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CARMELITAS MISIONERAS PROVINCIA NUESTRA SEÑORA DE LAS VIRTUDES

COLEGIO NUESTRA SEÑORA DEL CARMEN – PASTO

GUÍA DE AUTOGESTIÓN DEL APRENDIZAJE PERIODO I GUÍA B

ASIGNATURA: QUÍMICA GRADO: DECIMO

NOMBRE: FECHA:

ESTÁNDAR: Explico la estructura de los átomos a partir de diferentes teorías partiendo del manejo de la tabla

periódica, identificando las propiedades físicas y químicas de los elementos.

NIVELES DE DESEMPEÑO:

USO COMPRENSIVO DEL CONOCIMIENTO CIENTÍFICO

-Identifica las etapas de la historia de la química. -Establece la relación entre la distribución de los electrones en el átomo y el comportamiento químico de los elementos, explicando cómo esta distribución determina la formación de compuestos, dados en ejemplos de elementos de la Tabla Periódica.

EXPLICACIÓN DE FENÓMENOS

-Explica la organización de los elementos en la tabla periódica elaborando cuadros comparativos entre los procesos de formación de enlaces

INDAGACIÓN -Establece diferencias entre las propiedades químicas y físicas de los elementos de acuerdo con su ubicación en la tabla periódica y su proceso químico de formación de compuestos

NÚCLEO TEMÁTICO: 2. Características de átomos, moléculas y la tabla periódica CONTENIDOS: 2.1 Los átomos y la tabla periódica.

2.2 Enlace químico y fuerzas intermoleculares.

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PREGUNTAS ESENCIALES

Después de revisar la información dada responda las siguientes preguntas:

1. En base al texto realiza una línea de tiempo (a manera de mapa conceptual) donde definas las ideas más importantes entregadas por cada modelo atómico.

2. ¿Qué importancia tiene el conocimiento de la estructura interna del átomo en la actualidad? 3. Como crees que sería nuestra vida en este momento si la teoría atómica no hubiera sido desarrollada.

Justifica tus argumentos. 4. Según tu conocimiento ¿cuál es la composición de un átomo? ¿Es en realidad el átomo indivisible como

lo postulaban los filósofos griegos? 5. Según tu conocimiento ¿Qué aportes realizo cada teoría atómica al desarrollo de la misma? ¿Por qué

son importantes estos aportes? 6. ¿Cómo se relacionan el modelo atómico actual con la tabla periódica?

NÚMEROS CUÁNTICOS

MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO

En 1927, el físico austriaco Erwin Schrödinger, a partir de sus estudios matemáticos, considerando además las conclusiones de De Broglie (dualidad onda partícula de los electrones), establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una función de onda (Φ),

también denominada orbital, que en su expresión cuadrática (Φ2) contiene la información que describe probabilísticamente el comportamiento del electrón en el átomo. Además, establece que esta función también llamada distribución de densidad electrónica es mayor cerca del núcleo y menor (exponencialmente) en la medida que nos alejamos del núcleo. Este hecho marca el inicio de la mecánica– ondulatoria o mecánica–cuántica.

Con la teoría de E. Schrödinger queda establecido que los electrones no “giran en órbitas” alrededor del núcleo tal como lo había propuesto N. Bohr, sino que, en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones.

En síntesis, la distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas o “principios de la teoría mecano-cuántica”, los que se traducen en un modelo matemático que reconoce cuatro números básicos, denominados números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía que a su vez estarían formados por uno o más subniveles (l), los que van aumentando en la medida que nos alejamos del núcleo. Este número puede ir desde el uno en adelante, expresándose sólo en números enteros. n = 1, 2, 3, ….

2. Número cuántico secundario (l): que representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo. Se calculan considerando: l = 0, 1, 2, …, (n –1)

Por ejemplo: Si n = 1, l =0 Si n = 2, l = 0, 1 Si n = 3, l = 0, 1, 2 Si n = 4, l = 0, 1, 2 ,3

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Para expresar cómodamente y evitar la confusión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles sean reemplazados por las letras s, p, d, f, respectivamente, por lo tanto:

3. Número magnético (m): se calcula según el valor de l y representa la orientación de los orbitales presentes en cada subnivel: m = (–l, …, –1, 0, +1, … +l)

Por ejemplo: a. Para l = 0 (s), m = 0, esto significa que existe un sólo orbital.

b. Para l = 1 (p), m va desde el –1, 0, 1, esto significa que existen tres orbitales, los que se conocen como px, py, pz o como p1, p2, p3.

c. Para l = 2 (d), m es –2, –1, 0, +1, +2, lo que significa que en el subnivel 2 existen cinco orbitales, los que se conocen como d1, d2, d3, d4, d5.

Los orbitales se representan gráficamente como muestran las siguientes figuras:

4. SPIN (s): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Para comprender su significado debemos considerar que los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos electrones por órbita con espines opuestos +½ y -½.

ACTIVIDAD 1

1. Según su criterio ¿cuál cree usted que es la diferencia más importante que tiene el modelo atómico mecánico-cuántico respecto a los otros modelos atómicos?

2. ¿Qué son los números cuánticos? ¿Qué nos indica cada uno de ellos? 3. De acuerdo con la información que manejas responde:

a. ¿Cuál es la importancia de conocer la “forma” de los orbitales atómicos? b. ¿Por qué es útil conocer la energía de los orbitales atómicos? c. ¿Cuál es la relación entre la energía de los orbitales atómicos y la configuración electrónica?

4. Haga un esquema o mapa mental donde resuma los conceptos vistos en esta primera parte de la guía.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunos aspectos energéticos y electrónicos impedían comprender a cabalidad el comportamiento de los electrones en átomos multielectrónicos. La respuesta llegó mediante el principio de Aufbau o de construcción, que se compone de los siguientes principios:

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1. Principio de mínima energía: “Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo

tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”

2. Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos. Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos.

3. Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma energía los electrones entran de a

uno. Ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.

La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electrones considerando cada uno de los aportes y postulados establecidos por los diferentes científicos que la han estudiado.

Para desarrollarla fácilmente estableceremos el siguiente protocolo:

1. Identifica el número de electrones que tiene el átomo o ion por configurar. 2. Escribe la estructura de configuración electrónica (diagrama de Aufbau). El orden de llenado obedece al

principio de mínima energía. 3. Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el máximo de electrones posibles. Nunca

utilices el nivel siguiente si el anterior no está lleno, pues los electrones por atracción siempre tratarán de estar lo más cerca del núcleo.

4. Existen cuatro formas de escribir la configuración electrónica: a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y

subniveles. b. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al elemento

configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado. Este tipo de configuración es muy útil cuando el interés está concentrado en conocer los electrones más externos o lejanos al núcleo, es decir, los que se ubican en la capa más externa, llamados electrones de valencia.

c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital.

d. Diagrama de orbitales: en éste se simboliza cada orbital por un casillero, utilizando las expresiones ↑ y ↓ para representar la disposición del espín de cada electrón.

Ejemplos:

1. Configuración del átomo de sodio (neutro)

Al revisar la tabla se puede observar que Z para el sodio es 11, y al ser un átomo neutro presentará 11 e–; por lo tanto, su configuración electrónica global será:

2. El ión Al3+ presenta 10 e– (¿Por qué?). Su configuración electrónica será:

1 s2

2 s2 p6 (o también) 1s2 2s

2 p

6

Según estos principios, en los subniveles existe un número específico de electrones: por ejemplo, en el subnivel s, donde hay un sólo orbital, existen 2 electrones como máximo, mientras que en el subnivel p, donde hay tres orbitales, existe un máximo de 6 electrones, dos de ellos en px, otros 2 en py y los últimos dos en pz. En el subnivel d hay cinco orbitales con un total de 10 e–, y en el subnivel f hay siete orbitales con un total de 14 e–.

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1 s2

2 s2 p6 (o también) 1s2 2s

2 2p

6 3s

1

3 s1

La configuración global externa será: [Ne] 3s1

La configuración detallada por orbital:

1 s

2

2 s2 px2 py2 pz

2

3 s1

El diagrama por orbital:

ACTIVIDAD 2

La configuración global externa será: 10[Ne]

La configuración detallada por orbital:

1 s2

2 s2 px2 py2 pz

2

El diagrama por orbital:

1. Determina la configuración electrónica de los siguientes elementos, escribiendo en cada caso la configuración global externa y el diagrama de orbitales. Para cada elemento identifica su periodo, grupo, familia y electrones de valencia (cuando los electrones de un mismo orbital ocupan ambos giros, se debe indicar que el espín es igual a ±½).

a. Hidrogeno d. Neón g. Nitrógeno j. Cloro b. Carbono e. Potasio h. Argón k. Helio c. Magnesio f. Azufre i. Flúor l. Criptón

2. Compara la configuración global, los diagramas de orbitales y los números cuánticos de los elementos químicos pertenecientes a los gases nobles (He, Ne, Ar y Kr) con los elementos configurados del punto 1.

a. ¿Qué diferencias observas en la configuración global? b. ¿Qué diferencias observas en los diagramas de orbitales? c. ¿Qué diferencias observas en los números cuánticos de sus electrones de valencia? d. Investiga qué relación tienen las comparaciones realizadas con la formación de iones.

3. Realiza la configuración electrónica de los siguientes iones. a. Fe2+ d. Na+ g. Mg2-

b. Fe3+ e. Cl‒ h. Br‒

c. C4‒ f. O2‒ i. N3‒

TABLA PERIÓDICA MODERNA

En la tabla periódica actual está organizada de la siguiente manera:

GRUPOS Y PERIODOS

GRUPOS O FAMILIAS: Corresponden a las columnas verticales. Los elementos de una misma columna presentan propiedades químicas similares. Los grupos emplean números arábigos del 1 al 18 o en otros casos números romanos acompañados de una letra A (representativos) o B (transición). Los grupos indican los electrones de valencia (electrones que se encuentran en el nivel externo) que tiene ese elemento.

PERIODOS: Corresponden a siete filas horizontales identificadas con números arábigos o con las letras K, L, M, N, O, P y Q. El periodo indica el número de niveles de energía del átomo. Las tablas

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periódicas actuales incluyen en su estructura principal a las tierras raras, formada por los lantánidos y actínidos.

REGIONES DE LA TABLA PERIÓDICA

REGIÓN s: Pertenecen a esta región los grupos IA y IIA. El subnivel s tiene solo un orbital para alojar dos electrones.

REGIÓN p: Consta de tres orbitales con capacidad de alojar 6 electrones. La región p consta de seis grupos que va desde el IIIA hasta el VIIIA.

REGIÓN d: Constituida por 10 grupos o columnas que va desde el grupo IB hasta el VIIIB (elementos de transición). Formada por cinco orbitales con capacidad de alojar a 10 electrones.

REGIÓN f: Esta zona incluyen las tierras raras o elementos de transición interna. Consta de siete orbitales con capacidad de alojar a 14 electrones.

METALES, NO METALES y METALOIDES

METALES: Poseen brillo, conducen el calor y la electricidad, son dúctiles y maleables. En general son sólidos a temperatura ambiente a excepción del mercurio. Cuando se combinan tienen tendencia a donar electrones.

NO METALES: Presentan propiedades contrarias a los metales, no tienen brillo, no conducen el calor, ni la electricidad, se usan como aislantes, no son dúctiles, ni maleables y en general se encuentran en los tres estados.

METALOIDES: Son elementos que tienen propiedades intermedias, entre los metales y no metales. En la tabla periódica se ubican entre los metales y no metales.

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

RADIO ATÓMICO: mide la distancia más probable del electrón más externo al núcleo. En un periodo aumenta de derecha a izquierda, debido al aumento de protones, encogiéndose la capa electrónica. En un grupo Aumenta de arriba hacia abajo, debido al aumento del número de niveles de energía.

POTENCIAL DE IONIZACIÓN o ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la energía necesaria para separar un electrón del último nivel de energía de un átomo. El átomo queda con carga eléctrica positiva y recibe el nombre de ión positivo o catión.

AFINIDAD ELECTRÓNICA o ELECTROAFINIDAD: Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón. Cuando el aporte de este electrón se realiza sobre un átomo neutro, se convierte en un ión negativo o anión.

ELECTRONEGATIVIDAD: Se define como la capacidad de un elemento para atraer hacia así los electrones de otro átomo para formar un enlace químico.

El potencial de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha como consecuencia del aumento del número atómico y del número de electrones en el último nivel. En un grupo aumenta de abajo hacia arriba, debido a la cercanía de los electrones con el núcleo.

ACTIVIDAD 3

1. Indique una diferencia entre: a) Grupos y periodos, b) metales, no metales y metaloides, c) afinidad electrónica y potencial de ionización, d) radio atómico y electronegatividad. 2. Elabore un cuadro comparativo sobre las regiones. 3. Dibuje la estructura de la tabla periódica, indicando grupos y periodos, elementos metálicos, no metales y metaloides, regiones e incremento de las propiedades periódicas.

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4. Completar la siguiente tabla de elementos según el ejemplo con los datos que se piden de cada uno de ellos.

ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Enlaces químicos. Un enlace químico se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos una configuración electrónica similar a la de un gas noble; en el proceso se unen átomos iguales o diferentes para formar moléculas estables. Cuando los átomos reaccionan para formar enlaces únicamente actúan los electrones del nivel más externo, denominado nivel de valencia. Para representar los electrones del nivel de valencia se usa la notación de Lewis, que consiste en escribir los símbolos atómicos rodeados de tantos puntos como electrones tenga el átomo en el nivel de valencia.

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto: en 1916, dos científicos americanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, y el alemán

Walter Kössel, en forma independiente, establecieron que un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.

Estructuras de Lewis: en el mismo año, G. Lewis, además de establecer la base teórica que explica la conformación de los enlaces, elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo. En la Notación de Lewis, los electrones del último nivel de energía se representan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo químico del elemento.

Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno (O) Z = 8 es:

Se puede observar que existen 6 electrones de valencia, lo que en notación de Lewis se expresa como lo muestra la figura:

Así, por ejemplo, la formación de la molécula diatómica de oxígeno se expresa de la siguiente forma según la notación de Lewis:

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Normas para dibujar estructuras de Lewis.

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos (puede ayudarse con la tabla periódica, los electrones de valencia están indicados por el grupo al que un átomo pertenece). En el caso de un anión, sume un electrón por cada carga negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva.

2. Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuáles átomos están unidos entre si, y conéctelos con un enlace sencillo (cada guion representa dos electrones).

3. Sitúe como átomo central el más electronegativo (nunca el H). En las fórmulas químicas suele escribirse en el orden en que los átomos se conectan en las moléculas o ion, ejemplo HCN, si un átomo tiene un

grupo de átomos unido a él, el átomo central suele escribirse primero, ejemplo en (CO3)2-

y en SF4. 4. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central (recuerde que el H solo puede tener 2

electrones). 5. Coloque los electrones que sobran en el átomo central. 6. Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples.

Enlaces intramoleculares (dentro de la molécula). El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así

tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Enlace covalente: se produce al compartir electrones entre dos o más átomos donde pueden existir diferencias de electronegatividad, pero no son suficientemente grandes como para que se efectúe transferencia de electrones. Así, los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Según la cantidad de electrones compartidos pueden ser sencillos (un par), dobles (dos pares), etc. Esos enlaces se suelen producir entre elementos gaseosos, no metales y metales con hidrógeno.

Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar. Un enlace covalente coordinado o dativo, es aquel en el que uno sólo de los átomos aporta los dos electrones que se comparten en el enlace, para representar este enlace se usa una flecha (→) que va desde el átomo que dona el par electrónico con la punta en el átomo que recibe el par electrónico.

Enlace covalente no polar hidrógeno y carbono en el metano.

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El sodio y el cloro uniéndose iónicamente para formar cloruro de sodio.

Enlace iónico: es una unión que resulta de la presencia de atracción electrostática entre iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica), esto hace que, durante el enlace, uno de los átomos capture los electrones del otro.

Suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico, el metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva (cationes) estable. Estos electrones se transfieren a un no metal, originando un ion cargado negativamente (anión), que también es estable.

Enlace metálico: es el enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí, es la unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos como una nube con gran movilidad lo que otorga a los metales sus propiedades eléctricas y térmicas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo), sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.

Enlace metálico en el cobre.

Fuerzas intermoleculares (entre moléculas). Los tipos de enlace mencionados anteriormente son fuerzas que existen entre los átomos para formar moléculas, influyen en la forma molecular, las energías de enlace y muchos aspectos de sus comportamientos químicos. Sin embargo, existen otro tipo de fuerzas que se manifiestan entre las moléculas, las fuerzas intermoleculares, de las que dependen las propiedades físicas de los líquidos y de los sólidos moleculares. En los gases, como se explica en la teoría cinético molecular, la fuerza entre sus moléculas es menor que la energía cinética promedio de ellas, lo que las mantiene separadas y permite a los gases expandirse. Por otra parte, en los líquidos y sólidos las fuerzas de atracción entre las moléculas, son lo bastante intensas para mantener sus moléculas juntas. En los sólidos esas fuerzas son mayores que en los líquidos, haciendo que sus moléculas no solo están muy juntas sino prácticamente fijas en un sitio; mientras que en los líquidos las fuerzas menos intensas permiten a las moléculas fluir.

Enlace por puente de hidrógeno. Estos enlaces se forman entre átomos de hidrógeno y otros átomos con alta electronegatividad como oxígeno, nitrógeno, flúor, cloro. Los enlaces por puentes de hidrógeno son enlaces débiles. Sin embargo, cuando se forman muchos enlaces de este tipo en y entre macromoléculas la estabilidad general de la molécula aumenta notablemente.

Enlace por puente de hidrógeno entre dos moléculas

de agua (H2O). Fuerzas de Van de Waals. Se denomina fuerzas de Van der Waals, a la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras (en general, las fuerzas de Van der Waals son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales). El término incluye: fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacción dipolo-dipolo), fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye) y fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas

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de dispersión de London). Los dipolos se refieren a la presencia de dos cargas dentro de la molécula y se indican por la letra delta minúscula (δ) indicando la carga con los símbolos + o -. También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares.

Fuerza dipolo-dipolo: son las fuerzas que actúan entre moléculas polares esto es, entre moléculas que tienen momento dipolar. Su origen es electrostático, a mayor momento dipolar, mayor fuerza. Por ejemplo, HBr y H2S, son moléculas polares por lo tanto las fuerzas entre ellos son dipolo-dipolo. El enlace por

puente de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

Interacción de dipolos en las moléculas de cloruro de

hidrógeno.

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ARQUITECTURA MOLECULAR. FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS.

Las propiedades de las moléculas quedan determinadas en primer lugar por los tipos de enlace presentes en ellas y en segundo lugar por su arquitectura molecular. Se entiende por arquitectura molecular la forma geométrica de la molécula. Los orbitales moleculares que se forman al enlazar dos átomos tienen formas geométricas determinadas y cuando se forman los orbitales moleculares presentan orientaciones espaciales con direcciones concretas influyendo en la forma tridimensional que adoptan algunas moléculas.

ACTIVIDAD 3

1. Realiza las estructuras de Lewis de los siguientes elementos a. Hidrogeno d. Neón g. Nitrógeno j. Cloro b. Carbono e. Potasio h. Argón k. Helio c. Magnesio f. Azufre i. Flúor l. Criptón

2. Realiza las estructuras de Lewis de los siguientes iones a. Fe2+ d. Na+ g. Mg2-

b. Fe3+ e. Cl‒ h. Br‒

c. C4‒ f. O2‒ i. N3‒

3. Dados los elementos A (Z = 19), B (Z = 35) y C (Z = 12) determinar el tipo de enlace químico del compuesto formado por A con B, A con C y B con C. 4. Los números cuánticos n y l del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de los elementos A, B y C son, respectivamente, (3, 0), (3, 1) y (5, 1). Determinar el tipo de enlace establecido entre los átomos de A, entre los átomos de B y entre los átomos de A con los de C.

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5. Realizar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: H2O, NH3, CO, H2S, N2, BF3, HCN, ICl3, PCl3, SF6 y BeCl2. 6. Representa la estructura de Lewis de CS2, CHCl3, OCl2 y PH3, consulta su geometría y dibuja las moléculas en tu cuaderno. 7. Realizar los ejercicios de las guías complementarias según las indicaciones del profesor.

1. Visita las paginas https://www.youtube.com/watch?v=T2YUASfw_dM, http://auladetecnologias.blogspot.com.co/2009/09/videos-sobre-enlaces-quimicos.html y http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Enlace_quimico.html para repasar los conceptos fundamentales del enlace químico. Luego visita la página http://sociedad.elpais.com/sociedad/2012/09/15/actualidad/1347731203_436597.html consulta y responde:

a) ¿Qué es la nanotecnología? ¿Para qué sirve? b) ¿Qué es el grafeno? ¿Qué aplicaciones tiene en la vida actual? c) ¿Qué importancia tiene la investigación presentada en el artículo? d) ¿Qué es la tabla periódica cuántica? ¿En qué se diferencia de la tabla periódica habitual?

Prepara tu trabajo para ser socializado con tus compañeros. Recuerda leer muy bien los artículos antes de realizar tu trabajo y ser breve, pero conciso en tus apreciaciones.

2. Consulta que son las zonas ambientales competitivas, cuál es su función y porque el gobierno nacional apoyo su desarrollo ¿Cómo puede intervenir la química en el desarrollo de estas zonas y su sostenibilidad?

El actual desarrollo de la ciencia y la tecnología surgidos a partir de la teoría atómica ha llevado a la sociedad a un gran desarrollo, pero también ha abierto el debate de como el hombre está afectando al planeta tierra y descuidando sus principios éticos en la búsqueda de poder y conocimiento. Consulta en la biblia ¿Cuál es el mensaje que nos deja Dios sobre el desarrollo de las civilizaciones humanas? Cómo hijos de Cri sto ¿Qué precauciones debemos tener respecto al desarrollo de las sociedades humanas?

De manera individual y según las indicaciones del educador, resuelve el cuestionario de valoración sobre la presente guía. Recuerda que este es un proceso individual y es importante que lo realices de manera honesta y consciente, ya que tu proceso de formación depende de cómo respondas a esta prueba.

Anexo Evaluación

Después de socializar el resultado de la evaluación, se realizará una revisión y corrección del cuestionario de valoración realizando unos ejercicios de repaso. Cada educando deberá realizar en su cuaderno la revisión de las preguntas que el educador realice y desarrollar los ejercicios de refuerzo que se le asignen.

ELABORADO REVISADO Y APROBADO

NOMBRE GERMÁN RICARDO CULTID NOMBRE GLORIA CASTRO

CARGO EDUCADOR FECHA 29-01-18 CARGO JEFE DE ÁREA FECHA

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