INSTITUCION EDUCATILVA EMILIANO GARCIA GIRARDOTA- ANTIOQUIA

AREA: CIENCIAS NATURAL Y EDUCACIÓN AMBIENTAL GRADO7º PERIODO: UNO PROCESO QUÍMICO CAMBIOS Y CONSERVACIÓN EN LOS MATERIALES CUANDO INTERACTÚAN. TIEMPO: 12 SEMANAS EDUCADOR (A): ORLANDO TERÁN OCHOA --MARTHA MELIDA PIEDRAHITA LLANO 1. EJE TEMÁTICO − Cambios y conservación de los materiales cuando interactúan. − Características macroscópicas. − Estructura interna, materiales en interacción. 2. ESTANDAR Los desempeños esperados es éste grado se orientan hacia que los estudiantes identifiquen cambios y regularidades de los sistemas biológicos, físicos y químicos 3. NUCELO TEMATICO − Elementos, compuestos y mezclas. − Modelos atómicos, número atómico, masa atómica, distribución electrónica, electronegatividad, enlaces químicos y moleculares 4. LOGROS − Diferenciación de los modelos atómicos (Dalton, Thompson,, Rutherford, Böhr) y argumentación de su validez de acuerdo con los postulados de cada uno. − Comprensión de los conceptos de número atómico, masa atómica y su relación con el número de electrones, protones y neutrones.

− Demostración de la configuración electrónica de los átomos y sus características. − Identificación y descripción de qué es, cuándo y cómo ocurre un enlace químico. 5. INDICADORED DE LOGROS. − Elabora e interpreta modelos atómicos que ilustran su estructura. − Plantea preguntas de las diversas teorías atómicas orientadas a encontrar un modelo lógico de la estructura del átomo. − Distingue y diferencia el significado de los términos: número atómico, niveles, subniveles de energía, orbital. − Hace descripciones y diagramas que representan los estados fundamentales de las configuraciones electrónicas. − Manifiesta deseo e inquietudes de saber acerca del enlace químico y su importancia en la formación de sustancias. − Determina y representa gráficamente las clases de enlaces químicos. − Reconoce la importancia del enlace químico en el comportamiento y en las características de las sustancia. − Establece la relación que existe entre reacción química, enlace químico y configuración electrónica. 6. PRESENTACION Los átomos se unen para formar compuestos cuyas características químicas son definidas con mayor estabilidad energética que los átomos que los forman. Estos átomos logran su estabilidad cuando consiguen tener en su último nivel de energía la estructura electrónica de los gases nobles o regla del octeto. Los electrones del último nivel o electrones valencia determinan las combinaciones químicas y sitúan los elementos en el Sistema Periódico relacionando algunas propiedades con su situación; diferenciando la estructura de compuestos iónicos, covalentes y metálicos, interpretando las propiedades físicas y químicas de algunas sustancias según su enlace, observando su comportamiento y aplicando la Estructura de Lewis y Estructura Lineal como herramienta para ilustrar dichos enlaces. 7. CONOCIMIENTOS PREVIOS Manejo adecuado de la tabla periódica de los elementos químicos, ubicación de los grupos y periodos según el número atómico de cada elemento, identificación de las propiedades periódicas más comunes. 8. PALABRAS CLAVES

Átomo, número atómico, masa atómica o peso atómico, configuración electrónica, transferencia, comportamiento, ganancia, perdida, catión, anión, electronegatividad, iónico, covalente, metálico, metal, no metal. 9. DESARROLLO DEL NUCLEO TEMATICO • TEMA: 1 MODELOS ATÓMICOS. HISTORIA: MODELOS ATÓMICOS Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. Año Científico

1808

John Dalton

Descubrimientos experimentales Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

1897 J.J. Thomson

Modelo atómico La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, Iguales entre sí en cada elemento químico. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.)

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

1911 E. Rutherford

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)

Espectros atómicos Propuso un nuevo modelo atómico, discontinuos originados por la según el cual los electrones giran radiación emitida por los alrededor del núcleo en unos átomos excitados de los niveles bien definidos. elementos en estado gaseoso. (Modelo atómico de Bohr.)

1913

Niels Bohr •

EL MODELO ACTUAL

El modelo atómico de Bohr es muy útil, pero la ciencia va evolucionando y experiencias posteriores llevaron a abandonar la idea de las órbitas estacionarias de Bohr, que se regían según... ACTIVIDAD: 1 Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar 1. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento en estado gaseoso, éstos emiten partículas con carga negativa a) b) c) d)

el modelo atómico de thomson el modelo atómico rutherford el modelo de Niels Bohr el modelo atómico de John Dalton

2. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica a) b) c) d)

el modelo atómico de thomson el modelo atómico rutherford el modelo de Niels Bohr el modelo atómico de John Dalton

3. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo e) f) g) h)

el modelo atómico de thomson el modelo atómico rutherford el modelo de Niels Bohr el modelo atómico de John Dalton

TEMA: 2 NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL Cuando se encuentra el electrón en su nivel de estado fundamental, es en su estado más bajo de energía. Cuando absorbe energía, pasa a un nivel superior. Cuando emite energía, pasa a un nivel inferior. Luego más adelante hubo correcciones a estos modelos atómicos y se halló que las líneas estretoscópicas no eran gruesas, sino un conjunto de líneas muy finas y próximas, los cuales eran los niveles de energía. La primera raya correspondía, según Sommerfeld, que eran dos subniveles de energía muy próximos entre sí y que eran dos órbitas diferenciales: una circular y la otra elíptica. La circular correspondía a la de menor energía y la elíptica a la de mayor energía. Y siempre en cada órbita, siempre una de las líneas es circular y el resto son elípticas. Los valores de cada uno siempre empezaran por 0 hasta el número de líneas que tiene menos 1, es decir, que n=4 tendrá en sus líneas unos valores de 0, 1,2 y 3. A cada una de esas líneas se le asigna siempre una letra al lado del número cuántico. Siempre a la primera se le asigna la “s”, a la segunda la “p”, a la tercera la “d” y a la cuarta la “f”. Es decir, que para n=4, serán: 4s, 4p, 4d y 4f. En cuanto a la corrección de Zeeman, dice que los rayos del espectro se desdoblaban, correspondiendo a varios subniveles elípticos con diferente posición pero iguales en tamaño y forma. En el nivel l=2 hay cinco órbitas distintas y todas ellas con igual forma, tamaño y energía que se diferencian simplemente en la orientación espacial, en el nivel l=3 hay siete órbitas distintas y todas ellas con igual forma, tamaño y energía que se diferencian simplemente en la orientación sexual. A cada nivel, pues hay dos órbitas mas.

También cada uno tiene un número cuántico magnético (m), que va desde el negativo de ese valor hasta el número positivo de ese número. En cuanto al número cuántico de spin (s), se comprobó que cada rayo espectral se descomponía en dos nuevos rayos, que era del giro del electrón sobre su propio eje y se le atribuyó éste número que tiene dos valores: -1/2 y ½. Cuanto más alejado esté la órbita del núcleo, mas energía tendrá, aunque hay sus excepciones, y para ello se sigue el orden de energía de la órbita, el cual es el siguiente orden: 1s-2s-2p-3s-3p-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4p-5d-6p-7s-5f-6p Y ahora ¿cómo se puede aprender estos sin uno liarse? pues del siguiente modo: Se comienza 1s trazando diagonalmente 2s 2p desde el 1s hacia 3s 3p 3d la izquierda y 4s 4p 4d 4f luego desde el 5s 5p 5d 5f cuadro vacia del p hasta el 2s 6s 6p 6d 6f diagonalmente y así con todos y entonces sale el 7s 7p 7d 7f orden que pusimos antes. Según el principio de exclusión de Pauli, en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en cada órbita puede haber como máximo dos electrones y cada uno con un spin diferente: S=1 y caben 2 electrones P=3 órbitas y caben 6 electrones d=5 órbitas y caben 10 electrones F= 7 órbitas y caben 14 electrones − La configuración electrónica. Consiste en ir colocando los electrones de menor a mayor energía y solo cuando esté completo un nivel: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 En la tabla periódica, pues los elementos se han clasificado de dos maneras: Primero en línea horizontal según su masa, o sea, de menos masa a mas masa, y luego según sus propiedades (los que tengan propiedades idénticas, son del mismo tipo de elementos ). Luego se configuraba la configuración electrónica utilizando la tabla de antes y los valores de cuantos electrones caben en cada letra

que se dijo anteriormente y así hasta llegar a sumar el número de electrones contiene el átomo de ese elemento. Ej: Configurar electrónicamente el arsénico con z=33 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p3 ya han sumado 33, así que todo esto es la configuración electrónica del arsénico. − Diagrama de orbitales. Es una forma sencilla de escribir la configuración electrónica. Cada orbital se representa por un cuadrado, y cada electrón por una flecha que indica la dirección de su giro o espín La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: y para –1/2, respectivamente. También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como: 1s2, 2s1 Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado. En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atómico (Z): En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable. Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da: la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos. Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

. De acuerdo a la lectura y gráfica anterior, responder las siguientes preguntas La notación espectral del Mg, con número atómico 12 es: a. 1s2 2s2 2p6 3s2 b. 1s2 1s2 2p6 3s2 c. 1s2 2s2 3s2 2p6 d. 3s2 3p6 3d4 La notación espectral del Ga, con número atómico 31 es: a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s3 c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 3d5 La notación espectral del B Br, con número atómico 35 es: a. 1s2 1s2 2p6 1s2 2p6 3d10 1s2 2p5 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 d. ninguna de las anteriores Los electrones de valencia están representados en la tabla periódica por los grupos a loss que cada elemento pertenece y los niveles de energía por los periodos. Por lo anterior se afirma que: a. El Hidrógeno tiene 2 electrones de valencia y un nivel de energía b. El azufre tiene 3 niveles de energía y siete electrones de valencia c. El oxígeno no tiene seis niveles de energía y dos electrones de valencia d. El potasio tiene 4 niveles de energía y un electrón de valencia El elemento Silicio (Si) tiene 4 electrones de valencia y 3 niveles de energía, por lo que podemos decir que en la tabla perió periódica pertenece: a. al periodo 4, grupo 3 b. al periodo 7, grupo 3 c. al periodo 3, grupo 4 d. ninguno de los anteriores

a. Pierde 2 electrones b. Gana 1 electrón c. Pierde 1 electrón d. No gana ni pierde electrones porque los comparte con el fluor

TEMA: 3-¿QUÉ SON LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS? Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica cuando se ordenan estos por orden creciente de su número atómico. Son propiedades periódicas: La configuración electrónica. La energía de ionización. La afinidad electrónica. La... − Afinidad electrónica. Se llama afinidad electrónica, AE (o electroafinidad), a la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ion con carga -1, también en estado gaseoso. Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón (no tiende... − Electronegatividad. La electronegatividad es una propiedad de los átomos que relaciona las magnitudes anteriores y que tiene un gran interés desde el punto de vista químico. Se dice que un elemento es muy electronegativo cuando la energía de ionización y la afinidad electrónica son altas. En general,... − Volumen atómico. El volumen atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento, y lo calculó dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad. Pero como un mismo elemento químico puede presentar varias estructuras sólidas diferentes, tendrá varios volúmenes atómicos,... − Carácter metálico. Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco electronegativos. Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos;...

− Número de oxidación.. La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación. El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo. Es interesante observar... − Regularidades en las propiedade.s Los electrones del último nivel son los responsables de las propiedades de los elementos, fundamentalmente de la reactividad. Los alcalinos son los metales más reactivos. Ceden con muchísima facilidad el electrón solitario que tienen en su último nivel y se combinan con otros elementos.... Tema: 4 ENLACE QUÍMICO Establecimiento de fuerzas entre átomos para dar lugar a agrupaciones más estables que los átomos originales. IÓNICO

Propiedades:

Se establece entre átomos que tiendan a ceder e- fácil, con otros que tiendan a cogerlos.

- No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía. - Son sólidos no conductores. (Cargas estáticas en la red).

- Elevado punto de fusión. (Átomos con elevada - Duros y quebradizos. diferencia de EN). - En disolución conducen la corriente eléctrica. COVALENTE HOMONUCLEAR

Propiedades:

Molécula formada por átomos Se establece iguales. entre átomos de similar HETERONUCLEAR EN, compartiendo pares de ede tal forma Molécula formada por átomos que cada diferentes. átomo se Polaridad (de Covalente rodee por 8 un enlace): coordinado een su (dativo): última capa. (Uso de Desplazamiento diagramas de del par de e- El par de eLewis) hacia el átomo del enlace lo más aporta uno electronegativo de los del enlace. átomos. (momento dipolar; su carácter vectorial hace que moléculas con enlaces polares puedan ser apolares).

* Moléculas apolares: - Fuerzas entre moléculas débiles. Son generalmente gases. Si alguno es líquido o sólido, punto de ebullición o fusión bajo. - Poco solubles en agua y disolventes polares, en cambio son solubles en disolventes apolares.

* Moléculas polares:

Son generalmente CRISTALES COVALENTES: líquidos y algunos Compuestos covalentes sólidos. Cuanto polares formados por redes gigantes, más mayores puntos no por moléculas aisladas. de ebullición o Esta estructura confiere a fusión. estos compuestos propiedades muy específicas (sólidos muy duros de Todos son malos elevados puntos de fusión) conductores del calor y la electricidad (los e-

están sujetos en el enlace). METÁLICO

Propiedades:

Los electrones de valencia de cada átomo pasan a un "fondo común", formando una nube electrónica que rodea a los iones positivos que integran la red metálica.

- Alta conductividad térmica y eléctrica (movilidad de los electrones). - Dúctiles (hilos) y maleables (láminas), su deformación no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga. - Puntos de fusión moderados o altos.

ACTIVIDAD: 4 − De acuerdo con sus observaciones complete la siguiente tabla: SUSTANCIA FORMULA ELECTRONEGATIVIDAD AGUA Cloruro de sodio Oxigeno Bromuro de sodio Dióxido de carbono Amoniaco Dióxido de azufre Oxido de

H2O Na Cl O2 NaBr CO2 NH3 SO2 Li2O

AFINIDAD TIPO DE ELECTRÓNICA ENLACE

litio metano

CH4

a) De acuerdo con los datos de la tabla anterior deduzca para cada sustancia en el tipo de enlace correspondiente (covalente polar, covalente no polar, iónico o metálico). Explique la respuesta. b) Realizar la estructura de Lewis y estructura lineal a cada uno de los anteriores compuestos.

c) De lo analizado en esta práctica ¿qué podría esperarse en cuanto a la conductividad, solubilidad y punto de fusión de compuestos como: dióxido de carbono, cloruro de sodio EVALUACION. La evaluación será individualizada, continua, formativa y orientadora; se encaminará a la adaptación de la metodología en cada caso en particular. ACTIVIDAD − Evaluación final escrita y/u oral de contenidos conceptuales. − Resolución de problemas. − Disposición e integración del trabajo en grupo

METODOLOGIA − − − − −

− Teóricas

−

− Apoyo teórico

−

− Experimentales

− − −

VALORACION

. Pruebas de respuesta simple. Pruebas de respuesta de identificación de figuras10 o/o graficas. Pruebas de respuesta de asociación de hechos. Pruebas de respuesta elección múltiple. Preguntas de respuesta de completación de frases. Pruebas objetivas escritas (de respuestas abiertas, dirigidas tipo test, preguntas cortas). Realización de un cuaderno de clase. 50 o/o Desarrollo y experiencias de prácticas de laboratorio. Trabajos individuales y grupales. Ejercicios prácticos.

− Trabajos de investigación. − − Actitudes éticas y disciplinarias. − Actitudes generales y específicas. − Actitudes relacionadas con: − La propia persona − Con los demás − Con la realidad − Con las cosas

− Atención a explicaciones. − Participación. − Ritmo de trabajo: desarrollo de la guía. − Actitudes frente a situaciones 40 de tipo académico. − Constancia y esfuerzo. − Interés. − Responsabilidad. − Cumplimiento.

o

/o

NOTA. Para consultar los núcleos tomaticos del proceso químico, lo puedes hacer en cualquier libro de ciencias naturales y educación ambiental de grado séptimo. Y en algunas direcciones de internet como: www.monografias.com www.wikuipedia.org www.colombiaaprende.com BIBLIOGRAFIA Los siguientes libros los puedes consultar en la biblioteca de la institución. CARRILLO CHICA, Esteban y otros. Ciencias Naturales. Bogotá, Editorial Santillana, 2007. 168 - 206 pág. PEDRZO PEREZ, Julio Armando y otros. CIENCIAS “Exploremos la Naturaleza”. Bogotá, Editorial Prentce Hall de Colombia, 1996. 238 -278 pág.