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CONTENIDOS PARA LA ARTICULACIÓN DEL MODULO DE QUÍMICA Se considera que actualmente el 30% de la tierra libre de hielos está dedicada al cultivo de granos y de forrajes para la alimentación del hombre y/o los animales. Desde épocas muy remotas, a partir del inicio de la agricultura extensiva el hombre comenzó a emplear fertilizantes para mejorar el rendimiento de sus cultivos. Los primeros fertilizantes que se emplearon fueron el estiércol, el guano, huesos triturados y cenizas de madera. El estiércol y el guano contienen nitrógeno, los huesos contienen pequeñas cantidades de nitrógeno y son ricos en fósforo, y las cenizas de madera encierran cantidades considerables de potasio. Se considera que los elementos más importantes que debe tener cualquier fertilizante son: nitrógeno, fósforo y potasio. Ahora yo me pregunto, ¿Para qué sirve un fertilizante? Lee atentamente el siguiente texto y elabora una lista de los elementos que le aporta a las plantas el suelo. “Los vegetales que viven sobre la tierra incorporan el agua absorbiéndola del suelo. Función de la que se ocupan las raíces. Como el agua es un buen disolvente, los minerales del suelo se disuelven en ella y penetran al interior de la planta a través de las raíces, ascienden por el tallo y llegan hasta las hojas. Los minerales transportados son aprovechados por la planta en su nutrición. Estos pueden ser clasificados en macronutrientes como los iones metálicos, los iones potasio, sodio y calcio e iones no metálicos como los fosfatos y los nitratos. Otros elementos inorgánicos son requeridos en menor cantidad y se los denomina micronutrientes o elementos traza, son el manganeso y el cobre”. ¿Qué relación hay entre estos elementos y un fertilizante? ¿Sabías que la composición química de la mayoría de los fertilizantes que se comercializan corresponde a sales formadas por estos elementos? Por ejemplo: Nitrato de amonio (NH4NO3) Para saber como se forma una sal leamos juntos la sección 1 (página 2), pero si crees recordarlo, te invito a que resuelvas la actividad n° 1 que encontrarás en la página 7.

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Sección 1: Formación de compuestos Inorgánicos En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los cinco millones, por suerte, no es necesario memorizar sus nombres. A través de los años los químicos han diseñado formas claras y sistemáticas para nombrar las sustancias químicas. Los esquemas de nomenclatura son aceptados mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos. Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura química los compuestos inorgánicos se dividirán en:

No metal Metal

+ + + +

O2 H2 O2 H2

⇓ ⇓ ⇓ ⇓

Óxido ácido

Ó anhídrido Hidruro no metálico Óxido básico Hidruro metálico

+ + + +

H2O H2O H2O H2O

⇓ ⇓ ⇓ ⇓

Ácido oxácido Ácido hidrácido Hidróxido Hidróxido + H2

Ácido + Base ⇒ Sal + H2O Los óxidos son compuestos binarios que se forman por medio de la combinación de metales o no metales con el oxígeno. En los óxidos, el oxígeno actúa con valencia 2; los números romanos entre paréntesis indican la valencia con que actúa el metal o el no metal en cada caso.

Los óxidos los obtengo intercambiando las valencias... al oxígeno le coloco como subíndice la valencia del otro elemento, ya sea el metal o el no metal, y a éste le ponemos un dos como subíndice que es la valencia del oxígeno, luego si ambos son divisibles por un mismo número los simplifico, y ya está ¡obtengo el óxido¡ S (IV) + O S O2 2 1 2

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Azufre Oxígeno Oxido sulfuroso ÓXIDO ÁCIDO O ANHÍDRIDO S (VI) + O S O2 2 1 3

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Azufre Oxígeno Oxido sulfurico

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Se nombran anteponiendo la palabra anhídrido u óxido al nombre del no metal. Cuando el no metal tiene más de de un número de valencia, se utilizan los siguientes prefijos y sufijos de a cuerdo al siguiente esquema. Hipo …………..oso menor valencia 3 valencias oso 4 valencias 2 valencias ico per…………..ico mayor valencia Na (I) + O2 Na2O Sodio Oxígeno Oxido de sodio ÓXIDOS BÁSICOS Fe (II) + O Fe O2 2 2 1 1 Hierro Oxígeno Oxido ferroso Si el metal tiene un solo número de valencia se antepone la palabra óxido al nombre del metal. Si tiene más de una valencia, se agregan los sufijos oso para la menor valencia e ico para la mayor valencia. Hidruros no metálicos se obtienen de la combinación de hidrógeno con un no metal, este último actuando con la menor de sus valencias y el hidrógeno con valencia 1. Los hidruros metálicos se obtienen al reaccionar un metal con hidrógeno. S (II) + H2 SH2 (g) Azufre Hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Hidruros no metálicos Cl2 (I) + H2 ClH (g) Cloro Hidrógeno Cloruro de hidrógeno Se nombran añadiendo el sufijo uro al nombre del no metal seguido de (de hidrógeno) Na (I) + H2 NaH2 Azufre Hidrógeno Hidruro de sodio Hidruros metálicos Ca (II) + H2 CaH2 Cloro Hidrógeno Hidruro de calcio Se antepone la palabra hidruro al nombre del metal, si el metal tiene más de una valencia se utilizan los mismos sufijos que en los óxidos básicos.

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¿El ácido cómo se forma? ¿y el hidróxido?, para refrescar tu memoria te invito a que sigamos leyendo un poco más... Si un óxido ácido ú anhídrido, reacciona con agua se forma un ácido del tipo oxácido, por ejemplo el óxido sulfúrico más agua dará el ácido sulfúrico, y el óxido sulfuroso más agua dará el ácido sulfuroso. SO3 + H2O H2SO4 Oxido sulfúrico Agua Acido sulfúrico SO3 + H2O H2SO4

2 át. de hidrógeno

1 átomo de azufre

3 át. + 1 át. 4 átomos de oxígeno

SO2 + H2O H2SO3 Oxido sulfuroso Agua Acido sulfuroso SO2 + H2O H2SO3

2 át. de hidrógeno

1 átomo de azufre

2 át. + 1 át. 3 átomos de oxígeno

¿Puedes verlo? Al ácido lo obtengo sumando cada una de las especies atómicas que hay en el óxido y el agua, así de fácil !!! Para nombrarlos se sustituye la palabra anhídrido ú óxido por ácido. Los ácidos no oxigenados o hidrácidos se obtienen por la disolución de hidruros no metálicos en agua. SH2 (g) + H2O(l) SH2 (ac) Sulfuro de hidrógeno Agua Ácido sulfhídrico ClH (g) + H2O(l) ClH (ac) Cloruro de hidrógeno Agua Ácido clorhídrico Se nombran agregando al nombre del no metal el sufijo hídrico, anteponiendo la palabra ácido. Como Puedes observar la fórmula química es la misma, solo cambia el estado: el hidruro es gaseoso y el ácido es acuoso.

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Si un óxido básico reacciona con agua origina hidróxidos, por ejemplo el óxido de sodio más agua dará el hidróxido de sodio y el óxido de calcio más agua dará el hidróxido de calcio. Na2O + H2O Na(OH) Oxido de sodio Agua Hidróxido de sodio CaO + H2O Ca(OH)2 valencia del calcio Oxido de calcio Agua Hidróxido de calcio Esto es muy sencillo, para llegar a un hidróxido debo poner un sólo átomo del metal que tengo en el óxido básico y acompañarlo de una cantidad de oxidrilos equivalente a la valencia que usó el metal en el óxido de origen. Para nombrarlos se sustituye la palabra óxido por hidróxido y se mantiene oso é ico. La reacción de un hidruro metálico con agua da como productos el hidróxido del metal y liberación de hidrógeno molecular. NaH2(s) + H2O(l) Na(OH)(ac) + H2(g) Hidruro de sodio Agua Hidróxido de sodio Hidrógeno

Las sales neutras son compuestos que se obtienen por neutralización completa

de un ácido con una base resultando de la unión electrostática entre el anión del ácido con el catión metálico proveniente de la base (por ejemplo, el ácido sulfúrico más el hidróxido de calcio dará sulfato de calcio más agua, o el ácido clorhídrico más el hidróxido de sodio dará el cloruro de sodio más agua). Veamos si te acuerdas de cómo se obtiene una sal... Cuando un ácido reacciona con un hidróxido se forma sal y agua HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Agua H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2O Ácido sulfúrico Hidróxido de calcio Sulfato de calcio Agua

¿Ahora lo recuerdas?... el anión del ácido se une al catión de la base y así obtenemos la sal, ¡por lo tanto la sal es un compuesto iónico!.

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El anión del ácido se une al catión de la base y forman la sal.

H+ Cl- + Na+ OH- Na+Cl- + H+OH-

Los protones se unen a los oxidrilos para formar el agua.

El anión del ácido se une al catión de la base y forman la sal. 2 H+ SO4

= + Ca++ 2 (OH)- Ca++SO4= + 2 H+OH-

Los protones se unen a los oxidrilos para formar el agua. La denominación proviene del nombre del ácido que las origina. Si la sal deriva de un oxácido que termina en oso se reemplaza dicha terminación por ito, si termina en ico, se reemplaza por ato. A las sales derivadas de hidrácidos, se reemplaza la terminación hídrico por uro. A continuación del nombre genérico de la sal se agrega el del metal que corresponde al hidróxido.

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Actividad N°1: 1. Completa las siguientes ecuaciones generales de formación de compuestos inorgánicos:

a. Metal + _________ → Óxido __________ b. _________ + Oxígeno → Óxido ácido ó Anhídrido

c. Óxido básico + Agua → _____________

d. ___________ + Agua → Ácido Oxácido

e. Metal + Hidrógeno → _____________

f. No metal + _______ → Hidruro _________

g. Ácido + Hidróxido → ______ + _______

2. Clasifica los siguientes compuestos en óxidos básicos y ácidos. Escribe sus fórmulas. a) b) c) d)

e) f) g) h)

a) b) HF c) NaH d) CaO

e) f) g) h)

Óxido férrico. Óxido de sodio. Anhídrido hipocloroso. Anhídrido nítrico.

Óxido de aluminio Óxido cuproso. Anhídrido perclórico. Óxido áurico.

3. Completa las siguientes ecuaciones, indica el nombre de cada compuesto y clasifícalos: a) Fe + ................ Fe2O3 b) Pb (IV) + O2 ....................... c) Br2 (V) + O2 .................. d) Li + ................ LiH e) Ba + H2 .................... f) .........+ H2 H2S g) F2 + ........ HF 4. Completa las siguientes reacciones, nombrando reactivos y productos: a) CaO + ................ Ca(OH)2 b) SO3 + 3H2O ............... c) Fe2O3 +................ Fe(OH)3 d) N2O5 + H2O ................. 5. Indica la familia de compuestos a la que pertenecen, y el nombre de las siguientes sustancias:

Br2O7 Cl2O5

Mg(OH)2 HClO4 H2CO3

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6. Escribe las ecuaciones de formación de las siguientes sales, a partir de sus elementos, indicando el nombre de cada uno de los compuestos que vas obteniendo: a) b)

c) d)

e) NaClO Na2SO4 CaCO3

KClO4 MgCl2

Utiliza el siguiente ejemplo como ayuda: KNO3 (Nitrato de potasio)

2 K + O2 → K2O óxido de potasio K2O + H2O → 2 KOH hidróxido de potasio 2 N2 + 5 O2 → 2 N2O5 óxido nítrico N2O5 + H2O → 2 HNO3 ácido nítrico HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

Las soluciones a estos seis ejercicios las encontrarás en la página 28, si los resolviste correctamente entonces pasa a la página 8, si no fue así vuelve a la página 2.

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En la sección 1 acabamos de repasar todas las familias de compuestos inorgánicos: sales, hidróxidos, ácidos, óxidos, y la verdad es que son muchos...

Como vos sabes, al estudiar los materiales que forman la Tierra, y otras partes del universo, los científicos han observado que toda la materia se puede descomponer químicamente en cerca de cien elementos distintos, es realmente increíble que los millones de sustancias conocidas estén formadas por tan pocos elementos fundamentales. Por ejemplo las proteínas, que son un grupo de sustancias que tienen funciones diversas en los seres vivos se forman todas ellas por enlace de ciertas unidades fundamentales, como C (carbono), H (hidrógeno), N (nitrógeno), S (azufre), para dar lugar a una molécula de gran tamaño; o como vimos anteriormente, los fertilizantes, que utilizamos para mejorar el rendimiento de los cultivos, que están formados en su mayoría por O (oxígeno), N (nitrógeno), P (fósforo), H (hidrógeno).

En este momento podemos tomar dos caminos diferentes: si te estás preguntando cómo son los átomos, qué partículas los componen, qué diferencia hay entre los átomos de oxigeno y los de cualquier otro elemento, deberías continuar con la lectura de la sección 2 (página 9) en donde encontrarás las respuestas a estas preguntas; si en cambio todo eso ya lo sabes y te interesa conocer cómo se unen los átomos para darnos la gran variedad de sustancias que mencionábamos anteriormente, deberías pasar directamente a la sección 3 (página 17). Por último te invito a que leas atentamente la sección 4 (página 21), en donde encontrarás un breve resumen de los compuestos orgánicos. Espero lo disfrutes, yo te estaré acompañando...

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Sección 2: Estructura atómica y Tabla periódica

¿Podemos dividir la materia?

Desde la antigüedad se ha discutido acerca de la constitución de la materia, en especial si ella debe ser considerada infinitamente divisible o bien si este proceso de división presenta un límite. En la actualidad se acepta que tal límite existe, es decir que la materia es discontinua. De a cuerdo con estas ideas todo cuerpo se considera formado por pequeñísimas partículas denominadas moléculas, las que a su vez constan de partículas menores llamadas átomos. ¿Crees que alguno de los siguientes fenómenos constituyen evidencias cualitativas de la existencia de los átomos? La disolución de los sólidos en los líquidos; la alta compresibilidad de los gases, pero no de los líquidos ni de los sólidos; la suspensión de las partículas pequeñas en los líquidos y en los gases y la existencia de los cambios de estado. ¿Cuántas supones que son las sustancias elementales que dan origen a todos los compuestos que existen en la Tierra? A la fecha se han identificado definitivamente 109 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural, mientras que los demás han sido producidos en forma artificial por científicos mediante reacciones nucleares. Todos los elementos están tabulados sistemáticamente en la Tabla Periódica. Como se mencionó anteriormente la mínima porción de materia son Los átomos, que en griego significa “indivisible”, estas son partículas infinitamente pequeñas: el más liviano, es el del hidrógeno, tiene un diámetro aproximadamente de 10-10 metros (0,0000000001 m) y una masa de alrededor de 1,7.10-27 Kg (0,0000000000000000000000000017 kg). ¿Como te imaginas la forma del átomo? El modelo atómico ha evolucionado desde las primeras investigaciones en el siglo XVIII. Importantes descubrimientos, como el de la electricidad y el de la radioactividad, permitieron a los físico-químicos del siglo XIX concluir que el átomo esta formado por partículas aun más pequeñas, llamadas partículas fundamentales o subatómicas, éstas son: los electrones, que poseen carga negativa; los protones, cargados positivamente; y los neutrones, que no tienen carga. Según el modelo atómico actual, los protones y los neutrones se encuentran concentrados en el núcleo, y los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo una nube en diferentes niveles de energía. Los átomos tienen como máximo siete niveles de energía diferentes, en donde podemos localizar a los orbitales que son la región donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Esta probabilidad es alta cerca del núcleo y disminuye al aumentar la distancia respecto al mismo. Prácticamente la masa del átomo esta concentrada en el núcleo. El núcleo ocupa un pequeñísimo espacio en comparación con el volumen total del átomo.

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Considerando que en un átomo el número de protones es igual al número de electrones, ¿esperas que el átomo tenga carga? Todos los átomos de un mismo elemento contienen el mismo número de electrones y protones, pero pueden contener distinto número de neutrones. Para caracterizarlos se define:

Número atómico (Z), como el número de protones que tiene el átomo. Número másico (A), como la suma del número de protones y el número de

neutrones del átomo. Los siguientes átomos se denominan isótopos. ¿Cuáles son las diferencias y analogías entre ellos?

Hidrógeno Deuterio Tritio

+ –+ – + –+ –+ –+ –

Para entender el ordenamiento de los electrones en un átomo se debe conocer la configuración electrónica del mismo que determina como están distribuidos los electrones entre los diversos orbitales y niveles de energía atómicos.

En los distintos niveles de energía se encuentran los siguientes orbitales:

Nivel de energía Orbitales n° máximo de e- por nivel 1 s 2 2 s, p 8 3 s, p,d 18 4 s, p, d, f 32 5 s, p, d, f 32 6 s, p, d, f 32 7 s, p, d, f 32

Por ejemplo, la representación de los primeros cuatro niveles de energía con sus correspondientes orbitales sería de la siguiente manera:

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Ener

gía

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

1s2s

3s

4s

2p

3p

3d4p

4d4f

Como puedes observar, a partir del nivel 3, no se sigue una secuencia lógica; ya que se antepone un orbital 4s antes del 3d. De manera simplificada, y en especial para los átomos con más de dieciocho electrones, los niveles y subniveles se llenan de acuerdo con un esquema general conocido como regla de las diagonales. Regla de las diagonales:

7s

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4f4s 4p 4d

5f5s 5p 5d

6s 6p 6d

7p La configuración electrónica de un átomo en su estado fundamental (cuando los electrones se encuentran en el estado de más baja energía posible) puede representarse agregando los electrones disponibles a los niveles de energía permitidos. Por ejemplo el único electrón del átomo de hidrógeno (z = 1) se coloca en el orbital de más baja energía, el orbital 1s. En el helio (z = 2), los dos electrones se colocan en el orbital 1s. La configuración electrónica del hidrógeno es 1s1, y la del helio, 1s2. De esta manera, se puede representar también la configuración electrónica de un átomo de nitrógeno (z = 7):

N: 1s2 2s2 2p3

La configuración electrónica de un elemento puede abreviarse escribiendo entre corchetes el símbolo del gas noble anterior y, a continuación, la configuración electrónica externa.

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Cada elemento de la Tabla Periódica nos proporciona la siguiente información:

En la tabla periódica, los elementos se distribuyen en filas, o períodos, y en columnas, o grupos. Si conocemos el grupo y el período a los cuales pertenece un elemento representativo (principales), podemos predecir su configuración electrónica. El período nos indica cuantos niveles de energía posee el elemento, y el grupo nos dice cuantos electrones hay en el último nivel de energía. Por ejemplo si tomamos el átomo de oxígeno, que está ubicado en el período 2, grupo seis, su configuración electrónica externa será: 2s2 2p4. Si sumamos los 2 e- que ocupan el orbital s con los 4 e- que ocupan el orbital p, llegamos a 6 e- en la última capa, lo cual coincide como decíamos anteriormente, con el número de grupo. Los grupos suelen nombrarse por el número que se encuentra encima de la columna, y algunos tienen nombre propio. Por ejemplo los elementos del grupo I se llaman metales alcalinos, exceptuando al hidrógeno, los elementos del grupo II se llaman metales alcalinotérreos, los del grupo VII halógenos y los del grupo VIII gases nobles. Las filas horizontales constituyen los períodos. Al avanzar por un periodo de izquierda a derecha, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian gradualmente de metálicas a no metálicas. Esquema de la tabla periódica:

Es útil que recuerdes que:

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•

•

•

•

El radio atómico es la distancia considerada desde el núcleo hasta el último nivel de energía. Disminuye a medida que se avanza de izquierda a derecha en el período, por ser mayor la carga nuclear y la cantidad de electrones, provocando una mayor contracción de la nube electrónica. En un grupo el radio aumenta al recorrer el grupo de arriba hacia abajo ya que se incrementan los niveles de energía.

La energía de ionización, es la energía necesaria para arrancar un electrón de un

átomo en estado gaseoso. El átomo se convierte en un ion con una carga positiva. La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en el período y de abajo hacia arriba en el grupo.

La afinidad electrónica es la energía intercambiada cuando un átomo neutro,

capta un electrón y se convierte en un ion con una carga negativa. La afinidad electrónica se incrementa de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en el grupo.

La electronegatividad se define como la capacidad relativa de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico con otro átomo. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo

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Actividad N° 2:

En los siguientes ejercicios de aplicación podrás poner en práctica lo que estuvimos trabajando: 1. ¿Cuál es el número atómico y la masa atómica aproximada del elemento cuyo

núcleo atómico contiene 11 protones y 12 neutrones? 2. Calcular el número de electrones y neutrones que hay en el átomo de número

atómico 15 y número másico 31. 3. El número másico de un elemento que tiene 18 neutrones es 35. a) ¿Cuál es su

símbolo? b) ¿Cómo se llama? c) ¿Cuántos electrones tiene?

4. Un átomo esta ubicado en el período 3 y en el grupo VI de la tabla periódica. Dibuje su configuración electrónica.

5. Complete la siguiente tabla:

Elemento Número Atómico

Número de protones

Número de Electrones

Número de Neutrones

Número másico

Carbono 6 6 6 Cloro 18 35 Plata 47 108

Nitrógeno 7 14 Mercurio 80 202 Cadmio 48 66 Hierro 26 56

6. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones y átomos neutros y

représentelos según el modelo atómico de Bohr : a) Li+ (Z=3) b) H – (Z=1) c) Mg (Z= 12) d) Cl- (Z=17) e) O (Z=8) f) C (Z=6) 7. Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas. Un átomo tiene 8

protones y 8 neutrones en su núcleo, en consecuencia corresponde a un elemento que:

a) es metálico b) es representativo c) pertenece al segundo período d) pertenece al grupo VI A.

8. Dada la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 la ubicación en la tabla

periódica es: a) grupo IV A, período 2, halógeno. b) grupo II A, período 4, metal alcalino térreo. c) grupo IV A, período 6, metal alcalino.

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9. El elemento A (Z = 15) pertenece en la tabla periódica al: a) grupo V, período 3. b) grupo II, período 1. c) grupo IV, período 3

10. La configuración electrónica de un ión monovalente negativo es: 1s2 2s2 2p6, el elemento correspondiente es: a) Un metal. b) Un no metal. c) Un gas inerte. d) Pertenece al grupo 6.

Las soluciones a estos diez ejercicios las encontrarás en la página 28, si los resolviste correctamente entonces pasa a la página 16.

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Sección 3: Enlace químico Todos los cuerpos están formados por átomos. Se conocen 112 elementos y sin embargo la variedad de sustancias que se consigue con la combinación de estos es muy numerosa.

A + B AB Reacción Química Reactivos Producto Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantiene unidos los átomos, iones y moléculas, cuando forman distintas agrupaciones estables. La condición necesaria para que los átomos se unan, y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos sea más estable que los átomos por separado. Los gases nobles, o gases inertes, son los únicos elementos cuyos átomos se encuentran en la naturaleza de manera aislada. En el resto de los elementos, los átomos se encuentran unidos a átomos iguales o diferentes a sí mismos. La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otro y adquirir una estructura estable está dada por la cantidad de electrones que el átomo es capaz de captar, ceder o compartir, por lo tanto, para producirse un enlace químico los átomos deben interactuar. Cuando lo hacen sólo entran en contacto las zonas externas de los mismos, los llamados electrones de valencia.

A B Basados en este principio, y luego de observar que las propiedades de estabilidad de los gases nobles (que, a excepción del helio, tienen ocho electrones en su nivel más externo de energía), el norteamericano Gilbert Lewis y el alemán Walther Kossel propusieron en 1916 la llamada teoría del octeto. “Todos los átomos tienden a conseguir la estructura del gas noble más cercano en la tabla periódica, y adquieren de esta manera su máxima estabilidad. Para esto se unen entre sí con el objeto de lograr que todos tengan su última capa electrónica completa con ocho electrones”. Ambos científicos consideraron que el átomo está formado por un núcleo de carga positiva, rodeado por electrones dispuestos en capas o niveles de energía concéntricos, (como en el modelo de Bohr). En dicho modelo, como ya sabemos, existe un número máximo de electrones posibles por niveles: dos en el primero, ocho en el segundo, ocho o dieciocho en el tercero, etc. Lewis ideó un sistema para representar los electrones de valencia; en él se utiliza el símbolo del elemento rodeado por tantos puntos o cruces, como electrones haya en el nivel más externo.

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B A

Por ejemplo, para el nitrógeno cuya configuración electrónica resulta:

N N: 1s2 2s2 2p3 entonces la estructura de Lewis es: ¿Ahora vas entendiendo?, ¡Cómo los gases nobles son los elementos más estables que existen, todos los demás se quieren parecer a ellos! Y por eso se unen entre sí. Pero me pregunto, si existen tantas sustancias con propiedades tan diferentes, ¿habrá distintos tipos de enlaces? Veamos... Todas las sustancias tienen propiedades que las caracterizan. Estas propiedades dependen de los átomos que las constituyen, de cómo éstos se unen y de cómo se relacionan con otras sustancias. Los tipos de enlace más importantes son: a) Enlace iónico: en el cuál los electrones se transfieren totalmente de un átomo a

otro. b) Enlace covalente: en donde los electrones son compartidos por los átomos que

forman parte de la unión.

Enlace iónico Se forman por transferencia total de uno o más electrones de valencia de un átomo a otro. Generalmente ocurre entre un metal y un no-metal. Debido a que los electrones tienen carga negativa, el átomo que cede él o los electrones adquiere carga positiva y se convierte en un catión. El átomo que recibe él o los electrones se carga negativamente y se convierte en un anión. “Los átomos que tienen tendencia a ceder electrones se dice que son electropositivos, y los átomos que tienen tendencia a aceptar electrones se dice que son electronegativos”. Vemos que cuando hay transferencia de electrones, se han formado cargas de distinto signo, por lo tanto la unión que se forma en estos casos es por atracción de cargas, que es lo que se denomina enlace iónico. Los compuestos iónicos a temperatura ambiente son sólidos; forman redes cristalinas de alto punto de fusión y ebullición. En general son solubles en agua y en otros solventes que estén formados por moléculas con cargas eléctricas parciales en su estructura. Cuando se encuentran en estado sólido, no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando están fundidos o disueltos en agua. Damos algunos ejemplos de formación de compuestos iónicos muy abundantes en la naturaleza.

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La sal común o como los químicos la llamamos: cloruro de sodio. El átomo de sodio tiene un solo electrón de valencia que lo cede al cloro quedando como un ión positivo. El cloro tiene siete electrones de valencia y al ganar un electrón que cede el sodio se transforma en un anión. Esto lo hace debido a que cediendo o tomando electrones los átomos alcanzan la configuración de gas noble (es lo que se conoce como regla del octeto) Na + Cl NaCl 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cloruro de sodio 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Al ocurrir la transferencia del electrón, ambos atomos quedan con el último nivel de energía completo con 8 electrones, asemejándose al gas noble más cercano.

Na Cl

Ne (neón) Ar (argón) El Na al ceder un e- queda con 11 p+ y 10 e- y se convierte en Na+ (catión) El Cl al ganar un e- queda con 17 p+ y 18 e- y se convierte en Cl - (anión) Na + Cl - Compuesto iónico, se mantiene unido por fuerzas electrostáticas La cal o como los químicos la llamamos: óxido de calcio. El átomo de calcio tiene dos electrones de valencia que los cede al oxígeno quedando como un catión divalente. El oxígeno tiene seis electrones de valencia y al ganar dos electrones que cede el calcio se transforma en un anión divalente. Esto lo hace debido a que cediendo o tomando electrones los átomos alcanzan la configuración del gas noble más cercano. Ca + O CaO 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p4 Oxido de calcio

Ca O 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 Al ocurrir la transferencia de los e-, ambos átomos quedan con el último nivel de energía completo con 8 e- que es la configuración del gas noble más cercano. Ar (argón) Ne (neón) El Ca al ceder dos e- queda con 20 p+ y 18 e- y se convierte en Ca+2 (catión divalente) El O al ganar dos e- queda con 8 p+ y 10 e- y se convierte en O -2 (anión divalente) Ca+2 O-2 Compuesto iónico, se mantiene unido por fuerzas electrostáticas

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Enlace covalente Existen ciertos compuestos químicos, como los gases, donde los átomos que forman las moléculas, permanecen unidos sin que ello implique intercambio de electrones. Este tipo de enlace se da entre no metales. Los elementos que no son fuertemente electronegativos ni fuertemente electropositivos, o sea que tienen electronegatividades similares o iguales, tienden a formar enlaces compartiendo pares de electrones en lugar de transferirlos. "Un enlace covalente, por lo tanto, involucra compartir uno o más pares de electrones entre los átomos, dando lugar a enlaces covalentes simples, dobles o triples". El enlace covalente puede ser: • •

Puro: cuando cada átomo aporta un electrón formando el par. Dativo: los electrones que forman el par compartido pertenecen ambos a un mismo

átomo.

Las moléculas formadas por este tipo de enlace son estables, no ionizables, no conducen la electricidad, su punto de fusión y ebullición dependen de las fuerzas de atracción de las moléculas. Ejemplos de formación de este tipo de enlaces: el hidrógeno y el fluor. H + H H2 + H H H H par electrónico atracción entre los átomos F + F F2

F + par electrónico los e- que no participan se

F F F F F

denominan e- no enlazados o pares libres O + O O2 + 2 pares de e O O O O - libres en cada átomo Enlace covalente doble N + N N2 + 1 par de e N N N N

- libres en cada átomo Enlace covalente triple

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Actividad N° 3: ¿Recuerdas cómo se representan los distintos tipos de uniones químicas?, completa las siguientes actividades con la ayuda de la bibliografía: 1. Representa las siguientes moléculas según la estructura de Lewis, indicando si los

enlaces son simples, dobles o triples: a) b) c) d) Br2 N2 H2O CO2 2. Escribe las representaciones de Lewis de las siguientes sustancias indicando en

cada caso si se trata de uniones iónicas o covalentes: a) HCN b) SO2 c) SO3 d) O2

e) CO2 f) ClNa g) Al2O3 h) CaH2

i) H2S j) Cl2O k) CaO l) Cl2O3

m) Cl2O5 n) HNO3 o) K2O p) NH3

3. Utiliza los símbolos de los puntos de Lewis para demostrar la transferencia de

electrones entre los siguientes átomos para formar los compuestos correspondientes:

a) Na y F b) K y S

c) Ba y O d) Al y N

e) Mg y Cl f) Ca y Br

Te invito a que después de esta ejercitación pases a la página 21.

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Sección 4: Compuestos orgánicos

Hasta aquí hemos hablado de química inorgánica, ahora vamos a repasar algunos conceptos sobre química orgánica, que se refiere principalmente a los compuestos cuyo elemento más importante es el carbono. Alrededor del 90% de los nuevos compuestos que se preparan cada año contienen este elemento. Debido a que los compuestos del carbono son tan numerosos, es conveniente organizarlos en familias que presenten similitudes estructurales. Hidrocarburos:

Los compuestos orgánicos más sencillos son los hidrocarburos, que están constituidos solamente por carbono e hidrógeno. El aspecto estructural clave de los hidrocarburos, y por ello de la mayor parte de las sustancias orgánicas, es la existencia de enlaces carbono - carbono estables.

De acuerdo al tipo de enlace C-C, los hidrocarburos pueden dividirse en cuatro tipos generales: alcanos, alquenos, alquinos e hidrocarburos aromáticos

. Los alcanos son hidrocarburos que contienen solamente enlaces simples C-C, poseen el mayor número posible de átomos de hidrógeno por átomo de carbono y se los denomina hidrocarburos saturados. Los alquenos, alquinos y los hidrocarburos aromáticos se llaman hidrocarburos insaturados porque contienen menos hidrógeno que un alcano con el mismo número de átomos de carbono. Los primeros tres miembros de la serie de los alcanos se llaman metano, etano y propano. Los nombres de los alcanos más allá del butano se obtienen añadiendo el sufijo -ano- a la raíz que indica el número de átomos de carbono. Por ejemplo:

CH3CH2

CH2CH2

CH3

pentano: tiene cinco átomos de carbono en la cadena

CH2CH2

CH2CH3CH2

CH2CH2

CH3

octano: tiene ocho átomos de carbono en la cadena

Los alcanos lineales son aquellos en los cuales cada átomo de carbono de la cadena está unido a no más de otros dos átomos de carbono. Por el contrario los alcanos ramificados tienen por lo menos un átomo de carbono de la cadena unido a tres o cuatro átomos de carbono distintos. Por ejemplo:

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CH3

CH2

CH2CH3

CH3CH

CH3

CH3

butano (C4H10) metilpropano (C4H10) Ambos compuestos poseen el mismo número de la misma clase de átomos, es decir, poseen la misma fórmula molecular, pero sin embargo son diferentes. A este tipo de compuestos se los denominan isómeros (del griego iso: igual, mero: parte) Un alcano lineal y uno ramificado con igual número de átomos de carbono, se denominan isómeros estructurales de cadena porque a pesar de que su fórmula molecular es la misma, tienen diferente estructura molecular y presentan distintas propiedades físicas y eventualmente químicas.

Para nombrar un hidrocarburo de cadena ramificada se procede de la siguiente manera: se selecciona la cadena continua más larga y se numeran los carbonos comenzando por el extremo que tenga mas cerca una ramificación; las ramificaciones o sustituyentes se llaman radicales alquilos, se nombran reemplazando la terminación -ano- del alcano del que proviene por -ilo-, por ejemplo el radical metilo es: -CH3 y proviene del metano. Para nombrar al compuesto se nombran los sustituyentes por orden alfabético indicando la posición en la cadena y suprimiendo la -o- final y luego el nombre de la cadena principal, por ejemplo:

metilbutano 2-4 dimetilpentano 3metil 2propilpentano Los alquenos, conocidos también como olefinas, son hidrocarburos con uno o más enlaces dobles de C=C, se los denominan hidrocarburos insaturados por no poseer el mayor número posible de átomos de hidrógeno por átomo de carbono. Para un alqueno, la raíz del nombre de la cadena de carbono es igual que para el alcano con excepción de que la terminación -ano se sustituye por -eno. Por ejemplo:

penteno octeno Los alquinos contienen al menos un enlace triple C≡C, se los denominan hidrocarburos insaturados al igual que a los alquenos. Para un alquino, la terminación -ano se sustituye por -ino.

CH3 1 CH2

34

CH2CH3

CH3

CH3CH

2CH

CH3

CH3 CH3

12

CH3

45

CH3 CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

1 CH2

3 CH4

5

CH3C

CCH2

CH3

H

H

CH3CH2

CC

CH2CH2

CH2CH3

H

H

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CH3

CC

CH2

CH3 CH3CH2

CC

CH2CH2

CH2CH3

pentino octino Por ejemplo, para una cadena de dos átomos de carbono se tiene: CH3-CH3 CH2 =CH2 CH ≡CH etano eteno etino Cuando la cadena tiene cuatro o más átomos de carbono es necesario definir la posición del doble o triple enlace.

CH2 1 CH2

CH23 CH34

CH3 1 CH2

CH3 CH34

1-buteno 2-buteno

CH3 1 C2

C3 CH24

CH35CH1 C

2

CH23 CH24

CH35

1-pentino 2-pentino El 1-buteno y el 2-buteno se llaman isómeros estructurales de posición. Ambos tienen la misma fórmula molecular C4H8 y sólo se diferencian por la posición del doble enlace. Lo mismo ocurre con el 1-pentino y el 2-pentino. Para numerar los carbonos se comienza desde el carbono que tenga más cerca el doble o triple enlace.

En los hidrocarburos aromáticos, los átomos de carbono están unidos en una estructura anular plana. El benceno, C6H6 es el mejor ejemplo de un hidrocarburo aromático. Su molécula se representa como seis carbonos unidos en ciclo con tres dobles enlaces alternados o conjugados, por lo tanto la molécula es cíclica, plana y hexagonal. El resto de los hidrocarburos aromáticos derivan del benceno y se obtienen por el reemplazo de los átomos de hidrógeno por sustituyentes.

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

benceno

A pesar que los enlaces C-C y C-H son los más comunes y abundantes en las biomoléculas, no son, por su gran estabilidad, los que desempeñan el papel principal en las reacciones biológicas. En la mayoría de los casos son los átomos distintos de C

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e H los que le confieren a la molécula su reactividad. La parte de la molécula que reacciona química o biológicamente se denomina grupo funcional. Grupos funcionales que contienen oxígeno

Dentro de este grupo tenemos a los alcoholes, que se caracterizan por la presencia del grupo -OH. El nombre sistemático de un alcohol se obtiene sustituyendo la -o final del hidrocarburo del cual proviene por -ol. A continuación te daremos algunos ejemplos de alcoholes comunes, cuya fórmula, nombre sistemático y nombre común respectivamente son:

metanol etanol 1-propanol 2-propanol alcohol metílico alcohol etílico alcohol n-propílico alcohol isopropílico También encontramos a los aldehídos y cetonas, que se caracterizan por contener el grupo carbonilo:

En las cetonas, este grupo está enlazado con dos átomos de carbono. Para las cetonas, se sustituye la -o final por -ona y se añade un número que indica la posición del grupo carbonilo en caso necesario. Un ejemplo es la propanona (nombre vulgar: acetona):

En los aldehídos, el grupo carbonilo siempre aparece al extremo de la cadena de hidrocarburos. Siempre hay por lo menos un hidrógeno unido al átomo de carbono que tiene el grupo carbonilo. Se obtiene el nombre sistemático de un aldehído a partir del alcano del cual proviene eliminando la -o final y sustituyéndola por -al. Un ejemplo es el propanal.

Los compuestos en los que hay dos grupos de hidrocarburos unidos a un oxígeno, se llaman éteres. Estos se forman a partir de dos moléculas de alcohol, eliminando una molécula de agua. Un ejemplo de este tipo es el éter dietílico, cuya fórmula es la siguiente:

C

O

RR

C

O

CH3CH3

C

H

OH

H

H C

H

OH

H

CH

H

H

C

H

OH

H

CC

H

H

H

H

H

C C

OH

CH

H

H

H

H

HH

C

O

HCH2

CH3

CH2

OCH2

CH3 CH3

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Los ácidos carboxílicos son, generalmente, ácidos débiles y son importantes en muchos procesos industriales. Se caracterizan por tener el grupo carboxilo:

C

O

OH

R

Algunos ejemplos son:

C

O

OH

C

O

OH

C

O

OH

CH2

CH3

H CH3

ácido metanoico ácido etanoico ácido propanoico (ácido fórmico) (ácido acético) (ácido propiónico) Se obtiene el nombre sistemático de un ácido carboxílico a partir del alcano del cual proviene eliminando la -o final y sustituyéndola por -oico y anteponiéndole la palabra ácido. Algunos ácidos tienen nombres vulgares que se basan en sus orígenes históricos, por ejemplo, el ácido fórmico (del latín formica: hormiga) causa el ardor que produce la picadura de hormiga. Los ésteres surgen de la reacción de un ácido carboxílico y un alcohol. Se nombran como derivados del ácido, con la misma terminación que se usa para las sales, y luego el grupo alquilo correspondiente al alcohol, por ejemplo por reacción del ácido propanoico con etanol se obtiene propanoato de etilo:

C

O

O CH2

CH3

CH2

CH3

OH CH2 CH3C

O

OH

CH2

CH3 H2O ácido propanoico etanol propanoato de etilo

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Otros derivados de ácidos carboxílicos de gran importancia son los anhídridos que se obtienen por deshidratación de dos moléculas de ácido. El nombre sistemático de los anhídridos se obtiene cambiando la palabra ácido por anhídrido. Por ejemplo, dos moléculas de ácido etanoico reaccionan dando una molécula de anhídrido etanoico.

C

O

OH

CH3

C

O

O

C

O

CH3

CH3

C

O

OH

H2O

CH3

ácido etanoico ácido etanoico anhídrido etanoico Si reacciona una molécula de ácido metanoico con una de ácido propanoico, se obtiene el anhídrido metanoico propanoico.

C

O

OH

CH2

CH3 C

O

O

C

O

H

CH2

CH3

C

O

OH

H2O H

ácido metanoico ácido propanoico anhídrido metanoico propanoico Cuando un ácido carboxílico reacciona con amoníaco, se obtiene una amida. Las amidas se nombran eliminando la palabra ácido y cambiando la terminación -oico por la terminación -amida. Por ejemplo la amida obtenida por la reacción del ácido etanoico con amoníaco es la etanamida, cuya estructura es:

NC

O

H

H

CH3

Grupos funcionales que contienen nitrógeno

Dentro de este grupo encontramos las aminas. La manera más simple de describir una amina es como una molécula de amoníaco en la que se ha reemplazado un átomo de hidrógeno por un grupo R, resultando una amina primaria; si se reemplazan dos átomos de hidrogeno se obtiene una amina secundaria, y si se reemplazan los tres átomos de hidrógeno del amoníaco se obtiene una amina terciaria. Por ejemplo:

metil amina dimetil amina trimetil amina amina primaria amina secundaria amina terciaria

N

H

H C 3HN

H

CH3 CH3N

CH3

CH3 CH3

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Respuestas de la actividad N° 1: 1.

a. Metal + oxígeno → Óxido básico b. No metal + Oxígeno → Óxido ácido ó Anhídrido

c. Óxido básico + Agua → Hidróxido o base

d. Óxido ácido o anhídrido + Agua → Ácido Oxácido

e. Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico

f. No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

g. Ácido + Hidróxido → Sal + Agua

2.

Óxido férrico Fe2O3 Óxido básico Óxido de sodio Na2O Óxido básico Anhídrido hipocloroso Cl2O Óxido ácido Anhídrido nítrico N2O5 Óxido ácido Óxido de aluminio Al2O3 Óxido básico Óxido cuproso Cu2O Óxido básico Anhídrido perclórico Cl2O7 Óxido ácido Óxido áurico Au2O3 Óxido básico

3. a) Fe (III) + O2 Fe2O3 Óxido férrico óxido básico b) Pb (IV) + O2 PbO2 Óxido plúmbico óxido básico c) Br2 (V) + O2 Br2O5 Óxido bromico óxido ácido d) Li (I) + H2 LiH Hidruro de litio hidruro metálico e) Ba (II) + H2 BaH2 Hidruro de bario hidruro metálico f) S (II) + H2 H2S Sulfuro de hidrógeno hidruro no metálico g) F2 (I) + H2 HF Fluoruro de hidrógeno hidruro no metálico 4. a) CaO + H2O Ca(OH)2 Óxido de calcio Agua Hidróxido de calcio b) SO3 + H2O H2SO4 Óxido sulfúrico Agua Ácido sulfúrico c) Fe2O3 + H2O Fe(OH)3

Óxido férrico Agua Hidróxido férrico d) N2O5 + H2O HNO3

Óxido nítrico Agua Ácido nítrico

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5.

Br2O7 Anhídrido perbrómico óxido ácido HF Fluoruro de hidrógeno hidruro no metálico NaH Hidruro de sodio hidruro metálico CaO Óxido de calcio óxido básico Cl2O5 Anhídrido clórico óxido ácido Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio hidróxido HClO4 Ácido perclórico ácido oxácido H2CO3 Ácido carbónico ácido oxácido

6. a) Na2SO4:

2 S + 3 O2 → 2 SO3 4 Na + O2 → 2 Na2O SO3 + H2O → H2SO4 Na2O + H2O → 2 NaOH

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O b) CaCO3:

C + O2 → CO2 2 Ca + O2 → 2 CaO CO2 + H2O → H2CO3 CaO + H2O → Ca(OH)2

H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 H2O c) KClO4:

2 Cl2 + 7 O2 → 2 Cl2O7 4 K + O2 → 2 K2O Cl2O7 + H2O → 2 HClO4 K2O + H2O → 2 KOH

HClO4 + KOH → KClO4 + H2O d) MgCl2:

Cl2 + H2 → 2 HCl (g) 2 Mg + O2 → 2 MgO HCl (g) + H2O → HCl (ac) MgO + H2O → Mg(OH)2

2 HCl (ac) + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O e) NaClO:

2 Cl2 + O2 → 2 Cl2O 4 Na + O2 → 2 Na2O Cl2O + H2O → 2 HClO Na2O + H2O → 2 NaOH

HClO + NaOH → NaClO + H2O

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Respuestas de la actividad N° 2: 1. Número atómico: 11

Masa atómica: 23 2. Número de electrones: 15

Número de neutrones:16 3. Símbolo: Cl

Nombre: Cloro Número de electrones: 17

4. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 5. Complete la siguiente tabla:

Elemento Número Atómico

Número de protones

Número de Electrones

Número de Neutrones

Número másico

Carbono 6 6 6 6 12 Cloro 17 17 17 18 35 Plata 47 47 47 61 108

Nitrógeno 7 7 7 7 14 Mercurio 80 80 80 122 202 Cadmio 48 48 48 66 114 Hierro 26 26 26 30 56

6. Configuraciones electrónicas: g) Li+ 1s2 h) H – 1s2 i) Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 j) Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 k) O 1s2 2s2 2p4 l) C 1s2 2s2 2p2 7. Son correctas: b, c, y d 8. grupo II A, período 4, metal alcalino térreo 9. grupo V, período 3

10. Un no metal

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