Actividades para hoy

Durante la clase de hoy, repasad los contenidos para el examen repitiendo actividades anteriores o realizando alguna de las que se proponen a continuación:

1. Ordena los siguientes elementos por valores crecientes de electronegatividad: O, Li, Fe, F.
2. Formulación: a) Óxido de bario, b) Ácido fosfórico, c) Cloruro de amonio, d) Hidróxido de estaño(IV), e) Nitrato de cobalto(II), f) CH4, g) HNO2, h) MgCrO4, i) MnO2, j) H2S.
3. Explica por qué el modelo de Bohr puede explicar los espectros atómicos, pero los modelos previos no pueden.
4. Indica cuáles son los dos criterios que se usan en la tabla periódica para ordenar los elementos químicos.
5. Explica el experimento de Rutherford, indicando sus conclusiones.
6. Estos son los niveles de energía de un átomo, correspondientes a sus tres primeras órbitas. Dibuja e identifica sobre él un salto electrónico correspondiente a un espectro de emisión y otro correspondiente a un espectro de absorción. Indica si la energía de ambos es la misma o no.
7. El helio (He) se descubrió antes en el Sol que en la Tierra, al descubrir en el espectro de la luz solar un conjunto de líneas oscuras que no se correspondían con ningún elemento conocido. Explica este hecho sobre la base de la relación entre los espectros atómicos y el modelo atómico de Bohr.
8. Si Rutherford hubiera realizado su experimento y hubiera encontrado que todas las partículas rebotaban hacia atrás en lugar de atravesar el oro, explica a qué conclusión podrá haber llegado sobre la estructura del átomo.

Contenidos del control del día 2

Tras hablar con los otros profesores de 10º, hemos decidido que el control sólo será sobre los siguientes temas:

• Formulación química
• Tema 1: actividad científica
• Tema 4: estructura de la materia, excepto la parte de enlace, es decir, entra hasta las propiedades periódicas

Como veis, el Tema 3 (técnicas de separación) no va a entrar.

Examen parcial de la 1ª evaluación del año pasado

En este enlace podéis descargaros el examen del año pasado, para que os hagáis una idea del nivel y estilo de las cuestiones:

https://www.dropbox.com/s/h4o2kvanh8j8j85/10%C2%BA%20FQ%20Eval%20Exam%201%20Trim%20A%2015-16.es.v2.docx?dl=0

Tened en cuenta que en el examen de este año no entran las fuerzas intermoleculares, que sí entraron en año pasado.

Fecha del examen parcial de la 1ª evaluación

El parcial de la evaluación será el próximo miércoles día 2 de noviembre.

Los contenidos del examen son los correspondientes a los temas 1, 3 y 4 hasta enlace químico (no entran fuerzas intermoleculares)

Enlace químico: iónico, covalente y metálico

La regla del octeto trata de explicar el enlace químico, aludiendo a que los elementos tienden a rodearse de 8 electrones para adoptar una configuración electrónica de capa completa como la de los gases nobles. Eso lo pueden conseguir los elementos de dos maneras, ganando o perdiendo electrones, lo que los transforma en iones que luego se pueden atraer produciendo compuestos iónicos, o compartiendo electrones con otro elemento, de modo que ambos alcancen el octeto, lo que da enlaces y compuestos covalentes.

18.       Vuelve a revisar los ejercicios 10-16. Indica cuántos electrones de valencia tienen los elementos de los siguientes grupos

a.       Grupo 1

b.      Grupo 2

c.       Grupo 16

d.      Grupo 17

19.       Para que esos elementos adopten el octeto, ¿cuántos electrones deben perder o ganar?:

a.       Grupo 1

b.      Grupo 2

c.       Grupo 16

d.      Grupo 17

20.       ¿Qué carga resultaría en cada caso?

a.       Grupo 1

b.      Grupo 2

c.       Grupo 16

d.      Grupo 17

21.       De acuerdo a esto, ¿qué tienden a formar los metales: cationes o aniones?, ¿y los no metales?

Los compuestos iónicos se forman entre metales y no metales, dando los primeros a los segundos los electrones que les “sobran”, transformándose en iones que luego se atraen eléctricamente.

22.       Supón que combinamos un elemento del grupo 1, Na, con otro del 17, F, ¿qué iones resultarían?, ¿cuál sería el compuesto resultante?

23.       ¿Qué pasaría si en lugar de un no metal del 17, tomamos uno del 16, por ejemplo S?

24.       El litio y el oxígeno forman un óxido. Indica cuál de los siguientes es y por qué lo has elegido: LiO, Li₂O, LiO₂.

25.       Indica los electrones perdidos o ganados y los iones resultantes de los elementos que forman los siguientes compuestos iónicos: CaF₂, MgO, Al₂O₃.

Estas son las estructuras Lewis de los elementos del segundo periodo:

26.       ¿Qué relación hay entre el número de puntos y el de electrones de valencia?

27.   Escribe las estructuras Lewis para S, Cl y Na.

28.   ¿Cuántos electrones del O están en pares? ¿Cuántos solos? ¿Y del N?

29.   En los compuestos bioquímicos, el C puede formar 4 enlaces covalentes, el N, tres y el O, dos. ¿Cómo se relaciona este hecho con las estructuras de Lewis anteriores, teniendo en cuenta la respuesta anterior?

30.   De los no metales anteriores del segundo periodo, uno no forma moléculas covalentes, ¿por qué?

31.   Estos esquemas muestran cómo comparten electrones un par de elementos para formar una molécula covalente

En HBr, ¿cuántos electrones en total comparte el Br en pares de enlace? ¿Cuántos electrones forman pares de no enlace en el Br? ¿Cuántos pares de electrones hay alrededor del Br, ya sean de enlace o de no enlace? ¿Cuál es el número de electrones en pares de no enlace y de enlace compartidos por el H?

32.   Repite las preguntas anteriores para el H₂S.

33.   Teniendo en cuenta el modelo atómico, ¿por qué Lewis propone dos electrones para el H, pero ocho para Br o S?

34.   Considera el fósforo. ¿Cuántos electrones de valencia tiene? Dibuja su esquema de Lewis. ¿Cuántos electrones le faltan para completar el octeto? ¿Cuál es la fórmula más probable de un compuesto entre P e H? Escribe la estructura de Lewis.

35.   Repite el ejercicio anterior para el caso del carbono.

36.   Considera los elementos Na y S, ¿qué compuesto formarán?, ¿será iónico o covalente?

37.   Los siguientes esquemas muestran algunas moléculas con enlace múltiple (doble o triple)

Trata de escribir estructuras de Lewis para HCN, CO₂ y H₂CO.

38.   A la vista de todo lo anterior, escribe un método para hacer estructuras Lewis.

Tabla periódica y propiedades periódicas

Hoy cerramos el capítulo dedicado a la tabla periódica. Utilizaremos la actividad a la que se puede acceder desde este enlace:

http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1163/html/index.html

Durante la primera mitad de la clase, explorad la primera parte de l unidad, y dedicad la segunda mitad a las propiedades periódicas.

Al final de la clase debéis conocer:

• Algunos datos sobre la historia de la tabla
• La estructura de la tabla (grupos, periodos, bloques)
• Su relación con la configuración electrónica
• La definición de las propiedades periódicas (radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad) y su variación en la tabla

En la página correspondiente al tema 4 en el blog hay más información al respecto.

Tabla periódica

1.       Localiza los elementos del ejercicio 6 en la tabla periódica siguiente:

¿Qué correlación hay entre el número de capas y el de periodo?

2.       La tabla periódica de arriba está dividida en bloques. Considera el periodo 3 que contiene elementos de dos de esos bloques, ¿qué correlación hay entre el número de columnas de cada bloque y el número de electrones de un orbital concreto?

3.       A la luz de tu respuesta anterior, ¿cuáles serían los bloques “s” y “p” de la tabla?

4.       Mira ahora el ejercicio 4. ¿Cuántos electrones caben en los orbitales d?, ¿y en los f? Teniendo en cuenta tu respuesta y el ejercicio anterior, sitúa en la tabla los bloques “d” y “f”.

5.       Elije uno de los grupos largos de la tabla y compara sus configuraciones electrónicas, ¿qué tienen en común?

6.       Busca el hierro en la tabla. ¿En qué periodo está? ¿Cuántos electrones tiene? Escribe su configuración electrónica. ¿Cuántos electrones de valencia tiene? ¿Por qué la respuesta no es 6?

7.       En el ejercicio 6 hiciste las configuraciones de Mn y Zn, ¿cuántos electrones de valencia tiene?

8.       ¿Qué conclusión puedes extraer de las respuestas a las cuestiones 14 y 15?

9.       Mira la tabla siguiente:

En este caso, los colores identifican tipos de elementos. Marca sobre la tabla donde están los metales, semimetales, no metales y gases nobles. Comparando con la tabla anterior, ¿qué se puede decir de las configuraciones electrónicas de estos tipos de elementos?

Modelo atómico de Schrödinger

En el modelo actual del átomo, los electrones son tratados como si fueran ondas al mismo tiempo que partículas, y el resultado de ese tratamiento es un modelo parecido al de Bohr, pero en el que los electrones en lugar de moverse por órbitas exactas, ocupan zonas del espacio denominadas orbitales que se agrupan en capas sucesivas. Los electrones son descritos por medio de funciones matemáticas que dependen de cuatro parámetros que sirven también para caracterizar a los electrones. Estos parámetros se llaman números cuánticos.

Los números cuánticos son:

• n, número cuántico principal, indica la energía del electrón y el tamaño del orbital. Toma los valores de los números naturales.
• l, número cuántico secundario, junto a n indica la energía del orbital, y su forma. Toma los valores desde 0 a n-1.
• m, número cuántico magnético, indica la orientación espacial del orbital y toma valores entre -l y +l.
• s, número de spin, sólo admite dos valores, +1/2 y -1/2, y se suele asociar a la descripción del movimiento de rotación del electrón en uno u otro sentido.

Los orbitales se denominan con el número cuántico n seguido del l, pero sustituyéndolo por una letra según la tabla siguiente:

l	0	1	2	3
	s	p	d	f

1. Completa el cuadro de valores permitidos de los números cuánticos:

n	l	m	s	Orbital	Nº electrones
1
2
3
4

2. Busca imágenes de los orbitales s, p y d.

3. Siguiendo las reglas de llenado de orbitales, escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: C, Ne, Na, P, Cl, Mn, Co, Zn, Ge, S, Ca (necesitarás buscar antes el Z de cada uno).

4. Para cada uno de los elementos anteriores, indica cuántas capas distintas y cuántos electrones de valencia tiene (los más externos).

5. Repite el ejercicio anterior pero con los siguientes iones: Na⁺, P^3-, Cl^-, Mn⁴⁺, Co²⁺, Zn²⁺, Ge³⁺, S^2-, Ca²⁺. ¿Cómo son las configuraciones resultantes?, ¿son parecidas?, ¿hay alguna relación entre estados de oxidación y electrones de valencia?

Modelos atómicos

El concepto de átomo data de la Grecia Clásica, en que Demócrito definió como tal a los ladrillos últimos de que estaría hecha la materia. Esa idea se olvidó durante milenios, hasta que John Dalton la recuperó en el s. XIX, de modo que el punto de partida de los modelos atómicos es una esfera maciza e indivisible con características distintas en función de cada sustancia.

1.       Mira el siguiente video sobre el descubrimiento del electrón: https://youtu.be/1dPv5WKBz9k.

a.       Cuando los rayos catódicos se doblan al ponerles un imán, ¿eso significa que los rayos catódicos son partículas cargadas o sin carga?

b.      ¿Qué significa que los rayos catódicos sean capaces de hacer que el molinillo de mica se mueva?

c.       Los rayos catódicos son siempre iguales independientemente del gas que contenga el tubo, ¿qué significa eso?

2.       Mira el siguiente video sobre el experimento de Rutherford: https://youtu.be/Pc0LWkUWPI8.

a.       ¿Qué esperaba observar Rutherford?

b.      ¿Qué observó en realidad?

c.       ¿Qué parte del átomo descubrió Rutherford?

3.       EC: espectros atómicos y a la llama (clase de ayer).

a.       ¿Cómo son los espectros de distintos elementos? ¿Por qué?

b.      El helio se descubrió antes en el Sol (de ahí su nombre) que en la Tierra, a través del examen cuidadoso del espectro de la luz solar, dado que el helio del Sol absorbe parte de la radiación que emite éste. ¿Cómo se vería el espectro continuo de la luz solar con la absorción del helio? (Puedes buscar una imagen del mismo).

c.       Los pirotécnicos hacen uso de esta característica de los átomos para colorear los fuegos artificiales. Trata de averiguar con qué se hacen los diferentes colores de los fuegos artificiales.

d.      Busca los postulados del modelo de Bohr y una imagen del mismo.

e.      Explica con un esquema de dónde salen los colores típicos de los elementos a la luz de este modelo.