C) Dimitri Mendeleiv.
D) Lothar Meyer.
20. Un átomo cuya estructura externa es [Ar] 4s2 3d10 corresponde a un elemento que se clasifica como
A) del grupo del nitrógeno.
B) representativo.
C) alcalinotérreo.
D) de transición.
21. Los siguientes elementos,
ARSÉNICO |
| ANTIMONIO |
| CADMIO |
se ubican en los bloques denominados, respectivamente
A) representativo, representativo, representativo.
B) representativo, representativo, de transición.
C) de transición, de transición, representativo.
D) lantánidos, de transición, representativo.
22. Se presenta la siguiente estructura electrónica.
¿A cuál grupo de la tabla periódica pertenece el elemento representado en el recuadro?
A) Alcalino.
B) Halógenos.
C) Alcalinotérreos.
D) Grupo del boro.
23. Para el siguiente proceso:
¿Cómo se denomina la energía representada anteriormente?
A) Electroafinidad.
B) Electronegatividad.
C) Afinidad electrónica.
D) Energía de ionización.
24. Observe la siguiente información.
Con base en la información presentada, a medida que aumenta el número atómico la electronegatividad
A) y el radio atómico aumentan.
B) y el radio atómico disminuyen.
C) disminuye y el radio atómico aumenta.
D) aumenta y el radio atómico disminuye.
25. En el compuesto: H3PO4 el número de oxidación del fósforo y del hidrógeno son, en orden respectivo,
26. Observe la siguiente representación:
¿Cuál es el número de electrones de valencia que posee el elemento representado?
A) 15
B) 5
C) 3
D) 2
27. La persona que formuló la primera Tabla Periódica, según la ley periódica, donde deja espacios para elementos no descubiertos, se denominó
A) Döbereiner.
B) Mendeleiev.
C) Newlands.
D) Dalton.
28. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a los aportes dados por Newlands a la organización de los elementos de la Tabla Periódica?
A) Informó que existía cierta relación entre los pesos atómicos de los elementos químicamente análogos cuando se agrupan en tríadas.
B) Propuso una ley periódica: “cuando los elementos se estudian en orden creciente de sus pesos atómicos, la similitud de las propiedades ocurre periódicamente”.
C) Clasificó los elementos en ocho grupos que corresponden a columnas verticales; dichos elementos fueron seleccionados considerando la composición de sus óxidos comunes.
D) Señaló que al ordenar los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos, el octavo elemento repite las propiedades del primero.
29. Observe la siguiente estructura electrónica:
¿A cuál bloque de la Tabla Periódica corresponde el elemento a que pertenece dicha configuración?
A) Lantánidos.
B) Tierras raras.
C) De transición.
D) Representativos.
30. Analice la información de la siguiente tabla.
Elemento | Grupo | |||
1 – | I |
| a – | Alcalino. |
2 – | Al |
| b – | Del boro. |
3 – | K |
| c – | Halógeno. |
4 – | Mg |
| d – | Alcalinotérreo. |
¿Cuál es la forma correcta de relacionar la información anterior?
A) 1a, 2c, 3b y 4d
B) 1a, 2d, 3c y 4b
C) 1c, 2a, 3d y 4b
D) 1c, 2b, 3a y 4d
31. Un elemento metálico ubicado en el tercer periodo puede pertenecer a cualquiera de los grupos denominados
A) alcalino, de transición o térreo.
B) lantánido, actínido o halógeno.
C) alcalino, alcalinotérreo o térreo.
D) alcalinotérreo, de transición o halógeno.
32. ¿Cuál de los siguientes grupos de nombres de elementos se encuentra ordenado en forma decreciente de acuerdo con sus radios atómicos?
A) Azufre, silicio, bromo, cesio.
B) Flúor, silicio, aluminio, sodio.
C) Cesio, calcio, magnesio, cloro.
D) Oxígeno, carbono, litio, potasio.
33. Analice el siguiente gráfico.
De acuerdo con el gráfico, y la posición de los elementos representados en la Tabla Periódica, la energía de ionización en el periodo 3, por lo general aumenta
A) con el carácter metálico.
B) cuando aumenta el radio atómico.
C) cuando disminuye la masa atómica.
D) cuando aumenta el número atómico.
34. Observe las siguientes fórmulas de compuestos químicos.
35. El litio y el azufre poseen respectivamente las siguientes cantidades de electrones de valencia
A) 0 y 5
B) 1 y 4
C) 1 y 6
D) 1 y 8
36. Observe la siguiente sección de la Tabla periódica.
Los números, en el orden 1, 2 y 3, corresponden respectivamente a
A) período, grupo y bloque.
B) grupo, bloque y período.
C) período, bloque y grupo.
D) bloque, bloque y grupo.
37. Lea las siguientes proposiciones sobre algunos elementos químicos, identificadas con números
1- El potasio es un elemento halógeno.
2- El calcio es un elemento alcalinotérreo.
3- El europio ( Eu ) es un elemento lantánido.
4- El californio ( Cf ) es un elemento actínido.
Las proposiciones correctas se identifican con los números
A) 1, 2 y 4
B) 2, 3 y 4
C) Sólo 2 y 3
D) Sólo 2 y 4
38. Observe las siguientes configuraciones electrónicas de elementos químicos.
¿En cuál de las siguientes opciones se indica el grupo a que pertenecen los elementos representados, en orden respectivo?
A) 1-Lantánido, 2-actínido, 3-tierras raras, 4-representativo.
B) 1-Transición, 2-lantánido, 3-transición, 4-representativo.
C) 1-Actínido, 2-transición, 3- transición, 4-representativo.
D) 1-Actínido, 2-transición, 3-actínido, 4-representativo.
39. Lea el siguiente texto.
Cuando a un átomo de sodio en estado gaseoso, se le suministra la energía suficiente para “arrancar” un electrón de valencia, se produce un ion sodio junto con un electrón libre.
El texto hace referencia a la propiedad periódica denominada
A) radio iónico.
B) electronegatividad.
C) afinidad electrónica.
D) energía de ionización.
40. Lea la siguiente información relacionada con algunas propiedades periódicas de dos elementos X y Y.
En relación con la información, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
A) Ambos elementos presentan gran tendencia a perder electrones.
B) El elemento X presenta mayor carga nuclear y por ello su radio atómico es mayor.
C) El elemento X desprende mayor energía cuando gana, en estado gaseoso, un electrón.
D) El elemento Y desprende mayor energía cuando gana, en estado gaseoso, un electrón.
41. Observe las siguientes representaciones estructurales de compuestos químicos.
42. Observe las siguientes representaciones de átomos.
De acuerdo con las representaciones señaladas con 1 y 2, ¿cuántos electrones de valencia presentan respectivamente?
A) 2 y 2
B) 3 y 6
C) 11 y 14
D) 13 y 16
43. Analice el siguiente gráfico.
Con base en el gráfico anterior ¿cómo varía el primer potencial de ionización a medida que disminuye el número atómico?
A) Aumenta.
B) Disminuye.
C) Se mantiene constante.
D) No hay tendencia general.
44. Observe la información que se ofrece en el siguiente recuadro.
La energía liberada en el proceso anterior recibe el nombre de
A) electronegatividad.
B) afinidad electrónica.
C) energía de activación.
D) energía de ionización.
45. Cuando se forma el compuesto, cuya fórmula es MnO, los números de oxidación de cada elemento, en orden respectivo, se ubican en la opción
A) 1+ y 1 -.
B) 2+ y 2 -.
C) 2+ y 4 -.
D) 2+ y 6 -.
46. Observe los siguientes elementos, identificados por su símbolo.
¿Cuántos electrones de valencia posee cada uno de los elementos, en orden respectivo?
A) 2, 1, 2, 4, 5
B) 1, 1, 2, 4, 5
C) 2, 3, 4, 6, 7
D) 1, 3, 4, 6, 7
47. Observe la siguiente representación
. 
Esta corresponde a un elemento que se clasifica como
A) actínido.
B) lantánido.
C) de transición.
D) representativo.
48. Observe la siguiente tabla, en la cual se presentan elementos químicos y sus respectivos grupos, identificados con números y letras respectivamente.
1. At 2. Fr 3. Se 4. In
|
a- Alcalino b- Calcógeno c- Halógeno d- Térreo
|
¿Cuál es la forma correcta de asociar la información anterior?
A) 1 – a, 2 – c, 3 – b y 4 – d.
B) 1 – b, 2 – a, 3 – c y 4 – d.
C) 1 – c, 2 – a, 3 – b y 4 – d.
D) 1 – c, 2 – a, 3 – d y 4 – b.
49. En el siguiente esquema se ofrecen símbolos de algunos elementos Representativos y se indica la energía de ionización en kJ / mol, de cada uno de ellos.
Con base en la información suministrada se puede afirmar que la energía de ionización
A) aumenta de arriba hacia abajo en los grupos.
B) disminuye de arriba hacia abajo en los periodos.
C) disminuye conforme aumenta el número atómico en los grupos.
D) aumenta conforme aumenta el número atómico en los periodos.
50. Un elemento Térreo (grupo del boro) posee ___ electrones de valencia. ¿Cuál es el número que completa correctamente el espacio anterior?
A). 2.
B). 3.
C). 4.
D). 7.
51. Lea la siguiente información.
1.- Newlands | a. Encontró que los elementos se podían agrupar en triadas, con base en su peso atómico.
|
2.- Mendeleiev | b. Propone la ley de las octavas, al encontrar que los elementos forman columnas de siete elementos y el octavo presentaba ciertas propiedades similares al primero.
|
3.- Döbereiner | c. Ordenó los elementos conocidos en la tabla periódica en orden creciente de los pesos atómicos.
|
¿Cuál es la forma correcta de asociar el número que identifica al apellido del científico, con la letra que corresponde a su aporte a la tabla periódica?
A) 1a, 2b, 3c.
B) 3a, 1b, 2c.
C) 2a, 1b, 3c.
D) 1a, 3b, 2c.
52. Lea la siguiente lista de nombres de elementos químicos.
¿Cuáles pertenecen a un mismo periodo?
A) Nitrógeno, flúor y cesio.
B) Litio, potasio y cesio.
C) Potasio, flúor y litio.
D) Berilio, boro y flúor.
53. Lea las siguientes afirmaciones; identificadas con números.
1.- Medida de la tendencia de un átomo para ganar o atraer electrones de otro átomo.
2.- Es la energía necesaria para desprender un electrón a un átomo en estado gaseoso.
3.- Cantidad de energía que se libera o absorbe cuando a un átomo gaseoso se le adiciona un electrón.
Los números que identifican las propiedades periódicas denominadas electronegatividad y energía de ionización, se ubican en la opción
A) 1 y 2
B) 1 y 3
C) 2 y 3
D) 3 y 2
54. Observe el siguiente esquema en el que se ofrece nombres de elementos
representativos.
¿Cuál es el grupo o familia al que pertenecen estos elementos químicos, ubicándolos de izquierda a derecha?
A) Gases nobles – calcógenos – alcalinos – alcalino térreos.
B) Alcalinos – alcalino térreos – calcógenos – gases nobles.
C) Gases nobles – halógenos – alcalinos – alcalino térreos.
D) Alcalinos – alcalino térreos – halógenos – gases nobles.
55. Lea las siguientes características, identificadas con números.
1.- Están constituidos por no metales.
2.- Solamente completan el subnivel d.
3.- Se representan en columnas verticales en la tabla periódica.
4.- Poseen el mismo número y orden de electrones en los subniveles más externos.
¿Cuáles números señalan características de los grupos o familias de los elementos en la tabla periódica ?
A) 1 y 4.
B) 1 y 3.
C) 2 y 3.
D) 3 y 4.
56. Observe las siguientes representaciones de átomos de elementos químicos.
De estos se puede afirmar que
A) los tres son elementos Transición.
B) los tres son elementos Representativos.
C) uno es de Transición y dos son Representativos.
D) dos son elementos de Transición y uno es Representativo.
57. Observe el siguiente gráfico.
De acuerdo con el gráfico anterior, ¿en cuál de las opciones siguientes, se ubican algunos de los elementos analizados, de menor a mayor tendencia para atraer electrones?
A) Li, Be, B, C.
B) N, O, F, Be.
C) Be, F, O, N.
D) B, Be, C, N.
58. Observe la información que se ofrece en el siguiente recuadro.
La energía indicada en el proceso anterior recibe el nombre de
A) electronegatividad.
B) afinidad electrónica.
C) energía de activación.
D) energía de ionización.
59. ¿Cuál opción hace referencia a una característica de la propiedad periódica denominada potencial de ionización?
A) Energía necesaria para separar un electrón periférico de un átomo gaseoso.
B) Energía que se desprende cuando un átomo gaseoso, gana un electrón.
C) Medida de la atracción de un átomo por los electrones de otro.
D) Medida de la carga nuclear efectiva.
60. De las proposiciones que se ofrecen en los siguientes recuadros:
Las que hacen referencia a características de las propiedades periódicas denominadas electronegatividad y afinidad electrónica se identifican, en orden respectivo, con los números
A) 3 y 1
B) 4 y 2
C) 3 y 2
D) 4 y 1
61. Analice las siguientes estructuras.
62. ¿En cuál opción se ubican los números de oxidación de los átomos de fósforo y oxígeno en el compuesto P2O3, en orden respectivo?
A) 3+ y 2
B) 3+ y 2-
C) 2+ y 3-
D) 3 y 2
63. Se le presentan las siguientes afirmaciones; identificadas con números.
1.- Medida de la tendencia de un átomo para ganar o atraer electrones de otro átomo.
2.- Energía necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso.
3.- Cantidad de energía que se libera o absorbe cuando a un átomo gaseoso, se le adiciona un electrón.
Los números que identifican las propiedades periódicas denominadas afinidad electrónica y energía de ionización, en orden respectivo, se ubican en la opción
A) 1 y 2.
B) 1 y 3.
C) 2 y 3.
D) 3 y 2.
64. ¿En cuál opción se ubican los números de oxidación de los átomos de fósforo y oxígeno en el compuesto P2O3, en orden respectivo?
A) 3+ y 2
B) 3+ y 2-
C) 2+ y 3-
D) 3 y 2
65. El número de oxidación del hierro en los compuestos representados seguidamente,
corresponde a los valores
A) I- 2 + y II- 1+
B) I- 3 + y II- 2 +
C) I- 2 - y II- 1-
D) I- 3 - y II- 2 –
66. ¿En cuál de las siguientes opciones se presentan las estructuras del Ga y el Se, en el orden respectivo?
67. Analice el siguiente texto.
Propiedad periódica que tiende a aumentar, en la Tabla Periódica, cuando se baja en cada columna o grupo y a disminuir dentro de cada fila (periodo) conforme se ubican de izquierda a derecha en la tabla periódica. Es el resultado de dos factores: el tamaño de la nube electrónica y la acción de la carga nuclear efectiva.
El texto hace referencia a características de la propiedad periódica denominada
A) energía de ionización.
B) energía de activación.
C) afinidad electrónica.
D) radio atómico.
68. Los elementos cuyos símbolos aparecen a continuación,
se ubican en la tabla periódica, respectivamente, en los bloques denominados
A) representativo y de transición.
B) representativo y lantánido.
C) de transición y lantánido.
D) de transición y actínido.
69. Lea la información que se ofrece en el siguiente recuadro.
El bromo al convertirse en ion bromuro libera energía.
¿A qué propiedad periódica hace referencia el texto?
A) Electropositividad.
B) Electronegatividad.
C) Afinidad electrónica.
D) Energía de ionización.
70. El siguiente gráfico, representa la variación del radio atómico en el periodo 3.
La tendencia general de esta propiedad periódica, a medida que aumenta el número atómico es que
A) aumente.
B) disminuya.
C) se mantenga constante.
D) no se pueda observar cambio alguno.
71. Observe la siguiente estructura electrónica.
Se puede afirmar que el elemento cuya estructura se representa posee
A) 4 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4p4
B) 2 electrones de valencia y el electrón diferenciante se ubica en 4p4
C) 6 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4p4
D) 16 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4s2
72. El número de oxidación de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto representado,
73. Los siguientes números de oxidación:
Corresponden a los elementos que constituyen al compuesto representado en la opción
A) CdS
B) CdS2
C) Cd2S
D) CdS4
74. Lea la siguiente información.
AZUFRE – OXÍGENO – SODIO – CESIO
En relación con los elementos citados y su ubicación en la tabla periódica,
¿cuál afirmación es correcta?
A) Los no metales se ubican en un mismo periodo y los metales en un mismo grupo.
B) Los no metales se ubican en un mismo grupo y los metales en un mismo periodo.
C) Los metales se ubican en un mismo periodo y los no metales en otro.
D) Los metales se ubican en un grupo y los no metales en otro.
75. Lea la información que se ofrece en el siguiente recuadro.
El bromo para convertirse en ion bromuro desprende
324 kJ/mol.
¿A qué propiedad periódica hace referencia el texto?
A) Electropositividad.
B) Electronegatividad.
C) Afinidad electrónica.
D) Energía de ionización.
76. Lea la siguiente información.
Su valor aumenta conforme aumentan los niveles de energía en un grupo y disminuye de izquierda a derecha
en los períodos.
La información suministrada en el texto se refiere a la propiedad periódica denominada
A) energía de ionización.
B) afinidad electrónica.
C) electronegatividad.
D) radio atómico.
77. ¿Cuál de las siguientes opciones corresponde a la propuesta de Döbereiner para ordenar los elementos en la Tabla Periódica?
A) Se disponen en orden ascendentes de su número atómico.
B) Se clasifican en electronegativos y electropositivos.
C) Sus propiedades se repiten cada ocho elementos.
D) Sus propiedades se repiten cada tres elementos.
78. Lea el siguiente texto.
Clasificó los elementos conocidos y observó que al formar filas de 7 elementos, el octavo elemento, es decir el primero de la siguiente fila se parecía al número uno en cuanto a sus propiedades y que existían semejanzas entre los miembros de una misma columna.
El texto anterior se refiere a la propuesta de
A) John Alexander Newlands.
B) Johann Döbereiner.
C) Dimitri Mendeleiv.
D) Henry Moseley.
79.. La siguiente configuración electrónica,
pertenece a un elemento, del bloque denominado
A) actínidos.
B) transición.
C) lantánidos.
D) representativos.
80. De los siguientes símbolos de elementos: K, Ca, Cd, Ga, Rb y Hg, los que se encuentran en el mismo nivel corresponden a
A) Ca, Cd y Ga
B) K, Ca, y Ga
C) K, Ca y Hg
D) Cd, K y Rb
81. Observe los siguientes símbolos químicos.
1- I 2- Cs 3- S
|
¿A cuál grupo representativo pertenecen cada uno de los símbolos de los anteriores elementos, en el orden 1,2 y 3?
A) Alcalino térreo, grupo del oxígeno, halógeno.
B) Alcalino térreo, halógeno, grupo del oxígeno.
C) Halógeno, alcalino, grupo del oxígeno.
D) Alcalino, halógeno, grupo del oxígeno.
82. Lea los siguientes ejemplos y características, señalados con números y el grupo al que corresponden, identificado con letras.
La forma correcta de asociar los ejemplos y características de los elementos, con el grupo al que pertenecen, se ubica en la opción
A) 1a, 2b, 3a y 4b.
B) 1b, 2b, 3a y 4a.
C) 1a, 2a, 3b y 4b.
D) 1b, 2a, 3a y 4b.
83. ¿En cuál opción se encuentran los valores que corresponden a las valencias del plomo?
A) 3+ y 4+
B) 2+ y 4+
C) 2+ y 3+
D) 1+ y 2+
TEMA IV
Enlace químico
OBJETIVO:
- Analizar las teorías que explican cómo se unen los átomos para formar las moléculas, conglomerados iónicos y los metales que determinan las propiedades de los compuestos iónicos, moleculares y de los metales.
- Analizar las propiedades de los compuestos iónicos a partir del tipo de enlaces que presentan.
Un enlace químico es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Compuesto Químico
Un compuesto químico, es una sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable. El agua (H2O), formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio (NaCl), son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras.
Como se estudió, hay 114 elementos, la mayoría de los cuales, no se encuentran libres en la naturaleza, debido a que no son muy estables. Para alcanzar estabilidad, se combinan unos con otros, formando los compuestos. Se han identificado más de 25 millones de compuestos (naturales o sintéticos), estos se dividen en compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos. Los compuestos orgánicos, se encuentran en mayor cantidad, son todos aquellos que contienen carbono (con excepción de: CO, CO2, CO32- y HCO31-) y forman, en su mayoría, los organismos vivos y el resto forma parte de los compuestos inorgánicos.
Los compuestos se unen siguiendo las leyes de las Proporciones Definidas o de la Composición Constante y la ley de las Proporciones Múltiples
Moléculas
Es la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Si una molécula se divide en partes aún más pequeñas, éstas tendrán una naturaleza diferente de la sustancia original. Por ejemplo, una muestra de agua puede dividirse en dos partes, y cada una dividirse a su vez en muestras de agua más pequeñas.
El proceso de división y subdivisión finaliza al llegar a la molécula simple de agua, que si se divide dará lugar a algo que ya no es agua: hidrógeno y oxígeno.
Las moléculas de los compuestos están constituidas por átomos de los elementos que los forman. Se dice que una molécula es diatómica cuando está compuesta por dos átomos y poli atómica si tiene gran número de átomos.
MODELO MOLECULAR
Indica la forma como están formadas las moléculas en el espacio en tres dimensiones
Reacción Química:
Es un proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro III (Fe2O3) producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro formando el herrumbre.
En una reacción química se conserva el número de átomos y la masa original, pero se redistribuye el material en nuevas estructuras. Por ejemplo, un precipitado sólido amarillo, el yoduro de plomo (Pbl2), se forma por la reacción de dos líquidos, el yoduro de potasio (KI) y el nitrato de plomo (Pb (NO3) 2).
ECUACIONES QUÍMICAS
Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería:
Las cargas eléctricas y el número de cada clase de átomos se conservan.
Leyes de conservación
Afirman que en un sistema cerrado que experimenta un proceso físico, determinadas cantidades medibles permanecen constantes. En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier fue el primero en formular una de estas leyes, la ley de conservación de la materia o masa.
1. Ley de conservación de la materia o masa:
En una reacción química, la masa total de los reactivos, más los productos de la reacción, permanece constante. El principio se expresó posteriormente en una forma más general, que afirma que la cantidad total de materia en un sistema cerrado permanece constante.
2. Ley de conservación de la energía:
Esta ley, que afirma que la suma de las energías cinética, potencial y térmica en un sistema cerrado permanece constante, se conoce en la actualidad como primer principio de la termodinámica. Otra ley de conservación importante es la ley de conservación de la carga eléctrica que establece que las cargas eléctricas permanecen constantes.
En 1905, Albert Einstein demostró en su teoría de la relatividad especial que establece que la masa y la energía son equivalentes (E=m x c2), donde c= velocidad de la luz en el vacio= 300000 Km/s. Como consecuencia, las leyes de conservación de la masa y de la energía se formularon de modo más general como ley de conservación de la energía y masa totales.
Ley de las proporciones definidas o de la composición constante
Establece que los elementos de un compuesto están todos presentes en una proporción fija en masa, independientemente de cómo se prepare el compuesto. Un compuesto dado contiene siempre los mismos elementos unidos en las mismas proporciones
Las ecuaciones se ajustan no sólo respecto a la carga y número de cada clase de átomos, sino también respecto a su peso o, más correctamente, a su masa.
El sistema periódico recoge las masas atómicas siguientes: C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00, por lo que
Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (uma) de CH4 reaccionan con 64,00 uma de O2 para producir 44,01 uma de CO2 y 36,04 uma de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva.
De este modo, se conservan tanto la masa como la carga y los átomos.
LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (PROPORCIONES DEFINIDAS)
SIEMPRE QUE SE FORMA UN COMPUESTO LOS ELEMENTOS
SE UNEN EN UNA PRPORCIÓN CONSTANTE O FIJA DE MASA
Por ejemplo, para formar la molécula de ácido sulfúrico H2SO4 el hidrógeno, azufre y oxígeno siempre se unirán en la relación de: 2: 1: 4
2 ÁTOMOS DE H: 1 ÁTOMO DE S: 4 ÁTOMOS DE O
Ley de las proporciones múltiples:
Establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combina con una masa fija del otro elemento, en los diferentes compuestos, guardan una relación de números enteros y pequeños.
Ejemplos:
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
CUANDO DOS ELEMENTOS SE UNEN PARA FORMAR MÁS DE UN COMPUESTO, LA MASA DE UNO DE LOS ELEMENTOS QUE SE COMBINA CON UNA MASA FIJA DEL OTRO, EN LOS DIFERENTES COMPUESTOS, GUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEÑOS.
El carbono y el oxígeno forman dos compuestos diferentes
En el primer compuesto 12 gramos de carbono se combinan con 16 gramos de oxígeno; la relación es de 1 parte de carbono por 1,33 partes de oxígeno. En el segundo compuesto 12 gramos de carbono se combinan con 32 gramos de oxígeno; la relación es de 1 parte de carbono por 2,66 partes de oxígeno. Entonces la relación de oxígeno que se combina con el carbono en el primer compuesto al de oxígeno en el segundo compuesto es de 1: 2 (números enteros y pequeños).
FORMÚLAS QUÍMICAS
La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de átomos. La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno.
La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.
En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2; la del octano, C8H18; la del oxígeno, O2 y la de la cera de velas (parafina) CH2. En cada caso, los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento en la sustancia. El CO2 tiene 1 C por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.
Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en lugar de escribir simplemente O y C4H9, que indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas formadas por parejas de átomos (O2); la relación entre el carbono y el hidrógeno en las moléculas de octano es de C 8 y H 18 y no otra combinación de átomos de carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas de H2O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO2. Por eso el H2O y el CO2 son fórmulas moleculares.
Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas.
Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más simples, representan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6 representan a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe2O3 son empíricas; la primera representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro III (orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas individuales de NaCl o Fe2O3.
TIPOS DE FORMULAS
1. FÓRMULA EMPÍRICA O SIMPLE:
Indica la clase de átomos que forman la molécula y la proporción en que se hayan combinados. Ej. CH3, H2O, NH3, HO, CH
2. FORMULA MOLECULAR:
Indica el tipo de átomos y la proporción exacta en que se haya combinados. Ej. C2H6, H2O, NH3, C12H22O11, H2O2, C6H6.
3. FORMULA ESTRUCTURAL:
Indica el tipo de átomos, la proporción, el tipo de enlace y una representación gráfica de la misma en forma plana.
4. FORMULA ELECTRÓNICA O ESTRUCTURA DE LEWIS:
Indica los electrones de valencia mediante puntos.
REGLA DEL OCTETO
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del “exterior” de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA)(X*) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) (X:) y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA) (:X:). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia.
Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia (He:). Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio (:Be:) perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, H *+ Cl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como :N ::: N : y : O :: C :: O : Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis.
ENLACE QUÍMICO
Es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Una teoría de enlace debe explicar lo siguiente:
a. El porque las moléculas presentan diferentes formas geométricas
b. El porqué los compuestos poseen formulas definidas.
c. El porqué se forman los enlaces químicos y el porque los compuestos tienen propiedades diferentes.
TIPOS DE ENLACE
1. Enlace metálico
La plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o des localizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
2. Enlace covalente
En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Se da entre átomos que tienen alta electronegatividad y la diferencia entre sus valores es poca (<1.7 o 0).Forman uniones muy fuertes pero la atracción entre las moléculas es débil. Se tienen tres tipos: no polar, polar y coordinado.
Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles —grupo 18— más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones en enlaces covalentes.
1. Enlace perfecto puro o no polar:
Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones, uno de cada átomo (Cl:Cl), ambos consiguen el número 18 del argón. Es común representar un par de electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl:Cl se escribe Cl-Cl.
De forma similar, el nitrógeno atómico tiene tres electrones menos que el neón (diez), pero cada nitrógeno puede conseguir el número de electrones del gas noble si comparten seis electrones: N=N o N ::: N. Esto se denomina enlace triple. Análogamente, el azufre puede conseguir el número del argón compartiendo cuatro electrones en un enlace doble, S :: S o S=S. En el dióxido de carbono, tanto el carbono (con sus seis electrones) como el oxígeno (con ocho) consiguen el número de electrones del neón (diez) compartiéndolos en enlaces dobles: O=C=O. En todas estas fórmulas, sólo se representan los electrones compartidos.
2. Enlace covalente polar:
Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar.
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar —polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
3. Enlace covalente coordinado o dativo:
Los enlaces son covalentes de tipo dativo si los dos electrones del enlace provienen de uno sólo de los átomos implicados en el enlace. El átomo que aporta los 2 electrones se llama donante y el que los recibe aceptor.
Ejemplos;
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
Algunos átomos tienen menos de ocho electrones a su alrededor formando moléculas deficientes como H2 tiene 2 e- , Be en el BeCl o BeH2 que tiene 4 e-, B en el BF3 o BCl3 que tiene 6 e- . Otras tienen más de ocho electrones formando un octeto expandido como P en el PCl5 donde tiene 10 e- y el Si en el radical o ión poli atómico (SiF6)2- donde el Si tiene 12 e-.
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
- Se da entre no metales con una alta y parecida afinidad electrónica y electronegatividad.
- Se da por compartimiento de electrones.
- La atracción va de un átomo a otro.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
- Sólidos, líquidos o gases.
- Puntos de fusión y ebullición bajos.
- Conducen poco en solución
- Forman compuestos orgánicos
- Solubles en disolventes orgánicos Ej Benceno C6H6 , gasolina, éter.
- Moléculas independientes en forma de vapor.
- Son blandos.
- Combustibles e inflamables
- Sólidos suaves y quebradizos
3. Enlace iónico: sales iónicas
El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) (NaCl) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disolución acuosa, pero no en estado cristalino porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
Enlace iónico: sal
El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.
El enlace iónico se da por la transferencia de electrones entre átomos de baja energía de ionización que son átomos que pierden electrones es decir se oxidan (oxidación) a átomos de alta afinidad electrónica que son átomos que ganan electrones es decir se reducen (reducción).
CARACTERISTICAS DEL ENLACE IONICO
1. Se origina por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta
2. La atracción se ejerce en todas direcciones
3. Se da entre átomos de baja energía de ionización a átomos de alta afinidad electrónica.
4. Forman redes cristalinas.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
- Sólidos
- Altos puntos de fusión (>400ºC)
- Conducen la electricidad, en disolución acuosa o fundidos (iones)
- Solubles disolventes polares como H2O y orgánicos como la gasolina y el alcohol.
- Cristales frágiles y duros.
- Insolubles en disolventes no polares.
Nota:
Un enlace iónico ocurre cuando se unen dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual o mayor de 1.7
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
El comportamiento químico de los sólidos, líquidos y gases que nos rodean está determinado por las formas en que los átomos se unen entre sí, lo que a su vez depende de las interacciones entre sus electrones más externos. Los electrones pueden transferirse de un átomo a otro (enlace iónico), compartirse entre átomos vecinos (enlace covalente) o moverse libremente de átomo en átomo (enlace metálico). El moderno conocimiento de la estructura y comportamiento de la materia a escala atómica explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala.
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