INSTITUTO INTEGRADO DE COMERCIO-BARBOSA, SANTANDER GUÍAS DE TRABAJO ACADÉMICO

Emergencia sanitaria COVID-19 TERCER PERÍODO 2020ASIGNATURA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

GRADO SEPTIMO

META DE COMPRENSIÓN: .Conocer y comparar la estructura interna de la materia, entendiendo el papel del átomo, como la base de la formación de todas las moléculas.

DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN Clasifica y verifico las propiedades de la materia. Compara los diferentes modelos que explican la estructura interna de la materia.

1° MOMENTO: EXPLORACIÓN

COMPOSICION DE LA MATERIA

La materia es todo lo que ocupa un lugar en el Universo. La materia es todo aquello que se forma a partir de átomos o moléculas, y con la propiedad de encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso. Son algunos ejemplos las piedras, la madera, los huesos, el plástico, el aire y el agua. Al observar un determinado paisaje, pueden verse árboles, un río, un caballo pastando, pájaros, flores, etc. Todas esas cosas forman parte de la naturaleza y se pueden ver y tocar. Esa característica común (visible y palpable) que tienen todos los objetos se denomina materia. Es decir, la materia es lo que forma las cosas que tocamos y vemos.

La materia tiene volumen porque ocupa un lugar en el espacio. Además tiene masa, que es la cantidad de materia que posee un objeto y que se puede medir con una balanza. La materia, a diferencia de los objetos o cuerpos, no está limitada por la forma ni por el tamaño. A su vez, los objetos o cuerpos (por ejemplo una caja) pueden estar construidos por diferentes materiales (cartón, metal, madera, plástico). Además, un mismo objeto puede estar formado por uno o varios materiales (caja de madera con tapa de plástico y cerradura de metal). También, diferentes objetos pueden estar fabricados con el mismo tipo de material (balde, pelota y botella de plástico). En el universo, la materia suele encontrarse en tres estados diferentes de agregación: sólido (hierro, madera), líquido (agua de mar) y gaseoso (aire atmosférico). En estos tres estados de agregación se observan las siguientes características:

1) La materia está formada por pequeñas partículas.2) Esas partículas están en constante movimiento (en los gases más que en los líquidos

y sólidos).Hay fuerzas de atracción entre las partículas que forman la materia (en los sólidos más que en líquidos y gases). Esas partículas, que son pequeñísimas y que forman parte de la materia se denominan átomos.

Conceptos relativos al átomo.Átomo. Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que puede participar en una reacción química. Constituido esencialmente por tres partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón. Es bueno tener en cuenta que los electrones, los protones y el número atómico son iguales en cantidad.La cantidad de protones de un átomo se conoce con el nombre de número atómico, y se simboliza con la letra Z.El número atómico del hidrogeno es 1 (Z=1); El del Carbono es 6 (Z= 6) y el del oxígeno es 8 (Z= 8).Número de Masa (A), Número Másico o Peso atómico. La masa de un átomo depende del número de protones y neutrones que contiene en su núcleo. . A = Z + NLa masa atómica del helio es de 4 u m s que resulta de sumar 2 protones y 2 neutrones. Cada casilla de la tabla periódica muestra el número atómico, su símbolo y su nombre, su estado físico a temperatura ambiente y la masa promedio de sus átomos.

La masa atómica del helio es de 4 u m s que resulta de sumar 2 protones y 2 neutrones. Cada casilla de la tabla periódica muestra el número atómico, su símbolo y su nombre, su estado físico a temperatura ambiente y la masa promedio de sus átomos.ACTIVIDAD 1: Teniendo en cuenta la lectura anterior realiza un esquema que la represente, puede ser un mapa conceptual, cuadro sinóptico entre otros.

20 MOMENTO. ACTIVIDAD 2: Copia en tu cuaderno la información.

LA MATERIA: La materia compone todo lo que te rodea: tu cuaderno, la silla que ocupas en el salón, la fruta de tus onces y hasta tu cuerpo. En conclusión la materia es cualquier cosa que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.La materia se puede distinguir por sus propiedades. Son propiedades físicas aquellas que afectan directa o indirectamente a nuestros sentidos. Las propiedades químicas de las sustancias se manifiestan cuando se transforman en otras distintas.

Propiedades generales de la materia.Son las propiedades comunes a toda clase de materia, entre éstas tenemos:Propiedad Características Masa Cantidad de materia de un cuerpo. Unidades: kilogramo (Kg), gramo

(g) y el miligramo (mg). Volumen Espacio o lugar que ocupa un cuerpo. Unidades: metro cúbico (m3),

centímetro cúbico (cm3), el litro (l) Peso Es el resultado de la fuerza de atracción o gravedad que ejerce la

tierra sobre los cuerpos. Inercia Tendencia de un cuerpo a permanecer en reposo si está en reposo, o

en movimientos si está en movimientos.

Propiedades específicas de la materia.Las propiedades específicas de la materia dependen de su naturaleza. Estas se clasifican en propiedades físicas y propiedades químicas.Entre las propiedades físicas tenemos:

Punto de ebullición: temperatura a la cual hierve un líquido. El agua hierve a 100 C0. Punto de fusión: temperatura a la cual una sustancia se derrite o se funde. Densidad: es la masa en gramos que tiene 1 centímetro cúbico de sustancia. La

fórmula para calcular la densidad es: d = m vdonde m: masa V: volumenCalculemos un trozo de oro con una masa de 6,5 g y un volumen de 12 cm3, entonces d= 6,5 g ______ d= 0,54g/cm3

12 cm3

Un trozo de aluminio con una masa de 9,5g y un volumen de 40cm3 d= m v d= 0,23g/ cm3

d= 9,5g 40cm3

Propiedades Químicas: Son las que permiten caracterizar el comportamiento de las sustancias cuando éstas se transforman o se combinan con otras. Por ejemplo, cuando una puntilla se deja expuesta al aire por algún tiempo, se observa una delgada capa de óxido en la superficie de la puntilla; se dice entonces que la puntilla se oxidó.Esto nos indica una propiedad química del hierro ya que se produjo una oxidación, es decir un cambio químico. Se consideran propiedades químicas: la combustión, la capacidad de oxidarse, la afinidad con otras sustancias (agua, ácidos). ¿De qué forma encontramos la materia en la naturaleza?Desde el punto de vista básico, la materia se encuentra fundamentalmente en los estados.

Líquido Presenta un volumen definido Toma la forma del recipiente. Ejemplos el agua, la sangre, la orina.

Sólido Presenta una estructura rígida. Tiene forma y volumen definidos. Ejemplos: una flor, una mesa, hielo

Gaseosos No presenta volumen y forma fijos. Ocupan todo el espacio disponible. Ejemplos: oxígeno, gas carbónico, helio..

La materia está constituida por pequeñísimas partículas separadas unas de otras en mayor o menor grado de acuerdo al estado en que se encuentran.Las partículas más pequeñas de cualquier sustancia, que conservan las propiedades físicas y químicas de la misma se denominan moléculas.Las moléculas están constituidas por otras partículas más pequeñas llamadas átomos.

LA CLASIFICACIÓN DE LA MATERIALa materia, según las sustancias que la forman, puede clasificarse en dos categorías principales: sustancias puras y mezclas.Las sustancias puras están constituidas por una única sustancia. Así, por ejemplo, el cobre de los cables eléctricos no puede descomponerse en otras sustancias. Las mezclas están formadas por diferentes sustancias combinadas. El mortero que se utiliza para la construcción es una combinación de agua, cemento y arena. Distinguimos dos tipos de mezclas:Mezclas heterogéneasLas mezclas heterogéneas son aquellas en las que podemos diferenciar sus componentes a simple vista. Una ensalada de frutas es un ejemplo de mezcla heterogénea, otro ejemplo es arena disuelta en agua.Las mezclas homogéneas son aquellas en las cuales todos sus componentes están distribuidos uniformemente, es decir, la concentración es la misma en toda la mezcla, en otras palabras en la mezcla hay una sola fase. Ejemplos de mezclas homogéneas son la limonada, sal disuelta en agua, entre otras. Este tipo de mezcla se denomina solución o disolución.Existen disoluciones líquidas como el agua de mar (agua y sales minerales), gaseosas como el aire que respiramos (oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono) y sólidas como el bronce (cobre y estaño).ACTIVIDAD 3 I. En la siguiente tabla, marca con un “X” cuando corresponda a una mezcla homogénea, una mezcla heterogénea, o una sustancia pura. Sustancia/ Mezcla Mezcla homogénea Mezcla heterogénea Sustancia puraAceite y aguaAgua de marCoca colaAguaVinoAireOxígenoAgua y azúcar PizzaSal Mayonesa GranolaCervezaGelatina

II. Calcula la densidad en cada caso.1. Un trozo de plata con una masa de 5 gramos y un volumen de 12cm3.2. Calcula la densidad de un cuerpo que tienen un volumen de 2cm2 y una masa de 25 gramos.3. Calcula la densidad de una sustancia, si sabemos que 12 gramos ocupan 4cm3.4. Calcula la densidad de un cuerpo que tiene de masa 12 gramos y un volumen de 3cm3.

III. Relaciona los términos con los conceptos correspondientes.TÉRMINOS CONCEPTOS

1.Mezclas heterogéneas ( ) Temperatura a la cual hierve un líquido.

2.Punto de ebullición ( ) Constituidas por una única sustancia3. Propiedades químicas ( ) Son aquellas en las que podemos diferenciar sus componentes a

simple vista.4. Volumen ( ) Toma la forma del recipiente.

5. Punto de fusión ( ) Todos sus componentes están distribuidos uniformemente.6.Líquido ( ) Presenta una estructura rígida.

7.Sustancias puras ( ) Temperatura a la cual una sustancia se derrite o se funde.8.Sólido ( ) Espacio o lugar que ocupa un cuerpo.9.Mezla homogénea ( ) Permiten caracterizar el comportamiento de las sustancias

cuando éstas se transforman o se combinan con otras.IV. Realiza un dibujo de cada uno de los estados.

ACTIVIDAD 4. Teniendo en cuenta la siguiente información, organiza claramente tus apuntes en el cuaderno, por medio de un resumen, o un mapa conceptual, la teoría moderna sobre la materia, modelos atómicos a través del tiempo.LA TEORÍA MODERNA SOBRE LA MATERIA La pregunta de cómo está compuesta la materia y cuál es su estructura, ha estado presente desde hace mucho tiempo en la historia de la humanidad y, a través de su desarrollo, se han planteado diversas teorías que permiten explicar los fenómenos de interacción de la materia. Hace 2500 años, los filósofos griegos se hacían preguntas sobre la constitución de la materia, creían que la materia estaba formada por una combinación de sustancias simples llamadas elementos y que éstos no se podían descomponer en otras sustancias más sencillas. Estos elementos eran el aire, el fuego, el agua y la tierra.

LAS PRIMERAS IDEAS SOBRE LA COMPOSICION DE LA MATÉRIADesde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Los modelos atómicos a través del tiempo Desde el surgimiento de la teoría atómica de la materia, se han propuesto modelos que pretenden describir la estructura interna del átomo, la cual es el componente fundamental de la materia como la conocemos. Con el desarrollo tecnológico y científico se ha podido describir de una manera más detallada y compleja la estructura del átomo, teniendo en cuenta que no es posible a simple vista identificarlas y cuantificarlas. En la actualidad, el estudio de los átomos se fundamenta en la física, en ramas como la mecánica cuántica que describe los procesos que experimentan las partículas a un nivel subatómico.La teoría atómica de la materia Los griegos fueron quienes por primera vez se preocuparon por indagar acerca de la constitución íntima de la materia, aunque desde una perspectiva puramente teórica, pues no le daban importancia a la experimentación. Cerca del 450 a.C., Leucipo propuso que era imposible cortar un material y dividirlo de manera indeterminada, ya que esto significaría que la materia no tenía estructura y que tampoco estaba compuesta por algo conciso; esto le parecía absurdo y, en consecuencia, concibió la idea de los átomos (del quiego ätoμos, que significa “sin división), los cuales describió como partículas fundamentales que componen la materia. Dicho planteamiento terminaba con el problema de la división infinita de la materia, ya que al existir los átomos, la materia ahora contaba con una estructura definida y de composición concisa. Los postulados de la teoría atómica griega establecían que:

Los átomos son sólidos, indivisibles y eternos. Entre los átomos solo existe el vacío. Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma, tamaño y distribución

espacial

Las propiedades de la materia varían según el tipo de átomos y como estén agrupados.

El modelo de Dalton En 1805, el inglés John Dalton publicó la obra “Nuevo Sistema de la Filosofía Química”, en la cual rescató las ideas atomistas propuestas por Demócrito y Leucipo más de dos mil años atrás, los conceptos de conservación de la materia de Antoine-Laurent Lavoisier y la ley de las proporciones definidas de Joseph-Louis Proust. La teoría atómica de Dalton comprendía los siguientes postulados:

La materia está constituida por átomos, partículas indivisibles e indestructibles. Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes entre sí, en

cuanto a masa, tamaño y cualquier otra característica, además difieren de aquellos que componen otros elementos.

Los átomos se combinan para formar entidades compuestas. En esta combinación los átomos de cada uno de los elementos involucrados están presentes siguiendo proporciones definidas y enteras. Así mismo, dos o más elementos pueden unirse en distintas proporciones para formar diferentes compuestos.

El modelo de Thomson En 1906 el físico inglés Joseph John Thomson recibió el Premio Nobel de Física por el descubrimiento del electrón, sin embargo, este no fue su único aporte notorio a las ciencias naturales. Se le suele atribuir a Thomson la proposición del modelo que lleva su nombre, sin embargo, este fue inicialmente propuesto por Lord Kelvin alrededor de 1900. Thomson fue fuerte partidario de este modelo debido a que, para entonces, ya había descubierto la existencia del electrón (1897). Thomson visualizó su modelo usando como ejemplo un postre inglés conocido como pudín de pasas; según su modelo atómico, aquellos corpúsculos (conocidos en la actualidad como electrones) se distribuían en el átomo como uvas pasas en un pudin, o alternativamente, como las semillas en una sandía.El modelo de Rutherford Ernest Rutherford, físico neozelandés, recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones en cuanto a la desintegración de los elementos y la química se de sustancias radioactivas, sin embargo, se le reconoce más por el desarrollo del modelo atómico que remplazó al propuesto por su mentor, Thomson. Su modelo atómico se basó en los resultados del experimento Geiger-Marsden, a partir de los cuales pudo concluir la naturaleza nuclear de los átomos.Modelo Atómico De Bohr Este modelo también se llama de Bohr-Rutherford. Niels Henrik David Bohr, fue un físico danés que vivió entre los años 1885 y 1962 que se basó en las teorías de Rutherford para explicar su modelo atómico. Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.

Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía. Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un

electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo. El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr:

El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón. El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita

alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía. Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de

mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa. En el modelo de Bohr se introdujo ya la teoría de la mecánica cuántica que pudo explicar cómo giraban los electrones alrededor del núcleo del átomo.

Los electrones al girar en torno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía. Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.

Modelo Atómico de Sommerfeld Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld fue un físico alemán que vivió entre los años 1868 y 1951. La aportación más importante de este físico alemán fue cambiar el concepto de las órbitas circulares que definían los electrones en el modelo atómico de Bohr por órbitas elípticas. Lo que hizo Sommerfeld fue perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas lo que dio lugar al descubrimiento del numero cuántico Azimutal (o secundario). Cuanto mayor era este número mayor era la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón.

Modelo Atómico De Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico austriaco que vivió entre los años 1887 y 1961 cuyo modelo cuántico y no relativista explica que los electrones no están en órbitas determinadas. Describió la evolución del electrón alrededor del núcleo mediante ecuaciones matemáticas, pero no su posición. Decía que su posición no se podía determinar con exactitud. 8

Schrödinger propuso entonces una ecuación de onda que ayuda a predecir las regiones donde se encuentra el electrón, que se conoce como “ecuación de Schrödinger”. Estos tres últimos modelos son los que se utilizan hoy en día para estudiar el átomo.

3o Momento .ACTIVIDAD 5I: Escribe dentro del paréntesis la primera letra del nombre del científico de acuerdo a las características del modelo atómico que propuso. Dalton (D), Thomson (T), Rutherford R) y Bohr (B).a. ( ) en su modelo establece que en el núcleo está concentrada la masa y la carga

positivab. ( ) En su modelo establece niveles de energía donde se ubican los electronesc. ( ) El átomo lo considera indivisible e indestructibled. ( ) El átomo es considera como una pequeña esfera cargada positivamente con cargas

negativas para neutralizar.e. ( ) En su modelo establece un núcleo y alrededor de este se encuentran girando los

electronesf. ( ) El átomo es considerado como una pequeña esferag. ( ) Descubrió al electrón y lo introdujo en su modelo para neutralizar cargas

II: Complete las siguientes frases: 1. Físico danés que postulo que los electrones en el átomo se mueven en ciertas orbitas de energía definida __________ 2. Físico inglés que postuló que el átomo es una esfera de cargas positivas en donde se distribuyen los electrones______ 3. Modelo atómico vigente que postula orbitales y niveles de energía en el átomo_____________ 4. Filósofo griego que planteo por primera vez que la materia estaba formada por átomos ____________ 5. Científico inglés que propuso que los átomos eran esferas rígidas, indivisibles e indestructibles _____________ 6. Partícula subatómica de carga negativa _____________ 7. Partícula subatómica de carga positiva ______________ 8. Parte más pequeña de un elemento químico __________ 9. Partícula subatómica sin carga _____________ 10. Parte externa del átomo en los modelos de Rutherford y Bohr __________ 11. Parte central del átomo en los modelos de Rutherford y Bohr __________ III. Busca en la sopa de letras los nombres de los científicos que contribuyeron, con sus aportes, a la formulación de los diferentes modelos atómicos, Luego, completa la tabla.

Nombre del científico Aportes

IV. Realice los esquemas de los modelos atómicos de los anteriores científicos.

Si les ha interesado el tema y desean obtener más información o reforzar los contenidos puede consultar los siguientes linkshttp://www.youtube.com/watch?v=p59iyE1aVoo#action=share

META DE COMPRENSIÓN:

Conocer y manejar la tabla periódica interpretando su periodicidad para comprender las propiedades de los elementos.

DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN

1. Establece diferencias entre los grupos y los períodos de la tabla periódica.2. Relaciona la configuración electrónica de los elementos con su ubicación en la tabla periódica.

1° MOMENTO: EXPLORACIÓN: ACTIVIDAD 1 .Lea detenidamente y responda las siguiente preguntas.

LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

La tabla periódica de los elementos químicos es un sistema de clasificación, en el cual se agrupan los elementos químicos de acuerdo con sus características semejantes. Aunque existen diversos científicos que aportaron a la elaboración de este sistema, la primera tabla periódica fue propuesta por Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), quien publicó una tabla en 1869 en la cual se organizaban los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos; mientras que Henry G. J. Moseley (1887-1915), en 1913, observó que un elemento se diferenciaba de otro por el número de protones; es decir, el número atómico. La tabla periódica actual consta de 118 elementos, de los cuales los cuatro últimos fueron agregados en el 2015, esto de acuerdo con la Unión Internacional de la Química Pura y Aplicada (IUPAC). La tabla periódica se encuentra organizada en filas horizontales llamadas períodos, que corresponden a los niveles de energía de un átomo, y en columnas verticales denominadas grupos o familias, que en algunos elementos indican la cantidad de electrones en el último nivel de energía. Los elementos de la tabla periódica se clasifican en elementos representativos, desde el grupo IA al grupo VIIIA, donde se encuentran los metales alcalinos, los alcalinotérreos, los térreos, los carbonoides, los nitrogenoides, los anfígenos, los halógenos, y los gases nobles; elementos de transición , desde el grupo IB al VIIIB, y elementos de transición interna, donde se encuentran los lantánidos ubicados en el período 6 y los actínidos ubicados en el período 7.

La tabla periódica de los elementos químicos, está dividida en grupos y períodos .Filas horizontales llamadas PERÍODOS y las columnas verticales denominadas GRUPOS

Grupos y períodos.La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman períodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo. La tabla periódica consta de siete períodos, que indican los niveles de energía.

Los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (IA): metales alcalinos Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérreosGrupo 13 (IIIA): familia térreos Grupo 14 (IVA): carbonoideos o familia del carbonoGrupo 15 (VA): nitrogenoideos o familia del nitrógenoGrupo 16 (VIA): calcógenos, anfígenos o familia del oxígeno Grupo 17 (VIIA): halógenos Grupo 18 (Grupo VIII): gases nobles

IIIB IIB Serie de actínidos reciben la denominación de Metales de transición o tierras raras Serie de lantánidos a. ¿A qué se le denomina tabla periódica?b. ¿Cuál fue el aporte de Mendeleiev en la construcción de la tabla periódicac. La primera tabla periódica fue propuesta por y en qué año.d. ¿Qué son grupos y periodos y realice el esquema que los representa.e. Cómo están clasificados los elementos de la tabla periódica?f. Escribe los grupos de la tabla periódica.

ACTIVIDAD 2 Consulte la tabla periódica para responder las siguientes preguntas 1. Escriba los nombres y los símbolos de los elementos que pertenecen al grupo IA y al grupo VIIIA.Ejemplo: Nombres y símbolos de los elementos que pertenecen al grupo IIA. Y así sucesivamente ubica todos los elementos que pertenecen al grupo.

2. Escriba el nombre y los símbolos de los elementos que pertenecen al periodo 1 y al período 3.3. Escriba los grupos que pertenecen a la región p y los que pertenecen a la región s.

4. Organice, los elementos K, Cr, Au, Si, C, He, Ti, Sr, en una tabla de datos, escribiendo lo siguiente: Nombre del elemento Símbolo químico El grupo al que pertenece El período al que pertenece La región de la tabla periódica

5. Completa la siguiente tabla teniendo en cuenta la siguiente información.

Elemento Símbolo ZNúmero atómico

AMasa

atómica

Período Grupo Clase de elemento

Zona

Boro 2 pNa

2720

Zn12

Oxígeno 14

17C

6. Copie en tu cuaderno el modelo de la tabla periódica y ubique los siguientes elementos con su número atómico.

C, Na, Al, P, S, Cl, K, Ca, Ba, O, N, Cu, Ag, Fe, F

20 Momento .Lea y escriba en su cuaderno el siguiente texto.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN SUBNIVELES DE ENERGÍA Los electrones de un mismo nivel de energía, no tienen la misma energía. El subnivel de energía nos indica, más exactamente, el estado energético del electrón. Cada capa o nivel de energía contiene uno o más subniveles (máximo 4). Los subniveles se representan con las letras minúsculas s, p, d, f. Cada subnivel puede contener un número máximo de electrones (ver tabla). El número máximo de electrones que puede contener el subnivel se indica con un exponente, o sea, el número que se coloca en la parte superior de la letra del subnivel. Para indicar el nivel de energía, donde está el subnivel, se antepone el número del nivel de energía, a la letra del subnivel. Los subniveles se ordenan según su cantidad de energía, a partir del diagrama, siguiendo el orden indicado por las flechas. Para realizar la configuración electrónica o notación espectral de un elemento químico, se distribuyen los electrones en los subniveles de energía, de menor a mayor energía.

Configuración electrónica Según la teoría atómica actual, los electrones de un átomo se organizan alrededor del núcleo en órbitas o niveles, los cuales corresponden a regiones de espacio en las que existe una alta probabilidad de hallar o encontrar un electrón. Cada nivel se puede subdividir en subniveles. A la representación de la forma cómo se distribuyen los electrones en los distintos subniveles de energía se llama configuración electrónica de un átomo. De esta distribución depende gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas del átomo.

Triángulo de Pauling.

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s 7p 7d 7f

Originando el orden de distribución de electrones por niveles y subniveles, para la notación espectral se debe tener en cuenta:

un orbital tiene máximo 2e-

El subnivel s tiene un solo orbital, por lo tanto solo le caben 2 e-

El subnivel p tiene siempre 3 orbitales, por lo tanto solo le caben 6 e-

El subnivel d tiene siempre 5 orbitales, por lo tanto solo le caben 10 e-

El subnivel f tiene siempre 7 orbitales, por lo tanto solo le caben 14 e-

Y el orden de acuerdo al aumento de energía es:

1s2 ,2s2 ,2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 ,3d10 ,4p6 ,5s2 ,4d10 ,5p6 ,6s2 ,4f14 ,5d10 ,6p6 ,7s2 ,5f14 ,6d10 ,7p6 ,6f14 ,7d10 ,7f14

Debemos cumplir la REGLA DE HUND “la distribución electrónica en los orbitales de cada subnivel se debe hacer de uno en uno y NO de par en par”

Numero de número de número de Subniveles orbitas electrones1 (1s) 1s 2

2 (2s, 2p) 1s, 3p 8

3(3s, 3p, 3d) 1s, 3p, 5d 18

4(4s, 4p, 4d, 4f) 1s, 3p, 5d, 7f 32

5(5s, 5p, 5d, 5f) 1s, 3p, 5d, 7f 32

6(6s, 6p, 6d, 6f) 1s, 3p, 5d, 7f 32

7(7s, 3p, 5d, 7f) 1s, 3p, 5d, 7f 32

Diagrama de orbitales Una forma sencilla de escribir la configuración electrónica es mediante el uso de diagrama de orbitales. Un orbital se representa: __, , , ___ , un orbital es una región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar los electrones y cada electrón por una flecha que indica la dirección del giro del espín.Por ejemplo, el diagrama de orbitales que representan la configuración del hidrógeno (Z=1s=↑ Cuando un subnivel tiene más de un orbital, como es el caso de los subniveles p, d y f, se cumplen dos principios que deben considerarse al escribir la configuración electrónica y realizar el diagrama de orbitales: el principio de Pauli y la regla de Hund.

El principio de Pauli dice que cada orbital acepta, como máximo, dos electrones, que deben poseer espín contrario.

La regla de Hund establece que los electrones van ocupando el subnivel, de tal forma, que cada electrón adicional que entra se ubica en orbitales diferentes con el mismo espín. Esta regla establece que el orden en que los electrones ocupan un subnivel es aquel que presenta el mayor número de electrones desapareados.

Ejemplo: Realiza la configuración electrónica y el diagrama de orbitales del elemento Cl (cloro), Z= Cl= 17Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Diagrama de orbitales 17Cl

1s2 ↑↓

2s2 2p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

3s2 3p5

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ Niveles: 3 Subniveles: 5 Orbitales semillenos: 1Orbitales vacíos: 0Covalencia: 1-0Electrovalencia: 7Grupo: VII APeríodo: 3Clase de elemento: halógeno (no metal)NOTA: Los niveles se hallan sumando los números, si están repetidos se cuenta una vez, los subniveles se suman todas las letras, un orbital está en capacidad de recibir dos electrones, en este caso hay un orbital semillenos, porque solo posee uno. Para hallar los orbitales vacíos se tiene en cuenta los orbitales, para este caso no hay vacíos, todos están ocupados, por lo tanto se coloca cero. Para hallar la covalencia se tiene en cuenta los orbitales semillenos y los orbitales vacíos. Para hallar la electrovalencia se tiene en cuenta el último nivel, en este caso el último nivel es el 3 y como esta repetido se suman los dos que son 2+5 = 7. Grupo, período y clase de elemento lo ubica en la tabla periódica.

3o Momento ACTIVIDAD 3

1. Realice la configuración electrónica y el diagrama de orbitales de los siguientes elementos:

A. Calcio B. Potasio C. Bromo D. Plata E. Potasio

2. Completa la siguiente tabla.

Elemento Número atómico

Z

Configuración electrónica

Diagrama de orbitales

Azufre 16OxígenoHierro

Argón Aluminio

3. Indique el grupo, período, número atómico y nombre de los siguientes elementos, según su configuración electrónica.A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

META DE COMPRENSIÓN:

Comprender y explicar los principios básicos que rigen la formación de enlaces químicos, entendiendo su vital importancia en la formación y separación de sustancias.

DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN

1 .Define el concepto de enlace químico.2. Reconoce y explica la importancia de los electrones de valencia.3. Reconoce la relación que se establece entre la configuración electrónica de los átomos y la formación de enlaces.

1° MOMENTO: EXPLORACIÓN: ACTIVIDAD 1. Lea detenidamente y responda las siguientes preguntas.

¿Cómo se unen los átomos? Una de las formas de unión es formando enlaces químicos . Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando dos átomos se unen, ceden, aceptan o comparten electrones, pero solo los llamados electrones de valencia pueden hacer esto. Los electrones de valencia son los que se encuentran en la última capa del átomo y son los únicos que están dispuestos a compartirse con otro átomo. Cuando dos átomos se unen siempre cumplen la llamada regla del octeto. Regla del Octeto La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones. Son los electrones de la última capa, los más alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones. Los gases nobles son los únicos no reactivos, porque ya tienen 8 electrones en su última capa y no admiten más.

a. ¿Qué son los electrones de valencia?b. La regla del octeto que dice.c. ¿Qué son los enlaces químicos?

20 Momento: ACTIVIDAD 2. Lea y escriba en tu cuaderno el siguiente texto.

ENLACE QUÍMICO Es la unión de dos o más átomos para formar una molécula.Para poder desarrollar los tipos de enlaces debemos utilizar la estructura de Lewis.Términos a saber. 1. Electronegatividad: Es el elemento que en un enlace químico recibe electrones.2. Electropositividad: Es el elemento que en un enlace cede electrones.3. Ley del octeto: Es la tendencia que todo átomo cuando se combina debe tener en su último nivel ocho electrones. ENLACES QUÍMICOS

Iónico Covalente

Sencillo Doble Triple

Enlace Iónico: Es un enlace que se crea entre dos átomos diferentes (uno metálico y otro no metálico), en este proceso un átomo entrega un electrón a otro (proceso que se conoce como transferencia). En este caso un átomo pierde un electrón en tanto que el otro lo gana. "Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones". Recuerda que una carga eléctrica negativa y otra positiva se atraen. ¿Qué pasará con el catión (carga positiva) y el anión (carga negativa) formado por los dos átomos al encontrarse? Pues que se atraen y forman el enlace iónico .

Enlace Covalente: Los enlaces covalentes están formados por átomos NO METALICOS. Los elementos de la derecha del todo de la tabla periódica son los elementos NO metálicos. Los átomos No metálicos suelen tener muchos electrones girando en su última órbita (electrones de valencia) por lo que tienden a ganar electrones en lugar de cederlos para tener los 8 electrones de la regla del octeto y tener la estabilidad de los gases nobles. ¿Qué implica esto? pues que estos átomo, los no metales, como no quieren desprenderse de electrones, al encontrarse o unirse, lo que harán será compartir electrones de su última capa, en lugar de ceder o ganar electrones, que sería el caso de los enlaces iónicos. Vemos que los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, si no que los comparten. "Los enlaces covalentes se forman compartiendo electrones de valencia". Cuando se unen dos átomos no metálicos los electrones que comparten los mantienen unidos y forman parte de los dos átomos, formando así una molécula (varios átomos unidos). Una vez unidos los dos átomos adquieren la estructura de los gases nobles con 8 electrones. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unan.Para resumir la tendencia de todo átomo es tener 8electrones de valencia en su último nivel.

Esto lo logran de tres formas: Ganando electrones de valencia Cediendo electrones de valencia Enlace iónico. Compartiendo electrones de valencia.

Enlace covalente

Formación de los Enlaces Covalentes: Veamos un ejemplo de formación de enlaces covalentes. El Cloro es un no metal. El cloro en estado natural se presenta en Cl2, es decir una molécula de cloro de 2 átomos. Los dos átomos de cloro están unidos mediante un enlace covalente. El cloro tiene 7 electrones en su última capa, por lo tanto si comparten uno de estos electrones cada uno, en la molécula ya tendrían 8 electrones cada uno. Perfecto han formado una molécula con dos átomos muy estables. Este enlace solo necesita compartir un electrón cada uno para formar el octeto:

Otro caso es el de la molécula de oxígeno O2. Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia, con lo que tendrán que compartir 2 electrones cada uno para llegar al octeto. Los enlaces covalentes pueden compartir 1, 2 o 3 electrones de valencia. Se llaman enlaces simples, dobles o triples. Aquí tienes un ejemplo de cada uno de ellos: Cl2, O2 y N2.

ESTRUCTURAS DE LEWIS: Consiste en escribir el símbolo del elemento y alrededor de este número de puntos igual que el número de electrones que se encuentran en el último nivel de energía (electrones de valencia). Por ejemplo, el litio tiene un solo electrón en su último nivel de energía, por lo que se representa como Li+ el símbolo del elemento representa el núcleo atómico los puntos, los electrones de valencia. La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces o equis, que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.

Ejemplo: (cloro), Cl= Z= 17

30 Momento ACTIVIDAD 3

1. Desarrolla la estructura de Lewis para los siguientes elementos:A. SodioB. PotasioC. MagnesioD. CalcioE. NitrógenoF.Carbono2. Realiza la configuración electrónica para los siguientes elementos: Sodio, cloro, calcio, hidrogeno, boro, flúor.a. Determinar los electrones de valencia de cada elemento.b.¿ A que elemento le queda más fácil recibir o ceder electrones de valencia?.3. Determinar la estructura de Lewis que forman las siguientes parejas de elementos.A. El Ca (Z=20) con el O (Z=8)B. El Na (Z=11) con el F (Z=9)