GRUPO 10ºAB SEMANA # 4  PERIODO 2 ( 24 AL 28 DE MAYO)  año: 2021

Institución Educativa Cristo Rey “Buscando formar jóvenes con valores sociales, culturales, científicos y técnicos”	GESTIÓN ACADÉMICA	Período: 2
	TALLER DE ÁREA O ASIGNATURA. CIENCIAS NATURALES - QUÍMICA	Fecha: 24   a  28  DE MAYO
		Semana  4 del  periodo 2

GRADO

10º

GRUPO

10ºA 10ºB

DOCENTE EDILBERTO CARO ALVAREZ

CORREO 10° A:10aquimicacr@gmail.com 10° B: 10bquimicacr@gmail.com

TEMA/ EJES TEMÁTICOS	Fuerzas intermoleculares Geometría molecular Número de oxidación y valencia
COMPETENCIAS             O DERECHOS BASICOS DEL APRENDIZAJE	Uso comprensivo del conocimiento científico Explicación de fenómenos Indagación Explica cómo las sustancias se forman a partir de la interacción de los elementos y que estos se encuentran agrupados en un sistema periódico.
INDICADORES DE DESEMPEÑO	Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza.
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE (TALLER)	INSTRUCIONES GENERALES I.  Escriba el texto en el cuaderno.  FUERZAS INTERMOLECULARES:  Son aquellas interacciones que mantienen unidas las moléculas. Se tratan de fuerzas electrostáticas.Se diferencian de las fuerzas intramoleculares, por estas, corresponden a interacciones que mantienen juntos a los átomos en una molécula. Por lo general, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares. Son fuerzas de atracción o de repulsión que experimentan las moléculas de un compuesto químico, estas FUERZAS INTERMOLECULARES son muy débiles , responsables de las propiedades físicas de las sustancias y  permiten que se unan las moléculas del mismo tipo, formando los materiales tal y como los podemos ver  y manipular. Las principales fuerzas intermoleculares son: Las fuerzas de Van der Waals  y los puentes de hidrógeno. 1.  Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas intermoleculares que determinan las propiedades físicas de las sustancias. Entre estas fuerzas tenemos las siguientes: a. Interacciones Dipolo- Dipolo :  Se da cuando las moléculas polares se aproximan y tienden a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige al polo negativo de la otra, generándose así una atracción electrostática entre los dipolos. Esta atracción es más débil que la que ocurre entre los iones de carga opuesta porque los dipolos son sólo cargas parciales. Las moléculas están en continuo movimiento o que impide que los dipolos se alinien perfectamente y que se presenten fuerzas repulsivas cuando se acercan dipolos de igual carga. El grado de interacción de los dipolos explica los puntos de fusión ,  ebullición , la presión de vapor  de las sustancias polares, propiedades que tienden a tener valores más altos a medida que el tamaño de la molécula aumenta. b. interacciones mediante las fuerzas de London o fuerzas de dispersión de London Se da entre moléculas apolares, o no  polares y ocurren porque al acercase dos moléculas se origina una distorsión de las nubes electrónicas de ambas, generándose en ellas, dipolos inducidos transitorios, debido al movimiento de los electrones, por lo que permite que interactúen entre sí. Es la única atracción experimentada por moléculas no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría. C. - Las fuerzas dipolo-dipolo inducido,  corresponden a fuerzas que se generan cuando se acerca un ión o un dipolo a una molécula apolar, generando en ésta última, una distorsión de su nube electrónica, originando un dipolo temporal inducido.  Esta fuerza explica la disolución de algunos gases no polares, como el cloro Cl2, en solventes polares. d- Las fuerzas ión-dipolo : son fuerzas de atracción entre un ión, es decir, un átomo que ha perdido o ganado un electrón y por ende, tiene carga, y una molécula polar. De esta manera, el ión se une a la parte de la molécula que tenga su carga opuesta. Mientras mayor sea la carga del ión o de la molécula, la magnitud de la atracción será mayor. Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución de sales. e- Fuerzas ion-dipolo inducido:parecida a la anterior, pero el dipolo es previamente inducido por el campo electrostático del ion. 2- Puente de hidrógeno Los puentes de hidrógeno, son un tipo de fuerza dipolo-dipolo, sin embargo, en esta interacción interactúa una molécula que presenta hidrógeno en su estructura, con otra que presenta un átomo con una elevada electronegatividad, como  oxígeno, flúor o nitrógeno ( O, F, N). De esta manera, entre el hidrógeno, que presenta una baja electronegatividad y el átomo electronegativo, se establece una interacción, debido a sus cargas opuestas, lo que provoca que estas fuerzas sean muy fuertes. Este tipo de interacción, se da por ejemplo, entre moléculas de H2O, HF y NH3. δ+ = Parte deficiente de electrones en el agua es el hidrógeno. δ- = Parte rica en electrones en el agua es el oxígeno. Las características de este enlace son las siguientes: - Es localizado, de ahí que se lo denomine enlace. - Su energía es superior a la de las fuerzas de Van der Waals, pero menor que la de los enlaces covalente e iónico. - Produce altos puntos de ebullición y de fusión. - En él siempre interviene el hidrógeno unido a un átomo electronegativo. ¿Sabías qué los enlaces puente de hidrógeno son los responsables de que el agua no se evapore tan fácilmente y que por lo tanto, permanezca líquida? Esto permite la vida en el planeta Tierra.  ¿Cómo es la fuerza de cada una de estas interacciones? Es importante destacar, que ninguna de estas interacciones son más fuertes que los enlaces iónicos o covalentes, ya que, en ellos, están participando los electrones, mientras que en las interacciones entre moléculas, solamente hay fuerzas que se atraen.  Sin embargo, es posible establecer, diferencias en cuanto a la intensidad de estas fuerzas, dependiendo de la polaridad de las moléculas participantes, y de la polarización de su nube electrónica. Esto se puede ver representado, según el punto de fusión y/o ebullición que presenta una sustancia, debido a que, para que se produzca un cambio de estado, deben debilitarse e incluso romperse estas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas, y mientras mayor sea la fuerza de ésta, mayor será el punto de fusión y/o ebullición de la sustancia, pues, se requerirá mayor energía para poder vencerla. - Enlace químico Estas Interacciones por puentes de Hidrógeno. Se presentan en los compuestos que poseen al menos un átomo de Hidrógeno  en su molécula. El Hidrógeno permite hacer puentes  entre los átomos de oxígeno y nitrógeno , como es el caso  de las proteínas  que tienen grupos CO y NH  y los puentes de hidrógeno y  oxígeno que de forman en  las moléculas del agua.   II. QUE ES LA GEOMETRÍA MOLECULAR SEGÚN EL TEXTO ? GEOMETRÍA MOLECULAR Es la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, la polaridad, magnetismo y actividad biológica entre otras (tabla 1). La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula (uso de la App Molecular Constructor). Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc. Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, la cual se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí. Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo: N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres Este dato permite saber la orientación angular de la molécula: II. EXPLIQUE SEGÚN EL VÍDEO : LAS  FORMAS GEOMÉTRICAS DE MOLÉCULAS : LINEAL, PLANAR ANGULARES,PIRAMIDALES , TETRAÉDRICAS Y DIBUJE MOLÉCULAS PARA CADA CASO       https://www.youtube.com/watch?v=xcUl2teTJE4 III. ESCRIBA LAS REGLAS PARA ASIGNAR  EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE LOS ÁTOMOS EN LAS  MOLÉCULAS  Reglas para asignación números de oxidación (también llamados Valencias o Estados de Oxidación) ·        Todos los elementos en estado natural o no combinados tienen número de oxidación igual a cero. ·        El número de oxidación de un elemento en un ion monoatómico es igual a la carga de ese ion. ·        El número de oxidación del flúor es -1 en todos sus compuestos. ·        Los números de oxidación de los metales alcalinos (grupo 1) es +1. ·        Los números de oxidación de los metales alcalinotérreos (grupo 2) es +2. ·        El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, exceptuando cuando forma         peróxidos (H2O2) que es -1 y cuando reacciona con el flúor (OF2), donde el número de oxidación es +2. ·        El hidrógeno en sus compuestos tienen número de oxidación +1 excepto los hidruros metálicos cuyo numero        de oxidación es -1. ·        La suma algebraica de todos los números de oxidación de los elementos en un compuesto debe ser igual a cero. ·      En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a la carga neta del ion. · El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. ·      El número de oxidación se escribe en números romanos (recuérdalo cuando veamos la nomenclatura de Stock): +I, +II, +III, +IV, –I, –II, –III, –IV, etc. Pero en esta página también usaremos caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4 etc., lo que nos facilitará los cálculos al tratarlos como números enteros. IV. OBSERVE: COMO CALCULAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE LOS ÁTOMOS EN LAS MOLÉCULAS       Y ESCRIBA ESOS EJEMPLOS  https://www.youtube.com/watch?v=lB8h07zrP8E V.   Hallar número de oxidación, de acuerdo al enunciado . 1. Indique los estados de oxidación de los elementos que conforman los siguientes compuestos: a. Br2O3   b. H2S       c. SO3     d. CaO         e. P2O5          f. HNO2 2. ¿Cuáles de los siguientes elementos tiene únicamente el estado de oxidación +3 en sus compuestos? a. O    b. Be  c. Sc d. Ca   e. Cu   f. Al 3. ¿Cuál es el estado de oxidación de cada una de las siguientes opciones? a. Mn en el Al (MnO4)3                b. Br en el HBrO4 c. S en el H2S  d. Rb en el RbNO3 5.NOTA:
FECHA Y MEDIO DE ENTREGA	28 DE MAYO  y  se envía al  correo de cada grupo: 10° A: 10aquimicacr@gmail.com   10° B: 10bquimicacr@gmail.com
RECURSOS VIDEOS, REFERENCIAS	cuaderno de química   vídeos youtube.com , Google.com
HORA DE ATENCION  PARA EL GRUPO	10º A     Martes                      Hora :   4.30  a  6:30  Pm   10º B     Lunes                        Hora :   4.30  a  6:30  Pm   https://meet.google.com/rmc-ghaj-zju   Enlace para ingresar a la clase virtual: