2. APRENDIZAJES ESPERADOS
3. Identifica los componentes del
modelo atómico de Bohr (protones,
neutrones y electrones), así como la
función de los electrones de valencia
para comprender la estructura de los
materiales.
• Representa el enlace químico
mediante los electrones de valencia
a partir de la estructura de Lewis.
• Representa mediante la simbología
química elementos, moléculas,
átomos, iones
(aniones y cationes).
CONTENIDO
Estructura de los
materiales
• Modelo atómico de
Bohr.
• Enlace químico.

3. HISTORIA DEL ÁTOMO

4. Las partículas subatómicas poseen carga eléctrica
Protones +
Neutrones +
Electrones -
La materia esta compuesta por átomos
Los átomos están divididos en partículas sub atómicas llamadas:
protones, neutrones y electrones

5. PORTAFOLIO PÁGINA 24 INVESTIGAR CONCEPTOS LIBRO
Núcleo
Protón
Neutrón
Electrón

6. Tiene
11 + PROTONES
11+ NEUTRONES
11- ELECTRONES
Es decir
Es un átomo neutro
que se encuentra en
equilibrio de cargas
eléctricas
electrones

7. Número atómico
Se representa con la letra Z, nos indica el
número de protones que tiene cada átomo.
ESCRIBE EL NUMERO ATÓMICO DE LOS SIGUIENTES ELEMENTOS
O, Cl, Na, C
Debido que un átomo no tiene carga eléctrica
neta, el número de electrones debe ser igual
al de protones.
Número de masa
O número másico
Se representa con la letra A, es la suma de
protones y neutrones.

8. La forma aceptada para denotar el número
atómico y el número de masa de un elemento
(X) es como sigue:
Número de masa
Número atómico

9. IMPRIME LAS PÁGINAS 106, 107 Y 108 DEL
LIBRO DE TEXTO. (la magia de la ciencia)
SUBRAYA Y ANALIZA LA INFORMACIÓN

10. Indique el número de protones, neutrones
y electrones para cada una de las
siguientes elementos:
a)
b)
c)

11. 47X
56X
16X

12. 47X
17X
14X

13. La distribución de los electrones en las capas
se denomina configuración electrónica y se
realiza de la siguiente manera:
C
AP
A
NUMERO
MAXIMO DE
ELECTRONE
S
K 2
L 8
M 18
N 32
Las capas de Bohr se denominan alfabéticamente a partir de la
letra K empezando por la más interna (energía más negativa) y, de
acuerdo con la teoría, no pueden contener cualquier número de
electrones.

14. EJEMPLO
K 19 19 19 20
Bi 83 83 83 126
ACTIVIDAD 3
De acuerdo al modelo atómico de Bohr, dibuja la estructura de los
siguientes elementos y escribe el número de electrones, protones y
neutrones correspondientes.
TAREA: Contestar el cuadro e imprimir el diagrama de Moeller (emicar)

15. De acuerdo con el modelo de Bohr se
diferencian dos tipos de electrones.
a)Electrones internos: son aquellos que giran
en las órbitas más cercanas al núcleo y no
interactúan con otros átomos
b)Electrones externos: son los electrones más
alejados del núcleo se les llama electrones
externos o electrones valencia.
Electrones Valencia: Son aquellos que
serán utilizados en la formación de
compuestos y se encuentran en el último
nivel.

16. http://w
ww.youtu
com/
watch?
1WsoA
K0cb5o

17.  ¿Cuántos electrones hay en cada órbita?
 1° orbita del átomo
 2° orbita del átomo
 3° orbita del átomo
 4° orbita del átomo
 5° orbita del átomo
 6 ° orbita del átomo
 7° orbita de átomo
EJEMPLO:
Cloro: 1s2, 2s2, 2 p6,3s2, 3p5
Calcio: 1s2, 2s2, 2 p6,3s2, 3p6 ,4s2
Hacer la distribución electrónica de los siguientes átomos por
equipo de 3 personas.
Litio
Calcio
Potasio
Magnesio
Aluminio
Carbono
Arsénico
Nitrógeno Fósforo
Bromo

18. ACTIVIDAD 4 (PORTAFOLIO
a) Investiga en tu libro de texto, en internet o
en cualquier otra fuente de información los
siguientes conceptos:
Enlace químico: es la fuerza que une a los átomos entre sí
para formar moléculas o cristales. El enlace químico se forma
por la interacción de los electrones del último nivel de los
átomos (electrones de valencia).

20. Hidrógeno H 1 1s1
Helio He 2 1s2
Litio Li 3 1s2 2s1
Berilio Be 4 1s2 2s2
Boro B 5 1s2 2s2 2p1
Carbono C 6 1s2 2s2 2p2
Nitrógeno N 7 1s2 2s2 2p3
Oxígeno O 8 1s2 2s2 2p4
Flúor F 9 1s2 2s2 2p5
Neón Ne 10 1s2 2s2 2p6
Sodio Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Magnesio Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2
Aluminio Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Silicio Si 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Fósforo P 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Azufre S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Cloro Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Argón Ar 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Potasio K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Calcio Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Escandio Sc 21 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Titanio Ti 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanadio V 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Cromo Cr 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Manganeso Mn 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Hierro Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cobalto Co 27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Níquel Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

21. APRENDIZAJES ESPERADOS
4. Representa el enlace químico mediante los electrones de
valencia a partir de la estructura de Lewis.

22. EEssttrruuccttuurraa ddee LLeewwiiss::
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia
como puntos alrededor del símbolo del elemento:
Los símbolos de Lewis se utilizan para representar la formación de los
enlaces químicos.

24. ACTIVIDAD 4 y 5
Página 25
b) Los alumnos en forma individual con la ayuda de la tabla
periódica, completarán la siguiente tabla
Actividad 5 En forma individual los alumnos completan la siguiente
tabla, escribiendo el número de electrones de valencia
correspondiente a cada familia de la tabla periódica.
http://www.educaplus.org/play-85-Part
%C3%ADculas-de-los-%C3%A1tomos-e-iones.
html?
PHPSESSID=9820fbeef800e928c49ef8e9cfc
6abd9

25. La regla del octeto dice que cuando los átomos se unen para formar
enlaces químicos comparten sus electrones de valencia de modo que
cada átomo quede con ocho electrones de valencia (excepto el átomo
de hidrógeno que queda con dos electrones de valencia).

26. La razón de la regla del octeto es que los átomos
buscan adquirir una configuración electrónica
similar a la de un gas noble (grupo VIIIA de la
tabla periódica), ya que de este modo alcanzan
mayor estabilidad.
La configuración electrónica de los gases nobles
es la más estable de todos los elementos ya que
al tener 8 electrones de valencia, todos los
orbitales de su último nivel quedan llenos.

27. Enlace químico: es la fuerza que une a los átomos entre sí para
formar moléculas o cristales. El enlace químico se forma por la
interacción de los electrones del último nivel de los átomos
(electrones de valencia).

28. TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
•ENLACE IÓNICO: Cuando reaccionan
metales con no metales. (seden electrones)
LiF CaO Li2O
http://quimicazzz.blogspot.mx/search/label/47.%20Estructuras%20de%20Lewis%20de%20compuestos%20i
%C3%B3nicos
•ENLACE COVALENTE: Cuando reaccionan
dos no metales. (comparten electrones)
http://quimicazzz.blogspot.mx/search/label/46.%20Estructuras%20de%20Lewis
HCl H20 CS2
Tipos de enlace:
Sencillo (1 par de d electrones) H2
Doble (2 pares de electrones) O2
Triple (3 pares de electrones) N2

29. APRENDIZAJES ESPERADOS
5. Representa mediante la simbología
química elementos, moléculas, átomos,
iones (aniones y cationes).

30. Iones
BLOQUE 2
ACTIVIDAD 1.2 CIENCIAS III
 Iones: Son átomos cargados (positivos o negativos). Como el
núcleo es intocable con las energías que aparecen en las
reacciones químicas, la única forma de que un átomo se cargue
eléctricamente es quitando o poniendo electrones:
 cationes, también llamados Iones positivos, son átomos que han
perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga
positiva que queda en exceso en el núcleo.
 aniones, también llamados Iones negativos , son átomos que han
ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa
en exceso sobre los protones del núcleo.
 Los átomos neutros tienen tantos protones (carga positiva) como
electrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la
misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de
ambas el átomo es neutro. Cuando quitamos electrones quedan
más cargas positivas que negativas. Cuando añadimos electrones
tenemos más cargas negativas que positivas.

31. UTILIZANDO LA TABLA PERIÓDICA COMPLETA LA SIGUIENTE TABLA:
ION MASA ATÓMICA NÚMERO
ATÓMICO
NÚMERO DE
PROTONES
NÚMERO DE
NEUTRONES
NÚMERO DE
ELECTRONES
S-2
Al+3
60 47 46
35 45 36
Si+4

32. Enlace covalente no polar
Los electrones se comparten equitativamente entre dos átomos.(todos
los elementos diatómicos tienen enlaces covalentes no polares)
Enlace covalente polar
Uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los
electrones de enlace que el otro.

34. El enlace metálico
El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre
sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para
alcanzar la configuración de un gas noble. En este caso, los metales
pierden los electrones de valencia y se forma una nube de
electrones entre los núcleos positivos.

35. En la Tabla periódica de Elementos, los elementos metálicos aparecen
en color verde; los no metales en color naranja, y los metaloides en
color azul.

36. A los elementos que tienen las
propiedades de los metales y no metales
se les llama, metaloides.
Pueden ser tanto brillantes como
opacos, y su forma puede cambiar
fácilmente. Generalmente, los
metaloides son conductores de calor y
de electricidad, de mejor manera que
los no metales, y no tan bien como los
metales.

37. ELABORA UNA LISTA DE METALES
ELABORA UNA LISTA DE NO METALES

38. En el enlace iónico (metal con no metal) los electrones de valencia no se
comparten, sino que se transfieren del metal al no metal, formándose
iones; el metal se convierte en catión (+) y el no metal se convierte en
anión (-).
Por lo tanto, en la estructura de Lewis de un compuesto iónico los
electrones de valencia pasan del metal al no metal, de modo que cada
átomo cumpla la regla del octeto. Además la estructura de Lewis debe
incluir, en este caso, las cargas eléctricas que quedan en cada átomo.

39. Ejemplo: cuando se enlazan dos átomos de cloro (7 electrones de
valencia) comparten dos electrones de valencia para que cada átomo
alcance 8 electrones de valencia.

40.  ropiedades de un enlace iónico
 Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características
especiales:
 • Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
 • La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
 • La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o
el hexano.
 • Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en
estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas
cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones
individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del
cristal.
 • Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

41. Propiedades de los enlaces covalentes
• Son gases, líquidos o sólidos de bajo
punto de fusión.
• La mayoría son insolubles en
disolventes polares.
• La mayoría son solubles en
disolventes apolares.
• Los líquidos y sólidos fundidos no
conducen la electricidad.
• Las disoluciones acuosas son malas
conductoras de la electricidad porque no
contienen partículas cargadas.

43. Li + F Li+ F LiF
Ca + O Ca2+ O 2
2 Li + O 2 Li+ O 2
CaO
Li2O
3 Li + N 3 Li+ N 3 Li3N
ENLACES IÓNICOS
Está formado por un metal con baja energía de ionización y un no metal con elevada
afinidad por los electrones.

44.  Los pares de enlace que no forman parte del enlace se
denominan pares libres (no enlace)
F + F F F Pares libres
 Tipos de enlace:
 Sencillo (1 par de d electrones) H2
 Doble (2 pares de electrones) O2
 Triple (3 pares de electrones) N2
Par enlace

45. Los átomos que tienen el mismo número
de protones (Z) y distinto número
de neutrones se llaman isótopos (porque
ocupan el mismo lugar en la Tabla
Periódica, por pertenecer al mismo
elemento)
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_mate
ria/curso/materiales/indice.htm

46. BLOQUE 2
ACTIVIDAD 1.2 CIENCIAS III
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Isótopo mayoritario
del hidrógeno,
también llamado
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Ningún neutrón (partícula sin carga, neutra)
protio
+
Θ

47. BLOQUE 2
ACTIVIDAD 1.2 CIENCIAS III
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Un neutrón (partícula sin carga, neutra)
Segundo isótopo del
hidrógeno, también
llamado
deuterio
+
Θ
±

48. BLOQUE 2
ACTIVIDAD 1.2 CIENCIAS III
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Isótopo radiactivo del
hidrógeno, también
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Dos neutrones (partícula sin carga, neutra)
llamado
tritio
+
Θ
±
±

50. mol = 6.02 x 10²³ = masa atómica (gr)
6.02 x 10²³ átomos (cuando es un elemento) o moléculas
cuando es un compuesto)
Átomo Es la unidad más pequeña de un elemento químico
Molécula Es un conjunto de átomos, ya sean iguales o diferentes, que se encuentran
unidos mediante enlaces químicos
1 mol de Fe = 6.02 x 10²³ = 56 gr
2 moles de Fe = 12.04 x 10²³ = 112gr
8 moles de Fe = ___________ = _________

51. 1. ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe.
1 Mol Fe = 56gr
? = 25gr
25 x 1 = 25 y lo dividimos entre 56 = 0.446 moles de Fe
2.¿Cuántos moles de Ca representan 92.0 gr de Calcio?
3. ¿Cuántos moles de Na representan 83.0 gr de Sodio?

52. 4. ¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
6.02 x 10²³ = 24gr
? = 5gr
6.02 x 10²³ x 5 = 30.1 se divide entre 24 = 1.25 átomos
5. ¿Cuántos átomos de Ca representan 92.0 gr de Calcio?
6. ¿Cuántos átomos de Na representan 83.0 gr de Sodio?

53. La masa atómica es llamada Unidad de Masa Atómica (uma),
también es llamada masa molar o masa molecular
¿CÓMO ENCONTRAR LA MASA MOLECULAR?
EJEMPLO
KOH (hidróxido de potasio)
K 1 x 39.10 = 39.10
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01
56.11 g

54. Cu₃(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu 3 x 63.55 = 190.65
P 2 x 30.97 = 61.04
O 8 x 16 = 128 +
379.69 g
ENCUENTRA EL UMA DE LOS SIGUIENTES COMPUESTOS
BaCl2 (cloruro de bario)
Na2SO4 (sulfato de sodio)
KH2PO4 (fosfato diácido de Potasio)
H20 (agua)

55. 7. ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
H2O
H 2 x 1 = 2 1 mol de H2O = 18 gr
O 1 x 16 = _16__ 5 moles H2O = ? R:
90 gr de H2O
18 gr
8.Ana tiene 7 moles de CH4 (metano), ¿cuál será su masa?
9.Miguel quiere encontrar la masa de 4 moles de HCl (ácido clorhídrico)

56. 10. ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
H 1 x 1.01 = 1.01 36.46 gr = 6.02 x 10²³
Cl 1 x 35 = 35.45 25 gr = 4.12 x 10²³
moléculas
36.46 gr
11.¿ Cuántas moléculas de Fe2O3 (óxido de Fierro) hay en 36 gr?
12.¿ Cuántas moléculas de NaCl (Cloruro de Sodio) hay en 44 gr?