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INSTITUCION EDUCATIVA INEM “JORGE ISAACS”

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

AÑO LECTIVO 2019 ASIGNATURA: CIENCIAS NATURALES GRADO 7

GUÍA Nº 1 “ESTRUCTURA DE LA MATERIA” NOMBRE:_____________________________________________

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ACTIVIDAD 1: EXPLORACIÓN DE IDEAS PREVIAS:

Resuelve las siguientes preguntas en tu cuaderno y luego participa en la socialización.

1. En el siguiente listado de palabras encontrarás algunas que corresponden a objetos materiales. Realiza su clasificación

y organízalas en una tabla que muestre si es materia o no lo es. Si la clasificas en materia, indica el estado en que se

encuentra.

Leche, azúcar, agua, sal, oxígeno, paz, alcohol, amistad, salud, aluminio, hierro, alegría, nitrógeno, papel, aceite, azufre.

2. ¿Cómo se puede distinguir si una mezcla es homogénea o heterogénea?

3. Con las palabras de la lista que aparece en la pregunta 1, simula la preparación de una mezcla heterogénea de dos

sustancias sólidas y una mezcla heterogénea de dos líquidos. Represéntalas gráficamente.

4. Con las palabras de la lista que aparece en la pregunta 1, simula la preparación de una disolución de un sólido en un

líquido y una disolución de un líquido en otro líquido. Represéntalas gráficamente.

5. ¿Qué método de separación emplearías si tuvieras una sopa y quisieras retirar los fideos de ésta?

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6. En la siguiente Tabla, marca con una equis “X” cuando corresponda a una mezcla homogénea, una mezcla heterogénea o a una sustancia pura.

Sustancia/Mezcla Mezcla homogénea

Mezcla heterogénea

Sustancia pura

Moneda de $500

Agua potable

Coca Cola

Jugo de naranja

Aire

Dióxido de carbono

Agua de mar

Té

Plomo

Arena

Cable de cobre

Soda caustica (NaOH)

Café

Tierra

Pastilla de aspirina

Sal

Leche

Oxígeno gaseoso

Sangre

Mármol

Mercurio

Mantequilla

Vinagre

Azúcar glucosa

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MODELO ATÓMICO

Laboratorio 1. Observación de la “caja del misterio”

Recursos

Un tarro o caja oscura

Varios objetos diferentes que queden cómodos

dentro del tarro o caja.

Cinta pegante

Lupas

Linternas

Procedimiento:

A. Organizar los estudiantes en equipos de trabajo.

B. El profesor introduce en el tarro o caja varios objetos y la sella. Los estudiantes no deben conocer el contenido.

C. El profesor pasa por los equipos de trabajo para que algunos estudiantes de cada equipo manipulen la caja de diferentes

maneras y la observen, con el fin de determinar el número y las características de los objetos que hay adentro.

D. De acuerdo con sus observaciones responda en el cuaderno:

¿Cuál es el número de objetos qué hay dentro del tarro o caja?

¿Cuáles son los objetos que probablemente contiene el tarro o caja?

¿De qué material están hechos estos objetos?

¿Probablemente, como se distribuyen los objetos en la caja?

Realice un dibujo del interior de la caja y escriba las razones por las cuales, usted supone que el interior de la caja es

así.

Cada equipo de trabajo, expone su dibujo ante los demás compañeros.

Que es una suposición o hipótesis.

E. El docente destapa el tarro o caja delante de los estudiantes, para verificar cual fue su aproximación a la realidad.

En la anterior experiencia, los estudiantes determinan el contenido interno del tarro a partir de observaciones con los

órganos de los sentidos y hacen suposiciones. De modo similar, los científicos proponen modelos que explican la realidad.

Entonces, un MODELO CIENTÍFICO es una representación aproximada de un fenómeno o de un objeto de estudio. Esta

representación puede ser gráfica, matemática o conceptual (conjunto de explicaciones).

Parte esencial de toda actividad científica es la creación de modelos, porque mediante ellos se pueden dar explicaciones de

los fenómenos y objetos que no podemos ver directamente. Por ejemplo, nadie ha visto el interior de un átomo ni el centro

del sol, ni el centro de la tierra, pero los científicos han creado modelos que explican estos objetos de estudio.

LA TEORÍA MODERNA SOBRE LA MATERIA La pregunta de cómo está compuesta la materia y cuál es su estructura, ha estado presente desde hace mucho tiempo en la historia de la humanidad y, a través de su desarrollo, se han planteado diversas teorías que permiten explicar los fenómenos de interacción de la materia. Hace 2500 años, los filósofos griegos se hacían preguntas sobre la constitución de la materia, creían que la materia estaba formada por una combinación de sustancias simples llamadas elementos y que éstos no se podían descomponer en otras sustancias más sencillas. Estos elementos eran el aire, el fuego, el agua y la tierra.

Los modelos atómicos a través del tiempo Desde el surgimiento de la teoría atómica de la materia, se han propuesto modelos que pretenden describir la estructura interna del átomo, la cual es el componente fundamental de la materia como la conocemos. Con el desarrollo tecnológico y científico se ha podido describir de una manera más detallada y compleja la estructura del átomo, teniendo en cuenta que no

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es posible a simple vista identificarlas y cuantificarlas. En la actualidad, el estudio de los átomos se fundamenta en la física, en ramas como la mecánica cuántica que describe los procesos que experimentan las partículas a un nivel subatómico. La teoría atómica de la materia Los griegos fueron quienes por primera vez se preocuparon por indagar acerca de la constitución íntima de la materia, aunque desde una perspectiva puramente teórica, pues no le daban importancia a la experimentación. Cerca del 450 a.C., Leucipo propuso que era imposible cortar un material y dividirlo de manera indeterminada, ya que esto significaría que la materia no tenía estructura y que tampoco estaba compuesta por algo conciso; esto le parecía absurdo y, en consecuencia, concibió la idea de los átomos (del quiego ätoµos, que significa “sin división), los cuales describió como partículas fundamentales que componen la materia. Dicho planteamiento terminaba con el problema de la división infinita de la materia, ya que al existir los átomos, la materia ahora contaba con una estructura definida y de composición concisa. Los postulados de la teoría atómica griega establecían que:

Los átomos son sólidos, indivisibles y eternos. Entre los átomos solo existe el vacío. Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma , tamaño y distribución espacial Las propiedades de la materia varían según el tipo de átomos y como estén agrupados.

El modelo de Dalton En 1805, el inglés John Dalton publicó la obra “Nuevo Sistema de la Filosofía Química”, en la cual rescató las ideas atomistas propuestas por Demócrito y Leucipo más de dos mil años atrás, los conceptos de conservación de la materia de Antoine-Laurent Lavoisier y la ley de las proporciones definidas de Joseph-Louis Proust. La teoría atómica de Dalton comprendía los siguientes postulados:

La materia está constituida por átomos, partículas indivisibles e indestructibles. Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes entre sí, en cuanto a masa, tamaño y cualquier otra

característica, además difieren de aquellos que componen otros elementos. Los átomos se combinan para formar entidades compuestas. En esta combinación los átomos de cada uno de los

elementos involucrados están presentes siguiendo proporciones definidas y enteras. Así mismo, dos o más elementos pueden unirse en distintas proporciones para formar diferentes compuestos.

El modelo de Thomson En 1906 el físico inglés Joseph John Thomson recibió el Premio Nobel de Física por el descubrimiento del electrón, sin embargo, este no fue su único aporte notorio a las ciencias naturales. Se le suele atribuir a Thomson la proposición del modelo que lleva su nombre, sin embargo, este fue inicialmente propuesto por Lord Kelvin alrededor de 1900. Thomson fue fuerte partidario de este modelo debido a que, para entonces, ya había descubierto la existencia del electrón (1897).

El modelo que Thomson apoyaba, planteaba que el átomo estaba conformado por una esfera de materia con carga eléctrica

positiva y pequeños corpusculos con carga electrica negativa incrustados en esa esfera. Thomson visualizó su modelo

usando como ejemplo un postre inglés conocido como pudín de pasas; según su modelo atómico, aquellos corpusculos

(conocidos en la actualidad como electrones) se distribuian en el átomo como uvas pasas en un pudin, o alternativamente,

como las semillas en una sandía. Para entender mejor el modelo de pudín de pasas, se deben tener en cuenta los

descubrimientos previos que por si mismos revolucionaron la fisica y la quimica.

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Los rayos catódicos

Hacia 1870 los cientificos centraron su atencion en develar la naturaleza enigmática de la electricidad, en especial, se

enfocaron en estudiar los tubos de descarga y resolver las incógnitas relacionadas a los fenomenos que en ellos ocurrian.

Estos tubos eran en vidrio y contaban con un diodo en su interior, originalmente contenian gases, sin embargo, el físico

inglés William Crookes decidió estudiar los efectos del diodo en un tubo de descarga a baja presión (a esta clase de tubos

se les conoce como tubos de crookes). Al vaciar los tubos de descarga es decir, al usar los tubos de Crookes y generar un

pottencial eléctrico diferenciado y lo suficientemente elevado, se podía observar un leve resplandor en el extremo del tubo

detrás del ánodo (electrodo positivo). Debido a que el cátodo (electrodo negativo) parecía emitir rayos a través del tubo,

Eugen Golstein, físico alemán, nombró a esta radiación rayos catódicos. Variaciones en la construcción de los tubos de

Crookes condujeron a más observaciones de este fenómeno. Una de estas variaciones fue insertar dentro del tubo una

placa metálica de zinc en forma de cruz de malta, que no tenia conexión con alguna fuente de energia eléctrica, además, su

extremo más cercano al ánodo estaba recubierto de un material fluorescente.

Cuando este aparatoera encendido, la cruz proyectaba una sombra sobre la película fluorescente. Gracias a este

experimentofue posible evidenciar que losrayos catódicos viajaban en línea recta y que además podían ser desviados por la

presencia de un campo eléctrico o magnético, lo que permitió concluir que los rayos catódicos tenían una carga eléctrica.

Otro experimento de Crookes consistió en poner una veleta metálica sin ninguna conexión a una fuente de energía eléctrica

dentro de uno de sus tubos. Al encender el aparato, la veleta comenzaba a girar de una forma tal que parecía ser impulsada

por los rayos catódicos, por lo que se pudo concluir que estos rayos estaban compuestos por partículas con masa.

El descubrimiento del electrón

Basándose en observaciones hechas por múltiples científicos de la época acerca de los rayos catódicos, Thomson logró

descubrir las partículas individuales que componían dichos rayos en 1897. Utilizando un tubo de descarga sometido a un

gran vacío, el físico inglés pudo determinar con éxito la relación de carga por unidd de nasa de los corpúsculos, además

determinó que la masa de un corpúsculo era 1845 veces menor que la masa de un átomo de hidrógeno y que viajaba con

una velocidad 10 veces menor que la velocidad de la luz en el vacío. El nombre de electrón fue propuesto por el físico

inglés George Johnstone Stoney como la cantidad unitaria fundamental de la electricidad.

El modelo de Rutherford

Ernest Rutherford, físico neozelandés, recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones en cuanto a la

desintegración de los elementos y la química se de sustancias radioactivas, sin embargo, se le reconoce más por el

desarrollo del modelo atómico que remplazó al propuesto por su mentor, Thomson. Su modelo atómico se basó en los

resultados del experimento Geiger-Marsden, a patir de los cuales pudo concluir la naturaleza nuclear de los átomos.

Para plantear su novedoso experimento, los investigadores pertenecientes al grupo de trabajo de Rutherford, Johannes

Wilhelm Geiger (conocido como Hans Geiger), físico alemán, y Ernet Marsden, físico inglés, se apoyaron en descubrimientos

anteriores acerca de la radiación.

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El descubrimiento de la radiactividad

La radiactividad es un fenómeno físico que se presenta en los núcleos de algunos elementos químicos de carácter

inestable, que son capaces de transformarse espontáneamente en núcleos atómicos de otros elementos más estables. En

pocas palabras un átomo inestable emite radiactividad para volverse un átomo estable. La emisión de estas radiaciones ha

favorecido distintos procesos como la impresión de placas radiográficas, la ionización de gases y la producción de

fluorescencia.

En el año 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel descubrió accidentalmente que un mineral fosforescente de uranio

(U), el sulfato de uranilpotasio, era capaz de velar una placa fotográfica cubierta por un grueso papel negro en ausencia

de luz externa. Después del descubrimiento pensó que la radiación emitida por el cristal se debía a su naturaleza

fosforescente, sin embargo, al repetir el suceso con cristales de uranio no fosforescentes entendió que era este elemento el

que de alguna forma desprendía radiación.

Teniendo en cuenta el descubrimiento de los rayos Röntgen (así también se les conocía a los rayos x) un año antes,

Becquerel pensó en primera instancia que el uranio los emitía al absorber luz, no obstante, después de posteriores

investigaciones se pudo concluir que la radiación emitida por el uranio era de una naturaleza diferente a la de los rayos x.

Después comenzó un periodo de intensa investigación de la radiactividad de los elementos, concluyendo que los rayos

Becquerel eran característicos propiamente de los átomos. En 1899 Rutherford describiría que el uranio era capaz de

producir dos diferentes tipos de radiación, a las que llamó rayos alfa y rayos beta. Los primeros podían ser detenidos por

un trozo de cartón o una lámina de metal, mientras que los segundos podían atravesar papel y láminas delgadas de metal.

Un año después, en 1900, el físico y químico francés Paul Ulrich Villard, trabajando con sales de radio, descubrió un tercer

tipo de radiación más penetrante que la radiación alfa y beta, además, esta misteriosa radiación no tenía carga, es decir, no

era desviada por la presencia de campos eléctricos. Villard no tenía un nombre para la radiación que había descubierto,

entonces Rutherford le sugirió llamarlos rayos gamma.

Características del modelo atómico de Rutherford:

• Una zona central con carga positiva, muy pequeña y maciza, donde se concentra la masa del átomo, el núcleo.

• Una zona mucho mayor que rodea al núcleo llamada periferia, prácticamente vacía. En esa zona los electrones giran en

órbitas alrededor del núcleo, como planetas alrededor del Sol.

• El átomo es eléctricamente neutro porque tiene tantos electrones negativos en la periferia como cargas positivas en el núcleo. Este modelo logró explicar el experimento de Rutherford con partículas alfa y otras observaciones, pero comenzó a ser inadecuado para interpretar nuevos conocimientos teóricos y experimentales. Según los físicos una partícula cargada y en movimiento debería emitir energía de manera continua.

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Si se aplica este concepto al modelo atómico de Rutherford, resultaría un átomo inestable: los electrones al girar irían

perdiendo energía, cambiando la trayectoria circular por otra en forma de espiral, y finalmente serían atrapados por el

núcleo. Esta predicción basada en conocimientos de la Física Clásica, no se cumplía, pues si fuera así, todos los átomos se

habrían destruido. Es importante agregar que en esa época se había iniciado el estudio sobre espectros y este modelo

atómico no lograba explicarlos

Modelo Atómico De Bohr Este modelo también se llama de Bohr-Rutherford. Niels Henrik David Bohr, fue un físico danés que vivió entre los años 1885 y 1962 que se basó en las teorías de Rutherford para explicar su modelo atómico. Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.

Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía. Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo,

uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo. El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr: ¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón. ¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía. ¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa. En el modelo de Bohr se introdujo ya la teoría de la mecánica cuántica que pudo explicar cómo giraban los electrones alrededor del núcleo del átomo.

Los electrones al girar en torno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía. Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía. Modelo Atómico de Sommerfeld Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld fue un físico alemán que vivió entre los años 1868 y 1951. La aportación más importante de este físico alemán fue cambiar el concepto de las órbitas circulares que definían los electrones en el modelo atómico de Bohr por órbitas elípticas. Lo que hizo Sommerfeld fue perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas lo que dio lugar al descubrimiento del numero cuántico Azimutal (o secundario). Cuanto mayor era este número mayor era la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón.

Modelo Atómico De Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico austriaco que vivió entre los años 1887 y 1961 cuyo modelo cuántico y no relativista explica que los electrones no están en órbitas determinadas. Describió la evolución del electrón alrededor del núcleo mediante ecuaciones matemáticas, pero no su posición. Decía que su posición no se podía determinar con exactitud.

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Schrödinger propuso entonces una ecuación de onda que ayuda a predecir las regiones donde se encuentra el electrón, que se conoce como “ecuación de Schrödinger”. Estos tres últimos modelos son los que se utilizan hoy en día para estudiar el átomo.

ACTIVIDAD 2

1. ¿Por qué han cambiado los modelos atómicos a lo largo de la historia? 2. ¿De qué manera afectan nuestra vida cotidiana los avances en el conocimiento de la estructura atómica de la materia?

Explique. 3. Complete las siguientes frases:

A. Físico danés que postulo que los electrones en el átomo se mueven en ciertas orbitas de energía definida __________

B. Físico inglés que postuló que el átomo es una esfera de cargas positivas en donde se distribuyen los electrones______

C. Modelo atómico vigente que postula orbitales y niveles de energía en el átomo_____________

D. Filósofo griego que planteo por primera vez que la materia estaba formada por átomos ____________

E. Científico inglés que propuso que los átomos eran esferas rígidas, indivisibles e indestructibles _____________

F. Partícula subatómica de carga negativa _____________

G. Partícula subatómica de carga positiva ______________

H. Parte más pequeña de un elemento químico __________

I. Partícula subatómica sin carga _____________

J. Parte externa del átomo en los modelos de Rutherford y Bohr __________

K. Parte central del átomo en los modelos de Rutherford y Bohr __________

4. El orden de aparición de los modelos atómicos es:

A. Rutherford - Bohr- Thomson – Dalton B. Dalton - Bohr - Rutherford – Thomson

C. Dalton - Thomson - Rutherford – Bohr D. Bohr - Rutherford - Thomson - Rutherford

ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA

Los modelos atómicos establecen que en el átomo se distinguen dos partes: el núcleo y la corteza: El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

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MODELO ATOMICO ACTUAL 1. En la periferia del átomo se ubican los electrones y en el núcleo se encuentran los protones junto a los neutrones. 2. Los electrones poseen cantidades de energías específicas o definidas. 3. Los niveles de energía está formados por subniveles de energía. 4. Los electrones cercanos al núcleo poseen poca energía y viceversa. 5. Los electrones se mueven en zonas llamadas orbitales. 6. En cada orbital se pueden ubicar un máximo de dos electrones. 7. Los electrones presentan giros llamados spin. Este giro puede tener dos sentidos: como las agujas del reloj o en el sentido contrario. Por esto sólo toma dos valores (+1/2 y -1/2).

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Configuración electrónica Según la teoría atómica actual, los electrones de un átomo se organizan alrededor del núcleo en órbitas o niveles, los cuales corresponden a regiones de espacio en las que existe una alta probabilidad de hallar o encontrar un electrón. Cada nivel se puede subdividir en subniveles. A la representación de la forma cómo se distribuyen los electrones en los distintos subniveles de energía se llama configuración electrónica de un átomo. De esta distribución depende gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas del átomo. Ley del octeto: la mayoría de elementos tienden a alcanzar un grado alto de estabilidad, lo cual en términos químicos, significa que no reaccionan químicamente. En términos de distribución de electrones, en un átomo no pueden existir más de ocho electrones en el nivel más externo de energía.

PROPIEDADES DE LOS ATOMOS

Los átomos se diferencian, unos de otros, por el número de partículas positivas que contienen (protones) y por la forma

como se distribuyen las partículas negativas (electrones) alrededor del núcleo atómico. Como el elemento químico es una

sustancia pura formada por la misma clase de átomos, las propiedades de sus átomos son las mismas propiedades del

elemento. Así, el símbolo atómico es el mismo símbolo del elemento químico. Según las relaciones cuantitativas o cantidad

de las partículas subatómicas, el átomo presenta algunas propiedades que permiten identificarlo. Entre ellas tenemos:

número atómico, número de masa, isótopos, isóbaros, masa atómica.

1. Número atómico (Z) o Carga Nuclear.

Se simboliza por la letra Z y corresponde a un número entero positivo. Indica el número de protones presentes en el núcleo

del átomo. Como los átomos son neutros, entonces nos dice el número de electrones.

El átomo natural más complejo es el Uranio que tiene como número atómico 92, y el menos complejo el Hidrógeno con

número atómico 1.

Cada elemento químico tiene un Z específico o único, que lo identifica, es decir, un número de protones diferente.

2. Número de Masa (A), Número Másico o Peso atómico.

Se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo. Es un

indicador indirecto de la masa atómica.

La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y la de los neutrones

presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable con relación a la de estas dos partículas.

Se calcula mediante la expresión:

A = Z + N, donde Z = número de protones y N = número de neutrones.

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3. Isótopos.

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico (se trata del mismo elemento), pero distinto número másico,

es decir, tienen diferente el número de neutrones. La mayoría de elementos químicos presenta más de un isótopo natural,

siendo el elemento con mayor cantidad de isótopos estables el Estaño (Sn), con 10. Así mismo, existen en la naturaleza

algunos elementos solo en forma isotópica como por ejemplo: sodio, berilio y flúor. Existen isótopos radioactivos de gran

utilidad para la investigación médica y diagnóstica:

Arsénico-76 (Ar-76), utilizado para detectar tumores cerebrales.

Cobalto-60 (Co-60), empleado en tratamiento de cáncer gástrico.

Yodo-131 (I-131), utilizado para detectar el mal funcionamiento de la tiroides.

Radio-226 (Ra-226), empleado en tratamientos de radioterapia para el cáncer.

Fósforo-32 (P-32), utilizado en el tratamiento para cáncer de piel.

Los isótopos se representan escribiendo el símbolo del elemento y colocando al lado izquierdo o derecho, el número de

masa (A) del isótopo como un supra índice y el número atómico (Z) como un subíndice. Ejemplo:

El silicio es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre después del oxígeno. El silicio se presenta en la

naturaleza en forma de tres isótopos con las siguientes abundancias:

2814Si (92.23%)

2914Si (4.67%)

3014Si (3.10%)

4. Isobaros.

Son átomos de elementos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con igual número de masa (A). Los

isobaros son comunes en los elementos químicos reactivos como: calcio, argón, hierro, cobalto, estaño y telurio.

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ACTIVIDAD 3: Responde en tu cuaderno:

1. Si el número atómico del sodio (Na) es 11. ¿Cuántos protones tiene el sodio?

2. Si el número atómico del cloro es 17 ¿cuantos electrones tiene el cloro?

3. Si el número atómico de un elemento es 13 y su número de neutrones es 14, ¿Cuál es su número de masa?

4. ¿Por qué el número atómico sirve para diferenciar los elementos químicos?

5. Si el oxígeno(O) tiene número atómico = 8 y número másico = 16 ¿Cuál es su número de neutrones?

6. Completar la información de la tabla:

LOS IONES: ATOMOS CARGADOS ELECTRICAMENTE

En su estado natural los átomos son eléctricamente neutros, es decir, su número de protones o cargas positivas es igual al

número de electrones o cargas negativas. La única partícula que entra o sale del átomo es el electrón. Si un átomo gana o

pierde electrones el equilibrio eléctrico entre el núcleo y la corteza se rompe. Cuando esto ocurre el átomo se transforma en

un ion.

Un átomo cargado eléctricamente es un ion. Cuando un átomo neutro gana uno o más electrones, queda con exceso de

carga negativa (más electrones que protones) y se llama ion negativo o anión. Si sucede lo contrario, es decir, que un

átomo neutro pierda uno o más electrones, queda con exceso de carga positiva (menos electrones que protones) y se llama

ion positivo o catión.

En la formación de un ion, el número de protones permanece constante. Los iones se simbolizan escribiendo junto al

símbolo del elemento, la carga eléctrica que lo caracteriza.

Ejemplo:

Los elementos cloro y sodio no se encuentran en la naturaleza. Se los encuentra formando compuestos como el cloruro de

sodio (sal de mesa). Esto se debe a que el cloro y el sodio son elementos muy reactivos y reaccionan entre sí para formar

un compuesto. Cuando esto sucede, ambos forman partículas cargadas que se denominan iones.

Según la teoría iónica, la sal de cocina o cloruro de sodio (NaCl), está formada por parejas de iones; cada pareja está

constituida por un ion de sodio (Na+) y un ion de cloro (Cl

-) y estos dos iones se mantienen juntos por la fuerza de atracción

eléctrica. Cuando se combina el sodio con el gas cloro, a altas temperaturas, el átomo de sodio pierde un electrón y este

electrón lo gana el átomo de cloro. El sodio se transforma en un ion positivo o catión y el cloro en un ion negativo o anión.

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ACTIVIDAD 4

1. Si un átomo neutro de Magnesio (Mg) Z= 12 cede dos electrones ¿cuál es la carga eléctrica del ion formado? ¿Por

qué? Represente este ion.

2. Si un átomo neutro de Oxígeno (Z= 8) gana dos electrones ¿Cuál es la carga eléctrica del ión formado? ¿Por qué?

Represente este ión.

3. Escriba la diferencia entre un anión y un catión.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN SUBNIVELES DE ENERGÍA

Los electrones de un mismo nivel de energía, no tienen la misma energía. El subnivel de energía nos indica, más

exactamente, el estado energético del electrón. Cada capa o nivel de energía contiene uno o más subniveles (máximo 4).

Los subniveles se representan con las letras minúsculas s, p, d, f. Cada subnivel puede contener un número máximo de

electrones (ver tabla). El número máximo de electrones que puede contener el subnivel se indica con un exponente, o sea,

el número que se coloca en la parte superior de la letra del subnivel.

Para indicar el nivel de energía, donde está el subnivel, se antepone el número del nivel de energía, a la letra del subnivel.

Los subniveles se ordenan según su cantidad de energía, a partir del diagrama, siguiendo el orden indicado por las flechas.

Para realizar la configuración electrónica o notación espectral de un elemento químico, se distribuyen los electrones en los

subniveles de energía, de menor a mayor energía.

Ejemplos

1. Para realizar la configuración electrónica (distribución de electrones en subniveles) del Potasio (K), se debe tener en

cuenta su número atómico que es 19 y que indica el número de protones del átomo, lo mismo que su número de electrones.

Entonces, se tienen 19 electrones para distribuir, siguiendo las flechas de la tabla, así:

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1

Si se suman los exponentes 2+2+6+2+6+1, da 19, o sea, el número atómico del Potasio (K).

2. El Vanadio (V) tiene No. atómico = 23. Realizar la distribución electrónica.

Como el Vanadio tiene 23 protones, tiene también 23 electrones. La distribución de los electrones por subniveles es:

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

3

La suma de los exponentes 2+2+6+2+6+2+3 da 23.

ACTIVIDAD 5

1. Realice la configuración electrónica de:

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A. El Cloro. Z=17, en subniveles de energía y luego, a partir de esta distribución, realice la distribución por niveles de

energía, agrupando los subniveles que están en un mismo nivel.

B. El Zinc. Z=30, en subniveles y luego en niveles.

C. Observación de la tabla periódica

Recursos: Una tabla periódica por alumno.

Se debe presentar un informe por equipo de trabajo.

Procedimiento:

1. Observe en la tabla periódica, el nombre y el número atómico de los siguientes elementos químicos: H, He, Li, Be, B, C,

N, O, F, Ne, Mg, Al. Organice esta información en una tabla de datos.

2. Describa cómo están organizados los elementos químicos en la tabla periódica. 3. Escriba el nombre y el símbolo de 4 elementos metálicos.

LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

VIDEO-TALLER: observa el Video El sueño de Mendeleiev https://www.youtube.com/watch?v=vYLdY0e6vZc

Y participa en la Socialización teniendo en cuenta las siguientes preguntas: ¿Cuál es el tema del video? ¿A partir de que

elemento se formaron los demás elementos? ¿Que hizo Empédocles? ¿Quiénes fueron los alquimistas y que hicieron?

¿Porque crees que es necesario clasificar los elementos? ¿En que se basaron para organizar los primeros grupos de

elementos? ¿Qué criterio tuvo en cuenta Mendeleiev para organizar la tabla periódica?

Imagen tomada de http://theglobalchallenge.info/wp-content/uploads/2019/01/tabla-periodica-2018-table-completa-

actualizada-2013-con-valencias-de-elementos-actual-best-of-los-quimicos-mas-reciente-wphunt.jpg

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La tabla periódica de los elementos químicos es un sistema de clasificación, en el cual se agrupan los elementos

químicos de acuerdo con sus características semejantes. Aunque existen diversos científicos que aportaron a la elaboración

de este sistema, la primera tabla periódica fue propuesta por Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), quien publicó una

tabla en 1869 en la cual se organizaban los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos; mientras que Henry

G. J. Moseley (1887-1915), en 1913, observó que un elemento se diferenciaba de otro por el número de protones; es decir,

el número atómico.

La tabla periódica actual consta de 118 elementos, de los cuales los cuatro últimos fueron agregados en el 2015, esto de

acuerdo con la Unión Internacional de la Química Pura y Aplicada (IUPAC). La tabla periódica se encuentra organizada en

filas horizontales llamadas períodos, que corresponden a los niveles de energía de un átomo, y en columnas verticales

denominadas grupos o familias, que en algunos elementos indican la cantidad de electrones en el último nivel de energía.

Los elementos de la tabla periódica se clasifican en elementos representativos, desde el grupo IA al grupo VIIIA, donde se

encuentran los metales alcalinos, los alcalinotérreos, los térreos, los carbonoides, los nitrogenoides, los anfígenos, los

halógenos, y los gases nobles; elementos de transición, desde el grupo IB al VIIIB, y elementos de transición interna,

donde se encuentran los lantánidos ubicados en el período 6 y los actínidos ubicados en el período 7.

Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos

de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas

familias de una forma coherente y fácil de ver. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia,

entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones

electrónicas similares y la misma valencia, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades

químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos,

los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen

una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al

enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales

tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también

llamados gases inertes. Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de

la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense, los grupos

de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.

Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actínidos).

Grupo 4 (IV B): familia del Titanio.

Grupo 5 (V B): familia del Vanadio.

Grupo 6 (VI B): familia del Cromo.

Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso.

Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro.

Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto.

Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel.

Grupo 11 (I B): familia del Cobre.

Grupo 12 (II B): familia del Zinc.

Grupo 13 (III A): los térreos.

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos.

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos .

Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos.

Grupo 17 (VII A): los halógenos.

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

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ACTIVIDAD 6

A. Consulte la tabla periódica para responder las siguientes preguntas:

1. Escriba los nombres y los símbolos de los elementos que pertenecen al grupo IA y al grupo VIIIA.

2. Escriba el nombre y los símbolos de los elementos que pertenecen al periodo 1 y al período 3.

3. Escriba los grupos que pertenecen a la región p y los que pertenecen a la región s.

4. Organice, los elementos K, Cr, Au, Si, C, He, Ti, Sr, en una tabla de datos, escribiendo lo siguiente:

Nombre del elemento

Símbolo químico

El grupo al que pertenece

El período al que pertenece

La región de la tabla periódica

5. Organice los elementos Li, Al, N, S, I, F, Mg, Kr, en una tabla de datos, escribiendo lo Siguiente:

Nombre del elemento

Símbolo químico

El grupo al que pertenece

Número de electrones en el último nivel de energía

Período al que pertenece

Número de niveles de energía

B. Conteste las siguientes preguntas, sin consultar la tabla periódica. Argumente sus respuestas:

Haga la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son 7, 18 y 37; diga a qué grupo, a qué período

y a cual región de la tabla periódica pertenecen.

3. Investigue:

¿Por qué son importantes para los seres vivos los elementos calcio, hierro, fósforo, nitrógeno, oxígeno, carbono e

hidrógeno?

¿Para qué usan los seres humanos el hierro, el cobre, el aluminio, el oro?

¿Qué es la energía nuclear? ¿Cuáles elementos se usan para producir energía nuclear?

¿Cuál es la importancia y cuáles son los peligros de las centrales nucleares?

IMPACTO DE LA RADIACTIVAD EN LA SALUD

La radiactividad es una propiedad que poseen ciertos elementos químicos, cuyos núcleos atómicos son inestables. Con el

tiempo, cada núcleo alcanza su estabilidad al producirse un cambio interno, llamado desintegración radiactiva. En la

desintegración radiactiva se desprende energía conocida como radiación. Estas radiaciones pueden ionizar gases o los

materiales que atraviesen. Una radiación es ionizante cuando convierte en iones los átomos de los cuerpos o materiales

que atraviesa. El término radiactividad se encuentra bastante extendido en la sociedad. Se habla de residuos radiactivos, de

la lluvia radiactiva producida al estallar una bomba nuclear o atómica y de las aplicaciones médicas de la radiactividad,

razones por las cuales es necesario informarse sobre los beneficios o perjuicios (daños) que puede causar la radiactividad,

pues todos los seres vivos, quieran o no, están afectados por ésta. Desde el origen del universo existen los elementos

radiactivos que están presentes en la naturaleza. No se pueden eliminar las radiaciones de nuestras vidas, pero sí podemos

disminuir los riesgos. En el proceso natural de desintegración radiactiva se producen:

Partículas alfa: Son positivas, pueden ser detenidas por una hoja de papel y por la parte externa de la piel, pero si se

inhalan o se entra en contacto (a través de heridas de la piel), con partículas que han sido irradiadas con partículas alfa, se

producen graves daños en el cuerpo.

Partículas Beta: Pueden ser positivas c negativas. Penetran varios centímetros de los tejidos corporales y varios milímetros

del metal o plástico. Se usan en los exámenes de diagnóstico médico. Si se tiene contacto en órganos internos, por largos

períodos de tiempo, se producen graves daños o quemaduras.

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Radiación Gamma: No es detenida fácilmente. Pueden necesitarse entre 5 y 25 cm. de plomo o hasta 3 m. de hormigón

para protegerse de esta radiación.

Algunos de los usos de los elementos radiactivos son, en Biología, para conocer el funcionamiento de las células y de los

organismos. En medicina, para el diagnóstico de anomalías o alteraciones en los diferentes órganos, en el tratamiento del

cáncer y para esterilizar el material médico-quirúrgico. En la agricultura, para irradiar plantas y producir cambios en sus

características. En la industria, para detectar fallas en las soldaduras, para controlar el grosor del papel y del plástico, en la

conservación de alimentos (se irradian las frutas, los vinos y el pollo). Un pollo irradiado puede durar un año sin

descomponerse.

Los efectos de la radiactividad en la salud, dependen de la cantidad, del tipo de radiación absorbida por el organismo y de l

tipo de tejido afectado y su capacidad de absorción. Por ejemplo, los órganos reproductores son 20 veces más sensibles a la

radiactividad que la piel. El material radiactivo al entrar en contacto con los átomos que están en las células de los seres

vivos, los convierte en iones, produciendo la destrucción de algunas moléculas de las células y provocando la formación de

otras moléculas. De esta manera se altera la composición molecular, la composición química de las células y las células

comienzan a realizar mal sus funciones. Los efectos nocivos de las radiaciones son acumulativos, esto significa que se van

sumando "hasta que una exposición mínima se convierte en peligrosa, después de cierto tiempo. Exposiciones a dosis bajas

y por tiempo prolongado, no producen efectos visibles, pero pueden contribuir a la aparición del cáncer, años después

La lluvia radiactiva, que se produce al estallar una bomba atómica, causa la muerte de muchos seres vivos, produce

quemaduras y ceguera y si as personas quedan vivas pueden sufrir de cáncer, quedar estériles (no pueden tener hijos) o

tener hijos con malformaciones. Uno de los inconvenientes del uso de la radiactividad, son los residuos que se generan,

porque no se conoce aún cómo destruirlos, por lo tanto, son almacenados, mientras se investiga la mejor manera de

deshacemos de ellos.

ACTIVIDAD 7

1. ¿Qué es la radiactividad? Mencione algunos de sus usos.

2. ¿Qué es una radiación ionizante?

3. ¿Cuáles son los tipos de radiación que emiten los elementos radiactivos?

4. En equipos de trabajo, explican las ventajas y desventajas del uso de la radiactividad para la salud. Cada equipo

expone a los demás compañeros, sus explicaciones.

¿Cómo se unen los átomos? Una de las formas de unión es formando enlaces químicos.

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando dos átomos se unen, ceden, aceptan o

comparten electrones, pero solo los llamados electrones de valencia pueden hacer esto. Los electrones de valencia son los

que se encuentran en la última capa del átomo y son los únicos que están dispuestos a compartirse con otro átomo.

Cuando dos átomos se unen siempre cumplen la llamada regla del octeto.

Regla del Octeto

La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden

a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones. Son los electrones de la última capa, los más

alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones. Los gases nobles son los únicos no

reactivos, porque ya tienen 8 electrones en su última capa y no admiten más.

Enlace Iónico: Es un enlace que se crea entre dos átomos diferentes (uno metálico y otro no metálico), en este proceso un

átomo entrega un electrón a otro (proceso que se conoce como transferencia). En este caso un átomo pierde un electrón en

tanto que el otro lo gana.

"Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones".

Recuerda que una carga eléctrica negativa y otra positiva se atraen. ¿Qué pasará con el catión (carga positiva) y el anión

(carga negativa) formado por los dos átomos al encontrarse? Pues que se atraen y forman el enlace iónico.

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Enlace Covalente: Los enlaces covalentes están formados por átomos NO METALICOS. Los elementos de la derecha del

todo de la tabla periódica son los elementos NO metálicos. Los átomos No metálicos suelen tener muchos electrones

girando en su última órbita (electrones de valencia) por lo que tienden a ganar electrones en lugar de cederlos para tener los

8 electrones de la regla del octeto y tener la estabilidad de los gases nobles. ¿Qué implica esto? pues que estos átomo, los

no metales, como no quieren desprenderse de electrones, al encontrarse o unirse, lo que harán será compartir electrones de

su última capa, en lugar de ceder o ganar electrones, que sería el caso de los enlaces iónicos.

Vemos que los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, si no que los comparten. "Los enlaces

covalentes se forman compartiendo electrones de valencia".

Cuando se unen dos átomos no metálicos los electrones que comparten los mantienen unidos y forman parte de los dos

átomos, formando así una molécula (varios átomos unidos). Una vez unidos los dos átomos adquieren la estructura de los

gases nobles con 8 electrones. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos

que se unan.

Formación de los Enlaces Covalentes: Veamos un ejemplo de formación de enlaces covalentes. El Cloro es un no metal. El

cloro en estado natural se presenta en Cl2, es decir una molécula de cloro de 2 átomos. Los dos átomos de cloro están

unidos mediante un enlace covalente. El cloro tiene 7 electrones en su última capa, por lo tanto si comparten uno de estos

electrones cada uno, en la molécula ya tendrían 8 electrones cada uno. Perfecto han formado una molécula con dos átomos

muy estables. Este enlace solo necesita compartir un electrón cada uno para formar el octeto:

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Otro caso es el de la molécula de oxígeno O2. Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia, con lo que tendrán

que compartir 2 electrones cada uno para llegar al octeto. Los enlaces covalentes pueden compartir 1, 2 o 3 electrones de

valencia. Se llaman enlaces simples, dobles o triples. Aquí tienes un ejemplo de cada uno de ellos: Cl2, O2 y N2.

ESTRUCTURAS DE LEWIS: Consiste en escribir el símbolo del elemento y alrededor de este número de puntos igual que

el número de electrones que se encuentran en el último nivel de energía (electrones de valencia). Por ejemplo, el litio tiene

un solo electrón en su último nivel de energía, por lo que se representa como Li. el símbolo del elemento representa el

núcleo atómico los puntos, los electrones de valencia.

La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está

rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.

Parámetros a considerar en una estructura de Lewis

Escribe el número total de electrones de valencia.

Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.

Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para

cumplir con la regla del dueto.

Reacciones químicas: Las reacciones químicas son el proceso por el cual una o más sustancias se transforman en otras.

Los factores de las reacciones químicas pueden dividirse en según los reaccionantes o la reacción. Ya vimos que el proceso

de digestión de nuestro cuerpo involucra una serie de reacciones químicas, que buscan fraccionar el alimento en pequeñas

partes para obtener la energía que requerimos para vivir. También sabemos que las plantas realizan una importante

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reacción química en la fotosíntesis. Otra reacción química fundamental para la vida que se produce en el ambiente es la

que ocurre cuando la atmósfera de la Tierra remueve los dañinos rayos ultravioleta del Sol. En cuanto a las reacciones

químicas producidas por el hombre, muchas de ellas se llevan a cabo en los laboratorios, donde los científicos las provocan

con diversos fines: para crear nuevas medicinas, producir nuevos materiales o evitar la descomposición de alimentos, por

ejemplo.

¿Pero qué es una reacción química? Si bien ya hemos dado una idea de ella, una reacción química consiste simplemente

en romper o separar los componentes de una sustancia, para ocuparlos en la formación de una nueva sustancia. A esta se

le llama producto y tiene características completamente diferentes a las de las sustancias originales, que estaban presentes

antes de que se produjera la reacción química, y que son denominadas reactantes, porque son las que “reaccionan” para

formar algo nuevo. Para que una reacción química ocurra se requiere de energía. Las fuentes de esta energía pueden ser,

entre otras, la luz, calor o electricidad. Para ejemplificar una reacción química que sueles disfrutar, basta analizar el caso de

la preparación de un pastel. Para hacer uno se necesita, por lo general, mantequilla, leche, harina, huevo y azúcar. Todos

ellos son los reactantes, las sustancias iniciales de la reacción química. Además, se requiere la energía en forma de calor -

para acelerar la reacción, la que es proporcionada por el horno encendido (sea eléctrico o a gas). Luego de mezclar los

ingredientes y cocinarlos en el horno, lo que obtenemos es un delicioso pastel, que sería el producto. Este ya no tiene la

apariencia ni el sabor de los ingredientes con que fue preparado. Es algo completamente nuevo, el resultado de una

reacción química. Si bien hay algunas reacciones químicas que son reversibles, la mayoría de ellas no lo son. Es decir,

son irreversibles, lo que significa que, en este caso, una vez cocinado el pastel, no es posible volver a obtener el huevo o la

leche utilizados para prepararlo. De igual forma, una vez que has quemado la madera, ya no puedes volver a tenerla; sólo

quedan cenizas. El fuego es el resultado de una reacción química llamada combustión. Para que la combustión ocurra se

necesita un combustible, que puede ser: madera, petróleo, carbón o algún otro elemento similar que sirva para hacer

fuego. También se requiere oxígeno, un gas presente en el aire que respiramos y el calor suficiente para encender el fuego.

Si no hay más combustible o se ha acabado el oxígeno o el nivel de calor está muy bajo, entonces el fuego se apaga. Tanto

el combustible como el oxígeno y el calor forman parte de los reactantes. La energía que se produce en forma de luz y calor

a raíz del fuego, el vapor de agua y otros gases, como el monóxido de carbono, forman parte de los productos de la reacción

química. Ejemplo de reacción química y su representación mediante ecuación:

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LAS PROTEÍNAS: Son biomoléculas compuestas principalmente por los bioelementos carbono, hidrógeno, oxígeno y

nitrógeno y están presentes en todas las células de los seres vivos. Las proteínas son macromoléculas formadas por la

unión de miles de unidades de aminoácidos. La secuencia (orden) de los aminoácidos y el tipo de aminoácidos, son

distintos para las diferentes proteínas. Son ejemplos de proteínas las siguientes:

-Caseína de la leche

-Albúmina de la clara huevo

-Glutenina del trigo

-Vitelina de la yema de huevo

-Miosina del músculo

-Osteína del hueso

-Hemoglobina de la sangre

LABORATORIO

Propósito: Evidenciar la presencia de proteínas en el huevo y en la leche.

Recursos por equipo de trabajo: -Un huevo crudo -Tres vasos transparentes desechables -Un limón -Alcohol, 3 ml

-Leche, 15 ml (2 cucharadas)

PROCEDIMIENTO

Experiencia #1

1. Realice, con cuidado, una perforación pequeña en el huevo, por el extremo más ancho.

2. Vierta, solo la clara del huevo, en dos vasos.

3. Corte dos pedazos de papel, en uno de ellos escriba la palabra limón y en el otro, la palabra alcohol.

4. Sobre cada papel, coloque un vaso con clara. De acuerdo con la marca del punto anterior, agregue a un vaso un poco

de jugo de limón y al otro, un poco de alcohol (cuide de no confundirlos). Espere 10 minutos y observe. Anote sus

observaciones. Y explique si hubo reacción química, argumente por qué.

Experiencia #2

1. Vierta la leche en otro vaso transparente y Agréguele un poco de limón. Espere y observe. Escriba sus observaciones.

2. Explique si observó reacción química y por qué.

3. Realice, por equipo, un informe donde presente organizadas las observaciones y las conclusiones de las dos

experiencias anteriores.

ACTIVIDADES FINALES

1. Complete la siguiente Tabla

2. De acuerdo con la configuración electrónica de cada uno de los elementos de la Tabla del punto anterior,

deduzca el grupo y el periodo.

3. Realice una consulta sobre las reacciones químicas que se presentan en el fenómeno del cambio climático.

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RÚBRICA DE AUTOEVALUACIÓN

COMPETENCIA

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

SUPERIOR (Siempre)

¿Por qué?

ALTO (Casi

siempre) ¿Por qué?

BÁSICO (Algunas

veces) ¿Por qué?

BAJO (Nunca)

¿Por qué?

Que voy a hacer para

mejorar

Saber SABER

-Ubico a los elementos en la tabla periódica con relación a los números atómicos (Z) y másicos (A). -Uso modelos y representaciones (Bohr, Lewis) que me permiten reconocer la estructura del átomo y su relación con su ubicación en la tabla periódica. -Explico la variación de algunas de las propiedades (densidad, temperatura de ebullición y fusión) de sustancias simples (metales, no metales, metaloides y gases nobles) en la tabla periódica.

Saber HACER

-Identifico y uso adecuadamente el lenguaje propio de las ciencias. -Persisto en la búsqueda de respuestas a mis preguntas. -Saco conclusiones de los experimentos que realizo, aunque no obtenga los resultados esperados.

Saber SER

-Cumplo los deberes de estudiante, utilizo bien el tiempo en clase, termino el trabajo en el tiempo convenido y refuerzo en casa. -Cumplo mi función cuando trabajo en equipo y respeto las funciones de las demás personas. -Respeto los acuerdos, las diferencias, las opiniones, y muestro tolerancia y solidaridad en las situaciones acontecidas, tanto al interior del grupo como en la comunidad educativa. -Cuido el mobiliario, la planta física y todos los recursos y espacios que la institución pone a mi servicio y valoro el entorno natural.