INSTITUTO INTEGRADO DE COMERCIO – BARBOSA, SANTANDERGUÍAS DE TRABAJO ACADÉMICO

Emergencia sanitaria COVID-19. II PERIODO 2020

ASIGNATURA: Química. GRADO: DÉCIMO

ESTUDIANTE: ______________________________________________________________

Taller #1

META DE COMPRENSIÓN

Interpreta información sobre la naturaleza eléctrica de la materia diferenciando modelos explicativos, comprendiendo su constitución y aplicación en los diferentes campos del quehacer humano

DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN Interpreta conceptos de radiactividad, electricidad y modelos atómicos

Desarrollo de las secuencias o momentos

Momento 1. EXPLORACIÓNACTIVIDAD 1. Lea el siguiente texto de manera atenta y resuelva lo planteado en su cuaderno:En el año 380 a. C. Demócrito postuló que la materia estaba formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Por esta misma época, Platón y Aristóteles plantearon lo contrario: que la materia era algo continuo, que siempre se podrá dividir en parte más pequeñas hasta el infinito.

• ¿Cuál de estos planteamientos es verdadero?• De acuerdo a sus conocimientos, conteste:¿Cuáles son las partículas fundamentales del átomo y qué tipo de carga posee cada una?¿En cuál zona del átomo se centra la masa de éste y qué partículas la determinan?

Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICAACTIVIDAD 2. Lea el siguiente contenido y conteste los puntos 1, 2 y 3 en su cuaderno

1. Leer atentamente el siguiente texto sobre la naturaleza eléctrica de la materia y elaborar en su cuaderno un cuadro que presente: en la primera columna: nombre del científico, en la segunda el año(s) y en la tercera descubrimiento o aporte a la ciencia

TEMA 1. NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

La interpretación de resultados experimentales en los cuales se evidencia la naturaleza eléctrica de la materia ha permitido la evolución de la teoría atómica. Cada una de esas experiencias se describe a continuación en forma cronológica:

a. Evidencia de la existencia de partículas negativas en la materia.Los griegos, hace más de 2000 años, descubrieron que, al frotar una varilla de ámbar con una tela, aquella atraía objetos livianos como polvo o plumas ligeras. Posteriormente observaron que dos varillas de ámbar frotadas se repelían entre sí, pero eran atraídas por una varilla de vidrio frotada con seda.Otto Von Guericke en el siglo XVII encontró que, al frotar una piedra de azufre con la mano, ella adquiría la propiedad de atraer trozos de papel y ocasionalmente se desprendían chispas. A estos fenómenos Guericke le dio el nombre de electricidad derivado del nombre griego del ámbar. Benjamín Franklin en 1752 mediante una cometa y un cable húmedo logró conducir a tierra la carga eléctrica de una nube. Posteriormente Faraday en 1826 logró obtener el primer motor eléctrico empleando grandes bobinas de alambre, iniciándose así las investigaciones con tubos de descarga, en 1838, constituyéndose este hecho como uno de los más significativos en el desarrollo de la teoría atómica.Rayos catódicosEn 1879, Sir William Crookes experimentando con tubos de vidrio, como el de la Fig. 1, en los cuales había hecho el vacío, observó que se desprendía una radiación del cátodo al ánodo por lo cual la denominó rayos catódicos. Ellos son impulsados por la gran diferencia de potencial entre los electrodos.

Cuando no se hace un buen vacío, la alta concentración de partículas en estado gaseoso que quedan dentro del tubo, impide el paso de la corriente.

Figura 1. Tubo de rayos catódicos y su desplazamiento en línea recta.

En 1895 Jean Perrin descubrió que los rayos catódicos estaban cargados negativamente por la atracción que sufrían hacia el polo positivo de un imán y su repulsión al acercarle el otro polo como se observa en la Fig.2.

Fig. 2. Desviación de los rayos catódicos por un campo magnético.

En la misma época, Honrad Wilhelm Roentgen, experimentando con estos tubos y utilizando anticátodos con películas metálicas, en un cuarto oscuro, observó accidentalmente sobre una pantalla fluorescente vecina, cierta intensidad luminosa. Continuó sus investigaciones y logró establecer que los rayos catódicos al chocar contra el anticátodo producían un tipo de radiación de alto poder de penetración, no desviable por campos eléctricos ó magnéticos a la que denominó rayos X y que hoy son de gran utilidad en medicina y en cristalografía así, como también en la determinación del número de cargas positivas del núcleo del átomo. En la Fig. 3. Se ilustra un tubo de rayos X moderno. Fig. 3. Tubo de Rayos X

RadiactividadEl científico francés Antoine Henry Becquerel, en 1896, cuando se encontraba estudiando las propiedades de ciertos minerales entre ellos sales de uranio, concluyó que emitían espontáneamente un tipo de radiación de mayor poder de penetración que los rayos X pues velaban una placa fotográfica aún cuando estuviera en la oscuridad y cubierta por una envoltura protectora. En 1898 los esposos Fierre y Mane Curie se interesaron por los descubrimientos de Becquerel y mediante sus investigaciones lograron descubrir los elementos radio (Ra) y polonio (Po) que emitían radiaciones semejantes al uranio (U) y por ello se les denominó materiales radiactivos. Rutherford logró separar estas radiaciones, por medio de un campo eléctrico, en tres tipos que detectó en una pantalla:

Fig. 4. Radiaciones emitidas por materiales radiactivos y su comportamiento frente a un campo eléctrico.

De las observaciones realizadas por Rutherford se concluye la naturaleza eléctrica de la materia y el fenómeno de transmutación de los elementos, es decir, la transformación de un elemento en otro por emisión de radiaciones alfa, beta y gama. Los materiales radiactivos tienen gran influencia en el mundo actual por sus implicaciones en las fuentes de energía nuclear para barcos, submarinos, centrales energéticas nucleares, satélites y en la fabricación de las bombas atómicas. Por otro lado, el efecto fisiológico de la exposición a las emisiones radiactivas es de consecuencias fatales pues las quemaduras producidas son de tipo cancerígeno y así mismo afectan el código genético de los cromosomas de las células sexuales con repercusiones graves sobre la descendencia. Algunas aplicaciones de la radiactividad se indican en la tabla 1.

ISOTOPO NOMBRE USOS

Arsénico – 74 En la localización de tumores cerebrales.

Cobalto – 60 En el tratamiento del cáncer.

Yodo – 131 En la detección del malfuncionamiento de tiroides. En la medida de la actividad hepática. En el tratamiento del cáncer de tiroides.

Radio – 226 En el tratamiento del cáncer.

Sodio – 24 En la detección de constricciones y obstrucciones en el sistema circulatorio.

Fósforo – 32 En el tratamiento del cáncer de piel.Tabla 1. Algunos radioisótopos y sus aplicaciones en medicina.

El electrónEn 1897 el científico inglés Joseph J. Thomson (Nóbel de Física en 1906) en la Universidad de Cambridge, estudió la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos y confirmó que poseían carga negativa independientemente del gas existente dentro del tubo, fue así como propuso la existencia de una partícula negativa común a toda la materia. Esta partícula, conocida inicialmente como rayos catódicos, debería ser la unidad de electricidad a la cual Stoney, en 1891, había llamado electrón.Thomson midió los campos eléctricos y magnéticos necesarios para producir cierta desviación y con el aparato de la Fig. 3.6 logró determinar la relación entre la carga y la masa del electrón (e/m = -1.76 x 108 coul/g.)Los rayos catódicos son partículas cargadas negativamente y fueron descubiertos en 1879 por Sir William Croques. Los rayos X fueron descubiertos en 1895 por Konrad Wilhelm Roenygen.Robert Millikan en1908 determinó directamente que la carga de un electrón es -1.6 x 10-19 coulombios. La masa del electrón (9,1x 10- 28 g) es despreciable comparada con la masa del protón (1.67 x 10- 24 g) y con la del neutrón (1,67 x 10 – 24 g)

Fig. 5. Aparato utilizado por Thomson para determinar e/m del electrón.

En 1908 Robert André Millikan (Nóbel de Física en 1923) al irradiar con rayos X gotas de aceite que había rociado entre dos placas eléctricas encontró que algunas gotas incorporaban carga eléctrica y que la menor carga eléctrica incorporada tenía un valor característico (-1.6 x 1019 coulombios). Algunas gotas podían incorporar carga múltiplo de este valor. Se le asignó este valor de carga al electrón y el caso de los múltiplos era razonable pues una gota podía incorporar más de un electrón.Conocida la relación entre la carga y la masa (e/m) y la carga del electrón (e) se pudo determinar indirectamente la masa.

e- = 1,76 x 108 Coul/g. E= 1.6x 10-19 coul/m m = -1,6 x 10-19 coul/m / 9,11 x 10-28 g = -1.76 x 108 coul/g

b. Evidencia de la existencia de partículas positivas en la materiaLa existencia de partículas positivas en la materia se evidenció al detectar la emisión de rayos alfa en la descomposición radiactiva.Eugene Goldstein, en 1886, utilizando tubos con el cátodo perforado y que contenían un gas a baja presión observó, que además de la corriente de rayos catódicos (electrones), había una corriente de partículas que se dirigían del ánodo hacia el cátodo y los denominó por ello, rayos anódicos o rayos canales. Se explicó su origen de la siguiente manera: Los rayos catódicos (electrones) al dirigirse hacia el polo positivo, encuentran a su paso moléculas del gas alojado dentro del tubo y debido a su energía cinética alta, chocan y arrancan otros electrones del gas y originan partículas positivas que se dirigen hacia el cátodo. Dentro del tubo existen por lo tanto corriente de electrones que se dirigen al ánodo y corriente de partículas positivas que se dirigen hacia el cátodo. En la figura 6 se ilustra este hecho.

Fig. 6. Tubo de Goldstein para evidenciar la existencia de partículas positivas.NOTA: dentro de la figura se lee: 1. Ánodo, 2. Rayos catódicos,

3. Cátodo perforado, 4. Rayos canales

En 1906, Thomson descubrió que cuando el tubo de Goldstein contenía hidrógeno, los rayos anódicos poseían una carga igual a la del electrón, pero de signo H contrario (+1,6 x 10 –19 coul) y los denominó protones. En los átomos el número de electrones y de protones es igual, ya que la materia, como un todo, es eléctricamente neutra. c. Partículas neutras en la materiaEn 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de una partícula sin carga que impidiera la repulsión entre los protones a la cual denominó neutrón. En 1932 durante el estudio de reacciones nucleares, James Chadwick detecto la existencia de una partícula sin carga, con un alto poder de penetración y con una masa aproximadamente igual a la del protón. En física y química se utiliza frecuentemente la unidad de masa atómica (u.m.a.) que es aproximadamente la masa del neutrón (1 u.m.a. = 1.67 x l0 gramos)d. Otras partículas atómicas

Es muy superficial describir el átomo en términos de electrones, protones y neutrones únicamente, pues en la actualidad se conocen muchas partículas subatómicas.En los estudios nucleares se ha descubierto que cada partícula posee su antipartícula. Sus masas varían desde cero para el neutrino hasta 2400 veces la masa del electrón. La mayoría de ellas se originan por el bombardeo de los átomos con partículas de alta energía o durante las descomposiciones radiactivas. Su existencia es muy corta y se descomponen en energía y otras partículas atómicas.A pesar de la complejidad del átomo, en el estudio de la química no nuclear basta considerarlo como constituido por electrones, protones y neutrones.

2. Elabore un glosario utilizando mínimo 20 términos de la lectura NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

TEMA 2. EL ÁTOMO A TRAVÉS DEL TIEMPO3. Lea atentamente el siguiente texto y elabore un cuadro destacando: Científico, aportes y una

representación gráfica del modelo

Los griegos fueron los primeros en indagar sobre la constitución íntima de la materia. Cerca del año 450 a.C Leucipo y Demócrito propusieron que la materia estaba constituida por pequeñas partículas llamadas átomos, palabra que significa indivisible.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: En 1805 John Dalton propone una nueva teoría buscando una explicación a las leyes químicas que se habían deducido empíricamente hasta el momento, como la ley de la conservación y la ley de las proporciones definidas. Esta teoría tenía los postulados: La materia está constituida por átomos indivisibles e indestructibles Átomos de una misma sustancia son semejantes entre sí, en cuanto a masa, tamaño y difieren

de aquellos que componen otros elementos Los átomos se combinan para formar compuestos. En esta combinación los átomos de cada uno

de los elementos involucrados están presentes siguiendo proporciones definidas y enteras Dos o más elementos pueden unirse en diferentes proporciones para formar diferentes

compuestos.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON: Este modelo tiene como antecedentes: Observación de fenómenos eléctricos generados por frotamiento d sustancias Descubrimiento del electrón Descubrimiento del protón

Debido a estos descubrimientos JOSEPH THOMSON propuso un modelo en el cual la parte positiva del átomo se hallaba distribuida uniformemente por todo el volumen de éste, mientras los electrones se hallaban inmersos en esta matriz de protones como las uvas pasas en un pudin. Además planteaba que la cantidad de cargas positivas y negativas presentes eran iguales , con lo cual el átomo era esencialmente una entidad neutra.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: Este modelo tiene como antecedentes: Descubrimiento de la radiactividad Descubrimiento de los rayos X

Debido a estos descubrimientos, a principios del siglo XX realizó un experimento con el cual observó que cuando un haz de partículas alfa, emitidas por un elemento radiactivo, golpeaba contra una lámina de oro, algunas de las partículas incidentes rebotaban, este hecho le permitió proponer (en 1911) la existencia del núcleo atómico como una zona central densa, en la cual se concentraba el 99,95% de la masa atómica. El núcleo debía ser positivo, porque las partículas alfa, también positivas, eran rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos del metal. Estableció que los electrones debían mantenerse en constante movimiento en torno al núcleo a una cierta distancia, con lo cual parte del volumen del átomo sería espacio vacío. Igual a Thomson, Rutherford consideró que la carga negativa de los electrones debía contrarrestar la carga positiva del núcleo, para dar lugar a un átomo neutro.Inconsistencias de este modelo: De acuerdo a la física clásica toda partícula acelerada, como es el caso de un electrón girando alrededor del núcleo de un átomo, emite energía, en forma de radiaciones electromagnéticas, lo que trae como consecuencia la pérdida de energía continuamente, hasta terminar precipitándose en el núcleo, dando lugar a u colapso atómico.

MODELO PLANETARIO DE BOHR: Este modelo surge con el fin de dar solución a las consistencias del modelo atómico de Rutherford. Bohr propuso en 1913, que los electrones deberían moverse alrededor del núcleo a gran velocidad y siguiendo órbitas definidas.

MODELO ATÓMICO ACTUAL: Este modelo tiene como antecedentes: La naturaleza de la luz: dualidad onda-partícula El espectro electromagnético La teoría cuántica de Planck El modelo de Bohr El modelo de Sommerfeld Cada uno de estos científicos aportó desde su campo de investigación hasta llegar al modelo

mecánico cuántico de la materia.

MODELO CUÁNTICO DE LA MATERIA: Este modelo considera: La materia es ondulatoria El principio de incertidumbre de HEISENBERG, principio que concluye que ya no se emplean

números absolutos sino probabilidades para referirse a cualquier parámetro que caracteriza una partícula subatómica.

La ecuación de SCHRODINGER, éste científico concluyó: Existe la probabilidad de hallar un electrón en una zona del espacio periférico al núcleo atómico. Esta probabilidad es también la densidad electrónica, de modo que las regiones donde existe una

alta probabilidad de encontrar un electrón, son las zonas de alta densidad electrónica. La ecuación de SCHRODINGER delimita las regiones mencionadas. Estas regiones (orbitales) se describen por medio de cuatro parámetros, llamados números

cuánticos

MOMENTO 3 TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN)

ACTIVIDAD 3. Copie y desarrolle la siguiente evaluación

EVALUACIÓN

I. Consultando sobre el átomo y los modelos atómicos, contestar las siguientes preguntas:1. ¿Quiénes fueron los precursores de la teoría atómica?2. ¿A qué se deben los fenómenos eléctricos?3. ¿Cómo se descubre el electrón?4. ¿Cómo se descubre el protón?5. ¿Qué cargas tienen las partículas elementales?6. ¿En qué consiste el modelo de Thomson?7. ¿En qué consiste el modelo de Rutherford?8. ¿Por qué el modelo de Rutherford hace cambiar el modelo del átomo?

II. Escriba dentro del paréntesis F si es falso o V si es verdadero1. Dalton predijo la existencia de electrones ( ) 2. Goldstein descubre el electrón ( )3. Dalton descubre el protón ( ) 4. Thomson descubre el electrón ( )5. El científico Maxwell, en 1865, estableció que la luz era una onda electromagnética ( )6. Max Planck estableció que la energía se emite o se absorbe en cantidades discretas, a las

que llamó cuantos ( )

III. Elaborar un cuadro de cuatro (4) columnas y siete(7) filas sobre: el átomo a través del tiempo: primera columna: Nombre del autor del modelo, segunda columna: año, tercera columna: representación gráfica del modelo (dibujo) y cuarta columna: características del modelo

IV. Consulte sobre la explosión en la planta de Chernóbil, (fue el 26 de abril de 1986) ucrania y conteste:

a) ¿Por qué el estroncio es radiactivo?

b) ¿Cuáles fueron las consecuencias de la liberación del estroncio 90?c) ¿Cómo afecta la radiación a la naturaleza?d) ¿Por qué se usan algunos isótopos radiactivos en la medicina y en la industria?e) En la actualidad, todavía se evidencian las consecuencias de la catástrofe de Chernóbil,

¿cuáles son?f) ¿Qué otros tipos de radiación son perjudiciales

para los seres vivos y los recursos naturales?

V. Complete la información de la siguiente tabla, relacionada con las partículas fundamentales de la materia y responda luego las preguntas

a) ¿Qué relación se puede establecer entre la carga y la masa de cada partícula?b) ¿Qué partícula se encuentra en el núcleo?c) ¿Cuál partícula posee la mayor masa?

TALLER # 2

META DE COMPRENSIÓN:

Resuelve ejercicios sobre enlaces químicos e interpreta características atómicas, configuración electrónica y números cuánticos estableciendo diferencias entre éstas y comprende la formación de compuestos

DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN:

1. Explica las clases de enlace químico y resuelvo ejercicios gráficos2. Resuelve ejercicios sobre configuración electrónica

Desarrollo de las secuencias o momentos

Momento 1. EXPLORACIÓN.

ACTIVIDAD 1. Explica lo que sucede en la siguiente caricatura

CONCEPTOS PREVIOS

• La electronegatividad, es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular.

ACTIVIDAD 2. Con ayuda de la Tabla periódica, copie la electronegatividad de 2 grupos y 2 períodos de la tabla periódica y analice su comportamiento para saber cómo aumenta y como disminuye.

• Electrones de valencia: los electrones que pueden formar el enlace son los electrones de valencia. Estos son los electrones que se encuentran en la capa más exterior de energía de un átomo.

• El diagrama de Lewis: es una formula estructural que viene a mostrar los enlaces que existen entre los átomos de una molécula y la pareja de electrones solitarios que puedan presentarse. Es un diagrama muy apropiado y simple de iones y compuestos, que hacen posible un preciso cálculo de electrones, formando una base importante, relativa y equilibrada. El diagrama de Lewis es empleado para determinar la cantidad de electrones de valencia de un elemento que se encuentra en contacto con otros o entre elementos de su misma especie, constituyendo enlaces que pudieran ser simples, dobles o triples, para luego cada uno de ellos, encontrarse en cada enlace covalente.

ACTIVIDAD 3. consulte cómo se realiza el Diagrama de Lewis. Realice algunos ejemplos.

Momento 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICAACTIVIDAD 4. Organice la información sobre los enlaces químicos en un cuadro comparativo o sinóptico.

Partícula Carga MasaProtón (p+) Neutrón (n0)Electrón (e-)

EL ENLACE QUÍMICO: es la unión que forman dos partículas (átomos, moléculas o iones) debido a la fuerza de atracción que existe entre ambas. Es la fuerza que mantiene a los átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son de tipo electromagnético y pueden ser de distintos tipos y valores. La energía necesaria para romper un enlace se conoce como energía de enlace.Cuando se produce un enlace, los átomos no cambian. Por ejemplo, al formar el agua (H2O), los hidrógenos H siguen siendo hidrógenos y el oxígeno O es siempre oxígeno. Son los electrones de los hidrógenos los que se comparten con el oxígeno.Una característica de las uniones electrónicas de los átomos es que tienden a formar una estructura estable, semejante al gas raro que le corresponda a su periodo químico, es decir, a completar 2 átomos en su órbita externa (cuando contienen hidrógeno) y 8 electrones en los demás casos.

¿QUÉ ES LA REGLA DEL OCTETO? Esta dice que existe una tendencia de los átomos de completar su nivel energético con ocho electrones para alcanzar la estabilidad. Esto aplica para todos los elementos no metálicos o los que se encuentran en los bloques s o p de la tabla periódica. No obstante, no todos los elementos obedecen la regla del octeto. Casos particulares son los metales de transición, cuyas estructuras se fundamentan más en las cargas formales y su número de grupo.

FUNCIÓN DEL ELECTRÓN EN EL ENLACE QUÍMICOEl actor principal en los enlaces entre átomos es el electrón. Recordando la estructura del átomo, cada átomo posee el mismo número de electrones con carga negativa y protones cargados positivamente. Esto le da al átomo una carga neutra. Sin embargo, los electrones tienen la capacidad de moverse entre átomos en ciertas condiciones.Para entender la naturaleza de los enlaces químicos, es importante saber la configuración electrónica del átomo, esto es, cómo están distribuidos los electrones en un átomo. Los electrones que ocupan los niveles más altos de energía (los más exteriores) se llaman electrones de valencia y son estos los involucrados en la formación de los enlaces químicos.Cuando un átomo pierde o gana un electrón, adquiere una carga eléctrica y se transforma en ion. Un átomo que cedió su electrón tiene ahora carga positiva y se llama catión. Por el contrario, cuando toma un electrón, tiene carga negativa y se llama anión.

Tipos de enlaces químicosDependiendo de la configuración electrónica de los átomos y de su afinidad por los electrones, tenemos diferentes tipos de enlaces: Enlace iónico: los electrones de un átomo se transfieren al otro átomo. Enlace covalente: los electrones entre los átomos se comparten. Enlace metálico: mantiene unidos los metales entre sí.

ENLACES QUÍMICOS IÓNICOSUn enlace iónico se forma cuando hay transferencia de electrones entre un metal y un no metal. Por ejemplo, el sodio (Na) es un metal cuya capa externa tiene un electrón. Este puede ser cedido fácilmente y quedar como catión Na+. En cambio, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa, razón por la cual tiene una mayor predisposición para atraer un electrón y quedar con ocho electrones, lo que lo transforma en el anión cloruro Cl-.Si se juntan en solución acuosa el sodio y cloro, sus cargas opuestas se atraen por fuerzas electrostáticas. Los compuestos formados de esta manera se arreglan en cristales.Características generales de los cristales iónicos En los enlaces iónicos, participan un catión y un anión. En escala macroscópica, los compuestos iónicos forman sólidos cristalinos. Por lo general, presentan puntos de fusión altos debido a la fuerte atracción electrostática y

multidireccional entre iones de signo contrario. Es decir, un catión se puede unir a varios aniones al mismo tiempo. Lo mismo ocurre con los aniones.

Se fracturan al someterlos a una fuerza externa por la formación de planos de repulsión iónica. No conducen electricidad en estado sólido. Conducen electricidad cuando están fundidos, debido a la presencia de iones móviles. Conducen electricidad cuando están disociados en solución.

Ejemplos de compuestos iónicos La mina más grande de fluorita CaF2 se encuentra en México. Muchos compuestos iónicos son piedras preciosas como la fluorita o fluoruro de Calcio CaF2. El cloruro de calcio CaCl2 es un compuesto iónico usado principalmente para evitar la formación de

hielo y como deshumidificador.

El bromuro de magnesio MgBr2 es usado como acelerador de reacciones químicas.

ENLACES QUÍMICOS COVALENTESUn enlace covalente se establece entre dos átomos cuando estos comparten electrones. Los electrones no se encuentran fijos, se mueven entre los dos átomos dependiendo de la electronegatividad de cada átomo, esto es, de la atracción por electrones que tienen los átomos.

Enlace covalente polar: Cuando sustancias con diferente capacidad para atraer electrones forman un enlace covalente, se dice que estos son polares. Por ejemplo: en la molécula de sulfuro de hidrógeno HS, el azufre S es más electronegativo que el hidrógeno, por lo tanto, los electrones que comparten estarán más próximos del azufre.Otro ejemplo de enlace covalente polar se encuentra en el enlace entre el carbono y el flúor CF. Ambos comparten electrones, pero debido a que el flúor atrae con más fuerzas los electrones, estos crean un dipolo eléctrico en el cual es más negativo el lado del flúor y más positivo el lado del carbono.En la formación de un enlace covalente polar no hablamos de aniones o cationes; el átomo con mayor electronegatividad queda con una carga eléctrica parcial negativa y el átomo con menor electronegatividad queda con una carga parcial positiva.

Enlace covalente no polar: Cuando sustancias con similar capacidad para atraer electrones forman un enlace, se dice que este es no polar, pues los electrones están compartidos de forma igualitaria entre los átomos. Por ejemplo: la unión entre carbonos en la molécula de etano C2H6 es no polar, pues entre los dos carbonos la atracción por electrones es igual.Dependiendo de la cantidad de electrones que son compartidos, se puede tener enlace covalente simple, doble o triple. A continuación, explicamos cada uno. Enlace covalente simple: Un enlace covalente simple se produce cuando sólo un par de

electrones son compartidos. Se representa como una línea entre dos átomos. Por ejemplo, la molécula de cloro Cl--Cl

Enlace covalente doble: El enlace covalente doble este tipo de enlace covalente, son cuatro los electrones compartidos entre átomos. Se representan por dos líneas paralelas entre los dos átomos. Esta unión es más fuerte que la el enlace covalente simple. Por ejemplo, el eteno

Enlace covalente triple: El monóxido de carbono CO, un gas tóxico, es un compuesto covalente con un enlace triple. Un triple enlace significa que se está compartiendo seis electrones entre dos átomos. Se representa por tres líneas paralelas entre los elementos. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno N2.

Características de los compuestos covalentes Los electrones son compartidos entre dos o mas átomos. Estas uniones se presentan

frecuentemente entre elementos similares o entre no metales. Pueden formar moléculas, a diferencia de los cristales iónicos. Las moléculas formadas son neutras. No pueden conducir la electricidad. Al disolverse no producen partículas cargadas. Cuando las moléculas de estas sustancias se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares

poco intensas, tienen puntos de fusión bajos, por lo que son gases o líquidos a temperatura ambiente.

Los sólidos covalentes con fuerzas multidireccionales tienen altos puntos de fusión (diamante, grafito, sílice) y forman sólidos reticulares o periódicos.

ENLACES METÁLICOS:Los enlaces metálicos son los enlaces electrónicos con los que se mantienen unidos los metales, los cuales toman una forma cristalina en la que los electrones forman una nube que mantiene unido el conjunto. Esta disposición es la que permite que cuando se hace circular una corriente eléctrica (flujo de electrones) o el calor, éstos se desplacen los electrones de los átomos circundantes, transmitiendo el flujo eléctrico o calórico. Es la unión entre los núcleos positivos y la nube de electrones negativa.

Propiedades de los enlaces metálicos - poseen una temperatura de fusión y ebullición muy elevada - son buenos conductores de electricidad - son dúctiles, maleables y alta dureza - se oxidan con facilidadEjemplos: - Red cristalina del cobre: iones Cu2+ - Red cristalina del sodio: iones Na+ - Red cristalina del magnesio: iones Mg2+

Enlaces Intermoleculares: formados por las fuerzas de atracción de unas moléculas con otras.

FUERZAS DE ATRACCIÓN INTERMOLECULAR Fuerzas de Van der Waals: Enlaces Intermoleculares entre moléculas de agua (H2O). son

fuerzas de atracción debidas a la existencia de interacciones dipolo-dipolo, dipolo permanente-dipolo inducido o dipolos inducidos instantáneamente.

Fuerzas de London o fuerzas de dispersión de London o interacciones dipolo inducido-dipolo, son el tipo más débil de interacciones intermoleculares. Estas explican cómo interactúan moléculas cuyas estructuras y átomos le imposibilitan la formación de un dipolo permanente; es decir, fundamentalmente aplica a las moléculas apolares o a los átomos aislados de los gases nobles. A diferencia de las demás fuerzas de Van der Waals, ésta requiere de distancias extremadamente cortas.

Puentes de Hidrógeno: un tipo especial de fuerzas de Van der Waals son los enlaces de hidrógeno o puente de hidrógeno que se produce entre un átomo de hidrógeno de una molécula con mucha densidad de carga positiva y un átomo de otra molécula con mucha densidad de carga negativa.

ACTIVIDAD 5. Copie los aspectos más importantes de la Configuración Electrónica.TEMA 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

1. ¿Qué indica la configuración electrónica?: La configuración electrónica de un átomo muestra cómo se distribuyen sus electrones en los orbitales en su estado fundamental, es decir, cuando se encuentra en el nivel de energía más bajo. Esta distribución permite explicar, por ejemplo, las propiedades de los elementos, su ubicación en la tabla periódica, la formación de enlaces, entre otras características.

Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la corteza. Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el

más interno, al 7, el más externo.2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de

cuatro tipos: s, p, d, f.3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2

electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

Son tres los principios que se deben cumplir al construir la configuración electrónica de un elemento, el principio de mínima energía, el principio de exclusión de Pauling y la regla de la máxima multiplicidad.

1.1- El principio de mínima energía o de Aufbau, indica que los electrones deben ocupar los orbitales en orden creciente de energía, ya que, el estado de mínima energía es el más estable, y los niveles de mayor energía solo deben ser ocupados cuando la cantidad máxima de orbitales de mayor energía ha sido completada. Para cumplir con este principio se debe utilizar la regla de las diagonales, las cuales indican el orden creciente de los subniveles de energía. El diagrama de Möller indica el orden de llenado de los subniveles y los niveles de energía de un átomo, que sigue el sentido de las flechas de arriba hacia abajo. La secuencia que nos ayudaría a completar la secuencia sería:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

 1.2- El principio de exclusión de Pauli, establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos n, ℓ, mℓ y ms. Por lo tanto, en un orbital solo caben dos electrones que compartirán tres números cuánticos, sin embargo, el número cuántico spin, será contrario.  1.3- La regla de la máxima multiplicidad o regla de Hund, Se utiliza para distribuir electrones en subniveles que tienen más de un orbital, como p, d y f. Según esta regla, cuando se asignan electrones a los orbitales de un mismo subnivel, se coloca un electrón desapareado en cada orbital del subnivel (primero ingresan los electrones s= +1/2 o  ↑). Luego, se completan los orbitales posibles con electrones con espines opuestos (s= - 1/2 o ↓). Por ejemplo: el subnivel p  tiene 3 orbitales: px, py y pz. 

Números cuánticos: Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l, ml y ms.- Número cuántico principal (n) describe el nivel- Número cuántico secundario (l) el subnivel- Número cuántico magnético (ml) la orientación del orbital- Número cuántico espín (ms) el sentido de giro del electrón

- Número cuántico principal (n). Define una capa o nivel de energía en la periferia del núcleo del átomo. Los valores que puede tomar n son los números 1, 2, 3, etc. Entre mayor sea el valor de n, la distancia entre un electrón presente allí y el núcleo atómico, será mayor. Así mismo la energía que esta partícula posea también será mayor. Puede tomar los valores enteros positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Por ejemplo, si tengo un elemento químico que su último nivel es el 3s, su número cuántico principal sería el 3. Si tengo un elemento químico en que su último nivel es el 1s, entonces su número cuántico principal sería 1.

- Número cuántico secundario (l): Describe la forma geométrica del orbital. Los valores de l dependen del número cuántico principal. Puede tomar los valores desde l = 0 hasta l = n-1. En el caso de los átomos con más de un electrón, determina también el subnivel de energía en el que se encuentra un orbital, dentro de un cierto nivel energético.

El valor de l se designa según las letras:Por ejemplo, si tenemos un elemento en que su último orbital es el 2p: el número cuántico principal sería 2 y el número cuántico secundario (l) sería 1, ya que en la tabla p=1. Otro ejemplo: si tenemos un elemento químico en que su último nivel es el 3d, el n = 3 y el l = 2, ya que d=2

- Número cuántico magnético (ml). Define la orientación que pueden presentar los orbitales de un mismo subnivel en relación con un campo magnético externo. Para cada valor de l, ml puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre -l y +l. Así, si l= 2, los valores posibles de ml serán: -2, -1, 0, +1 y +2.

EN RESUMEN:En el subnivel s: ml = 0En el subnivel p: ml = –1 , 0 , +1En el subnivel d: ml = –2 , –1 , 0 , +1 , +2En el subnivel f:  ml= –3 , –2 , –1 , 0 , +1 , +2 ,+3

- Número cuántico de espín (ms). Un orbital puede albergar como máximo dos electrones. Dichos electrones se diferencian entre sí por el sentido de giro sobre su eje. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos. Como sólo son posibles dos sentidos de giro, el número cuántico ms puede tomar solamente dos valores, que son +1/2 y -1/2, y que también se simbolizan con flechas contrarias ( ). Como el electrón es una partícula cargada se comporta como un pequeño imán, por lo cual se dice que tiene un espín o giro. Cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones con espines diferentes.

2.- ¿Cómo se representa la configuración electrónica de un elemento?

Subnivel s p d f

l 0 1 2 3

Para poder confeccionar la configuración electrónica de un elemento, se debe tener en consideración, lo siguiente:- En primer lugar, se debe tener en consideración la cantidad de electrones que presenta la especie. Para ello, hay que fijarse en su número atómico (Z). Si corresponde a un catión (átomo con carga positiva), significa que perdió electrones, si se trabaja con un anión (átomo con carga negativa), hay mayor cantidad de electrones.

Ca20 = 20 electrones F9 - = 10 electrones Al13 

+3 = 10 electrones - Siguiendo la regla de las diagonales, es posible ubicar los electrones de cada especie. Es necesario recordar que los orbitales s admiten 2 electrones, los p 6 electrones, los d 10 electrones y los f 14 electrones.  Ca = 1s22s22p63s23p64s2 F- = 1s22s22p6 Al+3 = 1s22s22p6

  Esta configuración electrónica corresponde a la notación extendida. - Cuando se trabaja con configuraciones electrónicas muy grandes, se puede trabajar con configuraciones resumidas. Para ello, se debe colocar el símbolo del gas noble anterior al elemento que se está analizando, y luego, escribir la configuración electrónica de los electrones restantes.Ejemplos: Ca = [Ar] 4s2   → En este caso, el Argón (Z = 18) es el gas noble, que según la tabla periódica está inmediatamente antes del Calcio. Luego solo se escribe la configuración electrónica de los electrones restantes. Recuerda que los gases nobles se encuentran a la derecha de la tabla periódica.  3.- ¿Qué información se puede extraer de la configuración electrónica? A través de la construcción de la configuración electrónica de una especie es posible, extraer la siguiente información:

En base, a esto, es posible describir los pasos para poder determinar los cuatro números cuánticos de un elemento a partir de su configuración electrónica:- Por ejemplo, si se va a trabajar con un elemento cuyo Z es 9, se debe tener presente que posee 9 electrones, y por tanto, su configuración electrónica siguiendo la regla de las diagonales, es la siguiente: 1s22s22p5

-  Se marca el último nivel de energía, que en este caso corresponde a 2p5

-  Luego, se desarrolla el diagrama molecular del último nivel, según los datos se deben ubicar en él 5 electrones:-  Se procede a determinar los cuatro números cuánticos:

• n = 2 (el nivel de energía en el cual se encuentra el último electrón es 2)• l = 1 (el subnivel de energía es p, por ende, equivale a un valor 1)• m = 0 (el último electrón se encuentra en el orbital 0)• s = -1/2 (como es el segundo electrón que ingresa al orbital, 2py

2= ↓, el spin es negativo)- Para poder aprender a trabajar la configuración electrónica ten a mano siempre tu tabla periódica.- La configuración electrónica de un átomo se escribe indicando los subniveles que contienen electrones y, mediante un superíndice, se señala el número de electrones alojados en cada orbital.- El número atómico de un elemento es el número de protones que tiene cualquier átomo de ese elemento. Se lo designa con la letra Z. En un átomo neutro, el número de protones es el mismo que el de electrones. 

Recuerde que los pasos para realizar la Configuración Electrónica son:1. Identifique el elemento: Z: número atómico, A: masa atómica, p+: protones, n: neutrones

e-: electrones2. Escriba la Distribución Electrónica (secuencia de subniveles) y represéntala con sus orbitales3. Identifique a qué grupo y período pertenece4. Realice la representación del átomo del elemento5. Determine sus números cuánticos

Ejemplo realizar la configuración electrónica para el Cloro:

1. Identificación del elemento: Nombre Símbolo Z p e- n A

Cloro Cl 17 17 17 17 34

2. Escriba la Distribución Electrónica (secuencia de subniveles) y represéntala con sus orbitales

3. Identifique a qué grupo y período pertenece GRUPO: VIIA PERÍODO: 3

• GRUPO: corresponde a la suma de los e- del ultimo nivel de energía: para el cloro el ultimo nivel de energía es el 3 y la suma de los electrones es 2 e-(s) + 5 e- (p) = 7 se pasa a números romanos VIISi la configuración electrónica termina en s ó p pertenece al grupo ASi la configuración electrónica termina en d o f pertenece al grupo B

• PERÍODO: Indica el último nivel de energía: para el Cloro período:3

4. Realice la representación del átomo del elemento

5. Determine sus números cuánticos: para determinarlo se usa el último dato que se escribe en la configuración: para el Cloro es 3p5

3p5: n = 3, l = 1, ml = +2, ms = + 1/2 

ACTIVIDAD Calcular los 4 números cuánticos de 4d3 y 6f7

MOMENTO 3 TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN)

ACTIVIDAD 3. Copie y desarrolle la siguiente evaluación

COPIE EL SIGUIENTE TALLER Y DESARRÓLLELO EN SU CUADERNO

1. Complete el siguiente cuadro teniendo en cuenta: Elemento Número de

protones (Z)Número de neutrones

Número másico (A)

Símbolo

Sodio 11 12 2 NaSilicioFlúorcarbono

2. Con ayuda de la tabla periódica:a. Escriba una frase usando símbolos de los elementos químicos, represente símbolo como la clave

en la T.P.b. Identifique los elementos y clasifíquelos en: Representativos, de Transición, de Transición

interna, gases nobles, metales, no metales y semimetales: Na, Sb, Mg, S, C, Au, Ar, F, I, Zn, K, Ne, Ag, Cl, Al, O, Lw, Cs, Fe, Ni, Th, Pd, hg, Si, As.

c. Ordénelos de menor a mayor según su Radio atómico y escriba sus valoresd. Ordénelos de mayor a menor según su Electronegatividad y escriba sus valores

3. ¿Cuántos electrones poseen los átomos de Escandio (Sc), en su capa o nivel de energía más externo?

4. Dados los siguientes átomos indica su configuración electrónica y si tienden a ganar, perder o compartir: F, Li, S, Be, P.

5. Indica qué tipo de enlace cabe esperar entre las siguientes parejas de átomos: O y H F y Ca Mg y S C y H N y O.

6. Dados los siguientes elementos, escribe los iones más probables. Li, Na, F, Be, O, Mg, I, Ca.

7. Los siguientes átomos están unidos mediante enlace covalente. Explica su formación y representa sus moléculas (estructuras de Lewis): NH3 CH4 H2

8. Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. a) K2S ____________ b) Cs2O ______________ c) CaI2 ____________ d) Al2O3 ______________

9. ¿Cuál será el tipo de enlace más probable entre los siguientes elementos? Une cada elemento con los otros y consigo mismo: Flúor, Oxígeno, Hidrógeno, Calcio,

Litio, cobre. 10. El helio (He) es el primer gas noble que aparece en el Sistema Periódico. Presenta dos

electrones en su corteza. a. El hidrógeno presenta solamente un electrón en su corteza, y el gas noble más cercano a el es el

helio. ¿Cuántos electrones intentará conseguir el átomo de hidrógeno? b. El átomo de litio tiene tres electrones en su corteza, y se encuentra muy cerca del helio. ¿Qué

puede hacer para conseguir el mismo número de electrones que el helio?

11. Justifique la respuesta. Si se tiene en cuenta que los elementos que quedan ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes, es válido afirmar que forman parte de un mismo grupo los siguientes elementos:a. Li, Na, K, porque se comportan como los gases noblesb. H, K, Rb, porque son metales alcalinosc. B, C, N, porque sus números atómicos se encuentran consecutivosd. F, Cl, Br, porque todos son Halógenos

12. Elabore el croquis de la tabla periódica y ubique en ella: grupos, períodos y las zonas de cada subnivel de energía (s,p,d,f) y coloréelas

13. Establezca diferencias entre:a) Niveles, subniveles y orbitalesb) Número cuántico principal y número cuántico secundarioc) Número cuántico magnético y número cuántico de espín

14. Realice la configuración electrónica de los siguientes elementos:A. Calcio B. Aluminioo C. Kriptón D. Cobre

15. A continuación, encontrará ciertas características de algunos elementos representados con letras de manera arbitraria, haciendo las actividades necesarias (Configuración Electrónica, Diagrama de Lewis y análisis de la Tabla Periódica), relacione estas características con las de los elementos reales y de acuerdo con ellas ubíquelos en la Tabla periódica que elaboró en el cuaderno. Cada punto debe ser justificado desarrollándolo adecuadamente

Características de los elementos:a. La configuración electrónica del elemento A termina en 3d5.b. El elemento B en su núcleo presenta 2 protones más que el gas noble del período 5.c. La configuración electrónica del elemento C termina en 5s2 4d10 5p3.d. El elemento D, estructura de Lewis, presenta 5 puntos y es el único elemento gaseoso de este

grupo.e. El elemento E, en su núcleo, contiene 3 protones menos que el halógeno ubicado en el

período 4.f. El elemento F reacciona violentamente con el agua y contiene en su núcleo un protón menos

que el elemento de número atómico 20.g. El elemento G en su núcleo presenta 3 protones más que el elemento cuya configuración

electrónica termina en [Ne] 3s2 3p2.h. El elemento H corresponde a un metal de transición; es el único líquido a temperatura

ambiente y su configuración electrónica termina en [Xe] 6s2 4f14 5d10

i. I es un elemento cuya distribución electrónica termina en [Kr] 5s2 4d5

j. El elemento J tiene 35 protones

16. Observe las configuraciones electrónicas: Elemento A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 y Elemento B: 1s2 2s2

2p6 3s2 3p6. Identifique el elemento, su grupo y su período y realice su representación de orbitales, de átomo

17. Calcular los números cuánticosa. Calcular los 4 números cuánticos de 2p5

b. Calcular los 4 números cuánticos de 5d8

c. Calcular los 4 números cuánticos de 6f1

TALLER # 3

META DE COMPRENSIÓN:

Adquiere habilidad para resolver ejercicios sobre mol, peso y número de Avogadro con operaciones matemáticas para explicar la periodicidad de los

elementos químicos y las características del átomoDESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN: Resuelve ejercicios sobre mol, peso y número de Avogadro

Momento 1. EXPLORACIÓN. ACTIVIDAD 1. Cómo contaría rápidamente los granos de café de un bulto, o las gotas de agua de un galón. Presente su respuesta de manera creativa.Momento 2. ACTIVIDAD 2. Copie los conceptos previos y resuma la información de los temas adicionales.

CONCEPTOS PREVIOS:• Número atómico (Z): El número atómico indica el número de protones presentes en el núcleo y

se representan con la letra Z = # p+ De esta manera para el Hidrógeno su número atómico es Z = 1. Debido a que el número atómico se puede determinar experimentalmente, es posible determinar si una sustancia dada es o no un elemento puro, pues en un elemento todos los átomos deben tener el mismo número atómico.

• Número de masa (A): El número de masa o número másico se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo. La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y los neutrones presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable en relación con la masa nuclear. A = protones + neutrones entonces A = p+ + nPara el Sodio Z = 11, tiene 11 protones y 11 neutrones, su A = 11 + 11= 22

• Isótopos Son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen el mismo número de protones (p+) y número atómico (Z), pero difieren en el número de neutrones (n) y número de masa (A). Muchos elementos presentan isótopos, por ejemplo, el oxígeno en estado natural es una mezcla de isótopos, en la cual, el 99,8% corresponde a átomos con A=16 (Z=8 y n=8), el 0,037% poseen A=17 (Z=8 y n=9) y el 0,204% está representado por átomos con A=18 (Z=8 y n=10). Esta situación se representa escribiendo el símbolo del elemento y colocando al lado izquierdo, el número de masa (A) del isótopo como un supraíndice y el número atómico (Z) como un subíndice. Veamos el ejemplo del carbono: Átomo de carbono (12, 13 y 14)

Otra forma muy común de referirse a los isótopos de un elemento es simplemente señalando el número másico a continuación del símbolo o el nombre completo del elemento. Por ejemplo, Oxígeno-17, Carbono-14, Uranio-235 y Cloro-35 ó O – 17, C – 14, U – 235 y Cl - 35

• Isóbaros Existen átomos de elementos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con el mismo número de masa (A). A estos elementos se les da el nombre de isóbaros y son comunes en elementos radiactivos. Como ejemplos podemos nombrar: Calcio y Argón.

Masa atómica (M.A) o peso atómico (P.A): La masa de un átomo no puede ser registrada por las balanzas más sensibles, pero, esta magnitud ha sido calculada en valores cercanos a los 10 -24

gramos. Por ejemplo, la masa de un átomo de hidrógeno es 1,67x10-24 g. Sin embargo, para facilitar los cálculos relativos a las masas atómicas de la gran variedad de elementos químicos conocidos, se ha ideado un sistema de masas relativas, en el cual, la masa de un elemento dado se calcula comparándola con la masa de otro, que se toma, arbitrariamente, como unidad patrón. Hasta 1962, el oxígeno se empleó como patrón. Así, al átomo de oxígeno se le asignó una masa de 16 unidades de masa atómica (abreviado como u.m.a.), con lo cual una u.m.a. equivalía a 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Más tarde, la unidad patrón fue remplazada por el átomo de carbono, cuya masa es exactamente 12 u.m.a. Esta es la unidad patrón que se emplea en la actualidad, de manera que una u.m.a. es igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12. De acuerdo con esta escala, el oxígeno tiene una masa de 15,99 u.m.a., mientras que el hidrógeno pesa 1,007 u.m.a. Debido a la existencia de isótopos, la masa atómica de un elemento cualquiera es el promedio de la masa relativa de cada uno de sus formas isotópicas. Ahora bien, si tomamos una cantidad en gramos, igual a la masa atómica de un elemento, expresada en u.m.a., obtenemos una nueva magnitud, denominada átomo-gramo. Así, un átomo-gramo de oxígeno equivale a 15,99 g

Ejemplo: Calcular la masa atómica promedio del bromo, teniendo en cuenta los porcentajes de abundancia de sus dos isótopos. El bromo presenta dos isótopos en la naturaleza cuyos masas atómicas y porcentajes de abundancia son respectivamente:

ISÓTOPO MASA ATÓMICA % ABUNDANCIABromo-79 78,9183 uma 50,44

Br-81 80,9163 uma 49,46De donde, la masa atómica promedio es:

78,9183 u.m.a x 50,44 80,9163 u.m.a. x 49,46M.A.promedio = + = 79,82 u.m.a 100 100

1.2.6 Masa molecular La masa molecular corresponde a la masa de una molécula, que es igual a la suma de las masas atómicas promedio de los átomos que la constituyen. Para calcular la masa molecular es necesario saber qué elementos forman el compuesto, su masa atómica y el número de átomos presentes en la molécula. La fórmula química nos indica qué elementos forman el compuesto y su número.

Ejemplo: Calcular la masa molecular del ácido sulfúrico si su fórmula es H2SO4.

ELEMENTO MASA ATÓMICA # DE ÁTOMOS TOTAL u.m.a.H 1,00794 2 2,01588S 32,065 1 32,065O 15,994 4 63,9976

TOTAL M.M. H2SO4. 98,07848 u.m.a

ACTIVIDAD 3. Resuelve los siguientes ejercicios:a. Calcula el número de neutrones, protones y el número de masa, de acuerdo con la información

suministrada en cada caso: • El átomo de silicio (Si) posee 14 neutrones y su número de masa es 28. • El átomo de plata (Ag) posee 47 protones y 60 neutrones. • El átomo de oro (Au) tiene un número atómico igual a 79 y A es igual 197.

b. El núcleo del átomo de aluminio contiene 13 protones y 14 neutrones. Indica su número atómico y su número de masa.

c. De los elementos que se encuentran en el cuadro identifica los isótopos y los isóbaros.

d. Resuelve las siguientes preguntas:• ¿Qué es la u.m.a?• ¿A cuánto equivale 1 u.m.a en gramos?• ¿Cuál es la masa atómica del hidrógeno?• ¿A qué elemento le corresponde la masa atómica de 16 u.m.a?• Cuál es la Masa Molecular del dihidróxido de magnesio Mg(OH)2. • ¿A qué compuesto le corresponde la masa molecular igual a 44 u.m.a?• Cuál es la masa molecular del propano (CH3CH2CH3)

ACTIVIDAD 4. Copie los conceptos, las fórmulas y revise los ejercicios:ORIGEN DEL CONCEPTO DE MOL:El mol, es la unidad de cantidad de sustancia en el SI. Un mol contiene exactamente 6,02214076 x 1023 entidades elementales. Este número es el valor de la constante de Avogadro NA, cuando es expresado en mol-1 , y es llamado el número de Avogadro”. “La cantidad de sustancia, simbolizada n, de un sistema es una medida del número de entidades elementales especificadas. Una entidad elemental puede ser un átomo, una molécula, un ión, un electrón o cualquier otra partícula o grupo especificado de partículas”.

Número de Avogadro: concepto de mol Cuando tomamos una pequeña cantidad de algún compuesto y la pesamos en una balanza corriente, estamos manipulando un número enorme de átomos individuales, debido a que el peso en gramos de un átomo es sumamente pequeño. Para evitar el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada mol. Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene 6,022x1023

partículas, ya sea de un elemento o de un compuesto. En un elemento esta

cantidad es equivalente a la masa atómica expresada como gramos. Por ejemplo, en 15,99 gramos de oxígeno hay exactamente 6,022x1023 átomos de oxígeno. A este número se le conoce como número de Avogadro, pues fue el químico italiano Amadeo Avogadro (17761856) quien estableció esta regla. Avogadro descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas. Si una misma cantidad de átomos de dos elementos diferentes, tiene masas diferentes, podemos establecer qué tan pesado es uno con relación al otro. Así, si un mol de oxígeno pesa 16 g, mientras que un mol de carbono pesa 12 g, podemos concluir fácilmente que los átomos de oxígeno son más pesados que los de carbono. El número de Avogadro es un concepto muy importante y de gran utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada. 1 mol contiene 6,022x1023 partículas, átomos o moléculas cuya masa es igual a la masa del elemento o del compuesto.

EJEMPLO 1: Calcula el número de mol contenidos en 280 gramos de hierro.

Datos: m.a. (Fe = 56 uma o g/mol) n = ? mol m = 280 gramos de hierro.

m 280g Fe Solución: n = = = 5 mol Fe m.a. 56 g/mol

Rta.: en 280 gramos de hierro están contenidos 5 mol de hierro.

EJEMPLO 2: ¿Cuántos átomos están contenidos en 16.3 g de Azufre (S)?

Necesitamos convertir gramos de S a átomos de S. Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica expresada en gramos.( 32,064 g S.), que equivale a un mol de S

Datos: m.a. S = 32,064 g = 1 mol S # átomos de S = ? NA= 6,022x1023 átomos S

# átomos S = 16,3 g S x 1 mol S x 6,022x10 23 átomos S = 3,06x1023 átomos S32.64 S 1 mol S

EJEMPLO 3. ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1000g de esta sustancia?

En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH

NaOH Na = 1 X 23.000 g = 23.00g O = 1 X 16.000 g =16.00g H = 1 X 1.008 g = 1.008g

40.008 g que pesa la molécula de NaOH

# moles NaOH = 1000g NaOH x 1 mol NaOH = 25.0 moles NaOH40.08 NaOH

EJEMPLO 4. ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?

Calculamos la masa molar del HCl.

HCl H = 1 x 1.008 g = 1.008g Cl = 1 x 35.450 g = 35.450g 36.458 g

X moléculas HCl = 25.0 g HCl x 1 mol HCl x 6.022x 10 23 moléculas HCl 36.458 g HCl 1 mol HCl

= 4.13x1023 moléculas HCl

Momento 3. ACTIVIDAD 5. Copie y desarrolle el siguiente Taller Evaluativo

TALLER EVALUATIVO

1. Sabiendo que los isótopos son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen el mismo número de protones (número atómico Z) pero difieren en el número de neutrones(número de masa A) y que los átomos son neutros, es decir, tienen el número de electrones igual al número de protones; hallar el número de electrones, protones y neutrones en los siguientes isótopos de los siguientes elementos:

a) Kr : sabiendo que su número másico es 84 y su número atómico 36b) U : número másico 238 y su número atómico 92

2. Calcule la Masa molecular de los siguientes compuestos.a. Ni2(CO3)3 b. CO(NH2)2

c. (NH4)2HPO4

d. H3PO4

e. KCIO3

f. Mg3(AsO4)2 

g. Ca(NO3)2 h. (NH4)2SO4

i. Ca(H2PO4)2 · 2H2O

3. El silicio tiene tres isótopos cuyas masas atómicas y abundancias relativas son las siguientes:

ISÓTOPO MASA ATÓMICA ABUNDANCIA %SILICIO -28 27,28 uma 92,21SILICIO- 29 28,98 uma 4,70SILICIO -30 29,97 uma 3,90

Calcule la masa atómica promedio del silicio.

Recuerde que la fórmula es: M Ax=(M A I1

x%Ab I 1 )100 +

(M A I2x%AbI 2 )

100 +…

4. Calcule la masa molecular de: Utilice los pesos atómicos de la tabla periódica

a. KIb. H2SO4

c. HNO3

d. CH4

e. CuSO4

f. HClg. Na2Sh.

5. Utilizando los pesos moleculares del ejercicio anterior, calcule el peso en gramos:a. 4,2 moles de KIb. 1,5 moles de H2SO4

c. 0,9 moles de HNO3

d. 2 moles de CH4

e. 3,5 moles de CuSO4

f. 0,8 moles de HCl

g. 2 x 10-3 moles de Na2Sh. 1 mol de CH4

6. Empleando los pesos moleculares del ejercicio N° 3, calcule el número de moles presente en las siguientes muestras:

a. 89,4g de KIb. 40,7g de H2SO4

c. 23,0g de HNO3

d. 1,7g de CH4

e. 3,2g de CuSO4

f. 0,8g de HCl

g. 7,5mg de Na2Sh. 5g de CH4

7. Cuántas moles de átomo de…a. Fósforo hay en 100 gramos de Fósforob. Magnesio hay en 70 gramos de Magnesio

c. Oro hay en 300 gramos de Orod. Mercurio hay en 600 gramos de Mercurio

8. Cuál es el peso en gramos de:a. 3 átomos de Hidrógenob. 7 átomos de potasio

c. 2 átomos de Beriliod. 30 átomos de Hierro

e. 15 átomos de Aluminiof. 20 átomos de Zinc

9. Cuántos átomos hay en:a. 5 gramos de Sodiob. 15 gramos de Cloro

c. 80 gramos de Oxígenod. 44 gramos de Carbono

e. 16 gramos de Magnesiof. 90 gramos de Plata

10. Determina el número de átomos o moléculas presentes en:a. 5 moles de CO2

b. 250 g de Cac. 1,23 moles de C6H12O6

d. 5,48 moles de Ale. 1000 g de Cf. 25 g de H2SO4

NOTA: EN CADA UNA DE LAS METAS DE COMPRENSIÓN el desarrollo de las actividades del momento 1 y 2 tienen un valor del 50% y el taller evaluativo del momento 3 tiene un valor del otro 50%.