la configuración electrónica de un átomo:

1. Considera el número de electrones que debes distribuir. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z.

2. Vete colocando los electrones por orden en los niveles de cada capa. Cuando un nivel se complete, pasa al siguiente (ayúdate del diagrama de Möeller)

3. Cuando hayas colocado todos los electrones habrás terminado.4. Ordena por capas la configuración obtenida.

EjemplosLi Z = 3 1s2 2s 1

N Z = 7 1s2 2s 2p3

Mg Z = 12 1s2 2s2 p6 3s2

Si Z = 14 1s2 2s2 p6 3s2 p2

S Z = 16 1s2 2s2 p6 3s2 p4

Ar Z = 18 1s2 2s2 p6 3s2 p6 Ti Z = 22 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d2 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d24s2 Ga Z = 31 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p1 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p1

Br Z = 35 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p5 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p5

Ejercicio resuelto 1.Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de las siguientes especies químicas:

Solución:

Ejercicio resuelto 2.El Cloro tiene dos isótopos: el 75,53% de los átomos de una muestra son de

, cuya masa es de 34,96885 u, y el 24,47% restante son de , de masa 36,96590 u. Calcular la masa atómica del cloro.

Solución:Se debe realizar la media ponderada de los isótopos presentes:

Ejercicio resuelto 3.Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al grupo de los metales alcalinos, cuáles al grupo de los térreos y cuáles al grupo de los gases nobles.Q: 1s22s22p63s23p6

R: 1s22s1

T: 1s22s22p63s23p1

X: 1s22s22p63s1

Y: 1s22s22p63s23p64s23d104p1

Z: 1s22s22p63s23p64s23d104p6


Solución:El grupo de los metales alcalinos es el grupo IA y su configuración electrónica más externa es ns1. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos R y X.

El grupo de los térreos es el grupo IIIA y su configuración electrónica más externa es ns2 np1. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos T e Y.

El grupo de los gases nobles es el grupo VIIIA y su configuración electrónica más externa es ns2 np6. Por tanto, a este grupo pertenecerán los elementos Q y Z.

Ejercicio resuelto 4.Los elementos A, B, C y D tienen los números atómicos 13, 17, 19 y 35. Indica:a) Sus notaciones o configuraciones electrónicas.b) ¿Cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo periodo?.

Solución:a) Configuraciones electrónicas: A (Z = 13): 1s22s22p63s23p1

B (Z = 17): 1s22s22p63s23p5

C (Z = 19): 1s22s22p63s23p64s1

D (Z = 35): 1s22s22p63s23p63d104s24p5

b) Pertenecen al mismo grupo: B y D. Pertenecen al mismo periodo: A y B (tercero) y C y D (cuarto).

1.2.1. Realiza las actividades 13, 14, 15 y 16 de la página 160 de tu libro de texto.

1.2.2. Realiza las actividades números 26 y 27 de la página 161 de tu libro de texto.


2. EL SISTEMA PERIÓDICO. CARACTERÍSTICAS GENERALES Y PROPIEDADES

HeLi Be B C N O F Ne

LaAc


La tabla periódica o sistema periódico de los elementos fue presentada por Mendeleiev en 1869 como una manera de clasificar los elementos conocidos. Permitía establecer relaciones entre sus propiedades facilitando su estudio.

El hidrógeno, el elemento más ligero, tiene propiedades singulares, por eso a menudo no se le coloca en ninguno de los grupos.

En la tabla periódica los elementos se clasifican en filas: periodos y columnas: grupos o familias.

Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes. Mendeleiev ordenó los elementos de menor a mayor masa atómica, aunque en

dos ocasiones (Ar y K); (Te y I) se hubo de invertir el orden para que los elementos se situaran en el grupo que les correspondería por sus propiedades químicas.

El número del periodo nos da el número total de capas u órbitas que tienen los átomos de los elementos.

El número del grupo nos da el número de electrones que tienen los átomos en su última capa.

H

Alcalinos Alcalino-térreos

Boroideos o térreos

Carbonoideos

Nitrogenoideos

Halógenos

Gases nobles

Elementos de transición.

Los actínidos (14 elementos) se consideran incluidos en la

casilla del Actino.

Los lantánidos (14 elementos) se consideran incluidos en la casilla del

Lantano.

Anfígenos

Halógenos

2.1. Realiza las actividades 9, 10 y 11 de la página 148 de tu libro de texto.

2.2. Realiza las actividades 28 a 31 de la página 161 de tu libro de texto.

2.3. El elemento 19 del Sistema Periódico:a. ¿A qué grupo y periodo pertenece?.b. ¿Es metal o no metal?.c. Indica otros elementos de su grupo.

3. EL ENLACE QUÍMICO. TIPOS DE ENLACES. PROPIEDADES.


Los gases (trama vertical) se concentran a la derecha del S.P

Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su última capa o capa de valencia, de ahí que tengan unas propiedades químicas similares: las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas a la estructura electrónica de su última capa.

Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable que se corresponde con ocho electrones en su última capa (excepto el He que tiene dos).

Todos los elementos tiende a adquirir la estructura de gas noble. Para eso tratan de captar o perder electrones.

Los elementos, como los halógenos o anfígenos, a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración de gas noble, tienen mucha tendencia a captar electrones transformándose en iones con carga negativa. Se dice que son muy electronegativos.

Los elementos, como los alcalinos o alcalinotérreos, que están muy alejados de la configuración del gas noble siguiente, les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones y adquirir la configuración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar en iones con carga positiva. Se dice que son muy poco electronegativos.

Los elementos situados a la izquierda tienen energías de ionización bajas (cuesta muy poco arrancarles un electrón), la razón es bastante sencilla: si tienden a ceder los electrones poco habrá que “tirar” para que lo cedan.

Los elementos situados a la derecha del SP, sin embargo, muestran energías de ionización elevadas: si lo que quieren es captar electrones mostrarán muy poca tendencia a cederlos. Por tanto, habrá que “tirar” muy fuerte para arrancárselos.

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias: agua, madera, metales...

¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos?.

¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno?.

¿Cuál es el “mecanismo” que mantiene unidos los átomos?.


La causa determinante de que los átomos traten de combinarse con otros es la tendencia de todos ellos a adquirir la configuración de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”.

Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos.

ENLACE IÓNICO.

Si enfrentamos un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la configuración de gas noble (muy electronegativo, tendencia a coger electrones), tal como el cloro, con otro cuya electronegatividad sea baja (tendencia a ceder electrones), tal como el sodio, éste cederá un electrón al cloro. Como consecuencia, el cloro se convertirá en un ión negativo (anión) mientras que el sodio se convierte en un ión positivo (catión). Ambos se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo (atracción electrostática)

Observa que el proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomo (uno da un electrón y el otro lo coge), formándose iones de distinto signo que se atraen.

En la realidad este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de átomos dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal.Este enlace tendrá lugar entre átomos de electronegatividad muy distinta: entre metales y no metales.En los compuestos iónicos no se puede hablar de moléculas individuales, sino de grandes agregados. Por tanto en los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en que los iones se encuentran en el compuesto.Ejemplos: NaCl. La relación de iones de Na+ e iones Cl – es 1:1 (hay el mismo número de ambos). En el Ca Cl2. Hay doble número de iones Cl – que de iones Ca +2

Los compuestos iónicos tienen las siguientes propiedades:Son sólidos cristalinos: estructura muy ordenada.Poseen puntos de fusión y ebullición elevados: enlace fuerte.Suelen ser solubles en agua.Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica debido a la existencia de iones (cargas) libres.

- +

-

ENLACE COVALENTE.Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones.El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones.Es un enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales).Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades formadas por los átomos unidos. Son las moléculas.

ENLACE METÁLICOEl enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los metales tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos...

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal.

@@Utiliza el applets de Java y las animaciones Flash que aparece en la siguiente dirección de Internet:

http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php

@@Utiliza el applets de Java y las animaciones Flash que aparece en la siguiente dirección de Internet: http://www.colorado.edu/physics/2000/quantumzone/bohr.html


Aprender a Aprender: Realiza la lectura denominada “Modelos moleculares y cristalinos“ del apartado “Ciencia y sociedad” de la página 156 de tu libro de texto.

Ejercicio resuelto 1:Tenemos tres compuestos diferentes: Un compuesto, A, blanco casi transparente, con apariencia de cristal, soluble en agua, que funde a baja temperatura y que no conduce la electricidad ni sólido ni líquido. Un compuesto, B, gris, con brillo, que conduce la corriente eléctrica, pero que no se disuelve en agua. Un compuesto, C, blanco, con apariencia de cristal, soluble en agua, que funde a una temperatura bastante alta y que no conduce la electricidad en estado sólido, pero sí cuando está líquido.Señala qué tipo de enlace presenta cada uno y añade, si conoces, alguna cualidad más que presente. Si uno es una mezcla de aluminio y hierro, otro cloruro sódico y el otro hielo, ¿cuál es cada uno?.

Solución:El compuesto A es el hielo, que es un compuesto con enlace de tipo covalente. Se evapora también a temperatura relativamente baja. Es una sustancia relativamente blanda.El compuesto B es la mezcla de metales, que es un compuesto con enlace de tipo metálico. Se funde y evapora a temperaturas bastante altas. Es dúctil y maleable.El compuesto C es el cloruro sódico, que es un compuesto con enlace de tipo iónico. Se evapora también a temperaturas altas. Es duro pero frágil.

Ejercicio resuelto 2:Dibuja la estructura de Lewis para las siguientes especies químicas: flúor, ion amonio, etino y cloruro de hidrógeno.


Solución:

Flúor (F2) Ion amonio (NH4+) Etino (C2H2)

Cloruro de hidrógeno (HCl)

Ejercicios propuestos:

1. ¿En qué orden se escriben los elementos en la tabla periódica?. ¿A qué se llaman grupos o familias en la clasificación periódica?.

2. ¿A qué se debe la estabilidad de los gases nobles?.

3. ¿Por qué los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas semejantes?.

4. Realiza las actividades 11 a 19 de la página 149 de tu libro de texto.

5. ¿Qué tienen en común los elementos de un período?. ¿Por qué razón los períodos tienen un número distinto de elementos?.

6. ¿Cuál es la causa de que dos átomos se unan para formar una molécula?. ¿En qué consiste la regla del octeto?.

7. Realiza las actividades 18 y 19 de la página 149 de tu libro de texto.

8. Señala el número de protones, electrones y neutrones de un elemento de número atómico 9 y número másico 12.

9. Los cristales iónicos son generalmente duros. ¿A qué se debe esta propiedad?.

10. El cloruro sódico o sal común es un compuesto iónico. ¿Es correcta la expresión “molécula de cloruro sódico”?. ¿Qué nos indica exactamente la fórmula Na Cl?.


11. Teniendo en cuenta la regla del octeto, ¿qué deberán hacer los átomos metálicos para adquirir la configuración de gas noble?. No olvides que cuanto mayor sea el número de electrones a ganar o perder, mayor habrá de ser el intercambio de energía y tanto más difícil será el cambio.

12. Indica el tipo de enlace que se puede esperar cuando se unan los átomos o iones de los siguientes elementos: flúor con azufre, potasio con cloro, fósforo con magnesio y aluminio con oxígeno. Razona tu respuesta.

13. Los átomos de Na y Cl, con uno y siete electrones en su última capa, respectivamente, poseen una gran reactividad química. Sin embargo, los iones Na+ y Cl– presentan una gran estabilidad química y por eso son muy abundantes en la naturaleza (en el agua del mar sobre todo). ¿A qué crees que se deberá esa gran estabilidad?.

14. El nitrógeno posee 5 electrones en su última capa y la molécula está formada por dos átomos. ¿Cuántos electrones han de compartir para que cada uno se rodee de 8 electrones?. Representa el elemento y su molécula, utilizando los diagramas de puntos de Lewis.

15. Realiza las actividades 20 a 23 de las páginas 154 y 155 de tu libro de texto.

16. Fijándote en el diagrama de puntos del átomo de flúor, dibuja la molécula de flúor formada por dos átomos. ¿Cuántos pares de electrones comparten?.

17. Escribe las moléculas H2, H2O y CH4 con los diagramas de puntos de Lewis.

18. Señala cuál de las siguientes afirmaciones es correcta:a. El enlace Cl-Cl es un enlace covalente.b. El enlace Cl-K es un enlace covalente.c. El carbono forma redes iónicas sólidas a temperatura ambiente.d. En una red metálica, los núcleos están pegados unos a otros y no hay

espacio vacío.

19. Explica el enlace de las siguientes sustancias, justificando su estado de agregación:

a. El tetracloruro de carbono (C Cl4) funde a –23 ºC.b. El cloruro de potasio (KCl) funde a 772 ºC.c. El cuarzo (Si O2) funde a 1710 ºC.


E/ AUTOEVALUACIÓN / REFLEXIÓN

Alumno/a......................................................................................................Grupo.....

Sistema de trabajo: Individual.

1. Escribe en el esquema del Sistema Periódico superior el nombre de todos los elementos que conozcas y el nombre del grupo con el que se les denomina.

2. ¿A qué grupo y periodo pertenecen los siguientes elementos: C, Ca, Cd, Cl, Co, Cs y Cu?. Sitúalos en el Sistema Periódico superior.

3. En el Sistema Periódico situado en la parte superior, colorea de distintos colores los elementos metálicos, los no metálicos y los gases nobles.

4. Señala con un círculo el elemento más metálico de todo el sistema periódico y con un cuadrado el elemento menos metálico.

5. El átomo de cloro Z = 17, gana un electrón:a. ¿Qué tipo de ión formará?. ¿Cuántos protones y electrones tendrá el ión?.b. Responde a las mismas preguntas para el átomo de potasio (Z = 19)

cuando pierde un electrón.

6. Indica el número de protones, neutrones y electrones de:a. N ( Z =7 A =14 )b. Al (Z =13 A =27 )

7. ¿Es posible que átomos de un mismo elemento tengan distinto número másico?. ¿Cómo se denominan estas estructuras?.


8. Indica el elemento y el símbolo correspondientes a los números atómicos siguientes: Z = 3, Z = 6, Z = 8 y Z = 10. ¿A qué grupo y periodo pertenecen?.

9. Indica las características de los compuestos que presentan un enlace iónico.

10. Clasifica las siguientes moléculas según el tipo de enlace que presentan: NaCl, NaOH, KOH, CH4, NH3.

11. Calcula el número atómico y el número másico, así como el número de protones, neutrones y electrones de las siguientes especies químicas:

12. El Praseodimio (Pr) está formado, en la naturaleza, por tres isótopos de masas 140,7245 u; 135,0439 u y 138,0506 u. La abundancia relativa a cada uno es 99,37%; 0,0023% y 0,689%, respectivamente. Con estos datos calcula la masa del Praseodimio.

13. Relaciona los siguientes elementos de la tabla periódica con su correspondiente configuración electrónica:

a) Gas noble 1) 6s25d104f6

b) Metal de transición 2) 5s25p4

c) Metal de transición interna 3) 1s2

d) Elemento representativo 4) 4s23d1

14. Indica razonadamente cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles no:

a. El He no es un gas noble, pues su configuración no es del tipo ns2 np6.b. Los gases nobles son los elementos que tienen los subniveles s y p

llenos.c. La configuración de la capa de valencia de los gases nobles es ns2 np6.d. Los gases nobles son los que su último e– se aloja en un orbital s o en un

p.e. Los elementos representativos forman el grupo B del sistema periódico.

15. Escribe las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas de los iones más estables que pueden formar el berilio y el flúor cuyas configuraciones electrónicas son:

a. Be: 1s22s2

b. F: 1s22s22p5

16. Realiza la estructura de Lewis del compuesto HBrO2.

17. Realiza la estructura de Lewis de los compuestos: O2, N2, CO2 y CH4.


REFLEXIÓN FINAL

Grupo:………Profesor…………………………………………………………………..

Para realizar la reflexión final en grupo de esta Unidad, podéis contestar a estas cuestiones.

1. ¿La Unidad ha resultado motivadora?

2. Señala los aspectos que han sido más interesantes en todo el proceso.

3. ¿Qué preguntas surgieron durante el trabajo de esta Unidad?

4. ¿Se ha realizado un trabajo interdisciplinar o en relación con otrosgrupos?

5. Anota las evidencias (trabajos, gráficas, murales etc.) que se deban conservar.

6. Anotad entre todos una frase que condense la conclusión o moraleja quehayáis obtenido tras estudiar esta Unidad.

7. Otras conclusiones…………………………………………………………………...

8. ¿Estamos preparados para iniciar la siguiente?


F/ OTROS RECURSOS: BIBLIOGRAFÍA Y RECURSOS EN RED

Libros recomendados para estudiar esta unidad:

Libro de texto: Física y Química, 4º ESO. Editorial Edelvives. Refuerzo Física y Química. Objetivo aprobar. Editorial Bruño.

Consultores de aula: Física y Química, 4º ESO. Editorial Santillana.Física y Química, 4º ESO. Editorial S.M.

Direcciones de Internet relacionadas con el tema:

Laboratorio de partículas elementales.www.fnal.gov/

El átomo.http://www.educared.net/concurso2001/410/el%20atomo.htm

Tabla periódica.http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm

Historia del descubrimiento del átomo.www.aip.org/history/electron/jjhome.htm

Descripción de los elementos químicos.www.webelements.comwww.chemicalelements.com

El enlace químico.http://www.educared.net/concurso2001/410/elenlace.htm

Imágenes de la estructura del estado sólido.www.msi.com/materials/gallery/sstate.html

Imágenes de la estructura atómica de moléculas.www.msi.com/materials/tech/graphics/index.html


G/ REFUERZOS EDUCATIVOS

Alumno/a......................................................................................................Grupo.....

Sistema de trabajo: individual, monitoria de mutación individual o de grupo.Recursos: Consultores del aula. Enciclopedias. Libro del alumno y recursos.

1. Escribe los nombres y los símbolos de los metales alcalinos y de los denominados halógenos.

2. Enumera las propiedades de los elementos metálicos.

3. El número atómico del Na es 11 y su numero másico es 23. ¿Cuántos neutrones y protones hay en el núcleo?. ¿Cuantos electrones hay en la corteza?.


5. Escribe la configuración electrónica de un elemento de número atómico 17 señalando a qué grupo y periodo pertenece.

6. Nombra los elementos que forman el grupo IA de la tabla periódica. ¿Cómo varia en el grupo el carácter no metálico?.

7. ¿Qué indican las siguientes especies? +3 -1 -3 +2 56Fe, 80Br, 14N, 65Zn 26 35 7 30


9. ¿Cómo varía el carácter radio atómico en un periodo y en un grupo de la tabla periódica?. Ordena de mayor a menor los siguientes elementos según su carácter metálico: Li, Na, Mg, Cl, F.

10. Escribe las propiedades de los enlaces iónicos, covalente y metálico.

11. Clasifica a los siguientes compuestos según un tipo de enlace: NaCl, N2O, Cl2.

12. Dibuja según la estructura de Lewis de los compuestos siguientes: NH3, H2O y Cl2.

13. Indica el número de electrones de los iones: Na+, Cl-, S-2 . Define el término ión.


H/ AMPLIACIONES / PROPUESTA DE INVESTIGACIÓN

Alumno/a......................................................................................................Grupo.....

Con el fin de que adquieras más conocimientos sobre la unidad, te sugerimos las siguientes actividades de ampliación/propuestas de investigación. No olvides documentarte convenientemente para realizarlas en cualquiera de las fuentes que tienes a tu disposición. Recuerda que puedes hacerlas todas o aquellas que te resulten más interesantes.

Ampliaciones.

1. Realiza una investigación sobre D. Mendeleiev y su intento de clasificación de los elementos de la tabla periódica.

2. Investiga la vida y obra de los científicos que destacaron en la creación del modelo atómico.

Propuestas de investigación.

1. Investiga el término aleación e indica que elementos constituyen las siguientes aleaciones: bronce y acero inoxidable.

2. Busca información de los elementos: Si, Co y Fe indicando de ellos sus características, su obtención y su utilización.

3. Enumera algunas aplicaciones científicas, industriales y médicas de los isótopos radiactivos.

4. Los radioisótopos son empleados hoy en día en diversos campos: datación arqueológica (C-14), marcaje isotópico, radioterapia, etc. Busca información que te permita conocer más características de estas aplicaciones.


PRACTICAS DE LABORATORIO RECOMENDADAS.

Realiza la actividad práctica denominada “Propiedades de las sustancias. Su clasificación” de la página 157 de tu libro de texto.

Aprender a Aprender: Realiza la lectura denominada “Nuevos materiales” del apartado “Ciencia y sociedad” de la página 158 de tu libro de texto.

@@PD Recursos para pizarra digital:http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=37&Itemid=33

@@PD Recursos para pizarra digital:http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%c3%b3micos%20.NET/Modelos/MAtomicos.aspx


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