Tema 1: Tarea para resolver en clase Química General

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1 Tema 1: Tarea para resolver en clase Química General 1. Para los elementos Si y 12 Mg de: a) número de protones contenidos en el núcleo b) número de neutrones contenidos en el núcleo c) número de electrones contenidos en el átomo neutro d) número de protones, neutrones y electrones en los iones +2 de estos elementos Símbolo úmero de protones úmero de neutrones úmero de electrones Si Mg Si Mg 2. Complete la tabla con el número de protones, neutrones y electrones Símbolo úmero de protones úmero de neutrones úmero de electrones Mn 7 3 Li As Pb Kr Rd Zn 3. Escriba los símbolos nucleares para los tres isótopos del oxígeno de número atómico 8 y con número de neutrones 8, 9 y 10, respectivamente. úmero atómico 8 Símbolo? 8 O úmero de neutrones 8 úmero de neutrones 9 úmero de neutrones Una de la especie más dañina que se encuentra en la lluvia ácida es 38 Sr a) cuantos protones hay en el núcleo b) cuantos neutrones hay en el núcleo y c) cuantos electrones tiene el átomo neutro 90 Símbolo 38 Sr úmero de protones úmero de neutrones úmero de electrones

2 5. El radón es un gas radiactivo que puede producir cáncer de pulmón. Ha sido detectado en los sótanos de algunas casas Cuántos protones y neutrones hay en un átomo de Rn? 6. El selenio se vende mucho como suplemento dietético. Esta recomendado para proteger a las mujeres del cáncer de mama. Escriba el símbolo nuclear para el selenio que se encuentra en la naturaleza, tiene 34 protones y 46 neutrones. 7 Cómo se distinguen uno de otro los dos isótopos de nitrógeno: -14 y -15? Escriba el símbolo nuclear de ambos 8. Considere los isótopos del carbono, C-12 y C-13. a) Escriba el símbolo nuclear de ambos isótopos b) Tienen C-12 y C-13 el mismo número de protones? Y de neutrones? Y de electrones? 9. El selenio 75 se utiliza en diagnósticos de enfermedades relacionadas con el páncreas a) cuantos protones tiene su núcleo b) cuantos neutrones tiene en su núcleo c) cuantos electrones tiene un átomo de selenio d) cuantos neutrones, protones y electrones tiene el ion Se 2- formado a partir de este isótopo 10. Complete la tabla símbolo carga (valencia) o. de protones úmero de neutrones o. de electrones 7 Li Mg Obtenga el número de protones y electrones en: a) en la molécula de O 2 b) en la molécula de CO 2 c) en el ion C 1- d) en el ion 3- e) en la molécula de Complete la tabla símbolo carga (valencia) o. de protones úmero de neutrones o. de electrones Zn

3 13. El átomo de neón tiene un total de 10 electrones. Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de los electrones, complete la tabla: electrón n l m l spin orbital Cual átomo representa las siguientes configuraciones electrónicas en las que se muestra la configuración abreviada (kernel) de gas noble y los electrones de valencia a) Ar 4s 1 3d 5 el átomo es = b) e el átomo es = 3s 2 3p Las configuraciones electrónicas que se muestran son incorrectas. Diga cuales son los errores y cual es la configuración correcta. 19 a) F 1s 2 2s 2 2p 6 (incorrecta), los errores son = y la correcta es = 9 27 b) Al 1s 2 2s 2 2p 4 3s 2 3p 3 (incorrecta), los errores son = y la correcta es = Para el átomo de yodo, escriba: a) la configuración electrónica b) la configuración electrónica abreviada a) b) I I 17. Construya diagramas orbitales para los átomos de azufre y de fierro S Fe 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

4 Tema 2: problemas para resolver en clase 1. REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad. IOES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica. Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca +2 ion calcio, a + ion sodio Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br 1- ion bromuro, O 2- ion oxigenuro Ejemplo: El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s a 0 a + + 1e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 + 1e - átomo de sodio ion de sodio La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una especie muy estable. 2. Problema: De la configuración electrónica del elemento Mg 0 y del Mg 2+ Mg 0 Mg 2+ Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo: Cl 0 1e - + Cl -1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 átomo de cloro ion cloruro La estructura electrónica del ion cloro resultante es exactamente igual a la del gas noble argón. Este ion es una especie muy estable. 3. Problema: De la configuración electrónica del elemento 0 y del 3- o 3-

5 Tema 2 TIPOS DE ELACES iónico Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. Ejemplo: a + Cl a + Cl Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. Ejemplo + 2 covalente covalente apolar: covalente polar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales Ejemplo: Ejemplo: covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos. Ejemplo:

6 1. Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará: Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. = Se formará un enlace iónico Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = El enlace formado será covalente polar Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5 = El enlace será covalente puro (o no polar). 2. Ejemplo: Qué tipo de enlace se formará entre H y O? Según la Tabla de Electronegatividades, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.1 y el Oxígeno 3.5, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: = es menor que 2.0 y mayor que 0.5. Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar. 3. Ejemplo: Qué tipo de enlace se formará entre H y C? 4. Ejemplo: Qué tipo de enlace se formará entre Li y Br 5. Ejemplo: Qué tipo de enlace se formará entre y C 6. Ejemplo resuelto: Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl 2, (b) BCl 3.

7 Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia. (a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s 2 ) son: y con Cl (3s 2 3p 5 ) son: la estructura de Lewis será: El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto. (b) Los electrones de valencia asociados con B (2s 2 2p 1 ) son: y con Cl (3s 2 3p 5 ) son: la estructura electrónica o de Lewis será El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto. 7. Ejemplo resuelto: Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl. Al usar los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia: El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble 8. Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de bromo Br 2, usando los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia

8 9. Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de HC, usando los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia 10. Muestre para cada molécula los enlaces y los pares de electrones sin compartir: a) H 2 CO 3 b) HO 3 c) H 3 PO 4 d) H 2 SO 4 e) HClO 4