PROYECTOS DE INVESTIGACIÓN - 10A

INSTITUCIÓN EDUCATIVA INEM JOSE CELESTINO MUTIS

PROYECTOS DE INVESTIGACIÓN – MOLÉCULAS INORGÁNICAS

GRADO 10A

Metodología de trabajo:

1.       Los estudiantes del grado 10° recibirán clases magistrales sobre grupos moléculas inorgánicas.

2.       Su trabajo será contextualizado con la ayuda con el uso que se da a estas sustancias en la vida diaria, en la industria o en la medicina.

3.       Se realizará una práctica de laboratorio donde los estudiantes podrán aplicar lo consultado sobre los compuestos inorgánicos.

4.       Se dará inicio a la elaboración de un blog o página web por parte de cada grupo de trabajo.

ACTIVIDADES A DESARROLLAR:

Cada grupo de trabajo seleccionará una molécula inorgánica, a la cual se le debe realizar un trabajo de investigación el cual de contener la siguiente información:

1.       Clasificación de tipos de enlace químico.

3.       Usos de la molécula en su entorno, en la industria o en la medicina.

4.       Uso de los elementos químicos separados.

5.       Construcción de las estructuras cristalinas.

6.       Practicas de laboratorio sobre enlaces químicos.

PRIMER PERIODO – QUÍMICA 10A - 2020

INSTITUCIÓN EDUCATIVA INEM JOSE CELESTINO MUTIS

PREPARACIÓN DE CLASE

GRADO 10

PRIMER PERIODO – QUÍMICA

COMPETENCIA: Explico y utilizo la tabla periódica como herramienta para predecir procesos químicos (ENLACES QUÍMICOS)

CONTENIDOS:

·         Tabla periódica

·         Enlace Químico

·         enlaces iónicos

·         enlaces covalentes

enlaces dativos.

TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones),2​ por su configuración de electrones y sus propiedades químicas.

Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles.​ La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas similares.

DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS

Las distribuciones electrónicas sirven para ubicar a los electrones en los correspondientes niveles y subniveles de energía y orbitales.

Conociendo el número atómico de un elemento químico, se puede hallar la distribución que sus electrones toman en los subniveles, según el orden ascendente de energía. Para realizar la distribución electrónica de un elemento, se debe tener en cuenta que los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía, en orden ascendente.

El esquema de llenado de las órbitas atómicas, podemos tenerlo usando la regla diagonal, para ello debemos seguir cuidadosamente la flecha del esquema que comienza en 1s; siguiendo la flecha podemos completar las órbitas con los electrones correctamente.

DISTRIBUCION ELECTRONICA

Electrones de Valencia son los que encontramos en el último nivel de energía. Cuando se hace una combinación, los electrones de valencia pasan del nivel de energía externo de un átomo a otro o son compartidos por los niveles externos de los átomos que entran en la combinación.

Explicación de cómo se forma el triángulo de mouller:

TRIANGULO DE MOULLER

Para representar la formación de enlaces entre los átomos se acostumbra a usar la Estructura de Lewis, que consisten en el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones del ultimo nivel de energía, los cuales pueden representarse por medio de puntos, cruces, etc.

Recuerda que lo átomos tienen un núcleo donde se encuentran los protones y los neutrones, pero alrededor del núcleo están los electrones girando en las llamadas órbitas. Un átomo puede tener varias órbitas alrededor de su núcleo y sobre las cuales están girando sus electrones.

Configuración Electrónica:

La Configuración o Distribución electrónica nos dice como están ordenados los electrones en los distintos niveles de energía (órbitas), o lo que es lo mismo como están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de su átomo.

Para saber los electrones que tienen los átomos en cada una de sus órbitas se utiliza lo que se llama la configuración electrónica de un elemento de la tabla periódica. 

Orbitales de Energía

En la actualidad la periferia del núcleo (su alrededor) se divide en 7 niveles de energía diferentes, numerados del 1 al 7, y en los que están distribuidos los electrones, lógicamente en orden según su nivel de energía. Los electrones con menos energía estarán girando en el nivel 1.

Pero además cada nivel se divide en subniveles. Estos subniveles en los que se divide cada nivel pueden llegar a ser hasta 4. A estos 4 subniveles se les llama: s, p, d, f.

Resumen: niveles de energía hay del 1 al 7 y subniveles hay 4 el s, p, d y el f.

EJERCICIOS:

Por medio de las distribuciones electrónicas realice el modelo atómico, la estructura de Lewis, compruebe el periodo y el grupo en el que se encuentran ubicados los siguientes elementos.

Be – Sb – Ar – Fr

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

Son los elementos o metales de transición, situados en los bloques d y f de la tabla periódica. 

Se componen por los lantánidos y actínidos, en los cuales se comienza a llenar un orbital f se consideran también de transición, pero para distinguirlos de los del bloque d (de transición o de transición externa) se les suele denominar elementos de transición interna o tierras raras.

Ejemplos

Fe – Sc – Ag

ENLACE QUÍMICO

Es la fuerza de atracción mutua entre dos o más átomos que se combinan para formar una molécula, por ejemplo:

Los átomos se combinan mediante procesos que implican perdida, ganancia o compartición de electrones de tal forma que adquieran la configuración electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía; esto se conoce como Regla del Octeto.

Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de valencia.

ENLACE IÓNICO:

Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo.

Para reconocer si el enlace es iónico, se debe revisar que la diferencia de electronegatividad sea muy alta entre los dos elementos, lo que indica que tan fuerte será el enlace iónico.

Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. 

ELECTRONEGATIVIDAD: es la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.

Ejemplos de compuestos con enlaces iónicos son:

• Cloruro de sodio
• Ioduro de potasio (KI)
• Cloruro de magnesio (MgCl₂)

TALLER

• Cloruro de manganeso (CaCl₂)
• Óxido de magnesio (MgO)
• Bromuro de potasio (KBr)
• Yoduro de estroncio (SrI₂)
• Oxido de berilio (BeO)
• Óxido de hierro (FeO)
• Fluoruro de magnesio (MgF₂)

ENLACES IÓNICOS:

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ENLACES COVALENTES

Ocurre entre átomos no metálicos y de cargas electromagnéticas semejantes (por lo general altas), que se unen y comparten algunos pares de electrones de su última órbita (la más externa), y conseguir una forma eléctrica más estable.

Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A≡A), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos.

Características de los enlaces covalentes


Los enlaces covalentes se establecen entre elementos no metálicos. Por ejemplo, el hidrógeno H, el oxígeno O y el cloro Cl se encuentran naturalmente como moléculas diatómicas unidas por enlace covalente: H₂, O₂ y Cl₂.

Los enlaces covalentes incluyen enlaces simples, dobles o triples donde 2, 4 o 6 electrones se comparten, respectivamente. Por ejemplo, en el compuesto orgánico etano H₃C-CH₃, la unión entre carbono-carbono y carbono-hidrógeno es simple. 

En el eteno H₂C=CH₂ la unión entre los carbonos es doble, compartiendo cuatro electrones.
Los enlaces covalentes crean moléculas que pueden ser separadas con menos energía que los compuestos iónicos.

El enlace covalente es más fuerte entre dos átomos con igual electronegatividad.

• Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).
• Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

• Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).
• Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):

• Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos elementos no metálicos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así se forman dipolos electromagnéticos.
• Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo elemento no metálico o de idénticas polaridades, con una diferencia de electronegatividad muy pequeña (menor a 0,4). La nube electrónica, así, es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

TALLER DE INDUCCIÓN – QUÍMICA - GRADO 10A

INSTITUCIÓN EDUCATIVA INEM JOSÉ CELESTINO MUTIS

TALLER DE INDUCCIÓN – QUÍMICA

GRADO 10

Ciencias Naturales - Grado 9º

Derechos Básicos de Aprendizaje

2. Comprende que la acidez y la basicidad son propiedades químicas de algunas sustancias y las relaciona con su importancia biológica y su uso cotidiano e industrial.

a. Explica la función de los ácidos y las bases en procesos propios de los seres vivos (respiración y digestión en el estómago) y de procesos industriales (uso fertilizante en la agricultura) y limpieza (jabón).

Diseña protocolos experimentales en los cuales utiliza un conjunto de sustancias para clasificar materiales como ácidos o bases y determina sus niveles de acidez y basicidad. 

Para ello utiliza pH-metro, papel indicador o indicadores naturales y recursos tales como (vinagre, jabón, limón, detergente, plástico, vidrio, clavos) realizando los procedimientos (disoluciones, mezclas) que considere adecuados según el propósito y evaluando el nivel de precisión de los indicadores utilizados. 

Durante el proceso formula conclusiones y proyecta lo que podría pasar al aplicar el protocolo a nuevas sustancias. Reconoce, además, algunos límites y variables que intervienen en las conclusiones que elabora.

3. Analiza las relaciones cuantitativas entre solutos y solventes, así como los factores que afectan la formación de soluciones.

SOLUCIONES QUÍMICAS. SOLUCIÓN QUÍMICA:

Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad, en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.

Tipos de soluciones químicas

Los tipos de soluciones químicas se dividen en grado de solubilidad del soluto en el solvente  llamada también disoluciones.

Las disoluciones pueden ser diluidas, concentradas o saturadas.

EJERCICIOS

1. Disolvemos 45 gramos de amoniaco NH₃ en 500 gramos de agua. Calcula el porcentaje en masa de la disolución.

2. Averigua la molaridad de una disolución que contiene 58 gramos de yoduro de calcio CaI₂, por litro.

3. Determina cuántos gramos de hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, hay en 500 ml de disolución 0,6 M.

4. Calcule la molaridad de una solución que se forma disolviendo 10 gramos de H₂SO₄ en 500 mililitros de solución.