09. Química III ciclo

Portada Laguna cratérica del volcán Ilamatepec, Santa Ana. Al fondo, fumarola en el flanco Oeste-SurOeste (OSO) dentro del cráter. Los gases magmáticos H2S, HCl, HF y SO2, enriquecen la composición química de la laguna y son liberados a la atmósfera a través de las fumarolas y grietas del volcán. Fotografía: Eduardo Gutiérrez, vulcanólogo del SNET.

Ministerio de Educación Viceministerio de Ciencia y Tecnología Gerencia de Educación en Ciencia, Tecnología e Innovación Programa Cerrando la Brecha del Conocimiento Sub-Programa “Hacia la CYMA” Material de Autoformación e Innovación Docente Para Ciencias Naturales: QUÍMICA Versión preliminar para Plan Piloto

Ministerio de Educación Franzi Hasbún Barake Secretario de Asuntos estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem Erlinda Hándal Vega Viceministra de Ciencia y Tecnología Héctor Jesús Samour Canán Viceministro de Educación Mauricio Antonio Rivera Quijano Director Nacional de Ciencia y Tecnología Xiomara Guadalupe Rodríguez Amaya Gerente de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación Oscar de Jesús Águila Chávez Jefe de Educación Media en CTI (Coordinador de Matemática) Carlos Ernesto Miranda Oliva Jefe de Educación Básica en CTI (Coordinador de Ciencias Naturales) Xochilt Carolina Gutiérrez Gutiérrez Adela Melissa Martínez Sánchez Autoras Jorge Vargas Méndez Revisión de texto Primera edición (Versión Preliminar para Plan Piloto). Derechos reservados. Ministerio de Educación. Prohibida su venta y su reproducción parcial o total. Edificios A4, segundo nivel, Plan Maestro, Centro de Gobierno, Alameda Juan Pablo II y calle Guadalupe, San Salvador, El Salvador, América Central. Teléfonos: +(503) 2510-4218, +(503) 2510-4218, +(503) 2510-4211, Correo electrónico: [email protected]

Estimados y estimadas docentes: El Plan Social Educativo “Vamos a la Escuela” 2009-2014 nos plantea el reto histórico de formar ciudadanas y ciudadanos salvadoreños con juicio crítico, capacidad reflexiva e investigativa, con habilidades y destrezas para la construcción colectiva de nuevos conocimientos, que les permitan transformar la realidad social y valorar y proteger el medio ambiente. Nuestros niños, niñas y jóvenes desempeñarán en el futuro un rol importante en el desarrollo científico, tecnológico y económico del país; para ello requieren de una formación sólida e innovadora en todas las áreas curriculares, pero sobre todo en Matemática y en Ciencias Naturales; este proceso de formación debe iniciarse desde el Nivel de Parvularia, intensificándose en la Educación Básica y especializándose en el nivel Medio y Superior. En la actualidad, es innegable que el impulso y desarrollo de la ciencia y la tecnología son dos aspectos determinantes en el desarrollo económico, social y humano de un país. Para responder a este contexto, en el Viceministerio de Ciencia y Tecnología se han diseñado Materiales de Autoformación e Innovación Docente para las disciplinas de Matemática y Ciencia, Salud y Medio Ambiente para los niveles de Parvularia, Educación Básica y Educación Media. El propósito de los Materiales de Autoformación e Innovación Docente es orientar al cuerpo docente para fundamentar mejor su práctica profesional, tanto en dominio de contenidos, (sobre todo aquellos contenidos pivotes), como también en la implementación de una metodología y técnicas que permitan la innovación pedagógica, la indagación científica-escolar y sobre todo una construcción social del conocimiento, bajo el enfoque de Ciencia, Tecnología e Innovación (CTI), en aras de mejorar la calidad de la educación. Los Materiales de Autoformación e Innovación son para el equipo docente, para su profesionalización y autoformación permanente que le permita un buen dominio de las disciplinas que enseña. Los contenidos que se desarrollan en los materiales de autoformación, han sido cuidadosamente seleccionados por su importancia pedagógica y por su riqueza científica. Es por eso que para el estudio de las lecciones incluidas en estos materiales, se requiere rigurosidad, creatividad, deseo y compromiso de innovar la práctica docente en el aula. Con el estudio de las lecciones (de manera individual o en equipo de docentes), se pueden derivar diversas sesiones de trabajo con el estudiantado para orientar el conocimiento de los temas clave o “pivotes” que son el fundamento de la alfabetización científica en Matemática y Ciencias Naturales. La enseñanza de las Ciencias Naturales y la Matemática debe despertar la creatividad, siendo divertida, provocadora del pensamiento crítico y divergente, debe ilusionar a los niños y niñas con la posibilidad de conocer y comprender mejor la naturaleza y sus leyes. La indagación en Ciencias Naturales y la resolución de problemas en Matemática son enfoques que promueven la diversidad de secuencias didácticas y la realización de actividades de diferentes niveles cognitivos. Esperamos que estos Materiales de Autoformación e Innovación Docente establezcan nuevos caminos para la enseñanza y aprendizaje de las Ciencias Naturales y Matemática y que fundamenten de una mejor manera, nuestra práctica docente. También esperamos que el contenido de estos materiales nos rete a aspirar a mejores niveles de rendimiento académico y de calidad educativa, en la comunidad educativa, como en nuestro país en general. Apreciable docente, ponemos en sus manos estos materiales de autoformación, porque sabemos que está en sus manos la posibilidad y la enorme responsabilidad de mejorar el desempeño académico estudiantil, a través del desarrollo curricular en general, y particularmente de las Ciencias Naturales y Matemática. Lic. Franzi Hasbún Barake Secretario de Asuntos Estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem Dr. Héctor Jesús Samour Canán Dra. Erlinda Hándal Vega Viceministro de Educación Viceministra de Ciencia y Tecnología

ÍNDICE Parte I i ii Introducción……………………………………………………………………………………………………………………………………. iii ¿Por qué estudiar Química?……………………………………………………………………………………………………………. vi ¿Cómo usar el material?....................................................................................................................... Integración de contenidos de Química con otras Ciencias……………………………………………………………… Parte II 1 16 Estructura atómica………………………………………………………………………………………………………………………….. 27 Configuración electrónica……………………………………………………………………………………………………………….. 42 Enlace químico……………………………………………………………………………………………………………………………….. 53 Cuantificando átomos y moléculas………………………………………………………………………………………………… 68 Tabla Periódica……………………………………………………………………………………………………………………………….. 78 Sustancias puras…………………………………………………………………………………………………………………………….. 96 Mezclas…………………………………………………………………………………………………………………………………………… 109 Soluciones………………………………………………………………………………………………………………………………………. 122 Compuestos inorgánicos………………………………………………………………………………………………………………… 145 Compuestos orgánicos…………………………………………………………………………………………………………………... 156 Ecuaciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 175 Reacciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 186 Reacciones termoquímicas…………………………………………………………………………………………………………….. 201 Cinética química……………………………………………………………………………………………………………………………… Estequiometría………………………………………………………………………………………………………………………………..

Parte I ¿Por qué Innovar en Ciencias Naturales?

INTRODUCCIÓN El enriquecimiento de los contenidos de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, presentado a través del presente material, se encuentra presente dentro del sub-programa “Hacia la CYMA”, inmerso en el programa “Cerrando la Brecha del Conocimiento” (CBC) del Viceministerio de Ciencia y Tecnología. Este programa se enmarca dentro de las líneas estratégicas del Plan Social Educativo (PSE)1 correspondiente a un currículo pertinente y aprendizajes significativos. La elaboración de este material se ha realizado a causa de las múltiples deficiencias con las que se desarrollan los contenidos de Ciencia, Salud y Medio Ambiente y la falta de integración entre las áreas de las Ciencias Naturales. La poca asimilación de lo básico por la reducción o la simplificación de contenidos, el aprendizaje mecánico, la exclusión de la realidad, tanto natural como social, la desconexión de los aprendizajes a la vida real, los contenidos sin la adecuada jerarquización y coherencia, la falta de profundidad, la superficialidad y el considerar que el estudiantado es un receptor pasivo del proceso de enseñanza–aprendizaje, son sólo algunas de las deficiencias que se detectaron. El currículo debe fomentar, más allá de la transmisión de conocimientos, la capacitación del estudiantado en aquellas competencias, aprendizajes y herramientas que le permitan comprender su entorno. Es, a través de la alfabetización científica, que se pretende que el estudiantado consolide el desarrollo de actitudes y prácticas relacionadas con la innovación tecnológica, que permitan mediante el enfoque CTI (Ciencia, Tecnología e Innovación) aprender y pensar para crear y utilizar el conocimiento. Un principio general del currículo de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, establece que el estudiantado debe ser el protagonista y constructor de sus aprendizajes, por lo que para que los contenidos sean asimilados debe existir un enlace entre la teoría y la práctica, de tal forma que se logre un aprendizaje significativo. Es difícil establecer “reglas” que expliquen la manera de cómo aproximarse al conocimiento, ya que no existe un método para estudiar ciencia sino muchos, los que varían de una época a otra y de una rama a otra. Sin embargo, a través del presente material de autoformación, se sugiere una aproximación factible mediante diversos procesos como la observación, la elaboración de hipótesis, la construcción de modelos, la predicción de fenómenos e interpretación de resultados, entre otros. Un modelo de enseñanza relativamente reciente es de la Enseñanza de las Ciencias Basada en la Indagación (ECBI), el cual es un enfoque que busca facilitar el acceso al conocimiento y a su uso mediante la búsqueda del desarrollo de las competencias de los procedimientos de la comunidad científica en los sistemas educativos. Tiene sus orígenes en países como Francia (programa “La main à la pâte”) o Estados Unidos (programa Hands On); actualmente está siendo usado y desarrollado en varios países europeos (programa Pollen) y en latinoamericanos como Chile2, Brasil y México, entre otros. 1 MINED (2009), Transformación de la Educación. Programa Social Educativo 2009 - 2014 Vamos a la Escuela. Documento MINED formato PDF 2 Ministerio de Educación de Chile. El método indagatorio. CONICYT. Recuperado Febrero 9, 2012, de http://www.redmadera.cl/explora/libro/explora_madera_1-2.pdf. i

La indagación se refiere a la forma de abordar el conocimiento sobre la naturaleza, a través de la propuesta de explicaciones de los fenómenos basada en la evidencia recopilada. El aprendizaje se basa en la interacción con problemas concretos, significativos e interesantes para que el estudiantado adquiera la capacidad de hacer sus propios descubrimientos y construir de manera activa su aprendizaje. En esta metodología se contemplan varias etapas: i. Focalización: Es la exploración y exposición de ideas respecto a la temática, problema o pregunta a investigar, a través de una lluvia de ideas. ii. Exploración: Se hace una discusión y se desarrolla una actividad cuidadosamente elegida (propuesta por los estudiantes o el profesor), elaborando predicciones sobre el fenómeno a comprender. iii. Reflexión: En esta etapa se discuten los resultados obtenidos, comparando las predicciones con los resultados registrados en su cuaderno. iv. Aplicación: Extensión de la experiencia realizada al acontecer diario. Con esto se comprueba si el estudiantado ha internalizado de manera efectiva el aprendizaje. En la indagación, la realización de actividades tanto en el salón de clases como en el hogar, es de enorme relevancia en cuanto a la oportunidad del estudiantado de “vivir” los fenómenos a estudiar. Una idea común es que para comprender la Química se necesita de material de laboratorio sofisticado y reactivos químicos inaccesibles; esta idea, además de hacer imposible una práctica experimental, confiere a la Química la idea de ser una asignatura complicada, aburrida y carente de interés. Para efectuar una asimilación y adecuación idónea se han diseñado actividades donde se proponen experiencias sencillas utilizando sustancias de uso cotidiano, la mayoría de las cuales pueden hallarse en el mercado o en el hogar. Asimismo, los ejercicios y problemas han sido enfocados a la resolución de situaciones de la vida diaria que conduzcan hacia la comprensión, la lógica y el razonamiento, de una manera amena y divertida, despertando así el interés del estudiantado. Otro aspecto innovador en este material de autoformación, es la accesibilidad de los contenidos por medio de la conexión de la Química con su entorno al ejemplificar fenómenos cotidianos o situaciones próximas a nuestra realidad, mediante la aplicación de los conceptos base en cada uno de ellos. Estas ejemplificaciones no son sólo descritas sino que algunas se ilustran con imágenes que muestran el mundo real, específicamente, imágenes tomadas del entorno salvadoreño, así como ejemplificación de las tecnologías que utilizan principios químicos para su funcionamiento y desarrollo. ¿PORQUÉ ESTUDIAR QUÍMICA? Siempre han existido épocas de cambios acelerados en la sociedad, la ciencia y la tecnología. Cuando razonamos sobre estos cambios inmediatamente pensamos en la necesidad de actualizar la educación y en la necesidad de estar actualizados en nuestros conocimientos disciplinarios y dominar los contenidos. El ser humano tiene y ha tenido la necesidad de conocer y transformar el mundo que lo rodea y para lograrlo ha utilizado diversos acercamientos y aproximaciones a través de las ciencias. Una de estas ciencias, es la Química, que se encarga de estudiar la composición, las propiedades y las transformaciones de la materia, es decir, brinda el conocimiento necesario para comprender la complejidad de diversos fenómenos que ocurren a nuestro alrededor, al explicar cómo los átomos y las moléculas interactúan entre sí. ii

Como una manera de abordar las tendencias científicas actuales del programa de estudios, se presentan en este material de autoformación, únicamente los contenidos de Química correspondientes al programa de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica. Esta separación se hace con el fin de visualizar el desarrollo secuencial de los contenidos en esta ciencia, identificar el desarrollo de los diversos modelos químicos, la resolución de problemas, tanto cualitativos como cuantitativos, sentar las bases conceptuales que sustentan los fenómenos estudiados por otras ciencias (integración con Física y Biología) y demostrar la enorme relevancia de la Química en la sociedad. Un aspecto innovador, como se acaba de mencionar, es la enseñanza integrada de las ciencias, con una orientación menos parcializada y más global de los conocimientos científicos. Gil et al3, establece que si se pretende canalizar la curiosidad del estudiante hacia los fenómenos de su entorno, se debe de tener en cuenta que su percepción de dichos fenómenos es globalizadora y no entiende de divisiones en asignaturas. De esta manera, se pretende evidenciar la aplicación de operaciones matemáticas y métodos físicos, a las propiedades de la materia; de igual forma, los fenómenos químicos se utilizan para entender la diversidad de procesos biológicos. La Química necesita de la Matemática y la Física para interpretar y comprender algunos fenómenos químicos y consolida las bases a la Biología al explicar mecanismos y procesos en los organismos vivos. ¿CÓMO USAR EL MATERIAL? Las lecciones se estructuran en diversas partes, las cuales se detallan a continuación: Número y Título de la Ilustración lección Imagen representativa del tema de la lección. Contenidos ¿Por qué es importante? Indicadores de logro Explica la importancia del porqué Refleja los propósitos, metas se desarrolla la temática y aspiraciones a alcanzar por el estudiante. Descripción Explica los puntos relevantes que Palabras claves tratará la lección. Es una selección de palabras centrales del contenido de la lección. 3 Gil, D. y Guzmán, M. (1993). Enseñanza de las Ciencias y la Matemática: Tendencias e Innovaciones. Biblioteca Virtual OEI: Editorial Popular. iii

Título de la lección /Ciencia . Sabías que… Espacio destacado para datos interesantes y curiosos con el enfoque: Ciencia, Tecnología, Sociedad y Ambiente (CTSA) Ilustración Imagen representativa de los contenidos en estudio. Subtítulo Ejercicios y problemas Presenta la resolución de ejercicios y problemas paso a paso. Aspectos históricos Área designada para tratar el origen y/o el descubrimiento de fenómenos químicos, unidades, teorías, etc. Actividades Son prácticas experimentales planteadas para concretar la teoría. Incluye: el objetivo de la actividad, preguntas para detectar presaberes, listado de materiales, procedimiento y preguntas de análisis. Si es indispensable, se incluye una explicación del fenómeno. Actividad integradora Es una actividad que le permite poner en práctica los nuevos aprendizajes de manera integrada con otras ciencias (Astronomía, Matemática, Biología, Física, Geología, Arte y Seguridad Industrial) de tal manera se enlacen en una misma actividad un conjunto de conocimientos. iv

Resumen Consta de dos partes: mapa conceptual y glosario. Mapa conceptual Es una representación gráfica de los conceptos estudiados en la lección. Glosario Referencias Actividad evaluadora Área designada para medir y valorar los aprendizajes que ha alcanzado el estudiantado, que le permita a cada docente tomar decisiones sobre cómo hará la retroalimentación. Entre las actividades de evaluación que se plantean son: preguntas de selección múltiple y única, de desarrollo, apareamiento, complemento, etc. INTEGRACIÓN DE CONTENIDOS DE QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS Es necesario aclarar que este material de autoformación en Química, como parte de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, no pretende cambiar ni sustituir al programa de estudios. Al contrario, se pretende proporcionar un material con el que cuenten docentes tanto para su propia formación como para el desarrollo de clases pertinentes, efectivas y de calidad. Se presenta a continuación, un cuadro donde se relacionan las lecciones de este material de autoformación en Química, tanto con los contenidos del programa oficial de MINED de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica, como con los contenidos de enriquecimiento de Física, Biología y Matemática, con el fin que cada docente pueda planificar y organizar las actividades de la clase, integrando los conceptos científicos de acuerdo a los objetivos y las competencias de cada contenido. v

No se pretende que las lecciones deban ejecutarse tal como aparecen en este material, sino que sean una fuente donde puedan tomar ideas que mejor le favorezcan para crear la clase que mejor se ajuste a sus condiciones: tamaño de la clase, recursos didácticos, nivel de aprendizaje del estudiantado, tiempo de clase, etc. La finalidad es que cada docente determine los mecanismos y actividades para guiar al estudiantado a un ritmo de aprendizaje adecuado y de calidad. LECCIÓN CORRESPONDE A REQUISITOS INTEGRACIÓN CON OTRAS CIENCIAS MATEMÁTICOS 1. Estructura atómica Unidad 4, Física 1.1 Átomo y su estructura. Modelos Séptimo grado Despeje de Lección 1: Magnitudes atómicos ecuaciones de Lección 5: Termodinámica I 1.2 Número atómico y número Unidad 4, primer grado Lección 10: Óptica másico Séptimo grado Lección 11: Electricidad 1.3 Isótopos Números enteros Biología 2. Configuración electrónica Lección 12: Comunidades biológicas 2.1 Números cuánticos Lección 13: Dinámica de los 2.2 Configuración electrónica ecosistemas 2.3 Electrones de valencia 2.4 Iones y número de oxidación Física Lección 10: Óptica 3. Enlace químico Unidad 4, Lección 11: Electricidad 3.1 Enlace químico Séptimo grado Lección 12: Magnetismo 3.2 Estructura de Lewis Biología 3.3 Tipos de enlace químico Lección 1: Estudiando la vida: La 3.4 Propiedades de las sustancias en célula función del tipo de enlace Lección 2: El origen de la vida químico Lección 7:Introducción a lagenética Lección 14: Introducción a la hidrología e hidrografía Lección 15: Ambiente y sociedad 4. Cuantificando átomos y moléculas Física 4.1 Peso atómico Lección 9: Ondas mecánicas 4.2 El mol Lección 11: Electricidad 4.3 Fórmulas químicas Física 4.4 Peso fórmula, peso molecular y Lección 1: Magnitudes moles Unidad 5, Razones y 5. Tabla periódica Octavo grado proporciones 5.1 Desarrollo histórico de la tabla periódica Unidad 4, Geometría (esferas) Física 5.2 Organización de la tabla Séptimo grado Lección 1: Magnitudes periódica Lección 12: Magnetismo 5.3 Propiedades periódicas Lección 13: Geofísica I Lección 15: Astronomía 6. Sustancias puras 6.1 Sustancias simples Unidad 5, Biología 6.2 Sustancias compuestas Séptimo grado Lección 1: Estudiando la vida: La 6.3 Tipos de fórmulas químicas célula 6.4 Compuestos: orgánicos e vi Lección 2: El origen de la vida inorgánicos Lección 4: Metabolismo celular Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad

7. Mezclas Física 7.1 Mezclas Lección 14: Geofísica II 7.2 Métodos físicos de separación Lección 15: Astronomía Biología Unidad 5, Lección 1: Estudiando la vida: La Séptimo grado célula Lección 2: El origen de la vida 8. Soluciones Lección 8: Desarrollo de los seres 8.1 Componentes de una solución vivos 8.2 Proceso de disolución Lección 12: Comunidades biológicas 8.3 Tipos de soluciones Lección 15: Ambiente y sociedad 8.4 Solubilidad y factores que la afectan Física Lección 5: Termodinámica I Unidad 5, Razones y Lección 6: Termodinámica II Séptimo grado proporciones Lección 12: Magnetismo Biología 9. Compuestos inorgánicos Unidad 6, Geometría Lección 4: Metabolismo celular 9.1 Propiedades de compuestos Octavo grado Lección 5: Principios de anatomía y inorgánicos fisiología vegetal 9.2 Clasificación de acuerdo a Lección 6: Principios de anatomía y cantidad de elementos que fisiología animal contienen Lección 8: Desarrollo de los seres 9.3 Nomenclatura de compuestos vivos binarios Lección 12: Comunidades biológicas Lección 15: Ambiente y sociedad 10. Compuestos orgánicos Unidad 7, Geometría 10.1 Hibridación del átomo de Noveno grado Ángulos Física carbono Lección 14: Geofísica II 10.2 Características generales de los Lección 15: Astronomía compuestos orgánicos Biología 10.3 Estereoquímica Lección 4: Metabolismo celular 10.4 Hidrocarburos Lección 5: Principios de anatomía y 10.5 Grupos funcionales fisiología vegetal 10.6 Biomoléculas Lección 13: Dinámica de los ecosistemas 11. Ecuaciones químicas Unidad 5, Lección 15: Ambiente y sociedad 11.1 Cambio químico Octavo grado Física Lección 2: Cinemática Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 8: Fluidos hidrostática Lección 11: Electricidad Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 4: Metabolismo celular Lección 7:Introducción a la genética Lección 10: Los recursos naturales Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad Física Lección 1: Magnitudes Lección 2: Cinemática Lección 3: Dinámica Biología Lección 5: Principios de anatomía y vii

11.2 Evidencias de ocurrencia de fisiología vegetal una reacción química Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal 11.3 Ecuación química Lección 15: Ambiente y sociedad 12. Reacciones químicas Unidad 6, Física 12.1 Nomenclatura de compuestos Noveno grado Lección 5: Termodinámica I químicos inorgánicos ternarios Lección 6: Termodinámica II 12.2 Escala de pH Unidad 6, Lección 15: Astronomía 12.3 Tipos de reacciones Noveno grado 12.4 Clasificación de reacciones Biología químicas de acuerdo al Unidad 5, Lección 4: Metabolismo celular producto formado Octavo grado Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal 13. Reacciones termoquímicas Unidad 6, Lección 6: Principios de anatomía y 13.1 Termoquímica Noveno grado fisiología animal 13.2 Principio de conservación de la Lección 8: Desarrollo de los seres energía vivos 13.3 Calor de reacción Lección 12: Comunidades biológicas 13.4 Entalpía Lección 13: Dinámica de los 13.5 Ecuaciones termoquímicas ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad 14. Cinética química 14.1 Velocidad de reacción química Ecuaciones de Física 14.2 Factores que afectan la primer grado Lección 4: Trabajo y energía velocidad de reacción Lección 5: Termodinámica I 14.3 Ecuaciones de velocidad Razones de cambio Lección 6: Termodinámica II 14.4 Mecanismos de reacción Lección 11: Electricidad Lección 15: Astronomía 15. Estequiometria 15.1 Concepto de estequiometria Biología 15.2 Leyes ponderales Lección 1: Estudiando la vida: La 15.3 Ecuaciones químicas célula 15.4 Cálculos estequiométricos Lección 2: El origen de la vida Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Funciones Física Razones de cambio Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Razones, Lección 7: Estática de fluidos proporciones y Lección 8: Dinámica de fluidos semejanzas Física Lección 2: Cinemática Lección 3: Dinámica Lección 4: Trabajo y energía Lección 7: Estática de fluidos Lección 8: Dinámica de fluidos Física Lección 1: Magnitudes Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II viii

Parte II Contenidos del Curriculum trabajados con enfoque CTI

Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA CONTENIDOS 1. Modelos atómicos. 2. La teoría cuántica de la estructura del átomo. 3. Número atómico y número másico. 4. Isótopos. INDICADORES DE LOGRO ¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? 1. Diferencia los modelos atómicos. El universo está constituido por una infinidad de 2. Valora los aportes científicos que prevalecen cuerpos materiales. Desde estrellas gigantes hasta entre cada uno de los modelos atómicos. partículas pequeñas que solo son visibles al 3. Describe las características del electrón, el microscopio, pasando por estructuras simples como protón y el neutrón. el agua, hasta complejas como un árbol. Toda esta 4. Valora la importancia de las partículas gran variedad de cuerpos materiales tienen algo en subatómicas en la estructura del átomo. común: están constituidos por átomos. 5. Construye la estructura de modelos atómicos. 6. Diferencia entre el número másico y el número atómico. PALABRAS CLAVE DESCRIPCIÓN Átomo, protón, neutrón, isótopo, número de Esta lección estudia las teorías atómicas y los masa, número atómico, teoría atómica, modelo modelos atómicos, la estructura interna del átomo; atómico, núcleo, electrón. así como los términos asociados a ella (número atómico, número másico e isótopos).

ESTRUCTURA ATÓMICA Química Existe una infinidad de fenómenos que no pueden ser observados a simple vista, pero sabemos que están ahí; por ejemplo, las radiaciones (ondas de radio, rayos infrarrojos, etc.) y hasta los átomos. ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos) LOS ÁTOMOS ¡EXISTEN! Para lograr la introducción de noción de átomo en sus estudiantes realice la siguiente actividad, con la finalidad de demostrarles que a pesar de que la materia, en ocasiones, no puede verse por las limitaciones de nuestros sentidos, existe y puede deducirse su existencia. Forme equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales todos los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿una botella que no contenga nada visible en su interior, está realmente vacía? ¿Qué características poseen los gases? Si no se puede ver o sentir un gas ¿cómo saben que realmente “existe”? Materiales Un pedazo de papel toalla; un vaso de vidrio transparente; un recipiente plástico y agua (cantidad necesaria). Procedimiento 1. Enrollar un pedazo de papel y colocarlo en el fondo del vaso. El pedazo de papel debe de estar totalmente seco. 2. Llenar el recipiente con suficiente agua. Deberán colocar el vaso boca abajo y sumergirlo lenta y verticalmente en el agua, como la figura de la derecha. 3. Sacar el vaso del agua y quitar el papel. Examinar. Pregúnteles: ¿el vaso al sumergirse estaba vacío o lleno? ¿Por qué el papel no se mojó? ¿Existe “algo” dentro del vaso que no se puede ver? ¿Cómo se describiría la estructura de la materia que no se puede ver? 1. MODELOS ATÓMICOS Esta teoría se basaba en razonamientos lógicos. Si La materia se puede dividir en pedazos más y más una piedra se dividía en dos partes, consideraban pequeños, pero ¿qué sucede con estas partes de la que cada parte mantenía sus propiedades iguales; materia al llegar a ser demasiado pequeñas que no esta idea fue aceptada hasta finales del siglo XVIII. podemos verlas o percibirlas? En la actualidad, se sabe que si se divide una muestra en pedazos cada Teoría atómica de John Dalton vez más pequeños, finalmente se tiene una unidad En 1808, el químico y físico inglés John Dalton (Fig. básica que no puede seguir siendo dividida sin que 1), presentó la primera teoría atómica realmente útil sea cambiada la naturaleza de esa materia. para su tiempo. Ideas del átomo. Orígenes griegos John Dalton pensaba que la materia consistía en Los filósofos griegos, Leucipo y Demócrito, cerca del átomos que eran muy pequeños como para verlos a año 400 a.N.E. establecieron que el universo estaba simple vista y que la materia se constituía por un formado de espacio vacío y por pedazos minúsculos único tipo de átomo; por ejemplo, los átomos de oro de materia; consideraban que eran tan pequeñas que (Au) formaban una pepita de oro y le daban su no se podían dividir más. Junto con Epicuro (discípulo aspecto brillante; de igual manera los átomos de de ambos griegos) fueron los creadores de la palabra hierro (Fe) creaban una barra de hierro dándole átomo, vocablo que proviene de la palabra griega propiedades únicas (Fig. 2). ἄτομον que significa sin partes; derivado de “a” no y “tomo” divisible: no divisible. 2

ESTRUCTURA ATÓMICA Química átomos de los diferentes elementos varían en su masa y demás propiedades.  Los átomos tienden a combinarse químicamente en proporciones numéricas definidas (Fig. 3).  Los átomos se intercambian de una a otra sustancia en una reacción química; pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Figura 1. John Dalton (1766-1844) en 1808 escribió un libro El agua (H2O) es un compuesto llamado Nuevo Sistema de filosofía química, que presentaba las de hidrógeno (H) y oxígeno (O) masas atómicas de varios elementos químicos en relación a la en una relación de 2 átomos de masa del hidrógeno. A pesar de que las masas no eran en su H por 1 átomo de O. totalidad precisas, forman la base de la actual clasificación periódica de los elementos químicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) está compuesto de cloro (Cl) Átomos de oro (Au) e hidrógeno (H). La relación que presenta es un átomo Átomos de hierro (Fe) de Cl por un átomo de H. Figura 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. La imagen del átomo dada por Dalton en su teoría atómica, lo describe como minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí para cada elemento químico (Fig. 4). Figura 2. Según Dalton, existen distintas clases de átomos que se Figura 4. La teoría de John Dalton manifiesta que el átomo es la distinguen por su masa y propiedades características. partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Las ideas de Dalton sobre el modelo atómico de la materia han servido de base a la química moderna La teoría de Dalton estaba bastante aproximada a la por ello, el modelo se nombra la teoría atómica de la realidad, pero tuvo que modificarse a medida se materia. Esta proponía: efectuaban nuevos descubrimientos. Actualmente,  Los átomos son partículas individuales que no se se conoce que los átomos están constituidos por partículas más pequeñas y que los átomos de un pueden subdividir por ningún proceso conocido. mismo elemento son casi, pero no exactamente,  Los átomos son tan indestructibles, que resisten iguales. cualquier tipo de fuerza que se les aplique.  Los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas y son iguales entre sí en el tamaño, la masa y en cualquier otra cualidad. Los 3

ESTRUCTURA ATÓMICA Química Modelo atómico de Joseph John Thomson La identificación de Thomson de los electrones fue En 1898, el físico inglés Joseph Thomson presentó un mediante el estudio de los rayos catódicos. Usó en modelo para la estructura del átomo, al que los su experimento un tubo al vacío y en sus extremos científicos denominaron budín de pasas, donde los conectó un electrodo que se conectaba a su vez a electrones eran como pasas negativas colocadas en una terminal metálica fuera del tubo. un pudín de materia positiva (Fig. 5). Estos electrodos adquieren carga eléctrica cuando se conectan a una fuente de alto voltaje. Al estar cargados los electrodos, unos rayos viajan en el tubo desde el electrodo negativo, llamado cátodo, hacia el electrodo positivo, que se llama ánodo. Figura 5. Debido a que la mayor parte de la materia es neutra, Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo, Thomson imaginó que el átomo era como una bola cargada se denominan rayos catódicos (Fig. 6). Thomson positivamente y con electrones incrustados. descubrió que los rayos se desviaban hacia una placa con carga positiva y se alejaban de una placa con Thomson estableció la hipótesis de que los átomos carga negativa. Ya se sabía que los objetos que se conformaban por una esfera de carga eléctrica tienen cargas iguales se repelen entre sí, mientras positiva distribuida de manera uniforme y en su que los objetos con cargas contrarias se atraen. interior se hallaban partículas con carga negativa (los electrones), que eran en número igual al de las De esta forma, concluyó que los rayos catódicos se cargas positivas para que el átomo fuera neutro. hallaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa, a las que denominó electrones. Cátodo Rendija Ánodo Hacia la bomba de vacío Generador de voltaje Figura 6. Tubo de rayos catódicos. Es un tubo de gases donde se realizó el experimento que permitió demostrar la existencia de los electrones. En 1886, el físico alemán Eugine Goldstein usó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y notó otro tipo de rayos que procedían del ánodo. Los rayos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior del tubo, llamándoles rayos canales; debido a que tienen la propiedad de atravesar por pequeños agujeros en el cátodo. 4

¿Cuál es el tubo de rayos catódicos en la actualidad? ESTRUCTURA ATÓMICA Química El tubo de rayos catódicos, actualmente, es el monitor de la computadora y el cinescopio del televisor. Estos La mayoría de las partículas atravesaron la lámina tubos utilizan un campo magnético variable para lograr como si no hubiese estado allí, mientras que otras que el haz de electrones se mueva hacia atrás y hacia cambiaron de dirección e inclusive rebotaron. Las adelante iluminando los dibujos en una pantalla que desviaciones se mostraron a través del uso de una está cubierta con productos químicos. pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS), que producía un centelleo ante cada impacto (Fig. 9). Él postuló que estos rayos estaban conformados por Figura 8. Ernest Rutherford (1871 -1937), se dedicó al estudio de partículas con carga positiva, que posteriormente se las partículas radiactivas a las cuales clasificó: alfa, beta y les llamó protones. Desde 1900, ya se sabían dos gamma. Descubrió que la radiactividad se enlazaba por una características de los átomos: i) son eléctricamente desintegración de los elementos, lo que le valió en 1908, el neutros y ii) poseen electrones. Para que el átomo se Premio Nobel de Química. considere neutro debe tener el mismo número de cargas positivas y negativas. De acuerdo con esta experiencia, se estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo Modelo atómico de Ernest Rutherford atómico nuclear. Rutherford concluyó que como muchas partículas alfa habían logrado atravesar la El físico neozelandés Rutherford en 1911 (Fig. 7) lámina, los átomos debían consistir principalmente en un espacio vacío. Por otro lado, ya que varias propuso una teoría fundada en un nuevo partículas alfa rebotaron, los átomos de oro (Au) debían contener un objeto cargado positivamente modelo atómico de acuerdo con sus experiencias. concentrado en medio de este espacio. Realizó un experimento que consistió en hacer llegar un haz de partículas alfa (partículas muy pequeñas de alta energía con carga positiva) provenientes de un elemento radiactivo sobre una delgada lámina de oro. Figura 7. Esquema representativo del experimento de Ernest Rutherford. 5

ESTRUCTURA ATÓMICA Química Rutherford denominó núcleo a la parte central del mp = 1.67252 x 10-24 g (carga = 1.6022 x 10-19 C) átomo (Fig. 8) y concluyó lo siguiente: mn = 1.67482 x 10-24 g (carga = 0 C)  El átomo posee un núcleo central muy pequeño La masa del electrón (me) y su carga se calculó por con carga positiva, donde se concentra la mayor medio de los trabajos del físico estadounidense R. parte de la masa del átomo. Andrews Millikan (1868 -1953):  Los átomos están constituidos en su mayor parte me = 9.10939 x 10-28 g (carga = -1.6022 x 10-19 C) por espacio vacío. Líneas espectrales atómicas y Modelo atómico de  Girando alrededor del núcleo y siguiendo órbitas Bohr circulares, se encuentran los electrones en igual Cuando la luz solar o una luz blanca pasa a través de número de los protones existentes en el núcleo, un prisma, la luz se separa en una banda que manteniéndose así la neutralidad del átomo. muestra los colores del arco iris, designada como espectro continuo (Fig. 9A).  La masa del protón es aproximadamente igual a la mitad de la masa del átomo. a Núcleo b Órbita del electrón Figura 8. Modelo atómico de Rutherford. Figura 9. Espectros producidos a partir de la dispersión por medio de un prisma de dos diferentes fuentes de luz. A. La luz El físico inglés Sir James Chadwick, estudiante de E. blanca produce un espectro continuo; B. Los átomos en estado Rutherford, continuando con el experimento del gaseoso generan un espectro de emisión. bombardeo de las partículas alfa, logró en 1932 a través de materiales radiactivos, el descubrimiento Al pasar una corriente a través de un tubo con un gas del neutrón: una partícula sin carga. Descubrió que a en su interior, se observa la emisión de luz, tal como diferencia de los electrones, sus trayectorias no eran lo hacen las luces de neón. Si la luz emitida por el gas afectadas debido a un campo eléctrico, por lo que no se pasa por un prisma, se distingue una secuencia de tenían carga e indicó que estas partículas provenían diferentes líneas brillantes llamadas líneas del núcleo. espectrales (Fig. 9B), cada línea corresponde a una longitud de onda diferente, o color, de la luz. James Chadwick indicó que el neutrón poseía 17 % más masa que el protón, pero en trabajos aún más A esta serie de líneas se les conoce como espectro de recientes indicaron que sólo existe una diferencia emisión. Estas líneas poseen un número finito para aproximada de 0.1%. La masa y carga del neutrón cada elemento, pues sus longitudes de onda son (mn) y del protón (mp), son las siguientes: características del elemento que emite la luz (Fig. 10). 6

ESTRUCTURA ATÓMICA Química Figura 10. Espectros de emisión de diferentes elementos. Estos pueden ser utilizados para identificar cada elemento e incluso demostrar su presencia. Por ejemplo, la figura muestra cómo una nebulosa está compuesta por hidrógeno, helio, sodio y neón, pues cada uno de sus espectros forma el espectro de la nebulosa. Modelo atómico de Niels Bohr estado fundamental. A temperatura ambiente, la En 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el mayoría de los electrones se hallan en estado modelo de Rutherford y propuso un modelo basal. planetario para el átomo de hidrógeno, el cual  Los electrones en niveles de energía bajos, pueden permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo absorber energía y ser promovidos o saltar hacia “permite” cierta cantidad de órbitas. Esto es, que la niveles de energía más altos, fenómeno llamado energía de los electrones en los átomos está como estado excitado. cuantizada (Fig. 11).  Los electrones en niveles de energía altos que “regresan” hacia los niveles de energía más bajos Figura 11. En el modelo atómico de N. Bohr se posicionan los emiten energía en forma de luz (el paquete de electrones en niveles de energía alrededor del núcleo. energía o la emisión de fotón por el cual viaja la luz), que es la responsable de las líneas brillantes en los espectros de emisión. Cada salto entre los distintos niveles de energía pertenece a varias de las líneas espectrales observadas (Fig. 12). El nivel de energía más bajo es el más próximo al Figura 12. Los saltos de electrones entre las órbitas permiten núcleo y sólo tiene dos electrones. Los niveles de observar líneas brillantes de diferentes colores a diferentes energía más altos se hallan más lejos del núcleo y longitudes de onda () en el espectro. Así, cuando el electrón pueden poseer mayor número de electrones. Los salta del nivel 3 al 2, se observa una línea roja; cuando lo hace postulados de Bohr afirman lo siguiente: del nivel 4 al 2, es verde; del nivel 5 al 2 es azul y del nivel 6 al 2, es violeta.  El electrón sólo se mueve en niveles de energía definidos llamados órbitas, en los que no emite energía. El nivel de energía más bajo es el más próximo al núcleo y se conoce como estado basal o 7

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 2. LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ESTRUCTURA DEL Dado que los electrones son demasiado pequeños y ÁTOMO se mueven rápido, su movimiento es imperceptible a nuestros sentidos; por ello, son detectados por la El modelo de N. Bohr no es aplicable a átomos que radiación electromagnética. Sin embargo, no es poseen más de un electrón. Aunque su teoría es útil posible medir su momentum a la vez, ya que este para poder comprender la transición de los proceso de medida entorpecería la medición de su electrones de un nivel energético a otro, fracasa al posición. considerar que el electrón actúa como partícula. Al igual que la luz, que puede actuar como onda y Este principio demostró otra deficiencia en la teoría partícula, el electrón también posee la propiedad de atómica de Bohr, que propone que los electrones se movimiento como onda y de interacción como mueven en órbitas definidas alrededor del núcleo, partícula, este es el Principio de dualidad onda- implicando que tanto la posición como la energía de partícula establecido a principios del siglo XX por un electrón pueden conocerse con certeza. Louis de Broglie. Así, toda la materia en movimiento posee longitud Ecuación de Schrödinger y funciones de onda de onda, descrita a través de la siguiente ecuación: Ernest Schrödinger derivó una nueva ecuación matemática para describir el comportamiento Donde: h es la constante de Planck, m es la masa de ondulatorio de los electrones. Como resultado de la partícula en kilogramos y v es la velocidad (m/s). esta ecuación se obtienen las funciones de onda (ψ), las cuales, son ecuaciones matemáticas que predicen Para todo objeto macroscópico, el cálculo de su la energía que poseen los electrones y las regiones longitud de onda es muy pequeño y no puede ser en el espacio adonde pueden ser encontrados. observable. Para un electrón sin embargo, la longitud de onda es significante y mesurable. El cuadrado de las funciones de onda (ψ2), es igual a la probabilidad de encontrar un electrón en una Principio de incertidumbre de Heisenberg región dada alrededor del núcleo de un átomo. Las Unos años después de que de Broglie planteara la funciones de probabilidad son llamadas orbitales y naturaleza dual de la materia, Werner Heisenberg, su representación se estudiará con más detalle en la propuso el principio de incertidumbre, que indica Lección 2. que no es posible saber con certeza la posición y el momentum (mv) de un electrón de manera En la figura 13, la densidad de probabilidad (ψ2) para simultánea. un electrón ubicado en el nivel más bajo de energía en el átomo de hidrógeno, se grafica en función de la distancia al núcleo (radio). Es de observar que a Figura 13. Densidad de probabilidad para el electrón del átomo de hidrógeno. 8

ESTRUCTURA ATÓMICA Química medida la distancia al núcleo disminuye, el valor de 22.990 Número ψ2 aumenta. Esto sugiere que el electrón con menor másico nivel energético del átomo de hidrógeno se puede encontrar, lo más probable, más cerca del núcleo. Esta densidad de probabilidad se puede visualizar Número imaginando que el electrón es un punto y cambia su posición cada segundo por un periodo largo de 11 atómico tiempo (Fig. 14). La mayor densidad de puntos se halla más cerca del núcleo. Esta es la región de Figura 15. Identificación del número atómico y másico en una mayor densidad electrónica; es decir, la región de casilla de la tabla periódica. mayor probabilidad para encontrar un electrón. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, de tal forma, que también el número atómico indica el número de electrones presente en un átomo; por ejemplo, el número atómico del berilio (Be) es 4; es decir, cada átomo neutro de berilio posee 4 protones y 4 electrones. Cada átomo en el Universo que tenga cuatro protones se llama correctamente berilio. Figura 14. Densidad electrónica para el electrón del átomo de La cantidad de protones dentro del núcleo del átomo hidrógeno representada mediante un diagrama de puntos. o el número de electrones en órbita del mismo, se denomina número atómico. 3. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO El número de masa o número másico (A) indica el De los modelos atómicos estudiados previamente, número total de protones y neutrones existentes en concluimos que el átomo está constituido por tres el núcleo de un átomo de un elemento. En el caso partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón del hidrógeno (H), su forma más común tiene un (los quarks, hadrones, bosones, etc., se estudiarán protón y ningún neutrón. en niveles superiores). Asimismo, concluimos que en el núcleo del átomo se hallan los protones y los neutrones; así como alrededor de este, están los electrones. Si observamos la Tabla Periódica, notaremos que los 4. ISÓTOPOS elementos químicos se encuentran numerados: 1 Como se ha indicado, un átomo neutro de un para hidrógeno (H), 2 para helio (He), 3 para litio (Li) elemento dado siempre tiene el mismo número de y así sucesivamente, hasta llegar al 118 para el protones y de electrones (número atómico, Z); pero, ununoctium (Uuo). Este número que representa a se ha identificado que para la mayoría de ellos cada elemento es el número atómico (Fig. 15). existen dos o más tipos de átomos. La diferencia que 9

ESTRUCTURA ATÓMICA Química hay entre estas clases de átomos del mismo El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y elemento, es que poseen distintas cantidades de bombas atómicas; en cambio, el segundo carece de neutrones. A estos átomos se les llaman isótopos. las propiedades idóneas para tales aplicaciones. A excepción del hidrógeno, que posee un nombre Los isótopos son átomos de un mismo elemento con diferente para cada uno de sus isótopos (Fig. 16), los igual número atómico y diferente número de masa isótopos de los demás elementos se identifican por debido al número de neutrones diferente. Por su número másico. Los isótopos mencionados se ejemplo, considere dos isótopos comunes del uranio nombran así: uranio -235 y uranio -238; es decir que (U) con números másicos 235 y 238: se escribe el nombre o símbolo del elemento químico seguido del número másico separado por un guion. H -1 H -2 H -3 11������ 1������ 1������ ABC Figura 16. Los isótopos del hidrógeno son los únicos que tienen un nombre específico: A. Protio, tiene un solo protón en su núcleo, sin ningún neutrón; B. Deuterio, tiene un protón y un neutrón; C. Tritio, tiene un protón y dos neutrones en su núcleo. Aplicaciones de los isótopos Seguidamente, se listan algunos ejemplos del uso Se conocen dos tipos de isótopos: los estables o no de los isótopos: radiactivos e inestables o radiactivos.  Co -60: Este es un emisor de rayos gamma (γ); los  Estable o no radiactivo: Este tipo de isótopo no rayos se usan para destruir células cancerígenas. El emite radiaciones por no poseer tantos protones haz de rayos gamma se dirigen hacia el centro del en el núcleo. tumor para que no dañe los tejidos sanos.  Inestable o radiactivo: Pueden ser naturales o  I -131: El paciente ingiere el yodo para tratar el artificiales y se basa en el principio, que entre cáncer de tiroides. La glándula tiroidea absorbe el mayor número de partículas posea un átomo en el yodo; posee el inconveniente que emite demasiada núcleo, será más inestable y por ello, liberará parte radiación beta y gamma. de sus partículas, a las que se denominan  Tc -99: Es un emisor de rayos gamma; el isótopo se radiaciones. inyecta en el paciente y se concentra en los huesos, Los isótopos tienen un amplio campo de aplicación siendo usado para el radiodiagnóstico de huesos. en la medicina y en la industria. El primer uso que se  I -123: Este isótopo es un intenso generador de les dio a los isótopos radiactivos fue para fines rayos gamma (γ), pero no emite partículas beta (β) bélicos en la fabricación de las bombas (atómica, de dañinas; es eficaz para poder obtener imágenes de neutrones, etc.); no obstante, ello motivó a la la glándula tiroidea. investigación posterior, hallándose un gran campo  Na-24: Se usa para seguir el recorrido sanguíneo y de aplicación con fines altruistas. poder detectar las obstrucciones en el sistema circulatorio. 10

ESTRUCTURA ATÓMICA Química ¿Es posible detectar actividad biológica en el planeta Marte usando isótopos? El Rover de Exploración de Marte (MER, por sus siglas en inglés (Mars Exploration Rover) es una misión que ha sido enviada a explorar Marte, por la NASA. Incluye el envío de dos rovers (robots): Spirit (lanzado el 10 de junio de 2003) y Opportunity (lanzado el 7 de julio de 2003) para explorar la superficie y geología de Marte. En hallazgos recientes, el rover Opportunity descubrió una alta concentración de azufre en rocas del lugar de aterrizaje de la Beagle 2, una sonda espacial que conformó la misión Mars Express de la Agencia Espacial Europea, la cual fue declarada oficialmente perdida el 6 de febrero de 2004. La Beagle 2 fue creada por universitarios británicos dirigidos por el científico Collin Pillinger para buscar señales de vida midiendo el fraccionamiento de carbono en rocas marcianas. Durante una conferencia de prensa en que se anunció el descubrimiento, Pillinger mencionó la posibilidad de usar isótopos de azufre para poder reconocer actividad biológica en Marte. La NASA indicó que los experimentos con isótopos requerirían una muestra traída desde el planeta Marte, ya que no es posible que la medición fuese llevada a cabo por una nave robótica; pero el análisis lo efectuaría Pillinger ya que mencionó que la NASA no cuenta con un espectrómetro de masas para isótopos y él ha estado toda su carrera construyendo máquinas para detectar isótopos. ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… GEOLOGÍA DATACIÓN POR CARBONO -14 Los vegetales toman constantemente carbono de la atmósfera, en forma de dióxido de carbono (CO2) y lo incorporan a sus tejidos. El elemento carbono (C) presenta varios isótopos y el de la atmósfera contiene una pequeña parte de carbono radiactivo: el Carbono-14 (C-14). Mientras el vegetal se halla vivo, la proporción de C-14 en sus tejidos es la misma que la que hay en la atmósfera, igual que sucede con los tejidos de los animales que se han alimentado con materia vegetal. Pero cuando cesa la respiración y muere un ser vivo, el C-14 se va desintegrando progresivamente y su proporción en los tejidos disminuye. Como se conoce la velocidad con la que se degrada y midiendo la proporción de C-14 en un momento dado se puede conocer cuánto hace que el organismo ha muerto, lo que permite estimar la edad de los materiales hechos a partir de él. Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a través de una investigación bibliográfica: ¿qué es el carbono y cómo se encuentran en la atmósfera? ¿Cómo calculan los científicos la edad de los fósiles? ¿Cómo determinan la edad de los huesos desenterrados en una excavación arqueológica? ¿En qué consiste la datación por medio del Carbono-14? ¿Cuáles son las limitaciones del Carbono-14? ¿Qué otras aplicaciones presenta el Carbono-14? 11

ESTRUCTURA ATÓMICA Química RESUMEN Átomo: Es la parte más pequeña de un elemento Número atómico, Z: Es el número de protones en un químico con identidad química propia. Los átomos núcleo atómico. El número atómico es igual al están formados por un pequeño núcleo denso de número de electrones que orbitan alrededor del protones y neutrones, y rodeado por electrones en núcleo en un átomo neutro. movimiento. Isótopo: Átomos de un mismo elemento químico Número másico, A: Es el número de protones y de que tienen el mismo número de protones en su neutrones que contiene el núcleo atómico. núcleo, pero difieren en el número de neutrones. Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Astroseti.org (2011) Entrevista con el científico del Beagle 2. Astrobiology Magazine. Consultado en junio 2011 de http://www.astroseti.org/articulo/954/entrevista_con_cientifico_del_beagle_2 2. Biggs, A., Daniel, L., Feather, R., Ortleb, E., Riller, P., Snyder, S., Zike, D. (2002) Ciencias de Glencoe. Pro- grama de Ciencias para Texas, Grado 7. Glencoe /McGraw Hill. EstadosUnidos. 3. Brush S., Holton G. (1988) John Dalton. Introducción a los Conceptos y Teorías de las Ciencias Físicas. Consultado en junio 2011 de http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/Daltonholton.html 4. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. Colombia. 5. Enciclopedia Virtual Paraguaya (s/f) Unidad VII. Organización de los seres vivos. Ciencias de la Naturaleza. Consultado en junio 2011 de http://www.evp.edu.py/index.php?title=Ciencias7moUnidad7 12

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 6. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s/f) Historia: modelos atómicos. Consultado en junio 2011 de http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/model os.htm 7. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Conceptos y Aplicaciones. McGraw Hill Interameri-cana Editores, S.A. de C.V. Colombia. 8. Ramírez, V. (2002) Química 1 para Bachillerato General. Cuarta Reimpresión. Publicaciones Cultural S.A de C.V. México. 9. SAEM Thales (s/f) Isótopos usados en medicina. Sociedad Andaluza de Educación Matemática Thales. Consultado en junio 2011 de http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0504-01/isotopos.html 10. University of Virginia (2003) Cloud Model of the Atom II. A PhysicalSciencieActivity. Consultado en junio 2011 de http://galileo.phys.virginia.edu/education/outreach/8thgradesol/CloudModel2.htm 11. University of Virginia (2003) Indirect Measurement. A PhysicalScienseActivity Consultado en junio 2011 de http://galileo.phys.virginia.edu/education/outreach/8thgradesol/IndirectMeasure1.htm 13

ESTRUCTURA ATÓMICA Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Subraya la respuesta correcta de las siguientes expresiones: 1. ¿Qué explica el modelo atómico de John Dalton? a. La materia está constituida por átomos. b. Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa. c. Los fenómenos eléctricos. 2. El aporte de Ernest Rutherford fue el siguiente: a. Descubrió que el átomo era prácticamente espacio. b. Descubrió que casi toda la masa del átomo se hallaba alrededor del núcleo atómico. c. Descubrió la existencia de protones. 3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? a. La masa del electrón es superior a la masa del neutrón. b. La carga eléctrica del núcleo atómico es positiva. c. El electrón se ubica en el núcleo del átomo. 2. Ubica las palabras que se listan en los espacios correspondientes: (1) es el número de (2) que contiene el núcleo atómico, coincide con el número de (3) sólo si el átomo es neutro. Los (4) se caracterizan por su número atómico; es decir, por el número de (5) del núcleo. Átomos con diferente número de protones pertenecen a elementos (6) . El (7) representa la suma de protones y (8) del núcleo. Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de (9) se llaman isótopos de dicho elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el mismo número de (10) . Protones Electrones Protones Neutrones Número atómico Diferentes Elementos Neutrones Número másico Protones 3. Dibuja en los bosquejos que se te presentan, los modelos atómicos postulados Ernest Rutherford, Niels Bohr y Joseph Thomson: 14

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 4. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar: a. Los átomos se conforman por una esfera de carga Modelo atómico de Rutherford eléctrica positiva distribuida de manera uniforme y en su Modelo atómico de Dalton interior se encuentran partículas con carga negativa; el Modelo atómico de Thomson cual, eran en número igual a las cargas positivas, de tal Modelo atómico de Bohr manera que el átomo fuera neutro. b. Los saltos de electrones desde niveles de mayor energía hacia otros de menor energía o viceversa, suponen una emisión o absorción de energía electromagnética. c. Al reaccionar dos elementos para crear un compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción de masas. d. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo. 5. Completa la siguiente tabla: Elemento Número atómico Número másico N° de protones N° de neutrones N° de electrones 17 20 11 235 92 20 10 1 1 1 6. De cuatro átomos: A, B, C, D sabemos que contienen: Átomo A Átomo B Átomo C Átomo D 13 protones 13 protones 14 protones 14 protones 14 neutrones 13 neutrones 15 neutrones 14 neutrones a. ¿Cuáles pertenecen a isótopos diferentes del mismo elemento? b. ¿Son el átomo B y C del mismo elemento? 7. Señala las afirmaciones correctas: 1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones. 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones. 3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico. 4. Los isótopos de un elemento químico poseen el mismo número másico. 5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones. 15

Lección 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CONTENIDOS 1. Números cuánticos. 2. Configuración electrónica. 3. Electrones de valencia. 4. Iones y número de oxidación. INDICADORES DE LOGRO ¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? 1. Describe los cuatro números cuánticos y Podemos observar la diversidad de objetos que nos rodean gracias a la interacción de la luz con los los utiliza para caracterizar los orbitales electrones de las capas externas de los átomos que atómicos. conforman las moléculas. Podemos comprender este 2. Escribe correctamente la configuración fenómeno por la forma en que los electrones se electrónica de los primeros 20 elementos acomodan en los átomos: únicamente en ciertos de la Tabla periódica. niveles en torno al núcleo. El movimiento de un 3. Identifica los electrones de valencia en la electrón de un nivel a otro superior, requiere la configuración electrónica de los primeros absorción de energía. 20 elementos de la Tabla periódica. 4. Representa la formación de diferentes iones. PALABRAS CLAVE DESCRIPCIÓN Nivel de energía, subcapas, orbitales, En esta lección se describen los números cuánticos que configuración electrónica, espín, electrones explican cómo se acomodan los electrones en los de valencia, iones. átomos en términos de orbitales. La configuración electrónica de un átomo tiene que ver con su ubicación en la Tabla Periódica.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química 1. NÚMEROS CUÁNTICOS En la segunda capa (n=2), los valores permitidos de l son 0 y 1, indicando que dentro de ella existe Alrededor del núcleo de un átomo, los la subcapa s y la p. electrones se sitúan en regiones específicas llamadas orbitales, que son descritos por un Figura 2. Forma de los orbitales s (esféricos) y p (lóbulos). conjunto de funciones de onda resultado de la solución de la ecuación de Schrödinger (Lección 1). 3. Número cuántico magnético (m). Distingue el Los orbitales son regiones de espacio con alta orbital específico dentro de una subcapa y probabilidad de encontrar un electrón y pueden ser describe la orientación espacial del orbital. Toma caracterizados y descritos mediante los valores desde –l,..., 0,..., +l. El valor máximo de m denominados números cuánticos, los cuales son: depende del valor de l (2l + 1). Por ejemplo, para l=1, hay 3 valores permitidos de m a los cuales se 1. Número cuántico principal (n). Indica el nivel de le asignan los valores: -1, 0, y +1 que indican 3 energía o capa que ocupa un electrón, es decir, la regiones en el espacio (3 orbitales atómicos) distancia promedio del electrón al núcleo. asociados a la subcapa p (Fig. 3). Adquiere valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. La energía de los niveles aumenta: 1 < 2 < 3 < 4 < 5…< n. 2. Número cuántico azimutal o secundario (l). Figura 3. Orientación en el espacio de orbitales p, de acuerdo Designa la subcapa o subnivel en el que se con los tres valores permitidos por el número cuántico encuentra el electrón y la forma de los orbitales magnético (-1, 0,+1) correspondiente a los ejes cartesianos x, y y que ocupa. Dentro de una capa (definida por el z, respectivamente. valor de n) pueden encontrarse diferentes subcapas, cada una con una forma característica (Figs. 1 y 2). Este número cuántico puede tomar valores 4. Número cuántico espín (s). Indica la rotación del enteros desde cero hasta (n-1) para cada valor de electrón alrededor de su propio eje (Fig. 4). Toma n. Generalmente, se denota cada valor de l sólo dos valores: ) y . utilizando una letra que corresponde a una subcapa diferente: Valor de l 01 2 3 Letra s pd f En la primera capa (n=1), el valor máximo de l es Figura 4. Espín del electrón. A la derecha en el sentido de las cero, indicando la presencia de una subcapa s. agujas del reloj (+½) y a la izquierda en el contrario (-½). Figura 1. Diferentes formas de los orbitales atómicos para n=3 de acuerdo al valor de l (0, 1, 2). El color de los orbitales es asignado por convención para ilustrarlos mejor. 17

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ¿Cómo se obtienen las imágenes internas de nuestro cuerpo? Hasta hace poco, para obtener imágenes de los huesos, músculos y órganos humanos sólo se lograba principalmente empleando rayos X. En los años ochenta, una nueva técnica llamada imágenes por resonancia magnética nuclear (MRI, por sus siglas en inglés) pasó a la vanguardia de la tecnología para obtener imágenes médicas. El fundamento de MRI es un fenómeno llamado resonancia magnética nuclear (RMN) que se descubrió a mediados de los años cuarenta. Actualmente, la RMN se ha convertido en uno de los métodos espectroscópicos más importantes que se emplean en química, y se basa en la observación de que, al igual que los electrones, los núcleos de muchos elementos poseen un espín intrínseco. Al igual que el espín electrónico, el espín nuclear está cuantizado. Por ejemplo, el núcleo de 1H (un protón) tiene dos posibles números cuánticos de spin nuclear, y . Un núcleo de hidrógeno en rotación actúa como un imán diminuto. En ausencia de campos externos, los dos estados de espín tienen la misma energía, pero cuando los núcleos se colocan en un campo magnético externo se pueden alinear ya sea paralelos u opuestos (antiparalelos) al campo, dependiendo de su espín. La alineación paralela tiene más baja energía que la antiparalela, siendo la diferencia energía, ΔE. Si los núcleos se irradian con fotones cuya energía es igual a ΔE, el espín de los núcleos puede “invertirse”, es decir, excitarse de la alineación paralela a la antiparalela. La detección de la inversión de los núcleos entre los dos estados de espín produce un espectro RMN. Los primeros tres números cuánticos describen a los Orbitales atómicos orbitales en particular; cada orbital puede contener Tomando los números cuánticos como pautas y recordando que los orbitales se definen como un máximo de 2 electrones, uno con espín y el funciones de onda (Lección 1), estudiaremos los orbitales de las subcapas s y p. otro con espín . En general, los números Orbitales s cuánticos indican la posición de los electrones Cada nivel o capa, contiene una subcapa s (definida dentro del átomo, por tanto, cada electrón posee un por l=0), que consiste en un orbital s (definido por conjunto de cuatro números cuánticos que lo m=0). Para distinguir los diferentes orbitales s de distinguen. cada capa, se utiliza el número cuántico principal La Tabla 1 muestra los cuatro números cuánticos como coeficiente. Por ejemplo, 1s indica el orbital s para los primeros 4 niveles de energía. del nivel 1; 2s el orbital s del nivel 2; 2p es un orbital p del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 1). Tabla 1. Relación de los valores de n, l y m hasta n=4 El orbital de más baja energía, el 1s, es esférico (Fig. Posibles Designación Posibles valores para 2), dado que al graficar la función de probabilidad o densidad electrónica (ψ2) para el orbital 1s en n valores de subcapa m función de la distancia al núcleo r, la probabilidad de para l encontrar al electrón es simétrica y disminuye a medida se aleja del núcleo (Fig. 5); esto indica que es 10 1s 0 (1 orbital) poco probable que el electrón se encuentre muy lejos del núcleo. Si analiza de forma similar los 20 2s 0 (1 orbital) orbitales 2s y 3s, verá que también tienen simetría 1 2p -1, 0, +1 (3 orbitales) esférica. De hecho, todos los orbitales s tienen simetría esférica y lo único que cambia es su 30 3s 0 (1 orbital) tamaño; es decir, que al aumentar n aumenta la 1 3p -1, 0, +1 (3 orbitales) distancia del electrón al núcleo. En la figura 5 se 2 3d -2, -1, 0, +1, +2 puede visualizar el cambio de nivel energético para 40 (5 orbitales) 1 4s 0 (1 orbital) 2 4p -1, 0, +1 (3 orbitales) 4d -2, -1, 0, +1, +2 3 (5 orbitales) 4f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7 orbitales) 18

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ψ2 ψ2 ψ2 r2 ψ2 r2 ψ2 r2 ψ2 Figura 5. Distribución de densidad electrónica en orbitales 1s, 2s y 3s. La parte inferior de la figura muestra cómo varía la densidad electrónica, representada por ψ2, en función de la distancia r al núcleo. los orbitales 2s y 3s; muchas veces, el valor ψ2 es r2 ψ2 cero (la probabilidad es nula de encontrar un electrón a esta distancia del núcleo), llamándose Figura 6. Densidad electrónica y probabilidad de “nodo” a estas regiones. encontrar un electrón, en función de la distancia al núcleo (2) para un orbital p. Orbitales p En el segundo nivel, l tiene los valores de 0 y 1; Estableciendo al núcleo en el origen del plano aparece la subcapa p que contiene un conjunto de cartesiano, podemos visualizar la orientación de tres orbitales correspondientes a los 3 valores de m cada uno de los tres orbitales p (Fig. 2). De esta permitidos (-1, 0, y +1) que se representan como los manera, los orbitales p con un valor dado de n, orbitales px, py y pz, junto al nivel energético en el tienen el mismo tamaño, pero difieren en su que se ubican (2p, 3p, etc.). Cada conjunto de orientación espacial. orbitales p se asemeja a tres pesas idénticas colocadas perpendicularmente entre sí; por tanto la distribución de su densidad electrónica se concentra en dos regiones a los lados del núcleo (Fig. 6) y a cada lado se denomina lóbulo. 19

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Una vez caracterizados los orbitales, podemos describir la disposición de los electrones dentro de ellos para los primeros 20 elementos de la Tabla Periódica, utilizando las configuraciones electrónicas, las cuales son la forma en que se distribuyen los electrones entre los orbitales de los diferentes niveles y subniveles de energía. Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales 1. Los electrones ocupan los orbitales comenzando desde el nivel más cercano al núcleo, o sea, el de menor energía (nivel 1, luego el 2, etc.). La figura 7 sugiere el orden en el que los electrones ocupan los orbitales en los diferentes niveles energéticos, primero el 1s, luego el 2s, 2p y así sucesivamente. 2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de Figura 7. Diagrama de orden de llenado de los orbitales. Se un átomo no pueden tener los cuatro números comienza llenando desde abajo (1s, menor energía) hacia cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los arriba (mayor energía). primeros tres números cuánticos (n, l y m), determinan un orbital específico. Dos electrones energía, la subcapa y el número de electrones así: pueden tener los primeros tres números 1s1 cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser diferente. el coeficiente 1 indica el nivel de energía (n), la letra minúscula denota la subcapa y el 3. Regla de Hund: cuando hay orbitales de igual superíndice el número de electrones. Este último energía, los electrones ocupan inicialmente estos valor se obtiene del número atómico (Z). orbitales de forma individual. Este fenómeno 2. Diagrama de orbitales, se utiliza para mostrar la puede explicarse debido a que los electrones distribución de los electrones en cada subcapa tienen la misma carga eléctrica e intentan estar que se descompone en orbitales individuales, separados entre sí como sea posible. Esto se representados por cajas. Esta representación consigue situándose en orbitales vacíos de puede elaborarse con la dirección de energía energía similar en lugar de emparejarse con otros creciente vertical (Fig. 8a) o de izquierda a electrones en orbitales semi llenos. derecha (Fig. 8b). Representación de las configuraciones electrónicas Los electrones se indican mediante flechas. Una Para representar las configuraciones se puede apuntando hacia arriba corresponde a un tipo de realizar de dos formas diferentes: espín ( ) y una flecha apuntando hacia abajo al 1. Notación s p d f, en la cual se escribe el nivel de otro tipo ( ). 20

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química Los electrones que se encuentran en un mismo orbital con los espines opuestos [↑↓], se dice que están apareados. Los electrones en diferentes orbitales de la misma subcapa ocupados individualmente tienen espines iguales o paralelos (las flechas apuntan en la misma dirección). Por ejemplo, para la subcapa 2p se indica escribiendo [↑ ][↑ ][↑ ] en lugar de [↑ ][↓ ][↑ ], siguiendo la regla de Hund. Figura 9. Principio de Aufbau para los elementos Z=3 hasta Z=10. ab ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 1 hora) Figura 8. Diagramas de orbitales con dirección creciente de energía: a. vertical y b. horizontal. CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA Principio de Aufbau o de construcción Materiales por grupo Aufbau es una palabra alemana que significa Caja de fósforos, diagrama con orden de llenado, plantilla “construcción progresiva”; en química, es un método de diagrama de orbitales, lápiz, Tabla periódica y libreta de utilizado para realizar las configuraciones apuntes. electrónicas de los elementos por orden de su número atómico creciente. Procedimiento Al pasar de un elemento neutro al siguiente, se Proporcione a sus estudiantes, antes de realizar la actividad, añade un electrón y después se describe el orbital el diagrama con el orden de llenado de los orbitales y la donde va el electrón añadido. plantilla con el diagrama de orbitales. Este último puede ser impreso en una página de papel bond tamaño oficio de Sus estudiantes al terminar la actividad 1, deberán manera que los orbitales sean grandes. Otra alternativa es tener en sus libretas de apuntes un esquema que el estudiantado elabore el diagrama en una cartulina. parecido al de la figura 9. Luego, indíqueles que: 1. Formen grupos de cuatro. 2. Busquen en la Tabla periódica el número atómico del Hidrógeno (H). 3. Realicen el orden de llenado en la plantilla para el átomo de hidrógeno utilizando los fósforos como electrones, ubicando la cabeza del fósforo hacia arriba o hacia abajo simulando el espín del electrón. 4. Escriban la notación s p d f en su libreta de apuntes. 5. Representen el diagrama de orbitales en su libreta de apuntes. 6. Repitan los pasos del 2-4 hasta el átomo de calcio. Pregunte a sus estudiantes ¿Qué átomos poseen electrones en el menor nivel de energía? ¿A partir de qué átomo y qué nivel energético empiezan a llenarse los orbitales p? ¿En cuáles átomos evidencia más la regla de Hund? 21

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química 3. ELECTRONES DE VALENCIA ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) Se denomina capa de valencia de un átomo a la capa o nivel más externo del mismo. Los electrones que se EN EL NIVEL MÁS ALTO encuentran en esta capa se llaman electrones de valencia y son los que intervienen al formar un Materiales por grupo enlace de cualquier tipo (Lección 3). Cada elemento Diagrama de orbitales realizados en la Actividad 1, tiene asignado un número que indica la capacidad configuraciones electrónicas escritas en la Actividad 1 y un que posee dicho elemento para combinarse con plumón permanente de cualquier color. otros elementos. Ese número se denomina valencia. Procedimiento Así, la capa de valencia para el Li es 2s1 y la cantidad 1. Formar los mismos grupos de la Actividad 1. de electrones que posee esta capa es de 1; para el 2. Identificar los electrones en el nivel energético más Be es 2s2 y posee 2 electrones de valencia; para el B es 2s2 2p1 y cuenta con 3 electrones de valencia; y así alto, en cada uno de los diagramas de orbitales de los sucesivamente para los demás elementos. 20 elementos que ya elaboró en la Actividad 1. 3. Contar cuántos electrones hay en el nivel más alto e 4. IONES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN indíquelos a un lado de cada diagrama. Puesto que todos los gases nobles (con excepción 4. Subrayar en las configuraciones electrónicas el nivel del He) tienen 8 electrones de valencia, muchos más alto. átomos al reaccionar también terminan con 8 electrones de valencia, dado que así alcanzan Pregunte a los estudiantes estabilidad energética (Lección 3). ¿Cuál es el nivel de energía más alto para el hidrógeno (H) y el helio (He)? ¿Cuál es el nivel de energía más alto para el Esta observación ha dado lugar a dos conceptos litio (Li)?, ¿Qué otros elementos poseen este mismo nivel conocidos como: regla del octeto, la tendencia de los como el más alto? Realice las mismas preguntas átomos para tener 8 electrones de valencia, y la cambiando el Li por el sodio (Na) y luego por el potasio (K). regla del dueto: la tendencia de los átomos de tener ¿Qué elementos poseen en su última capa un total de 2 2 electrones de valencia. electrones? Realice las mismas preguntas, pero cambiando el valor de 2 electrones por 3, 4… hasta llegar a 8 Un octeto de electrones consiste en orbitales s y p electrones. llenos en un átomo (s2p6 = 8 electrones) y un dueto con el orbital s lleno (s2 = 2 electrones). Por ejemplo, el átomo de sodio, que posee 11 protones y 11 electrones, pierde con facilidad el electrón de la subcapa 3s. El catión resultante tiene 11 protones y 10 electrones, y por tanto tiene una carga neta de +1 (Fig. 10), obteniendo una configuración estable pues se parece a la del neón (1s2). Una manera en que los átomos pueden alcanzar el octeto es ganando, perdiendo, o compartiendo electrones de su capa de valencia, debido a que es la capa más alejada del núcleo. A los átomos que pierden o ganan electrones se les llama iones. Un ión con carga positiva se llama catión y uno con carga negativa, anión. Figura 10. Esquema de formación del ión sodio (Na+). 22

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química El flúor, con 9 protones y 9 electrones (neutro), gana un electrón en las reacciones químicas para generar el ión F- con el octeto completo en su última capa (2s22p6) parecida al Neón (Fig. 11). Se conoce como número de oxidación de un elemento a Figura 11. Esquema de formación del ión fluouro (F-). la carga eléctrica que se le asigna a un átomo en un compuesto. Esta puede ser en ocasiones la carga que posee cuando se encuentra en forma de ión. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos, según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones; un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación. Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos pueden tenerlos positivos o negativos (Tabla 2). Algunos iones son poliatómicos, es decir, que están formados por más de un átomo (NH4+, NO3-, etc.), y serán estudiados en lecciones posteriores. Tabla 2. Fórmulas de algunos iones comunes Cationes comunes Aniones comunes Fórmula Nombre Fórmula Nombre Na+ Sodio F- Fluoruro K+ Potasio Cl- Cloruro Ag+ Plata Br- Bromuro Mg2+ Magnesio O2- Óxido Ca2+ Calcio S2- Sulfuro Zn2+ Zinc N3- Nitruro Cu2+ Cobre (II) I- Yoduro Al3+ Aluminio H- Hidruro Es importante distinguir entre número de oxidación y valencia. Por ejemplo, en el caso del O2-, la valencia del oxígeno es 6, pero su estado de oxidación es 2- (ha ganado 2 electrones, por eso es negativo). ¿Una bomba en nuestro cuerpo? Nuestro organismo, contiene una bomba llamada bomba sodio-potasio (Na+/K+) o Na+/K+-ATPasa que tiene muchas funciones en la célula. La principal es que mantiene el gradiente electroquímico de la célula, manteniendo el potencial de la membrana al permitir una concentración alta de K+ dentro de la célula y manteniendo una concentración alta de Na+ afuera. Esto facilita el transporte de nutrimentos a través de la membrana por medio del transporte activo secundario. Por ejemplo, la glucosa es cotransportada con Na+ dentro de la célula en contra del gradiente de concentración. Para la mayoría de las células animales, la Na+/K+-ATPasa es responsable del gasto de 1/3 de la energía de la célula. Para las neuronas es responsable del gasto de 2/3 de la energía de la célula. 23

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 1 hora) QUIERO SER ESTABLE Materiales por grupo 10 frijoles blancos, 10 frijoles negros o rojos y una Tabla periódica. Procedimiento Con los mismos grupos de estudiantes de las actividades anteriores, seguir las siguientes indicaciones: 1. Identificar el número atómico del litio en la Tabla periódica. 2. Utilizar los frijoles blancos como protones (cargas positivas) y los negros como electrones (cargas negativas). Para esta actividad también pueden usar botones de colores para representar a los protones y electrones (ver nota). 3. Retirar o agregar el número de electrones necesarios, según corresponda, aplicando la regla del dueto o del octeto (parecida a la de un gas noble). 4. Contar cuántas cargas positivas tiene y cuántas negativas. 5. Asignar la carga que adquiere el átomo de litio. 6. Repetir los pasos del 1-6 para los siguientes átomos de la Tabla Periódica hasta el flúor. NOTA: Tome la cantidad de frijoles necesaria para representar el número de protones y electrones que posee el átomo de litio neutro. Recuerde que los metales (Grupo I y II) pierden electrones para adquirir la configuración de un gas noble (regla del octeto) y los no-metales (oxígeno, flúor, azufre, etc.) ganan electrones para obtener el octeto. Pregunte a sus estudiantes: ¿A qué elementos aplicaron la regla del dueto y a cuáles la del octeto? ¿Cuáles elementos formaron cationes? ¿Cómo funcionan los semiconductores? Los semiconductores son elementos que tienen una conductividad eléctrica inferior a la de un conductor metálico, pero superior a la de un aislante. El semiconductor más utilizado es el silicio, que es el elemento más abundante en la naturaleza, después del oxígeno. Otros semiconductores son el germanio y el selenio. Los átomos de silicio tienen su orbital externo incompleto con sólo cuatro electrones de valencia. Estos átomos forman una red cristalina, en la que cada átomo comparte sus cuatro electrones de valencia con los cuatro átomos vecinos, formando enlaces covalentes. A temperatura ambiente, algunos electrones de valencia absorben suficiente energía calorífica para librarse del enlace covalente y moverse a través de la red cristalina (figura de abajo), convirtiéndose en electrones libres. Si a estos electrones, que han roto el enlace covalente, se les somete al potencial eléctrico de una pila, se dirigen al polo positivo. Cuando un electrón libre abandona el átomo de un cristal de silicio, deja en la red cristalina un hueco, que con respecto a los electrones próximos tiene efectos similares a los que provocaría una carga positiva. Los huecos tienen la misma carga que el electrón, pero con signo positivo. El comportamiento eléctrico de un semiconductor se caracteriza por los siguientes fenómenos:  Los electrones libres son portadores de carga negativa y se dirigen hacia el polo positivo de la pila.  Los huecos son portadores de carga positiva y se dirigen hacia el polo negativo de la pila.  Al conectar una pila, circula una corriente eléctrica en el circuito cerrado, siendo constante en todo momento el número de electrones dentro del cristal de silicio.  Los huecos sólo existen en el seno del cristal semiconductor. Por el conductor exterior sólo circulan los electrones que dan lugar a la corriente eléctrica. 24

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química RESUMEN Configuración electrónica: Distribución específica de los electrones dentro de los orbitales de átomos e iones. Electrones de valencia: Electrones ubicados en la capa más externa del átomo. Ión: Átomo o grupo de átomos que poseen una carga eléctrica. Números cuánticos: Números que describen las energías de los electrones en los átomos. Número de oxidación: Se denomina a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones del enlace se distribuyen según ciertas reglas. En el caso de iones monoatómicos, el número de oxidación corresponde a la carga del ión. Orbital atómico: Región en el espacio en la cual hay una alta probabilidad de encontrar electrones. Principio de Aufbau: Guía para predecir el orden en que se ubicarán los electrones dentro de las capas y las subcapas de los átomos. Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener su conjunto de números cuánticos idénticos. Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004). Química. La ciencia central. México: PEARSON EDUCACIÓN. 2. Instituto de Tecnologías Educativas, Ministerio de Educación, Gobierno de España, Corteza atómica: estructura electrónica. Consultado en junio de 2011 de http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celect ron.htm 3. Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003). Química General. Madrid: Prentice Hall. 4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L., Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning. 25

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Subraya la respuesta correcta: 4. Explica por qué los siguientes diagramas de orbitales son erróneos.  El número cuántico m para un electrón en el orbital 5s puede ser: a. a. +1/2 ó -1/2 b. Cualquier valor entero entre -5 y +5 b. c. Cualquier valor entero entre 0 y 5 d. Cero  El número de electrones desapareados en un c. átomo de fósforo es: a. 5 b. 3 c. 1 d. 2  Si l=3, nos indica que son orbitales: 5. Escribe la configuración electrónica para un a. s átomo del elemento con Z=15. b. p c. d 6. Escribe el diagrama de orbitales para las d. f siguientes configuraciones electrónicas: 2. Escribe V si es verdadero o F si es falso a las a. 1s22s22p5 siguientes afirmaciones: b. 1s22s22p63s1 c. 1s22s22p63s23p64s23d5 En la notación 1s2, el 1 indica el nivel de energía, d. 1s1 la s indica el subnivel y el 2 indica el número cuántico magnético. 7. Identifica la capa de valencia de las configuraciones electrónicas del numeral Dos electrones de un mismo átomo ubicados en anterior. el nivel 1, pueden tener los siguientes números cuánticos (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2). 8. Haz un esquema para representar la formación El principio de exclusión de Pauli expresa que la de los siguientes iones: distribución más estable de los electrones en a. H+ los subniveles de energía es la que tenga mayor b. Mg2+ número de espines paralelos. c. H- d. S2- 3. ¿Cuál de los siguientes grupos de números 9. Escribe la configuración electrónica para los iones cuánticos, es probable para un electrón ubicado del numeral anterior. en la subcapa 4p? a. (4, 3, 1, +1/2) b. (4, 1, 1, +1/2) c. (4, 2, 1, +1/2) d. (4, 0, 1, +1/2) 26

Lección 3. ENLACE QUÍMICO CONTENIDOS 1. Enlace químico. 2. Estructura de Lewis. 3. Tipos de enlace químico. 4. Propiedades de las sustancias en función del tipo de enlace químico. INDICADORES DE LOGRO ¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? 1. Dibuja estructuras de Lewis para iones y moléculas Los millones de compuestos conocidos, tanto pequeñas. naturales como sintéticos, se forman de átomos 2. Usa el concepto de electronegatividad para la enlazados a otros, cuyas características físicas y predicción de la formación de los enlaces. químicas dependen del tipo de enlace formado. 3. Diferencia las fuerzas intramoleculares e intermoleculares. Por ejemplo, el agua está formada por el enlace 4. Distingue entre el enlace iónico y elenlace covalente. covalente de dos átomos de hidrógeno y uno de 5. Demuestra cómo los átomos se combinan para oxígeno. Este tipo de enlace le confiere aquellas lograr la estabilidad química, mediante la regla del propiedades únicas para el sostenimiento de la octeto. vida en la Tierra. PALABRAS CLAVE DESCRIPCIÓN Enlace iónico, enlace covalente, enlace coordinado, Esta lección se desarrolla centrándose en los moléculas, fuerzas intermoleculares, fuerzas distintos tipos de enlace químico que existen. La intramoleculares, regla del octeto, electronegatividad, exposición de los enlaces se ha basado en la fuerzas de Van der Waals, enlace por puente de clasificación general de las fuerzas que le dan hidrógeno. origen; se describen también, los términos que se asocian a ella (electronegatividad, estructura de Lewis, regla del octeto).

ENLACE QUÍMICO Química En la actualidad, la mayoría de las personas o compartición de electrones. La atracción prefieren utilizar una pasta de dientes que resultante entre los átomos participantes se llama contenga flúor (F) y de seguro usted y sus enlace químico. estudiantes también. Pregúnteles ¿conocen la razón de por qué el flúor ayuda a la prevención de la El enlace químico es la fuerza que mantiene a dos o caries? más átomos unidos, dando origen a la formación de ¿Qué efecto hará el flúor en nuestros dientes? El flúor es una sustancia que hace resistente el esmalte una molécula y la atracción que ejercen entre sí de los dientes. Si se aplica flúor sobre los dientes, este reacciona con el calcio (Ca2+) de los mismos, formando dichas moléculas (Fig. 1). fluoruro de calcio (CaF2) ya que, el flúor reacciona con los cristales del esmalte, formando un compuesto que Oxígeno (O) Electrones compartidos aumenta mucho la resistencia del esmalte. O Además, el flúor ayuda a la remineralización del diente, al favorecer la entrada en su estructura de iones calcio H H (Ca2+) e iones fosfato (PO43-). Esto ocurre porque el flúor tiene carga negativa que atrae al calcio que tiene carga Hidrógenos (H) positiva, y forma un enlace iónico. Figura 1. El agua (H2O) es una molécula que está formada por la De la forma en que los átomos se unen dependen las unión de dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno por propiedades fisicoquímicas de las sustancias. Por medio de un enlace covalente (comparten electrones). ejemplo, al respirar monóxido de carbono (CO) este se enlaza fuertemente a ciertas sustancias que se Al estudiar la naturaleza de las sustancias se halla encuentran presentes en los glóbulos rojos de la que todas están conformadas por agrupaciones de sangre, perdiendo estos su capacidad para átomos. Unas veces forman agregados neutros transportar oxígeno, provocando asfixia. (moléculas) y otras, sustancias con carga: los iones. La unión entre los átomos, moléculas o iones es lo De este y otros ejemplos, surgen preguntas como las que constituye el enlace químico. siguientes ¿qué es un enlace químico? ¿Cómo se efectúa un enlace químico? ¿Qué facilitan o qué Algunas consideraciones importantes que ayudan a impiden los enlaces? ¿Qué determina que uno sea comprender la formación del enlace químico, se más fuerte o débil que otros enlaces? listan a continuación: 1. ENLACE QUÍMICO a. La unión entre átomos se efectúa a través de los Cuando los átomos se unen para formar moléculas electrones de la capa exterior o valencia. hay un intercambio de los electrones de valencia; es decir, los electrones de la capa más externa de cada b. La unión química se genera cuando uno o más átomo. Esta unión, se logra por la ganancia, pérdida electrones de valencia de algunos átomos son transferidos o compartidos entre los átomos. c. Los gases nobles poseen ocho electrones en su última capa, a excepción del helio (He) que sólo tiene dos. Esta configuración electrónica le comunica al átomo gran estabilidad, lo que explica su poca reactividad. Las fuerzas que dan origen a los enlaces químicos son clasificados en dos grandes grupos: las fuerzas intramoleculares y las fuerzas intermoleculares. 28

ENLACE QUÍMICO Química ¿Cómo se utilizan los gases nobles, si son inertes? estadounidense Gilbert Lewis. Él propuso Los gases nobles son utilizados habitualmente para la representar los electrones de valencia mediante iluminación, por su falta de reactividad química. Los cruces o puntos con el fin de visualizar la bombillos incandescentes utilizan, por lo general argón transferencia o la compartición de electrones en el (Ar) y kriptón (Kr), como gases de relleno para proteger enlace cuando los átomos se unen; se colocan al el filamento. El kriptón, es utilizado en los focos de alto alrededor del elemento. Debe seguirse los pasos rendimiento (tienen temperaturas más elevadas y son siguientes: de mayor eficacia) debido a que disminuye la velocidad 1. Escribe el símbolo del elemento químico. de evaporación del filamento más que el argón. 2. Desglosa la configuración electrónica completa de los elementos. Selecciona los electrones que están en el último nivel energético. 3. Es importante que recuerde cuáles electrones están pareados y cuáles no lo están.  Fuerzas intramoleculares: Son los enlaces que Paso 1: H, C, F, K, Sc Electrones de valencia originan las moléculas. Cuando se afectan estas atracciones ocurre una reacción química. Paso 2: 1s1 2s22p2  Fuerzas intermoleculares: Se establecen entre las Configuración electrónica 2s22p5 moléculas y explican las propiedades físicas de las 3s23p1 sustancias; por ejemplo, ¿por qué el hielo es H = 1s1 4s2 menos denso que el agua líquida? ¿Por qué se C = 1s22s22p2 producen los cambios de agregación en la F = 1s22s22p5 materia? Al = 1s22s22p63s23p1 Ca = 1s22s22p63s23p64s2 Los principales modelos utilizados para interpretar las fuerzas intramoleculares son: el enlace iónico, Paso 3: metálico y covalente (este último posee variantes: el enlace polar, no polar y coordinado). En cambio, las Las estructuras de Lewis se pueden utilizar para fuerzas intermoleculares se clasifican en dos grupos: lograr predecir la formación de enlaces covalentes las fuerzas de Van der Waals (ión -dipolo, dipolo - que constituyen las moléculas diatómicas (tienen dipolo y fuerzas de dispersión de London) y el enlace dos átomos) y las moléculas poliatómicas (poseen por puente de hidrógeno. varios átomos) (Fig. 2). CH4 (metano) H2O (agua) NH3 (amoníaco) 2. ESTRUCTURAS DE LEWIS Figura 2. Se representa mediante una cruz a los electrones de Cuando los átomos interaccionan para formar un enlace que pertenecen al hidrógeno, para diferenciarlos de los enlace, solamente interactúan sus regiones más electrones de valencia que pertenecen a los otros átomos (4 del externas. Por este motivo, cuando se estudian los C, 6 del O y 5 del N). Todos cumplen con la Regla del Octeto. enlaces químicos se consideran los electrones de valencia. Para lograr demostrar que el número de electrones no cambia en una reacción química, se usa el sistema de puntos señalado por el químico 29

ENLACE QUÍMICO Química Regla del octeto La naturaleza de estos enlaces va a determinar el La regla del octeto establece que el último nivel de comportamiento y las propiedades de las distintas energía de un átomo debe tener ocho electrones, moléculas. Estas propiedades dependerán, por lo para que adquiera una configuración estable. Esta tanto, del tipo de enlace, el número de enlaces por configuración es semejante a la de un gas noble átomo y de las fuerzas de unión. razón por la cual es difícil que reaccionen con otro elemento. Electronegatividad El enlace entre los átomos puede imaginarse como el Esta regla es aplicable para la creación de enlaces juego de lucha, de tira y afloja por los electrones de entre los átomos. Así, en los ejemplos anteriores valencia; por ello, se requiere de un parámetro para cada uno de los elementos centrales de cada uno de fijar la atracción que ejerce cada átomo sobre los los compuestos tiene 8 electrones en su última capa, electrones compartidos. La electronegatividad es la semejante a la de un gas noble. medida de atracción, es decir, la capacidad de un átomo para atraer electrones. Por ejemplo, el oxígeno posee seis electrones de valencia, dos menos que un gas noble; al enlazarse El compartir electrones o donarlos en un enlace con el hidrógeno, comparte un electrón con cada dependerá de las electronegatividades que tengan uno de los átomos de hidrógeno, sumándose ocho los átomos enlazados. Aquellos electronegativos en electrones y cumpliendo la ley del octeto. alto grado, como el flúor (F) (Fig. 3), atraen los electrones de valencia en un enlace, más que los De la misma forma, el nitrógeno tiene 5 electrones átomos que poseen menor electronegatividad, tal en su último nivel, 3 menos que un gas noble: se como el sodio (Na). enlaza a 3 átomos de hidrógeno que le brindan los 3 electrones restantes para alcanzar la estabilidad. Figura 3. Con algunas excepciones, los valores de la electronegatividad aumentan al avanzar de izquierda a derecha en cualquier período de la Tabla Periódica. En cualquier grupo, los valores de la electronegatividad disminuyen de arriba hacia abajo. Se representa la diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados mediante el símbolo ∆EN (diferencia de electronegatividad). Este valor se calcula restando la electronegatividad menor de la mayor; así, ∆EN siempre es positiva; es decir, la ∆EN entre el flúor y el sodio es 4.0 – 0.9 = 3.1. 30

ENLACE QUÍMICO Química ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 5 minutos) imaginó que los átomos tenían “polos” eléctricos cargados positiva o negativamente. PROBLEMAS DE PRÁCTICA Propuso que la fuerza que une a los átomos en un Solicíteles a sus estudiantes que utilizando solamente la radical orgánico o una molécula inorgánica era de Tabla Periódica, determinen el ∆EN de los pares de naturaleza eléctrica. Luego, el físico alemán Walter átomos en los siguientes enlaces: a) Ca –S; b) Ba –O; Kossel, propuso el enlace iónico en 1916. El enlace c) C –Br; d) Ca –F y e) H –Br. iónico resulta de la transferencia de uno o más electrones entre átomos. La pérdida o la ganancia de 3. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO los electrones es un proceso de compartición: un Los diferentes tipos de enlace químico de acuerdo elemento dona electrones y otro los acepta. con las fuerzas que presentan, son: Fuerzas intramoleculares El átomo que accede uno o varios electrones para Dentro de una molécula, los átomos se encuentran quedar con ocho electrones en su capa de valencia unidos a través de fuerzas intramoleculares. Estas adquiere carga eléctrica positiva y se convierte en un fuerzas establecen las propiedades químicas de las ión electropositivo o catión. sustancias. El átomo que gana uno o varios electrones cedidos 1. Enlace iónico o electrovalente completa el octeto en su capa de valencia y queda A principios del siglo XIX, el químico sueco Jöns J. con carga eléctrica negativa y se convierte en un ión Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en electronegativo o anión. Los iones resultantes, con agua conducían la electricidad y, sobre este hecho, cargas opuestas, se atraen el uno al otro (Fig. 4). Na Na - 1 electrón de valencia 8 electrones en su capa externa + Na 8 electrones en su capa externa _ Cl + 1 electrón de valencia Cl Figura 4. El sodio (Na) se convierte en catión (dona un electrón) y el cloro (Cl) se convierte en anión (acepta un electrón). Esta fuerza de cohesión que los mantiene juntos, permite la formación de un compuesto iónico. Este tipo de compuestos forman cristales, ya que la atracción de los iones produce un arreglo llamado red cristalina. Este enlace se establece entre los compuestos que forman los metales (M) con los no metales (NM); por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) se forma por el metal sodio (Na) y el no metal cloro (Cl). La transferencia de electrones 31

ENLACE QUÍMICO Química de un metal hacia un no metal (Figs. 4 y 5), es a causa de que los metales presentan menos electronegatividad que los no metales, según se confirmó en los problemas de la Actividad 1. Cl- Na+ Figura 5. Estructura cristalina del cloruro de sodio (NaCl). Cuando el sodio cede su electrón de valencia, se forma el ión sodio con carga positiva (Na+); el cloro acepta este electrón y se produce el ión cloro con carga negativa (Cl-). Los dos iones tienen ahora 8 electrones en su capa externa y se atraen entre sí, pues poseen cargas opuestas. El compuesto que resulta es eléctricamente neutro, es decir, carece de carga (Fig. 6). Na+ :.C...l :- NaCl :...:Na• + Cl Figura 6. Formación de la molécula de cloruro de sodio (NaCl). ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos) FORMACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS Con esta actividad se pretende que el estudiantado considere otras combinaciones de átomos para la formación de compuestos iónicos. Forme equipos de tres estudiantes y repártales todos los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿cómo consideran que los átomos de sodio y cloro están enlazados para formar la sal común (cloruro de sodio)? ¿La unión entre los átomos de los distintos elementos, será igual? ¿Cómo estarán los átomos “enganchados” unos a otros? Materiales Una pieza de cartón corrugado de 50 x 50 cm. Ocho hojas de papel de distinto color. Una caja de tachuelas o botones de diferentes colores. Regla, tijeras. Procedimiento 1. Cortar tres círculos de papel que posean 7 cm de diámetro aproximadamente, para cada uno de los siguientes elementos: litio (Li), azufre (S), magnesio (Mg), oxígeno (O), yodo (I), nitrógeno (N), calcio (Ca). Utilicen un papel de distinto color para uno de ellos y escribir el símbolo de cada elemento en el círculo que le corresponda. 2. Escoger los átomos de litio y azufre. Poner los círculos uno al lado del otro sobre una pieza de cartón corrugado. 3. Utilizar las tachuelas de un color para el litio y otro color para el azufre. Poner una tachuela por cada electrón de valencia sobre los círculos, espaciándolas alrededor de los perímetros. 4. Transferir las tachuelas desde los átomos que son metálicos hacia los átomos no metálicos de forma que ambos elementos logren la configuración de un gas noble. 5. Una vez que finalicen, escribirán el símbolo de los iones con sus cargas y explicarán el proceso de enlace surgido. 6. Repetir los pasos del numeral 2 al 5, para las combinaciones restantes de átomos (un metal + un no metal). Pregúnteles: ¿cómo representaron el enlace iónico que formaron para cada uno de los compuestos? ¿Cuáles son las características que presenta un enlace iónico? ¿Por qué tuvieron que utilizar más de un átomo, en algunos casos? 32

ENLACE QUÍMICO Química Compuestos iónicos electrones que forman este enlace no son atraídos Los compuestos iónicos típicos son las sales, que se preferentemente por algunos átomos, debido a que forman por la unión de un metal con un no metal, la diferencia de electronegatividades resulta nula o por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl), el cloruro de muy pequeña (átomos con electronegatividades calcio (CaCl2), el bromuro de sodio (NaBr), etc. (Fig. iguales o similares). 7). ¿La excesiva ingesta de sal (cloruro de sodio, NaCl) en  Poseen puntos de fusión y ebullición altos. la dieta diaria podría causar daños a la salud?  Se disuelven en solventes polares. La sal común (cloruro de sodio, NaCl) es un ejemplo de  Fundidos o en solución acuosa son conductores enlace iónico: en él se combinan sodio (Na+) y cloro (Cl-), perdiendo el primero un electrón que es capturado por de la corriente eléctrica. el segundo. En una solución, este enlace se rompe y los  En solución, son químicamente activos. iones se disocian; ejemplo de esto, se refleja en nuestro  Los cristales tienen varias formas geométricas cuerpo durante los procesos metabólicos. (cúbica, hexagonal, rómbica). Se forman redes El agua (H2O), un solvente polar, disuelve con facilidad cristalinas y no verdaderas moléculas. la sal. Un exceso de sal en nuestro organismo, puede causar hipertensión y complicaciones cardiovasculares, por lo tanto, se debe consumir con moderación. Figura 7. El fluoruro de calcio (CaF2) es un compuesto iónico. Es Se distinguen tres tipos de enlace covalente: polar, cristalino a temperatura ambiente, se funde a temperatura no polar y coordinado. Si dos átomos comparten un elevada (1418°C) y se disuelve en agua. par de electrones forman un enlace simple; si son dos pares de electrones lo que se comparten; 2. Enlace covalente entonces, se forma un enlace doble. En ciertas En 1916, el químico estadounidense Gilbert Lewis circunstancias suele presentarse un triple, cuádruple propuso el concepto de enlace covalente. El enlace o hasta un quíntuple enlace (Fig. 8). covalente resulta de compartir uno o más pares de electrones entre los átomos de los no metales; los La compartición de un par de electrones entre átomos a) enlazados da lugar a un enlace covalente simple. b) La compartición de dos pares de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente doble. c) La compartición de tres pares de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente triple. ..Figura 8. a) — es un enlace simple, b) = es un doble enlace y c)  es un triple enlace. a. Enlace covalente no polar, homopolar o puro. Surge cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia es cero en electronegatividad. Así, en la formación de la molécula de flúor (F2), sólo se necesita conocer que cuenta con siete electrones en su 33

ENLACE QUÍMICO Química capa de valencia y si dos átomos comparten un electrón, poseerán ocho electrones en su última capa; por lo tanto, se estará cumpliendo la regla del octeto (Fig. 9). F+ F FF 2 Átomos de flúor :..F..:...F.: Molécula de flúor :.... .....:F• + F F2 Figura 9. La molécula de flúor (F2) se puede representar con una raya entre los símbolos de los átomos que los forman: F -F. (Las representaciones de círculos mostradas arriba son para efectos didácticos; no son representaciones reales del átomo). b. Enlace covalente polar o heteropolar. El enlace covalente polar se origina por la compartición desigual de los electrones del enlace. En este enlace se observa que el elemento químico más electronegativo atrae a los electrones de la unión, adquiriendo una carga parcial negativa (δ-) y el de menor electronegatividad, carga parcial positiva (δ+); debido que no se da una transferencia total de electrones, sino una distribución parcial de electrones; por ejemplo, la molécula de ácido clorhídrico (HCl) tiene un enlace covalente polar simple (Fig. 10). + Átomo de hidrógeno Átomo de cloro Hδ+....C..l :δ- Molécula de ácido clorhídrico .....:H• + Cl HCl Figura 10. Formación de la molécula de ácido clorhídrico (HCl). Los elementos covalentes polares, por su desigual compartición del par de electrones, se comportan como un dipolo. El extremo positivo de la molécula se desplaza hacia el polo negativo, y el extremo negativo, al polo positivo en un campo eléctrico. c. Enlace covalente coordinado. Se origina cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno solo de los átomos. Este tipo de enlace también se denomina enlace dativo. En la formación de este compuesto es fundamental que un átomo posea electrones libres y el otro, un orbital vacante. Por ello, es que se dice que el primer átomo dona un par de electrones o que los dos átomos se coordinan para completar su octeto. Este enlace se presenta a través de una flecha (→) que parte del átomo que aporta el par de electrones hacia el que no aporta ninguno. 34