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INSTITUCIÓN EDUCATIVA CRISTÓBAL COLÓNEDUCACION PREESCOLAR, BASICA Y MEDIA ACADEMICA

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Guía de aprendizaje en casa No. 2

Grado y curso: 8-8Área (s): I. QUIMICAFecha de recibido: Fecha de entrega:

Docente: Yerlys Mercado Hernández, celular: 3116821947, correo electrónico: [email protected]

Saberes

Saber conocer Identifica y describe que es, cuando, como se produce un enlace químico y los tipos de enlaces existentes

Saber hacer Determina y representa gráficamente las diferentes clases de enlaces.

Saber ser Valora la importancia de la formación de enlaces químicos en los compuestos y sustancias que se utilizan en la vida cotidiana.

PRESENTACION.

Apreciado estudiante a continuación te presentamos la guía #2 de Introducción a la Química de grado 8°, se sugiere realizar una lectura comprensiva y analítica de los contenidos plasmados en este documento y posteriormente resolver de manera autónoma las actividades que aparecen al final de cada tema y que darán cuenta de la apropiación que hayas tenido de los saberes planteados, puedes enviar tus respuestas a través de la plataforma (preferiblemente) o también vía Email o WhatsApp, solo los estudiantes que carecen de conectividad. Al final de la guía se te indica el tiempo para desarrollar cada actividad, la fecha de entrega, la forma de evaluación y la bibliografía.¡MILES DE EXITOS Y BENDICIONES! ¡DESEAMOS QUE APROVECHES AL MAXIMO ESTA ETAPA!

LOS MODELOS ATOMICOSEl estudio de los modelos atómicos a través de la historia, ha hecho posible la reestructuración de las teorías y la creación de nuevos conceptos. A continuación se describe el aporte de cada autor. Explicar la formación de enlaces químicos a partir del comportamiento de los electrones en la capa de valencia.La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas.

John Dalton En el S. XIX, el gran químico inglés, John Dalton, se basó en la hipótesis de Demócrito y pudo así establecer las bases de la teoría atómica, con el primer modelo atómico con bases científicas, postulando la Ley de las proporciones constantes para las reacciones químicas.

La resolución 0756 de 12 junio del 2009, emanada de la Secretaria de Educación Municipal, reconoce los estudios de los niveles Preescolar, Básica y Media, de naturaleza oficial, jornada Diurna: Mañana, Tarde y Nocturna, Ratificando la Resolución 001083 de Septiembre 20 del 2002.CODIGOS: DANE: 123001007186 – DIAN: 812002018-7 ICFES DIURNO: 081091 – NOCTURNO: 107896

mailto:[email protected]



JJ.THOMSON.Propuso la estructura atómica en 1904, además de realizar los postulados sobre la conformación y la idea del electrón. El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo.( pastel de pasas)

E.RUTHERFORD.Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa. En 1908 fue merecedor del Premio Nobel de Química, por sus estudios sobre radiactividad.

Niels Bohr. En 1913 Bohr explicó cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión, además de tomar ideas del




efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

Lewis. Propuso la teoría sobre los enlaces químicos y la definición de ácido y base. En 1916 Lewis promulgó una teoría sobre determinados enlaces químicos denominados “enlaces covalentes”.

Sommerfeld. La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas, en este modelo se introduce el concepto de subniveles de energía, para explicar como están ubicados los electrones en los diversos niveles de energia

Modelo Atómico de Schrödinger. El modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml. n: Número cuántico principal. Valores entre 1,2,3… l: Número cuántico del momento angular o secundario. Valores enteros entre 0 y (n-1). Representados por las letras s, p, d, f. ml: Número cuántico magnético. Toma valores entre –l y l, incluyendo el cero.

MODELO ATOMICO DE HEISENBERGEl modelo atómico de Heisenberg (1927) introduce el principio de incertidumbre en los orbitales de electrones que rodean el núcleo atómico. El destacado físico alemán instauró los cimientos de la mecánica cuántica para estimar el comportamiento de las partículas




subatómicas que conforman un átomo.El principio de incertidumbre de Werner Heisenberg indica que no es posible conocer con certeza ni la posición ni el momento lineal de un electrón. El mismo principio aplica para las variables tiempo y energía; es decir, si tenemos un indicio sobre la posición del electrón, desconoceremos el momento lineal del electrón, y viceversa.

El modelo atómico actual fue desarrollado durante la década de 1920, y resulta de la combinación de los postulados de Schrödinger, Heisenberg y sommerfeld. Se trata de un modelo de gran complejidad matemática, hasta el punto de que al utilizarlo sólo se puede resolver con precisión el átomo de hidrógeno.

ACTIVIDAD N° 1.1) Que diferencia encuentras entre los modelos atómicos de Thomson y Rhuterford 2) Realice un paralelo entre el modelo atómico de Bohr y el modelo atómico de Rutherford3) Explique con sus propias palabras el modelo atómico de Heisenberg, Sommerfeld y Schrödinger4) Elabore un esquema acerca del modelo atómico actual y explíquelo5) diseñe un mapa conceptual o un mapa mental acerca de la temática modelo atómico.

ESTRUCTURA DE LEWIS.

También llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, diagrama de Valencia o regla de Octeto es una representación gráfica que muestra los pares de electrones en guiones o puntos de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.2 Son representaciones bidimensionales sencillas de la conectividad de los


https://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_de_Lewis#cite_note-2

https://es.wikipedia.org/wiki/Par_solitario

https://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico

https://es.wikipedia.org/wiki/Par_de_electrones

https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_estructural



átomos en las moléculas; así como de la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes. En esta fórmula se muestran enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente indicando la ordenación de los átomos en el espacio.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia que puedan existir en un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples los cuales se encuentran íntimamente relacionados con la geometría molecular.

ENLACE QUIMICOA excepción de casos muy raros, la materia no se desintegra espontáneamente. La desintegración se evita por las fuerzas que actúan a nivel iónico y molecular. A través de las reacciones químicas, los átomos tienden a llegar a estados más estables con menores niveles de energía potencial química. Como ya se sabe, cuando dos o más átomos se unen, forman una molécula. Esta puede estar constituida por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos diferentes. Surge entonces la pregunta: ¿cómo se mantienen unidos los átomos? La respuesta la dan los enlaces químicos. Un enlace químico es el resultado de la fuerza de atracción que mantiene unidos los átomos para formar moléculas. Los electrones que intervienen en el enlace son los que están ubicados en el último nivel de energía, el nivel de valencia; estos electrones pueden pasar de un átomo a otro para completar el número de electrones del último nivel y así estabilizar electrónicamente el átomo. Los átomos pueden utilizar dos mecanismos para formar enlaces químicos, dependiendo del número de electrones de valencia que poseen. Estos mecanismos son en primer lugar, de transferencia de electrones que se presenta cuando un átomo transfiere sus electrones a otro átomo permitiéndole que complete ocho en su último nivel de energía y, en segundo lugar, compartimiento de electrones que se presenta cuando dos átomos comparten uno o más electrones de valencia y así ambos completar ocho electrones de valencia.Tomado y adaptado de: Cabrera B, Clavijo M, Samacá N. (1999). Guía de recursos Ciencias Naturales 7, Bogotá, Colombia: Santillana.

ACTIVIDAD N° 2.

Con base en la lectura del texto anterior (ENLACE QUIMICO), responda las siguientes preguntas:

1) ¿Qué tipos de mecanismo existen para formar enlaces químicos?




2) ¿Cuáles son los electrones que participan en un enlace químico?

3) ¿Dónde se ubican los electrones que aparecen en un enlace químico?

4) De acuerdo a la lectura que es enlace químico?

5) Cuales son los mecanismos que utilizan los átomos para formar enlaces químicos?

ENLACE IONICO. Cuando un átomo cede un electrón, el número de protones será mayor que el número de electrones y se generará una carga positiva (+) en el átomo, pero si gana un electrón el número de protones será menor que el número de electrones y se generará una carga negativa (-); en ambos casos se habrán formado iones. La carga del ion dependerá del número de iones cedidos o ganados; si un átomo gana dos electrones tendrá dos cargas negativas; si pierde dos electrones tendrá dos cargas positivas. Estos iones tienen cargas eléctricamente contrarias por lo cual pueden atraerse mutuamente y formar un enlace iónico, dando lugar a un compuesto iónico. El enlace químico iónico se forma por transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Por lo general, la unión de un elemento metálico con un no metal es de tipo iónico. Tomado y adaptado de: Cabrera B, Clavijo M, Samacá N. (1999). Guía de recursos Ciencias Naturales 7, Bogotá, Colombia: Santillana.

FIGURA ENLACE IONICO

ACTIVIDAD NUMERO 3

Con base en la Figura 1, responda las siguientes preguntas.1) ¿Qué átomo cede el electrón? 2) ¿Qué átomo gana el electrón? 3) Escriba la configuración electrónica del ion sodio y del ión cloro. 4) Explique la formación del enlace de AlCl3 en forma de estructura de Lewis.5) Represente tres diferentes enlaces iónicos con la plastilina y palillos. (tomar foto y enviar)y escriba además qué tipo de átomos representa y elabore el diagrama de Lewis respectivo. Indique qué átomo cede el electrón y cuál lo recibe. A

ENLACE COVALENTE.

LEA EL SIGUIENTE TEXTO

No todos los átomos ceden o ganan electrones cuando forman enlaces. Un enlace covalente se




forma cuando dos átomos comparten uno o más de dos pares de electrones para completar cada uno ocho electrones en su último nivel. En este enlace, no hay formación de iones y se presenta principalmente entre los no metales. Los electrones compartidos en un enlace covalente pertenecen a ambos átomos. Cada par de electrones compartidos se representa por una línea que une los dos símbolos de átomos. Ejemplo: la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (no metales). Tomado y adaptado de: Cabrera B, Clavijo M, Samacá N. (1999). Guía de recursos Ciencias Naturales 7, Bogotá, Colombia: Santillana.

REPRESENTACION MOLECULA DE AGUA ENLACE COVALENTE MODELO DE BHOR Y ESTRUCTURA DE LEWIS.

ACTIVIDAD NUMERO 4.

Con base en la lectura del texto anterior, responda en su cuaderno las siguientes preguntas: 1) ¿Cuántos electrones forman un enlace covalente? 2) ¿Un enlace covalente se forma entre átomos de elementos metálicos o no metálicos? 3) ¿Cuál es la configuración electrónica del hidrógeno y del cloro? 4) ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada uno? 5) Dibuje la estructura de Lewis del enlace covalente que hay en HCl.

CLASES DE ENLACES COVALENTES

Dependiendo del número de enlaces compartidos, los enlaces covalentes pueden ser simples o sencillos, dobles o triples.

Enlace covalente sencillo: Es el que se forma cuando los átomos que se unen comparten un par de electrones; cada átomo aporta un electrón, como en el caso del HCl.




Enlace covalente doble: Es el que se forma cuando los átomos que se unen comparten dos pares de electrones; cada átomo aporta un par. Se representa con dos líneas cortas (=). Ejemplo: la molécula de oxígeno.

Enlace covalente triple: Es el que se forma cuando se comparten tres pares de electrones; cada átomo aporta tres electrones. Su representación es de tres líneas (≡). Ejemplo: la molécula del nitrógeno. También los enlaces covalentes se diferencian en polar y apolar dependiendo de la electronegatividad de cada átomo.

Enlace covalente apolar: cuando las moléculas están formadas por dos átomos iguales, estas no presentan diferencia en la electronegatividad, por lo cual son conocidas como moléculas apolares (sin polos). Los pares de electrones compartidos son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad. También se da el enlace apolar cuando la diferencia de electronegatividad es inferior a 0,5.

Enlace covalente polar: cuando los átomos se enlazan, tienen una electronegatividad




diferente. En la molécula se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, originándose así un polo positivo y uno negativo. Por consiguiente, la zona que pertenece al átomo de mayor electronegatividad, será el polo negativo y la de menor electronegatividad, será la del polo positivo. La diferencia de electronegatividad entre los dos átomos de diferentes elementos del enlace polar debe ser entre 0,5 y 1,6 superior a este valor es un enlace iónico. En la figura se indican las cargas parciales (positiva y negativa) mas no se representa la carga de cada ion. HCl → H + δ----Cl – δ

Enlace covalente coordinado: este enlace tiene lugar entre distintos átomos y se caracteriza porque los electrones que se comparten son aportados por uno solo de los átomos que se enlazan. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador y el que lo recibe, receptor. El enlace covalente coordinado se representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el átomo que no aporta ninguno. El SO 2

es una molécula en la cual se presenta un enlace covalente doble y dativo. Tomado y adaptado de: Cabrera B, Clavijo M, Samacá N. (1999). Guía de recursos Ciencias Naturales 7, Bogotá, Colombia: Santillana. Mondragón, C., Peña, L., Sánchez, M., Arbelaéz, F., & González, D. (2010). Hipertexto Química 1. Bogotá, Colombia: Santillana.

ACTIVIDAD NUMERO 5

1) Indique qué tipo de enlace presentan estos compuestos o moléculas. a) H2_________________________ d) N2_______________________________ b) Cl2_________________________ e) F2________________________________c) O2 ______________________________________ f)CO2_______________________________________________ g) H2O________________________ h) HNO2____________________________________________ i) HCl_________________________ j) CO________________________________

2) Señale el compuesto que solo posee enlace covalente.

a) KCl b) BaCO3 c) H2SO4 d) KNO2 e) BaO

Clasificación de los compuestos de acuerdo a sus enlaces PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES.




Enlaces iónicos Enlaces covalentes *Se da entre cationes y aniones. *Se da entre átomos y átomos *Uno cede electrones y el otro recibe. *Ambos comparten el par electrónico*Son solubles en agua. *Este tipo de enlace se subdivide en : *Son sólidos a temperatura ambiente. (Sencillo, Doble, Triple)*Conducen la electricidad en disolución o fundidos. *Son gases y líquidos a temperatura ambiente.*En general, sus puntos de fusión son altos. *Apolares no son solubles en agua, pero sí lo son en compuestos apolares. *Polares son solubles en compuestos polares *No conducen la corriente eléctrica *En general, tienen puntos de fusión bajos.

ACTIVIDAD NUMERO 6Con base en la información anterior, “ Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes”, responda para cada uno de los siguientes ejemplos, si se trata de un compuesto iónico o covalente y si es covalente, indique si es polar o apolar. 1El compuesto es soluble en agua y conduce la electricidad._____________________________________________________________________ 2 El compuesto es insoluble en agua y no conduce la electricidad._____________________________________________________________________3 El compuesto presenta bajo punto de fusión y es líquido._________________________________________________________________________ 4 El compuesto es soluble en compuestos no polares._________________________________________________________________________ 5 El compuesto se da por transferencia de electrones.______________________________________________________________________ 6 El compuesto formado por la compartición de pares electrónicos._____________________________________________________________________

INDICACIONES DE TIEMPO PARA DESARROLLAR LAS ACTIVIDADES:

El tiempo determinado para que el estudiante desarrolle esta guía, se distribuye así: ACTIVIDAD 1, 2 y 3: de junio 14 hasta Junio 30. ACTIVIDAD 4,5 y 6: de julio 01 hasta Julio 12.

EVALUACION.La evaluación de esta actividad será mediante la solución escrita de los interrogantes enviados en las diferentes actividades a través de la plataforma Institucional. Esta guía será calificada en la escala de numeración del 1.0 al 5.0 y la evaluación cualitativa de acuerdo a los desempeños que se han venido trabajando (bajo, básico, alto, superior).Querido estudiante ahora te invitamos de manera muy respetuosa y sincera a que diligencies el siguiente formato, el cual no tiene carácter de calificación, pero es muy importante para conocer tu opinión.

BIBLIOGRAFIA.http://www.colombiaaprende.edu.co/sites/default/files/naspublic/plan_choco/cie_8_b1_s8_est.pdfhttps://concepto.de/modelos-atomicos/https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico


https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico

https://concepto.de/modelos-atomicos/

http://www.colombiaaprende.edu.co/sites/default/files/naspublic/plan_choco/cie_8_b1_s8_est.pdf




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