3A 3B FISICO QUIMICA CUADERNILO
Cuadernillo de Físico
Química 3º Prof: Stella M Berretti
El método científico. La medida
Actividades
1. Relaciona
mediante flechas:
2. Ordena las
etapas que siguen en una investigación científica:
- Análisis
de resultados
- Experimentación
- Enunciado
de leyes y Teorías
- Observación
- Publicación
de resultados
- Planteamiento
de hipótesis
- Situación problemática
3. En ocasiones por la calle, o en
algunas secciones de revistas y periódicos podemos leer anuncios parecidos a este:
- Escribe unas líneas expresando tu opinión objetiva sobre
el pretendido carácter científico de
estos reclamos publicitarios. ¿por
qué crees que abunda este tipo de anuncios en los diferentes
medios de comunicación?
- ¿Qué opinas cuando ofrecen “resultados garantizados”?
·
Eje temático 1: La estructura de la
materia
Actividades
26. Indica cuáles de
los siguientes procesos son físicos y cuáles químicos:
► La
fusión del hielo ► El rallado del pan ► El
teñido de una tela
► La
fabricación de jabón ► La combustión del papel ► La
talla de un diamante
27. Asocia estas
propiedades al estado sólido, líquido o gaseoso:
a) Volumen y forma variables.
b) Las partículas constituyen grupos que vibran y cambian de
posición.
c) Volumen y forma constante.
d) Grandes fuerzas de atracción entre sus partículas.
e) Volumen constante y forma variable, se adaptan al
recipiente que los contiene.
f) Las partículas se mueven libremente a gran velocidad.
28. Explica por qué
a) Desaparecen con el tiempo, las
bolitas de naftalina que se cuelgan en los armarios.
b) Los cristales del coche se empañan
con frecuencia en invierno.
·
ACTIVIDADES: Actividades
53. Encuentra en la
siguiente sopa de letras, las partes y
partículas del átomo:
.
54. Explica por qué
desestimo Rutherford el modelo atómico
de Thomson después de la experiencia
de la lámina de
oro
Unidad 2: Uniones químicas
ACTIVIDADES:
ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los
electrones de otro átomo.
DIFERENCIA
DE ELECTRONEGATIVIDAD (∆E):
Es la diferencia dada (resta) entre las
electronegatividades de dos elementos diferentes. Si la unión es entre dos o
más átomos del mismo elemento no habrá diferencia, se toma la
electronegatividad del elemento.
Ej: NaF
El Na tiene electronegatividad: 0,9 y el F: 4.
Entonces: ∆E= 4-0,9 = 3,1.
(Aclaración:
siempre se coloca primero la electronegatividad más grande primero y después la
mas chica. En este caso 4 es más grande que 0,9. Por ello la resta es 4-0,9.)
SI LA ∆E
ES MAYOR O IGUAL A 1,7 LA UNIÓN
ES IÓNICA, SI ∆E
ES MENOR A 1,7 LA UNIÓN ES COVALENTE.
Identificar cuáles de los siguientes
compuestos son iónicos o covalentes, dependiendo de la diferencia de
electronegatividad (∆E).
RECUERDA: ∆E>=1,7
IÓNICO ∆E<1,7
COVALENTE
a. KBr
b.CO2
c. CaF
d. SO
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Los Números de Oxidación (también
llamados Valencias o Estados de Oxidación) son números
enteros que representan el número de electrones que un átomo pone en juego
cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el
átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a
captarlos.
Y será negativo cuando el átomo gane
electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
El número de oxidación se escribe de la siguiente
manera: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4, etc.
Reglas
de los números de oxidación:
El número de oxidación de un elemento libre es
cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos
(O2, Cl2, F2…).
En los iones de un único átomo, el estado de
oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del
ión.(esta dado en la tabla) Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos
el estado de oxidación es +1 (Li+, Na+, K+…) y
en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del
mismo modo será para los demás metales, por ejemplo, en el Fe(II) el estado de
oxidación es +2 y en el Fe(III) +3.
El número de oxidación del flúor, F, es
siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe.
El número de oxidación del oxígeno es
siempre -2, con dos excepciones:
-Cuando el oxígeno se combina
con flúor, su número de oxidación es +2.
-Cuando el oxígeno se halla formando
un peróxido, como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su
número de oxidación es -1.
El número de oxidación del hidrógeno es
siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que
es -1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa).
Algunos elementos tienen distinto estado de
oxidación en función del compuesto que están formando. Por ejemplo, el
estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2,
mientras que el estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno,
NO2, es +4.
La suma algebraica de los números de oxidación
de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir:
-Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de
sus números de oxidación será cero.
-Si es un catión o un anión será igual a la carga
del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3–, la
suma algebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno
tiene estado de oxidación -2, por lo que
(-2) ·3 =
(-6) . De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación
del cloro ha de ser +5.
VERDADERO O FALSO (AYUDATE CON LA TABLA
a-El oxígeno tiene número de oxidación
-2.
b-El Cl en el HCl tiene número oxidación
-1.
c-El H en el NaH tiene número de
oxidación +1.
d-El H en el HCl tiene número de
oxidación +1.
Electrones
de valencia:
Son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía
del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de
distintas especies o entre los átomos de una misma. Los electrones en los
niveles de energía externos son aquellos que serán utilizados en la formación de
compuestos y a los cuales se les denomina como electrones de valencia.
REGLA DEL OCTETO:
Los elementos con elevada cantidad de electrones de valencia
tenderán a ganar electrones de otro elemento hasta llegar a ocho como máximo.
ESTRUCTURA DE LEWIS:
Llamamos estructura de Lewis al esquema en el que aparecen todos
los átomos de la molécula con sus electrones de valencia y en la que vemos
tanto los pares compartidos o enlaces covalentes, como los no compartidos
o pares no enlazantes.
Los pasos a seguir son:
- Realizar la configuración electrónica de los átomos para conocer
cuántos electrones de valencia tienen.
- Saber los enlaces que quiere formar cada uno de los átomos,
serán los mismos que electrones le falten para completar el octeto.
- Dibujar esos pares enlazantes y añadir los pares no enlazantes a
cada átomo para que aparezcan todos sus electrones de la última capa.
ESTRUCTURA
DE LEWIS DE UNA UNIÓN IÓNICA:
Observación:
El Na tiene un electrón de valencia y el Cloro tiene siete. El Cloro recibe un
electrón del sodio.
ESTRUCTURA
DE LEWIS DE UNA UNIÓN COVALENTE:
Observación:
El N tiene 5 electrones de valencia y el H solo uno. El N necesita recibir tres
electrones para cumplir la
REGLA DEL OCTETO y ser así más estable, entonces tres H se
acercan al N y le comparte cada uno un electrón.
Fíjate la diferencia entre las
uniones IÓNICAS y las COVALENTES.
Si quieres tener más ejemplos podes visitar:
Representar cada uno de los elementos que participan en la unión
con su cantidad de electrones teniendo en cuenta su C.E.E
a. CaO (iónico)
b. MgF2 (iónico)
c. SO (covalente)
d. Cl2O5
(covalente)
Une con flechas los nombres de los
compuestos con su correspondiente fórmula:
Hidruro de calcio
Ácido fluorhídrico
Cloruro de potasio
Óxido de fósforo (III)
P2O3
KCl
Hf
CaH2
hola , no se ven las imagenes
ResponderEliminarDecime tu mail que te mandamos las ACtIVIDADES
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