Liceo Andrés Bello A-94Coordinación Técnica PedagógicaDepartamento de CienciasSr. Carlos Contreras G.Curso: II Medio Química

Guía de Trabajo QuímicaModelos Atómicos y Enlaces Químicos

Nivel Segundo Medio Nombre CompletoFecha ___/___/______ Puntaje Total 30 Puntaje Logrado

% Obtenido % Criterio ObtenidoL: 100% a 80 % ML: 79% a 40% NL: 39% a 0%Objetivo: Conocer la historia de los modelos atómicos precursores al actual. Comprender la simplicidad del modelo de Bohr, para la representación de átomos y moléculas. Reconocer los principales tipos de enlaces químicos.

Modelos Atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.)

1911 Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)

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E. Rutherford

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

Modelo atómico de Bohr

Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía (correspondiente a la cantidad de energía más pequeña existente) pasa a un nivel más alto (n=2,3,...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.

Como ya has visto, los átomos cuentan con un núcleo compuesto con por protones con carga positiva y neutrones con carga neutra, que evitan la repulsión entre los primeros, y es aquí donde se concentra toda la masa del átomo. La cantidad de protones más neutrones concentradas en el núcleo se representa por del número másico (A), y la cantidad de protones por el número atómico (Z), que pera un átomo neutro correspondería a la misma cantidad de electrones. En el primer nivel de energía (n=1) solo pueden haber como máximo 2 electrones, en el segundo con un máximo de 8 antes de pasar al tercer nivel.

Actividad Nº1: De acuerdo a lo aprendido en la lectura anterior, utiliza el modelo atómico de Bohr para representar los siguientes átomos neutros, teniendo la precaución de respetar las siguientes reglas de llenado. (14 puntos)

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Ubicar los electrones lo más distante posibles entre ellos Desde el segundo nivel en adelante, los primeros cuatro electrones se ubicarán en

extremos distantes, colocándolos de uno en uno en sentido contrario a las manecillas del reloj, para luego aparearlos, como muestra el siguiente ejemplo.

¿A qué átomo corresponde este modelo?

a) Dibuja el modelo atómico para el átomo de Calcio.

b) Dibuja el modelo atómico para el átomo de Oxígeno.

c) Dibuja el modelo atómico para el átomo de Sodio.

d) Dibuja el modelo atómico para el átomo de Nitrógeno.

Enlaces Químicos

Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más

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substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.

Los enlaces iónicos se forman entre compuestos metálico (extremo izquierdo de la tabla periódica) y no metálico (extremo derecho de la tabla periódica) con gran diferencia de electro negatividad ( capacidad de los átomos para atraer los electrones hacia sí) esta capacidad crece de izquierda a derecha en la tabla periódica y de abajo hacia arriba, haciendo que uno de los átomos se quede con el o los electrones al romperse el enlace, formando con esto dos iones, un catión con carga positiva por perder electrones, y un anión con carga negativa por ganar electrones, como muestra el siguiente ejemplo.

Los enlaces covalentes se forman entre átomos no metálicos, con igual o muy poca diferencia de electro negatividad. Este tipo de enlace es muy resistente en comparación al enlace iónico. El siguiente ejemplo muestra una molécula de metano (CH4), la cual está formada por enlaces covalentes carbono hidrógeno

Actividad Nº 2: De acuerdo a lo aprendido en la lectura anterior, identifica el tipo de enlace y a que molécula corresponde. (16 puntos)

a) Enlace:___________________Molécula:______________

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b) Enlace:___________________Molécula:______________

c) Enlace:___________________Molécula:______________

d) Enlace:______________ _____Molécula:_______ _______