UNIDAD N°1. TEMA N°2 BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS. GRADO 11°

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	Plan de clase 1° periodo

UNIDAD N°1. TEMA N°2. BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS.

LOGROS:

Ø  Interpreta la información que proporciona una ecuación balanceada

Ø  Emplea correctamente los símbolos adecuados para representar fórmulas químicas determinadas.

INDICADOR DE DESEMPEÑO. Completa correctamente las reacciones químicas propuestas y las balancea.

COMPETENCIAS: INDAGAR, INTERPRETAR, COMUNICAR.

 

1.       INCIO. Con base en los conocimientos adquiridos en el tema de número de oxidación responda:

¿Qué es número o estado de oxidación? ¿Qué es sustancia oxidada? ¿qué es sustancia reducida?

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2.       DESARROLLO.

El balanceo de las ecuaciones químicas es la forma de igualar la cantidad de átomos que reaccionan con los átomos que se producen en una ecuación química. En la ecuación química se muestran la fórmula de los materiales que reaccionan y los productos que se forman, separados por una flecha.

 

El balanceo de las ecuaciones químicas sirve para presentar de forma correcta las proporciones de sustancias que reaccionan y la cantidad de productos que se obtiene.

Para balancear una ecuación química, en primer lugar, debemos confirmar que el número de los átomos del lado izquierdo de la reacción es igual al lado derecho de los productos. De no ser así, podemos recurrir a algunos métodos para hacer el balanceo, como el de tanteo, algebraico y redox.

Por qué una ecuación química debe estar balanceada

Una ecuación química debe estar balanceada para ser correcta, de otra forma no presenta lo que sucede en la realidad. Es decir, debe cumplir la LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LAS MASAS.

Por ejemplo, el óxido de azufre SO₃ da lugar al dióxido de azufre SO₂ y al oxígeno molecular O₂, como se muestra en la figura abajo:

 Del lado izquierdo de la flecha se muestran los reactantes, tres átomos de oxígeno y un átomo de azufre. Del lado derecho de los productos hay cuatro átomos de oxígeno y uno de azufre. Esta ecuación no está balanceada pues tenemos un exceso de un oxígeno en los productos que va en contra de las leyes de la química y la física.

 ¿Cómo resolvemos este desequilibrio? Para balancear la ecuación química nos valemos de los coeficientes, unos números que colocamos delante de la fórmula química que nos indican cuantas moléculas participan en la reacción. El coeficiente delante de una fórmula multiplica al subíndice de cada átomo.

Por ejemplo, si colocamos un 2 delante del SO₃ significa que son dos moléculas de óxido de azufre que están reaccionando entre sí. También significa que hay 2 átomos de azufre y 6 átomos (2x3) de oxígeno.

Un 2 delante del SO₂ nos indica que se forman dos moléculas de dióxido de azufre, con 2 átomos de S y 6 átomos de O. Ahora tenemos la ecuación balanceada:

Métodos de balanceo de ecuaciones químicas

Existen varios métodos para balancear una ecuación química dependiendo de si son ecuaciones simples, ecuaciones redox o ecuaciones con muchos participantes.

 

Método de balanceo por inspección o tanteo

El método de balanceo por inspección o tanteo consiste en revisar elemento por elemento cuantos hay de cada lado de la flecha, y tratar de adivinar el coeficiente delante de las fórmulas hasta conseguir la igualdad. Algunas personas llaman a este método de ensayo y error.

Por ejemplo, en la ecuación de formación del amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno es la siguiente:

Esta ecuación no está balanceada porque hay dos átomos de nitrógeno y dos átomos de hidrógeno del lado izquierdo y un nitrógeno con tres hidrógenos del lado derecho.

Paso 1. Vamos a balancear al nitrógeno colocando un 2 delante del amoniaco NH₃:

Paso 2. Vamos a balancear el hidrógeno. Tenemos dos H del lado izquierdo y 6 H del lado derecho (el coeficiente 2 multiplica al subíndice 3 del H; 2x3=6). Si colocamos un coeficiente 3 delante del H₂ del lado izquierdo, habremos balanceado la ecuación:

Ejemplo: BALANCEAR LA ECUACION: H2(g)  +  Cl2(g)  →  HCl(g)

1.1. Escribir la ecuación con la estructura básica para la reacción.

·H₂(g)  +  Cl₂(g)  →  HCl(g)

2. Contar los átomos de los elementos de los reactivos.

·2 átomos de H   +   2 átomos Cl

3. Contar los átomos de los elementos en los productos.

·1 átomo de H   +   1 átomo de Cl

4. Cambiar los coeficientes para que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación.

            H₂(g) + Cl₂(g)  →  2  HCl(g)

5. Escribir los coeficientes en su razón más baja posible. Los coeficientes deben ser los números enteros más pequeños posibles.

6. Revisar el trabajo. Asegurarse de que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación.

·2 átomos de H   +   2 átomos Cl   →   2 átomos de H   +   2 átomos Cl

Ecuación balanceada:             H₂(g) + Cl₂(g)  →  2HCl(g)

Ecuación balanceada:             H2(g) + Cl2(g)  →  2HCl(g)

Método de balanceo redox u oxido -reducción.

 

Existen ecuaciones químicas que involucran el intercambio de electrones entre átomos. Estas reacciones se llaman de oxidación-reducción o reacciones redox. Como cualquier ecuación, el número de electrones tiene que ser igual del lado de los reactantes como del lado de los productos, es decir, los electrones no se crean ni se destruyen.

Este método se   basa   en   los   cambios   de   los números   de   oxidación   de   las especies que reaccionan.

PROCEDIMIENTO:

1.       Verificar   que   la   ecuación este bien escrita y completa.

2.       Colocar   los   números   de oxidación   en   cada   uno   de   los elementos.

3.       Observar   que   números   de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y otro se reduce).

4.       Escribir   la   diferencia   de números   de   oxidación   de   un mismo elemento.

5.       Multiplicar   la   diferencia   de números   de   oxidación   por   los subíndices   correspondientes   de cada elemento.

6.       Cruzar los resultados.

7.       Colocar   los   resultados   como coeficientes   en   el   lugar correspondiente.

8.       Completar el balanceo por tanteo.

9.       Verificar el número de átomos encada miembro de la ecuación.

10.   Si   es   posible, se   reducen   los coeficientes a su mínima expresión. Ecuación balanceada.

 

Ejemplo:

1. Verificar que la ecuación este bien escrita y completa:

·Cu  +  HNO₃  →  Cu(NO₃)₂  +  NO  +  H₂O

2. Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos:

· 0     +1 +5 -2        +2 +5 -2       +2 -2   +1 -2

Cu  +  HNO₃  →  Cu(NO₃)₂  +  NO  +  H₂O

3. Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y otro se reduce):

·0     +1 +5 -2        +2 +5 -2       +2 -2   +1 -2

Cu  +  HNO₃  →  Cu(NO₃)₂  +  NO  +  H₂O

4. Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento:   Cu = 2          N = 3

5. Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento:

·Cu = 2 x 1 = 2            N = 3 x 1 = 3

6. Cruzar los resultados.   Cu = 3       N = 2

7. Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente:  

 Cu  +  HNO₃  →  3 Cu(NO₃)₂  +   2 NO  +  H₂O

8. Completar el balanceo por tanteo:  3 Cu  +   8 HNO₃  →  3 Cu(NO₃)₂  +   2 NO  +  4 H₂O

9. Verificar el número de átomos en cada miembro de la ecuación:

·3 Cu   +   8 H  +  8 N  +  24 O   →   3 Cu   +   8 H  +  8 N  +  24 O  

10. Si es posible, se reducen los coeficientes a su mínima expresión (en este caso no se puede reducir):

·Ecuación balanceada:    3 Cu  +   8 HNO₃  →  3 Cu(NO₃)₂  +   2 NO  +  4 H₂O

3. CIERRE.       BALANCEAR LAS SIGUINTES REACCIONES:

POR TANTEO:

A.      Al + N2 –> AlN

B.      N₂O₅ + H₂O –> HNO₃

C.      PbCl₄ + H₂O –> PbO₂ + HCl

D.      Na₂Cr₂O₇ + NH₄Cl –> Cr₂O₃ + NaCl + N₂ + H₂0

E.       KMnO₂ + HCl à KCl + MnCl₂ + H₂O + Cl

POR REDOX:

A.      Ag + HNO₃ -> HAgO₃ + NO₂ + H₂O

B.      HNO₃ +  Sn +  H₂0 ->  H₂Sn0₃ +  NO

C.      C₈H₁₈ + O₂ ->  CO₂ + H₂O

D.      Fe₂O₃ + CO →   Fe +  CO₂ 

WEBGRAFIA.

1.       https://www.todamateria.com/balanceo-de-ecuaciones-quimicas/

2.       https://gradilla.info/5-ejemplos-de-reaccion-redox/

3.       https://gradilla.info/5-ejemplos-de-balanceo-por-tanteo/

  

UNIAD N°1. TEMA N°3. CALCULOS EN ECUACIONES QUIMICAS.GRADO 11°

 

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	Plan de clase de química 1° periodo

UNIDAD 1 TEMA 3: CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUIMICAS.

LOGRO: Realiza los ajustes de las reacciones químicas para calcular las cantidades de los reactivos o productos según sea el planteamiento presentado.

 1. INICIO.

  A los químicos les interesa conocer la masa de reactivos que necesitan para obtener una cantidad de producto determinada en una reacción química, o la cantidad de producto que pueden obtener a partir de una determinada cantidad de reactivos. Los cálculos que hay que hacer para resolver estas cuestiones se llaman cálculos estequiométricos.

 2. DESARROLLO. 

La estequiometría se encarga de hacer cálculos matemáticos a partir de ecuaciones químicas balanceadas. Una ecuación química balanceada permite averiguar las cantidades de los reaccionantes que se requieren para formar cierta cantidad de producto.

 Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias. Dichas relaciones están indicadas por los índices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes de las ecuaciones balanceadas.

 Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de los productos. Esta unidad es la mol.

 Una mol es una cantidad de material que contiene el número de Avogadro de partículas: 6.02 x 10²³. Una mol corresponde en gramos, al peso fórmula (peso atómico o molecular) de una sustancia. Por ejemplo, una mol de SO₂ pesa 64 gramos y contiene 6.02 x 10²³ moléculas. Una mol de átomos de H contiene 6.02 x 10²³ átomos de este elemento y su peso es 1 gr. Entonces resaltamos el concepto:

 Un mol de una sustancia es una cantidad equivalente a la que representa su masa atómica en umas expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay 6,022 . 10²³ partículas (átomos, moléculas, iones...)

 Número de moles

El número de moles se refiere a la cantidad de estas unidades presentes en una muestra. Se representa con la letra n.Para calcular el número de moles se divide el valor en gramos de la muestra por el peso de un mol de dicha muestra. Es decir,

 n = gramos de la muestra ÷ peso de 1 mol de la muestra

 En 160 gramos SO₃ hay 2 moles porque, S = 32; O = 16 × 3 = 48;

Peso molecular = 32 + 48 = 80 gr/mol

n = 160 g ÷ 80 gr/mol = 2 moles

 Cálculos que se pueden obtener de una ecuación química:

• La cantidad de producto que se puede preparar a partir de ciertas cantidades de reactivos.
• El reactivo limite, el cual determina que tanto producto se puede obtener de una ecuación química, cuando no se dispone de una cantidad limitada de uno de los reactivos.
• Los porcentajes de producción.
• La pureza del compuesto.

 ¿Cómo hallar la cantidad de un producto que se puede preparar a partir de ciertas cantidades de reactivos?

 Una reacción química balanceada indica la cantidad exacta de producto que se obtiene a partir de cantidades exactas de reactivos. Por ejemplo:

Esta reacción indica que 2 moles de KClO₃ producen 2 moles de KCl y 3 moles de O₂. Si el análisis se hace en gramos, se establece que 245,1 gr de KClO₃ producen 149,1 gr de KCl y 96 gr de O₂.

 Cálculos mol-mol

Cuando se conocen los moles que participan en una reacción y se tiene la ecuación balanceada, se establece una relación molar entre reactivos y productos, teniendo en cuenta que los moles en una ecuación están dados por los coeficientes estequiométricos.

 Ejemplo:

La combustión del octano, uno de los componentes de la gasolina, produce gas carbónico, agua y cierta cantidad de calor (proceso exotérmico), de acuerdo con la siguiente reacción:

Cuando se quema una muestra de gasolina que contiene 38,5 moles de octano, ¿cuántos moles de gas carbónico se producen y cuántos moles de agua se forman en la combustión?

Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

Establecemos el factor molar, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos:

Se producen 308 moles de CO₂ cuando se queman 38,5 moles de C₈H₁₈.

Se forman 346,5 moles de H₂O cuando se queman 38,5 moles de C₈H₁₈.

 

Cálculo masa-masa

En este tipo de cálculos químicos, las cantidades de las sustancias se expresan en gramos; estos cálculos son conocidos como relación masa-masa. Para resolver este tipo de cálculos, se convierten a moles las cantidades de las sustancias; se establece la relación molar entre ellas y, por último, se convierten los moles a gramos para dar la respuesta.

Ejemplo:

El ácido nítrico (HNO₃) se emplea para producir el explosivo trinitrotolueno (TNT). La ecuación que nos representa esta relación es:

Cálcula los gramos de TNT que se producen al hacer reaccionar 500 g de tolueno del 100% de pureza con la cantidad suficiente de ácido nítrico (HNO₃), ácido sulfúrico y calor.

 Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

Cálculamos las masas moleculares del tolueno y del TNT:

Masa molecular del tolueno (C₇H₈) = 92 g/mol.

Masa molecular del TNT (C₇H₅N₃O₆) = 227 g/mol.

Determinamos el número de moles del tolueno (C₇H₈):

Establecemos el factor molar entre el tolueno (C7H₈) y el TNT (C7H₅N₃O₆), teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos:

Como la respuesta debe expresarse en unidades de masa (g), convertimos los moles de TNT a gramos:

Se producen 1232,6 g de TNT al reaccionar 500 g de tolueno (C₇H₈).

También se pueden resolver si se convierten a gramos las moles de los reactivos y los productos, que nos suministra la ecuación balanceada y luego, realizar una regla de tres simple, para obtener el resultado en gramos.

 Cálculos mol-masa

Pueden efectuarse cálculos estequiométricos cuando unas cantidades de sustancia se expresan en moles y otras en masa; este tipo de relaciones se conocen como mol-masa o, también, masa-mol. Para realizar esta serie de conversiones, se convierte, primero, la masa de la sustancia a moles, empleando la masa molecular y, luego, se siguen los pasos descritos en los casos anteriores.

Ejemplo:

El amoníaco se oxida a 850°C en presencia del platino, produciendo monóxido de nitrógeno (NO) y agua en el proceso Ostwald. Si se oxidan 5,8 moles de amoníaco, ¿cuántos gramos de NO se producen?

Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

Hallamos las masas moleculares del NH₃ y del NO:

Masa molecular del NH₃ = 17 g/mol.

Masa molecular del NO = 30 g/mol.

Hallamos los moles de NO, estableciendo el factor molar:

Convertimos los mo

les de NO a g para dar la respuesta:

Se producen 174 g de NO cuando se oxidan 5,8 moles de NH₃.

 

3. CIERRE

 PREGUNTA: Una mol de H₂O, ¿cuántas moléculas contiene?

A

B

C

D

 

 

TABLA PERIODICA. GRADO 8°

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	PLAN DE CLASE COMPETENCIAS CIENTIFICAS. GRADO 8°
	Fecha de emisión: 08 - 01 – 2024

LA TABLA PERIÓDICA.

ESTANDARES:

Ø  Explico y utilizo la tabla periódica como herramienta para predecir procesos químicos.

Ø  Establezco relaciones entre las características macroscópicas y microscópicas de la materia y las propiedades físicas y químicas de las sustancias que la constituyen.

 1.       ACTIVIDAD DE INICIO.

Supongamos que usted fue a la tienda de videos y todos se mezclaron. ¿Cómo distinguir las comedias de las películas de acción? Si los videos no estuvieran organizados en un patrón, ¡no sabría qué tipo de película ha elegido! ¿Cómo los organizaría usted? Miremos qué pasa con la tabla periódica.

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 2.       ACTIVIDAD DE DESARROLLO.

 

En 1912, Henry Moseley ordeno los elementos de la tabla periódica usando como criterio la clasificación del número atómico (Z), ya que este valor es el mismo para todos los átomos de un elemento químico. La tabla periódica moderna ordena 118 elementos que se conocen actualmente según su número atómico (Z).

• Símbolos: El símbolo es la representación del elemento. Cuenta con una letra mayúscula y en ocasiones, se acompaña por otras minúsculas, dependiendo del caso.
• Número atómico: Cada átomo cuenta con un número atómico. Éste es igual a la cantidad de protones con los que cuenta su núcleo. Dicho número diferencia un elemento de otro. Suele colocarse antes del elemento en sí. Por ejemplo, el boro (B), cuenta con el número 5. Éste es su número atómico. Cuenta con 5 electrones alrededor del núcleo y 5 protones en su núcleo.

La tabla periódica no solo es una manera de ordenar los elementos químicos. Su organización en grupos y períodos nos dicen mucho más sobre un elemento químico que solo su ubicación. Sabiendo a qué período y a qué grupo pertenece un elemento, podemos saber mucho acerca de su naturaleza y propiedades.

Los elementos se disponen en filas horizontales llamada periodos y en columnas denominadas grupos.

Períodos

Si ahora nos centramos en las filas horizontales entonces nos encontraremos períodos. Dependiendo de a qué periodo pertenece a cada elemento, nos indicará el número de niveles energéticos de un átomo. Están organizados por niveles ya su vez subniveles, pero siempre, los elementos se seguirán organizando según su número atómico.

• Periodo 1: En el periodo uno tan solo contamos con dos elementos químicos. El hidrógeno y el helio.
• Periodo 2: En este caso, el número atómico aumenta un poco más y nos encontraremos con un total de ocho elementos entre los que se encuentran carbono, boro, o nitrógeno, entre otros como vemos en la tabla periódica de abajo.

• Periodo 3: El sodio, magnesio, aluminio, silicio, fósforo o azufre, se encuentran en este periodo.
• Periodo 4: La cuarta fila de la tabla periódica ya cuenta con más elementos. Un total de 18 serán los que se sitúen en ella. Podemos mencionar tanto el potasio como el calcio o el hierro y el zinc.
• Periodo 5: Pues como bien sabemos ya, se corresponde a la quinta fila de la tabla de los elementos. También cuenta con un total de 18. Aquí nos encontraremos con el estroncio o el paladio.
• Periodo 6: Otros 18 elementos se encuentran en la llamada fila sexta, o periodo 6. Algunos de ellos son cesio, wolframio o el mercurio.
•  Periodo 7: Los elementos más radiactivos e inestables se encuentran en este periodo. Se incluyen también los actínidos.

A excepción del Hidrógeno, los períodos inician con un metal alcalino y terminan con un gas noble.

Grupos

Los grupos son las columnas de la tabla, y sus elementos poseen una disposición similar de electrones externos, por lo que forman familias con propiedades químicas similares.

• Grupo 1: En él nos encontraremos con los metales alcalinos. Lo componen los elementos, litio (li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr).
• Grupo 2: En este segundo grupo veremos los metales alcalinotérreos. Son más duros que los anteriores y buenos conductores eléctricos. Aquí nos encontraremos con berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario, (Ba) y radio (ra).
• Grupo 3 o IIIB: Familia del Escandio. Entre ellos se encuentran el escandio (Sc) y el itrio (Y). Aunque son un tanto discutidos, también hay mencionar que el lantano (La) y el actinio (Ac).
• Grupo 4 o IVB: Es la familia del Titanio. En ella nos encontramos con el titanio (ti), circonio (Zr), hafnio (Hf) y rutherfordio (Rf).
• Grupo 5 o VB: Dentro de la familia del Vanadio, nos vamos a encontrar con el vanadio (V), niobio (Nb), tántalo (Ta), dubnio (Db).
• Grupo 6 o VIB: En este grupo nos encontramos con la familia del cromo. Allí veremos al cromo (Cr), molibdeno (Mo), wolframio (W), seaborgio (Sg).
• Grupo 7 o VIIB: manganeso (Mn), tecnecio (Tc) y renio (Re), Todos ellos pertenecen a la familia del Manganeso.
• Grupo 8 u VIIB FILA1: La familia del hierro está compuesta de hierro (Fe), rutenio (Ru), osmio (Os), Hassio (Hs).
• Grupo 9 u VIIIB FILA 2: Aquí nos encontramos con el cobalto (Co), rodio (Rh), Iridio (Ir), meitnerio (Mt).
• Grupo 10 u VIIIB FILA 3: La familia del Níquel la componen el níquel (Ni), paladio (Pd), platino (Pt), darmstadtio (Ds).
• Grupo 11 o IB: El cobre (Cu), plata (Ag) y oro (Au) se les conoce como metales de acuñar, aunque no es un término que todos acepten.
• Grupo 12 o IIB: El zinc (Zn), el cadmio (Cd) y el mercurio (Hg).

• Grupo 13 o IIIA: El llamado grupo 13 también corresponde con el grupo del boro. Un nombre que le viene de la tierra, puesto que es en ella donde más abundan. Nos encontramos con boro (B), aluminio (Al), galio (Ga), indio (In), talio (Ti) y nihonio (nh).
• Grupo 14 O IVA: En el grupo del carbono o carbonoideos, nos encontramos con el carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), plomo (Pb), flerovio (FI).
• Grupo 15 o VA: En este caso llegamos al grupo del nitrógeno. Como no, comenzamos con el nitrógeno (N), fórforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y moscovio (Mc).
• Grupo 16 O VIA: Se le conoce como el grupo de los Anfígenos, aunque no pueden ocultar su condición de familia del oxígeno. Así es que nos encontramos con el oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), polonio (Po), livermorio (Lv).
• Grupo 17 o VII: Los halógenos se encuentran en este grupo. Flúor (F), cloro (CI), bromo (Br), yodo (I), astato (At), téneso (Ts).
• Grupo 18 u VIIIA: Los llamados gases nobles son otro de los grupos de elementos que cuentan con unas propiedades muy parecidas. En unas condiciones normales, se dice que son gases incoloros e inodoros. Los gases son el helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn) y organesón (Og).

Taller de aplicación del Saber

 1. ¿Qué diferencia hay entre el grupo y el periodo?

2. Diga falso o verdadero:

A. La tabla periódica presenta los elementos clasificados según su peso atómico. ( )

B. Los periodos también se llaman familia. ( )

C. En un átomo neutro, el número atómico indica la cantidad de protones o de electrones ( )

D. Todos los elementos del grupo IA son metales alcalinos. ( )

E. El C y Si pertenecen a la misma familia ( )

F. El Li, F, N y B pertenecen al mismo periodo. ( )

G. El Fe, Co, Ni, Mn y Au son elementos de transición. ( )

H. El At, Mg, B, N y Ra son elementos representativos. ( )

 

Mira atentamente los colores en la  tabla periódica anterior. Ellos nos muestran una forma en la que están organizados los grupos en la tabla periódica:

Dibuja en una hoja la tabla periódica e Indica en donde se encuentran los siguientes grupos de elementos, resaltándolos con un color característico. Por ejemplo, los lantánidos son naranjas entonces coloréalos de naranja.

• metales alcalinos
• metales alcalinotérreos
• metales de transición
• metaloides
• no metales
• gases nobles
• lantánidos
• actínidos

 3.       ACTIVIDAD DE CIERRE. 1.       Un elemento está clasificado en el grupo IIIA periodo 2 ¿cuál es su Z?

2.        Escribe al frente del símbolo químico el nombre del elemento correspondiente. Cr __________ Au ____ Pd _______ Na _______ K________ Cl_______ Mg ________ Ca _______ Ge_______ Ni_______ Ag_______ Hg__________ N________ C________ B_______ Al__________

3.       Escribe al frente del nombre del elemento el símbolo químico correspondiente. Plomo __ Azufre __ Cobalto __ Litio __ Francio __ Cobre __ Berilio __ Galio __ Selenio __ Fósforo __ Antimonio __ Hierro __ Platino __ Manganeso __ Zinc __ Hidrógeno __ Oxígeno __ Radio __ Iodo __

4. ACTIVIDAD DE PROFUNDIZACIÓN.  Investiga la historia de la tabla periódica. ¿Qué son elementos sintéticos y elementos naturales? ¿Cuáles son los últimos elementos químicos descubiertos?