Introducción...En el átomo se distinguen dos partes núcleo y corteza. En el núcleo podemos encontrar los protones con carga positiva y las partículas sin carga, que son los neutrones

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Introducción

¿DE QUÉ ESTÁ HECHO TODO LO QUE NOS RODEA?

¿por qué los átomos en la naturaleza se enlazan de distintas maneras?

Cl -

Cl -

Cl -Cl -

Cl - Na+

Na+Na+

Na+

Figura 1. Representación de enlace iónico

Observa con atención la imagen: ¿cómo se forma la sal común o de mesa?

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___________________________________________________________________________________________¿cómo se obtiene la sal (común o de mesa) de la naturaleza?

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Figura 3. Demócrito

Demócrito

Figura 2. Modelos atómicos

Modelos atómicos

Objetivos de aprendizaje

Actividad 1Observa la información acerca de la configuración electrónica en las capas de valencia.

El estudio de los modelos atómicos a través de la historia, ha hecho posible la reestructuración de las teorías y la creación de nuevos conceptos. A continuación se describe el aporte de cada autor.

Explicar la formación de enlaces químicos a partir del comportamiento de los electrones en la capa de valencia.

La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas.

Demócrito

Dalton

Thomson

Rutherford

BohrLewis

Sommerfeld

Schrödinger

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Figura 4. Dalton

Figura 5. Thomson

Figura 6. Rutherford

John Dalton

J.J Thomson

E. Rutherford

En el S. XIX, el gran químico inglés, John Dalton, se basó en la hipótesis de Demócrito y pudo así establecer las bases de la teoría atómica, con el primer modelo atómico con bases científicas, postulando la Ley de las proporciones constantes para las reacciones químicas.

Propuso la estructura atómica en 1904, además de realizar los postulados sobre la conformación y la idea del electrón.El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo.

Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa. En 1908 fue merecedor del Premio Nobel de Química, por sus estudios sobre radiactividad.

Figura 7. Bohr

Niels Bohr

En 1913 Bohr explicó cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión, además de tomar ideas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

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Figura 9. Sommerfeld

Figura 8. Lewis

Figura 10. Schrödinger

Sommerfeld

Lewis

Schrödinger

Propuso la teoría sobre los enlaces químicos y la definición de ácido y base. En 1916 Lewis promulgó una teoría sobre determinados enlaces químicos denominados “enlaces covalentes”.

La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas.

El modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml.

n: Número cuántico principal. Valores entre 1,2,3…

l: Número cuántico del momento angular o secundario. Valores enteros entre 0 y (n-1). Representados por las letras s, p, d, f.

ml: Número cuántico magnético. Toma valores entre –l y l, incluyendo el cero.

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Figura 11. Representación del átomo



Figura 14.Representación


E. Rutherford

John Dalton

John Dalton

Niels Bohr

Schrödinger

Utilizando una línea, relaciona las figuras que representan los modelos atómicos con el autor que realizó el postulado.

n=3

n=2

n=1+Ze ΔE = hf

dyx

Z

X

Y

dxz

Z

X

Y

Z

X

Y

Z

X

Y

dxyX

Y

dx2

dx2y2

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Configuración del átomo

Figura 16. Átomo

Figura 17. Núcleo atómico

Figura 18. Corteza

Protón Neutrón Electrón

Protón Neutrón

Protón Neutrón Electrón

En el átomo se distinguen dos partes núcleo y corteza.

En el núcleo podemos encontrar los protones con carga positiva y las partículas sin carga, que son los neutrones. Cada átomo de un elemento químico tiene el mismo número de protones. A este número se le conoce como número atómico y se representa con la letra Z.

En la corteza del átomo se encuentran los electrones, que tienen carga negativa.

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Representando un átomoPara realizar esta actividad se requiere de los siguientes elementos:• Cartón como base• 30 semillas de frijol• 30 semillas de maíz• 30 semillas de arveja• Tijeras• Pegante

Procedimiento:1. Toma el cartón y recorta cinco círculos. Teniendo como referencia las siguientes medidas del diámetro.

Reúnete con dos compañeros y tomando como referencia la información acerca de la configuración de un átomo, establezcan: ¿cómo se encuentran distribuidos los electrones dentro de un átomo?

Configuración electrónica de un átomo

Figura 18. Corteza

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Figura 20. Representación del átomo, paso 2

Figura 27. Fríjol


Figura 28. Arveja

Figura 22.Representación del átomo, paso 2

Figura 29. Maíz



3. Al final debes tener una figura así:

Protones Neutrones Electrones

4. Toma las semillas de fríjol, maíz y arveja. Diferéncialos con los siguientes nombres (sin importar el orden).

2. Une todos los círculos teniendo como referencia el primero que recortaste.

Figura 25. Representación del átomo pasó 3 Figura 26. Representación del átomo pasó 4

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Nivel

Subniveles

Según tus conocimientos ¿dónde ubicarías cada semilla?

Lee detenidamente la información sobre: nivel, subniveles y orbitales.

En cada nivel de energía o capas se pueden situar los electrones, desde el nivel más interno al más externo.Cada nivel tiene los electrones repartidos en diversos subniveles, estos pueden ser de cuatro tipos: s, p, d y f.

En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que contienen como máximo 2 electrones cada uno.

Figura 30. Representación de átomo

Figura 31. Nivel

Figura 32. Subniveles

Capa 1 (menos energía)

Capa 2Capa 3

Capa 4Capa 5

Capa 6 (más energía)

1s2s, 3p, 3d3s, 3p, 3d

4s, 4p, 4d, 4f5s, 5p, 5d, 5f6s, 6p, 6d, 6f7s, 7p, 7d, 7f8s, 8p, 8d, 8f

9s, 9p, 9d, 9f

10s, 10p, 10d, 10f

Hace referencia al número cuántico principal (n=1,2,3…7 ó con letras k,l,m,n,o,p,q), se determina que las capas energéticas van de las más interna con poca energía; hasta la más externa con mayor energía.

Los subniveles hacen referencia al número cuántico secundario; que describe cuatro tipos de estructuras (orbitales) dimensionales en las que se pueden encontrar los electrones de acuerdo al nivel de energía.

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Tabla 1. Número cuántico

Orbitales

Figura 33. Orbitales

Figura 34. Número cuántico principal

Figura 35. Número cuántico del momento angular

dyx

Z

X

Y

dxz

Z

X

Y

Z

X

Y

Z

X

Y

dxyX

Y

dx2

dx2y2

n = 4

n = 3

n = 2

n = 1

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

I = 0

I = 0I = 1

I = 2

I = 0I = 1

I = 2I = 3

Determinan la forma de la región del espacio en el que se mueven los electrones. Se representan con las letras, s, p, d y f.s: sharp = 2 e-/esféricaP: principal=6 e-/ 2 lóbulosD: diffuse= 10 e-/ 4 lóbulosF: Fundamental = 14 e-/ 8 lóbulos.

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones en los átomos. Observa el video tabla periódica y números cuánticos, y completa en la tabla 1 la información correspondiente a la representación y valores que toma cada número cuántico.

Número cuántico principal: Se refiere al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4…). Haciendo referencia al volumen del orbital.

Número cuántico del momento angular: hace referencia a la forma del orbital y sus valores dependen del número cuántico principal “n”.

Números cuánticos Representación y valoresn: número cuántico principall: número cuántico del momento angularm: número cuántico magnéticos: número cuántico del espín electrónico.

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Figura 36. Número cuántico magnético

Figura 37. Espín electrónico

Figura 38. Diagrama de Möeller


m = 0I = 0

I = 1

I = 2

m = 0

m = 0m = 1

m = 1

m = -1

m = -1

m = 2

m = -2

N S

S N

0° 0°

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

7d

4f

5f

6f

7f

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

7d

4f

5f

6f

7f

Número cuántico magnético: hace referencia a la distribución del orbital en el espacio.

Número cuántico del espín electrónico: se refiere a la descripción de un giro del electrón en torno a su propio eje.

La estructura electrónica de los elementos depende de la distribución de los electrones en la corteza. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales.

Existen cuatro orbitales: s, p, d y f.

La configuración electrónica sigue unas reglas:1. En un orbital solo hay espacio para dos electrones. Ejemplo: configuración electrónica del sodio (Na)

Para recordar cómo se llenan los orbitales añadiendo electrones, observa las figuras.

1S2 2S2 2S6 3S1

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Figura 42. Tabla periódica

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

7d

4f

5f

6f

7f

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

7d

4f

5f

6f

7f

HHidrógeno1s¹

1.00794 1+1−1

2.201312.0

LiLitio1s² 2s¹

6.941 3+1−1

0.98520.2

BeBerilio1s² 2s²

9.012182 4+2

1.57899.5

NaSodio[Ne] 3s¹

22.98976 110.93495.8

MgMagnesio[Ne] 3s²

24.3050 12+2+1

1.31737.7

KPotasio[Ar] 4s¹

39.0983 19+1

0.82418.8

CaCalcio[Ar] 4s²

40.078 20+2

1.00589.8

RbRubidio[Kr] 5s¹

85.4678 37+1

0.82403.0

SrEstroncio[Kr] 5s²

87.62 38+2

0.95549.5

CsCesio[Xe] 6s¹

132.9054 55+1

0.79375.7

BaBario[Xe] 6s²

137.327 56+2

0.89502.9

FrFrancio[Rn] 7s¹

(223) 87+1

0.70380.0

RaRadio[Rn] 7s²

(226) 88+2

0.90509.3

TiTitanio[Ar] 3d² 4s²

47.867 22+4+3+2+1−1

1.54658.8

VVanadio[Ar] 3d³ 4s²

50.9415 23+5+4+3+2+1−1

1.63650.9

ZrZirconio[Kr] 4d² 5s²

91.224 40+4+3+2+1

1.33640.1

NbNiobio[Kr] 4d⁴ 5s¹

92.90638 41+5+4+3+2−1

1.60652.1

HfHafnio[Xe] 4f¹⁴ 5d² 6s²

178.49 72+4+3+2

1.30658.5

TaTantalio[Xe] 4f¹⁴ 5d³ 6s²

180.9478 73+5+4+3+2−1

1.50761.0

RfRutherfordio[Rn] 5f¹⁴ 6d² 7s²

(261) 104+4

580.0

DbDubnio

(262) 105+5

CrCromo[Ar] 3d⁵ 4s¹

51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2

1.66652.9

MnManganeso[Ar] 3d⁵ 4s²

54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3

1.55717.3

MoMolibdeno[Kr] 4d⁵ 5s¹

95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2

2.16684.3

TcTecnecio[Kr] 4d⁵ 5s²

(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90702.0

WWolframio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²

183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2

2.36770.0

ReRenio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁵ 6s²

186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90760.0

SgSeaborgio

(266) 106+6

BhBohrio

(264) 107+7

FeHierro[Ar] 3d⁶ 4s²

55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2

1.83762.5

CoCobalto[Ar] 3d⁷ 4s²

58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2

1.91760.4

RuRutenio[Kr] 4d⁷ 5s¹

101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20710.2

RhRodio[Kr] 4d⁸ 5s¹

102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1

2.28719.7

OsOsmio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁶ 6s²

190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20840.0

IrIridio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁷ 6s²

192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3

2.20880.0

HsHassio

(277) 108+8

MtMeitnerio

(268) 109

NiNíquel[Ar] 3d⁸ 4s²

58.6934 28+4+3+2+1−1

1.88737.1

CuCobre[Ar] 3d¹⁰ 4s¹

63.546 29+4+3+2+1

1.90745.5

PdPaladio[Kr] 4d¹⁰

106.42 46+4+2

2.20804.4

AgPlata[Kr] 4d¹⁰ 5s¹

107.8682 47+3+2+1

1.93731.0

PtPlatino[Xe] 4f¹⁴ 5d⁹ 6s¹

195.084 78+6+5+4+2

2.28870.0

AuOro[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹

196.9665 79+5+3+2+1−1

2.54890.1

DsDarmstadio

(271) 110

RgRoentgenio

(272) 111

ZnZinc[Ar] 3d¹⁰ 4s²

65.38 30+2

1.65906.4

GaGalio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹

69.723 31+3+2+1

1.81578.8

CdCadmio[Kr] 4d¹⁰ 5s²

112.441 48+2

1.69867.8

InIndio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹

114.818 49+3+2+1

1.78558.3

HgMercurio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²

200.59 80+4+2+1

2.001007.1

TlTalio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹

204.3833 81+3+1

1.62589.4

CnCopernicio

(285) 112

UutUnuntrio

(284) 113

GeGermanio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²

72.64 32+4+3+2+1−4

2.01762.0

AsArsénico[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³

74.92160 33+5+3+2−3

2.18947.0

SnEstaño[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²

118.710 50+4+2−4

1.96708.6

SbAntimonio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³

121.760 51+5+3−3

2.05834.0

PbPlomo[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p²

207.2 82+4+2−4

2.33715.6

BiBismuto[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³

208.9804 83+5+3−3

2.02703.0

FlFlerovio

(289) 114

UupUnumpentioUnumpentio

(288) 115

SeSelenio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴

78.96 34+6+4+2−2

2.55941.0

BrBromo[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵

79.904 35+7+5+4+3+1−1

2.961139.9

TeTelurio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴

127.60 52+6+5+4+2−2

2.10869.3

IYodo[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵

126.9044 53+7+5+3+1−1

2.661008.4

PoPolonio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴

(210) 84+6+4+2−2

2.00812.1

AtAstato[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵

(210) 85+1−1

2.20890.0

LvLivermorio

(292) 116

UusUnunseptio

117

KrKriptón[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶

83.798 363.001350.8

XeXenón[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

131.293 542.60

RnRadón[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶

(220) 861037.0

UuoUnunoctio

(294) 118

BBoro1s² 2s² 2p¹

10.811 5+3+2+1

2.04800.6

AlAluminio[Ne] 3s² 3p¹

26.98153 13+3+1

1.61577.5

CCarbono1s² 2s² 2p²

12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4

2.551086.5

NNitrógeno1s² 2s² 2p³

14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3

3.041402.3

SiSilicio[Ne] 3s² 3p²

28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4

1.90786.5

PFósforo[Ne] 3s² 3p³

30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3

2.191011.8

OOxígeno1s² 2s² 2p⁴

15.9994 8+2+1−1−2

3.441313.9

FFlúor1s² 2s² 2p⁵

18.998403 9−1

3.981681.0

SAzufre[Ne] 3s² 3p⁴

32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2

2.58999.6

ClCloro[Ne] 3s² 3p⁵

35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1

3.161251.2

NeNeón1s² 2s² 2p⁶

20.1797 102080.7

ArArgón[Ne] 3s² 3p⁶

39.948 181520.6

HeHelio1s²

4.002602 22372.3

ScEscandio[Ar] 3d¹ 4s²

44.95591 21+3+2+1

1.36633.1

YItrio[Kr] 4d¹ 5s²

88.90585 39+3+2+1

1.22600.0

LaLantano[Xe] 5d¹ 6s²

138.9054 57+3+2

1.10538.1

CeCerio[Xe] 4f¹ 5d¹ 6s²

140.116 58+4+3+2

1.12534.4

AcActinio[Rn] 6d¹ 7s²

(227) 89+3

1.10499.0

ThTorio[Rn] 6d² 7s²

232.0380 90+4+3+2

1.30587.0

Pr[Xe] 4f³ 6s²

140.9076 59+4+3+2

1.13527.0

NdNeodimio[Xe] 4f⁴ 6s²

144.242 60+3+2

1.14533.1

PaProtactinio[Rn] 5f² 6d¹ 7s²

231.0358 91+5+4+3

1.50568.0

UUranio[Rn] 5f³ 6d¹ 7s²

238.0289 92+6+5+4+3

1.38597.6

PmPrometio[Xe] 4f⁵ 6s²

(145) 61+3

540.0

SmSamario[Xe] 4f⁶ 6s²

150.36 621.17544.5

NpNeptunio[Rn] 5f⁴ 6d¹ 7s²

(237) 93+7+6+5+4+3

1.36604.5

PuPlutonio[Rn] 5f⁶ 7s²

(244) 94+7+6+5+4+3

1.28584.7

EuEuropio[Xe] 4f⁷ 6s²

151.964 63+3+2

547.1

GdGadolinio[Xe] 4f⁷ 5d¹ 6s²

157.25 64+3+2+1

1.20593.4

AmAmericio[Rn] 5f⁷ 7s²

(243) 95+6+5+4+3+2

1.30578.0

CmCurio[Rn] 5f⁷ 6d¹ 7s²

(247) 96+4+3

1.30581.0

TbTerbio[Xe] 4f⁹ 6s²

158.9253 65+4+3+1

565.8

DyDisprosio[Xe] 4f¹⁰ 6s²

162.500 661.22573.0

BkBerkelio[Rn] 5f⁹ 7s²

(247) 97+4+3

1.30601.0

CfCalifornio[Rn] 5f¹⁰ 7s²

(251) 981.30608.0

HoHolmio[Xe] 4f¹¹ 6s²

164.9303 67+3

1.23581.0

ErErbio[Xe] 4f¹² 6s²

167.259 68+3

1.24589.3

EsEinstenio[Rn] 5f¹¹ 6s²

(252) 991.30619.0

FmFermio[Rn] 5f¹² 7s²

(257) 1001.30627.0

TmTulio[Xe] 4f¹³ 6s²

168.9342 691.25596.7

YbIterbio[Xe] 4f¹⁴ 6s²

173.054 70603.4

MdMendelevio[Rn] 5f¹³ 7s²

(258) 1011.30635.0

NoNobelio[Rn] 5f¹⁴ 7s²

(259) 1021.30642.0

LuLutecio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s²

174.9668 71+3

1.27523.5

LrLaurencio[Rn] 5f¹⁴ 7s² 7p¹

(262) 103+3

470.0

1170.4+8+6+4+2

+2

Praseodimio

+1−1

+3+2

+3+2

+4+3+1

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

13 14 15 16 17

18

2

1

3

Lantánidos

Actínidos

4 5 6 7 8 9 10 11 12

2

3

4

5

6

7

Cuando hay varios orbitales con la misma energía (p. ej. 3 orbitales p) pueden entrar en ellos hasta 3 (orbitales) por 2 (electrones en cada uno) = 6 elec-trones

La distribución de los electrones se realiza ocupando el orbital menor de energía.Por ejemplo:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 ,3d10…

1S2 2S2 2S6 3S1

Tabla periódica

La distribución de los orbitales en la tabla periódica está determinada de la siguiente forma.

s

dp

s

f

13

Figura 47. Configuración electrónica del sodio

Tabla 2. Capas, niveles, subniveles y número máximo de electrones

1S2 2S2 2S6 3S1

Posteriormente, reúnete con dos compañeros y tomando la representación que realizamos del átomo, describe la distribución electrónica de los siguientes elementos utilizando las semillas:Nota: para esta actividad se requiere tener la tabla periódica.(Na) SodioNúmero atómico: _11_____________________________

Configuración electrónica y diagrama de los orbitales:

Comprobando la distribución de los orbitales en la tabla periódica:Vamos a tomar la representación del átomo que realizamos, señala y nombra con diferentes colores las capas, los niveles, subniveles y el número máximo de electrones.

Capa Nivel Subniveles N° máximo de electrones

K 1 1s 2L 2 2s 2p 8M 3 3s 3p 3d 18N 4 4s 4p 4d 4f 32

Figura 43. Capas Figura 44. Niveles Figura 45. Electrones Figura 46. Subniveles

Capas Niveles Número máximo de electrones

Subniveles

14

Reúnete con dos compañeros y realicen la distribución electrónica de los siguientes elementos, partiendo del diagrama de Möeller.

(Al) Aluminio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________(Br) Bromo Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________(Sr) Estroncio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _______________________

__________________________________________________(Cr) Cromo Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________

(Ce) Cerio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________

Observa el diagrama 1.

Actividad 2Estableciendo relación entre la capa de valencia y la regla del octeto

Diagrama 1. Regla del octeto, estructura de Lewis y capa de valencia

Regla de octeto

Estructura de lewis

Pares de electrones

Atomo Grupo de gases nobles

8 electrones

Ultimo nivel de energía

Capa de valencia

K,L,M,N,O,P,Y,Q

Establece que los Como en el

se enlazan para complatar

Representada gráficamente por

en

en su

Existe siete capas

Ne

Ar

Xe

Kr

RnElementos que

cumplen la regla del octeto sin anlaces

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

7d

4f

5f

6f

7f

15

Capa de valencia.Es la capa de electrones que se encuentran en el último nivel de los átomos. Para determinar este número de valencia, se parte de la configuración electrónica del átomo, así: El oxígeno (O), su número atómico es Z = 8La configuración electrónica es: 1s22s22p4

Nótese que en el último nivel de energía el exponente es 4, la suma de los dos últimos exponentes de la capa 2 es 6, por tanto el número de electrones de valencia es 6.

Partiendo de la información de la tabla periódica, realiza la configuración electrónica para cada elemento y responde cuál es su número de valencia.

1. (Ne) Neón , número atómico Z= 10Configuración electrónica:

Número de valencia: _________

2. (K) Potasio, número atómico Z= 19 Configuración electrónica:

Número de valencia: _____

3. (Xe) Xeón, número atómico Z= 54.Configuración electrónica:

Número de valencia: _______

16

Estructura de Lewis y enlaces químicos.Gilbert Lewis fue la persona que creó la representación de los electrones de valencia en un átomo. Lo realizó por medio de puntos alrededor del símbolo del elemento, un punto por cada electrón. Por ejemplo el sodio tiene un electrón de valencia, entonces se representa así: Na°.Gracias a esta representación, se puede explicar de manera más clara lo que ocurre en los tres tipos de enlaces químicos, iónico, covalente y metálico.Observa la tabla 3 con la representación de Lewis para algunos elementos.

Estructura de LewisRealizar la representación de la estructura de Lewis en los siguientes elementos.

Sodio Na.

Nitrógeno N

Tabla 3. Representación de Lewis

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA1 2 3 4 5 6 7 8

H Be B C N O F Ne

Li Mg Al Si P S Cl Ar

Na Ca Ga Ge As Se Br Kr

K Sr In Sn Sb Te I Xe

Rb Ba Ta Pb Bi Po At Rn

# electrones de valencia

Grupo

Na

1s2 2s2 2s6 3s1

Electrón de valencia

17

se debe a que estos elementos no conforman compuestos, es decir, son estables, y de allí la analogía de su nombre.La configuración electrónica de los gases nobles determina que todos tienen ocho electrones en su último nivel de energía. A esta condición se le conoce como regla del octeto, pues los átomosalcanzan su estabilidad química al completar ocho electrones de valencia en su nivel más externo.

Existen tres excepciones a la regla del octeto.1. El Helio, aunque se encuentra en el mismo grupo de los gases nobles, en su configuración electrónica se evidencian solo dos electrones en su capa de valencia.2. Octeto incompleto: cuando los átomos no completan sus ocho electrones de valencia• H2 : Dihidrógeno• BeH2 : Hidruro de berilio• BH3 : Hidruro de boro• AlCl3 : Cloruro de aluminio• BF3 : Fluoruro de boro• Al I3 : Yoduro de aluminio

Azufre S

Flúor F

¿Qué son los gases nobles?

Excepciones a la regla del octeto

He2

Ne10

Ar18

Kr36

Xe54

Rn86

Figura 48. Gases nobles

18

3. Octeto expandido: cuando los átomos sobrepasan los 8 electrones de valencia• PCl5: Pentacloruro de fósforo • SF6: Hexafluoruro de azufre• H2SO4: ácido sulfúrico

Identifica el nombre y el número atómico de cada elemento del grupo de los gases nobles y realiza la configuración electrónica (como se observa en el Neón).

Ne Z= _____ Nombre: Neón

1s 2s 2p

Kr Z= _____ Nombre: _______

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

Xe Z= _____ Nombre: _____

_____________________________

Rn Z= _____ Nombre: _____

_____________________________

Ar Z= _____ Nombre: _____

_____________________________

Reactividad del grupo principal

Actividad 3

Figura 49. Grupos y periodos de la tabla periódica

HHidrógeno1s¹

1.00794 1+1−1

2.201312.0

LiLitio1s² 2s¹

6.941 3+1−1

0.98520.2

BeBerilio1s² 2s²

9.012182 4+2

1.57899.5

NaSodio[Ne] 3s¹

22.98976 110.93495.8

MgMagnesio[Ne] 3s²

24.3050 12+2+1

1.31737.7

KPotasio[Ar] 4s¹

39.0983 19+1

0.82418.8

CaCalcio[Ar] 4s²

40.078 20+2

1.00589.8

RbRubidio[Kr] 5s¹

85.4678 37+1

0.82403.0


87.62 38+2

0.95549.5

CsCesio[Xe] 6s¹

132.9054 55+1

0.79375.7

BaBario[Xe] 6s²

137.327 56+2

0.89502.9

FrFrancio[Rn] 7s¹

(223) 87+1

0.70380.0

RaRadio[Rn] 7s²

(226) 88+2

0.90509.3


47.867 22+4+3+2+1−1

1.54658.8


50.9415 23+5+4+3+2+1−1

1.63650.9


91.224 40+4+3+2+1

1.33640.1


92.90638 41+5+4+3+2−1

1.60652.1


178.49 72+4+3+2

1.30658.5


180.9478 73+5+4+3+2−1

1.50761.0


(261) 104+4

580.0

DbDubnio

(262) 105+5


51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2

1.66652.9


54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3

1.55717.3


95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2

2.16684.3


(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90702.0


183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2

2.36770.0


186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90760.0

SgSeaborgio

(266) 106+6

BhBohrio

(264) 107+7


55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2

1.83762.5


58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2

1.91760.4


101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20710.2


102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1

2.28719.7


190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20840.0


192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3

2.20880.0

HsHassio

(277) 108+8

MtMeitnerio

(268) 109


58.6934 28+4+3+2+1−1

1.88737.1


63.546 29+4+3+2+1

1.90745.5


106.42 46+4+2

2.20804.4


107.8682 47+3+2+1

1.93731.0


195.084 78+6+5+4+2

2.28870.0


196.9665 79+5+3+2+1−1

2.54890.1

DsDarmstadio

(271) 110

RgRoentgenio

(272) 111


65.38 30+2

1.65906.4


69.723 31+3+2+1

1.81578.8


112.441 48+2

1.69867.8


114.818 49+3+2+1

1.78558.3


200.59 80+4+2+1

2.001007.1


204.3833 81+3+1

1.62589.4

CnCopernicio

(285) 112

UutUnuntrio

(284) 113


72.64 32+4+3+2+1−4

2.01762.0


74.92160 33+5+3+2−3

2.18947.0


118.710 50+4+2−4

1.96708.6


121.760 51+5+3−3

2.05834.0


207.2 82+4+2−4

2.33715.6


208.9804 83+5+3−3

2.02703.0

FlFlerovio

(289) 114


(288) 115


78.96 34+6+4+2−2

2.55941.0


79.904 35+7+5+4+3+1−1

2.961139.9


127.60 52+6+5+4+2−2

2.10869.3


126.9044 53+7+5+3+1−1

2.661008.4


(210) 84+6+4+2−2

2.00812.1


(210) 85+1−1

2.20890.0

LvLivermorio

(292) 116

UusUnunseptio

117


83.798 363.001350.8


131.293 542.60


(220) 861037.0

UuoUnunoctio

(294) 118

BBoro1s² 2s² 2p¹

10.811 5+3+2+1

2.04800.6


26.98153 13+3+1

1.61577.5


12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4

2.551086.5


14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3

3.041402.3


28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4

1.90786.5


30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3

2.191011.8


15.9994 8+2+1−1−2

3.441313.9


18.998403 9−1

3.981681.0


32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2

2.58999.6


35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1

3.161251.2


20.1797 102080.7


39.948 181520.6

HeHelio1s²

4.002602 22372.3


44.95591 21+3+2+1

1.36633.1


88.90585 39+3+2+1

1.22600.0


138.9054 57+3+2

1.10538.1


140.116 58+4+3+2

1.12534.4


(227) 89+3

1.10499.0


232.0380 90+4+3+2

1.30587.0

Pr[Xe] 4f³ 6s²

140.9076 59+4+3+2

1.13527.0


144.242 60+3+2

1.14533.1


231.0358 91+5+4+3

1.50568.0


238.0289 92+6+5+4+3

1.38597.6


(145) 61+3

540.0


150.36 621.17544.5


(237) 93+7+6+5+4+3

1.36604.5


(244) 94+7+6+5+4+3

1.28584.7


151.964 63+3+2

547.1


157.25 64+3+2+1

1.20593.4


(243) 95+6+5+4+3+2

1.30578.0


(247) 96+4+3

1.30581.0


158.9253 65+4+3+1

565.8


162.500 661.22573.0


(247) 97+4+3

1.30601.0


(251) 981.30608.0


164.9303 67+3

1.23581.0


167.259 68+3

1.24589.3


(252) 991.30619.0


(257) 1001.30627.0


168.9342 691.25596.7


173.054 70603.4


(258) 1011.30635.0


(259) 1021.30642.0


174.9668 71+3

1.27523.5


(262) 103+3

470.0

1170.4+8+6+4+2

+2

Praseodimio

+1−1

+3+2

+3+2

+4+3+1

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

13 14 15 16 17

18

2

1

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

2

3

4

5

6

7

Periodo

Grupo

19

Figura 50. Tabla periódica y distribución por grupos y periodos

Bloque s

Bloque p

Bloque d

4f5f

Bloque f

1s 1s2s3s4s5s6s7s

3d4d5d6d

2p3p4p5p6p

Gases nobles

Elementos de transición

Elementos de transición internos

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

IIIB IVB VB VIB VIIBVIII

IB IIB

IA

Corresponde a las filas en la tabla periódica y su clasificación se realiza con base en su número cuántico principal n. Existen actualmente siete periodos.

La electronegatividad en la tabla periódica se distribuye como se observa en la figura 51

La electronegatividad se interpreta como la tendencia que tienen los átomos de atraer electrones.

Las columnas representan los grupos y su clasificación corresponde a una configuración electrónica particular. Partiendo de esta información están clasificados por sus características químicas, que para los grupos representativos, le confieren la particularidad de compuestos reactivos. La tabla periódica consta de 18 grupos. Estos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y B con números romanos.BLOQUE “s” GRUPOS IA y IIABLOQUE “p” GRUPOS III A al VIII ABLOQUE “d” GRUPOS I B al VIII B ELEMENTOS DE TRANSICIÓNBLOQUE “f” ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

Periodo

Reactividad de los elementos de la tabla periódica

Grupos

HHidrógeno1s¹

1.00794 1+1−1

2.201312.0

LiLitio1s² 2s¹

6.941 3+1−1

0.98520.2

BeBerilio1s² 2s²

9.012182 4+2

1.57899.5

NaSodio[Ne] 3s¹

22.98976 110.93495.8

MgMagnesio[Ne] 3s²

24.3050 12+2+1

1.31737.7

KPotasio[Ar] 4s¹

39.0983 19+1

0.82418.8

CaCalcio[Ar] 4s²

40.078 20+2

1.00589.8

RbRubidio[Kr] 5s¹

85.4678 37+1

0.82403.0


87.62 38+2

0.95549.5

CsCesio[Xe] 6s¹

132.9054 55+1

0.79375.7

BaBario[Xe] 6s²

137.327 56+2

0.89502.9

FrFrancio[Rn] 7s¹

(223) 87+1

0.70380.0

RaRadio[Rn] 7s²

(226) 88+2

0.90509.3


47.867 22+4+3+2+1−1

1.54658.8


50.9415 23+5+4+3+2+1−1

1.63650.9


91.224 40+4+3+2+1

1.33640.1


92.90638 41+5+4+3+2−1

1.60652.1


178.49 72+4+3+2

1.30658.5


180.9478 73+5+4+3+2−1

1.50761.0


(261) 104+4

580.0

DbDubnio

(262) 105+5


51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2

1.66652.9


54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3

1.55717.3


95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2

2.16684.3


(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90702.0


183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2

2.36770.0


186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3

1.90760.0

SgSeaborgio

(266) 106+6

BhBohrio

(264) 107+7


55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2

1.83762.5


58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2

1.91760.4


101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20710.2


102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1

2.28719.7


190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2

2.20840.0


192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3

2.20880.0

HsHassio

(277) 108+8

MtMeitnerio

(268) 109


58.6934 28+4+3+2+1−1

1.88737.1


63.546 29+4+3+2+1

1.90745.5


106.42 46+4+2

2.20804.4


107.8682 47+3+2+1

1.93731.0


195.084 78+6+5+4+2

2.28870.0


196.9665 79+5+3+2+1−1

2.54890.1

DsDarmstadio

(271) 110

RgRoentgenio

(272) 111


65.38 30+2

1.65906.4


69.723 31+3+2+1

1.81578.8


112.441 48+2

1.69867.8


114.818 49+3+2+1

1.78558.3


200.59 80+4+2+1

2.001007.1


204.3833 81+3+1

1.62589.4

CnCopernicio

(285) 112

UutUnuntrio

(284) 113


72.64 32+4+3+2+1−4

2.01762.0


74.92160 33+5+3+2−3

2.18947.0


118.710 50+4+2−4

1.96708.6


121.760 51+5+3−3

2.05834.0


207.2 82+4+2−4

2.33715.6


208.9804 83+5+3−3

2.02703.0

FlFlerovio

(289) 114


(288) 115


78.96 34+6+4+2−2

2.55941.0


79.904 35+7+5+4+3+1−1

2.961139.9


127.60 52+6+5+4+2−2

2.10869.3


126.9044 53+7+5+3+1−1

2.661008.4


(210) 84+6+4+2−2

2.00812.1


(210) 85+1−1

2.20890.0

LvLivermorio

(292) 116

UusUnunseptio

117


83.798 363.001350.8


131.293 542.60


(220) 861037.0

UuoUnunoctio

(294) 118

BBoro1s² 2s² 2p¹

10.811 5+3+2+1

2.04800.6


26.98153 13+3+1

1.61577.5


12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4

2.551086.5


14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3

3.041402.3


28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4

1.90786.5


30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3

2.191011.8


15.9994 8+2+1−1−2

3.441313.9


18.998403 9−1

3.981681.0


32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2

2.58999.6


35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1

3.161251.2


20.1797 102080.7


39.948 181520.6

HeHelio1s²

4.002602 22372.3


44.95591 21+3+2+1

1.36633.1


88.90585 39+3+2+1

1.22600.0


138.9054 57+3+2

1.10538.1


140.116 58+4+3+2

1.12534.4


(227) 89+3

1.10499.0


232.0380 90+4+3+2

1.30587.0

Pr[Xe] 4f³ 6s²

140.9076 59+4+3+2

1.13527.0


144.242 60+3+2

1.14533.1


231.0358 91+5+4+3

1.50568.0


238.0289 92+6+5+4+3

1.38597.6


(145) 61+3

540.0


150.36 621.17544.5


(237) 93+7+6+5+4+3

1.36604.5


(244) 94+7+6+5+4+3

1.28584.7


151.964 63+3+2

547.1


157.25 64+3+2+1

1.20593.4


(243) 95+6+5+4+3+2

1.30578.0


(247) 96+4+3

1.30581.0


158.9253 65+4+3+1

565.8


162.500 661.22573.0


(247) 97+4+3

1.30601.0


(251) 981.30608.0


164.9303 67+3

1.23581.0


167.259 68+3

1.24589.3


(252) 991.30619.0


(257) 1001.30627.0


168.9342 691.25596.7


173.054 70603.4


(258) 1011.30635.0


(259) 1021.30642.0


174.9668 71+3

1.27523.5


(262) 103+3

470.0

1170.4+8+6+4+2

+2

Praseodimio

Electronegatividad

+1−1

+3+2

+3+2

+4+3+1

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

+3+2

13 14 15 16 17

18

2

2

3

4

5

6

7

Aumenta

Figura 51. Electronegatividad tabla periódica

20

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión.Los elementos o compuestos que tienen la propiedad de participar en una reacción química con otros, se considera que tiene reactividad alta.

Electronegatividad Nombre3,98 (F) Flúor 3,44 (O) Oxígeno3,16 (Cl) Cloro3,04 (N) Nitrógeno2,96 (Br) Bromo

Tabla 4. Electronegatividad de los elementos y tabla periódica

Partiendo de la observación de la tabla periódica, escriba los cinco elementos que presentan mayor electronegatividad.

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21

Configuración electrónica

En la tabla periódica los elementos más reactivos son los que se encuentran ubicados entre los grupos 1 y 2, reaccionan fácilmente con el oxígeno.

Se caracterizan por tener los electrones de la última capa (electrones de valencia) en orbitales s (grupos 1 y 2). Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares en sus propiedades, que le confieren el carácter de formar compuestos reactivos.

Los metales alcalinos del grupo 1 (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio) forman un grupo homogéneo de elementos extremadamente reactivos. Sus propiedades físicas y químicas pueden ser interpretadas en función de su configuración electrónica simple ns1.

Son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas, y son buenos conductores del calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, el oxígeno y otras sustancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres.

Completa la información sobre la configuración electrónica de algunos elementos del grupo 1 de la tabla periódica.

Observando la tabla periódica, y partiendo de la electronegatividad de los elementos, determine: que elementos pueden generar enlaces con mayor facilidad (más reactivos, en termino de ganancia o pérdida de electrones).

Ganancia de electrones Pérdida de electrones

Figura 52. Sodio

Figura 53. Litio

Na. Z=11

1s 2s 2p 3s

Fr. Z= 87

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s

22

Figura 54. Enlaces químicos

Figura 55. Enlace iónico

Actividad 4

Enlace iónico Se establece entre átomos que tienen grandes diferencias de electronegatividad, y tienden a ceder electrones con facilidad, por esta razón se forma de la unión de elementos metálicos y no metálicos.

Ejemplo: el átomo de sodio transmite su electrón de valencia al cloro.

Na+

Na+Cl

Cl -

Tipos de enlaces

Iónico

Sólidos iónicos Sólidos MetálicosSustanciasmoleculares

Solidos de red covalente

Covalente Metálico

23

Figura 56. Enlace covalente


Figura 57. Enlace metálico

Enlace covalenteLos enlaces covalentes están formados por átomos no metálicos. Los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, se unen compartiendo electrones de valencia.

Enlace covalente simple: se forma cuando dos átomos comparten solo un par de electrones. Cl2

Enlace covalente doble: se forma cuando dos átomos comparten dos pares de electrones. Ejemplo dióxido de carbono CO2

Enlace covalente triple: se forma cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Ejemplo el acetileno C2 H2

Enlace covalente apolar: este tipo de enlace se da en átomos con la misma electronegatividad, los electrones compartidos son atraídos por ambos núcleos. Sin generar polos o cargas parciales.

Enlace covalente polar: este tipo de enlace se da en átomos con diferente electronegatividad; uno de los átomos atrae con mayor intensidad los electrones compartidos, originando diferencia de cargas en los extremos de los enlaces.

Enlace metálicoLos enlaces metálicos se presentan entre elementos metálicos, debido a que tienen pocos electrones en su última capa de valencia, por lo general 1 y 3.

Ejemplo: dos átomos de cloro se unen para formar. Cl2

Enlacetriple

C C

C C

Enlacedoble

C C

C C

Enlacesencillo

C C

C C

Un ejemplo de enlace metálico es el que se presenta entre iones positivos (catión) del sodio Na+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.

24

Determina en los siguientes compuestos a qué tipo de enlace corresponde y dibuja la estructura de Lewis.

H2O___________________Representación Lewis:

CO2 ___________________Representación Lewis:

NaCl___________________Representación Lewis:

Actividad 5Intensidad de la fuerza de interacción del enlace y las propiedades macroscópicas observadas

Fuerzas intermoleculares y propiedades macroscópicasLas propiedades de la materia se podrían describir partiendo de la temperatura de ebullición y la temperatura de fusión, todos estos procesos tienen relación con las fuerzas que mantienen unidas a las partículas que constituyen cada una de las sustancias. A estas fuerzas las denominamos interacciones intermoleculares.A la fuerza de interacción entre moléculas se le conoce como “fuerzas intermoleculares” y tienen cuatro clasificaciones principales.

Si quisiera separar una molécula de agua, ¿cómo lo haría?

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25

Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre los iones de una sustancia con los polos de las moléculas covalentes polares.

Fuerzas de van der Waals

Puente de hidrógeno

Atracción dipolo-dipolo

Atracción ion-dipolo

Son fuerzas intermoleculares débiles, se presentan en moléculas apolares, como el O2 y el CH4. Por el movimiento de los electrones se producen momentos de desequilibrio, generando polos positivos y negativos.

Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre enlaces polares, como: F - H; O - H y N – H. Las fuerzas por puente de hidrógeno se establecen entre los elementos con un alto nivel de electronegatividad. Un ejemplo es el agua H2O, los puentes de hidrogeno son los responsables de que la molécula del agua hierva a 100 °C.

Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre dos moléculas polares. Esta interacción se produce entre la zona cargada negativamente de una molécula y la positiva de otra. Las moléculas polares forman los sólidos, líquidos y gases.

Figura 58. Ion dipolo- dipolo

26

Estado de la materia Temperatura Estructura de fuerza interacciones

Relaciona las fuerzas de interacción de las moléculas de agua en sus tres estados, compara su temperatura y explica lo que observas en las fuerzas de interacción.

Figura 59. Hielo

Figura 60. Agua

Figura 61. Vapor de un géiser

Figura 62. Átomo

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Actividad 6Clasificando los compuestos químicos en átomos, iones y moléculas

Un átomo se define como

Partiendo de las imágenes vamos a determinar y posteriormente clasificar un átomo, una molécula y los iones.

27

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Una molécula se define como

Un ion se define como

En la siguiente tabla clasifica átomos, moléculas e iones, marcando con una X según corresponda.

FFigura 63. Molécula

Figura 64. Ion

ClÁtomo Molécula Iones Anión Catión

Cl-NaClCl2Na2+FH2OClNH3CH4O2-H2He2+CN-MnO4IBr-

28

Orbital Forma y número de electronesOrbitales s Hasta 2 electrones.

Forma esférica.

Orbitales p En tres dimensiones parejas de lóbulos.Cada uno 2 electrones, para un total de 6.

Orbital d Un máximo de 2 electrones por cada orbital.En el plano X, Y y Z, un conjunto de 5 orbitales.Un total de 10 electrones.

Orbitales f Un conjunto de 7 orbitales, para cada uno 2 electrones, en total de 14 electrones.

Orbitales atómicos

Figura 65. Orbitales S

Figura 66. Orbitales p

Figura 67. Orbitales d

Figura 68. Orbitales f

zy

x

Z X

Y

Z X

Y

Z X

Y

Z

X

Y

Z

X

Y

Z

X

YZ

X

Y

Z

X

Y

Z

X

Y Z

X

Y

Z

X

Y

Z

X

YZ

X

YZ

X

YZ

X

Y

29

Litio

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Elemento Nombre Número atómico

Configuración electrónica

Electrones de valencia Capa y nivel

Fe

Sn

Au

Pb

Ag

Rh

Hg

U

1. Con la ayuda de la tabla periódica, completa el siguiente cuadro

2. Realiza la configuración electrónica de los siguientes elementos, e identifica los electrones de valencia. Utiliza la tabla periódica para escribir el símbolo químico de cada elemento.

Bromo

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

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30

Manganeso

__________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

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Plata

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Mercurio

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3. Analiza y completa la siguiente tabla

Fórmula molecular Estructura de LewisC3 H8

C2H2

H3PO4

31

Lista de figurasFigura 1. Representación de enlace iónico

Figura 2. Modelos atómicos. Pixabay (2013, septiembre 13). Escaleras de caracol. [Fotografía]. Obtenido de: http://pixabay.com/static/uploads/photo/2013/09/11/19/31/stairs-181483_640.jpg

Figura 3. Demócrito. Picasa Review Bot. (2007, Junio 10). Demócrito. [Imagen]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f1/Dem%C3%B3crito,_by_Diego_Vel%-C3%A1zquez.jpg

Figura 4. Dalton. Material scientist.(1834, Junio 1). John Dalton by Charles Turner.. [Imagen]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d4/John_Dalton_by_Char-les_Turner.jpg

Figura 5. Thomson. QWerk. (2007, Octubre 25). English physicist J J Thomson. [Imagen]. Obte-nido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c1/J.J_Thomson.jpg

Figura 6. Rutherford. Materialscientist. (2014, Octubre 14). Ernest Rutherford 1908.jpg. Obteni-do de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/de/Ernest_Rutherford_1908.jpg

Figura 7. Bohr. Materialscientist. (2011, Agosto 11). Niels Bohr Date Unverified LOC.jpg. Obte-nido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5e/Niels_Bohr_Date_Unverified_LOC.jpg

Figura 8. Lewis. Gobonobo. (2012, Agosto 12). Gilbert N Lewis.jpg. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/2/21/Gilbert_N_Lewis.jpg

Figura 9. Sommerfeld. VladiMens. (2012, Abril 11). Sommerfeld1897.gif. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5e/Niels_Bohr_Date_Unverified_LOC.jpg

Figura 10. Schrodinger. Kuiper.(2010, September 10). Schrodinger.jpg. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/Wikipedia/commons/1/1f/Schrodinger.jpg






Figura 16. Átomo

Figura 17. Núcleo atómico

Figura 18. Corteza


32

Figura 20. Círculo 50 cm







Figura 27. Fríjol

Figura 28. Arveja

Figura 29. Maíz

Figura 30. Representación de átomo

Figura 31. Nivel


Figura 33. Orbitales

Figura 34. Número atómico principal

Figura 35. Número cuántico del momento angular

Figura 36. Número cuántico magnético

Figura 37. Espín electrónico





Figura 42. Tabla periódicaPaco.7070 (2011, marzo 18) Tabla elementos. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wiki-pedia/commons/a/a2/Tabla_elementos.svg

Figura 43. Capas

Figura 44. Niveles

33

Figura 45. Número máximo de electrones


Figura 47. Configuración electrónica del sodio

Figura 48. Gases nobles

Figura 49. Grupos y periodos de la tabla periódica

Figura 50. Tabla periódica y distribución por grupos y periodos

Figura 51: Electronegatividad tabla periódica

Figura 52. SodioDnn87. (2007, Diciembre 12). Na (Sodium). [Fotografía]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/27/Na_(Sodium).jpg

Figura 53. LitioDennis “S.K”(2012, diciembre 12) Limetal.jpg. Obtenido de:http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/21/Limetal.JPG

Figura 54: Enlaces químicos

Figura 55. Enlace iónico


Figura 57. Enlace metálico

Figura 58. Ion dipolo- diplo

Figura 59. Hielo. Manske, M. (2009, Marzo 9) Steam Phase eruption of Castle geyser with dou-ble rainbow.jpg. Obtenido de: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Steam_Phase_eruption_of_Castle_geyser_with_double_rainbow.jpg

Figura 60. Agua. Manske, M. (2013, agosto 22) Lengua de agua (8066528650).jpg. Obtenido de: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Lengua_de_agua_(8066528650).jpg

Figura 61. Vapor de géiser. Manske, M. (2009, Marzo 9) Steam Phase eruption of Castle geyser with double rainbow.jpg.Obtenido de: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Steam_Phase_erup-tion_of_Castle_geyser_with_double_rainbow.jpg

Figura 62. Átomo

Figura 63. Molécula

Figura 64. Ion

Figura 65. Orbitales s

Figura 66. Orbitales p

34

Figura 67. Orbitales d

Figura 68. Orbitales f

Bibliografía

Mateu, N. B. (2011). Biologia 2. España: Portal Conectar Igualdad.

Santillana. (2010). Hipertexto Santillana Ciencias 8. Bogotá, Colombia: Editorial Santillana S.A.

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Introducción...En el átomo se distinguen dos partes núcleo y corteza. En el núcleo podemos encontrar los protones con carga positiva y las partículas sin carga, que son los neutrones