INSTITUCIÓN EDUCATIVA DEPARTAMENTAL MONSEÑOR AGUSTÍN GUTIÉRREZ

ÁREA DE CIENCIAS NATURALES

GUÍA DE TRABAJO

ASIGNATURA Química CURSO Noveno

DOCENTE Gloria Inés Dávila R PERIODO Primero

FECHA DE INICIO FECHA DE TERMINACIÓN

ESTANDAR Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico.

DBA Explica cómo las sustancias se forman a partir de la interacción de los elementos y que estos se encuentran agrupados en un sistema periódico.

EVIDENCIAS DE APRENDIZAJE

PARA APRENDER ✓ Usa modelos y representaciones (Bohr, Lewis) que le permiten reconocer la estructura del átomo y su relación con su ubicación en la Tabla Periódica.

✓ Explico diferentes propiedades periódicas que se evidencian en la tabla periódica

PARA HACER ✓ Representa los tipos de enlaces (iónico y covalente) para explicar la formación de compuestos dados, a partir de criterios como la electronegatividad y las relaciones entre los electrones de valencia.

✓ Dibujo los diagramas de configuración electrónica.

PARA SER Utiliza con discernimiento los conocimientos para tomar decisiones acertadas.

PARA CONVIVIR Cumplo mi función cuando trabajo en grupo y respeto las funciones de otras personas.

1. INTRODUCCIÓN

Hace más de 2000 años, los seres humanos se preguntaron ¿cómo están formados internamente

los materiales?, cuando intentaron comprender el fenómeno de la electricidad. A la explicación de

estas, le siguieron muchas otras que, poco a poco, se fueron convirtiendo en teorías y modelos que

intentaban dar respuesta a los interrogantes acerca de la estructura interna de la materia.

2. CONCEPTUALIZACIÓN

2.1 MODELOS ATOMICOS.

CIENTIFICO DESCUBRIMIENTOS EXPERIMENTALES MODEL ATOMICO

JOHN DALTON 1808

Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la química.

El átomo es una minúscula partícula esférica, indivisible e inmutables, iguales entre si en cada elemento químico.

JJ. THOMSON 1897

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas con carga eléctrica negativa que se llamó Electrones

Dedujo que el átomo debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los Electrones

ERNEST RUTHERFORD 1911

Demostró la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

Dedujo que los electrones orbitarían en un espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo.

NIELS BOHR 1913

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso

.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

SCHRODINGER 1926

Naturaleza ondulatoria de la luz. Principio de incertidumbre de Heisenberg.

Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias. Los electrones no tienen una posición fija dentro del átomo, sino que se encuentran en un área de probabilidad denominada orbitales atómicos.

ACTIVIDAD 1. A. Consultar la biografía de cada uno de los científicos que aporto a los modelos atómicos.

B. ¿qué relación tiene la formulación de los diferentes modelos atómicos con la física y la matemática?

2.1 EL ÁTOMO: Unidad más pequeña posible de un elemento químico.

Estructura Atomica:

• Núcleo: Parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de

protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el

número atómico y se representa con la letra Z.

• La corteza: (Parte exterior) En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de

electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

• Partícula Subatómica: Partícula más pequeña que el átomo. Los átomos no son indivisibles si no que están compuestos de partículas más simples: en el núcleo los protones con carga positiva y los neutrones que carecen de carga eléctrica, y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente

2.2 ISOTOPOS: La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el

nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo

elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de

neutrones.

Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número

másico.

Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número

atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del

elemento.

X: Es el símbolo del elemento; A: Numero masico; Z: Numero atómico. De donde: Z + N = A

X A

Z

2.3¿QUÉ ES UN ION?

Un ion es una partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o

pierden uno o más electrones. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva,

llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión.

Los átomos pueden transformarse en iones por radiación de ondas electromagnéticas con la

suficiente energía. Este tipo de radiación recibe el nombre de radiación de ionización.

La mayor parte de la materia bariónica del universo está ionizada, es decir sus átomos han perdido

cuando menos un electrón. Se dice que la mayor parte del universo está en estado de plasma.

El proceso con el que se forman los iones, como consecuencia, por ejemplo, de colisiones a alta

velocidad entre átomos o entre átomos y partículas elementales, se llama ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).

"Anión" y "catión" significan:

Anión: “El que va hacia arriba". Tiene carga eléctrica negativa.

Catión: “El que va hacia abajo". Tiene carga eléctrica positiva.

ACTIVIDAD 2. Trabajemos con el átomo

PARTÍCULA MASA CARGA UBICACIÓN EN EL

ÁTOMO SÍMBOLO

Protón 1 U + 1 Núcleo p, +

Electrón 1/1840 U - 1 Periferia e-

Neutrón 1 U 0 Núcleo n, o

Carga nuclear: es la carga del núcleo, siempre es positiva, puesto que depende de la cantidad de protones. Masa nuclear: es la masa del núcleo y es igual a la suma de protones y neutrones. Masa atómica (A): es la masa de uno de sus átomos, es decir, es la misma masa nuclear. Número atómico (Z): es igual al número de protones que lleva en el núcleo. Ejemplo: Elemento: O Cantidad de protones: 8 p+ Cantidad de electrones: 8 e- Cantidad de neutrones: 8 n Carga nuclear: +8 Número atómico: Z=8 Masa nuclear: 16 U Masa atómica: A=16 U

Completar el siguiente cuadro:

+ n - Z A CN CA MN Elemento Símbolo

9 10 10

7 8 15

10 10 18

20 20 +2

16 18 +15

6 -2 12

11 23 Sodio

22 +1 K

18 17 36

10 22 +10

+ Protones

n Neutrones

- Electrones

Z Número atómico

A Masa atómica

CN Carga nuclear

CA Carga atómica

ACTIVIDAD 3. Orbitales atómicos.

OBJETIVO: Por medio de la modelación, identificar los orbitales atómicos. MATERIALES: Palillos, plastilina, hilo. PROCEDIMIENTO: Unir los palillos de modo tal que se formen los ejes X, Y y Z del plano. Modelar cada uno de los orbitales atómicos de acuerdo con las figuras.

ORBITALES p ORBITALES d

ORBITALES f

2.4 NÚMEROS CUÁNTICOS El modelo cuántico del átomo establece cuatro números para describir las características del electrón. Bohr en su modelo, utilizó el número cuántico (n) para definir una órbita, mientras que el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital; n, l y m. El cuarto número cuántico describe el giro del electrón, conocido como ms. Número cuántico principal (n): hace referencia a los niveles de energía, se representa con números o letras y toma los valores enteros de 1, 2, 3 ,4, … Número cuántico azimutal (l): indica el subnivel de energía y está determinado por el número cuántico principal. Toma valores que van desde 0 hasta n-1. Número cuántico magnético (ml): se relaciona con el número de orientaciones espaciales posibles que pueda tomar un orbital de acuerdo con cada valor particular de l. su valor permitido va desde +1 hasta -1 incluyendo el 0. Número cuántico de spin (ms): nos indica el giro del electrón, este giro puede tener dos sentidos (como las agujas del reloj o en el sentido contrario), por eso solo toma dos valores +1/2 gira a la derecha y -1/2 gira a la izquierda.

2.5 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: teniendo en cuenta los conceptos de niveles, subniveles y orbitales electrónicos, se puede construir la estructura electrónica de los diversos elementos en función del llenado de los orbitales con los electrones. Este llenado que se presenta para cada átomo se denomina configuración electrónica del estado fundamental, y de ella dependen gran parte de las propiedades físicas y las propiedades químicas del átomo. La distribución de los electrones en los orbitales se fundamenta en los siguientes principios: Principio de exclusión de Pauli: establece que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales, pueden ubicarse en el mismo nivel, mismo subnivel y mismo orbital, pero deben presentar diferente spin. Por lo tanto, en un orbital cualquiera sólo es posible ubicar dos electrones. Regla de máxima multiplicidad o regla de Hund: cuando hay orbitales de igual energía, los electrones se ubican de uno en uno y no por pares. Energías relativas: establece que los electrones comienzan a ubicarse en orbitales de menor a mayor energía.

ACTIVIDAD:4 Realizar la configuración electrónica para los elementos: Z= 3, 7, 9, 11, 25, 32, 43, 62, 80. Determinar para cada uno el grupo y el periodo al cual pertenecen

ACTIVIDAD 5. A. Definir cada una de las propiedades periódicas.

B. Desarrollar taller de aplicación. Pag 79. Química 1. Editorial Norma

2.6 TABLA PERIÓDICA

ACTIVIDAD 6. ENLACE QUÍMICO

1. Realice una tabla comparativa con las características del enlace covalente y del enlace iónico teniendo en cuenta lo siguiente: a. ¿Cómo se forma? b. ¿Qué compuestos lo presentan? c. Propiedades de los compuestos con este tipo de enlace

2. Definir los siguientes términos: a. Enlace químico b. Valencia c. Regla del octeto d. Electronegatividad

3. Dos compuestos, A y B, tienen las siguientes propiedades:

Compuesto A Compuesto B

Estado físico Sólido Sólido

Punto de fusión 346 ºC 1196 ºC

Solubilidad en agua Soluble Soluble

Conductividad eléctrica en

solución No Sí

¿Cuál de los dos compuestos será más posiblemente iónico y por qué?

Puede ser

Unión entre dos a más átomos para formar

una molécula 2.7ENLACE QUÍMICO es

COVALENTE METÁLICO IÓNICO

hay transferencia

de electrones

Puede ser

Se comparten electrones

PURO POLAR

Entre metales

puros

4. Con base en los valores de electronegatividad indicar si los siguientes pares de elementos forman enlaces iónicos o covalentes (polar o no polar)

N-H Ca-F Br-Cl O-P Cu-O

S-O O-Na C-P H-S Ba-N

O-H I-I Li-F C-S Cs-Br

5. Utiliza la estructura de Lewis para representar las moléculas de los siguientes compuestos:

CH4 Cl2O SiCl4 ClO3─

PCl3 HClO3 NO2+ PCl6─

HClO HCO3─ Na2SO4 NH4Cl

6. En cuál de las siguientes fórmulas hay enlace covalente coordinado o dativo

𝐴𝑙𝐹3 C2H2 SO2 H3O+

7. Usando el concepto de valencia para los elementos S, P y Br predice las fórmulas de los compuestos más simples formados por estos elementos al combinarse, cada uno, con el hidrógeno

8. ¿Qué tipo de enlace se formará entre las siguientes parejas de elementos y cuál sería la fórmula del compuesto que se formaría?

P y O N y Ba N y Te F y O

9. Indica si es posible un enlace iónico entre los siguientes pares de elementos y esquematiza cada uno

K-N F-Zn F-Na Mg-O Cl-Br

K-O K-Ca Cl-Ca Cl-O Na-Ca

10. De los siguientes compuestos, ¿cuáles no cumplen la ley del octeto? Justifique su respuesta

PCl5 AlBr3 CCl4

3.FASE DE SALIDA. Evaluación, refuerzo, planes de mejoramiento.

3.1 HETEROEVALUACIÓN. Cada una de las actividades realizadas tendrá su respectiva

calificación. Se tendrá en cuenta, la participación, la calidad y puntualidad en la entrega

de los trabajos.

3.2 EVALUACIÓN BIMESTRAL: Programada por coordinación académica.

3.3 AUTOEVALUACIÓN

CRITERIO DESCRIPCIÓN VALORACIÓN

1 2 3 4 5

Participación en las actividades

Conocimientos adquiridos

Respeto la opinión de mis compañeros

Responsabilidad al realizar los trabajos

Cumplimiento con las actividades propuestas

Cumplo con los pactos de aula

Aplico las normas de seguridad en el laboratorio