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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
NOMBRE DE LA ASIGNATURA
TRIMESTRE: I
TEMA O NOMBRE DEL CONTENIDO A TRATAR
12° BACHILLER EN TECNOLOGÍA DE LA INFORMATICA
NOMBRES DE LOS PROFESORES
YANIXA ASPRILLA/LOURDES VALDEZ
FECHA
10/08/2020
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ÍNDICE DE CONTENIDO
PRESENTACIÓN …………………………………………………………3
GUÍA # 1: HISTORIA DE LA QUÍMICA ………………….………….4
GUÍA # 2: TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS……………25
GUÍA # 3: PROPIEDADES PERIODICAS…………………………….40
GUÍA # 4: NÚMEROS CUANTICOS …………………………………..49
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
GUÍA # 5 ESTRUCTURA DE LEWIS…………………………………72
ANEXOS …………………………………………………………………83
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PRESENTACIÓN
Hola, tienes idea de cuáles son las aplicaciones de la química, o del aporte que esta le da a la
humanidad; te invito hacer un recorrido y explorar la trayectoria de esta ciencia tan maravillosa.
Como bien sabemos la química es la ciencia que estudia las propiedades de la materia, su
composición y sus transformaciones, esta es la ciencia de la vida que constituye un gran porcentaje
de los proceso y avances que ha tenido el hombre para mejorar su calidad de vida, así como
también estudia gran parte de los procesos que se llevan a cabo en los organismos vivos y el
ambiente que los rodea.
Para hacer este recorrido más atractivo, hemos tratado de combinar el orden cronológico con una
estructuración temática que permita, al mismo tiempo, propiciar la reflexión y la discusión en torno
a algunos de los temas más importantes de la historia de la química. En este sentido, para una
mejor compresión se ha dividido este compendio en siete Guías, donde se incluye aspectos tales
como: Los objetivos generales, objetivos específicos e indicadores de logro para cada unidad.
Nuestra travesía comienza con la Guía #1, La Historia de la Química, la Guía #2 nos invita a
conocer las propiedades de los elementos de la tabla periódica, posteriormente hacemos una parada
en la Guía #3 que nos describe las características de los grupos y períodos, en la Guía #4 hacemos
referencia a la identificación de los elementos en base a su posición en la tabla periódica.
El recorrido continúa con la Guía #5 los números cuánticos, que nos permiten distribuir los
electrones en los átomos, la Guía # 6 en donde se describe detalladamente la configuración
electrónica y por último la Guía 7 habla de la estructura de Lewis Guía.
Esperamos que este recorrido se ha de tu completo agrado y que te ayude a utilizar los
conocimientos adquiridos en tu desarrollo profesional y en tu vida cotidiana.
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GUÍA #1
HISTORIA DE QUÍMICA
Indicaciones Generales A través de este escrito intentamos darte los datos más relevantes sobre la historia de la química y
del desarrollo de esta ciencia a lo largo de nuestros días. El contenido expuesto está planteado
como un método de auto instrucción, por lo tanto, le recomendamos leer bien el tema, para luego
hacer las actividades propuestas.
Al terminar la práctica de cada tarea diseñada, compare sus resultados con la información
suministrada de las mismas en el anexo. Si no obtiene resultados satisfactorios vuelva
a leer mediante la técnica del estudio del E.P.L.R. (examine, pregúntese, lea, repita). Es
recomendable entender y dominar cada actividad antes de pasar a la siguiente.
Para los que tienen la oportunidad de conectarse a la plataforma, se les recomienda seguir las
precitadas indicaciones ya que las actividades serán discutidas en el primer periodo de clase y en
el segundo se evaluarán los conocimientos mediante una prueba, formativa.
Objetivos Generales
• Establecer la importancia de la química a través de la historia de la Química considerando
sus aplicaciones e implicaciones en su vida diaria y su relación con el medio ambiente.
• Reconocer la utilidad de las aplicaciones y la generación de implicaciones de la química
en las diversas actividades.
Objetivos Específicos
• Identificar el aporte de acá uno de los científicos a través de la historia y como
contribuyeron al desarrollo de la Química moderna.
• Describir de los aportes hechos por los hombres al desarrollo de la química a través de
los diferentes periodos de la historia de la química.
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Indicadores de Logros.
• Discute la utilidad de las aplicaciones y la generación de implicaciones de la química en
las diversas actividades.
• Deduce de los antecedentes históricos los aportes que permitieron el desarrollo de la tabla
periódica actual.
EVOLUCIÓN HISTORICA
La historia de la química abarca un periodo de tiempo muy amplio, que va desde la prehistoria
hasta el presente, y está ligada al desarrollo cultural de la humanidad y su conocimiento de la
naturaleza. Las civilizaciones antiguas ya usaban tecnologías que demostraban su conocimiento
de las transformaciones de la materia, y algunas servirían de base a los primeros estudios de la
química. Entre ellas se cuentan la extracción de los metales de sus menas, la elaboración de
aleaciones como el bronce, la fabricación de cerámica, esmaltes y vidrio, las fermentaciones de la
cerveza y del vino, la extracción de sustancias de las plantas para usarlas como medicinas o
perfumes y la transformación de las grasas en jabón.
La Doctrina y estudio experimental de los fenómenos químicos que se desarrolló desde la
Antigüedad y a lo largo de la época medieval y que pretendía descubrir los elementos constitutivos
del universo, la transmutación de los metales, el elixir de la vida, etc., "la alquimia pretendía
encontrar la piedra filosofal que convirtiese en oro todos los metales; de la rama más empírica de
la alquimia nació la química".
Ni la filosofía ni la alquimia, la protociencia química, fueron capaces de explicar verazmente la
naturaleza de la materia y sus transformaciones. Sin embargo, a base de realizar experimentos y
registrar sus resultados los alquimistas establecieron los cimientos para la química moderna. El
punto de inflexión hacia la química moderna se produjo en 1661 con la obra de Robert Boyle, The
Sceptical Chymist: or Chymico-Physical Doubts & Paradoxes (El químico escéptico: o las dudas
y paradojas quimio-físicas), donde se separa claramente la química de la alquimia, abogando por
la introducción del método científico en los experimentos químicos.
Se considera que la química alcanzó el rango de ciencia de pleno derecho con las investigaciones
de Antoine Lavoisier, en las que basó su ley de conservación de la materia, entre otros
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descubrimientos que asentaron los pilares fundamentales de la química. A partir del siglo XVIII
la química adquiere definitivamente las características de una ciencia experimental moderna. Se
desarrollaron métodos de medición más precisos que permitieron un mejor conocimiento de los
fenómenos y se desterraron creencias no demostradas. La historia de la química se entrelaza con
la historia de la física, como en la teoría atómica y en particular con la termodinámica, desde sus
inicios con el propio Lavoisier, y especialmente a través de la obra de Willard Gibbs.
ÉPOCA DEL DESCUBRIMIENTOS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Antes del 1500 (13 elementos): Antigüedad y Edad Media. 1500-1800 (+21 elementos): casi
todos en el Siglo de las Luces. 1800-1849 (+24 elementos): revolución científica y revolución
industrial. 1850-1899 (+26 elementos): gracias a la espectroscopia 1900-1949 (+13 elementos):
gracias a la teoría cuántica antigua y la mecánica cuántica. 1950-2000 (+17 elementos): elementos
"postnucleares" (del nº at. 98 en adelante) por técnicas de bombardeo. 2001-presente (+4
elementos): por fusión nuclear.
La ciencia y sus diferentes ramas cuentan con una serie de elementos y variables que las hacen
únicas y especializadas, cada uno de los campos que se abordan a través de estudios y
experimentos, incluyen una serie de parámetros que permite desarrollar determinadas teorías o dar
solución a un problema en específico.
En el caso de la química, esta premisa no es la excepción, pues al ser la ciencia que se encarga de
estudiar la composición y estructura de la materia, se hace necesario especificar el nombre y la
representación de los elementos que conforman la misma. Para ello, los químicos, desde hace
muchos años atrás, se dieron a la tarea de generar unos indicadores que servirían para definir cada
uno de los elementos que conformarían la materia y la incidencia de estos.
Actualmente resulta mucho más sencillo definir la composición de un material en específico, pues
se cuenta con la tabla periódica, la cual es el elemento más importante para aquellos que se dedican
al mundo de la química. Sin embargo, antes de llegar a la tabla periódica, hay mucha historia que
contar, pues fueron varias las etapas que tuvo que atravesar para ser lo que actualmente es.
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APORTES QUE SE DIERON EN LOS DIFERENTES
PERIODOS DE LA HISTORIA DE LA QUÍMICA Y LAS
DIFERENTES CULTURAS ANTIGUAS QUE HICIERON
CONTRIBUCIONES A ESTA.
El fuego fue la primera reacción química controlada por los
humanos, aunque su naturaleza permaneció siendo un enigma
durante milenios.
Hay restos datados hace alrededor de 500 000 años que
atestiguan el dominio del fuego, al menos desde los tiempos del Homo erectus. Este logro se
considera una de las tecnologías más importantes de la historia. No solo proporcionaba calor y luz
para alumbrarse, servía de protección contra los animales salvajes y después para despejar los
bosques para cazar o cultivar, y además sería la base para el control de otras reacciones químicas,
como las derivadas de la cocción de los alimentos (que facilitaron su digestión y disminuían la
cantidad de microorganismos patógenos en ellos) y más tarde de tecnologías más complejas como
la cerámica, la fabricación de ladrillos, la metalurgia, el vidrio o la destilación de perfumes,
medicinas y otras sustancias
Metalurgia
El primer metal empleado por los humanos fue el oro, que puede encontrarse en forma nativa, por
lo que no necesitaba transformaciones químicas para su uso. La plata y el cobre también se pueden
encontrar en forma nativa en pequeñas cantidades (además del estaño y el hierro meteórico que
aparecen en cantidades exiguas) permitiendo un uso limitado de objetos metalísticos en las culturas
antiguas.
La cerámica y el vidrio
Además de la metalurgia el uso del fuego proporcionó a los humanos otras dos importantes
tecnologías derivadas de transformaciones físico-químicas, la cerámica y el vidrio, cuyo desarrollo
ha acompañado al hombre desde la prehistoria hasta el laboratorio moderno. Los orígenes de la
cerámica datan del Neolítico cuando el hombre descubrió que los recipientes hechos de arcilla,
cambiaban sus características mecánicas e incrementaban su resistencia frente al agua si eran
calentados en el fuego. Para controlar mejor el proceso se desarrollaron diferentes tipos de hornos,
y cada cultura
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Las sociedades antiguas usaban un reducido número de transformaciones químicas naturales como
las fermentaciones del vino, la cerveza o la leche. También conocían la transformación del alcohol
en vinagre, que usaban como conservante y condimento
TEORÍAS FILOSÓFICAS DE LA ANTIGÜEDAD CLÁSICA
Esquema con los cuatro elementos griegos clásicos:
fuego • tierra • aire • agua
en relación con sus propiedades y los demás elementos.
Los filósofos intentaron racionalizar por qué las diferentes sustancias tenían diferentes propiedades
(color, dureza, olor...), estaban en diferentes estados (fluidos o sólidos) y reaccionaban de diferente
manera ante los cambios del medio, por ejemplo frente al agua, el fuego o al ponerse en contacto
con otras sustancias. Estas observaciones les impulsaron a postular las primeras teorías sobre la
química y la naturaleza de la materia.
PRIMEROS ATOMISTAS
Demócrito fue el filósofo atomista griego más renombrado. Las teorías iniciales sobre el atomismo
se remontan a la Antigua Grecia y la Antigua India. El atomismo griego se inició con los filósofos
Leucipo de Mileto y su discípulo Demócrito alrededor del 380 a. C., que propusieron que la
materia estaba compuesta por diminutas partículas indivisibles e indestructibles, denominadas por
ello átomos (del griego ἄτομος «sin partes», «que no se dividen»). Afirmaciones similares fueron
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realizadas por el filósofo indio Kanada en sus textos de la escuela Vaisesika en un periodo
cercano.21 También los jainistas de la época tenían creencias atomistas.
Alrededor del 300 a. C. Epicuro postuló un universo formado por átomos indestructibles en el cual
el hombre debía alcanzar el equilibrio. El filósofo Lucrecio trató de explicar la filosofía epicúrea
al público romano en su obra del 50 a. C., De rerum natura (Sobre la naturaleza de las cosas).
En esta obra Lucrecio presenta los principios del atomismo, las teorías sobre la naturaleza de la
mente y el alma, y explicaciones para los sentidos y el pensamiento, el desarrollo del mundo y los
fenómenos naturales.
En 1669 el alquimista alemán HENNIG BRANDT descubrió el fósforo a partir de la orina.
Robert Boyle, uno de los cofundadores de la química moderna por mejorar los métodos
experimentales que separarían la química de la alquimia.
Alrededor de 1735 el químico sueco GEORG BRANDT analizó un pigmento azul oscuro
encontrado en la mena del cobre descubriendo lo que posteriormente conoceríamos como cobalto
.
En 1748 el español ANTONIO DE ULLOA publicó la descripción de un nuevo metal, el platino.
En 1751 un discípulo de STAHL, AXEL FREDRIK CRONSTEDT, identificó en una impureza
del mineral del cobre otro nuevo metal, el níquel. A Cronstedt se le considera uno de los
fundadores de la mineralogía moderna. En 1766 el químico inglés HENRY CAVENDISH aisló
el hidrógeno, al que llamó «aire inflamable».
En 1773 el sueco CARL WILHELM SCHEELE descubrió el oxígeno, al que llamó «aire de
fuego
En 1783 los hermanos españoles JUAN JOSÉ Y FAUSTO ELHUYAR consiguieron aislar el
wolframio a partir del mineral wolframita.
En el siglo también se descubrieron destacados compuestos. En 1754 el escocés JOSEPH
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BLACK aisló el dióxido de carbono, al que llamó «aire invariable».
En 1757 el francés LOUIS CLAUDE CADET DE GASSICOURT, mientras
investigaba los compuestos del arsénico creó el líquido fumante de Cadet, que
posteriormente se sabría que contenía óxido de cacodilo, y por ello es
considerado el primer compuesto organometálico que se logró sintetizar. Y
además en 1758 JOSEPH BLACK formuló el concepto de calor latente para
explicar los cambio de estado.
ANTOINE LAVOISIER
El primer calorímetro usado por ANTOINE LAVOISIER Y PIERRE-SIMON LAPLACE,
para determinar el calor relativo a los cambios químicos, cálculos en los que se basó JOSEPH
BLACK para descubrir el calor latente. Estos experimentos marcaron el inicio de la termoquímica.
En 1789 LAVOISIER estableció formalmente la ley de conservación de la materia, que en su
honor también se conoce como «Ley Lomonósov-Lavoisier».
ANTOINE LAVOISIER (1743-1794).
Repitiendo los experimentos de Priestley demostró que el aire estaba compuesto de dos partes (no
era un elemento), y una de ellas se combinaba con los metales para formar las cales.
VOLTA Y SU PILA
El físico italiano Alessandro Volta fue uno de los pioneros en los estudios sobre la electricidad.
En 1794 Volta revisó los estudios sobre la «electricidad animal».
En 1780 LUIGI GALVANI había observado que al poner en contacto dos metales diferentes con
el músculo de una rana se originaba la aparición de corriente eléctrica.
JOHN DALTON
En 1803 el científico inglés John Dalton propuso la ley de Dalton, que relaciona las presiones
parciales de los componentes de una mezcla de gases con la presión total de la mezcla. El concepto
fue descubierto en 1801, y también se conoce como ley de las presiones parciales.
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JÖNS JACOB BERZELIUS
Jöns Jacob Berzelius, el químico que desarrolló el método moderno de notación de fórmulas
químicas.
DAVY Y LA ELECTRÓLISIS.
Humphry Davy, descubridor de varios alcalinos, alcalinotérreos y las propiedades de varios
halógenos mediante la electrólisis.
GAY-LUSSAC Y LAS LEYES DE LOS GASES
Joseph Louis Gay-Lussac afirmó que la relación entre los volúmenes de los gases reactivos los de
los productos puede expresarse por números sencillos y enteros.
AMEDEO AVOGADRO
Amedeo Avogadro postuló que, en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes
iguales de dos gases tenían el mismo número de moléculas.
Además en 1832 FRIEDRICH WÖHLER Y JUSTUS VON LIEBIG descubrieron y explicaron
los grupos funcionales y los radicales en la química orgánica, además de sintetizar por primera vez
el benzaldehído.
ALFRED NOBEL que se enriqueció con el descubrimiento de la dinamita a su muerte donó la
mayor parte de su fortuna para los Premios Nobel.
Pero en 1847 HERMANN KOLBE consiguió sintetizar otra sustancia orgánica, el ácido acético,
a partir de fuentes totalmente inorgánicas.
En 1847, el químico italiano ASCANIO SOBRERO descubrió la nitroglicerina, que
revolucionaría la minería, pero que resultaba extremadamente peligrosa.
En 1855, BENJAMIN SILLIMAN JR. inició los métodos de craqueo del petróleo, que son la
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base de la industria petroquímica actual.
FELIX HOFFMANN descubrió en los laboratorios Bayer un proceso para obtener ácido acetil
salicílico a gran escala y con gran pureza.
En 1840 GERMAIN HESS propuso la ley de Hess, uno de los primeros pasos hacia la ley de
conservación de la energía.
En 1848 WILLIAM THOMSON (BARÓN DE KELVIN) estableció el concepto de cero
absoluto, la temperatura a la que todas las moléculas detienen su movimiento por completo.
En 1849 LOUIS PASTEUR descubrió que la mezcla racémica de ácido tartárico se trata de una
mezcla de isómeros levógiros y dextrógiros, clarificando la naturaleza de la rotación óptica
iniciando el campo de la estereoquímica.
En 1852, AUGUST BEER estableció la ley de Beer, que relaciona la intensidad de luz absorbida
por la disolución de una sustancia con su concentración y las propiedades de dicha sustancia.
STANISLAO CANNIZZARO consiguió la reforma que impuso la hipótesis de Avogadro, en la
que se basa el actual sistema de pesos atómicos y formulación.
En 1829 el químico J. W. DÖBEREINER organizó un sistema de clasificación de elementos en
el que estos se congregaban en grupos de tres denominados tríadas.
En 1862 ALEXANDRE-EMILE BÉGUYER DE CHANCOURTOIS publicó su hélice telúrica,
una clasificación tridimensional de los elementos.
En 1864 JOHN NEWLANDS propuso la ley de las octavas y el mismo año Lothar Meyer
desarrolló otra clasificación con 28 elementos organizados según su valencia.
Dmitri Mendeléyev creador de la Tabla periódica.
J. WILLARD GIBBS formuló el concepto de equilibrio termodinámico en términos de
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aspectos teóricos como experimentales de esta ciencia.
En 1877, LUDWIG BOLTZMANN estableció las causas estadísticas de muchos de los conceptos
químicos y físicos, incluida la entropía, y la relación con las distribuciones de las velocidades
moleculares en un gas.
VAN'T HOFF Y ARRHENIUS
Jacobus Henricus van 't Hoff ganó el primer Premio Nobel de química de la historia por sus
trabajos sobre la dinámica química y las disoluciones.
SVANTE ARRHENIUS, Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución en el campo de
las disociaciones electrolíticas.
JOSEPH JOHN THOMSON descubrió los electrones en 1897.
En 1884, HERMANN EMIL FISCHER propuso la estructura de la purina, la base de muchas
biomoléculas, que posteriormente consiguió sintetizar en 1898.
En 1885, EUGENE GOLDSTEIN le dio su nombre a los rayos catódicos.
En 1892, JOHN STRUTT (3erbarón Rayleigh) descubrió que el nitrógeno que se encontraba en
los compuestos químicos tenía un peso menor que el atmosférico.
En 1893, ALFRED WERNER descubrió la estructura octaédrica de los complejos de cobalto, el
primer complejo de coordinación.
En 1897, JOSEPH JOHN THOMSON descubrió el electrón, usando un tubo de rayos catódicos.
En 1898 WILHELM WIEN demostró que los rayos canales (una corriente de iones positivos)
podían desviarse por los campos magnéticos, y que la desviación era proporcional a su relación
masa carga.
MARIE Y PIERRE CURIE
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Pierre Curie además de la radiactividad estudió además el magnetismo, descubriendo la ley de
Curie y la temperatura de Curie.
MIKHAIL TSVET inventó la cromatografía.
En 1905, FRITZ HABER Y CARL BOSCH desarrollaron el proceso de Haber para fabricar a
escala industrial amoniaco.
En 1905, ALBERT EINSTEIN explicó el movimiento browniano de forma que sustentaba
definitivamente la teoría atómica.
En 1907, LEO BAEKELAND inventó la baquelita, el primer plástico que se comercializó con
éxito.
En 1911, ANTONIUS VAN DEN BROEK propuso la idea que los elementos de la tabla periódica
se ordenaran según las cargas positivas de su núcleo, en lugar de por su peso atómico.
ERNEST RUTHERFORD descubridor del núcleo del átomo.
NIELS BOHR desarrolló el modelo atómico de Bohr iniciando la mecánica cuántica.
En 1913 HENRY MOSELEY, trabajando sobre la idea inicial de VAN DEN BROEK, introdujo
el concepto de número atómico para arreglar los desajustes de la tabla periódica de Mendeléyev,
que se basaba en el peso atómico.
También en 1913 J. J. THOMSON amplió la obra de Wien demostrando que las partículas
subatómicas podían separarse según su relación carga masa, con una técnica denominada
espectrometría de masas.
PAUL DIRAC, junto a SCHRÖDINGER, ganó el Premio Nobel de física de 1933 por sus
contribuciones a la teoría atómica.
LINUS CARL PAULING recibió el Premio Nobel de Química de 1954 por sus estudios sobre el
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enlace químico.
En 1994, ROBERT A. HOLTON y su equipo lograron la primera síntesis total del taxol.
En 1995, ERIC CORNELL Y CARL WIEMAN consiguieron producir el primer Condensado
de Bose-Einstein, un estado de agregación de la materia de ciertos materiales a muy bajas
temperaturas predicho por la mecánica cuántica que no tiene un equivalente clásico.
ACTIVIDADES DIDÁCTICAS DE APRENDIZAJE.
INICIO:
Diez curiosidades químicas cotidianas que deberías conocer
¿SABÍAS QUE?
¿Por qué es roja la carne? ¿Qué hace que la mantequilla rancia huela tan mal? ¿La nuez moscada
puede causar alucinaciones? Diez datos químicos que pueden resultarte útiles en tu vida
cotidiana.
1. El etileno es un gas producido por la fruta al madurar. Las naranjas son muy sensibles al
etileno y se deterioran pronto.
2. El ácido butírico es responsable del desagradable olor de la mantequilla rancia.
3. El lápiz de labios se elabora con cera de abeja y aceite. El aceite suele ser de ricino.
4. La fructosa (azúcar de las frutas) es más dulce que la sacarosa (azúcar de caña).
5. Los jugos gástricos del estómago tienen un pH de 1,6 a 1,8. Son más ácidos que el zumo de
limón (2,1).
6. El timol se emplea en la conservación de libros para combatir los hongos. Presente en la
naturaleza en el tomillo y el orégano, dos hierbas aromáticas muy usadas para cocinar.
7. La mioglobina es el pigmento responsable del color de la carne roja. La carne de un animal
más viejo será más oscura.
8. La miristicina. es un alcaloide tóxico presente en la nuez moscada que puede causar
alucinaciones.
9. El geraniol es un alcohol natural fragante presente en flores como geranios y rosas. Las abejas
lo usan para marcar las flores con néctar.
10. El tungsteno se usa como filamento en las bombillas. Su nombre deriva del sueco tung sten,
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que significa "piedra pesada". En cuanto a los tubos de neón, el nombre de este elemento empezó
a usarse en Nueva York y significa "nuevo".
DESARROLLO,
Una vez leído el contenido del presente documento usted será capaz de valorar los aportes hechos
por los hombres al desarrollo de la química a través de los diferentes periodos de la historia de la
química, mediante la deducción de los antecedentes históricos los aportes que permitieron el
desarrollo de la tabla periódica actual, la cual, ha sido un aporte significativo en el desarrollo de
la humanidad.
Usted resaltará la importancia de los elementos químicos como componentes indispensables para
la vida r conocerás cosas interesantes sobre la utilidad de la química en nuestra vida cotidiana. Por
lo tanto, es necesario desarrollar las actividades de cierre y validad sus respuestas.
CIERRE, En un cuadro coloca el año y los elementos descubiertos en ese periodo. Tome encueta la leyenda
de la tabla periódica colocada, utilice los colores rojos antes del 1500, gris 1500-1800, bronce
1800-1849, crema 1850-1899, verde 1900-1949, celeste 1950-2000 y rosado 2001- presente.
Coloree las columnas con los colores correspondientes.
PERIODOS 1500 1500-1800 1800-1849 1850-1899 1900-1949 1950-2000 2001- Presente
Época del descubrimiento de los elementos químicos
H
He
Li Be
B C N O F Ne
Na Mg
Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
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Clave de colores: Antes del 1500 (13 elementos): Antigüedad y Edad Media. 1500-
1800 (+21 elementos): casi todos en el Siglo de las Luces. 1800-1849 (+24 elementos):
revolución científica y revolución industrial. 1850-1899 (+26 elementos): gracias a
la espectroscopia. 1900-1949 (+13 elementos): gracias a la teoría cuántica antigua y
la mecánica cuántica. 1950-2000 (+17 elementos): elementos "postnucleares" (del nº at. 98 en
adelante) por técnicas de bombardeo. 2001-presente (+4 elementos): por fusión nuclear.
EVALUACIÓN
DE LA LISTA DE QUÍMICOS EMINENTE ORDÉNELOS EN ORDEN
CRONOLÓGICO Y COLOQUE EL APORTE DE 5 DE ESTOS. Valor 50
puntos. • Carl Wilhelm Scheele, 1742-1786 Robert Burns Woodward, 1917-1979
• Frederick Sanger, 1918-2013 Linus Pauling, 1901-1994
• Rudolph A. Marcus, 1923 Glenn T. Seaborg, 1912-1999
• Antoine Lavoisier, 1743-1794 Svante Arrhenius, 1859-1927
• Josiah Willard Gibbs, 1839-1903 Walther Nernst, 1864-1941
• Claude Louis Berthollet, 1748-1822 Marie Curie, 1867-1934
• Jacques Charles, 1746-1823 Humphry Davy, 1778-1829
• Joseph Black, 1728-1799 Jacobus Henricus van 't Hoff, 1852-1911
• Alessandro Volta, 1745-1827 Gilbert N. Lewis, 1875-1946
• Peter Atkins, 1940 Richard Smalley, 1943-2005
• Robert Boyle, 1627-1691 Harold Kroto, 1939
• Joseph Priestley, 1733-1804 Otto Hahn, 1879-1968
• Friedrich August Kekulé von Stradonitz, 1829-1896
• Jöns Jakob Berzelius, 1779-1848 Irving Langmuir, 1881-1957
• Louis Joseph Gay-Lussac, 1778-1850 William Ramsay, 1852-1916
• Justus von Liebig, 1803-1873 Dmitri Mendeleev, 1834-1907
• Elias James Corey, 1928 Stanislao Cannizzaro, 1826-1910
• Louis Pasteur, 1822-1895
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LISTA DE QUÍMICOS SOBRESALIENTES ORDENADADOS EN ORDEN
CRONOLOGICO. Y COLOCA EL APORTE DE LOS QUE SON SEÑALADOS EN EL
DOCUMENTO.
QUIMICOS FECHA APORTES
Robert Boyle
Joseph Black
Joseph Priestley
Georg Brandt
Carl Wilhelm Scheele
Antoine Lavoisier
Alessandro Volta
Jacques Charles
Claude Louis Berthollet
Antonio De Ulloa
Stahl, Axel Fredrik Cronstedt
Joseph Black
Louis Claude Cadet De
Gassicourt
Joseph Black
Henry Cavendish
Carl Wilhelm Scheele
Louis Joseph Gay-Lussac
Humphry Davy
Jöns Jakob Berzelius
Luigi Galvani
Juan José Y Fausto Elhuyar
John Dalton
Justus von Liebig
Louis Pasteur
Stanislao Cannizzaro
J. W. Döbereiner
Friedrich Wöhler Y Justus
Von Liebig
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Dmitri Mendeleev
Josiah Willard Gibbs
Germain Hess
Hermann Kolbe
Ascanio Sobrero
William Thomson (Kelvin)
Louis Pasteur
August Beer
Jacobus Henricus van 't Hoff
William Ramsay
Benjamin Silliman Jr.
Svante Arrhenius
Alexandre-Emile Béguyer De
Chancourtois
John Newlands
Walther Nernst
Marie Curie
Gilbert N. Lewis
Hermann Emil Fischer
Eugene Goldstein.
John Strutt (3erbarón
Rayleigh)
Joseph John Thomson
Alfred Werner
Linus Pauling
Svante Arrhenius
Fritz Haber y Carl Bosch
Albert Einstein
Leo Baekeland
Glenn T. Seaborg
Antonius Van Den Broek
Henry Moseley
Robert Burns Woodward
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Frederick Sanger
Paul Dirac, Junto a
Schrödinger
Richard Smalley
Linus Carl Pauling
Ludwig Boltzmann
Robert A. Holton
Eric Cornell Y Carl Wieman
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EVALUACIÓN
Valor 10 puntos.
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Coloque la letra C ante el concepto CIERTO y letra F ante el concepto
FALSO. Valor 10 puntos. _____La historia de la química abarca un período de tiempo muy amplio, que va desde la
prehistoria hasta el presente.
_____Las civilizaciones antiguas ya usaban tecnologías que demostraban su conocimiento de las
transformaciones de la materia.
_____El fuego fue la primera reacción química controlada por los humanos.
_____El primer metal empleado por los humanos fue la plata.
_____La extracción del oro de sus menas es mucho más difícil que la del hierro y el cobalto.
_____En Egipto se descubrió el recubriendo la superficie con mezclas de
determinados minerales.
_____Las sociedades antiguas no conocieron transformaciones químicas naturales.
_____Los filósofos intentaron racionalizar por qué las diferentes sustancias tenían
diferentes propiedades.
_____La química se define como la búsqueda hermética de la piedra filosofal.
_____Desde el punto de vista antiguo, la alquimia presentaba varios problemas.
SELECCIONE LA RESPUESTA CORRECTA. VALOR 10 PUNTOS.
Fue uno de los pioneros en los estudios sobre la electricidad ____
a. Antoine Lavoisier
b. Alessandro Volta
c. Jöns Jacob Berzelius
12. Postuló que, en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de
dos gases tenían el mismo número de moléculas. ____
a. Amedeo Avogadro
b. Gay-Lussac
c. Humphry Davy.
13. Se enriqueció con el descubrimiento de la dinamita. ____
a. J. W. Döbereiner
b. Josiah Willard Gibbs
c. Alfred Nobel
Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución en el campo de las
disociaciones electrolíticas. ____
a. Svante Arrhenius
b. Hoff Y Arrheniu
c. John Strutt
Organizó un Sistema de clasificación de 20 elementos en el que estos se
congregaban en grupos de tres denominados tríadas. ____
a. Mendeléye
b. Alexandre-Emile Béguyer
c. J. W. Döbereiner
-23-
Formuló el concepto de equilibrio termodinámico en términos de aspectos
teóricos como experimentales de esta ciencia. ____
a. Jacobus Henricus van 't Hoff
b. Josiah Willard Gibbs
c. Ludwig Boltzmann
Descubrió que el nitrógeno que se encontraba en los compuestos químicos
tenía un peso menor que el atmosférico. ____
a. Eugene Goldstein
b. Alfred Werner
c. John Strutt
Inventó la cromatografía. ____
a. Albert Einstein
b. Mikhail Tsvet
c. Carl Bosch
Propuso la idea que los elementos de la tabla periódica se ordenaran según
las cargas positivas ____
a. Antonius Van Den Broek
b. Niels Bohr
c. Pierre Curie
Descubridor del núcleo del átomo. ______
a. Joseph John Thomson
b. Ernest Rutherford
c. Fritz Haber
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.
1. Selected Classic Papers from the History of Chemistry
2. ↑ Bowman DM, Balch JK, Artaxo P et al. «Fire in the Earth system.» Science.
2009;324(5926):481-4. doi:10.1126/science.1163886. PMID 19390038.
Bibcode:2009Sci... 324..481B.
3. ↑ «First chemists», February 13, 1999, New Scientist.
4. ↑ Photos, E., «The Question of Meteorictic versus Smelted Nickel-Rich Iron:
Archaeological Evidence and Experimental Results. » World Archaeology Vol. 20, No.
3, Archaeometallurgy (febrero 1989), pp. 403-421. Versión en línea. Consultado el 8 de
febrero de 2010.
5. ↑ Heskel, Dennis L. (1983). «A Model for the Adoption of Metallurgy in the Ancient
Middle East». Current Anthropology 24 (3): 362-366. doi:10.1086/203007.
6. ↑ Radivojević, Miljana; Rehren, Thilo; Pernicka, Ernst; Šljivar, Dušan; Brauns, Michael;
Borić, Dušan (2010). «On the origins of extractive metallurgy: New evidence from
Europe». Journal of Archaeological Science 37 (11): 2775. doi:10.1016/j.jas.2010.06.012.
-24-
7. ↑ Neolithic Vinca was a metallurgical culture Archivado el 19 de septiembre de 2017 en
la Wayback Machine. Stonepages from news sources November 2007
8. ↑ Margueron, 2002, «Las primeras utilizaciones de los metales».
9. ↑ Archaeomineralogy, p. 164. George Robert Rapp, Springer, 2002.
10. ↑ Understanding materials science, p. 125., Rolf E. Hummel, Springer, 2004.
11. ↑ Akanuma, H. (2005). «The significance of the composition of excavated iron fragments
taken from Stratum III at the site of Kaman-Kalehöyük, Turkey». Anatolian
Archaeological Studies 14: 147-158.
-25-
Guía # 2
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTO
Indicaciones Generales A través de este escrito intentamos darte los datos más relevantes sobre la tabla periódica de los
elementos y del desarrollo de esta ciencia a lo largo de nuestros días. El contenido expuesto está
planteado como un método de auto instrucción, por lo tanto, le recomendable leer bien el tema,
para luego hacer las actividades propuestas.
Al terminar la práctica de cada tarea diseñada, compare sus resultados con la información
suministrada de las mismas en la parte de atrás. Si no obtiene resultados satisfactorios vuelva
a leer mediante la técnica del estudio del E.P.L.R. (examine, pregúntese, lea, repita). Es
recomendable entender y dominar cada actividad antes de pasar a la siguiente.
Para los que tienen la oportunidad de conectarse a la plataforma, se les recomienda seguir las
precitadas indicaciones ya que las actividades serán discutidas en el primer periodo de clase y en
el segundo se evaluarán los conocimientos mediante una prueba, formativa.
Objetivos Generales Describir los aportes de los principales científicos en el diseño de la tabla periódica.
Clasificar los elementos en base a su posición en la tabla periódica.
Objetivos Específicos Deducir los antecedentes históricos los aportes que permitieron el desarrollo de la tabla
periódica actual. Ubica los elementos de acuerdo con sus características en la tabla periódica.
Analiza las características particulares de cada grupo o familia de la tabla periódica.
Indicadores de Logros. Deduce de los antecedentes históricos los aportes que permitieron el desarrollo de la tabla
periódica actual.
Ubica los elementos de acuerdo con sus características en la tabla periódica.
Analiza las características particulares de cada grupo o familia de la tabla periódica.
-26-
SABERES PREVIOS
Menciona el nombre de por lo menos 5 científicos que hicieron aparte para el desarrollo de
la química. Valor 6 puntos
Nombre Aporte
______________________________ ________________________________
________________________________
______________________________ ________________________________
________________________
______________________ ________________________
________________________
2. Mencione tres aplicaciones de la química en nuestra vida cotidiana (recuerde las
curiosidades) 3 puntos.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_________________________________________________________________
Cuantos elementos se descubrieron en 1800-1849: ________
En el presente se ha descubierto _____ elementos.
En 1850-1899 se descubrieron _____ elementos.
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
ANTECEDENTES HISTÓRICOS
Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a clasificar los elementos conocidos de acuerdo a
similitudes en sus propiedades físicas y químicas. El final de esos estudios generó la Tabla
Periódica Moderna que conocemos. Presentamos de manera gráfica la línea del tiempo de la tabla
periódica.
-27-
LÍNEA DE TIEMPO
se contaba con una gran cantidad de
elementos agrupados, hablando de
aproximadamente 20 grupos o mejor
conocidos como tríadas.
1817
1850
1862
1869
1869
1875
1886
Döbereiner. Chancourtois yNewlands
Mendeleïev
Meyer
nueva premisa y es aquella que
hace referencia a que se puede
apreciar una periodicidad entre los
elementos que se enfoca en el
volumen atómico de cada uno
se puede establecer
entonces que los
elementos faltantes si
guardaban propiedades
similares a las que el
químico había.
establece una relación entre la
masa atómica y las propiedades
de los elementos.
surgen avances en cuanto a la composición
de los elementos que conforman la materia,
es así como Chancourtois demuestra que
existe una periodicidad entre diferentes
elementos.
clasificación de elementos a partir
de las masas atómicas, las cuales
presentaban una periodicidad con
respecto a las propiedades con las
que contaban los elementos.
debido a que en la
época se presentaban
dificultades para
determinar la masa
atómica con exactitud.
-28-
TABLA PERIÓDICA MODERNA
Todos los avances que te hemos mencionado fueron fundamentales para el establecimiento
de la tabla periódica moderna, pues cada uno de los químicos dio un aporte significativo para
la definición de esta. Aunque pueda parecer que la información que has leído ocurrió hace
unos cuantos años, pues debes saber que existe una historia sobre la tabla periódica mucho
más amplia, la cual se remonta a muchos siglos atrás.
Hay escritos donde se muestra que incluso desde años antes de Cristo, las personas mostraban
interés por conocer la composición de diferentes cosas, específicamente de la materia. Es
así como se guardan registros donde se hace mención de que Tales de Mileto, realizó la
afirmación de que todo lo que nos rodea estaba compuesto principalmente por agua, la cual
en conjunto con otros elementos o sustancias podía solidificarse o tomar un aspecto diferente.
Sin embargo, más adelante, otros interesados en el tema establecieron diferencias con
respecto a esa teoría, alegando que la materia podría estar compuesta principalmente por
otros elementos, como por ejemplo el aire o el fuego.
Es así como más adelante Empédocles se basó en estas teorías para proponer otras más
nuevas, donde se dice que la materia estaba compuesta principalmente por agua, tierra, fuego
y aire. Él definía que estos elementos eran los principales en el establecimiento de las
diferentes sustancias que se podían encontrar en el mundo.
-29-
La historia de la tabla periódica puede resultar un poco extensa, pero para quienes se interesan
por esta rama de la ciencia y desean seguir explorando sobre la misma, resulta realmente
fascinante.
DESCRIPCIÓN DE LA 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), por su configuración de
electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas,
como elementos con comportamiento similar en la misma columna. Por otro lado, las
propiedades periódicas te dicen cuántos electrones tiene el átomo y en qué niveles de energía
se ubican. En la tabla periódica los elementos están organizados de menor a mayor cantidad
de electrones en su estado neutro.
Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han encontrado en cantidades
pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza. Los
elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios.
Allí también se produjeron numerosos radioisótopos sintéticos de elementos presentes en la
naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados, pero
actualmente no. La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números
atómicos más altos continúa.
TABLA PERIÓDICA MODERNA, CON 18 COLUMNAS
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. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener
relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos
nuevos todavía no descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil
para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras
ciencias.
-30-
Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue
ampliamente reconocida. La desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades
de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades
químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento
a partir de las propiedades físicas de los átomos. Mendeléyev también pronosticó algunas
propiedades de elementos entonces desconocidos que anticipó que ocuparían los lugares
vacíos en su tabla. Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran
correctas cuando se descubrieron los elementos en cuestión.
CARACTERÍSTICAS DE LOS GRUPOS Y PERIODOS
La tabla periódica es una herramienta súper útil que contiene de manera organizada los
elementos químicos de acuerdo con sus propiedades más básicas. El principal orden de los
elementos corresponde al incremento del número atómico y la similitud de sus propiedades.
Es por ello, que desde la antigüedad se han clasificado estos elementos de una manera
coherente y práctica, para poder ubicar de manera rápida y eficaz cada uno de ellos, cada vez
que sea necesario. A continuación, te explicaremos la clasificación de la tabla periódica.
-31-
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA
El procedimiento que se ha venido empleando para clasificar los elementos en la tabla
periódica, según el número atómico y demás propiedades, permitió establecer 7
renglones horizontales que son conocidos como períodos.
Estos periodos corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de energía atómica: K, L,
M, N, O, P, Q. Se disponen en forma horizontal. Así mismo, las columnas verticales que se
observan se conocen como grupos: I, II, III, IV, IV, VI, VII y VIII. Buscando que los
elementos con propiedades semejantes se ubicaran unos debajo de otros, cada uno de los
grupos se dividió en 2 subgrupos, que se denotan con la letra A y B.
Finalmente se puede observar en la tabla el grupo “O”, el cual es un grupo que se encuentra
aparte conteniendo los gases nobles. Estos gases tienen en común que su última capa orbital
se encuentra llena, es decir, sin electrones desapareados, lo cual limita su reactividad y se
conocen como los elementos más estables de la tabla periódica.
Con la tabla periódica se pueden determinar las siguientes propiedades para cada elemento:
• Número atómico.
• Masa atómica.
• Símbolo.
• Actividad Química.
• Características del elemento por su grupo y período.
• Tipo o forma del elemento (gas, líquido, sólido, metal o no metal)
-32-
GRUPOS DE LA TABLA PERIÓDICA
Como ya lo mencionamos al inicio, las
columnas verticales de la tabla reciben el
nombre de grupos. De tal manera que
existen dieciocho grupos. Es necesario
destacar que los elementos que se sitúan
en dos filas fuera de la tabla pertenecen
al grupo 3. Lo que hace que, en un
grupo, las propiedades químicas de los
elementos sean muy similares, es que
todos tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas de valencia. Esto
puede observarse a detalle por ejemplo en la configuración electrónica de los elementos del
primer grupo, el grupo 1 o metales alcalinos:
Es por esto por lo que todos los elementos que pertenecen a este grupo tienen la
misma valencia (+1) atómica, con características o propiedades similares entre sí.
Los elementos que se encuentran en el último grupo de la derecha o el grupo “O” son
los gases nobles, los cuales como ya explicamos, tienen lleno su último nivel de energía
(regla del octeto) y son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la IUPAC los grupos
de la tabla periódica son:
• Grupo 1 (I A): los metales alcalinos.
Elemento Símbolo Última capa
Hidrógeno H 1s1
Litio Li 2 s1
Sodio Na 3 s1
Potasio K 4 s1
Rubidio Rb 5 s1
Cesio Cs 6 s1
Francio Fr 7 s1
-33-
• Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.
• Grupo 3 (III B): Familia del Escandio.
• Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio.
• Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio.
• Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo.
• Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso.
• Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro.
• Grupo 9 (VIII B): Familia del Cobalto.
• Grupo 10 (VIII B): Familia del Níquel.
• Grupo 11 (I B): Familia del Cobre.
• Grupo 12 (II B): Familia del Zinc.
• Grupo 13 (III A): los térreos.
• Grupo 14 (IV A): los carbonoideos.
• Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos.
• Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos.
• Grupo 17 (VII A): los halógenos.
• Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.
PERÍODOS DE LA TABLA PERIÓDICA
Las filas horizontales de la tabla periódica son
llamadas períodos. Los elementos que forman
una misma fila poseen propiedades diferentes,
pero masas similares, en este caso todos los
elementos de un período tienen el mismo
número de orbitales.
Entonces cada elemento está colocado de
acuerdo con su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos elementos
el hidrógeno y el helio, ambos poseen sólo el orbital 1s.
En este mismo orden el segundo y tercer periodo tienen ocho elementos cada uno, el cuarto
y quinto periodos tienen dieciocho, el sexto y séptimo periodos tienen treinta y
dos elementos.
-34-
Cabe destacar que los dos últimos periodos tienen catorce elementos que se encuentran
separados, para no hacer muy larga la tabla. También es importante que sepas que el periodo
que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica, por lo tanto, un elemento
con cinco capas electrónicas se encontrará ubicado en el quinto periodo.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
PERIÓDICA. En términos generales los elementos gracias a esta clasificación de la tabla periódica se
dividen en tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales. Que al mismo tiempo
se dividen en grupos más pequeños:
• Metales: alcalinos, alcalinotérreos, metales de transición, metales postransicionales,
lantánidos, actínidos.
• No metales: halógenos, gases nobles
-35-
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA
-
TABLA PERIÓDICA
METALES
ALCALINOS ACTÍNIDOSMETALES DE TRANSICIÓN
METALES
POSTRANCISIONALES LANTÁNIDOSALCALINOSTÉRREOS
NO METALES
HALÓGENOSGASES
NOBLES
Son los elementos del grupo 1, se incluyen desde el Litio (Li) hasta el Francio (Fr).
Los metales alcalinotérreos se encuentran en el grupo 2, desde el berilio (Be) hasta el radio (Ra).
Se ubican en el centro de la tabla periódica, específicamente en el bloque “d”
Son elementos con características metálicas moderadas, ya que pueden ser más blandos o relativamente peores conductores.
Forman parte del grupo 6. Estos elementos son llamados tierras raras debido a que se encuentran en forma de óxidos.
Grupo de elementos químicos cuyo número atómico está compuesto por 89 y 103, son metales pesados y radioactivos.
Son elementos no metálicos que se encuentran en el grupo 17 de la tabla periódica.
Se encuentran en el grupo 18. Su característica principal es que son gaseosos en condiciones normales de presión y temperatura.
-36-
Actividades Didácticas de Aprendizaje.
Inicio:
Contesta las preguntas con ayuda de la tabla periódica. Sólo utiliza los elementos
DESARROLLO,
Una vez leído el contenido del presente documento usted será capaz de valorar la
importancia de los elementos químicos como componentes indispensables para la vida y de
reconocer el trabajo desarrollado por los científicos en la confección de la tabla periódica.
Por lo tanto, es necesario desarrollar las actividades de cierre y validad sus respuestas.
-37-
CIERRE, En la siguiente tabla identifique mediante flechas los grupos, los periodos y coloque los
nombres de las siguientes familias: Alcalinos, Alcalinotérreos, Halógenos y Gases nobles.
Utilice los colores, rojo para los Alcalinos, amarillo para los alcalinotérreos, verde para los
halógenos y naranja para los gases nobles.
Evaluación,
Resolver:
¿Cuántos y que elementos pertenecen a los 7 periodos de la tabla Periódica?
¿Cuántos elementos pertenecen a los grupos A y B de la tabla Periódica?
Indique el parecido químico a cada uno de los grupos de elementos:
Litio, potasio, francio. Valor 5 puntos
Con la ayuda de la tabla periódica clasifica los siguientes elementos en: Metal alcalino,
metal alcalinotérreo, metal de transición, metaloide, no metal, halógeno, gas noble,
lantánido y actínido.
a. Aluminio j. Hidrógeno s. Yodo
b. Azufre k. Hierro t. Zinc
c. Calcio l. Indio u. Zirconio
d. Cerio m. Kriptón v. Manganeso
e. Einstenio n. Neodimio w. Carbono
f. Escandio o. Neón x. Argon
g. Flúor p. Oxigeno y. Oro
h. Francio q. Potasio z. Cobre
i. Germanio r. Radón
-38-
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
METALES NO METALES
Metal
Alcalinos
Metal
Alcalinotérreos
Metal de
Transición
Metaloide lantánido actínido Halógeno Gases Noble
-39-
-40-
BIBIOGRAFÍA
1. What is the purpose of the periodic table? Recuperado de reference.com
2. How to use a periodic table (2017) Recuperado de thoughtco.com
3. How are the elements of the periodic table organized? Recuperado de reference.com
4. Periodic table. Recuperado de wikipeda.org
5. Why is the periodic table useful? Recuperado de reference.com
6. POR Francia Robles BIBLIOGRAFIA
7. https://tablaperiodica.me/grupos-yperiodos/
8. http://astridcardosoc.blogspot.com/p/qumica-10.html
-41-
Guía #3
PROPIEDADES PERIODICAS
Indicaciones Generales
A través de este escrito intentamos darte los datos más relevantes sobre las propiedades de la
tabla periódica y del desarrollo de esta ciencia a lo largo de nuestros días. El contenido
expuesto está planteado como un método de auto instrucción, por lo tanto, le recomendable
leer bien el tema, para luego hacer las actividades propuestas.
Al terminar la práctica de cada tarea diseñada, compare sus resultados con la información
suministrada de las mismas en la parte de atrás. Si no obtiene resultados satisfactorios vuelva
a leer mediante la técnica del estudio del E.P.L.R. (examine, pregúntese, lea, repita). Es
recomendable entender y dominar cada actividad antes de pasar a la siguiente.
Para los que tienen la oportunidad de conectarse a la plataforma, se les recomienda seguir las
precitadas indicaciones ya que las actividades serán discutidas en el primer periodo de clase
y en el segundo se evaluarán los conocimientos mediante una prueba, formativa.
Objetivos Generales
• Identificar las tendencias de las propiedades periódicas considerando los grupos y
periodos.
• Conocer cómo se clasifican los elementos en la tabla periódica.
• Identificar los elementos según su grupo y periodo al cual pertenece.
Objetivos Específicos
• Conocer las propiedades y el comportamiento de los elementos de la tabla periódica.
• Caracterizar los elementos químicos según sus propiedades.
• Familiarizarse con las propiedades y el comportamiento de los elementos de la tabla
periódica.
-42-
Indicadores de Logros.
Establece las tendencias de las propiedades periódicas considerando los grupos y
periodos.
SABERES PREVIOS
Tomando como base la ley periódica
Esta ley es la base de la clasificación de la tabla periódica completa, pues mediante ella es la
que establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de
manera sistemática mientras que incrementa el número atómico. Es por esta razón que
todos los elementos de un mismo grupo presentan una gran similitud, al mismo tiempo que
difieren de los elementos que se encuentran en los otros grupos. En este sentido contesta las
siguientes preguntas tomando en cuenta si hay o no similitud entre los siguientes elementos:
(Conteste si o no porque)
El Br y C. ________, ___________________________________________________
El Ca y Mg ________. _____________________________________________________
El H y K _________ ______________________________________________________
El O y N _________ ______________________________________________________
El H y He _________ ______________________________________________________
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
La tabla periódica es un esquema en el que representan los elementos químicos de acuerdo
con un criterio: el número atómico. Los elementos químicos se ubican en la tabla periódica
dispuestos en grupos y períodos. Tanto en los grupos como en los períodos comparten ciertas
características físicoquímicas. La ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica
depende de su número atómico. Se ubican por número atómico creciente y las propiedades
que presentan se relacionan con ese número. Entonces, al mirar la ubicación de un elemento
en la tabla, ya sea en un grupo (división vertical) o en un período (división horizontal), es
posible predecir sus propiedades físicas y químicas, así como su comportamiento químico.
Las propiedades periódicas de los elementos son las características que tienen los elementos
y que varían en forma secuencial por grupos y períodos. Algunas de esas propiedades son:
-43-
radio atómico, potencial de ionización, electronegatividad, estructura electrónica, afinidad
electrónica, valencia iónica, carácter metálico.
Estructura electrónica: es la distribución de los electrones del átomo en los diferentes
niveles y subniveles de energía. Todos los elementos de un período tienen sus electrones más
externos en el mismo nivel de energía. Los elementos de un grupo comparten la
configuración electrónica externa teniendo, por lo tanto, propiedades químicas semejantes.
Electronegatividad: es la tendencia que tiene un elemento de atraer los electrones de enlace
de otros elementos. En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta en los periodos de
izquierda a derecha y los grupos, de abajo hacia arriba. Estará, pues, íntimamente relacionada
con la energía de ionización y con la afinidad electrónica.
-44-
Cuanto más a la derecha y arriba de la tabla periódica se encuentre el elemento, más
electronegativo será. Teniendo en cuenta esta premisa, el Flúor será más electronegativo
que el Bario.
Radio atómico: los electrones se ubican en diferentes niveles alrededor del núcleo y el radio
atómico es la distancia, más probable, que existe entre los electrones de la última capa y el
núcleo. La expresión probable se debe a que los electrones no describen órbitas cerradas.
Disminuye a lo largo del periodo y aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo de la
tabla.
Potencial de ionización: es la energía necesaria para quitar un electrón a un átomo neutro,
convirtiéndolo en un catión. Depende de la energía con la que el elemento en cuestión atraiga
a sus electrones. En un grupo, el valor disminuye de arriba hacia abajo. En un período,
aumenta desde la izquierda hacia la derecha.
-45-
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón
para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba
ACTIVIDADES DIDÁCTICAS DE APRENDIZAJE.
INICIO:
En la siguiente sopa de letra encontraras 10 palabras relacionados con
el tema y defínelas.
-46-
DESARROLLO,
Una vez leído el contenido del presente documento usted será capaz de identifica las
propiedades y el comportamiento de los elementos de la tabla periódica, podrá hacer
inferencias del comportamiento de los elementos según su grupo y periodo al cual
pertenece. Estos conocimientos los pondrán en práctica desarrollando las actividades
propuestas.
-47-
CIERRE,
-48-
EVALUACIÓN,
EN EL SIGUIENTE DIAGRAMA COLOQUE LAS
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTO DE
ACUERDO COMO AUMENTAN O DISMINUYAN EN LOS
GRUPOS Y PERIODOS. (Utilice Flechas) Valor 8 puntos.
Responda las siguientes interrogantes.
Explica la relación que existe entre la tabla periódica y las propiedades periódicas.
1. Establezca las diferencias entre grupos y periodos.
2. ¿Qué tienen en común los elementos que comparten un grupo y un periodo?
3. ¿Qué son las propiedades periódicas de los elementos?
BIBLIOGRAFÍA
1. Bragg, W. L. (1920). «The arrangement of atoms in crystals». Philosophical
Magazine. 6 40 (236): 169-189. doi:10.1080/14786440808636111.
2. http// fisicayquimicavarques.com
3. http//contenidos. educarex.ex
4. http:/www.wikipedia.com/
5. LIBRO: Estructura Atómica y Enlace Atómico, Autor: Jaume Cesabó i gispert,
Editorial: Reverte, S.A.
LIBRO: Fundamentos de Química, Autor: Ralph A. Burns, Editorial: Pearson Educación
-49-
GUIA # 4
LOS NUMEROS CUANTICOS
Indicaciones Generales
A través de este escrito intentamos darte los datos más relevantes sobre los números cuánticos
y la configuración electrónica y como el conocimiento de estos conceptos y ecuaciones han
contribuido al desarrollo de la Química a lo largo de nuestros días. El contenido expuesto
está planteado como un método de auto instrucción, por lo tanto, es recomendable leer bien
el tema, para luego hacer las actividades propuestas.
Al terminar la práctica de cada tarea diseñada, compare sus resultados con la información
suministrada de las mismas en la parte de atrás. Si no obtiene resultados satisfactorios vuelva
a leer mediante la técnica del estudio del E.P.L.R. (examine, pregúntese, lea, repita). Es
recomendable entender y dominar cada actividad antes de pasar a la siguiente.
Para los que tienen la oportunidad de conectarse a la plataforma, se les recomienda seguir las
precitadas indicaciones ya que las actividades serán discutidas en el primer periodo de clase
y en el segundo se evaluarán los conocimientos mediante una prueba, formativa.
Objetivo General
Identifica, analiza y evalúa las aplicaciones e implicaciones de la química en la vida
• cotidiana según su evolución y su relación con otras ciencias.
Objetivo Especifico
• Describir al electrón de un átomo a partir de la información suministrada por sus
números cuánticos.
• Vincular los números cuánticos con el acomodo de los elementos en la tabla
periódica y su comportamiento en las reacciones químicas.
Indicadores de logrosDiscute y relaciona la ubicación de los elementos en la tabla periódica
por su configuración y propiedades físicas químicas.
-50-
• Desarrolla problemas donde distinga los diferentes números cuánticos de los
elementos en base a su ubicación en la tabla periódica.
Antes de iniciar con el tema de estudio que nos corresponde en esta sección, imagina un recinto
escolar de tres plantas, tres pabellones y en cada pabellón una serie de salones. En determinado
momento, el director escolar requiere localizar a un estudiante y solo sabe que se encuentra en el
salón 3-2-6. La numeración del aula significa 3 es el piso, 2 es el pabellón y 6 es el aula. Al observar
dentro de dicho salón se encuentra 35 alumnos dispuestos en 5 columnas y 7 filas frente al tablero.
¿Cuál de todos será el estudiante que repentinamente busca el director del colegio? Seguidamente,
conocerás acerca de unos conceptos que intentan explicar aún más la estructura del átomo, más
específicamente, de la nube de electrones que gira en torno al núcleo. Te invitamos a leer
detenidamente y prestar mucha atención a las explicaciones que se facilitan en cada segmento del
tema, a fin de ir consolidando tu base de conocimientos acerca del átomo, los cuales te ayudarán a
comprender otros temas del fascinante mundo de la química.
Los números cuánticos son las expresiones matemáticas de las teorías atómicas de energía
modernas que indican el estado de energía del electrón de un átomo. Estos números caracterizan a
cada electrón y son cuatros.
Numero cuántico Principal (n): determina el nivel de energía en que se encuentra localizado el
electrón, es decir, la distancia del electrón al núcleo. Puede ser un numero entero positivo y, en
ocasiones, suele designarse mediante letras mayúsculas de nuestro alfabeto.
posición La en que se ubican los elementos horizontalmente en la tabla periódica (periodos)
está en relación directa con la cantidad de niveles de energía que tiene cada uno de los mismos
en torno a su núcleo y en la actualidad se conocen átomos de elementos hasta un máximo de
7 niveles de energía.
-51-
Por ejemplo el magnesio se encuentra en la tercera fila de la tabla (tercer periodo) , por ende
posee 3 niveles de energía en torno a su núcleo; en cambio , la plata esta en la quinta fila
(Quinto periodo) por lo tanto alrededor de su núcleo hay 5 niveles de energía . Anímate y
localiza horizontalmente en tu tabla periódica los elementos Francio y Bromo. ¿Cuántos
niveles de energía hay en torno al núcleo del átomo de Francio? _______ ¿Cuántos niveles
de energía hay en torno al núcleo del átomo de Bromo ¿_______
Es importante recordar que los electrones giran en torno al núcleo del átomo describiendo niveles
crecientes de energía, tal como lo representa la figura 13, siendo los electrones más externos los más
energéticos, los que determinan el comportamiento de los átomos en las reacciones químicas. Para
poder saber la capacidad máxima de electrones que puede existir en cada nivel de energía, aplicamos
la fórmula 2n2, como puede observarse en el ejemplo que se propone a continuación:
Número cuántico secundario o azimutal (l): indica la situación del electrón dentro de esos
niveles de energía (subniveles) y la forma del orbital para dicho electrón. Los subniveles
energéticos suelen designarse con letras minúsculas de nuestro alfabeto y cada uno de ellos
adoptan valores que se calculan con la expresión l = n -1 como se muestra a continuación en
la tabla No. 1.
Tabla No. 1
Nivel de
energía
1 2 3 4
Valor de l 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3
Subnivel S s, p s, p, d s, p, d, f
Ejemplo No. 1: ¿Cuál es la capacidad máxima de electrones para un
primer nivel de energía? Solución: al aplicar 2n2 y reemplazar por
el valor de n = 1, tenemos: 2(1)2 = 2(1) = 2 e- máximo de electrones
permitido para el primer nivel de energía.
Ejemplo No. 2: Determina la cantidad máxima de
electrones permitida para el cuarto nivel de energía?
-52-
En síntesis, el recuadro indica que, para un primer nivel de energía, n = 1, al aplicar la
expresión l = n – 1, el subnivel adopta un valor igual a 0 y se denomina s. Este será el único
subnivel permitido para el primer nivel de energía. Para un segundo nivel, n = 2, y aplicar la
expresión l = n – 1, el subnivel adopta un valor l = 1 y se denomina p. Esto es indicativo de
que el segundo nivel de energía permite dos subniveles, el s y el p. Para el tercer nivel, n =
3, aplicada la expresión l = n – 1, el valor que adopta el subnivel es l = 2 y se denomina d.
Podemos afirmar que, para el tercer nivel de energía, hay 3 subniveles permitidos, el s, el p
y el d.
Finalmente, para el cuarto nivel, n = 4, si aplicamos la expresión l = n – 1, el valor que adopta
el subnivel es l= 3 y se denomina f. Esto nos indica que, para este cuarto nivel energético,
son permitidos los 4 subniveles de energía; s, p, d, f.
Un recurso nemotécnico que puedes emplear para recordar los valores que adoptan los
subniveles es haciendo un puño con una de tus manos, lo que equivale a cero (subnivel s);
cuando con tu dedo índice señalas el número 1 (será subnivel p), con tus dedos indicando el
número 2 (será subnivel d) y cuando con tus dedos señalas el número 3 (será subnivel f). Es
importante señalar que los elementos conforman bloques en la tabla periódica y que esta
localización está en relación directa con los subniveles de energía de la configuración externa
de los átomos: las dos primeras columnas y el elemento helio (bloque s), las seis últimas,
excepto el helio (bloque p), las 10 columnas centrales (bloque d) y las dos filas inferiores
(bloque f).
Ejemplo No. 3: ¿Te animas a calcular los valores que
adopta l para n = 5; n = 6 y n = 7? Solución: Definitivamente
que, a mayor número de niveles de energía, mayor será la
cantidad de electrones que en teoría pueden existir y por
ende mayor cantidad de subniveles de los ya descritos en
el párrafo anterior. Lo que es importante señalar es que,
independientemente de los valores que obtengas para
estos 3 niveles más lejanos del núcleo atómico, solo se
conocen átomos de elementos hasta con un máximo de 4
subniveles.
-53-
Número cuántico magnético (ml): representa la orientación de los orbitales electrónicos en el espacio
sometido a un campo magnético. Estos orbitales, al tratarse de regiones de la nube electrónica que
rodea al núcleo en donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, adoptan formas en el
espacio tridimensional, como podemos observar en la figura 14, ya que cada orbital de un subnivel
dado es equivalente en energía. Para calcular la cantidad de orbitales por subnivel podemos aplicar la
fórmula ml = 2 l + 1 como vemos en la siguiente tabla. Estos orbitales adoptan valores que van de –
l hasta + l.
Tabla No. 2
Subnivel s p d F
Valor de l 0 1 2 3
Cantidad de
orbitales
1 3 5 7
Valores para cada
orbital
0 -1, 0 , +1 -2,-1,0,+1,-+2 -3,-2,-
1,0,+1,+2,+3
Capacidad
máxima de
electrones
2 6 10 14
A manera de que puedas comprender los valores que aparecen en la tabla No. 2, aplicamos la fórmula
2 l + 1 para calcular la cantidad de orbitales para cada subnivel. En el caso del subnivel s, hay que
-54-
recordar que l tiene un valor de cero el que al multiplicarse por el 2 de la fórmula y sumarle el uno,
nos da 1 orbital. A continuación, puedes realizar los cálculos para los subniveles p, d, f y verificar la
cantidad de orbitales que aparece descrita en la tabla. Finalmente, en cuanto a la capacidad máxima
de electrones, se multiplica por 2 la cantidad de orbitales para cada subnivel, ya que cada orbital
puede contener un máximo de dos electrones. En la figura 15, se resume todo lo expuesto en la tabla
y el párrafo anterior.
También es importante señalar que “los electrones permanecen sin aparear en orbitales de
igual energía hasta que cada uno posea por lo menos un electrón”: Regla de máxima
multiplicidad de Hund.
-55-
En la figura 16 vemos la representación mediante diagramas orbitales y el modo de como
llenarlos de acuerdo a la regla de máxima multiplicidad de Hund. Como podemos apreciar,
todos presentan un orbital s lleno, y de un modo correcto según esta regla (los dos electrones
apareados y girando en sentido contrario) y 3 orbitales p incompletos, en el primero de ellos,
los electrones se van colocando uno a uno en cada orbital, todos girando en un mismo sentido
y al ir apareando los electrones en cada orbital, como en el tercer caso, se van colocando los
mismos en sentido opuesto. En contraparte, también se presentan dos diagramas de orbitales
que se han ido llenando de forma incorrecta, como en el segundo caso que todos los
electrones deben ir en un mismo sentido hasta tanto no haya pares en cada orbital y si los
hay, estos deben girar en sentidos opuestos, como vemos en el cuarto caso que aparece
también de manera incorrecta.
Número cuántico spin o de giro: (ms): describe la rotación del electrón sobre su eje en los
orbitales que ocupa. El spin puede tomar uno de estos valores: ms = + ½ o ms = - ½. Esto se
explica a partir del Principio de exclusión de Pauli que señala que “dos electrones del mismo
átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos, por lo menos uno debe ser
diferente”.
m m
-1 0 +1 -1 0 +1
1S 2S 2P 1S 2S 2P
La figura 17 y la figura 18 representan los diagramas de orbitales para los electrones que
ocupan uno de los orbitales p del segundo nivel de energía de un átomo: los electrones 2p1 y
2p4 respectivamente. En el caso de la figura 17, la flecha que apunta hacia arriba, la cual
representa un electrón se interpreta así: el coeficiente 2 indica el nivel de energía o número
cuántico principal n. La letra p indica el subnivel de energía que describe dicho electrón.
Debemos recordar que, para este subnivel, el valor de l es igual a uno. Adicional a esto, el
subnivel p admite 3 orbitales que adoptan valores que van de -l hasta +l, en este caso de -1
hasta +1. Observa la posición que ocupa el electrón en el orbital, se encuentra en el orbital -
1 y apuntando hacia arriba designamos su spin o giro como +1/2. Finalmente, la combinación
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de números cuánticos para el electrón 2p1 es: n=2, l =1, ml=-1, ms=+1/2 En cambio, para la
figura 18, el electrón 2p4, que ocupa el mismo orbital explicado en el ejemplo de la figura 5,
se representa dibujando una flecha que apunta hacia abajo. Igual que el caso anterior, el
coeficiente 2 indica el nivel de energía (n). La letra p indica el subnivel, el que adopta el valor
l = 1 y cuyos 3 orbitales adquieren valores que van de -1 hasta +1, es decir, de -1 hasta +1
Si observamos la posición que ocupa el electrón 2p4 en su orbital, nos damos cuenta de que
al igual que el ejemplo anterior, también se encuentra en el orbital -1 solo que apuntando
hacia abajo, por lo tanto, designamos su spin o giro como -1/2. La combinación de números
cuánticos para el electrón 2p4 será: n=2, l =1, ml=-1, ms=-1/2 Si comparamos ambas
combinaciones de números cuánticos, podemos comprobar lo propuesto en el principio de
exclusión de Pauli, que indica que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los 4
número s cuánticos iguales, al menos uno de ellos debe ser diferente, y generalmente es el
spin el que hace la diferencia
Ejemplo No. 1: Escriba las combinaciones de 4 números cuánticos para
el electrón 5p5. Para identificar el número cuántico principal n, debes
fijarte en el coeficiente de la notación electrónica. En este caso, n =5
Para dar valor al número cuántico secundario, observa la letra
minúscula en la notación electrónica, este es el subnivel y en la tabla
No. 2 aparece el valor que adopta, el cual, para nuestro ejemplo será l
= 1. El exponente de la notación electrónica indica la cantidad de
flechas (electrones) que debes dibujar en los orbitales según el
subnivel. La cantidad de orbitales por subnivel siempre es impar y en
la tabla No. 2 puedes observarlo. Como nuestro ejemplo es el subnivel
p, dibujas un rectángulo dividido en 3 recuadros similares y asignas
valores que van de -1 hasta +1, y como el exponente indica 5, vas
colocando flechas o medias flechas, una por orbital todas apuntando
hacia arriba y cuando ya todas contengan su electrón, comienzas
desde el primer orbital, con las flechas apuntando hacia abajo, hasta
llegar a la cifra que indica el exponente de la notación electrónica.
Como el quinto electrón se ubica en el orbital 0; ese será el valor del
número cuántico magnético, ml, y al apuntar hacia abajo su spin o giro
será ms = -1/2. Finalmente, la combinación de números cuánticos para
el electrón 5p5 será: (5,1,0,-1/2).
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Actividad No. 4: Escriba la combinación de números cuánticos para las siguientes notaciones
electrónicas.
3d5
5s1
5f8
4p3
Actividad No. 5: Dadas las siguientes combinaciones de números cuánticos, determine los
electrones.
(3, 1, +1, -1/2)
(6, 3, 0, +1/2)
(4, 2, -2, +1/2)
(2, 0, 0, +1/2)
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Objetivo Especifico
1. Describir el orden creciente de energía en torno al núcleo de los átomos de los elementos.
2. Realizar la configuración electrónica de los elementos apoyados en el principio de Aufbau.
Ejemplo No. 2: Dada la combinación de números cuánticos: (4, 0, 0, -1/2), determine el electrón.
Cuando nos facilitan la combinación de números cuánticos y se desea saber de qué electrón se
trata, el orden en que aparece la combinación es, respectivamente, n, l, ml y ms. Para nuestro
ejemplo, el primer dígito, el 4, es el número cuántico principal (n=4) el cual será el coeficiente de
la notación del electrón desconocido. El segundo dígito, el cero, es el subnivel (l= 0), puedes
consultar la tabla 1 o si aplicas la nemotecnia con tu mano, el puño cerrado que equivale a cero,
se trata entonces del subnivel s. Para dibujar la cantidad de orbitales, consultas la tabla 2 o
recuerdas la cifra 1357. El dígito 1 indica la cantidad de orbitales para el subnivel s, por tanto
dibujas un solo cuadro el que adopta el único valor posible para este subnivel que es ml = 0, y al
observar el cuarto dígito en la combinación, el mismo aparece con signo negativo, lo que indica
que se trata del electrón representado por la flecha que apunta hacia abajo, y si este electrón existe
en un orbital, también existe el electrón anterior, en este caso el que la flecha apunta hacia arriba,
el que tiene spin o giro positivo por lo tanto hay 2 electrones en el orbital, por lo tanto el electrón
desconocido se trata del electrón 4s 2 .
-58-
La configuración electrónica es la forma en que los electrones están dispuestos en el átomo y
pueden describirse utilizando la notación electrónica y los diagramas orbitales. Dado que los
electrones de un átomo no excitado (átomo neutro) tienden a ocupar las posiciones de energía más
bajas disponibles, es importante considerar el orden de la energía creciente de los subniveles:
Principio de Aufbau.
Ejemplo No. 1: Realicemos la configuración electrónica del aluminio. 2713Al tiene 13
p+ , 13 e- , 14 no Los protones y neutrones están localizados en el núcleo. Los
electrones giran en torno a ese núcleo describiendo niveles de energía. Para configurar
o distribuir estos electrones, aplicaremos el principio de Aufbau que se presenta en la
figura No. 19. Comenzamos con la primera flecha (la flecha superior) y escribimos la
notación que allí aparece y vamos sumando los exponentes hasta llegar a 13 que es la
cantidad de electrones: 1s2
Aún faltan electrones, como no hay más notaciones electrónicas en la primera flecha tomamos
la segunda (vamos bajando flecha a flecha) y añadimos lo que dice la misma, quedando: 1s2
2s2 Podemos observar que van 4 electrones, aún faltan más. Como no hay más que escribir de
la segunda flecha, pasamos a la tercera y vamos copiando lo que vamos observando a medida
que nos desplazamos sobre la flecha de derecha a izquierda, y seguimos sumando los
exponentes, quedando entonces así: 1s2 2s2 2p6 Como aún faltan electrones, seguimos
desplazándonos en la misma tercera flecha, en dirección izquierda (no podemos cambiar de
flecha aún) y anotamos la siguiente notación: 1s2 2s2 2p6 3s2 Como vemos, al sumar los
electrones aún van 12, por lo tanto, pasamos a la cuarta flecha y anotamos la primera notación
que en ella aparece de derecha a izquierda, tratándose de 3p6 , no obstante, al solo faltar un
electrón para completar la configuración electrónica del aluminio, únicamente debemos añadir
3p1 quedando la configuración del aluminio como sigue: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
-59-
Actividad No. 6: Realice la configuración electrónica para los átomos de los siguientes
elementos.
Elemento p + n o e - Configuración electrónica 19
39 K 65
30 Zn 75 33 As 238
92 U
Principio de exclusión de Pauli: En un átomo no es posible que dos electrones tengan los
cuatro números cuánticos iguales. Esto significa que dos electrones en un orbital tienen que
tener espines contrarios.
Es incorrecto
Es incorrecto
Es correcto
Regla de Hund: La distribución más estable de electrones en los subniveles es la que
corresponde al máximo número de espines paralelos. Esto significa que los electrones en
los orbital tienen que llenarse de uno en uno y después es que se llenan de dos en dos los
orbitales.
N7=
1S2 2S2 2P2 2p1 2P Es incorrecto
N7= Es correcto
1S2 2S2 2P1 2P1 2P1
Los orbitales: es el lugar mas probable donde podemos encontrar los electrones en el espacio se
representa así ____ o
Luego de conocer acerca de las partículas subatómicas que constituyen el átomo y los
procedimientos matemáticos que te ayudan a comprender un poco más acerca de los
componentes de su núcleo y energía creciente y distribución de los electrones de la envoltura
o nube que rodea al núcleo, podrás encontrar la aplicación directa de todos estos aprendizajes
en la comprensión y empleo de una de las herramientas de apoyo más importantes en la química:
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LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
Como ves, el mundo de la química es sumamente fascinante, por lo tanto, cada detalle que
vayas aprendiendo en tus años de bachillerato, poco a poco, le encontrarás la aplicabilidad
en el desarrollo de temas posteriores en este periodo escolar o en los cursos correspondientes
a los próximos dos años.
ACTIVIDADES DIDACTICA DE APRENDIZAJE
Inicio
Lectura Números Cuánticos.
Los números cuánticos son aquellos que describen los estados de energía permitidos para
las partículas. En química se utilizan especialmente para el electrón dentro de los átomos,
asumiendo que su comportamiento es el de una onda estacionaria en lugar de un cuerpo
esférico que orbita en torno al núcleo.
Al considerarse el electrón como una onda estacionaria, sólo puede tener vibraciones
concretas y no arbitrarias; lo que en otras palabras significa que sus niveles de energía se
encuentran cuantizados. Por lo tanto, el electrón sólo puede ocupar los lugares caracterizados
por una ecuación llamada función de onda tridimensional ѱ.
-61-
Fuente: Pixabay
Las soluciones obtenidas de la ecuación de onda de Schrödinger corresponden a sitios
específicos del espacio por donde transitan los electrones dentro del núcleo: los orbitales. De
aquí, considerando también el componente ondulatorio del electrón, se entiende que
únicamente en los orbitales existe la probabilidad de encontrarlo.
Pero, ¿dónde entran en juego los números cuánticos para el electrón? Los números cuánticos
definen las características energéticas de cada orbital y, por tanto, el estado de los electrones.
Sus valores se atienen a la mecánica cuántica, a cálculos matemáticos complejos y a
aproximaciones hechas a partir del átomo de hidrógeno.
Por consiguiente, los números cuánticos adquieren un intervalo de valores predeterminados.
El conjunto de ellos ayuda a identificar los orbitales por donde transita un electrón específico,
lo que a su vez representa los niveles energéticos del átomo; y además, la configuración
electrónica que distingue a todos los elementos.
En la imagen superior se muestra una ilustración artística de los átomos. Aunque un poco
sobre exagerada, el centro de los átomos presenta una densidad electrónica mayor que sus
bordes. Esto quiere decir que a medida que aumenta la distancia del núcleo, menor es la
probabilidad de encontrar un electrón.
Asimismo, existen regiones dentro de esa nube donde la probabilidad de encontrar al electrón
es nula, es decir, hay nodos en los orbitales. Los números cuánticos representan una forma
sencilla de comprender los orbitales y de dónde surgieron las configuraciones electrónicas.
¿Qué y cuáles son los números cuánticos en química?
Los números cuánticos definen la posición de cualquier partícula. Para el caso del electrón,
describen su estado energético, y por lo tanto, en qué orbital se encuentra. No todos los
orbitales se encuentran disponibles para todos los átomos, y están sujetos al número cuántico
principal n.
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Número cuántico principal
Define el nivel energético principal del orbital, por lo que todos los orbitales inferiores deben
ajustarse a él, al igual que sus electrones. Este número es directamente proporcional al
tamaño del átomo, debido a que a mayores distancias del núcleo (radios atómicos más
grandes), mayor es la energía que requieren los electrones para movilizarse por dichos
espacios.
¿Qué valores puede tomar n? Números enteros (1, 2, 3, 4,…), los cuales son sus valores
permitidos. Sin embargo, por sí solo no aporta suficiente información para definir un orbital,
sino únicamente su tamaño. Para describir detalladamente los orbitales, se necesitan por lo
menos de dos números cuánticos adicionales.
Número cuántico acimutal, angular o secundario
Se denota con la letra l, y gracias a él, el orbital adquiere una forma definida. A partir del
número cuántico principal n, ¿qué valores toma este segundo número? Como es el segundo,
viene definido por (n-1) hasta el cero. Por ejemplo, si n es igual a 7, l es entonces (7-1=6). Y
su intervalo de valores es: 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0.
Todavía más importante que los valores de l, son las letras (s, p, d, f, g, h, i…) asociadas a
ellos. Estas letras indican las formas que tienen los orbitales: s, esférico; p, pesas o lazos; d,
hojas de tréboles; y así sucesivamente con los otros orbitales, cuyos diseños son muy
complicados como para asociarlos a figura alguna.
¿Cuál es la utilidad del hasta ahora? Estos orbitales con sus formas propias y en concordancia
con las aproximaciones de la función de onda, corresponden a las subcapas del nivel
energético principal.
De aquí, un orbital 7s indica que se trata de uno subcapa esférica en el nivel 7, mientras que
un orbital 7p señala a otra con forma de pesa, pero en el mismo nivel energético. No obstante,
ninguno de los dos números cuánticos describe todavía con exactitud el “paradero
probabilístico” del electrón.
-63-
Número cuántico magnético
Las esferas son uniformes en el espacio, por mucho que se les roten, pero no ocurre lo mismo
con las “pesas” ni con las “hojas de tréboles”. Es aquí donde entra en juego el número
cuántico magnético ml, el cual describe la orientación espacial del orbital en un eje cartesiano
de tres dimensiones.
Como acaba de explicarse, ml depende del número cuántico secundario. Por lo tanto, para
determinar sus valores permitidos debe escribirse el intervalo (-l, 0, +l), y completarlo de uno
a uno, de un extremo a otro.
Por ejemplo, para 7p, el p corresponde a l=1, de modo que sus ml son (-1, o, +1). Es por esta
razón que existen tres orbitales p (px, py y pz).
Una manera directa de calcular el número total de ml es aplicando la fórmula 2l + 1. Así,
si l=2, 2(2) + 1= 5, y como l es igual a 2 corresponde al orbital d, hay por lo tanto cinco
orbitales d.
Adicionalmente, existe otra fórmula para calcular el número total de ml para un nivel
cuántico principal n (es decir, pasando por alto l): n2. Si n es igual a 7, entonces el número
de orbitales totales (sin importar cuáles son sus formas) es 49.
Número cuántico del espín
Gracias a los aportes de Paul A. M. Dirac, se obtuvo el último de los cuatro números
cuánticos, el cual alude ahora específicamente a un electrón y no a su orbital. De acuerdo al
principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números
cuánticos, y la diferencia entre ellos recae en el momento del espín, ms.
¿Qué valores puede tomar ms? Los dos electrones comparten un mismo orbital, uno debe
transitar en un sentido del espacio (+1/2) y el otro en sentido opuesto (-1/2). De manera
que ms tiene valores de (±1/2).
-64-
Las predicciones hechas para el número de orbitales atómicos y definir la posición espacial
del electrón como onda estacionaria, se han confirmado experimentalmente con evidencias
espectroscópicas.
Actividad de desarrollo resolveremos algunos ejercicios acerca de los números cuánticos.
Ejercicios resueltos
Ejercicio 1
¿Qué forma tiene el orbital 1s de un átomo de hidrógeno y cuáles son los números cuánticos
que describen a su solitario electrón?
Primeramente, s denota el número cuántico secundario l, cuya forma es esférica. Debido a
que s corresponde a un valor de l igual a cero (s-0, p-1, d-2, etc.), el número de estados ml es:
2l + 1, 2(0) + 1= 1. Es decir, hay 1 orbital que corresponde a la subcapa l, y cuyo valor es 0
(-l, 0, +l, pero l vale 0 porque es la subcapa s).
Por lo tanto, tiene un solo orbital 1s con orientación única en el espacio. ¿Por qué? Porque se
trata de una esfera.
¿Cuál es el espín de ese electrón? De acuerdo a la regla de Hund, debe estar orientado como
+1/2, por ser el primero en ocupar el orbital. Así, los cuatro números cuánticos para el
electrón 1s1 (configuración electrónica del hidrógeno) son: (1, 0, 0, +1/2).
Ejercicio 2
¿Cuáles son las subcapas que se esperarían para el nivel 5, así como el número de orbitales?
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Solucionando por el camino lento, cuando n=5, l=(n-1)=4. Por lo tanto, se tienen 4 subcapas
(0, 1, 2, 3, 4). Cada subcapa corresponde a un valor diferente de l y tiene sus propios valores
de ml. Si se determinara primero el número de orbitales, bastaría entonces duplicarlo para
obtener el de los electrones.
Las subcapas disponibles son s, p, d, f y g; por tanto, 5s, 5p, 5d, 5d y 5g. Y sus orbitales
respectivos viene dado por el intervalo (-l, 0, +l):
(0)
(-1, 0, +1)
(-2, -1, 0, +1, +2)
(-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3)
(-4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4)
Los tres primeros números cuánticos son suficientes para terminar de definir los orbitales; y
por esa razón se les nombra a los estados ml como tales.
Para calcular el número de orbitales para el nivel 5 (no los totales del átomo), bastaría con
aplicar la fórmula 2l + 1 para cada fila de la pirámide:
2(0) + 1= 1
2(1) + 1= 3
2(2) + 1= 5
2(3) + 1= 7
2(4) + 1= 9
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Nótese que los resultados también pueden obtenerse simplemente contando los enteros de la
pirámide. El número de orbitales es entonces la suma de ellos (1+3+5+7+9=25 orbitales).
Camino rápido
El cálculo anterior puede hacerse de una manera mucho más directa. El número total de
electrones en una capa se refiere a su capacidad electrónica, y puede calcularse con la fórmula
2n2.
Así, para el ejercicio 2 se tiene: 2(5)2=50. Por lo tanto, la capa 5 cuenta con 50 electrones, y
como sólo puede haber dos electrones por orbital, hay (50/2) 25 orbitales.
Ejercicio 3
¿Es probable la existencia de un orbital 2d o 3f? Explique.
Las subcapas d y f tienen por número cuántico principal 2 y 3. Para saber si están disponibles,
deben verificarse si dichos valores entren dentro del intervalo (0,…, n-1) para el número
cuántico secundario. Dado que n vale 2 para 2d, y 3 para 3f, sus intervalos para l son: (0,1) y
(0, 1, 2).
A partir de ellos puede observarse que 2 no entra en (0, 1) ni 3 en (0, 1, 2). Por lo tanto, los
orbitales 2d y 3f no están permitidos energéticamente y ningún electrón puede transitar por
la región del espacio definido por ellos.
Esto significa que los elementos en el segundo período de la tabla periódica no pueden formar
más de cuatro enlaces, mientras que los pertenecientes al período 3 en adelante sí pueden
hacerlo en lo que se conoce como expansión de la capa de valencia.
Ejercicio 4
¿Qué orbital corresponde a los siguientes dos números cuánticos: n=3 y l=1?
-67-
Como n=3, se está en la capa 3, y l=1 denota al orbital p. Por lo tanto, sencillamente el orbital
corresponde al 3p. Pero hay tres orbitales p, por lo que haría falta el número cuántico
magnético ml para discernir entre ellos tres un orbital en específico.
Ejercicio 5
¿Qué relación hay entre los números cuánticos, la configuración electrónica y la tabla
periódica? Explique.
Debido a que los números cuánticos describen los niveles energéticos de los electrones,
también revelan la naturaleza electrónica de los átomos. Los átomos, seguidamente, se
encuentran ordenados en la tabla periódica de acuerdo a su número de protones (Z) y
electrones.
Los grupos de la tabla periódica comparten las características de poseer el mismo número de
electrones de valencia, mientras que los períodos reflejan el nivel energético en el que se
encuentran dichos electrones. ¿Y qué número cuántico define el nivel energético? El
principal, n. Como resultado, n es igual al período que ocupa un átomo del elemento químico.
Asimismo, a partir de los números cuánticos se obtienen los orbitales que, después de
ordenarse con la regla de construcción Aufbau, da lugar a la configuración electrónica. Por
lo tanto, los números cuánticos se encuentran en la configuración electrónica y viceversa.
Por ejemplo, la configuración electrónica 1s2 indica que hay dos electrones en una subcapa
s, de un único orbital, y en la capa 1. Esta configuración corresponde a la del átomo de helio,
y sus dos electrones pueden diferenciarse utilizando el número cuántico del espín; uno tendrá
el valor de +1/2 y el otro de -1/2.
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Ejercicio 6
¿Cuáles son los números cuánticos para la subcapa 2p4 del átomo de oxígeno?
Hay cuatro electrones (el 4 sobre el p). Todos ellos se encuentran en el nivel n igual a 2,
ocupando la subcapa l igual a 1 (los orbitales con formas de pesa). Hasta allí los electrones
comparten los primeros dos números cuánticos, pero se diferencian en los dos restantes.
Como l es igual 1, ml toma los valores (-1, 0, +1). Por lo tanto, hay tres orbitales. Teniendo
en cuenta la regla de Hund del llenado de los orbitales, quedarán un par apareado de
electrones y dos de ellos desapareados (↑↓ ↑ ↑).
El primer electrón (de izquierda a derecha de las flechas), tendrá los siguientes números
cuánticos:
(2, 1, -1, +1/2)
Los otros dos restantes
(2, 1, -1, -1/2)
(2, 1, 0, +1/2)
Y para el electrón en el último orbital 2p, la flecha al extremo derecho
(2, 1, +1, +1/2)
Nótese que los cuatro electrones comparten los primeros dos números cuánticos. Únicamente
el primero y segundo electrón comparten el número cuántico ml (-1), ya que están apareados
en un mismo orbital.
-69-
CIERRE
Llenar los espacios en blanco. 30 puntos.
Número cuántico que describe los subniveles de energía: ________________
Número cuántico que describe la cantidad de orbitales electrónicos: ________________
Número cuántico que describe la rotación del electrón sobre su eje: ________________
Número cuántico que describe los niveles de energía: ________________
Distribución de los electrones en torno al núcleo en forma creciente de energía:
________________
En un átomo no es posible que dos electrones tengan los cuatro números cuánticos iguales
____________________________
El numero cuántico Principal o n nos enseña que hay _________ niveles; que tienen las
siguientes letras ____, _____ , ______ , _______ , ______, _______, ________
Números que describen la distribución de los electrones en el átomo de hidrógeno y entre
otros
______________________________
Es el giro del electrón y toma valores de + ½ o - ½ ______________________________
La distribución más estable de electrones en los subniveles es la que corresponde al
máximo número de espines paralelos____________________________
Arreglo de electrones en los orbitales atómicos. ______________________________
Según el numero cuántico Secundario diga la letra de los siguientes subniveles: 0
_______ , 1
1 ______, 2 ________, 3 _________
Diga la cantidad máxima de electrones para: s _________ p ______ d _______. _ f _______
Diga la cantidad máxima de orbitales para: s _________ p ________ d _______ f _______
-70-
GLOSARIO
1- Números cuánticos: Números que describen la distribución de los electrones en el átomo
de hidrógeno y entre otros.
2- Número cuántico principal (n): Conocido como valor de n, puede tomar valores enteros
de 1,2, 3, etc.; definiendo la energía de un orbital y también relaciona con la distancia
promedio del electrón al núcleo en determinado orbital.
3- Número cuántico secundario o de momento angular: (l): Expresa la forma de los
orbitales. 21- Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el
espacio.
4- Número cuántico de spín (ms): Es el giro del electrón y toma valores de + ½ o - ½.
5- Nivel o Estado excitado: Estado que tiene mayor energía que el estado basal.
6- Estado basal: Estado de menor energía de un sistema.
7- Orbital atómico: Función de onda (Ψ) de un electrón en un átomo.
8- Principio de Aufbau: Arreglo de electrones en los orbitales atómicos.
9- Principio de exclusión de Pauli: En un átomo no es posible que dos electrones tengan
los cuatro números cuánticos iguales.
10- Regla de Hund: La distribución más estable de electrones en los subniveles es la que
corresponde al máximo número de espines paralelos.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS E INFOGRÁFICAS
Química. Chang, Goldsby. 12° edición. McGraw Hill – México, 2017
Química La Ciencia central. 9° edición. Pearson – Prentice Hall – México, 2004
Química General. Wood, Keenan, Bull. 2° edición. Harper & Row Publisher – EEUU,
1968
Enciclopedia Metódica Larousse en color 6. Ramón García-Pelayo y Gross, Ediciones
Larousse, México 1985.
Química: Conceptos y Aplicaciones. Phillips, Strozak, Winstron. McGraw Hill. México,
2000
Química: Materia y Cambio. Dingrando y otros. Mc. Graw.Hill. México, 2002.
Química 10° y Prácticas de Laboratorio. Profesor Jorge Acosta. Editorial Susaeta.
Panamá, 2002.
-71-
Módulos de Química – Facultad de Ciencias Naturales, Universidad de Panamá. Panamá,
2000.
www.sc.ehu.es
www.7.uc.cl
www.rinconeducativo.org
www.educacionquimica.wordpress.com
www.tplaboratorioquimico.com
www.reseachgate.net
www.bbvaopenmind.com
www.khanacademy.org
https://infogram.com/los-4-numeros-cuanticos-1gk92ej0grr3p16
https://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/configuracion-electronica.html?m=0
http://significadodelosnumeros.com/significado-numeros-cuanticos/
https://www.lifeder.com/regla-de-hund/
https://cienciaaldesnudo.com/principio-de-exclusion-de-pauli/
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/231-principio-de-exclusion-de-
pauli-principio-de-aufbauregla-de-hund.html
http://haciendociencianatural.blogspot.com/2015/12/ciencias-naturales.html
https://www.lifeder.com/numeros-cuanticos/
-72-
Guía #5
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Indicaciones Generales
A través de este escrito intentamos darte los datos más relevantes sobre las
estructuras de Lewis y como el conocimiento de estos conceptos han contribuido al
desarrollo de la Química a lo largo de nuestros días. El contenido expuesto está
planteado como un método de auto instrucción, por lo tanto, es recomendable leer
bien el tema, para luego hacer las actividades propuestas.
Al terminar la práctica de cada tarea diseñada, compare sus resultados con la
información
suministrada de las mismas en la parte de atrás. Si no obtiene resultados
satisfactorios vuelva
a leer mediante la técnica del estudio del E.P.L.R. (examine, pregúntese, lea, repita).
Es
recomendable entender y dominar cada actividad antes de pasar a la siguiente.
Para los que tienen la oportunidad de conectarse a la plataforma, se les recomienda
seguir las
precitadas indicaciones ya que las actividades serán discutidas en el primer periodo
de clase
y en el segundo se evaluarán los conocimientos mediante una prueba, formativa.
Objetivos General:
1- Escribe el símbolo de Lewis de las diferentes moléculas siguiendo la regla del
octeto.
2- Describir las estructuras de Lewis y las fórmulas estructurales para las moléculas
y los iones poliatómicos.
Objetivos específicos:
1-Representa la formación de los enlaces mediante esquemas de formación de
iones y la estructura de fórmulas de Lewis.
-73-
Indicadores de logros
1-identifica y diferencias las diferentes estructuras de Lewis.
2-Dibuja ordenadamente fórmulas de Lewis de moléculas e iones poliatómicos
aplicando las reglas estudiadas.
SABERES PREVIOS
1-Diga los nombres de los cuatro números cuánticos ________________ ,
________________
_______________________ , ________________________.
2-Es la distribución de lo electrones de un átomo
_____________________________
3- El numero cuántico _______________ nos indica los niveles energéticos de
átomo
4- Principio de ______________________________ dice que dos electrones de
un átomo ¸no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
5- es el numero cuántico que nos indica el giro o spin de los electrones de un
átomo. Y puede tener valores de -1/2 +1/2
Estructuras de Lewis
Para poder mostrar de una manera sencilla la formación de los enlaces e indicar
cómo se comparten los electrones, Gilbert Lewis ideó un sistema de símbolos, que
consiste en poner el símbolo del elemento rodeado de sus electrones de valencia,
los que se simbolizan por puntos o cruces. A este sistema se le conoce como
Estructura de Lewis.
HIDROGENO 1s1 H·
OXIGENO 1s2 2s
2 2P4
-74-
CLORO 1s2 2s
2 2p6 3s
2 3p5
Figura 2. Para determinar la estructura de Lewis debes confeccionar la
configuración electrónica del elemento, luego reconocer los electrones de valencia
y representarlos por medio de puntos.
Figura 3. Por si no recuerdas como se realiza la configuración electrónica, aquí
tienes un ejemplo y el cuadro de Aufbau. Walther Kossel y Gilbert Lewis de manera
independiente, fueron quienes sugirieron 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. Una manera de
explicar que los átomos se unen para formar diversas sustancias es suponer que
se combinan para alcanzar una estructura más estable. Por esto se puede
considerar el enlace químico como un incremento de estabilidad.
ACTIVIDAD N°2
Problemas resueltos ▪ Oxígeno: O Z =8 (Número atómico del elemento) 1s2 2s2 2p4
(configuración electrónica, último nivel de energía: nivel 2) Electrones de valencia:
6 (correspondiendo con el número del grupo donde se encuentra el oxígeno)
Estructura de Lewis:
-75-
▪ Potasio: K z=19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Electrones de valencia: 1
(correspondiendo con el número del grupo donde se encuentra el potasio)
Estructura de Lewis:
K·
Problemas propuestos Representa la estructura de Lewis para los siguientes
elementos químicos. (Sigue todos los pasos de los ejemplos anteriores) - Calcio,
Cloro, Aluminio, Rubidio, Nitrógeno, Magnesio, Carbono, Litio, Antimonio.
Resolución de Estructuras de Lewis:
Calcio · Ca ·
Cloro
Aluminio
Rubidio
Nitrógeno
Magnesio
Carbono
Litio Li·
Antimonio
Electrones de Valencia: son los electrones que se encuentran en el último nivel
energético del átomo.
-76-
Regla del octeto: Es cuando los átomos pierden, ganan o comparten electrones
para tener 2 u 8 electrones en el último nivel, y así imitar el gas noble más próximo.
ACTIVIDADES DIDACTICAS DE APRENDIZAJE
INICIO: Lectura
La 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. Son representaciones bidimensionales sencillas de la
conectividad de los 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 explícita 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.
En las estructuras de Lewis se arreglan los átomos de manera que tengan una
configuración de gas noble (ocho electrones para los elementos del segundo
período de la tabla periódica específicamente para los pertenecientes a los grupos
principales y un par de electrones para el hidrógeno) . Muestran los diferentes
átomos usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se
unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos
en vez de líneas. Los electrones no enlazantes o par solitario de electrones (los que
no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de
puntos, y deben colocarse siempre alrededor de los átomos a los que pertenece.
-77-
Este modelo fue propuesto por Gilbert Newton Lewis quién lo introdujo por primera
vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Moléculas:
Diagrama de reacción entre átomos de hidrógeno y silicio en modelo de Lewis
Para representar las moléculas mediante diagrama de Lewis, se debe presentar un
átomo central, en algunos casos el átomo central es el carbono debido a que es el
elemento más electropositivo, luego éste queda rodeado por los demás átomos que
constituyen la molécula. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo
elemento y un átomo de otro elemento distinto, este último se utiliza como el átomo
central, lo cual se representa en el diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno
de silicio. El átomo central en lo posible debe ser el menos electronegativo y el
hidrógeno siempre será un átomo terminal.
En cualquier caso, los átomos suelen seguir las siguientes generalidades5:
• Se diferencian dos tipos de átomos, los centrales y los terminales. Los
primeros se enlazan generalmente con varios del segundo grupo.
-78-
• Los átomos de hidrógeno, dada su configuración electrónica particular,
actúan como átomos terminales siempre, ya que sólo pueden enlazarse a
un átomo.
• Los elementos como el carbono son átomos centrales en la gran mayoría
de los casos.
• El oxígeno actúa casi siempre como átomo terminal con excepciones como
el caso del o en los grupos .
• Los halógenos generalmente son átomos terminales exceptuando algunos
casos
• Generalmente los átomos menos electronegativos son los que hacen de
átomos centrales y los más electronegativos hacen de átomos
terminales.
En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los
átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una o dos veces.
Electrones de valencia
Artículo principal: Electrones de valencia
El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la
suma de los electrones de valencia de cada átomo. La valencia que se toma como
referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se
encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración
electrónica.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el
modelo a estructurar. Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los
átomos, especialmente los centrales, pueden no cumplir con la regla del octeto. Los
átomos entre sí deben quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un
enlace entre dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre dos
átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto.
-79-
Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos
tiene un octeto de electrones en su última capa. Compuestos con más de ocho
electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del
átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos
15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón.
La teoría de Lewis se refiere principalmente al enlace covalente, el cual se forma
por compartición de electrones, pero también se puede aplicar a compuestos
iónicos, en los cuales hay transferencia de electrones de un átomo a otro. Cuando
se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera se encierra entre
corchetes, y la carga se escribe como un exponente en la esquina superior derecha, fuera
de los corchetes. Primero se escribe el catión y luego el anión y a este último se le colocan
los electrones como puntos que representan el octeto.
La regla del octeto
La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento
de completar su capa de valencia (última capa de la configuración electrónica). La
denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un elemento, es decir, el átomo queda estable
cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones (Configuración de gas noble).
Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa
ganar, perder o compartir electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos
adquieren ocho electrones en la capa de valencia. por ejemplo, los átomos de
oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto,
presentando enlaces simples y dobles.
Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada
átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar
asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Desarrollo: después de que los alumnos lean la lectura de las estructuras de Lewis
comprenderá mejor el concepto de las estructuras de Lewis. podrá aplicar este
-80-
concepto para resolver talleres y valorará la importancia de las estructuras de Lewis
en la formación de compuestos.
Cierre: desarrollaran talleres acerca de aplicación de las estructuras de Lewis
Taller de estructura de Lewis
1. ¿Cuál es la estructura de Lewis del bromo?
Solución:
El bromo pertenece al grupo A (VIIA), para el grupo A hay una regla práctica.
-81-
Entonces la estructura de Lewis del bromo es:
2. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Mg?
Solución:
El magnesio pertenece al grupo IIA, entonces:
3. ¿Cuál es la estructura de Lewis del P?
Solución:
El fósforo pertenece al grupo VA, entonces:
4. ¿Cuál es la estructura de Lewis del S?
Solución:
El azufre pertenece al grupo ______ , entonces:
5. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Si?
Solución:
El silicio pertenece al grupo ______ , entonces:
6. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Ba?
Solución:
El Ba pertenece al grupo ______ , entonces:
-82-
BIBLIOGRAFÍA
• Ralph A, Burns. Fundamentos de química. Prentice Hall Hispanoamérica, S.A.
quinta edición, 2011
• Ruiz, A. Química 2. Prácticas de problemas de química 11. Primera edición.
Panamá. 2019
• Mendoza H., D. y Melo de Mendoza, N. (2009). Química 10°. Panamá, Panamá:
Editorial Susaeta Ediciones Panamá
-83-
ANEXOS
-84-
GUÍA # 1
VALIDE SUS RESPUESTAS
En un cuadro coloca el año y los elementos descubiertos en ese periodo. Tome encueta la
leyenda de la tabla periódica colocada, utilice los colores rojos antes del 1500, gris 1500-
1800, bronce 1800-1849, crema 1850-1899, verde 1900-1949, celeste 1950-2000 y rosado
2001- presente. Coloree las columnas con los colores correspondientes.
PERIODOS 1500 1500-1800 1800-1849 1850-1899 1900-1949 1950-2000 2001- Presente
Fe H Li B Rb Ga Fr Cf Fl Nh
Cu Be Na Al Cs In Pa Es Lv Mc
Ag Mg K Si Ra Tl Pm Fm Ts
Au Sr Ca Se Ac Ge Np Md Og
Zn Ba La Br Pr Po Pu No
Hg U Ce I Nd F Am Lr
Bi Y Th Sm He Cm Db
As W Tb Eu Ne Bk Sg
C Mn Er Gd Ar Lu Bh
Zn Co V Dy Kr Hf Hs
Sn Ti Nb Ho Xe Tc Mt
Sb Zr Ta Tm Rn Re Ds
S Cr Ru Yb At Rg
Pb Mo Ir Sc Cn
Clave de colores: Antes del 1500 (13 elementos): Antigüedad y Edad Media. 1500-
1800 (+21 elementos): casi todos en el Siglo de las Luces. 1800-1849 (+24 elementos):
revolución científica y revolución industrial. 1850-1899 (+26 elementos): gracias a
la espectroscopia. 1900-1949 (+13 elementos): gracias a la teoría cuántica antigua y
la mecánica cuántica. 1950-2000 (+17 elementos): elementos "postnucleares" (del nº
at. 98 en adelante) por técnicas de bombardeo. 2001-presente (+4 elementos): por fusión
nuclear.
Época del descubrimiento de los elementos químicos
H
He
Li Be
B C N O F Ne
Na Mg
Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
-85-
LISTA DE QUÍMICOS SOBRESALIENTES ORDENADADOS EN ORDEN
CRONOLOGICO.
QUIMICOS FECHA APORTE
Robert Boyle 1627-1691 Desecha las teorías alquimistas y comienza a
definir con mayor exactitud los elementos
químicos.
Joseph Black 1728-1799
Joseph Priestley 1733-1804
Georg Brandt 1735-1741 Analizó un pigmento azul oscuro encontrado en
la mena del cobre descubriendo lo que
posteriormente conoceríamos como cobalto.
Carl Wilhelm Scheele 1742-1786
Antoine Lavoisier 1743-1794 Determinar el calor relativo a los cambios
químicos. Estableció formalmente la ley de
conservación de la materia.
Alessandro Volta 1745-1827 Estudios sobre la electricidad.
Jacques Charles 1746-1823
Claude Louis Berthollet 1748-1822
Antonio De Ulloa 1748-1750 Publicó la descripción de un nuevo metal, el
platino.
Stahl, Axel Fredrik Cronstedt 1751-1765 Identificó en una impureza del mineral del
cobre otro nuevo metal, el níquel.
Joseph Black 1754 Aisló el dióxido de carbono, al que llamó «aire
invariable.
Louis Claude Cadet De
Gassicourt
1757 Creó el líquido fumante de Cadet. primer
compuesto organometálico sintetizado.
Joseph Black 1758 Formuló el concepto de calor latente para
explicar los cambio de estado.
Henry Cavendish 1766-1772 Aisló el hidrógeno, al que llamó «aire
inflamable.
Carl Wilhelm Scheele 1773- Descubrió el oxígeno, al que llamó «aire de
fuego.
Louis Joseph Gay-Lussac 1778-1850 Afirmó que la relación entre los volúmenes de
los gases reactivos.
Humphry Davy 1778-1829
Jöns Jakob Berzelius 1779-1848 Desarrolló el método moderno de notación de
fórmulas químicas.
Luigi Galvani 1780 Aparición de corriente eléctrica.
Juan José Y Fausto Elhuyar 1783 Consiguieron aislar el wolframio a partir del
mineral wolframita.
John Dalton 1803 Propuso la ley de las presiones parciales.
-86-
Justus von Liebig 1803-1873
Louis Pasteur 1822-1895
Stanislao Cannizzaro 1826-1910
J. W. Döbereiner 1829 Organizó un sistema de clasificación de
elementos en el que estos se congregaban en
grupos de tres denominados tríadas.
Friedrich Wöhler Y Justus
Von Liebig 1832 Descubrieron y explicaron los grupos
funcionales y los radicales en la química
orgánica..
Dmitri Mendeleev 1834-1907 Establece las bases para dar origen a la tabla
periódica.
Josiah Willard Gibbs 1839-1903
Germain Hess 1840 Propuso la ley de Hess, uno de los primeros
pasos hacia la ley de conservación de la energía.
Hermann Kolbe 1847 Consiguió sintetizar otra sustancia orgánica, el
ácido acético.
Ascanio Sobrero 1847 Descubrió la nitroglicerina, que revolucionaría
la minería.
William Thomson (Kelvin) 1848 Estableció el concepto de cero absolutos.
Louis Pasteur
1849
Descubrió que la mezcla racémica de ácido
tartárico se trata de una mezcla de isómeros
levógiros y dextrógiros, iniciando el campo de
la estereoquímica
August Beer
1852
Estableció la ley de Beer, que relaciona la
intensidad de luz absorbida por la disolución de
una sustancia con su concentración y las
propiedades de dicha sustancia.
Jacobus Henricus van 't Hoff 1852-1911 Ganó el primer Premio Nobel de química de la
historia por sus trabajos sobre la dinámica
química y las disoluciones.
William Ramsay 1852-1916
Benjamin Silliman Jr. 1855 Inició los métodos de craqueo del petróleo.
Svante Arrhenius 1859-1927
Alexandre-Emile Béguyer De
Chancourtois
1862 Publicó su hélice telúrica, una clasificación
tridimensional de los elementos.
John Newlands 1864 Propuso la ley de las octavas.
Walther Nernst 1864-1941
Marie Curie 1867-1934
Gilbert N. Lewis 1875-1946
-87-
Hermann Emil Fischer 1884-1898. Propuso la estructura de la purina, la base de
muchas biomoléculas, que posteriormente
consiguió sintetízala.
Eugene Goldstein. 1885 Le dio su nombre a los rayos catódicos
John Strutt (3erbarón
Rayleigh)
1892 Descubrió que el nitrógeno que se encontraba
en los compuestos químicos.
1893
Joseph John Thomson 1897 Descubrió los electrones
Alfred Werner
1898 Descubrió la estructura octaédrica de los
complejos de cobalto, el primer complejo de
coordinación.
Linus Pauling 1901-1994
Svante Arrhenius 1903 Contribución en el campo de las disociaciones
electrolíticas.
Fritz Haber y Carl Bosch 1905 Desarrollaron el proceso de Haber para fabricar
a escala industrial amoniaco.
Albert Einstein 1905 Explicó el movimiento browniano de forma que
sustentaba definitivamente la teoría atómica.
Leo Baekeland 1907 Inventó la baquelita, el primer plástico que se
comercializó con éxito.
Glenn T. Seaborg 1912-1999
Antonius Van Den Broek
1911 Propuso la idea que los elementos de la tabla
periódica se ordenaran según las cargas
positivas de su núcleo, en lugar de por su peso
atómico.
Henry Moseley
1913 Introdujo el concepto de número atómico para
arreglar los desajustes de la tabla periódica de
Mendeléyev, que se basaba en el peso atómico.
1913
Robert Burns Woodward 1917-1979
Frederick Sanger 1918-2013
Paul Dirac, Junto a
Schrödinger 1933 Contribuciones a la teoría atómica.
Richard Smalley 1943-2005
LINUS CARL PAULING 1954 Realizo estudios sobre el enlace químico.
Ludwig Boltzmann
1977
Estableció las causas estadísticas de muchos de
los conceptos químicos y físicos, incluida la
entropía, y la relación con las distribuciones de
las velocidades moleculares en un gas.
-88-
Robert A. Holton 1994 Con su equipo lograron la primera síntesis total
del taxol.
Eric Cornell Y Carl Wieman 1995 Consiguieron producir el primer Condensado de
Bose-Einstein
-89-
-90-
Coloque la letra C ante el concepto Cierto y F ante el concepto Falso.
C El fuego fue la primera reacción química controlada por los humanos.
F__El primer metal empleado por los humanos fue la plata.
F_La extracción del oro de sus menas es mucho más difícil que la del hierro y el cobalto.
C_En Egipto se descubrió el recubriendo la superficie con mezclas de
determinados minerales.
F Las sociedades antiguas no conocieron transformaciones químicas naturales.
CLos filósofos intentaron racionalizar por qué las diferentes sustancias tenían
diferentes propiedades.
F__La química se define como la búsqueda hermética de la piedra filosofal.
F__Desde el punto de vista antiguo, la alquimia presentaba varios problemas.
SELECCIONE LA RESPUESTA CORRECTA. VALOR 10 PUNTOS.
Fue uno de los pioneros en los estudios sobre la electricidad b
a. Antoine Lavoisier
b. Alessandro Volta
c. Jöns Jacob Berzelius
Postuló que, en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de dos
gases tenían el mismo número de moléculas. a
a. Amedeo Avogadro
b. Gay-Lussac
c. Humphry Davy.
Se enriqueció con el descubrimiento de la dinamita. c
a. J. W. Döbereiner
b. Josiah Willard Gibbs
c. Alfred Nobel
Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución en el campo de las
disociaciones electrolíticas. a a. Svante Arrhenius
b. Hoff Y Arrheniu
c. John Strutt
Organizó un Sistema de clasificación de 20 elementos en el que estos se
congregaban en grupos de tres denominados tríadas. c a. Mendeléye
b. Alexandre-Emile Béguyer
c. J. W. Döbereiner
-91-
Formuló el concepto de equilibrio termodinámico en términos de aspectos
teóricos como experimentales de esta ciencia.
a. Jacobus Henricus van 't Hoff
b. Josiah Willard Gibbs
c. Ludwig Boltzmann
Descubrió que el nitrógeno que se encontraba en los compuestos químicos
tenía un peso menor que el atmosférico. c
a. Eugene Goldstein
b. Alfred Werner
c. John Strutt
Inventó la cromatografía. b
a. Albert Einstein
b. Mikhail Tsvet
c. Carl Bosch
Propuso la idea que los elementos de la tabla periódica se ordenaran según
las cargas positivas a a. Antonius Van Den Broek
b. Niels Bohr
c. Pierre Curie
Descubridor del núcleo del átomo. b
a. Joseph John Thomson
b. Ernest Rutherford
c. Fritz Haber
-92-
GUÍA #2
SABERES PREVIOS
Menciona el nombre de por lo menos 5 científicos que hicieron aparte para el
desarrollo de la química. Valor 6 puntos
Nombre Aporte
ROBERT BOYLE Desecha las teorías alquimistas y comienza
a definir con mayor exactitud los elementos
químicos.
ALESSANDRO VOLTA Estudios sobre la electricidad.
Benjamin Silliman Jr Inició los métodos de craqueo del petróleo.
-93-
RESOLVER
2. Mencione tres aplicaciones de la química en nuestra vida cotidiana (recuerde las
curiosidades) 3 puntos.
• El etileno es un gas producido por la fruta al madurar. Las naranjas son muy
sensibles al etileno y se deterioran pronto.
•
2. El ácido butírico es responsable del desagradable olor de la mantequilla rancia.
•
3. El lápiz de labios se elabora con cera de abeja y aceite. El aceite suele ser de ricino.
Cuantos elementos se descubrieron en 1800-184: 24
En el presente se ha descubierto 4 elementos.
En 1850-1899 se descubrieron 26 elementos.
-94-
¿Cuántos y que elementos pertenecen a los 7 periodos de la tabla Periódica? 33
¿Cuántos elementos pertenecen a los grupos A y B de la tabla Periódica? 13
Indique el parecido químico a cada uno de los grupos de elementos:
Litio, potasio, francio. Los tres pertenecen al mismo grupo
En la siguiente tabla identifique los grupos, los periodos y coloque los nombres de las
siguientes familias: Alcalinos, Alcalinotérreos, Halógenos y Gases nobles. Utilice los
colores, rojo para los Alcalinos, amarillo para los alcalinotérreos, verde para los halógenos y
naranja para los gases nobles.
Con la ayuda de la tabla periódica Clasifica los siguientes elementos en: Metal alcalino,
metal alcalinotérreo, metal de transición, metaloide, no metal, halógeno, gas noble,
lantánido y actínido.
a. Aluminio j. Hidrógeno s. Yodo
b. Azufre k. Hierro t. Zinc
c. Calcio l. Indio u. Zirconio
d. Cerio m. Kriptón v. Manganeso
e. Einstenio n. Neodimio w. Carbono
f. Escandio o. Neón x. Argón
g. Flúor p. Oxigeno y. Oro
h. Francio q. Potasio z. Cobre
i. Germanio r. Radón
-95-
METALES NO METALES
Metal
Alcalinos
Metal
Alcalinotérreos
Metal de
Transición
Metaloide
lantánido Actínido No Metales Halógeno Gases Noble
Hidrógeno Calcio Escandio Germanio Cerio Einstenio Flúor Radón
Potasio Manganeso Aluminio, Indio (grupo p)
Neodimio Yodo Kriptón
Francio Hierro, Oro Carbono Argón
Zinc, Cobre Oxigeno Neón
Zirconio Azufre
-96-
GUIA 3
SABERES PREVIOS
Tomando como base la ley periódica
Esta ley es la base de la clasificación de la tabla periódica completa, pues mediante ella es la
que establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de
manera sistemática mientras que incrementa el número atómico. Es por esta razón que
todos los elementos de un mismo grupo presentan una gran similitud, al mismo tiempo que
difieren de los elementos que se encuentran en los otros grupos. En este sentido contesta las
siguientes preguntas tomando en cuenta si hay o no similitud entre los siguientes elementos:
(Conteste sí o no porque)
El Br y C. _No Porque no pertenecen al mismo grupo.
El Ca y Mg Si Porque pertenecen al mismo grupo.
El H y K Si Porque pertenecen al mismo grupo.
El O y N No Porque no pertenecen al mismo grupo.
El H y He No Porque no pertenecen al mismo grupo.
En la siguiente sopa de letra encontraras 8 palabras relacionados con el
tema y defínelas.
-97-
K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br,
Kr.
-98-
EN EL SIGUIENTE DIAGRAMA COLOQUE LAS
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTO DE
ACUERDO COMO AUMENTAN O DISMINUYAN EN LOS
GRUPOS Y PERIODOS. (Utilice Flechas) Valor 8 puntos.
Responda las siguientes interrogantes.
1. Explica la relación que existe entre la tabla periódica y las
propiedades periódicas.
La relación que existe entre la tabla periódica y la propiedades periódicas es
que se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de
los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no
descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para
analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y
otras ciencias.
2. Establezca las diferencias entre grupos y periodos.
Los grupos se disponen verticalmente y los periodos Horizontalmente.
-99-
3. ¿Qué tienen en común los elementos que comparten un grupo
y un periodo? Los elementos que comparten un grupo y un periodo tienen en común que
comparten las mismas propiedades químicas.
4. ¿Qué son las propiedades periódicas de los elementos?
Las propiedades periódicas de los elementos son las características que tienen
los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y períodos
GUIA #4
Resolución de problemas
Ejemplo No. 2: Determina la cantidad máxima de
electrones permitida para el cuarto nivel de energía?
n=4 , n = 2 (4 )2=32
El nivel 4 tiene 32 electrones.
Ejemplo No. 3: ¿Te animas a calcular los valores que adopta l para n = 5; n = 6 y
n = 7? Solución: Definitivamente que, a mayor número de niveles de energía,
mayor será la cantidad de electrones que en teoría pueden existir y por ende
mayor cantidad de subniveles de los ya descritos en el párrafo anterior. Lo que
es importante señalar es que, independientemente de los valores que obtengas
para estos 3 niveles más lejanos del núcleo atómico, solo se conocen átomos de
elementos hasta con un máximo de 4 subniveles.
n= 5 , n=2 (5 )2 =50 electrones
n=6 , n= 2 (6 )2=72 electrones
n=7, n= 2 (7 )2=98 electrones
-100-
(3, 1, +1, -1/2)
Es 3p6
(6, 3, 0, +1/2)
Es 6f4
(4, 2, -2, +1/2)
Es 4d1
(2, 0, 0, +1/2)
Es 2s1
Elemento p + n o e - Configuración electrónica
19 39 K 19 20 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
65 30 Zn 30 35 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
75 33 As 33 42 33 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p3
238 92 U 92 146 92 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s2 4d10 5p6 6s2
4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
Actividad de cierre
Llenar los espacios en blanco. 30 puntos.
Número cuántico que describe los subniveles de energía: acimutal o secundario
Número cuántico que describe la cantidad de orbitales electrónicos: magnético
3d5
N= 3 , l= 2 , ml= +2, ms=+1/2
5s1
N=5, l=0 , ml=0 , ms=+1/2
5f8
N=5, l=4, ml=-3 , ms =-1/2
4p3
N=4, l=2 , ml=+1 , ms=+1/2
-101-
Número cuántico que describe la rotación del electrón sobre su eje: spin o giro
Número cuántico que describe los niveles de energía: principal
Distribución de los electrones en torno al núcleo en forma creciente de energía: configuración
electrónica
En un átomo no es posible que dos electrones tengan los cuatro números cuánticos iguales
Principio de Exclusión de Pauli
El numero cuántico Principal o n nos enseña que hay 7 niveles; que tienen las siguientes
letras
K , l , m , n , o , p , q ,
Números que describen la distribución de los electrones en el átomo de hidrógeno y entre
otros
Números cuánticos
Es el giro del electrón y toma valores de + ½ o - ½ numero cuántico spin
La distribución más estable de electrones en los subniveles es la que corresponde al
máximo número de espines paralelos regla de Hund
Arreglo de electrones en los orbitales atómicos. Principio de Aufbau
Según el numero cuántico Secundario diga la letra de los siguientes subniveles: 0 = s ,
1 = p, 2 = d, 3= f
Diga la cantidad máxima de electrones para: s _2___ , p __6____,d __10____, _ f
_14______
Diga la cantidad máxima de orbitales para: s ___1___, p __3_____, d __5__, f ___7____
-102-
SABERES PREVIOS
1-Diga los nombres de los cuatro números cuánticos Principal, Secundario,
Magnético y Spin.
2-Es la distribución de los electrones de un átomo Configuración electrónica.
3- El numero cuántico Principal nos indica los niveles energéticos de átomo
4- Principio de Exclusión de Pauli dice que dos electrones de un átomo ¸no pueden
tener los cuatro números cuánticos iguales
5- es el numero cuántico que nos indica el giro o spin de los electrones de un átomo.
Y puede tener valores de -1/2 +1/2 Spin o Giro.
Taller de estructura de Lewis
1. ¿Cuál es la estructura de Lewis del bromo?
Solución:
El bromo pertenece al grupo A (VIIA), para el grupo A hay una regla práctica.
Entonces la estructura de Lewis del bromo es:
-103-
2. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Mg?
Solución:
El magnesio pertenece al grupo IIA, entonces:
3. ¿Cuál es la estructura de Lewis del P?
Solución:
El fósforo pertenece al grupo VA, entonces:
4. ¿Cuál es la estructura de Lewis del S?
Solución:
El azufre pertenece al grupo , entonces:
5. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Si?
Solución:
El silicio pertenece al grupo , entonces:
6. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Ba?
Solución:
El Ba pertenece al grupo , entonces: