QUIMICA GRADO 10

1. PLAN DE MEJORAMIENTO ACADÉMICO
DOCENTE: alma lucia arias carrillo ÁREA: Ciencias Naturales GRADO: 10
CORREO ELECTRÓNICO: alma lucia arias carrillo PERIODO: 3 NIVEL: química
NOMBRE DEL ESTUDIANTE: FECHA: CALIFICACIÓN:
PROPOSITO
El siguiente plan de mejoramiento se basa en la implementación de estrategias pedagógicas y acciones de seguimiento para apoyar a los estudiantes que presentan dificultades
y que le permitan alcanzar los logros pendientes en el área de conocimiento de ciencias naturales .la institución educativa Trujillo en su proceso de acompañamiento, de
orientación y planeación plantea la ejecución de
estas actividades complementarias de nivelación teniendo en cuenta las dificultades presentadas, sus intereses y necesidades.
APRENDIZAJE A FORTALECER
COMPETENCIA CIENTIFICA
TEMATICA OBJETIVOS DE APRENDIZAJE ACCCIONES A
DESARROLLAR
…
Describr las transformaciones que
se pueden presentar en la
estructura atómica de los
elementos y las relaciones con la
producción de energía nuclear.
Identificar cambios químicos en la
vida cotidiana y en el ambiente.
1. Enlace químico
2. Tipos de enlaces
3. Características compuestos
iónicos y covalentes.
4. Fuerzas intermoleculares
5. Arquitectura de moléculas
6. Energía nuclear (CTS)
.Comprender que los diferentes
mecanismos de reacción química
(oxido-reducción, descomposición,
neutralización y precipitación)
posibilitan la formación de
compuestos inorgánicos
Discute con sus compañeros
los efectos positivos y
negativos del uso de procesos
nucleares para la generación
de energía eléctrica.
Estima métodos alternativos
que ayudan a generar
energía sin recurrir a
métodos convencionales.

2. CRITERIOS DE
EVLUACIÓN:
• Puntualidadyresponsabilidadenla entregadeactividades asignadas.
• Asistencia y participación en los espacios de nivelación.
• Calidad en la sustentación oral y escrita.
RESPONSABLES FECHA DE
SUSTENTACIÓN:
TIEMPO
ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente
son un tipo de unión entre átomos que forma moléculas a través de la compartición de pares de electrones. Estos enlaces
se forman en versiones simples, dobles o triples, y poseen caracteres polares y no-polares. Los enlaces covalentes se
consideran uniones “fuertes”. A diferencia de otras uniones fuertes (enlaces iónicos), los covalentes suelen ocurrir en
átomos no-metálicos y en los que tienen afinidades parecidas por electrones (electronegatividades similares), haciendo
que los enlaces covalentes sean débiles y requieran menos energía para romperse.
En este tipo de enlace se suele aplicar la llamada regla del Octeto para estimar la cantidad de átomos a compartir: esta
regla afirma que cada átomo en una molécula requiere 8 electrones de valencia para mantenerse estable.
La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones de enlace químico cuando está
unido a una molécula.
El tipo de enlace covalente depende de la diferencia de electronegatividad entre especies, donde un valor entre 0 y 0,4
da como resultado un enlace no-polar, y una diferencia de 0,4 a 1,7 resulta en un enlace polar (los enlaces iónicos
aparecen a partir de 1,7).
La regla de Octeto refleja la observación de que los átomos de los elementos representativos suelen combinarse de
manera que cada átomo alcanza los ocho electrones en su capa de valencia, llevándolo a tener una configuración
electrónica similar a los gases nobles. Se utilizan diagramas o estructuras de Lewis para representar estas uniones.
Existen excepciones a esta regla, como por ejemplo en las especies con una capa de valencia incompleta (moléculas
con siete electrones como el CH3, y las especies reactivas de seis electrones como el BH3); también sucede en átomos
con muy pocos electrones, como el helio, el hidrógeno y el litio, entre otros.
Estructuras de Lewis
Aquí se verán alrededor de 5 pasos sencillos para lograr una representación de Lewis de manera correcta:
1. Contar los electrones de valencia de todos los átomos involucrados. Este número es el total de electrones a
representar.
2. Dibujar el átomo central (o los átomos centrales) con sus electrones de valencia alrededor (representados por
x o puntos).
3. Dibujar el resto de los átomos alrededor del átomo central, haciendo coincidir un electrón de valencia de este
último (del átomo central) con un electrón de valencia del átomo secundario.
4. Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Los átomos H, Li y Be deben estar rodeados por dos
electrones (correspondientes a los electrones del enlace) y los demás elementos deben estar rodeados por ocho
electrones. Si se cumple el primer caso, entonces se dice que se cumple con la regla del dueto, y si se cumple
el segundo caso, se dice que se cumple con la regla del octeto. * Si no se cumplen estas reglas, lea el 5to paso.
5. Si no se cumplen las reglas anteriores (paso 4) entonces tiene que hacerlas calzar. Si le sobran electrones,
rompa algunos enlaces y si le faltan forme nuevos enlaces hasta que se cumplan las reglas.
Ejemplo 1: Amoniaco

3. TALLER DE QUÍMICA
1. Escribe la estructura de Lewis y determina si las sustancias son iónicas o moleculares:
a. BCl3 b. SrCl3 c. SnCl4 d. CaS
2. Identifica el número de electrones ganados y perdidos:
a. CaCl2 b. MgF2 c. KCl
3. De los compuestos anteriores identifica aniones y cationes:
4. Identifica el tipo de enlace en los siguientes compuestos:
a. RbCl
b. NO2
c. BeF2
d. SO3
5. Las sustancias que utilizamos diariamente y que constituyen el universo están formadas por átomos que están
unidos entre sí. Los elementos se enlazan unos con otros para formar miles de compuestos ¿Por qué los enlaces
químicos se forman únicamente entre determinados elementos?
6. Consulta por qué el grafito (Componente de la mina de los lápices) es buen conductor pese a que está
conformado por enlaces covalentes.
Fórmulas Químicas
Formulación química es la disciplina que regula las
convenciones a emplear en la utilización de fórmulas
químicas. Una fórmula química se compone de símbolos y
subíndices, correspondiéndose los símbolos con los de los
elementos que formen el compuesto químico a formular y los
subíndices con las necesidades de átomos de dichos
elementos para alcanzar la estabilidad molecular. Así,
sabemos que una molécula descrita por la
fórmula H2SO4 posee dos átomos de Hidrógeno, un átomo de
Azufre y 4 átomos de Oxígeno.
Clases de fórmula
Las fórmulas se pueden clasificar en dos grupos:
1. En el primero tenemos las fórmulas obtenidas por análisis
químico que son la fórmula mínima y la molecular.
2. En el segundo encontramos las fórmulas que se obtienen
directamente a partir de la fórmula molecular, son la fórmula
estructural y electrónica.
Empíricas o Mínimas:
Nos indica la proporción más sencilla y se determina
mediante análisis químicos. Informa sobre el tipo de átomos
que forman la molécula, y la relación mínima en el
cual estos se combinan. Ejemplo: Fórmula empírica del
Ácido Sulfúrico H2SO4. Esta expresa que el hidrógeno, el
azufre y el oxígeno se combinan en proporción 2:1:4.
Fórmulas Moleculares:
Nos da el número real o verdadero de átomos de cada
elemento. Indica el número mol de átomos de cada especie
que constituye la molécula. En algunos compuesto la
fórmula mínima y molecular son identicas, por ejemplo, en
el H2SO4, en otros compuesto la fórmula mínima y
molecular son diferentes. La fórmula molecular de la
glucosa es C6H12O6.
Para los compuestos iónicos como el NaCl, Naf, no existe
fórmula molecular, puesto que no hay moléculas sino
iones.
NaF ------ Na+
F –
Fórmula Estructural:
Es la fórmula más completa, nos muestra cómo se
distribuyen y enlazan los átomos en la molécula.
Ejemplo
Fórmula Molecular Fórmula estructural
H2 H-H
Fórmula Electrónica:
Nos muestra la distribución, enlaces de los átomos y los
electrones que lo contienen de todos y cada uno de los
átomos de la molécula.
Fórmula
molecular
Fórmula
estructural
Fórmula
electrónica

4. H2 H-H H··H
Pregunta: ¿cuál es la fórmula que determina los átomos
que componen a la sustancia y la relación mínima entre
ellos?
Fórmula molecular. Fórmula estructural.
Fórmula Electrónica. Fórmula empírica o fórmula
mínima.
Todos los compuestos que participan en las reacciones y
procesos químicos estan representados mediantes fórmulas.
Estas se determinan experimentalmente empleando el
análisis químico, del cual se obtiene la composición
porcentual de la sustancia.
Porcentaje en Peso
El primer paso para resolver la fórmula química de una
sustancia, es determinar los gramos de cada elemento
contenidos en 100 gr del compuesto. De esta manera se
hallan los porcentajes en peso o composición porcentual.
Si un compuesto tiene dos elementos X e Y, la composición
porcentual de este se halla utilizando la siguiente relación:
Calculamos el número de unidades de masa atómica del
primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada
por el número de átomos que hay de dicho elemento en la
fórmula). Dicho número lo dividimos por la masa molecular
(masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y
el resultado se multiplica por cien.
Problemas Resueltos
a. Determinar los porcentajes en pesos de un óxido de cobre
si 20 gr de este contiene 16 gr de cobre.
Solución
Para hallar el oxígeno contenido en el compuesto, se hace
una diferencia entre el peso del óxido menos el peso del
cobre.
20 gr - 16 gr = 4 gr de oxígeno
b. Calcular los porcentajes en peso del dióxido de carbono
(CO2) si los pesos atómicos de los elementos de los
compuestos son:
C=12.
O= 16 * 2 = 32.
El peso molecular del compuesto es igual a 12+32= 44.
% C = (12 ÷ 44) × 100 = 27,3% de C
% O = (32 ÷ 44) × 100 = 72,7% de O
Para comprobar % C + % O = 100 %
27,3 % + 72,7 % = 100%
Fórmula mínima o empírica
La fórmula mínima se puede establecer a partir de los datos
suministrados por los porcentajes en pesos o por el número
de gramos de los elementos del compuesto.
En cada caso, es necesario determinar la relación del número
de moles de átomos de cada elemento del compuesto. Los
números que expresan esta relación, aparecen como
subíndices.
Problemas resueltos
a. El análisis de un compuesto dio el siguiente resultado en
composición porcentual: Hidrógeno 2.06 %, azufre 32.69 %
y oxígeno 65.25 %. Determinar la fórmula mínima.
Solución
Se convierte la composición porcentual a gramos. Como la
composición porcentual indica el número de gramos de cada
elemento por 100 gr del compuesto, entonces en 100 gramos
del compuesto analizado tenemos:
2.06 gramos de hidrógeno; 32.69 gramos de azufre y 65.25
gramos de oxígeno.
Se transforma los gramos de cada elemento en moles de

5. átomos.
Para determinar el número relativo de moles dividimos cada
uno de estos valores por el más pequeño de ellos, para este
caso sería 1.02.
Al realizar las
divisiones nos
queda: H = 2; S =
1; O = 4.
Estos números
son subíndices en la fórmula del compuesto. Por
consiguiente, la fórmula mínima o empírica es H2SO4.
Fórmula molecular
La fórmula molecular de un compuesto se halla a partir de la
masa molecular en gramos del compuesto, y la fórmula
mínima de este. La fórmula molecular es un múltiplo m (m
= 1,2,3,...) de la fórmula mínima. En donde el valor de m es:
Problemas resueltos
a. ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto si su
fórmula mínima es AlCl3 y su peso molecular es 267 u?
La masa de la fórmula mínima es:
Peso de cada uno
Al = 26.98
Cl = 35.45 × 3
26.98 u + 3 ( 35.45 u) = 133.3
El múltiplo m igual a:
m = 2
Recuerda que el m debe ser un entero. Si no lo es, se revisan
los calculos nuevamente.
La fórmula molecular = 2( AlCl3 ) = Al2 Cl6.
PREGUNTA: ¿Cuál es la fórmula mínima de un compuesto
que contiene 75.74 gr de As y 31.98 gramos de oxígeno?