explica la transformación de la materia

1. IONES Y
MOLECULAS
OBJETIVO: DESCRIBIR LA FORMACIÓN DE IONES Y COMPUESTOS
IONICOS
DESCRIBIR LA FORMACIÓN DE MOLECULAS UTILIZANDO
ESTRUCTURAS DE LEWIS.

2. El átomo es eléctricamente neutro, es decir la cantidad de protones (p+) es igual
a la de electrones (e-).
Z = número atómico, representa la cantidad de protones que posee el átomo.
A = número másico, representa la cantidad de protones y neutrones que posee el
átomo
A = p+ + n°
A = Z + n°
nº = A - Z
Calculo del número de neutrones

3. X: Símbolo del elemento
A: número masico
Z: número atómico
Na: Sodio p+: 11
A: 23 e-: 11
Z:11 nº: 12

4. Completa con la información requerida:
A=
Z=
p+=
e-=
nº=

5. Completa la siguiente tabla:
Símbolo del
elemento
Z A p+ e- n°
H 1 1 1
Na 23 11
Fe 26 30
F 9 9 10
Be 9 4

6. Formación de iones
Iones: Átomos cargados eléctricamente.
Existen dos tipos:
-Cation: Átomos que se le fueron electrones, poseen déficit de
electrones.
-Anion: Átomos que le llegaron electrones, poseen exceso de
electrones.

7. IONES

8. Completa con lo que corresponda

9. Completa la siguiente tabla:
Símbolo del
elemento
Z A p+ e- n°
H+ 1 1 0
Na+ 23 10
Fe 3+ 26 30
F- 9 10 10
N3- 14 10

10. Completa la siguiente tabla:
Símbolo del
elemento
Z A p+ e- n°
Ca2+ 20 20
Cl 36 17
O2- 16 10
P3- 15 16
Al 3+ 10 14

11. DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA
Hemos visto como los
átomos se distribuyen en
niveles o capas de energía.
Dentro de cada nivel
,existen además subniveles
con probabilidad de
encontrarnos electrones.
Nivel
Max
de e-
subni
vel
Max
de e-
1 2 s 2
2 8
s 2
p 6
3 18
s 2
p 6
d 10

12. Ejemplo : Sodio y Cloro
SODIO: 11 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s1
1º nivel: 2 electrones;
2º nivel: 8 electrones;
3º NIVEL: 1 electrón;
CLORO: 17 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
CAPA DE VALENCIA

13. Formación de iones más probables.
Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se
estabilice.
La forma más común de estabilización es la de formar
estructuras electrónicas de gas noble.
¿PORQUÉ DE GAS NOBLE?
Los gases nobles son los elementos que menos
tienden a perder o ganar electrones ,no reaccionan
apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto
todos los átomos tienden a adquirir una estructura
electrónica similar a la de estos.

14. Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae
rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se
detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad
cuando adquiere la estructura electrónica del gas noble(último
grupo del Tabla P.) más cercano.
Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos
átomos con ocho electrones.
Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que
completan su último nivel con sólo dos electrones.
Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO

15. Ejemplos de formación de iones más
probables.
11Na
-Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del
Neón.
-Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa) ,adquiere configuración de Neón.
-Entonces deja de ser neutro .
11Na :1s22s2p63s1 -1 e Na+ Catión Calcio
Todos los cationes reciben el nombre del elemento correspondiente

16. Ejemplos de formación de iones más
probables.
17Cl
17Cl=1s22s22p63s23p5
gana 1electrón
17 Cl- 1s22s22p63s23p6 Anión Cloruro
[Ar]
Todos los aniones, su nombre termina con el sufijo “URO”

17. Carga de los cationes y aniones de
la tabla periódica

18. Una primera aproximación para interpretar el
enlace
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando
la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8
electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al
enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de
electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO

19. ENLACE IONICO
Un átomo metálico se une con un
átomo no metálico
El átomo metálico le entrega sus
electrones de valencia al átomo
no metálico.
Se producen iones + y – que por
diferencia de cargas se unen
formándose un compuesto iónico.

21. Na+ + Cl-  NaCl (Cloruro de sodio)
Na+ +S-2  Na2S (Sulfuro de sodio)
K+ + N-3  K3N (Nitruro de potasio)
Mg+2 + Cl-  MgCl2 ( Cloruro de magnesio)
Ca+2 + N+3  Ca3N2 (Nitruro de Calcio)
Sr +2 + S-2  SrS (Sulfuro de estroncio)
ECUACIONES IONICAS : FORMACIÓN DE UN
COMPUESTO IONICO

22. Complete la siguiente tabla
SIMBO
LO
Z Tipo de ion Gana o pierde Carga del ion
Be 4
S 16
Br 35
Ca 20
Sr 38
P 15
Cs 55
Ra 88
Al 13

23. Escriba las ecuaciones iónicas de las
siguiente combinaciones de elementos
Be y P
Sr y Cl
Li y S
K y N
Ra y Br

24. Formación de moléculas
Al unirse los átomos forman moléculas o también redes
cristalinas.
-Molécula: Formada por átomos iguales o diferentes,
que es la parte más pequeña de una sustancia que
conserva sus propiedades químicas. Ej. H2O, C6H12O6

25. Moléculas diatómica y poliatómicas
-Molécula diatómica: formada solo
por dos átomos iguales
-Ej molécula de oxigeno
- Otros ejemplos H2, Cl2,N2,O2
Molécula poliatómica:
Formada por mas de dos átomos
Ej: agua
Otros ejemplos : CH4, CO2

26. Definición de elemento, compuesto y molécula
Elemento: Sustancia formada solo por un tipo de átomos.
Compuesto: Sustancia formada por dos o mas tipos de átomos.
Molécula: Unión de átomos iguales o diferentes
MOLECULAS

27. ENLACE COVALENTE
Dos átomos no metálicos se unen.
Se forma al compartirse los electrones de valencia.
Se forman enlaces covalentes simples, dobles o triples.

28. ¿Cómo se forma un enlace covalente?
Enlace covalente entre átomos iguales:
Ej F2 se comparte un par de electrones
 Enlace covalente entre atomos
diferentes:
 Ej H2O se comparten dos pares
de electrones

29. X
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos
alrededor del símbolo del elemento:
v
v

30. Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar
la última capa con 8 e- (4 pares de e-)
es decir conseguir la configuración de
gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos
átomos (representado con una línea
entre los átomos unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par
solitario)
H H O O N N

31. ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
PASO 2: Se dibuja una estructura esquemática con los
símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.
(Atomo en menor cantidad al centro)
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x4= 4e- 8e-
C
H
H
H
H
PASO 1:Se suman los e- de valencia de los átomos
presentes en la molécula.

32. PASO 3: Se calcula el nº de e- de valencia que quedan
disponibles.
C
H
H
H
H
C
H
H
H
H
PASO 4: Se distribuyen los e- de valencia libres desde
los atomos periféricos de forma que se complete un
octeto para cada átomo o un dueto hasta el átomo
central si es que han sobrado electrones
e- de v. libres: 8-8= 0

33. ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
PASO 2: Se dibuja una estructura esquemática con los
símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.
PASO 1:Se suman los e- de valencia de los átomos
presentes en la molécula.
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4  6e-
O: 2s2p4  6e-x2 = 12 18 e-
S
O O

34. PASO 3: Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
PASO 4: Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto
para cada átomo o un dueto.
Si uno de los átomos no cumple con las reglas incluso habiendo
ubicado todos los electrones el otro átomo compartirá un par de
electrones para formar un enlace doble o triple.
e- de v. libres: 18-4= 14
S
O O
S
O O

35. Dibujemos estructuras de Lewis
NH3 CO2 HCN