C. NATURALES 7° SEMANA 7

 

SEMANA DE APLICACIÓN : Julio 27  a Agosto 14 del 2020
COLEGIO	Institución Educativa Oficial Llano Verde Sede San Felipe						CALENDARIO	A
AÑO LECTIVO	2020	GRADO	SEPTIMO	PERIODO	SEGUNDO	DOCENTE	John Carlos Caicedo. Silvia Teresa Palacios M.

ESTANDAR

Establezco relaciones entre las características macroscópicas y microscópicas de la materia y las propiedades físicas y químicas de las sustancias que la constituyen 

COMPONENTE

Entorno físico 

Ciencia, tecnología y sociedad

INDICADOR DE DESEMPEÑO

Relaciono la dieta de algunas comunidades humanas con los recursos disponibles y determino si es balanceada, uso modelos y representaciones que le permiten reconocer la estructura del átomo y su relación con su ubicación en la Tabla Periódica. 

METODOLOGÍA/ SECUENCIA DIDÁCTICA

1. Unidad didáctica

Átomo y sistema periódico

            * Modelos atómicos

            * Configuración electrónica

 

2. Propósito

• Identificar las partículas subatómicas y sus propiedades.

• Interpreta la información de un átomo a partir de su configuración electrónica. 

3. Desarrollo cognitivo instruccional

Hoy sabemos que el átomo está constituido así, pero para llegar a este conocimiento, se necesitaron años de estudios e investigaciones, en los cuales se plantearon diferentes modelos atómicos. Un modelo es la representación concreta de una teoría. Es útil porque facilita la comprensión de fenómenos abstractos. Los modelos atómicos han pasado por diferentes concepciones de acuerdo con el momento en el que han sido formulados. También han sido modificados y adaptados de acuerdo a los resultados de nuevas investigaciones y descubrimientos. Vamos a ver un poco de la historia del átomo. Breve historia de los modelos atómicos Desde la antigüedad, el ser humano ha tratado de explicar el material del cual está hecho todo lo que existe a su alrededor. En los primeros tiempos, se pensaba que la materia era continua e indivisible (que no podía ser dividida). Los primeros filósofos en pensar que la materia se podía dividir en pequeñas partículas fueron los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, quienes llamaron a estas partículas átomo, que significa “indivisible”. Posteriormente, Platón y Aristóteles (quienes resultaron ser más influyentes), se mostraron en desacuerdo. Aristóteles pensaba que la materia era continua y por ello, durante muchos siglos, la perspectiva atómica de la materia se desvaneció.   El concepto de átomo volvió a surgir más de dos mil años más tarde, durante el siglo XIX, cuando los científicos trataron de explicar las propiedades de los gases. Más exactamente, en el año 1808, el científico británico John Dalton, en su libro Nuevo sistema de filosofía química, sentó las bases de la teoría atómica al postular que la materia estaba compuesta por unidades elementales, que llamo átomos. Entre las ideas más notables de la teoría de Dalton se encuentra el postulado que los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. Así entonces, los átomos de distintos elementos tendrían diferencias en su peso y en sus propiedades. Además, Dalton enunció que, en las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.  Por el mismo tiempo en el que Dalton adelantaba sus investigaciones acerca de los gases, otros científicos estaban interesados en estudiar el comportamiento de la materia cuando interacciona con la energía. Al desarrollar estos experimentos, se hallaron varios resultados muy interesantes que llevaban a pensar que el átomo debía ser divisible en partículas más pequeñas cargadas eléctricamente de forma opuesta debido a que se neutralizaban entre sí. Se pensó entonces, que el átomo estaba compuesto de protones (partículas con carga positiva) que se neutralizaban con electrones (partículas de carga negativa). Uno de estos científicos era el británico J.J Thomson, quien propuso un modelo atómico, un poco más completo que el de Dalton, que suponía la existencia de una esfera de electricidad positiva que incluía encajados tantos electrones como fueran necesarios para neutralizarla. Descubrimiento de la radiactividad En 1896, el físico Francés Henry Becquerel descubre accidentalmente la radiactividad, fenómeno que consiste en que algunos átomos, como el uranio, emiten radiaciones extremadamente poderosas. Este fenómeno es la desintegración del núcleo de un átomo inestable para formar otro distinto, más estable. En el proceso, se emiten partículas y radiaciones electromagnéticas. Más adelante, Pierre y Marie Curie continuaron la investigación del descubrimiento realizado por Becquerel y lo denominaron radiactividad.  Pocos años después, en 1910, el científico neozelandés Ernest Rutherford, se encontraba en su laboratorio realizando experimentos para estudiar la naturaleza de las radiaciones. Gracias a estos estudios, Rutherford descubrió que la mayor parte del átomo es espacio vacío y que casi toda la masa del mismo se concentra en el núcleo que, además de ser positivo, es muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo. Así entonces, propuso un modelo atómico en el cual la carga positiva se concentraba en la mitad y la carga negativa, es decir, los electrones, se movían alrededor de ella dejando vacío entre éstos y el núcleo. Pero si todas las partículas positivas estaban juntas en el núcleo, ¿por qué no se repelían, ni tenían a misma carga eléctrica? En 1932, el físico británico James Chadwick, descubrió el neutrón, partícula que explicaba por qué los protones permanecían juntos en el núcleo, gracias a la introducción del concepto de fuerza nuclear. Las investigaciones sobre la estructura interna del átomo continuaron en procura de obtener más información. Fue así como el físico danés Niels Bohr, siguiendo los trabajos de Rutherford, descubrió que los electrones podían girar en diferentes órbitas dependiendo de la cantidad de energía. Si el electrón absorbe energía, por ejemplo, al calentarlo, saltará a una órbita de mayor energía, es decir, a una órbita más alejada del núcleo. Si el electrón regresa a su nivel de energía inicial, emite energía, por lo general, en forma de luz. El modelo de Bohr tenía algunas limitaciones a la hora de explicar el comportamiento de los electrones, así que siguió siendo estudiado y corregido por otros científicos, hasta llegar al modelo atómico actual. Los físicos Arnold Sommerfeld, Louis de Broglie, Werner Heisenberg y Erwin Schrödinger, propusieron teorías que fueron mejorando el modelo atómico y diseñaron el modelo actual, también conocido como modelo mecánico-cuántico, el cual plantea que el átomo está constituido por las siguientes partes: El núcleo: Ocupa la región central y está formado por protones y neutrones. Concentra prácticamente toda la masa del átomo. La corteza o nube electrónica: Es el espacio exterior del núcleo atómico donde se mueven los electrones que, a su vez, constituyen niveles y subniveles de energía. El modelo actual especifica que los electrones se mueven en regiones denominadas orbitales, y que no es posible saber su ubicación exacta en un 100%. De la configuración del átomo, es decir del número de protones, neutrones en el núcleo y el número de electrones y su ubicación en niveles y subniveles de energía (dados por su cercanía o lejanía al núcleo), dependen las propiedades tanto físicas como químicas de ese átomo específico. Tomado y adaptado de: Brown, Theodore L. y cols. (2009). Química, la ciencia central. México: Pearson.

MODELO ACUTAL DEL ÁTOMO

La imposibilidad de dar una explicación teórica satisfactoria de los espectros de los átomos con más de un electrón con los principios de la mecánica clásica, condujo al desarrollo del modelo atómico actual que se basa en la mecánica cuántica.

También es conocido como el modelo atómico de orbitales, expuesto por las ideas de científicos como: E. Schrödinger y Heidelberg. Establece una serie de postulados, de los que cabe recalcar los siguientes:

• El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.

• No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón alrededor del núcleo.

• Existen varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en el espacio; así decimos que hay orbitales: s, p, d, f.

• En cada nivel energético hay un número determinado de orbitales de cada clase.

• Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad aceptable de que se encuentre un electrón. En cada orbital no puede encontrarse más de dos electrones.

El modelo se fundamenta en los siguientes principios:

1. Principio de onda-partícula de Broglie: Señala que la materia y la energía presentan caracteres de onda y partícula; que los electrones giran por la energía que llevan y describen ondas de una longitud determinada.

2. Principio estacionario de Bohr: El mismo que señala que un electrón puede girar alrededor del núcleo en forma indefinida.

3. Principio de incertidumbre de Heidelberg: Determina que es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y velocidad del electrón.

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

Los números cuánticos son valores que indican la característica de cada electrón, nos permiten determinar de manera aproximada la ubicación casi precisa del electrón, para un mejor estudio los números cuánticos se clasificaron en 4 que son:

            1. Número cuántico principal.

            2. Número cuántico secundario o azimutal.

   

            3. Número cuántico magnético

          

            4. Número cuántico magnético Spin.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

La Configuración Electrónica de los elementos es la disposición de todos los electrones de un elemento en los niveles y subniveles energéticos (orbitales). El llenado de estos orbitales se produce en orden creciente de energía, es decir, desde los orbitales de menor energía hacia los de mayor energía.

DIAGRAMA DE MOELLER

4. Desarrollo Metodológico

1. De la lectura saca a tu cuaderno los hechos que le permitan describir con sus propias palabras la historia de los modelos atómicos.

2. De la lectura elabora una línea de tiempo de la evolución del átomo.

3. Observe las siguientes ilustraciones detalladamente.

Invente una copla, un refrán, una estrofa para una canción, o un chiste científico (como los ejemplos expuestos) que exprese una característica de los átomos. Utilice el espacio que se brinda en la parte inferior de las imágenes.

4. Teniendo en cuenta el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund, identifique cuál es el error en cada una de las distribuciones electrónicas. Luego, escriba en su cuaderno la forma correcta de estas distribuciones.

5. A partir de las características que se mencionan a continuación, identifique el elemento.

a) Elemento cuya distribución electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s1 _______________________

b) Elemento cuya distribución electrónica es: 1s2 2s2 2p6 __________________________

c) Elemento cuya distribución electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ________________

d) Elemento cuya distribución electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2_________

EVALUACIÓN