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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
I TRIMESTRE
GUÍA DE
AUTOAPRENDIZAJE
QUÍMICA
12° BTI Profesora Raquel Ruiz [email protected]
Hora de consulta: Lunes de 2:30-2:50 pm
Profesor Omar Granados:[email protected]
Hora de consulta: Martes de 8:00-8:20 am
FECHA DE ENTREGA DE LA GUÍA DE LOS ESTUDIANTES
A LOS PROFESORES: VIERNES 21 DE MAYO DE 2021
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ÍNDICE DE CONTENIDO
Introducción…………………………………………………………………………………………… 4
Objetivos Generales…………………………………………………………………………………. 5
Competencias………………………………………………………………………………………… 5
Recomendaciones Generales……………………………………………………………………… 5
Guía de Aprendizaje #1. La Tabla Periódica……………………………………………………... 6
Historia de la Tabla periódica………………………………………………………………………. 7
Introducción………………………………………………………………………………………….. 7
Guía de Aprendizaje # 1: Estructura de Lewis y Regla del Octeto…………………………….. 6
Introducción………………………………………………………………………………………….. 7
Aportes que ayudaron a la evolución de la Tabla periódica….. ………………………………. 7
Autoevaluación……………………………………………………………………………………… 11
Elementos y Símbolos Químicos………………………………………………………………….. 12
Introducción………………………………………………………………………………………….. 12
Origen de los nombres y símbolos químicos……………………………………………………… 12
Autoevaluación……………………………………………………………………………………….. 14
Clasificación de la Tabla Periódica………………………………………………………………… 15
Introducción…………………………………………………………………………………………… 15
Primer intento de clasificación…………………………………………………………………….... 15
Clasificación actual de la Tabla Periódica…………………………………………………………. 16
Clasificación completa de la Tabla Periódica……………………………………………………… 17
Autoevaluación……………………………………………………………………………………….. 18
Configuración Electrónica…………………………………………………………………………… 19
Introducción…………………………………………………………………………………………. 19
Distribución electrónica……..……………………………………………………………............... 19
Otros métodos de distribución electrónica…………………………………………………………. 21
Autoevaluación…………………………..…………………………………………………………… 22
Guía #2 Enlaces Químicos………….………………………………………………………………. 23
Introducción…………………………………………………………………………………………… 24
Actividades……………………………..…………………………………………………………….. 24
Estructura de Lewis………………………………………………………………………………….. 25
Compuestos Químicos………………..…………………………………………………………….. 26
Tipos de Enlaces…………………………………………………………………………………….. 27
Enlace Iónico………………………………… ……………………………………………………… 27
Enlace Covalente…………………………………………………………………………………….. 28
Enlace Metálico……………………………….……………………………………………………… 28
Autoevaluación……………………………….….…………………………………………………… 29
Regla del Octeto……………………………………………...………………………………………. 29
Actividades……………………………………………………………………………………............ 33
Carácter de enlace…………..…………………………………………………………………......... 34
Enlace Covalente No Polar…………………………………………………………………………. 34
Enlace Covalente Polar………………………………………………………………………........... 35
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Guía #3 Nomenclatura Química… ........................................................................................................ 36
Formulación .............................................................................................................................................. 37
Práctica… .................................................................................................................................................. 38
Sistema Estequiométrico ........................................................................................................................ 39
Actividad .................................................................................................................................................... 40
Autoevaluación ......................................................................................................................................... 41
Bibliografía ................................................................................................................................................ 42
Material de apoyo .................................................................................................................................... 42
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INTRODUCCIÓN
Es un gusto para nosotros poder compartir esta guía contigo y así contribuir a tu educación y autoaprendizaje.
Desde hoy y hasta el final de este trimestre, debes dedicar 5 horas de tu semana, para adquirir estos conocimientos,
desarrollar habilidades, generar y potencializar mentalidades de nuestros tres temas principales:
Tema 1: La Tabla Periódica
Bienvenidos a una aventura más para el engrandecimiento de tus conocimientos científicos, y en esta ocasión el tema
es la Tabla Periódica. ¿Conoces la tabla periódica de los elementos químicos? ¿Te has preguntado, por qué los
elementos están ordenados de esa forma y no de otra? ¿Deseas conocer los datos e informaciones que nos brinda esta
herramienta utilizada por los científicos? Los conocimientos que en este módulo adquirirás, serán de provecho para
desarrollar destrezas, potenciar tu mentalidad de dominio de esta herramienta; contestar estas y muchas interrogantes
sobre la tabla periódica.
Tema 2: Enlace químico
Probablemente has usado goma para unir las partes de algún objeto que se ha roto. Habrás sentido la electricidad
cuando pasas cerca de la refrigeradora o un televisor encendido. Habrás visto como el imán atrae ciertos objetos o
sentido atracción especial por alguien. Todos estos ejemplos tienen en común la atracción. Pero algunos objetos se
pueden atraer más fuertemente que otros. La fuerza con que se atraen determinará cómo será su unión: permanente,
fuerte o débil. En química, los átomos también se unen para formar una gran variedad de compuestos. El enlace
químico es lo que los mantiene unidos mediante los denominados enlaces iónicos o enlaces covalentes. Así que
vamos a entrarnos al maravilloso mundo de los Enlaces Químicos.
Tema 3: Nomenclatura Química
En la vida diaria es posible la relación con las personas del entorno gracias a que se utiliza el lenguaje. De la
misma manera, los químicos, sin importar qué idioma hablen en su lugar de origen, necesitan comunicarse entre sí
de manera muy específica. Para ello han creado como lenguaje propio la nomenclatura química. Al igual que
con cualquier lenguaje, la nomenclatura química es un convenio simbólico que permite el intercambio de
información.
Te aconsejamos que investigues, en libros de texto y en la web más sobre estos temas. Recuerda que depende de ti
el éxito del desarrollo de esta guía.
Por tal motivo, ¡la metodología de trabajo es la siguiente!
1. Encontrarás una explicación sobre los contenidos teóricos y referencias de los pasos que debes saber para
desarrollar las habilidades.
2. Podrás practicar los conocimientos y habilidades a medida que avanzas en la lectura, y lo mejor es que tendrás
una guía detallada de cómo hacerlo.
3. Luego de que ya practicaste, es hora de evaluar lo aprendido y de cómo fue tu proceso de aprendizaje.
1. Conoce y explora el tema.
2. Verifica tu aprendizaje.
3. Evaluación y retroalimentación.
QUERIDO ESTUDIANTE
¡VAMOS A COMENZAR! ¡VAMOS A EMPEZAR!
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OBJETIVOS GENERALES:
La educación del futuro requiere personas capaces de resolver problemas y situaciones cotidianas, es por ello que la
preparación académica juega un papel importante.
Fortalecer el aprendizaje y uso de las diferentes formas de expresión oral y escrita, con un alto grado de eficiencia.
Ampliar el desarrollo del pensamiento lógico matemático y su utilización en la resolución de problemas matemáticos en la
vida cotidiana, particularmente en sus estudios superiores.
Desarrollar las habilidades intelectuales que les permita decodificar, procesar, reconstruir y transmitir información en una
forma crítica y por diferentes medios aplicando el pensamiento creativo y la imaginación en la solución de problemas y en la
toma de decisiones que les permitan asimilar los cambios y contribuir al proceso de transformación social en diversos
órdenes.
Valorar la importancia de la educación, a lo largo de toda la vida, como medio de acceder al conocimiento y así estar en
condiciones de participar en la generación de conocimientos, en los beneficios del desarrollo científico y tecnológico desde
una perspectiva crítica asumiendo una conducta ética y moral socialmente aceptable.
COMPETENCIAS:
1. Utiliza la tecnología como herramienta de apoyo en el proceso de enseñanza aprendizaje con responsabilidad
social.
2. Demuestra capacidad permanente para obtener y aplicar nuevos conocimientos y adquirir destrezas.
3. Expresa las ideas, experiencias o sentimientos mediante diferentes medios artísticos tales como las artes que le
permiten interaccionar mejor con la sociedad.
4. Actúa responsablemente frente al impacto de los avances científicos y tecnológicos en la sociedad y el ambiente.
5. Cuestiona, reflexiona e investiga permanentemente acerca de la inserción de los conceptos matemáticos en
situaciones prácticas de la vida cotidiana.
RECOMENDACIONES GENERALES….
Para que comprendas muy bien cada guía es importante que consideres lo siguiente:
1. Dedícale unos 20 minutos de tu entera atención al comienzo de cada tema.
2. Sé constante. Organízate. Programa cinco (5) horas cada semana al desarrollo de las guías.
3. Te recomendamos que te distancies de distracciones como el celular, televisión, lugares con exceso de ruido.
4. Debes estar muy cómodo y con buena iluminación.
5. Debes tener todo lo que vas a necesitar a mano. Desde lápiz y papel, hasta la calculadora y la Tabla periódica. Así
no tendrás que estar interrumpiendo tu aprendizaje para buscar algo.
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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE: I
GUÍA # 1
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA: VIERNES 28 DE MAYO DE 2021
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Este químico Johann Döberiner, alcanzó a elaborar un
informe que mostraba una relación entre la masa atómica de
ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la
existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos
que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y
del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno
de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los
otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para
llegar a una primera clasificación coherente.
TEMA #1 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA TABLA PERIÓDICA
OBJETIVOS ESPECÍFICOS Reconoce la importancia de la tabla periódica, como instrumento fundamental en la química. Valora los aportes científicos en la elaboración de la tabla periódica
INDICADORES DE LOGRO Incorpora el uso de la tabla periódica como herramienta de trabajo para el aprendizaje de temas posteriores. Observa la evolución histórica de la Tabla Periódica en una línea de tiempo.
INTRODUCCIÓN
Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de los elementos
individuales. Aunque elementos como oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio eran conocidos desde la
antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento tuvo lugar en 1669 cuando Hennig Brand descubrió
el fósforo. Durante los siguientes 200 años, se adquirió un gran conocimiento sobre las propiedades de los elementos
y de sus compuestos. En 1869, habían sido descubiertos un total de 63 elementos.
Como el número de elementos conocidos iba creciendo, los científicos empezaron a buscar patrones en sus
propiedades y a desarrollar esquemas para su clasificación.
ECHEMOS UNA MIRADITA…
LAS TRÍADAS DE DÖBEREINER
El contenido de esta guía habla sobre
los intentos históricos por ordenar los
elementos químicos que en su
momento se tenían, hasta llegar a
como los vemos hoy en día.
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En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia
una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En
1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la
Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho
elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos
más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto
insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.
En 1869, Meyer, químico alemán, encontró cierta correlación a la ya hallada
por Newlands. Pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen
atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en
relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo
un volumen atómico importante. Al graficar los valores de los volúmenes
de los elementos, en función de los pesos atómicos, observó que se
presentaban una serie de ondas, donde el aumento del peso atómico
correspondía a un incremento en sus propiedades físicas.
LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
LOTHAR MEYER
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Esta tabla fue la primera presentación coherente
de las semejanzas de los elementos. Él se dio
cuenta de que clasificando los elementos según
sus masas atómicas se veía aparecer una
periodicidad en lo que concierne a
ciertas propiedades de los elementos. La primera
tabla contenía 63 elementos.
De esta manera los elementos son clasificados
verticalmente. Las agrupaciones horizontales se
suceden representando los elementos de la misma
“familia”.
Henry pudo demostrar que los elementos químicos producían rayos
X de longitud de onda tanto más corta cuanto mayor era su peso
atómico, a partir de eso construyó una nueva tabla periódica, de
noventa y dos elementos, ordenados de acuerdo con la longitud de
onda de los rayos X correspondiente a cada uno de ellos. La misma
demostró, a diferencia de la propuesta cuarenta años antes por el
señor Mendeleiev, estableciendo así, la Ley Periódica de los
Elementos que dice: “Las propiedades físicas y químicas de los
elementos se relacionan directamente con sus números atómicos”.
DIMITRI MENDELEIEV
HENRY MOSELEY
Mendeleïev, químico ruso, considerado el “Padre de la Tabla Periódica”,
presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue
diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos.
Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos
vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que
correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los
descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. Él consiguió además
prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir
de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos
tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían
las propiedades predichas.
Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso,
contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica
de la época.
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En 1905 Werner propuso una forma larga de la tabla
periódica, que separaba los grupos de la tabla corta
(excepto gases nobles y grupo VIII) en dos subgrupos, A y
B. En ella los elementos de tierras raras estaban colocados
a continuación del lantano, por lo que la tabla resultaba
demasiado engorrosa.
Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son
el resultado de los trabajos de Glenn Seaborg a mediados
del siglo XX, empezando con su descubrimiento del
plutonio en 1940 y, posteriormente, el de los elementos
transuránidos del 94 al 102.
Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la
tabla periódica poniendo la serie de los actínidos debajo de
la serie de los lantánidos.
ALFRED WERNER
GLENN SEABORG
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Criterios Excelente 10-9
Bueno 8-6
Regular 5-3
Deficiente 2-0
Las fechas son correctas
No hay falta de ortografía
Contenido: la información es correcta
Diseño bien elaborado
Te recomendamos que busques un lugar tranquilo para que en 15 minutos logres resolver esta sección sobre los
acontecimientos históricos de la Tabla Periódica.
Selección Única. Coloque en la raya la letra de la respuesta correcta.
1. Elemento que existe desde la antigüedad:
a) Oro b) Uranio c) Polonio
2. Descubridor del fósforo:
a) J. Dobereiner b) H. Brand c) J. Newlands
3. Químico alemán creador de las triadas:
a) H. Moseley b) J. Newlands c) J. Döbereiner
4. Químico inglés que ordenó a los elementos de 7 en 7:
a) H. Newlands b) A. Werner c) J. Döbereiner
5. Es considerado como el Padre de la Tabla Periódica:
a) L. Meyer b) G. Seaborg c) D. Mendeleiev
6. Cantidad de elementos con que se construyó la primera Tabla Periódica:
a) 118 b) 63 c) 50
7. Establece la Ley Periódica de los Elementos:
a) D. Mendeleiev b) H. Moseley c) G. Seaborg
8. Ordena los elementos en forma creciente de sus volúmenes:
a) A. Werner b) L. Meyer c) G. Seaborg
9. Crea la tabla periódica larga:
a) G. Seaborg b) A. Werner c) L. Meyer
10. Separa las series de los lantánidos y actínidos
a) D. Mendeleiev b) G. Seaborg c) A. Werner
EVALUA LO QUE
APRENDISTE
AUTOEVALUACIÓN #1
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INTRODUCCIÓN
ORIGEN DE LOS NOMBRE Y SÍMBOLOS
TEMA #2 ELEMENTOS Y SÍMBOLOS QUÍMICOS
OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Reconoce el origen de los elementos químicos y aplica
las normas de escritura de sus símbolos, según la
IUPAC
Valora la importancia de los elementos químicos como
componentes indispensables para la vida y el desarrollo industrial, científico y tecnológico.
INDICADORES DE LOGRO
Representa el nombre de cada elemento por medio de
símbolos.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) es el organismo que establece las bases para nombrar
los nuevos elementos y compuestos.
Para escribir las fórmulas de los compuestos y nombrarlos debes conocer y dominar los símbolos de los elementos,
igual que las fórmulas de los iones poliatómicos.
Hasta ahora se han descubierto 118 elementos, de los cuales 92 se encuentran en la naturaleza y los demás son
artificiales, creados en laboratorio.
Cada elemento se identifica por su nombre y se representa mediante un símbolo. Los símbolos químicos pueden
tener una o dos letras. En todo caso, la letra inicial debe ser mayúscula y si hay una segunda letra, debe ser en
minúscula. Pero ambas en imprenta.
Los nombres de los elementos se derivan de la mitología, de la naturaleza, los cuerpos celestes, científicos, países,
lugares y también en los idiomas que prevalecían en la Europa mediterránea.
En el siglo IV a.C., el filósofo Demócrito de Abdera fue uno
de los primeros en proponer la existencia de unidades
básicas de la materia a las que llamó átomos: aquello que no
se puede dividir. Sin embargo, fue la teoría especulativa de
los 4 elementos de Empédocles la que gozó de mayor
aceptación y popularidad en la civilización griega. Así el
universo estaría compuesto de tierra, fuego, aire y agua.
Más tarde Aristóteles, en el siglo III a.C, añadió el elemento
éter de que los cielos y las estrellas estarían hechos.
Los alquimistas fueron pensadores; quienes en su afán de
encontrar la piedra filosofal y el elixir de la vida crearon
diversos símbolos para los elementos conocidos hasta ese
momento. Ellos combinaban sus conocimientos con la
magia y atribuían a los planetas cierta influencia sobre las
cosas y fenómenos que ocurrían en la Tierra. Los metales
como el oro, la plata, el cobre, el hierro, el plomo y el estaño
se representaban respectivamente por los símbolos del Sol,
la Luna, el planeta Venus, el planeta Marte, el planeta
Saturno, el planeta Mercurio y el estaño se dedicó al planeta
Júpiter.
-13-
.
Pocos años después de la primera nomenclatura propuesta por Lavoisier, el
químico inglés John Dalton publicó un primer sistema de símbolos para
abreviar las sustancias químicas elementales. John Dalton amplió la lista
de 33 sustancias presentada por Lavoisier a 36. Dalton se basó
en abreviaturas de las sustancias y en los símbolos alquímicos
preexistentes para diseñar el siguiente sistema de símbolos para los
elementos químicos.
La propuesta presentada por Dalton fue un paso en la buena dirección pero
no contó con la aprobación de todos los químicos y no establecía unas
reglas claras para ampliar el catálogo de símbolos en caso de descubrir
nuevos elementos.
Para dar solución a este problema, el químico sueco Jöns Jakob
Berzelius propuso en 1814 un nuevo sistema simplificado para simbolizar
los elementos. Berzelius limitó el símbolo de cada elemento químico a
una abreviatura formada por una o dos letras, eliminando los círculos y
los puntos.
En lugar de utilizar los nombres en inglés más comunes para cada
sustancia, Berzelius propuso utilizar una denominación latina para cada
elemento.
La nomenclatura de Berzelius se basaba en escoger la primera letra del
nombre en latín del elemento y en añadir una segunda letra representativa
en caso de ser necesario para evitar confusiones.
La frontera entre la alquimia y la química empezó a dibujarse gracias a las
innovaciones introducidas por Antoine Lavoisier. Lavoisier fue uno de los
primeros científicos en sistematizar el estudio de la química en el siglo
XVIII.
Lavoisier se dio cuenta que uno de los problemas principales de la química
en aquel momento era que no existía una nomenclatura clara y
uniforme para identificar las distintas sustancias. Con la intención de
solucionar este problema presentó en 1787 un tratado llamado Método de
nomenclatura química. En él, Lavoisier descartaba seguir usando los cinco
elementos clásicos como base de la química y en su lugar presentaba una
clasificación de 33 sustancias esenciales. El método presentado por
Lavoisier permitía una clasificación mucho más sistemática de las
sustancias y rápidamente fue adoptado por gran parte de los químicos en
todo el mundo.
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químicos qu
que te están
Con la ayuda de tu Tabla
Periódica, escribe los símbolos
y nombres de los elementos de
número atómico dado:
ACTIVIDAD # 2
¿Recuerdas el juego de nombre, apellido, cosa, etc. con letras…? Bueno, vamos a jugarlo pero con los símbolos químicos…
Es súper sencillo…
Vas a buscar en tu Tabla Periódica los símbolos que
te van a ayudar a armar las palabras en la categoría
que te están pidiendo. Son 5 de cada una. Recuerda
que debes respetar la escritura de los símbolos químicos y NO SE
VALE REPETIR DENTRO DE UNA MISMA PALABRA.
Número Símbolo Nombre Número Símbolo Nombre
6 67
17 76
28 83
33 96
48 101
55 114
1. Si el símbolo de un elemento tiene 2 letras, dime, ¿cuál debe escribirse con mayúscula y
cuál con minúscula?
2. ¿Qué relación encuentras entre el símbolo de un elemento y su nombre?
3. ¿Qué tipo de letra debe utilizarse para escribir el símbolo de los elementos?
Utilizando la Tabla Periódica, escribe 3 nombres de elementos derivados de:
Origen Nombre Símbolo Nombre Símbolo Nombre Símbolo Latín
Nombre propio
Cuerpo celeste
Mitología
Nombre de lugar
ACTIVIDAD # 1
AUTOEVALUACIÓN #2
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¡VASMOS A JUGAR!
NaNCe
ACTIVIDAD # 3
ACTIVIDAD # 4
Ejemplo: Categoría: fruta Na = sodio N = nitrógeno Ce = cerio (ESTA PALABRA YA NO VALE)
Categoría 1 2 3 4 5
Nombre
Apellido
País
Ciudad
Fruta
Animal
Cosa
Completa los enunciados con las respuestas correctas:
N° ENUNCIADO RESPUESTA
1 Primeros en idear una simbología química
2 Los alquimistas buscaban en elixir de la vida y
3 Símbolo del elemento químico nombrado en honor a Darwin
4 Símbolo químico del elemento cobre:
5 Argentum es el nombre en latín del elemento:
6 Símbolo químico del elemento plata:
7 ¿Cuál es el símbolo químico del elemento hierro?
8 Volframio es un elemento químico nombrado en honor a
9 (Es) corresponde al símbolo químico del elemento
10 Plumbum es el nombre en latín del elemento
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INTRODUCCIÓN
PRIMER INTENTO DE CLASIFICACIÓN SISTEMÁTICA
En 1813 J.J. Berzelius, dividió los elementos naturales en dos grandes grupos: metales y no metales. Los elementos
metálicos eran los que tenían cierto brillo característico, eran maleables y dúctiles, y conducían el calor o la
electricidad. Los no metales eran los que tenían diversos aspectos físicos y no conducían el calor ni la electricidad.
Para comprender
mejor la
clasificación de la
Tabla Periódica
TEMA #3 CLASIFICACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
OBJETIVO DE APRENDIZAJE Reconocer las características de los elementos químicos de la tabla periódica y como están organizados.
INDICADORES DE LOGRO
Discute y relaciona la ubicación de los elementos en la
tabla periódica por su configuración y propiedades
físicas químicas.
La Tabla Periódica es una lista en la que se presentan los elementos químicos naturales y sintéticos ordenados
según el número atómico creciente y está dividida horizontalmente (periodos) y verticalmente (grupos). Otras
de las ventajas que presenta este ordenamiento es que permite la clasificación de los elementos ubicados en ella.
Su clasificación atiende a aspectos como reactividad, utilidad, impacto económico e impacto ambiental.
Se toman en cuenta sus propiedades físicas para clasificarlos en metales, no metales y metaloides.
Los metales son conductores de calor y electricidad.
Los no metales no son buenos conductores de electricidad y tienen características que reflejan su fragilidad en
estado sólido.
Lo metaloides son elementos semiconductores en la industria electrónica.
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Las propiedades de los elementos de un
período cambian de manera progresiva al
recorrer la tabla.
La clasificación de los elementos químicos en metales y no metales es la más básica que existe, aunque no releja
plenamente las características de los elementos, ya que existen muchos de ellos en los que se observan propiedades de un
grupo y del otro (metaloides). Los metales se ubican en el izquierdo de la tabla, los no metales en la derecha y los
metaloides en la zona intermedia entre ambos (escalera).
Veamos ahora algunas de las propiedades de estos elementos.
Metales: La mayoría de los metales son presentados en forma sólida, con la excepción del mercurio (Hg) que es
líquido, de color brillante, poseen color brillante, son buenos conductores de calor y electricidad y son maleables
(fácilmente moldeados).
No metales: Algunos son líquidos, no son buenos conductores de calor y electricidad, y no son pasibles de
moldear.
Metaloides: Tienen características intermedias entre los metales y no metales, como, por ejemplo, son
parcialmente conductores de electricidad.
Ante lo expuesto, podemos percibir que la tabla periódica fue organizada en base a las características comunes de
los elementos.
La tabla periódica actual clasifica a los elementos de acuerdo con su número atómico y también según su
configuración electrónica.
Periodo: Es el ordenamiento horizontal de los elementos; estos poseen propiedades químicas diferentes. El número
de periodo es igual al número de niveles de energía que ocupa el elemento. La Tabla periódica tiene 7 periodos.
• Son las filas horizontales que están enumeradas del 1 al 7.
• El orden de cada periodo indica el número de niveles de energía de la configuración electrónica o el último
nivel (capa de valencia). #Periodo = #Niveles.
CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LA TABLA PERIÓDICA
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Los grupos, también se pueden enumerar en forma corrida del 1 al 18
COLOR CLASIFICACIÓN
ALCALINOS
ALCALINOS TÉRREOS
OTROS METALES
METALOIDES
NOMETALES
HALÓGENOS
GASES NOBLES
TRANSICIÓN NORMAL
SERIE DE LANTÁNIDOS
SERIE DE ACTÍNIDOS
Normal
Metales de Transición Interna
Clasificación de los elementos en la Tabla
periódica según sus propiedades.
Grupo: Es el ordenamiento vertical de los elementos. Estos elementos presentan similar configuración electrónica
en su mayor nivel, debido a esta característica, también se les llama familias, ya que presentan propiedades
químicas similares.
• Son 18 grupos, de los cuales 8 tienen la denominación «A», (llamados elementos representativos), y 10
tienen la denominación «B», (llamados metales de transición).
CLASIFICACIÓN COMPLETA DE LA TABLA PERIÓDICA
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
Otros Metales No Metales Metaloides Gases Nobles Halógenos Metales Alcalinos Térreos Elementos de transición normal Elementos de transición interna
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AHORA VAS A
EVALUAR LO QUE
APRENDISTE
Selección Única. Coloque en la raya la letra de la respuesta correcta.
1. El grupo VIA de la tabla periódica actual se denomina:
a) Alcalino b) Anfígeno c) Boroide d) Halógeno
2. Identifica el elemento que no es halógeno:
a) Cl b) Br c) F d) O
3. A los elementos del grupo IA se les conoce como:
a) Alcalinos b) Anfígenos c) Halógenos d) Gases nobles
4. Los elementos Be, Mg, y Ca pertenecen a la familia:
a) Alcalinos térreos b) Halógenos c) Boroides d) Gases nobles
5. La familia de los calcógenos pertenecen al grupo:
a) IA b) VII A c) VIA d) VA
Completa la frase.
1. Al ordenamiento vertical de los elementos químicos, cuyas propiedades químicas son similares, se le denomina:
.
2. Al ordenamiento horizontal de los elementos químicos que indica el número de niveles de energía que ocupa
dicho elemento, se le denomina: .
3. Cuántos grupos y periodos tiene la tabla periódica actual: ,
4. Familia del grupo A, a la que corresponden los elementos boro y aluminio: .
5. A los elementos del grupo B se les denomina: .
6. La tabla periódica actual está ordenada de acuerdo con: .
En la siguiente Tabla Periódica ubicar con colores:
Puedes ubicarte en un lugar de paz y tranquilidad para
que compruebes tu nivel de dominio. Utiliza la Tabla
periódica. Trata de recordar y desarrollar lo siguiente:
AUTOEVALUACIÓN #3
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INTRODUCCIÓN
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
TEMA #4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
OBJETIVO DE APRENDIZAJE
Relaciona el comportamiento electrónico del elemento
con su estructura de Lewis y los electrones de valencia.
INDICADORES DE LOGRO Localiza los elementos en la tabla periódica según su configuración electrónica y características.
Existe una relación directa entre la configuración electrónica externa de un elemento y su posición en la Tabla
Periódica. Los electrones que se encuentran en la capa externa, son llamados electrones de valencia. Éstos son
los que participan en una combinación química.
En 1916, el norteamericano Gilbert Lewis sugiere la teoría de que los compuestos químicos se forman como
consecuencia de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo.
Basó sus ideas en el modelo atómico de Bohr, en el que el núcleo atómico estaba rodeado de electrones ordenados
en niveles energéticos concéntricos. Cada uno de los niveles sólo permitía un número máximo de electrones. Cuando
el nivel externo se completaba, el átomo alcanzaba la configuración electrónica de alguno de los gases nobles.
La configuración electrónica del átomo en un elemento es la ubicación de los electrones mientras están en los
orbitales de los variados niveles que presenta la energía. Determina las propiedades de combinaciones químicas de
los átomos y por eso su posición en la tabla periódica de los elementos, la idea es describir la ubicación de todos los
electrones en sus diferentes niveles.
.
Por medio del modelo de Bohr, todos los electrones van distribuidos en los átomos que se forman por capas
alrededor del núcleo con el nombre de capas electrónicas. Todos estos son los que conforman una envoltura
electrónica que rodea completamente el núcleo.
Recordemos el modelo atómico de Niels Bohr.
Niels Bohr dijo que, a cada uno de los diferentes niveles de energía le corresponderá un determinado valor “n”. Estos
valores son números enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
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Los electrones que se encuentran en la última capa
(la capa externa), se denominan Electrones de
valencia. Solamente se toman en cuenta los
elementos representativos y los electrones de los
bloques s y p.
Ejemplo
Distribución de electrones en los niveles
1 2 3 4 5 6 7
Llamados también capas energéticas.
Distribución de los electrones en la corteza
Los electrones se distribuyen en diferentes niveles,
con un número máximo de e- en cada uno de ellos.
Esta región está formada por un conjunto de orbitales.
Número máximo de electrones por subnivel: 2(2 l + 1)
Subnivel s p d f
N° máximo de e- 2 6 10 14
SUBNIVELES
NIVELES Capa K L M N O P Q
Nivel 1 2 3 4 5 6 7
Nivel N° máximo de e-
1 2
2 8
3 18
4 32
5 32
6 18
7 8
Espectro l
s Sharp 0
p Principal 1
d Difusse 2
f fundamental 3
-21-
OTROS MÉTODOS DE DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
MÉTODO DE LA LLUVIA BLOQUES ELECTRÓNICOS DE LA TABLA PERIÓDICA
Se lee de izquierda a derecha como si estuvieras
leyendo un libro…
Recordemos la cantidad de e- máximos en los
subniveles:
s = 2e- p = 6e- d =10e- f = 14e-
Es la distribución de los electrones en los
sub niveles y orbitales de un átomo.
La configuración electrónica de los elementos
se rige según el diagrama de Möeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se
utiliza la siguiente tabla:
2
Ejemplo: 22 Ti = 3d
2 2 6 2 6 2 2
22 Ti = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
MÉTODO DEL CUADRO DE AJEDRÉZ
s p d f
n = 1 1s
n = 2 2s 2p
n = 3 3s 3p 3d
n = 4 4s 4p 4d 4f
n = 5 5s 5p 5d 5f
n = 6 6s 6p 6d
n = 7 7s 7p
1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p 8s
-21.
47
1 s 2 4 6 s, p s, d, p
3 5 (n-1) 7 s, f, d, p
(n-2) (n-1)
MÉTODO KERNEL
Se ubica el elemento en la Tabla periódica. Se anota el gas noble que cierra el nivel anterior de donde está el
elemento. Se coloca entre paréntesis cuadrados y los e- de éste. Seguido se escribe la configuración electrónica del
nivel donde está el elemento (la última capa)
Ejemplo:
50Sn = 5p2
50 Sn = [Kr]36 5s2 4d10 5p2
Ejemplos
Escribe la Configuración Electrónica de los siguientes elementos:
19 K = 4s1
19 K = 1s2 2s2 2p6 3s2 2p6 3s1
19K = [Ar]18 4s1
83Bi = 6p3
83Bi = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
5p6 6s2 4f14 5d10 6p3
83Bi = [Xe]54 6s2 4f14 5d10 6p3
47Ag = 4d9
47Ag = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
Ag = [Kr]36 5s2 4d9
MÉTODO RAQUEL
Los electrones que se encuentran en la última capa
(la capa externa), se denominan Electrones de
valencia. Solamente se toman en cuenta los
elementos representativos y los electrones de los
bloques s y p.
Ejemplo: 8C
8C = 1s2 2s2 2p4 e- de valencia = 6
Última capa
ELECTRONES DE VALENCIA
Último electrón que determina dónde se
encuentra en el átomo
ELECTRÓN DIFERENCIAL
-22-
AQUÍ TIENES UN MATERIAL ADICIONAL
38 Sr
17 Cl
75 Re
96 Cm
52 Te
Si quieres saber un poco más sobre la tabla periódica, y tienes la posibilidad, puedes acceder a unos vídeos en los siguientes
enlaces:
Historia de la tabla periódica:
https://www.youtube.com/watch?v=sZcjPDFXAyI
https://www.youtube.com/watch?v=Jq4gEHTM5As&t=116s
Origen de los nombre de los elementos químicos:
https://www.youtube.com/watch?v=rOCdL5997Lk
Organización de la tabla periódica actual:
https://www.youtube.com/watch?v=EXM3dTdm7Xk&pbjreload=
Configuración electrónica. Niveles y sub niveles
https://www.youtube.com/watch?v=CIS1sr5j8iI&t=1812s
BIBLIOGRAFÍA
Fundamentos de Química. Karen Timberlake. Editorial Pearson. México.2014
Química 10/Santillana. Panamá: Editorial Santillana, 2015.
www.materialeseducativos.org
AUTOEVALUA LO QUE APRENDISTE.
YA CASI TERMINAS…
Para cada elemento, escribe la configuración electrónica normal y a través del método de kernel. Subraya la última capa y si es un
elemento representativo, escribe los e- de valencia.
AUTOEVALUACIÓN #4
ENLACES QUÍMICOS
-23-
MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE: I
GUÍA # 2
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA: VIERNES 28 DE MAYO DE 2021
-24-
MIENTRAS LEES LA INTRODUCCCIÓN, OBSERVA TU
TABLA PERIODICA PARA COMPARAR SU
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y EL GRUPO DONDE
SE ENCUENTRA EL ELEMENTO
TEMA #1 ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVOS ESPECÍFICOS Aplica los conceptos de electrones de valencia, símbolo de Lewis y regla del octeto para predecir el comportamiento de los átomos durante la formación de los enlaces químicos.
INDICADORES DE LOGRO Determina el tipo de enlace químico de una sustancia, mediante la configuración electrónica de los átomos que intervienen en su formación.
INTRODUCCIÓN
Existe una relación directa entre la configuración electrónica externa de un elemento y su posición en la Tabla Periódica.
Los electrones que se encuentran en la capa externa, son llamados electrones de valencia. Dados que éstos son los que
participan en una combinación química vamos a repasarlos, ya que se usaran en la Regla del Octeto.
En 1916, el norteamericano Gilbert Lewis sugiere la teoría de que los compuestos químicos se forman como consecuencia
de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo. Basó sus ideas en
el modelo atómico de Bohr, en el que el núcleo atómico estaba rodeado de electrones ordenados en niveles energéticos
concéntricos. Cada uno de los niveles sólo permitía un número máximo de electrones. Cuando el nivel externo se
completaba, el átomo alcanzaba la configuración electrónica de alguno de los gases nobles.
Juguemos un rato con la Tabla Periódica, para recordar…
Con tu Tabla Periódica en la mano, completa la información que te pido en el cuadro
MIRA EL EJEMPLO
Ahora observa tu cuadro lleno y compara el número de electrones de valencia con el número del grupo de los elementos.
¿Qué notas?
YA LO TENGO!!
ACTIVIDAD #1
Elemento
N° de grupo
Configuración electrónica Del último nivel
N° de electrones de valencia en la capa externa
Ejemplo: Li
1 2s1
1
Be
B
C
N
O
F
-25-
AHORA QUE RECORDASTE ESE TEMA, SIGAMOS CON LA
ESTRUCTURA DE LEWIS PARA PODER QUE COMPRENDAS
MEJOR LA REGLA DEL OCTETO
ACTIVIDAD #2
Elemento N° de e- de valencia Elemento N° de e- de valencia Mg Al
Rb Se
P Sn
Br Ca
Ge Cl
ESTRUCTURA DE LEWIS
ACTIVIDAD #3
BUSCA TU TABLA PERIÓDICA Y UBICANDO EL
ELEMENTO EN SU GRUPO, ESCRIBE LOS
SÍMBOLOS DE LEWIS ALREDEDOR DE ÉSTE
Según tu conclusión de lo anterior, determina el número de electrones de valencia de los siguientes elementos en base a su
posición en la Tabla Periódica.
Los símbolos de Lewis se utilizan para indicar cantidad y distribución de los electrones de valencia de un átomo. Para
escribir estos símbolos de Lewis de un elemento se colocan puntos, cada uno representando un electrón de valencia,
alrededor del mismo símbolo del elemento.
Te voy a colocar los símbolos de Lewis para los elementos representativos (los que tienen número romano con letra A) en
forma general:
Elemento Símbolo de Lewis Elemento Símbolo de Lewis Elemento Símbolo de Lewis
Na
N
F
K
P
Cl
Rb
As
Br
¿A qué conclusión puedes llegar sobre los símbolos de Lewis de los elementos de un mismo grupo?
Como te das cuenta, igual que tu
conclusión, puedes observar que la
cantidad de puntitos (Símbolos de
Lewis) es igual al número de grupo
Grupo I A II A III A IV A V A VI A VII A
Símbolo
X *
X * *
* X *
*
* * X *
*
** * X *
*
** * X **
*
** * X **
**
-26-
¿QUÉ ES UN COMPUESTO QUÍMICO?
¿QUÉ ES UN
ENLACE
QUÍMICO?
Entonces,
Un Enlace químico es un conjunto
de fuerzas que mantienen unidos a
los átomos, iones o moléculas que
forman parte de la materia
Lee atentamente; es necesario que busques y tengas a la mano una Tabla Periódica. Puedes observar videos de este tema.
LEE LO QUE SIGUE….
La mayoría de los elementos forman compuestos químicos. Por ejemplo, el sodio (Na) y el cloro (Cl) reaccionan
entre sí y forman la sal común o cloruro de sodio (NaCl). Este compuesto es mucho más estable que sus elementos
por separado. Además de la sal, en nuestra vida cotidiana estamos rodeados de gran cantidad de compuestos
químicos como el agua (H2O), el dióxido de carbono (CO2), el peróxido de hidrógeno (H2O2), la sacarosa, el
petróleo, etc. Cada uno de ellos posee características que lo distinguen de otras sustancias puras. Estas propiedades
están determinadas por los enlaces químicos que unen los átomos que los constituyen.
AHORA SÍ…. ENTREMOS EN MATERIA
-27-
El Litio está en el
nivel 2 y tiene un e-
en su última capa.
Se encuentra en el
grupo IA
El Flúor está en el nivel
3 y tiene 7 e- en su
última capa. Se
encuentra en el grupo
VIIA
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
Llamamos enlace químico a cualquier de los mecanismos de ligadura o unión química entre átomos.
ENLACE IÓNICO
Los electrones de valencia son los responsables de formar los enlaces químicos. Por definición, corresponden a los
electrones del último nivel de energía. Cuando los átomos son de elementos representativos, los electrones de
valencia corresponden con el número del grupo de la tabla periódica al cual pertenece dicho elemento.
De esta manera, los átomos enlazados constituyen un sistema más estable (por lo tanto, también menos energético)
que los átomos por separado. Existen 3 tipos de enlaces químicos en función de su mecanismo de unión:
• Enlace Iónico
• Enlace Covalente
• Enlace Metálico
Su mecanismo de unión se basa en la transferencia d electrones.
Cuando los elementos tienen electronegatividades muy diferentes, se unen mediante ceder electrones desde el
elemento menos electronegativo (que formará un catión) al más electronegativo (que formará un anión).
Este enlace es característico de la unión entre elementos Metálicos y No Metálicos.
Las uniones se establecen cuando los metales del grupo IA o IIA ceden sus electrones de valencia a los no metales
del grupo VIA y VIIA. De esta forma hay un catión y un anión y se genera la fuerza de atracción entre iones,
formando compuestos iónicos que generalmente son inorgánicos.
Aunque están constituidos por iones, los compuestos iónicos son eléctricamente neutros porque contienen igual
carga positiva que negativa. Además, a temperatura ambiente solo existen en estado sólido y forman redes
cristalinas de millones de cationes y aniones.
En el enlace iónico el elemento metálico cede su electrón y se convierte en un catión y el elemento no metálico
acepta el electrón y se convierte en un anión.
-28-
ENLACE METÁLICO
Su mecanismo de unión se basa en compartir electrones Comparten electrones debido a que los elementos que se
unen tienen una electronegatividad similar (tendencia a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace
covalente) Ejemplo: El enlace que une los átomos de H y Cl en la molécula HCl es de tipo covalente.
Para explicar la formación de uniones entre dos o más átomos de no metales o metaloides como Cl2, H2, CH4, el
químico Gilbert Lewis sugirió que los átomos pueden alcanzar la estructura estable del gas noble al compartir pares
de electrones, en lugar de cederlos o aceptarlos.
Además de ceder o captar electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo, los átomos
pueden compartir electrones. Cuando esto último ocurre, los electrones son atraídos por ambos núcleos, de modo
que pertenecen por igual a los dos átomos que se enlazan. Se produce así, un enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones.
Los enlaces que mantienen unidos a sus átomos para formar las moléculas se llaman enlaces covalentes, y las
sustancias obtenidas, sustancias covalentes.
En el caso de la formación de la molécula de Hidrógeno H2, cada átomo de H (con un electrón de valencia) se une a
otro átomo de Hidrógeno H y solo a uno para formar la molécula diatónica H2.
Al ser totalmente iguales los dos átomos de hidrógeno, no puede suponerse que uno de ellos arranque el electrón al
otro para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo (He). Es más lógico considerar que ambos
átomos compartan sus dos electrones y que este par de electrones actúe como unión entre los dos átomos para así
conseguir la estructura del gas noble.
Otros elementos que existen como moléculas diatónicas a temperatura ambiente son el Oxígeno (O2), el Nitrógeno
(N2), el Flúor (F2), el Cloro (Cl2), el Bromo (Br2), y el Yodo (I2).
Cada par de electrones compartidos se considera un enlace y se puede representar por una línea que une los dos
átomos.
Su mecanismo de unión se basa en compartir electrones, de forma colectiva, entre todos los átomos que: componen
el metal. Se da en uniones entre metales. Ejemplo: Fe, Cu, Au …..
ENLACE COVALENTE
-29-
REGLA DEL OCTETO
1. ¿Cuál será el tipo de enlace más probable entre los siguientes elementos?
Flúor, Oxigeno, hidrógeno, calcio, litio, cobre. Une cada elemento con los otros y consigo mismo.
2. Indica que tipo de enlace cabe esperar entre las siguientes parejas de átomos.
a. O y H
b. F y Ca
c. Mg y S
d. C y H
e. N y O
3. Complete las siguientes frases
a. El enlace iónico tiene lugar mediante la unión de un más un .
b. El enlace metálico tiene lugar por la unión de un más un
c. El enlace covalente los átomos los electrones.
Cuando un elemento se combina con otros por ley universal, tiende a adquirir la configuración más estable posible.
En caso de los elementos representativos, éstos tienden a lograr la configuración electrónica de un gas noble ns2
np6.
En 1916, el norteamericano Gilbert Lewis sugiere la teoría de que los compuestos químicos se forman como
consecuencia de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más
próximo. Basó sus ideas en el modelo atómico de Bohr, en el que el núcleo atómico estaba rodeado de electrones
ordenados en niveles energéticos concéntricos. Cada uno de los niveles sólo permitía un número máximo de
electrones. Cuando el nivel externo se completaba, el átomo alcanzaba la configuración electrónica de alguno de
los gases nobles.
La fórmula de Lewis, quien propuso la Teoría de Enlace de Valencia, se basa en este fenómeno conocido como
Regla del Octeto, dado el número de electrones involucrados, 8. Para escribir una fórmula de Lewis es necesario
conocer la base de esta Regla, es decir, precisar cómo están colocados los electrones alrededor de los átomos
enlazados y determinar cómo están unidos estos átomos.
AUTOEVALUATE
-32-
PASO 1
Determine el número de electrones que se requieren (totales), asignándole 2 e- a cada átomo de hidrógeno y 8 e- a cada
uno de los otros átomos individualmente. A este número total de electrones requeridos se le asignará la letra A.
Electrones requeridos (totales) = A
C : 1 x 8 = 8
H : 1 x 2 = 2
Cl : 3 x 8 = 24
PASO 2
34 e-
Determina la cantidad de electrones de valencia de cada elemento. Multiplica la cantidad de átomos de cada elemento por
el número de grupo donde se encuentra. A este número total de electrones de valencia se le asignará la letra V.
Electrones de valencia = V
C : 1 x 4 = 4
H : 1 x 1 = 1
Cl : 3 x 7 = 21
26 e
PASO 3
Encuentre los electrones de enlace. A este número de electrones de enlace se le asignará la letra E
Electrones de enlace = E
E = A – V
E = 34 e- - 26 e- = 8 e-
PASO 4
Determine el número de enlaces en la molécula. A este número se le asignará las letras NE. Como dos electrones forman
un enlace, el número de enlaces covalentes será:
Número de enlace = NE
NE = E / 2
NE = 8/ 2 = 4 enlaces
Utilizaremos el cloroformo (CHCl3) como ejemplo para escribir una fórmula de Lewis según
la Regla del Octeto, para lo cual seguiremos los siguientes pasos:
CHCl3
-33-
¿COMPRENDISTE? NO ES DIFÍCIL… AHORA TRATA DE HACERLO TÚ
ACTIVIDAD # 1 (65 pts.)
PASO 5
Escriba la estructura de Lewis para cada elemento y determine cuál es el átomo central. Generalmente el átomo que forma
el mayor número de enlaces es el átomo central. (Para saber qué átomo puede formar mayor cantidad de enlaces, observa
cuál tiene más electrones desapareados)
Estructura de Lewis para cada átomo
* **
* C * H * * Cl **
* ** 4 enlaces 1 enlace 1 enlace
El carbono será el átomo central porque es el que puede hacer más enlaces. Tiene 4 electrones desapareados.
PASO 6
Escriba la Estructura de Lewis para la fórmula del compuesto. Ordene los átomos indicando el par de electrones que
forman el enlace covalente con una raya.
PASO 7
**
** Cl **
** **
** Cl ** C ** H
** **
** Cl **
**
**
** Cl **
** |
** Cl -- C -- H
** |
** Cl **
**
Determine el número de electrones sin compartir. Son los electrones que no se compartieron en los enlaces y quedan
alrededor de los átomos. Se representan como ESC. Fíjate en el paso anterior.
ESC = V – E ESC = 26 – 8 = 18 e-
Aplica la Regla del Octeto a las siguientes moléculas. Recuerda que se pueden formar enlaces múltiples (doble y triple)
1) C2H6 2) CO2 3) HCN
4) SO2 5) H2O 6) C2H2
-34-
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Clases de enlaces covalentes:
Es posible clasificar los enlaces covalentes en: enlaces múltiples, enlace covalente no polar, enlace covalente polar
y enlace covalente coordinado.
Enlaces covalentes múltiples:
Cuando los átomos que intervienen en el enlace requieren solamente un electrón para completar su configuración
de gas noble y por lo tanto, comparten un solo par de electrones (un electrón por cada átomo) decimos que se
forma un enlace covalente sencillo. Presentan este tipo de enlace las moléculas de Flúor (F2) F-F; Cloro (Cl2) Cl-
Cl y Bromo (Br2) Br-Br. Es muy frecuente también que algunos átomos para saturar su capacidad de enlace,
tengan que compartir más de un par de electrones. Esta situación conduce a la formación del enlace covalente
múltiple. Así si los pares de electrones compartidos son dos, se obtiene un enlace doble, y si los pares compartidos
son tres, se obtiene un enlace triple.
Representación de un enlace simple (H2), enlace doble (O2) y enlace triple (N2).
Cuando las moléculas están formadas por átomos iguales, no presentan diferencias en su electronegatividad, por
lo cual son conocidas como moléculas apolares (sin polos), también denominadas moléculas no polares.
Los pares de electrones compartidos en la molécula son atraídos por los núcleos de los átomos constituyentes
con la misma intensidad. Es el caso de las moléculas de Cloro e Hidrógeno, entre otras. En ellas se establece un
enlace covalente no polar. Estas moléculas con un enlace covalente no polar poseen una nube electrónica
uniforme.
Representación de un enlace covalente no polar en la molécula de H2
CARÁCTER DE ENLACE
-35-
Cuando los átomos que se enlazan tienen una electronegatividad diferente, en la molécula se genera una zona donde se
concentra una mayor densidad electrónica y se origina entonces un polo parcialmente positivo y otro parcialmente negativo.
Por consiguiente, la zona que pertenece al átomo de mayor electronegatividad será el polo negativo y la de menor
electronegatividad, el polo positivo. A este tipo de molécula la llamamos polar y el enlace correspondiente, enlace covalente
polar.
Sustancias como el agua, el dióxido de carbono y los compuestos orgánicos están formados por átomos de elementos
diferentes unidos por enlaces covalentes polares. Muchos de ellos poseen una polaridad elevada. Mientras mayor sea la
diferencia de electronegatividades entre los átomos comprometidos en el enlace, mayor será el carácter polar del mismo.
Representación del enlace covalente polar en la molécula de HCl. El átomo de Cloro es más
electronegativo que el del Hidrógeno, la nube electrónica estará desplazada hacia el cloro.
Diferencia de electronegatividad
Tipo de enlace
Menor o igual a 0,4 Covalente no polar
De 0,5 a 1,7 Covalente polar
Mayor de 1,7 Iónico
Para saber qué tipo de enlace tiene un compuesto, basta con hacer una resta
Problemas resueltos:
▪ RbCl
Paso 1. Buscar el valor de la electronegatividad de estos elementos en la tabla periódica (por lo general se encuentra al
reverso, verifica en la clave o leyenda de tu tabla). Rb= 0,8 Cl= 3,0
Paso 2. Realizar una sustracción 3,0 - 0,8 = 2,2
Paso 3. Verificar en el cuadro de arriba el tipo de enlace según el valor obtenido.
RbCl= Enlace Iónico
CCl4
Paso 1. C=2,5 Cl=3,0
Paso 2. 3,0 - 2,5 = 0,5
Paso 3. Enlace Covalente Polar
ENLACE COVALENTE POLAR
Problemas Propuestos:
Determina el tipo de enlace de las siguientes sustancias
según su diferencia de electronegatividad. (Sigue todos los
pasos de los ejemplos anteriores)
HCl, CO2, NaCl, N2, H2S
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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE: I
GUÍA # 3
12° BTI
PROFESORA RAQUEL RUIZ
PROFESOR OMAR GRANADOS
FECHA LÍMITE DE ENTREGA: VIERNES 28 DE MAYO DE 2021
-37-
FORMULACIÓN
Un compuesto está formado de 2 partes. Una positiva y una negativa.
La parte POSITIVA se llama CATIÓN y se ecribe a la IZQUIERDA del compuesto. La parte
NEGATIVA se llama ANIÓN y se ecribe a la DERECHA del compuesto
TEMA #1 NOMENCLATURA QUÍMICA
OBJETIVOS ESPECÍFICOS Explica los conceptos y las reglas de nomenclatura química para formular, nombrar e identificar diversos compuestos inorgánicos. Emplea el sistema de nomenclatura para nombrar compuestos de dos o más elementos. Valora la importancia del uso de la formulación y la nomenclatura inorgánica como herramientas indispensable para la escritura de ecuaciones químicas.
INDICADORES DE LOGRO Escribe la fórmula de un compuesto, combinando dos o más elementos. Identifica en forma gráfica, oral y escrita distintos cationes y aniones de uso frecuente. Nombra, en forma oral y escrita, los compuestos inorgánicos, con base en las reglas de la IUPAC. Formula un compuesto a partir de su nombre químico y nombra un compuesto a partir de su fórmula química.
INTRODUCCIÓN
Una formulación química es una combinación de símbolos y subíndices que indican los componentes de una sustancia y sus
proporciones atómicas.
Todos los compuestos son electricamente neutros, a pesar de estar constituidos por unidades que son de naturaleza
eléctrica. Al escribir las fórmulas de los compuestos se debe conservar esta neutralidad eléctrica.
IONES
Tanto el catión como el anión son iones que pueden ser monoatómico (un átomo) o poliatómicos (varios átomos). Los
iones poliatómicos pueden tener números llamados SUBÍNDICES, los cuales indican la cantidad de átomos del elemento
que tiene el ión.
Además de repasar los números de oxidación de los elementos representativos (recuerda que no te los tienes que aprender
de memoria, sólo la posición del elemento y sabiendo en qué grupo está, podras recordarlos), deberás APRENDERTE (éstos
sí de memoria) los siguientes cationes (todos son positivos) de transición normal:
TE TOCA REPASAR LOS SÍMBOLOS QUÍMICOS.
REPASA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS DE LOS
GRUPOS I-II-III-IV-V-VI-VII (A) Y LOS NÚMEROS DE
OXIDACIÓN QUE TIENES EN EL TEMA 1 DE ESTA GUÍA.
LEE
ESTO
-36-
Átomo Símbolo N° de oxid
Carbono C 4-
Silicio Si 4-
Nitrógeno N 3-
Fósforo P 3- Arsénico As 3-
Antimonio Sb 3-
Oxígeno O 2-
Azufre S 2-
Selenio Se 2-
Telurio Te 2- Flúor F 1-
Cloro Cl 1-
Bromo Br 1-
Yodo I 1-
Iones Símbolo N° de oxid Iones Símbolo N° de oxid
Nitrato NO3 1- Sulfato SO4 2-
Nitrito NO2 1- Sulfito SO3 2-
Perclorato ClO4 1- Selenato SeO4 2-
Clorato ClO3 1- Selenito SeO3 2-
Clorito ClO2 1- Telurato TeO4 2-
Hipoclorito ClO 1- Telurito TeO3 2-
Perbromato BrO4 1- Carbonato CO3 2- Bromato BrO3 1- Cromato CrO4 2-
Bromito BrO2 1- Dicromato Cr2O7 2-
Hipobromito BrO 1- Manganato MnO4 2-
Peryodato IO4 1- Borato BO3 3-
Yodato IO3 1- Fosfato PO4 3-
Yodito IO2 1- Fosfito PO3 3- Hipoyodito IO 1- Arseniato AsO4 3-
Permanganato MnO4 1- Arsenito AsO3 3-
Hidróxido OH 1- Antimoniato SbO4 3-
Cianuro CN 1- Antimonito SbO3 3- Silicato SiO4 4-
CATIÓN POLIATÓMICO
Ión Símbolo N° de oxid
Amonio NH4 1+
TE VOY A DEJAR UNA LISTA DE IONES MONOATÓMICOS Y POLIATÓMICOS PARA QUE TE
LOS APRENDA. SON COMO UNOS… .. 50. EN SERIO, TE LOS TIENES QUE APRENDER!!
NOMBRE, FÓRMULA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN.
Elemento Símbolo N° de oxid. Elemento Símbolo N° de oxid. Elemento Símbolo N° de oxid.
Cromo Cr 6, 3, 2 Cinc Zn
2 Molibdeno Mo 6, 5, 4, 3, 2
Manganeso Mn 7, 6, 4, 3, 2 Cadmio Cd Hierro Fe
3, 2 Cobre Cu 1, 2
Paladio Pd 2, 4
Cobalto Co
Mercurio Hg Platino Pt Níquel Ni
Plata Ag 1 Oro Au 1, 3 Vanadio V 5, 4, 3, 2
ANIONES MONOATÓMICOS
ÉSTOS SON IONES NEGATIVO (ANIONES) POLIATÓMICOS
-37-
METAL + NO METAL
Cuando vayas a escribir el compuesto recuerda que debes
colocar el catión a la izquierda y el anión a la derecha
Al 3+ + Cl 1-
AlCl3
Para formular un compuesto debes escribir:
Los cationes y aniones puede ser:
NO METAL + NO METAL
CATIÓN POLIATÓMICO + ANIÓN POLIATÓMICO
¿Cómo se formula?
Recuerda que los iones poliatómicos pueden tener números llamados subíndices… Entonces, lo que se hace es que el
número de oxidación del catión se cruza y se convierte en el subíndice del anión. Así mismo, el número de oxidación del
anión se cruza y se convierte en el subíndice del catión. Pero ambos números se cruzan sin las cargas (sin los signos).
Al 3+ + Cl 1- 1 3
Observa que el número 1 no se coloca. Se sobre entiende que está allí. Los números de oxidación tampoco se escriben.
Fe 2+ + (SiO4) 4-
Fe 2+ (SiO4) 4- 2
2 1
Si los subíndices tienen un divisor común, se deben simplificar y si el subíndice es igual a 1, se quitan los paréntesis del ión
poliatómico:
Fe 2+ (SiO4) 4- 2
Ca 2+ + (PO4) 3-
Ca 2+ + (PO4) 3- 3 2
NO METAL + ANIÓN POLIATÓMICO
CATIÓN POLIATÓMICO + NO METAL
METAL + ANIÓN POLIATÓMICO
4
Fe2SiO4
Para que recuerdes donde están los metales
y los no metales en la Tabla Periódica. Los
metaloides pueden tener ambas funciones.
CATIÓN + ANIÓN
-38-
Ca3(PO4)2
PbO2
Si los subíndices son números primos (que no tienen divisor común), no se simplifican y si fuera del paréntesis queda un
subíndice mayor a 1, se deben colocar los mismos.
Pb
1 2
Recuerda …. Si los subíndices tienen divisor común, se tienen que simplificar. Los cationes o aniones monoatómicos no
usan paréntesis.
Recuerda que no se puede alterar la escritura de los símbolos químicos de los iones poliatómicos.
Realiza la práctica sobre Formulación Química
¡AHORA…TE TOCA!
Formula los compuestos utilizando los cationes y aniones en el siguiente cuadro.
Catión
Anión
K 1+
Fe 2+
Al 3+
Pb 4+
Mn 6+
(ClO3) 1-
S 2-
N 3-
(SiO4) 4-
4+
2
+ O 2-
4
PRÁCTICA #1
Raíz del nombre + terminación URO
La Nomenclatura Química contempla una serie
de reglas para nombrar los compuestos. Aquí
vamos a ver uno de 3 de los métodos más
comunes que se utilizan.
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Lo primero que te voy a decir es que cuando vas a nombrar cualquier anión monoatómico, se dice la raíz del nombre del
elemento y termina en URO a excepción del Oxígeno que se le dice óxido.
Ejemplo: Cl1- ClorURO (cloruro). Así tenemos:
Anión Nombre Anión Nombre
C 4- Carburo S 2- Sulfuro
Si 4- Siliciuro Se 2- Seleniuro
N 3- Nitruro Te 2- Telururo P 3- Fosfuro H 1- Hidruro
As 3- Arseniuro F 1- Fluoruro Sb 3- Antimoniuro Cl 1- Cloruro
B 3- Boruro Br 1- Bromuro O 2- Óxido I 1- Yoduro
SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO: Es el que indica los constituyentes de la sustancia, es decir, vas a decir la cantidad de átomos
de cada elemento que forma parte del compuesto. Esto lo vas a señalar con unos prefijos que te tienes que aprender:
N° de átomos Prefijo N° de átomos Prefijo
1 Mono 6 Hexa
2 Di 7 Hepta
3 Tri 8 Octa
4 Tetra 9 Nona
5 Penta 10 Deca
Éste es el sistema de nomenclatura más sencillo de los 3. No necesitas calcular el número de oxidación, ya que vas a
nombrar el compuesto según los subíndices que tenga con los prefijos que están en la tabla de arriba.
El prefijo mono (que indica 1 átomo del elemento) no se menciona, al menos que sea un óxido de no metal, donde el
oxígeno tenga solamente un átomo (el cual no se escribe…¿ recuerdas el tema de “Formulación”?)
Cuando se formula el compuesto, se hace de la siguiente manera:
Anión monoatómico terminado en URO
de
Catión
Anión poliatómico
Y si se escribe o lee el nombre del compuesto, se hace de la siguiente forma:
Prefijo nombre del Anión monoatómico terminado en URO
de
Prefijo nombre del Catión
Prefijo nombre del Anión poliatómico
NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
TE RECOMIENDO QUE PRACTIQUES TODOS LOS DÍAS
LOS SÍMBOLOS QUÍMICOS DE LOS ELEMENTOS CON
SUS NÚMERO DE OXIDACIÓN, AL IGUAL QUE LOS
IONES POLIATÓMICOS. DILE A ALGUIEN DE TU
FAMILIA QUE TE HAGA DICTADOS EN GRUPOS DE 5 O
10. SI DOMINAS ESO, LA NOMENCLATURA SERÁ “PAN
COMIDO”.
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Compuesto Nombre en sistema Estequiométrico Fe(NO3)2
SnO2
NaOH
Mn2(SO3)7
Cu3BO3
AlCl3
Cr2(SiO4)3
Au2CO3
Sb(IO4)5
K3PO4
MoS3
Pb(SeO3)2
Ag3AsO3
¡TE LLEGÓ LA HORA DE PRACTICAR, OTRA VEZ!
NOMBRA LOS SIGUIENTES COMPUESTOS EN EL SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO. SI ES
POSIBLE, TRATA DE NO VER LAS TABLAS CON LOS NOMBRES DE LOS CATIONES Y
ANIONES. DESPUÉS, PUEDES VERIFICAR Y CORREGIR. RECUERDA QUE EN ESTE
SISTEMA NO UTILIZAS LOS N° DE OXIDACIÓN
Formulación Cómo se escribe o lee el nombre Formulación Cómo se escribe o lee el nombre
Fe2(SeO4)3
Triseleniato de dihierro
Na4SiO4
Silicato de tetrasodio
CO
Monóxido de carbono
BaCrO4
Cromato de bario
Mn3(BO3)7
Heptacarbonato de trimanganeso
AgOH
Hidróxido de plata
Cr(NO3)6
Hexanitrato de cromo
AlBr3
Tribromuro de aluminio
SnCl4
Tetracloruro de estaño
Cu2SO4
Sulfato de dicobre
Mo(IO2)5
Pentayodito de molibdeno
Ni3(PO3)2
Difosfito de triníquel
AuSb
Antimoniuro de oro
SO2
Dióxido de zufre
Co(MnO4)3
Tripermanganato de cobalto
N2O5
Pentaóxido de dinitrógeno
EJEMPLOS
-41-
¡GRANDIOSO!
¡FELICIDADES!
HAS CULMINADO
TU PROCESO DE
APRENDIZAJE DE
LAS 3 GUÍAS
AUTOEVALUACIÓN DE CONTENIDO: NOMENCLATURA QUÍMICA: Coloca un X en cómo fue tú avance.
Logros 🏆 Logrado
☺
No lo
entiendo ☹
Observaciones
Reconozco la información implícita en una fórmula química
Identifico el catión y el anión en una fórmula química
Identifico la presencia de un ión poliatómico en una fórmula.
Identifico nombre, fórmula y carga de los iones poliatómicos
Identifico compuestos químicos atendiendo a la función química que contiene.
Realizo el intercambio de números de oxidación y reconozco la simplificación cuando es necesaria.
Memorizo los nombres de los no metales con terminación en “uro”
Memoricé los prefijos numerales utilizados para iones poliatómicos.
Aplico las reglas de nomenclatura asociada al Sistema Estequiométrico para nombrar compuestos químicos, a partir de su fórmula
AUTOEVALUACIÓN DE SEGUIMENTO DE INDICACIONES: Evalúa con una X cuál ha sido el seguimiento que le has dado
a las indicaciones sugeridas para lograr un mejor aprendizaje.
Características Nunca Algunas veces Casi siempre Siempre
Utilicé espacios de aprendizaje adecuados (iluminación, comodidad y silencio).
Leí con detenimiento cada concepto
Dediqué el tiempo estipulado por la guía para resolverla
Comprendí cada uno de los tema presentados en la guía
Presenté una actitud adecuada frente a mis responsabilidades académicas
Logré concretar un horario establecido para la lectura y comprensión de cada parte de esta guía didáctica.
Transferí los conocimientos a situaciones de mi entorno.
Hice las consultas pertinentes en libros o enlaces adjuntados en la guía didáctica.
Logré resolver los problemas de aplicación presentados en las actividades de cada tema.
Presenté las actividades con calidad y a tiempo.
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BIBLIOGRAFÍA
Ralph, B. A. (2018). Fundamentos de química. México: Pearson.
Elsa, M. (2015). Química 11. Santillana.
Elsa, M. (2015). Química 10. Santillana.
Darío, M. (2012) Química 11. Susaeta
Marcela, A (1997). Módulos de Química. Editorial Universitaria
https://www.youtube.com/watch?v=sZcjPDFXAyI Historia de la tabla periódica:
https://www.youtube.com/watch?v=Jq4gEHTM5As&t=116s Historia de la tabla periódica:
https://www.youtube.com/watch?v=rOCdL5997Lk Origen de los nombre de los elementos químicos:
https://www.youtube.com/watch?v=EXM3dTdm7Xk&pbjreload= Organización de la tabla periódica actual:
https://www.youtube.com/watch?v=CIS1sr5j8iI&t=1812s Configuración electrónica. Niveles y sub niveles
https://www.youtube.com/watch?v=dWh4wf5VgMs Estructura de Lewis
https://www.youtube.com/watch?v=9NtmpSHumSk&t=5s Origen de los nombres de los elementos químicos
https://www.youtube.com/watch?v=QrJSL0VN8yE&t=8s Formulación química
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