Página 60 - Libro de Química de Tercero de Bachillerato
Elementos químicos y su importancia
Resolución Página 60 - Libro de Química de Tercero de Bachillerato
Recuerda: pierde e− → catión (+); gana e− → anión (−). Observa en cada esquema si el átomo pierde o gana electrones. Puedes verificar con $$q=Z-N_{e}$$.
Análisis: Hay dos esquemas tipo Lewis: (1) Na con “− 1 electrón” y (2) N con “+ 3 electrones”. Se pide decidir si el ion es positivo o negativo y justificar.
- Esquema de Na: el átomo pierde 1 e−.
$$\mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na}^{+} + e^{-}$$
Al perder un electrón, quedan más protones que electrones, por lo que la carga es positiva.
Conclusión: catión, $$\mathrm{Na}^{+}$$. - Esquema de N: el átomo gana 3 e− para completar el octeto.
$$\mathrm{N} + 3e^{-} \rightarrow \mathrm{N}^{3-}$$
Al ganar electrones, hay más electrones que protones y la carga es negativa.
Conclusión: anión, $$\mathrm{N}^{3-}$$.
Justificación general: la carga del ion depende del balance protones–electrones: $$q=Z-N_{e}$$. Perder e− produce cationes; ganar e− produce aniones.
Cuenta los electrones de valencia con el número de grupo (1–2 y 13–18 → 1–8 e−). Coloca los puntos alrededor del símbolo siguiendo el patrón: primero uno por lado y luego empareja hasta 8.
Análisis: Se requiere la representación de Lewis (puntos de valencia) de seis elementos.
- Na (grupo 1): 1 e− de valencia. Representación: [Lewis: símbolo Na con 1 punto, Na•].
- Mg (grupo 2): 2 e− de valencia. [Lewis: Mg••].
- Al (grupo 13): 3 e− de valencia. [Lewis: Al•••].
- C (grupo 14): 4 e− de valencia. [Lewis: C con cuatro puntos, uno en cada lado].
- O (grupo 16): 6 e− de valencia. [Lewis: O con seis puntos, dos pares y dos solos].
- Cl (grupo 17): 7 e− de valencia. [Lewis: Cl con siete puntos, tres pares y uno solo].
Conclusión: Cada dibujo muestra los electrones de la capa externa; su número coincide con el número de grupo principal.
Observa los puntos: los no apareados suelen convertirse en enlaces covalentes; la carencia o exceso de 1–3 e− sugiere formación de iones para iónicos.
Análisis: El “modelo de Lewis” muestra los electrones de valencia.
Resolución: Indica cuántos electrones están disponibles para enlazarse y, por tanto, cuántos enlaces puede formar un átomo y si tenderá a compartir (enlace covalente) o a transferir electrones (enlace iónico). Por ejemplo, los del grupo 17 suelen formar 1 enlace; grupo 16, 2; grupo 15, 3; grupo 14, 4.
Conclusión: El modelo de Lewis permite predecir tipo y número de enlaces y la tendencia a formar cationes o aniones.
Cuenta los puntos alrededor del símbolo: objetivo = 8 (o 2 para H/He). Decide si el átomo necesita ganar, perder o compartir e− para llegar a ese número.
Análisis: Se pide definir la regla del octeto en este contexto.
Resolución: Los átomos representados con puntos tienden a alcanzar 8 e− en su capa de valencia (configuración de gas noble) ganando, perdiendo o compartiendo electrones. Excepciones: dueto para H y He; déficit (B, Be) y octetos expandidos en períodos ≥3 (P, S, Cl, etc.).
Conclusión: La regla del octeto es la tendencia a estabilizarse con ocho electrones de valencia, salvo excepciones.
Contenido Página 60 - Libro de Química de Tercero de Bachillerato
3. Observo los siguientes esquemas e identifico si se trata de un ion positivo o negativo. Argumento mi respuesta.
Configuración del átomo
Na • - 1 electrón
Configuración del ion
= [ Na ] - 1 electrón
...
Configuración del átomo
N +3 electrón
Configuración del ion
= [ N ] + 3 electrón
...
4. Elijo seis elementos de la tabla periódica y represento cómo los electrones se encuentran en la capa externa de un átomo.
[Seis recuadros para representar los electrones de valencia de seis elementos]
5. Considero las representaciones de la pregunta anterior para responder las siguientes preguntas:
¿Qué información brinda este modelo con relación a los enlaces químicos?
...
¿A qué se refiere la regla del octeto según la estructura de Lewis?
...