Archivo de actividades de química I Unidad I Elaborar un cuadro comparativo donde se plasmen los conceptos previos de Química adquiridos en el nivel básico. Realizar una investigación consultando en revistas, periódicos, Internet, sobre las causas y efectos de los cambios físicos, químicos y nucleares que se presentan en la naturaleza. Modelos atómicos. La elaboración de un cuadro donde registre diferencias y semejanzas que presentan los modelos atómicos estudiados. Entregar una investigación por escrito de la existencia de tres grupos de radiación a partir de revisión de artículos, video, programas e Internet. La radiación mecánica corresponde a ondas que sólo se transmiten a través de la materia, como las ondas de sonido. La radiación electromagnética es independiente de la materia para su propagación, sin embargo, la velocidad, intensidad y dirección de su flujo de energía se ven influidos por la materia. La Radiación Electromagnética se divide en dos grandes tipos de acuerdo al tipo de cambios que provocan sobre los átomos en los que actúa: A). Ionizante B). No ionizante. -Explicar por medio de cuestionario las generalidades de química. 1. ¿Qué es materia? 2. ¿Qué es energía? 3. ¿Qué es volumen? 4. ¿Qué es átomo? 5. ¿Qué es elementos, mezcla, compuestos? -Realizar mapa conceptual de MATERÍA Y ENERGÍA. Exposición de alumnos: reforzamiento de conocimientos Realización de mapa mental de la Termodinámica: Ley de la conservación de la energía. En tu mapa explica los diferentes tipos de energía. -Modelos atómicos Historía del átomo, Leucipo y Demócrito. Modelo atómico de: a) Dalton y sus leyes ponderales b) c) d) e) Electrón y el modelo atómico de Thomson El protón y los rayos canales Modelo de Ruthenford Experimento de Eugene Goldstein y su relación con el neutrón James Chadwick y su investigación sobre el neutrón. f) Radioactividad. Honrad Roentgen, Antoine Henri Becquerel, Marie Curie a) b) MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA Erwin Schrodinger Modelo atómico de Bohr. NÚMEROS CUANTICOS n = principal o primario l = secundarío o azimutal m = magnético s = spin CONFIGURACIONES ELECTRONICAS. Principios: . Principio de exclusión de Pauli Principio de edificación progresiva o regla de Auf-Bau Configuraciones según Kernel y regla del octeto Configuraciones según Hund. Electrón Diferencial. UNIDAD II ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIÓDICA. Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), matemático y químico alemán que hace un primer ensayo de un sistema periódico de los elementos al encontrar relación entre los pesos de combinación de algunos elemento Juan Jacobo Berzelius (1779-1848), químico sueco que propuso el sistema moderno de los símbolos químicos (tabla 3.1), además de publicar una tabla de pesos atómicos de los elementos. Johann Wolfang Dobereiner en 1829, observó que miembros de tres elementos presentaban ciertas semejanzas en sus propiedades, a estos grupos los llamó Tríadas John Alexander Newlands, químico inglés en 1866 presentó un estudio en el que señalaba que después de siete elementos se presentaba otro con propiedades parecidas al primero, por lo cual llamó a este agrupamiento Ley de las octavas Julius Lothar Meyer (1830-1895), químico alemán que en 1870 publicó su obra "La naturaleza de los elementos químicos como una función de los pesos atómicos" Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), químico ruso, cuyo trabajo fue paralelo y similar al de Meyer. Pero había una diferencia, Mendeleiev construyó una tabla más completa con 60 elementos hasta esa época conocidos, que además de colocarlos en columnas conforme a sus pesos atómicos, dejó espacios vacíos para ser llenados en la medida que se fuesen descubriendo otros elementos. Comparación de símbolos de algunos elementos químicos Elemento Símbolo antiguo Símbolo actual Mercurio ψ Hg Plomo h Pb Tabla Periódica. a). Ubicación y clasificación de los elementos de la tabla periódica. b). Periodicidad c). Grupos d). Metales, no metales y metaloides. Propiedades físicas y químicas. e). Clasificación de los elementos por número atómico. f). Grupos del subnivel s, p, d y f. PROPIEDADES PERIÓDICAS: -Electronegatividad -Radio atómico. -Energía de ionización o potencial de ionización. -Afinidad electrónica -Número de átomo y masa atómica. ENLACES. -Iónicos -Covalentes polares -Covalentes no polares -Metálicos -Representación de las configuraciones de Lewis -Enlaces de Van der Waals -Puentes de hidrógeno Unidad III. Nomenclatura de los compuestos químicos inorgánicos. Valencia: Es una medida de la capacidad de combinación que tiene el átomo de un elemento, es decir, de unirse a otros átomos. Se toma como referencia el átomo de Hidrógeno, al que se le asigna la valencia de uno. La mayoría de las veces el número de oxidación coincide con el número de valencia, pero hay algunas excepciones. Los elementos de un mismo grupo tienen números de oxidación similares debido a que su estructura electrónica externa es semejante. Escritura de fórmulas Para escribir una fórmula debes considerar que: El símbolo del componente electropositivo se escribe al lado izquierdo y el electronegativo al lado derecho. Los números de oxidación se intercambian con valores absolutos. Es decir, el número de oxidación del primero pasa a ser el subíndice del segundo y viceversa. Cuando sea posible se simplifican los subíndices y cuando tengan números de oxidación iguales, se omiten. Aa+ + Bb- → AbBa Na1+ + Cl1- → NaCl Mg2+ + 2NO→ Mg(NO3)2 Tipos de compuestos Inorgánicos. OXIDOS BÁSICOS -Metálicos -No metales –anhídridos. HIDRUROS -Metálicos -no metálicos HIDROXIDOS -Metal más ion hidróxido. ACIDOS -Hidrogeno mas no metal -hidrogeno mas no metal y oxigeno SALES -Binarias -sales cuaternarias. LA IUPAC -Tipos de nomenclatura Tradicional Stock Sistemática SISTEMA DE NOMENCLATURA TRADICONAL ( GINEBRA) Este sistema es el más antiguo y fue empleado por mucho tiempo, sin embargo ahora se recomienda no emplear, debido a su complejidad, ya que provoca confusiones cuando un elemento tiene más de dos valencias. Asigna terminaciones y prefijos para los elementos que trabajan con dos o más números de valencia, en la siguiente forma. 2 valencias Menor, terminación oso Mayor, terminación ico 4 valencias Hipo—oso --oso -ico per--ico Ejemplos : Fe2+,3+ Fe2+ = Ferroso Fe3+ = Férrico V2+,3+,4+,5+ V2+ V2+ = Hipovanadoso V3+ = Vanadoso V4+ = Vanádico V5+ = Pervanádico