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COLEGIO NACIONAL NICOLÁS ESGUERRA
ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL
PLAN DE SUFICIENCIA ACADÉMICA – 2015
ASIGNATURA: FISICOQUÍMICA (Jornada Mañana)
GRADOS OCTAVOS
DOCENTES: Maria Cristina Mariño
Alba Inés Pinzón
Nelson Corredor Rincón
FECHA: Del 19 al 20 de noviembre del 2015.
HORA: 6:30 a.m.
COMPETENCIAS:

INTERPRETAR FENÓMENOS FÍSICO-QUÍMICOS A PARTIR DE SITUACIONES COTIDIANAS Y
PRACTICA LOS PASOS DEL MÉTODO CIENTÍFICO.

IDENTIFICAR EN LA TABLA PERIÓDICA LA UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS,
TENIENDO EN CUENTA SU ESTADO FÍSICO, CARACTERÍSTICAS EXTERNAS Y PROPIEDADES
PERIÓDICAS.

IDENTIFICAR LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE UN ÁTOMO.

COMPRENDER Y APLICAR LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

DIFERENCIAR LOS FUNDAMENTOS DE LA UNIÓN ENTRE ÁTOMOS Y LOS TIPOS DE ENLACES
QUÍMICOS

IDENTIFICAR LOS CONCEPTOS DE PRESIÓN, CALOR Y TEMPERATURA.
1. Desempeños
1.1 Nivelar las competencias básicas de cada estudiante en el área de Ciencias Naturales QUÍMICA
INORGÁNICA.
1.2 Diseñar estrategias pedagógicas que permitan nivelar los conceptos y competencias básicas de la
asignatura.
1.3 Proponer un plan de trabajo orientado a eliminar las dificultades que los estudiantes han presentado durante
el año académico.
2. Metodología
2.1 Las estudiantes presentan la actividad el día indicado según el cronograma entregado.
2.2 Desarrollo de taller escrito según las orientaciones del presente documento para entregar según
cronograma.
2.3 El día de la sustentación previamente se debe entregar el trabajo escrito en hojas cuadriculadas ya sea
tamaño carta o examen con la corrección completa. Para este desarrollo cada estudiante debe traer su
cuaderno de apuntes, carpeta de talleres, guías, tabla periódica lo hará con la ayuda de libros, apuntes,
fotocopias, evaluaciones corregidas, etc.
2.4 Cuando el estudiante reciba el trabajo escrito, se entrega una evaluación con preguntas que deberá contestar
sin la ayuda de libros y para sustentar en un tiempo máximo de 60 minutos. Esta sustentación se hará con
preguntas tipo ICFES y abiertas, todas ellas basadas en las preguntas del taller desarrollado anteriormente.
3. Criterios de evaluación
3.1 Resultado del taller escrito 40%
3.2 Resultado de la evaluación escrita 60%. Aprobación 65.
3.3 Seguir correctamente las instrucciones dadas en cada una de las guías entregadas, teniendo mucho cuidado
con la elaboración de mapas conceptuales, cuadros comparativos y sinópticos, gráficas y manejo del
vocabulario técnico en la redacción y la síntesis.
4. Materiales
Libros, diccionarios de química, cuaderno de apuntes, tabla periódica, calculadora, fotocopias de trabajo,
carpeta, hojas de papel examen cuadriculadas.
5. Conceptos a trabajar
 Historia de la química, etapas, principales científicos, energía cinética, potencial, conversión de materia en
energía, escalas de temperatura, clasificación de la materia, propiedades específicas de la materia,
densidad, masa, volumen, modelos atómicos, partículas atómicas, propiedades físicas y qímicas de los
átomos, número atómico (Z), número de Masa (A) y peso atómico, electrones de valencia, isótopos,
Isóbaros, masa atómica (u.m.a.), masa molecular, número de Avogadro: concepto de mol.
 Arquitectura Electrónica: La Ecuación de Schorodinger, los números cuánticos, Configuraciones
electrónicas, distribución de los electrones en el átomo, diagramas de orbitales.
 Los átomos y la tabla periódica, primeras clasificaciones de los elementos, triadas de Dobereiner, octavas
de Newlands, la tabla periódica de Mendeleiev, la tabla periódica moderna, los grupos o familias, los
periodos, regiones, metales y no metales, Las propiedades periódicas: Radio atómico y radio iónico, la
electronegatividad, potencial de ionización, afinidad electrónica, volumen atómico, composición
porcentual, pesos moleculares.
 Fórmulas químicas: electrónica, mínima, molecular, estructural, numero de oxidación, tipos de enlace:
iónico, covalente, sencillo, doble, triple, polar, no polar y coordinado. Nomenclatura: Grupos funcionales,
funciones químicas, clases de nomenclatura, principales estados de oxidación, óxidos básicos y ácidos,
hidróxidos.
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TALLER DE SUFICIENCIA ACADÉMICA - 2015
ASIGNATURA: FÍSICOQUÍMICA
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Grado:_______ Fecha__________
UNA FIESTA MUY ELEMENTAL…….
Todos los elementos invitados a la fiesta habían acudido, desde el más liviano —el hidrógeno—, hasta uno de los
más pesados —el uranio—; elementos célebres como el único metal líquido —el mercurio—, con sus compañeros
del mismo estado como el cesio, francio, galio y bromo; el elemento “probeta” o primer sintético —el tecnecio—;
algunos gases imperceptibles como el hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno, y otros olorosos como el flúor y el
cloro; el más denso —el osmio—. Todos lucían muy elegantes, ya que era una buena ocasión para impresionar y
así conseguir amistades o pareja.
Los “señores” como el flúor y cloro eran de los más activos porque al contar con 7 electrones en su última capa
energética gozaban de mejores atributos físicos y químicos para llamar la atención y entrar a reaccionar; claro que
también hay otros como el cesio, el francio, el rubidio, el potasio y el sodio que son muy activos y que se dejan
conquistar con el primer acercamiento. Sin embargo, como en todas las reuniones ocurre que se forman grupos
aislados, muy apáticos que no saludan, no le hablan a nadie, no prestan plata, no dan ni la hora: éstos son los
apodados gases nobles o inertes (grupo VIII a de la tabla), que no se interesan por nadie, puesto que se ufanan de
ser autosuficientes por tener todo lo necesario; es decir, se sienten estables energéticamente al tener 8
electrones en su último nivel. Son los únicos que cumplen con la regla del octeto. Pero en toda regla hay
excepciones.
Al transcurrir la fiesta se notan elementos entusiasmados a reaccionar con otros para unirse o enlazarse, para así
formar una familia que sería una molécula o un agregado atómico. Las uniones se originan como resultado de las
interacciones que pueden ser atracciones y repulsiones mutuas entre los electrones de valencia. El objetivo del
“matrimonio” químico es similar al social; supuestamente se realiza para acompañarse y alcanzar una estructura
más estable, o sea un estado de menor energía. En la búsqueda de la pareja juega un papel muy importante la
apariencia física, entendida ésta como la parte que el átomo deja ver, es decir, la parte externa o último nivel de
energía, que es el vestido; bueno en muchos casos hay atracción y amor a primera vista; el vestido de los átomos
son los electrones de valencia o electrones que están en la capa externa y que van a participar directamente en el
enlace.
Aquí también cuenta la “personalidad” del elemento, en este caso la electronegatividad o capacidad que posee
un átomo para atraer los electrones del enlace. Se puede decir que mediante esta propiedad podemos decir si un
elemento y sus átomos son: buena, regular o mala “gente”. Porque el valor de la electronegatividad es bajo,
entonces decimos que el elemento es como una persona positiva que dona sus bienes o transfiere los electrones
en un enlace, como por ejemplo, los elementos de los grupos IA y IIA de la tabla (alcalinos y alcalinotérreos). Si la
electronegatividad es alta se tiene un elemento negativo que roba o quita electrones del enlace, como los no
metálicos. El elemento más electronegativo es el flúor con una electronegatividad de 4.0.
Al aumentar el calor de la fiesta o su energía, ya se comienza a ver parejas de átomos, las cuales son detectadas
por el grupito de los gases nobles o inertes. Éstos no tienen interés en integrarse a la reunión, asumen el papel de
mirones, criticones y chismosos. La primera unión o enlace que se ve es la formación de la sal común, donde el
cloro, individuo muy hábil, charlatán y negativo, con un bonito traje de 7 electrones, "conquista" al sodio que es
un elemento que queda positivo, ya que le entrega el único electrón de su capa externa para estabilizarse al
completar 8 electrones en el último nivel. Dicha unión se clasifica como enlace iónico o electrovalente; en él
existe transferencia de electrones desde un átomo con menor electronegatividad: el átomo de cloro atrae
fuertemente al sodio formando la sal y así se forman otras uniones del mismo tipo como: CsF, NaF, LiCl, KCl,
MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2, etc. Como norma general se tiene que el "matrimonio” iónico ocurre cuando los dos
átomos tienen una diferencia de electronegatividad mayor o igual a 1.7.
Otras parejas que se formaron fueron las de los no metales entre ellos mismos o con otros, por ejemplo: O2, N2,
CO2, Cl2 y H2O. Estos enlaces son parecidos a los matrimonios modernos, donde por la liberación femenina y la
decadencia del machismo, se exige igualdad de condiciones; es por eso que los átomos unidos poseen una
electronegatividad semejante, y por consiguiente los electrones del enlace van a ser compartidos mutuamente.
Este tipo de unión es la “covalente” que se puede asociar con una cooperativa donde todos los participantes son
favorecidos.
En un matrimonio ideal o perfecto hay comprensión y ayuda, ninguno se recarga o se aventaja; en esta situación
habría un enlace covalente no polar. Allí las electronegatividades de los miembros de la pareja son semejantes,
por ejemplo en dos elementos iguales como oxígeno con oxígeno. No obstante, en muchos noviazgos y
matrimonios una persona tiende a dominar a la otra, aunque no totalmente; en este caso tendríamos una
polarización del mando, por lo que el enlace se llamaría covalente polar. En este tipo de enlace un átomo es
parcialmente positivo y otro parcialmente negativo, como por ejemplo el agua, los hidrácidos (HCl, HF, HBr), etc.
También, hubo grupos especiales entre metales con enlace metálico y grupos como el ácido sulfúrico en donde se
presentó el covalente coordinado.
Las fiestas terminan y unos elementos salen felices con sus conquistas y enlaces, mientras que otros esperarán
ansiosamente otra oportunidad con mejor suerte para poder interactuar o reaccionar y así dejar la soledad.
Tomado del libro de SPIN.
Una vez revisada y comprendida la lectura anterior, resuelva:
1. Subraye en cada párrafo los renglones que muestran la idea principal (Utilice regla y color azul).
2. Utilizando color verde subraye mínimo quince términos o palabras desconocidas de la lectura. Resolverlas luego
como glosario en hojas cuadriculadas tamaño carta.
3. Haga gráficas o dibujos que expliquen o interpreten cada uno de los párrafos (ocho en total).
4. Consultar y explicar:
 Para los elementos: representativos, de transición interna y de transición, de la tabla periódica, sus
configuraciones electrónicas terminan en s, p, d ó f?
 Cuàl fue el aporte y en qué año de Mendeleiev y Lavoisier en la ordenación de la tabla periódica de los
elementos?
 Escriba la configuración electrónica del átomo cuyo número atómico es 26 e indique:
a)…..Z. y nombre y símbolo del elemento.
b) No. De electrones.
c) No. De Protones.
d) Grupo en la tabla periódica.
e) Periodo en que se encuentra en la tabla periódica.
COLEGIO NACIONAL NICOLÁS ESGUERRA
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ASIGNATURA: FÍSICOQUÍMICA
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PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Al analizar la ordenación de los átomos en la tabla periódica, observamos que, en los grupos, las propiedades de
estos son semejantes y en los períodos tienen una variación que podemos explicar. Pero es importante destacar
que las propiedades de los átomos son debidas a la naturaleza de los mismos, y no a su localización en la tabla.
¡RECUERDA DEBES TENER SIEMPRE TU TABLA PERIÓDICA A MANO¡
¿Qué son las propiedades periódicas?
Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica cuando se ordenan
estos por orden creciente de su número atómico.
Son propiedades periódicas:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
1.
La configuración electrónica.
La energía de ionización.
La afinidad electrónica.
La electronegatividad.
El volumen atómico.
El carácter metálico y no metálico.
El número de oxidación.
La configuración electrónica
Los electrones están distribuidos en cada átomo en niveles o capas de energía. Los elementos de un
mismo período tienen todos el mismo número de niveles electrónicos (completos o no), y este número
coincide con el número del período. El número máximo de electrones que caben en un nivel es 2n2,
NIVEL
n
1
2
3
4
siendon el número de nivel.
Nº TOTAL DE ELECTRONES
2n2
2
8
18
32
TIPO DE SUBNIVELES
s
p
d
f
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
El orden de ocupación de los subniveles del átomo
por los electrones es de menos a más energía. Para
los elementos químicos de menor número atómico,
el orden es según indican las flechas de la figura
Diagrama que indica el orden de llenado de los
niveles energéticos del átomo
Al escribir la configuración electrónica de un elemento, se pone primero el número del nivel y después el
del subnivel, con el número de electrones que lo ocupan. Es decir, para un elemento cuyo número
atómico es Z= 10 la configuración electrónica o distribución electrónica es 1s2 2s2p6, que indica que hay
2 electrones en el nivel 1 subnivel s, dos electrones en el nivel 2 subnivel s y seis electrones en el nivel 2
subnivel p.
Actividad:
esta guía
La deberás realizar en hojas blancas tamaño carta que deberás anexar a
1. Realizar el diagrama que indica el orden de llenado de los niveles energéticos del átomo de los
niveles del 1 al 7. Colocándole las flechas respectivas.
2. Para los elementos desde el número atómico 1 hasta el 10 la configuración electrónica.
3. Realiza la configuración electrónica de los siguientes elementos de la tabla periódica: 3.1.
Vanadio, 3.2. Zirconio, 3.3. Neón, 3.4. Xenón, 3.5 Radón
4. ¿Qué observas en la configuración electrónica de los gases nobles?
Explica________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
___________________________________
2. Energía de ionización
Se llama energía (o potencial) de
ionización a la energía necesaria
para separar totalmente el
electrón más externo del átomo
en estado gaseoso, convirtiéndolo
en un ion positivo o catión. Como
es lógico, cuanto menor sea su
valor, tanto más fácil será
conseguir que un átomo pierda un
electrón. Así, para un átomo X, el
proceso será:
X + Ei ⇒ X+ + edonde e- es
el electrón extraído.
En resumen, cuanto menor sea la
energía de ionización de un
elemento, tanto más fácilmente
podrá perder un electrón y formar
un ion positivo.
Completa: Los elementos más metálicos (que son los situados más a la ___________ y hacia abajo del
sistema periódico) son los que más fácilmente formarán__________________ (son más electropositivos),
mientras que los más no metálicos (los situados más arriba y a la ____________del sistema periódico)
serán los que menos fácilmente pueden formar ________________.
En el siguiente bosquejo observas unas flechas que indican como varia la energía de ionización en grupos
y en períodos. Coloca los signos positivo y negativo según corresponda, en los extremos de cada flecha.
3. Afinidad electrónica
Se llama afinidad electrónica, AE (o electroafinidad), a la:
Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón (no tiende a ganarlo); por ello, su
afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta su energía de ionización, no tiene tendencia a
perder electrones y sí a ganarlos. La afinidad electrónica varía en el sistema periódico igual que la energía
de ionización.
4. Electronegatividad
Aumento de la
electronegatividad en la tabla periódica
La electronegatividad es una propiedad de los átomos que relaciona las magnitudes anteriores y que tiene
un gran interés desde el punto de vista químico.
Descubre el mensaje y escríbelo en el recuadro de abajo:
Completa: En general, la electronegatividad varía periódicamente, de forma que los elementos situados
más____________ y a la ____________ del sistema periódico son los más electronegativos y los situados
más hacia __________ y a la _________________ son los __________ electronegativos. El elemento
más electronegativo (más no metálico) es el __________, seguido del oxígeno y del cloro. El menos
electronegativo (más metálico) es el ___________.
La electronegatividad se define como la tendencia que tienen los átomos para captar electrones. Los
gases nobles son muy inertes, no se habla de electronegatividad de estos elementos.
5. Volumen atómico
Volumen atómico
El volumen atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento, y lo
calculó dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad. Pero como un mismo elemento
químico puede presentar varias estructuras sólidas diferentes, tendrá varios volúmenes atómicos, según la
definición de Meyer; de ahí que se caracterice ahora el tamaño de los átomos mediante el radio atómico,
calculado en función de las distancias a que se sitúan los átomos cuando forman enlaces para unirse entre
sí.
El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros, nm (1 nm = 10-9 m).
La variación del volumen atómico de los elementos es paralela a la de los radios atómicos, y en un grupo
del sistema periódico va creciendo a medida que aumenta su número atómico. En un período, el análisis
de la variación resulta más complejo.
Según el gráfico anterior de “volúmenes atómicos”, y la explicación, ¿cómo varia en los
grupos el volumen? Elabora un bosquejo de la tabla periódica y pon las flechas y
signos pertinentes.
6. Carácter metálico
Descubre
el mensaje, colorea cada palabra de color diferente verde y azul, y escríbelo en frente de la tabla:
L
A
E
C
L
E
D
E
S
E
I
E
T
O
F
A
E
D
A
M
C
I
C
O
E
S
R
T
O
C
S
N
N
C
E
E
N
N
O
A
R
C
I
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Y
I
C
N
O
S
T
Z
O
O
N
O
P
R
L
L
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T
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H
C
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M
Y
G
O
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B
L
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C
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E
O
A
L
E
N
O
V
L
A
A
I
E
L
D
N
A
T
U
Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos; es muy
electronegativo. Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico.
La línea quebrada que empieza en el boro (B) y termina en el astato (At) marca la separación entre los
metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no metales, que se sitúan en la parte superior.Los
semimetales son los elementos que no tienen muy definido su carácter metálico o no metálico y se sitúan
bordeando esta línea divisoria.
Llena el siguiente cuadro: Utiliza tú tabla periódica
METALES
ELEMENTO
SIMBOLO
SEMIMETALES
Z
ELEMENTO
SIMBOLO
NO METALES
Z
ELEMENTO
SIMBOLO
Z
7. Número de oxidación
La capacidad de combinación o valencia
de los elementos se concreta en el
número de oxidación. El número de
oxidación de un elemento es el
número de electrones que gana,
cede o comparte cuando se une con
otro u otros elementos. Puede ser
positivo, negativo o nulo. Es interesante
observar que, ocasionalmente, un mismo
elemento puede actuar con distintos
números de oxidación según el
compuesto del que forme parte.
Átomo neutro e ion positivo
Coloca en frente de cada elemento su símbolo correspondiente y su respectivo(s) número(s) de
oxidación:
Aluminio:_______________________
Rubidio:________________________
Bromo:_________________________
Carbono:____________________________
Radio:______________________________
Argón:_____________________________
El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica. Por tanto, es
razonable la periodicidad que se observa en el número de oxidación de los elementos. En el sistema
periódico se puede resumir:
1.
En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes. Ejemplo, los
elementos del grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen número de oxidación +1. Los elementos del grupo 2 (Be,
Mg, Ca, Sr...) tienen número de oxidación +2.
Da 3 ejemplos de esta regla:
1._______________________________________________________________
2._______________________________________________________________
3._______________________________________________________________
2.
El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que
pertenece (desde 1 hasta 7). Ejemplo, Los elementos del grupo 4 (C, Si, Ge, Sn, Pb...) tienen varios
números de oxidación, pero el más alto es +4.
Da 3 ejemplos de esta regla:
1._______________________________________________________________
2._______________________________________________________________
3._______________________________________________________________