apuntes de química i, por competencias 2012

COLEGIO DE BACHILLERES DEL ESTADO DE MICHOACAN

SISTEMA DE ENSEÑANZA ABIERTA Y A DISTANCIA

UNIDAD “ENRIQUE SÁNCHEZ BRINGAS”

APUNTES DE QUÍMICA I

POR COMPETENCIAS

BIOL. EDUARDO FRAGA PÉREZASESOR DEL S.E.A.“ENRIQUE SÁNCHEZ BRINGAS”

MORELIA, MICH., AGOSTO DEL 2012.

INDICE DE CONTENIDOS

PRESENTACIÓN………………………….………………………………….. I

FUNDAMENTACIÓN DIDÁCTICA………………………………………… II

CONTENIDO ……………………..………………………………………… III

BLOQUE I. IDENTIFICARÁ A LA QUÍMICA COMO HERRAMIENTA PARA LA VIDA

COMPETENCIA ESPECÍFICA:

- Comprende el concepto de Química. ………………………………………………….. 1- Reconoce los grandes momentos del desarrollo de la química………………………… 2

* Reconoce los pasos del método científico: ……………………………………………. 4- Identificación de problemas y formulación de preguntas de carácter científico……….. 5- Planteamiento de hipótesis……………………………………………………………… 5- Obtención y registro de información……………………………………………………. 6- Experimentación………………………………………………………………………… 6- Construcción de resultados……………………………………………………………… 7- Comunicación de las conclusiones………………………………………………………. 7- La química: una ciencia interdisciplinaria……………………………………………….. 7

BLOQUE II. COMPRENDE LA INTERRELACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA.


Reconoce las propiedades de la materia: extensivas e intensivas. Físicas y Químicas…. 13Describe las características de los cambios físicos, químicos y nucleares de la materia… 17Describe las características de los diferentes tipos de energía y su interrelación……….. 22

Cinética ……………………………………………………………………….. 22 Potencial ……………………………………………………………………… 22 Luminosa ……………………………………………………………………… 23 Calorífica ……………………………………………………………………… 23 Química ………………………………………………………………………… 23 Eólica……………………………………………………………………………. 23

Autoevaluación del bloque I y II ……………………………………………..………….. 24

BLOQUE III. EXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES.


Describe las aportaciones al modelo atómico actual realizadas por Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldsteiin, Bhor Sommerfeld y Diracjordan. .............. 29Reconoce las partículas subatómicas y sus características más relevantes………………. 36Define los conceptos de número atómico, masa atómica y número de masa………….... 37Describe los significados y valores de los números cuánticos (n, l, m, s). …………..….. 39Explica las reglas para elaborar las configuraciones electrónicas: Principio de edificación progresiva, Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund…… 40Define el concepto de isótopo……………………………………………………………. 42

Conoce algunos isótopos radiactivos…………………………………………………….. 44 Cobalto-60 Yodo-131 Carbono-11 Carbono-14 Plomo-212 entre otros.

BLOQUE IV. INTERPRETA LA TABLA PERIODICA.


Describe los antecedentes históricos de la clasificación de los elementos químicos……… 46Reconoce las nociones de grupo, período y bloque, aplicadas a los elementos químicos…. 50Describe las propiedades periódicas (electronegatividad, energía de ionización, afinidad electrónica, radio y volumen atómico) y su variación en la tabla periódica…….. 53Caracteriza la utilidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del País………………………………………………………………….. 54Autoevaluación del bloque III y IV ……………………………………………………….. 57

BLOQUE V. INTERPRETA ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES

INTERMOLECULARES.

COMPETENCIA ESPECÍFICA.

Define el concepto de enlace químico……………………………………………………… 64Enuncia las reglas del octeto……………………………………………………………….. 64Describe la información del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos con este tipo de enlace…………………………………………………………………….. 65Define el concepto de enlace covalente……………………………………………………. 67Conoce las características de los diferentes tipos de enlace covalente…………………….. 70Explica las propiedades de los compuestos covalentes……………………………………. 71Describe las teorías que explican el enlace metálico ……………………………………… 71Reconoce las características que se derivan del enlace metálico………………………….. 72Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares………………………………………. 72

Fuerzas de London Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo inducido.

Identifica las características de los compuestos que presentan en puente de hidrogeno, Especialmente la del agua y moléculas de importancia biológica………………………… 73

BLOQUE VI. MANEJA LA NOMENCLATURA QUÍMICA INORGANICA.


Durante las reglas establecidas pro la UIQPA para escribir fórmulas y nombres de los Compuestos químicos inorgánicos: …………………………………………………….. 77

Óxidos metálicos Óxidos no metálicos Hidruros metálicos Hidróxidos Oxiácidos Sales

Autoevaluación del bloque V y VI ………………………………………………………. 83

BLOQUE VII. REPRESENTA Y OPERA REACCIONES QUÍMICAS.


Reconoce el significado de los símbolos utilizados en la escritura de ecuaciones químicas……………………………………………………………………… 88Distingue entre las reacciones de síntesis, descomposición, sustitución simple y sustitución doble………………………………………………………………………. 89Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas por tanteo y por óxido-reducción………………………………………………………………………. 92Explica los conceptos de oxidación y reducción, agente reductor y número de oxidación…………………………………………………………………………… 93

BLOQUE VIII. ENTIENDE LOS PROCESOS ASOCIADOS CON EL CALOR Y LA

VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

COMPETENCIA ESPESIFÍCA.

Explica los conceptos de entalpía de reacción y entalpía de formación…………………. 97Distingue entre reacciones químicas endotérmicas y reacciones químicas exotérmicas partiendo de los datos de entalpía de reacción…………………………………………. 99Explica el concepto de velocidad de reacción…………………………………………… 105Autoevaluación del bloque VII y VIII ………………………………………………….. 107Anexo …………………………………………………………………………………… 111Bibliografía ……………………………………………………………………………… 123

PRESENTACIÓN

Para recordar e incrementar los contenidos de Química, vistos en la Educación Media

Básica (secundaria), veremos en esta unidad sus conceptos científicos fundamentales, que

nos ayudarán a comprender mejor los contenidos de las unidades posteriores. Y tal vez lo que

a ti te interesa es obtener respuestas a diversas dudas, muchas de las cuales pueden parecer

simples, pero no lo son.

He aquí algunos ejemplos de preguntas que quizá te hayas hecho:

¿Cómo se logra encender un cerillo? ó ¿Qué es el fuego?

¿Por qué y cómo funcionan los desengrasantes?

¿Por qué se recomienda el fluoruro para los dientes?

¿por qué curan o alivian el dolor los medicamentos.

¿Qué trasformación ocurre cuando se cocina?, etc.

Este paquete de material didáctico se ha planeado con toda la dedicación para que

comprendas los fenómenos químicos y queremos que después de su estudio reconozcas la

necesidad de la química en tu vida cotidiana, e incluso que te parezca una ciencia atractiva y

motivadora.

Además, la presente unidad tiene como objetivo primordial que comprendas la relación que

tiene la Química con tu vida diaria y del medio que te rodea así como, de adquirir destreza en

el manejo de cálculos necesarios en el método científico.

I

FUNDAMENTACIÓN DIDÁCTICA

El presente material didáctico pretende proporcionar al estudiante una herramienta para el

desarrollo de la observación, la experimentación pensada y razonada, para con ello despertar

un espíritu analítico capaz de tener una concepción del mundo y del hombre mismo.

Además, pretende fomentar habilidades y destrezas para enfrentar los retos cotidianos de la

vida, en respuesta a los requerimientos del programa del Colegio de Bachilleres del Estado de

Michoacán.

La Química I corresponde al Primer Semestre en el Subsistema de Colegio de Bachilleres del

Estado de Michoacán. Es la primera de dos semestres que integran en el Plan de Estudio de

esta ciencia.

Las autoevaluaciones se encuentran al final de cada dos bloques con el propósito didáctico de

que el estudiante al concluir los bloques, ponga en práctica sus conocimientos adquiridos

antes de realizar el examen de contenidos.

Los presentes apuntes de química I; fueron realizados pensando en los estudiantes del sistema

de enseñanza abierta, como una herramienta más para apoyarlos en los logros de sus metas.

Por lo que se concluye que los presentes apuntes no fueron realizados con ningún fin de lucro

si no exclusivamente como material de apoyo a la educación que brinda el Colegio de

Bachilleres del Estado de Michoacán en su modalidad de Sistema Abierto.

II

AL ESTUDIANTE:

Vivimos en una era científica altamente desarrollada. Los avances que en diferentes campos

suceden, son asombrosos. En menos de un siglo han venido a existir automóviles, aviones,

naves espaciales, teléfono, el internet, clonación, radio, televisión y la lista de inventos que

sería interminable, tanto en la Química como en otras ramas de la ciencia.

Es indispensable que el alumno tenga una cultura general para entender el mundo que lo

rodea. Sin embargo, para muchos la Química será una parte necesaria en el caudal del

conocimiento de su profesión.

La enseñanza de la Química ha representado un reto tanto para los autores como para los

profesores de la materia. No obstante, las diferentes propuestas pedagógicas, que han

permitido presentar nuevas formas de aprendizaje de esta materia.

La Química está íntimamente relacionada con todo lo que nos rodea, así como con la

mayoría de las ciencias que se conocen actualmente.

Actualmente no podemos pensar en medicamentos, utilizar cosméticos vestirnos, o bien

en lo que comemos, sin dejar de pensar en la química, Incluso por si fuera poco, los

organismos vivos están formados de compuestos químicos.

Estos apuntes fueron realizados pensando en los estudiantes del Sistema de Enseñanza

Abierta, Unidad “Enrique Sánchez Bringas”, como una herramienta que venga a servir de

apoyo para el logro de los propósitos que el programa de la asignatura en cuestión establece.

Han sido elaborados considerando las condiciones particulares de los estudiantes que

asisten a esta unidad y que la gran mayoría trabaja y/o es padre de familia. Así como

contribuir con la economía de las familias ya que el costo de los libros de las diferentes

editoriales es caro y no cualquiera los puede adquirir.

Por lo que se concluye que el presente material no es con fin de lucro sino para prácticas

exclusivas de apoyo a la educación de este Centro Escolar.

CONTENIDOS

TEMERIO DE QUÍMICA I: POR COMPETENCIAS.

BLOQUE I. IDENTIFICARÁ A LA QUÍMICA COMO HERRAMIENTA PARA LA VIDA

COMPETENCIA GENERICA: Reconoce a la química como parte de su vida cotidiana, tras conocer el progreso que a tenido esta a través del tiempo y la forma en que ha empleado el método científico para resolver problemas del mundo que nos rodean, así como su relación con otras ciencias, que conjunta mente han contribuido al desarrollo de la humanidad.

- Comprende el concepto de Química.- Reconoce los grandes momentos del desarrollo de la química.

* Reconoce los pasos del método científico:- Identificación de problemas y formulación de preguntas de carácter científico.- Planteamiento de hipótesis- Obtención y registro de información.- Experimentación- Construcción de resultados- Comunicación de las conclusiones.

BLOQUE II. COMPRENDE LA INTERRELACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA.

COMPETENCIA GENERICA: Establece la relación que existe entre las propiedades de la materia y los cambios que se dan en ella. Por los efectos de la energía. Asimismo valora los beneficios y riesgos que tiene utilizar la energía en su vida cotidiana y el medio ambiente.

Reconoce las propiedades de la materia: extensivas e intensivas. Físicas y Químicas

Describe las características de los cambios físicos, químicos y nucleares de la materia.

Describe las características de los diferentes tipos de energía y su interrelación. Cinética Potencial Luminosa Calorífica Química Eólica

NOTA: El examen de Conocimientos del bloque I y II tiene un valor de 50 pts El logro de las Evidencias de competencia de los bloques tiene un valor de 50 pts

III

BLOQUE III. EXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES.

COMPETENCIA GENERICA: Valora las aportaciones históricas de diversos modelos atómicos al describir la estructura del átomo, reconocer sus propiedades nucleares y electrónicas, así como las aplicaciones de elementos radioactivos en su vida personal y social:

Describe las aportaciones al modelo atómico actual realizadas por Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldsteiin, Bhor Sommerfeld y Diracjordan.

Reconoce las partículas subatómicas y sus características más relevantes.

Define los conceptos de número atómico, masa atómica y número de masa.

Describe los significados y valores de los números cuánticos (n, l, m, s)

Explica las reglas para elaborar las configuraciones electrónicas: Principio de edificación progresiva, Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

Define el concepto de isótopo.

Conoce algunos isótopos radiactivos. Cobalto-60 Yodo-131 Carbono-11 Carbono-14 Plomo-212 entre otros.

BLOQUE IV. INTERPRETA LA TABLA PERIODICA.

COMPETENCIA GENERICA: Explica las propiedades y características de los grupos de los elementos, considerando su ubicación en la tabla periódica, y promueve el manejo sustentable de los recursos minerales del país.

Describe los antecedentes históricos de la clasificación de los elementos químicos.

Reconoce las nociones de grupo, período y bloque, aplicadas a los elementos químicos.Describe las propiedades periódicas (electronegatividad, energía de ionización, afinidad electrónica, radio y volumen atómico) y su variación en la tabla periódica.

Caracteriza la utilidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del País. NOTA: El examen de Conocimientos del bloque III y IV tiene un valor de 50 pts El logro de las Evidencias de competencia de los bloques tiene un valor de 50 pts

BLOQUE V. INTERPRETA ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES.

COMPETENCIA GENERICA: Distingue los diferentes modelos de enlace interatómicos e intermoleculares, relacionando las propiedades macroscópicas de las sustancias con el tipo de enlace que presentan.

Define el concepto de enlace químico.

Enuncia las reglas del octeto.

Describe la información del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos con este tipo de enlace.

Define el concepto de enlace covalente.

Conoce las características de los diferentes tipos de enlace covalente.

Explica las propiedades de los compuestos covalentes.

Describe las teorías que explican el enlace metálico

Reconoce las características que se derivan del enlace metálico.

Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares. Fuerzas de London Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo inducido.

Identifica las características de los compuestos que presentan en puente de hidrogeno, especialmente la del agua y moléculas de importancia biológica.

BLOQUE VI. MANEJA LA NOMENCLATURA QUÍMICA INORGANICA.

COMPETENCIA GENERICA: Maneja el lenguaje de la Química inorgánica, identifica los compuestos de uso cotidiano y aplica las normas de seguridad necesarias para re manejo de productos químicos.

Durante las reglas establecidas pro la UIQPA para escribir fórmulas y nombres de los compuestos químicos inorgánicos:


NOTA: El examen de Conocimientos del bloque V y VI tiene un valor de 50 pts El logro de las Evidencias de competencia de los bloques tiene un valor de 50 pts

BLOQUE VII. REPRESENTA Y OPERA REACCIONES QUÍMICAS.

COMPETENCIA GENERICA: Reconoce a los procesos químicos como fenómenos de su entorno y demuestra la validez de la ley de la conservación de la materia al balancear ecuaciones químicas.

Reconoce el significado de los símbolos utilizados en la escritura de ecuaciones químicas.

Distingue entre las reacciones de síntesis, descomposición, sustitución simple y sustitución doble.

Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas por tanteo y por óxido-reducción.

Explica los conceptos de oxidación y reducción, agente reductor y número de oxidación.

BLOQUE VIII. ENTIENDE LOS PROCESOS ASOCIADOS CON EL CALOR Y LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

COMPETENCIA GENERICA: Reconoce la influencia de los factores que intervienen en la rapidez con que se llevan a cabo las reacciones químicas y la cantidad de calor que se intercambia cuando se desarrollan. Asimismo, valora la importancia del desarrollo sostenible y adopta una postura crítica y responsable ante el cuidado del medio ambiente.

Explica los conceptos de entalpía de reacción y entalpía de formación.

Distingue entre reacciones químicas endotérmicas y reacciones químicas exotérmicas partiendo de los datos de entalpía de reacción.

Explica el concepto de velocidad de reacción.

Describe la noción de desarrollo sustentable.

NOTA: El examen de Conocimientos del bloque VII y VIII tiene un valor de 50 pts El logro de las Evidencias de competencia de los bloques tiene un valor de 50 pts

BLOQUE I

IDENTIFICARÁ A LA QUÍMICA COMO HERRAMIENTA PARA LA VIDA

COMPETENCIA DISCIPLINAR DE LA UNIDAD

El estudiante:

Reconoce a la química como parte de su vida cotidiana, tras conocer el progreso que a tenido esta a través del tiempo y la forma en que ha empleado el método científico para resolver problemas del mundo que nos rodean, así como su relación con otras ciencias, que conjunta mente han contribuido al desarrollo de la humanidad.


- Comprende el concepto de Química.- Reconoce los grandes momentos del desarrollo de la química.

* Reconoce los pasos del método científico:- Identificación de problemas y formulación de preguntas de carácter científico.- Planteamiento de hipótesis- Obtención y registro de información.- Experimentación- Construcción de resultados- Comunicación de las conclusiones.

Indicadores de desempeño para lograr las unidades de Competencia

Explica el concepto de química y sus aplicaciones, utilizando ejemplos reales de su vida cotidiana.

Relata los momentos trascendentales que a vivido el desarrollo de la química, a través del tiempo.

Establece la relación de la química con las matemáticas, física y biología, utilizando ejemplos reales de su vida cotidiana.

Explica la forma en que el método científico ha ayudado a la química en la resolución de problemas.

En un nivel incipiente, observa y analiza un fenómeno, hecho o situación de la vida cotidiana; formula una hipótesis, experimenta y obtiene conclusiones correspondientes.

COMPRENDE EL CONCEPTO DE QUÍMICA.

A partir de 1775, comenzó el periodo de la Química moderna o cuantitativa, sobre todo a raíz de los trabajos de Robert Boyle y Antoine Lauvrent Lovorsser.

Robert Boyle (1627-1691), fue uno de los primeros en aplicar el método científico en las investigaciones Químicas. Por sus descubrimientos y las aportaciones que hizo a la ciencia objeto de nuestro estudio, es considerado frecuentemente como el “padre de la Química moderna”, a pesar de haber vivido mucho antes de que ésta se iniciara como ciencia.

Antoine Laurent Lavorsser (1743-1794) figura al lado de Robert Boyle, como uno de los creadores de la Química moderna. Después de realizar numerosos experimentos, llegó a la conclusión de que “la materia no puede crearse ni destruirse” y que “la materia puede ser modificada en su forma, pero jamás en su peso”. Con base en lo anterior, estableció que “en las reacciones químicas nada se crea, nada se pierde, todo se transforma”.

Al no existir una definición de Química que esté aceptada universalmente, a continuación te presento algunas para que con ellas realices tu propia definición, sin embargo, concuerdan mucho.

La Química es la ciencia que estudia las sustancias y su composición, así como los elementos que la forman; cómo se agrupan los átomos para formar moléculas, cómo se transforman unas moléculas en otras y la energía que interviene en el cambio.

Es la ciencia natural que describe y clasifica la materia, estudiando los cambios profundos que experimenta la energía.

Ciencia natural que estudia a las sustancias y los cambios que alteran su naturaleza

íntima.

La Química es una ciencia que se encarga del estudio de la materia y todo aquello que lo involucra; como son, sus transformaciones, su manejo, características, etc.

Así, por ejemplo, la Química estudia la combustión, las transformaciones que sufre la materia al quemarse y el calor desprendido en dicha transformación. Es más, una rama de la Química estudia la forma óptima de aprovechar la combustión. Para con ello mejorar la fabricación de cerillos, de elaborar una gasolina cuyo encendido sea más eficaz en invierno y así sucesivamente.

Mora G. Victor M. 2009.Mosqueira R, S. 1993

Desarrollando competencias.

Con las diferentes definiciones anteriores, construye un concepto de química.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

RECONOCE LOS GRANDES MOMENTOS DEL DESARROLLO DE LA QUÍMICA

La historia de la ciencia es asombrosa. Arrancar los secretos a la naturaleza no ha sido sencillo; hombres excepcionales y brillantes han consagrado su vida a este proceso y sus descubrimientos han sido verdaderamente asombrosos. Veamos algunos ejemplos:En el desarrollo histórico de la Química podemos distinguir seis periodos:

- Antigüedad semífica (hasta el año 600 a.C.)- Antigüedad clásica ( 600 a.C. 300 d.C)- Alquimia (300-1550)- Latroquímica (1500-1650)- Química del flogista (1650-1775)- Química moderna o cuantitativa (a partir del año 1775)

1. Antigüedad Semántica (hasta el año 600 a.C.). Como ya se mencionó, los conocimientos químicos son antiquísimos. Siglos antes de Cristo los chinos ya fabricaban pólvora, tinta y otros productos; los egipcios obtenían oro, plata, cobre, sustancias de origen animal y vegetal, etc. Fue precisamente en Egipto donde se originó la palabra química, proviene del término Kemi o Kimi, con el era designada la tierra negra y húmeda de las orillas del Nilo, para distinguirla de la tierra amarilla y seca del desierto.

2. En la antigüedad clásica los conocimientos químicos alcanzaron su máximo desarrollo entre los griegos, sobre todo por la obra de los filósofos: Tales de Mileto, Anaxímenes de Mileto, Heráclito de Éfeso, Empédocles de Agrigendo, Leucipo de Mileto, Demócrito de Abdera y Aristóteles de Estágira.

Tales de Mileto (1624-547 a.C.), considerado como el primer filósofo griego, llegó a la conclusión de que el agua era el componente fundamental del universo, ya que, observó que se encuentra en todas partes y es esencial para el desarrollo de la vida.

Discípulo de Tales, Anaxímenes de Mileto (588-524 a.C.), sostuvo que el aire y no el agua era el componente fundamental del universo.

Heráclito de Éfeso (576-480 a.C.), sostuvo que era el fuego el componente básico del universo. Afirmó, además, que todas las cosas se encuentran en constante cambio. “nunca nos bañamos dos veces en el mismo río”, fue una de sus frases.

A los elementos citados (agua, aire y fuego), el filósofo Empédocles de Agrigento (490-430 a.C.) agregó la tierra. Se creó así la teoría de los cuatro elementos, en el cual la tierra, el agua y el aire representaban los tres estados de agregación de la

materia - sólido, líquido y gaseoso - y el fuego, la energía que hacía cambiar de forma a la materia.

Leucipo de Mileto (500- a.C.), y sobre todo su discípulo Demócrito de Abdera (1460-370 a.C.), idearon la primera teoría atómica, según la cual la materia estaba formada de partículas tan pequeñas que no podrían dividirse más. A dichas partículas Demócrito dio el nombre de átomos (del griego a: sin y tomé: corte o división). Dicha teoría permaneció sin modificaciones hasta el año 1808, cuando John Dalton (1766-1844) le introdujo algunos cambios.

Por último, el filósofo Aristóteles de Estagira (384-322 a.C.), adoptó la teoría de los cuatro elementos de Empedocles y le atribuyó propiedades fundamentales: sostuvo que el frío y húmedo formaban el agua; húmedo y caliente al aire; caliente y seco al fuego; seco y frío a la tierra.

3. Continuando con el desarrollo histórico de la Química, entre los años 300 y 1550, se presentó en Europa y en los países Musulmanes la etapa conocida como Alquimia; sus seguidores, los alquimistas buscaban básicamente dos cosas: la piedra filosofal, un agente que -según ellos- podría convertir al cobre (Cu), el plomo (Pb) y otros metales baratos en oro (Au); y el Elixir de la vida, una sustancia capaz de mantener la salud y la juventud eterna.

A pesar de la falsedad de suposiciones, con sus incontables experimentos los alquimistas hicieron avanzar notablemente a la ciencia, objeto de nuestro estudio, descubrieron elementos como el Antimonio (Sb), el Arsénico (As), el Bismuto (Bi) y el Zinc (Zn), así como numerosos ácidos y bases.

4. Los años comprendidos de 1550-1650, corresponden a la etapa de la Latroquímica, caracterizada por el esfuerzo de sus practicantes, los cuales pudieron obtener de la naturaleza sustancias medicinales. Su máximo representante fue el médico suizo Paracelso (1493-1541) y su nombre completo era Felipe Aureolo Teofrasto Bombast Von Hohenheim.

5. Los años comprendidos de 1650 a 1775 corresponden a la llamada Química del Flogisto. Cienfíticos como Georg Ernest Stahl (1660-1734), Josph Bluck (1772-1799), Henry Cavendish (1731-1810), Joseph Priestley (1733-1804) y Kirl Wilhelm Scheele (1742-1786), concentraron su atención el estudio científico de la combustión. Surgió así la llamada Teoría del Flogisto, la cual sostenía que cualquier sustancia combustible (carbón, madera, hojas secas, telas, etc.) contenían una sustancia invisible, llamada precisamente Flogisto, que provocaba la combustión produciendo luz y calor.

6. A partir de 1775, comenzó el periodo de la Química Moderna o cuantitativa, sobre todo a raíz de los trabajos de Robert Beyle y Antoine Laureht Luvorsier.

Robert Boyle (1627-1691), fue uno de los primeros en aplicar el método científico en las investigaciones químicas. Por sus descubrimientos y las aportaciones que hizo a la química, es considerado como “Padre de la Química Moderna”.

Antoine Laureht Luvorsier (1743-1794), figura al lado de Robert Boyle, como uno de los creadores de la Química Moderna. Después de realizar numerosos experimentos, llegó a la conclusión de que “la materia no puede crearse ni destruirse” y que “la materia puede ser modificada en su forma, pero jamás alterada en su peso”. Con base en lo anterior se estable que, “en las reacciones químicas nada se crea y nada se pierde todo se transforma”.

Con el objeto de desarrollar las competencias de este tema contesta lo siguientes cuestionamientos:1.- ¿Cuales fueron los cambios fundamentales en la forma de vida, provocados por el descubrimiento y uso del fuego?2.- ¿Cuáles civilizaciones antiguas se destacaron por utilizar los metales tanto en actividades cotidianas como para las guerras?3.- ¿Por qué se habla de una edad de hierro y de una edad de bronce?4.- de acuerdo con Aristóteles, ¿Cuáles eran los elementos primordiales que estaba formada materia?¿Como se combinaban?5.- ¿Cuál fue el aporte de Democrito de Abdera?6.- ¿A que se lo denomina alquimia? 7.- ¿Qué sustancias buscaban sobre todo los alquimistas de la edad Media? explica sus características. 8.- Cual es el aporte realizado por Robert Boyle.

Además realiza una línea de tiempo que contempla los grandes momentos del desarrollo de la química.

RECONOCE LOS PASOS DEL METÓDO CIENTIFICO

Cada idea que proporciona una posibilidad de conocer aunque sea un fragmento mínimo

de la realidad, o de verificarla, aunque sea de modo parcial, es valida

Inevitablemente el método cambia de acuerdo a la investigación que se va a realizar. No es lo mismo inferir la vida de un organismo fosilizado, que determinar las causas de un terremoto o encontrar las causas que provocan la creación de cinturones de miseria en las grandes ciudades de mundo. Cada una debe seguir un método particular para descubrir la verdad que se desea encontrar. El método no es el único. No puede ni debe serlo.

Ciertamente existen “reglas de juego” que determinan la validez de una acción. Pero también existen muchas maneras de realizar la misma actividad sin que por ello se invaliden los resultados obtenidos

Méndez G. Francisco, et tal2003.

El método existe en tanto que es una guía general, que nos permite ordenar nuestra investigación., sin alterar la realidad estudiada. Escribe De Gortari (1979). “ … el método es un instrumento de la actividad científica, esto es, aquello de que nos servimos para conseguir el conocimiento de la naturaleza y de la sociedad”. “.. Una técnica es el conjunto de operaciones bien definidas y transmisibles, destinadas a producir resultados previstos y bien determinados…”. “ …Especialmente, una técnica viene a ser el procedimiento o conjunto de procedimientos exigido para el empleo de un instrumento, para el uso de un material o para el manejo de una situación en proceso”.

Al aplicar un método y su técnica respectiva, se obtienen datos que consideramos en base a una serie de ideas bien definidas, son científicos. Lo científico, es lo relativo a la ciencia, De Gortari, Op. cit. Dice “…Lo científico es lo que explica un suceso acaecido en la realidad, sin distorsionarla. Es la explicación verdadera del entorno que nos rodea. Sus resultados son demostrables como realidad y son reproducibles en experimentos o estudios controlados y confiables”.

La validez de una técnica está dada por los resultados mismos. Cuando en virtud de lo sabido y esperado, encontramos datos repetibles en modelos controlados, sabemos que reflejan la realidad estudiada: el mundo que nos rodea. Es allí donde reside la validación de una técnica metodológica por lo que la ciencia y los experimentos e investigaciones se basan en lo que es reproducible.

El estudio de la biología está encaminado a conocer, predecir y controlar los fenómenos relativos a los seres vivos. Para lograr un conocimiento pleno de estos se requiere de la lectura sistemática, pero además es necesario la aplicación de la metodología propia del a materia.

MÉTODO: Es el camino que hay que seguir para llegar a conocer la verdad en una determinada disciplina del saber humano. Es un proceso dinámico por el cual el hombre se ha explicado las leyes que rigen algunos hechos y fenómenos naturales.

La biología utiliza la observación, la comparación y la experimentación para conocer sistemática y organizadamente todo lo referente a los seres vivos y su medio ambiente.

MÉTODO: Procedimiento que se sigue en las ciencias para averiguar la verdad y enseñarla.

(Real Academia Española 1992).

METODOLOGÍA: Conjunto de métodos que se siguen en una investigación científica o una exposición doctrinal. (Real Academia Española. Op. cit.).

Investigar, inventar, crear e ingeniar, son palabras que tienen relación y cuyo significado en ocasiones, se confunde. La Real Academia Española (op. cit.) da las siguientes definiciones:

Investigar: hacer diligencias para descubrir una cosa. Realizar actividades intelectuales y experimentales de modo sistemático con el propósito de aumentar los conocimientos sobre una determinada materia.

Inventar: hallar o descubrir una cosa nueva o no conocida. Crear: establecer, fundar, introducir por vez primera una cosa; hacerla nacer o darle

vida, en sentido figurado

Ingeniar: discurrir con ingenio trazas y modos para conseguir una cosa o ejecutarla.

Conocimiento empírico y conocimiento científico.

El conocimiento empírico; es aquel que se adquiere mediante la practica, la experiencia personal y en muchas ocasiones bajo la dirección de una persona experta en la realización de determinada actividad. No es metódico en su adquisición ni es crítico, pues toma los datos proporcionados por las percepciones como si fueran verdaderos y acepta el fenómeno sin buscar su explicación. A través de su evolución, el hombre ha realizado actividades en forma empírica, repitiendo los actos que sus antepasados realizaban y cuyos resultados ya eran conocidos. Por ejemplo el campesino conoció en forma empírica el cultivo en el campo, aprendió a través de la experiencia de sus antecesores s distinguir los distintos tipos de terrenos, la época de siembra, las diferentes clases de semilla, el uso de los instrumentos de trabajo y obtuvo casi los mismos resultados. Empíricamente conocía que si cultivaba exclusivamente maíz durante varios años las cosechas disminuían, atribuyéndole dicho fenómeno a un supuesto “cansancio de la tierra”, pero que si alternaba el cultivo de maíz con el de fríjol las cosechas volvían a ser buenas.

El conocimiento científico; es aquel adquirido mediante la aplicación del método científico, y se caracteriza por ser objetivo es decir que no representa tan solo la opinión de una persona, sino que puede ser comprobado por todos los individuos. Tiene carácter universal, pues es el mismo para todos los habitantes de la tierra y trata de comprender y explicar los fenómenos observados hallando las causas que los determinan para llegar así a descubrir las leyes que los rigen. Además todo conocimiento científico está sujeto al análisis y crítica de todos los investigadores, pudiendo incluso ser modificados.

Los grandes avances de diferentes ciencias como la edafología (ciencia del suelo), climatología (ciencia de los climas), y microbiología (ciencia que estudia a los organismos microscópicos), han permitido que el cultivo de la tierra se realice en forma científica y por consiguiente con mejores resultados.

Método científico

Es el procedimiento a seguir para adquirir un conocimiento, constituye lo que llamamos método o camino para llegar a un fin.

El método científico es el más adecuado para aplicar, tanto en la investigación como en el estudio de los problemas ya resueltos por la ciencia en el proceso enseñanza-aprendizaje.

El método científico establece como etapas fundamentales las siguientes:

La observación.- Consiste en la aplicación de los distintos órganos de los sentidos al estudio del objeto o del fenómeno que interesa. Para facilitar la observación, el hombre utiliza instrumentos como la lupa, el microscopio, el telescopio, etc., que amplían la capacidad receptora de los órganos de los sentidos.

La Hipótesis.- Orienta al investigador hacia otro aspecto básico del método científico: la experimentación.

La experimentación.- consiste en producir un fenómeno cuantas veces sea necesario para observarlo mejor. En ella el experimentador puede ir cambiando las condiciones en que se origina con el propósito de ver las variaciones que se producen y así poder descubrir las causas del mismo.

Corroboración o verificación.- Consiste en tratar de comprobar la hipótesis de trabajo. Para ello es necesario que el experimento se realice muchas veces y siempre con los mismos resultados, para poder afirmar que se ha llegado a la obtención de la verdad científica. Con la experimentación se demuestra que la hipótesis de trabajo fue la correcta y que con ella pueden establecerse predicciones válidas entonces se podría convertirse en ley.

Un conocimiento adquirido mediante la aplicación del método científico tiene carácter de permanente hasta que el progreso de los medios de observación o experimentación, o bien el adelanto de las ciencias conexas, permita el estudio del problema con más detalle a desde otro punto de vista.

Instrumentos de trabajo

En la investigación científica, el científico utiliza materiales y equipos diversos, entre los más usuales se consideran los siguientes: de medición: balanzas, termómetros, reglas y probetas graduadas. De almacén: cristalería, jaulas, botellas, frascos y soportes. De control: autoclaves, incubadoras, refrigeradores, et., de observación; lentes de aumento, binoculares, microscopios, cámaras y espectroscopios.

Desarrollando Competencias:

A primera vista, el método científico es una herramienta exclusiva de los científicos, Sin embargo, el método debe ser un instrumento de uso común para cualquier persona, especialmente para personas que se encuentran estudiando o que están ejerciendo cualquier tipo de trabajo.

1.- Investiga en que concite el método, técnica y ciencia.

2.- Enlista los diferentes tipos de conocimiento

3.- Define que es el Método Científico.

4.- Escribe las etapas fundamentales del método científico.

- Realiza un trabajo de investigación sobre el Método Científico y realiza un ensayo explicando donde se aplica.

La Química: una ciencia interdisciplinaria

Empezaremos por mencionar que la química está íntimamente relacionada con el estudio de la vida ya que, todo lo que tiene vida, valga la redundancia, está formada de sustancias químicas que nosotros mismos las utilizamos continuamente, y podemos afirmar que todo lo que nos rodea tiene mucho que ver con esta ciencia; como por ejemplo, podemos observar que el aire

que respiramos está compuesto por O2 y CO2, el agua (H2O), que es tan indispensable para la vida misma.

Relación con otras ciencias.

La Química está íntimamente relacionada con diversas ciencias como son la Historia, la Sociología, la Biología, la Geografía y las Matemáticas; ésta última, debido a que el lenguaje matemático es empleado para representar las ecuaciones químicas, efectuar cálculos y en general para interpretar sus leyes.La relación de la Química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias que le sirven de enlace, como se especifica a continuación:

Bioquímica

Fisicoquímica

Química

Geoquímica

Astroquímica

Desarrollando competencias:

- Expresa con ayuda de organizadores gráficos, la relación de la química con otras ciencias,

Transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos: digestión, crecimiento, etc.

Biología

Efectos de la energía sobre la materia. Estudio del átomo.

Física

Cambios químicos ocurridos en las rocas, en las diferentes eras geológicas

Estructura y constitución de los astros.

Geología

Astronomía

Garrita A. y Chamizo J, 2001Zavala Ch. Gabriel, 2002

Importancia de la Química en alimentos, salud, hogar, organismos vivos.

La importancia de la Química es muy grande. Una infinidad de objetos que utilizamos todos los días en nuestra vida diaria son el resultado de las investigaciones de muchísimos científicos que han aportado sus conocimientos en el campo de la Química.

La Química en los Alimentos:

En nuestro hogar la Química ha estado jugando un papel incomparable de diversas formas, de los que podemos mencionar: los ablandadores de carnes, sazonadores, y diversos productos de uso personal, al preparar los alimentos mezclamos varios compuestos inorgánicos y orgánicos de los cuales nos proporcionan proteínas, grasas, carbohidratos, etc.; pero, también hemos visto en épocas de calor que éstos alimentos se descomponen.

El proceso de descomposición en los alimentos no es igual en todos ellos; dependerá de las diversas materias alimenticias y de factores externos como la temperatura, humedad y el acceso de aire.

Los procesos de descomposición son esencialmente fenómenos de fermentación; los microorganismos causantes de la descomposición invaden los alimentos, ya sea que se encuentren en el aire, que sean transportados por las moscas, por las manos de las personas que los manipulan o porque se laven con agua que los contengan.

Las sustancias orgánicas de los alimentos son transformadas en otras más simples. Algunas de estas sustancias son de consistencia casi líquida y permanecen en la masa alimenticia descompuesta; otras son solubles al agua y se disuelven en los líquidos de los alimentos; otras son gases y pasan al aire.

De esta manera, los alimentos en descomposición alteran las características de las sustancias originales: se vuelven más blandas y de ellas surgen burbujas de diferentes gases, su color cambia, hallándose por lo general más pálido y producen nuevos sabores.

Los alimentos de origen animal se alteran más fácil y rápidamente que los de origen vegetal. El pescado y los mariscos son alimentos más susceptibles de descomponerse. Las carnes rojas que están alteradas tienen aspecto blando, viscoso, pueden presentar olor nauseabundo y a veces manchas verdes.

Otro causante de descomposición muy común en los alimentos es el moho, que crece en el pan, en las tortillas y en algunas frutas, cuando están un poco húmedas. Estos hongos segregan enzimas que provocan la reacción química de la descomposición.

Hay alimentos enlatados que pueden causar una grave enfermedad conocida con el nombre de botulismo, originado por ciertas conservas en las que se desarrolla una bacteria que produce una toxina extraordinariamente activa. También los embutidos como el jamón, la salchicha y el salami, pueden producir enfermedades cuando se han descompuesto; presentan por lo general olor rancio, blancura de la carne y desprendimiento de gases.

La Química y el cuidado de la salud.

En todos los hogares se encuentra una cantidad impresionante de productos químicos: amoniaco para limpiar, ceras, disolventes, quitamanchas, desinfectantes, cosméticos y medicamentos. Dado que la Química nos ayuda a vivir mejor y a desempeñar mejor nuestras tareas, deberíamos hacer un esfuerzo para comprender todas sus ventajas y sus límites. Tal vez te gustaría saber de algunos químicos que usas a diario y enterarte dónde están, como los que a continuación se señalan:

Ácido acetil salicílico. Presente en estado natural en la corteza del sauce. Fue sintetizado en 1899, naciendo así la aspirina. Calma el dolor y reduce la fiebre por lo que es el medicamento más utilizado en el mundo.

Glucosa. Extraída industrialmente de la caña o de la remolacha. Es el más simple de los azúcares; está presente también en las frutas y en las legumbres.

Cafeína. Contenida en el café y en el té, es un alcaloide conocido por sus propiedades estimulantes.

Ácido ascórbico. Presente en los cítricos y en los tomates, se le conoce como vitamina C.

A la industria encargada de producir los medicamentos se le llama químico-farmacéutica. ¿Por qué?, bueno, es que mediante procesos químicos se logra elaborar sustancias con propiedades particulares que ayudan a combatir enfermedades. En la actualidad, los estudios en el área se dirigen a investigar las relaciones entre la estructura química de los medicamentos y sus actividades farmacéuticas. Los grandes descubrimientos más recientes son los de un gran número de agentes quimioterapéuticos, entre ellos los sulfamidas y los antibióticos.

Toda sustancia química es un medicamento en potencia. Por eso, los fármacos pertenecen a todos los tipos y grupos de compuestos químicos.

La importancia de la Química para el ser humano y el ambiente.

Las necesidades fundamentales del hombre son: alimento, habitación, vestido, salud, medios de transporte y comunicación con sus semejantes. La química interviene en todas esas necesidades materiales del hombre; en la elaboración y preparación además de la conservación de alimentos; en la fabricación de lugares de habitación y de artículos para proteger su cuerpo contra la intemperie; por ejemplo: tenemos el papel, para los libros, el hule o cuero para los artículos deportivos, las películas fotográficas, los plásticos para la elaboración de discos, los componentes de las bicicletas, aviones, coches y un sin número de objetos útiles. Pero ¿Por qué crees que es importante el estudio de la Química para mejorar el ambiente?

El descubrimiento de los efectos de ciertas sustancias o de algunos compuestos ha causado desequilibrio en el estado normal de las cosas. Cuando una sustancia, por beneficiosa que sea, interviene en otros de manera innecesaria, les quita o cambia propiedades. A eso le llamamos contaminar. La contaminación puede definirse como la adicción al medio ambiente de una sustancia o una forma de energía (calor, sonido, radiactividad), a una velocidad mayor de la que el medio puede neutralizar, que potencialmente es nociva para la

vida. El agua, el aire y la tierra se contaminan por excesos. Sin embargo, es mediante un profundo conocimiento de la química que se puede lograr un buen ambiente.

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://i267.photobucket.com/albums/ii299/onetwothree_admin/quimica.jpg&imgrefurl=http://pordescargadirecta.com/foro/aficiones/6051-apuntes-para-ingenieros/&usg=__n2sckh-cH4NLGpiIQ8JOZvCiuhA=&h=298&w=340&sz=27&hl=es&start=7&um=1&tbnid=W0cLMknTP6snDM:&tbnh=104&tbnw=119&prev=/images?q=la+qu%C3%ADmica+moderna&hl=es&sa=G&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://i681.photobucket.com/albums/vv180/rodfe9/lavoisier.jpg&imgrefurl=http://quimicalibre.com/lavoisier-el-padre-de-la-quimica-moderna/&usg=__o6I410iazsLcXG_SvDVyoXHaZQI=&h=299&w=283&sz=16&hl=es&start=18&um=1&tbnid=gjDXEUVinp6P3M:&tbnh=116&tbnw=110&prev=/images?q=la+qu%C3%ADmica+moderna&hl=es&sa=G&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.unex.es/unex/servicios/comunicacion/archivo/2007/062007/06062007/art2/Image00004789&imgrefurl=http://www.unex.es/unex/servicios/comunicacion/archivo/2007/062007/06062007/art2&usg=__w3KTB1Uj1TsM73qXycvBa1d8Yw0=&h=450&w=600&sz=44&hl=es&start=14&um=1&tbnid=EA_PzOBZ5FfazM:&tbnh=101&tbnw=135&prev=/images?q=la+qu%C3%ADmica+moderna&hl=es&sa=G&um=1

BLOQUE II

COMPRENDE LA INTERRELACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA.


El estudiante:

Establece la relación que existe entre las propiedades de la materia y los cambios que se dan en ella. Por los efectos de la energía. Asimismo valora los beneficios y riesgos que tiene utilizar la energía en su vida cotidiana y el medio ambiente.

COMPETENCIAS ESPECÍFICAS.

Reconoce las propiedades de la materia: extensivas e intensivas. Físicas y Químicas

Describe las características de los cambios físicos, químicos y nucleares de la materia.

Describe las características de los diferentes tipos de energía y su interrelación. Cinética Potencial Luminosa Calorífica Química Eólica

INDICADORES DE DESEMPEÑO PARA LOGRAR LAS UNIDADES DE COMPETENCIA

Explica las propiedades y estados de agregación de la materia de las sustancias que observa en su entorno cotidiano.

Explica la forma que la energía provoca cambios en la materia.

Aplicando el método Científico, desarrolla experimentos sobre propiedades Físicas, estados de agregación y cambios que presenta la materia.

Reconoce en su entorno la presencia de diversos tipos de energía, identificando sus características e interrelación.

Argumenta los riesgos y beneficios del uso de la energía en su vida cotidiana y en especial en el medio ambiente.

RECONOCE LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA :

EXTENCIVAS E INTENSIVAS: FÍSICAS Y QUÍMICAS.

Materia y energía.

Competencia Disciplinar.

Describe las propiedades físicas y químicas de la materia, sus fenómenos y cambios mediante la identificación de sus características; para clasificar las distintas formas en que se presenta la masa.

MateriaSi observamos hacia todos lados, veremos sillas, mesas, bancos, automóviles, animales o sea todo se manifiesta en forma de masa o de energía y estas se encuentran íntimamente relacionadas. Pero ¿Qué es materia? , ¿Acaso resultaría difícil dar una definición?

Pues bien, la definición clásica es:

“Materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio”. Francisco Recio del Bosque, define a la materia como “Todo aquello que constituye los cuerpos, es la base del universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía”.

Ante nuestros sentidos sobre todo el tacto y la vista, la materia se presenta bajo la forma de cuerpos perfectamente bien definidos y que será la porción limitada de materia. Así pues, son cuerpos la mesa, esa silla, nuestro cuerpo, etc.

Antes de empezar hablar de sus propiedades veremos primero su clasificación de los sistemas materiales porque lo considero de mucha importancia: Los sistemas materiales pueden clasificarse de la siguiente manera:

Ejemplos

Homogéneos

Heterogéneos

Sustancias puras

Mezclas homogéneas. . . .

Mezclas heterogéneas. . . . . . . . . . . . . . . .Agua y aceite, pólvora

. . . . . . Agua de sal, aguardiente

Elemento . . . . Hidrógeno, Oxígeno

Compuesto . . . Agua, Cloruro de sodio

Recio del Bosque 1995

Paleo Gonzalez E, 2009.Mora G. Victor M. 2009.

Los sistemas materiales homogéneos son aquellos que aún observándolos en el microscopio, presentan la misma estructura y propiedades, por ejemplo, el Azufre (S), Mercurio (Hg), Urano (U), el Carbonato de Calcio (CaC03), etc.

Los sistemas materiales heterogéneos o mezclas heterogéneas son aquellos que, incluso a simple vista presentan diferentes estructuras y propiedades, por ejemplo, si observamos un pedazo de piedra, veremos partículas con diferente color e incluso de tamaño como será la roca de tipo sedimentario. Otro ejemplo, es la pólvora, en la cual se distinguen los granos de carbón, azufre (S) y cloruro de potasio (KCl03).

Además podemos ver que en las sustancias puras se encuentran los elementos y compuestos que a continuación los veremos por separado.

Los elementos son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples mediante procedimientos Químicos. Son la base estructural de la materia, pues al combinarse entre sí dan origen a muchísimos compuestos, ejemplo, todos los elementos que conocemos y que están constituidos en la tabla periódica.

Los compuestos son sustancias obtenidas por la unión de dos o más elementos; así por ejemplo, al combinar dos partes hidrógeno con una de oxígeno se obtiene agua (H20).

Por último, las mezclas homogéneas son aquellas que representan uniformidad en todas sus partes. Están formadas por elementos y/o compuestos en proporciones variables, uno llamado solvente y otro soluto. Un ejemplo es el agua salada, en la cual el solvente es el H2O y el soluto, la sal (NaCI).

Propiedades de la materia.

Las propiedades de la materia son las características que la identifican, es decir, las diversas formas como es percibida por nuestros sentidos; por ejemplo, color, olor, densidad, punto de ebullición, etc. La naturaleza presenta dos clases de propiedades: generales o extrínsecas y específicas o intrínsecas.

a). Llamaremos propiedades generales a aquellas características que posee la materia en general, sin importar su estado de agregación, o sea, que son propiedades generales; entre ellas figuran: masa, volumen, tamaño, peso, temperatura, porosidad, electricidad, etc.

b). Las propiedades específicas o intrínsecas son características de cada sustancia. Entre ellas figuran: color, olor, sabor, dureza, tenacidad, densidad, etc., además se dividen en físicas y químicas:

Las propiedades físicas se manifiestan sin modificaciones en la naturaleza íntima de las sustancias. Entre ellas figuran: color, olor, sabor, etc.

Las propiedades químicas se manifiestan con modificaciones en la naturaleza íntima de las sustancias. Entre ellas figuran las características que tienen las sustancias de ser receptivas, combustibles, oxidantes, reductoras, etc.

Propiedades Físicas.

Este tipo de propiedades que posee la materia, se puede ver y sentir o aplicar una fuerza sin que esta sufra algún cambio en sus características íntimas, ejemplo, el agua, sigue siendo agua dependiendo del estado de agregación en el que se encuentre, líquido, sólido (hielo) o vapor.

Propiedades Químicas.Son las que no se ven a simple vista pero que influyen en su capacidad de transformarse de una sustancia a otra diferente. Estas propiedades son íntimas, es decir, se manifiestan en su interior, ejemplo, al quemar un trozo de madera.

Estados de agregación de la materia.

La materia se presenta esencialmente en nuestro planeta, bajo tres formas o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Cada uno de estos estados presenta unas propiedades directamente observables que le son características:

a). El estado sólido, las moléculas casi no presentan movimientos ni espacios intermoleculares. Las sustancias en estado sólido tienen forma y volumen constante; esto es debido a que sus moléculas están unidas por una fuerza de atracción llamada cohesión.b). En el estado líquido, las moléculas presentan algunos movimientos y huecos intermoleculares. Las sustancias en estado líquido tienen volumen constante, pero no forma, pues adoptan la de los recipientes que los contienen. Esto es debido a que la fuerza de cohesión entre sus moléculas disminuye, aumentando su movimiento.c). En el estado gaseoso, las moléculas presentan mucho movimiento y hay entre ellas grandes espacios, debido a que no tienen fuerza de cohesión. Eso hace que los gases carezcan de forma y volumen constante.

www.Google/Wikepedia

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.windows.ucar.edu/teacher_resources/activities_3x3.jpeg&imgrefurl=http://alquimia-quimica.blogspot.com/2008_01_10_archive.html&usg=__UC5eBDXun3eRFczHuYVR39Y_3PE=&h=216&w=216&sz=29&hl=es&start=14&um=1&tbnid=3OzKMdRXM-vwYM:&tbnh=107&tbnw=107&prev=/images?q=mezclas+homogeneas+y+heterogeneas&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://ceipgrancapitan.es/cmedio5/imateria/homogenea2.jpg&imgrefurl=http://ceipgrancapitan.es/cmedio5/materia1.htm&usg=__aa27voXX5Z0sI87lvNIXjyJy6h8=&h=240&w=272&sz=12&hl=es&start=12&um=1&tbnid=pZSd3QKK_LXHdM:&tbnh=100&tbnw=113&prev=/images?q=mezclas+homogeneas+y+heterogeneas&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.conevyt.org.mx/cursos/cursos/pcn/interface/mainframe/unidad3/imgs/cn_3_10_141_2.jpg&imgrefurl=http://www.conevyt.org.mx/cursos/cursos/pcn/interface/mainframe/unidad3/cn01_10.html&usg=__KCspgBdEu-UqQ32_7xTy85OWNvk=&h=279&w=530&sz=21&hl=es&start=20&um=1&tbnid=VOWPjlzKbznpmM:&tbnh=69&tbnw=132&prev=/images?q=mezclas+homogeneas+y+heterogeneas&hl=es&um=1

La temperatura y la presión afectan notablemente la cohesión, el movimiento y los espacios existentes entre las moléculas. Así, a la presión de una atmósfera, el agua pasa del estado sólido (hielo) al líquido (agua líquida) a 0º C y del estado líquido al gaseoso (vapor de agua) a 100º C.

A continuación y resumiendo hasta lo ahora visto, observa detalladamente el siguiente cuadro:

Estado Forma Volumen Partículas

Sólido Definida Definido Fuertemente unidas

Líquido Indefinida Definido Ligeramente unidas y con movimientoGas Indefinido Indefinido Sin unión tienden a separarse

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://sepiensa.org.mx/contenidos/l_h2osol/img/mole1.gif&imgrefurl=http://foro.portalhacker.net/index.php/topic,69437.0.html&usg=__B2jp4mhC2lv3d3KJh2AQWaPGgxQ=&h=196&w=373&sz=9&hl=es&start=14&um=1&tbnid=Ci19OKiFWmKE8M:&tbnh=64&tbnw=122&prev=/images?q=estados+de+agregacion+de+la+materia&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.atomosybits.com/wp-content/uploads/2009/09/11-tres-estados.gif&imgrefurl=http://www.atomosybits.com/tag/fermion/&usg=__PFch6dUySHApRarYIPsl_AaqRmg=&h=824&w=1265&sz=142&hl=es&start=6&um=1&tbnid=17hlNt6mrjTDHM:&tbnh=98&tbnw=150&prev=/images?q=estados+de+agregacion+de+la+materia&hl=es&um=1

DESCRIBE LAS CARACTERISTICAS DE LOS CAMBIOS FÍSICOS, QUÍMICOS Y

NUCLEARES DE LA MATERÍA.

Fenómenos Físicos y Químicos.

Los cambios y la interacción de la energía y materia dan origen a numerosos fenómenos que pueden ser clasificados en físicos y químicos.

Los fenómenos físicos son los cambios transitorios que sufre la materia, sin que se modifique su estructura íntima ni se formen nuevas sustancias.

Así por ejemplo, si sumergimos una tela en el agua experimenta un cambio: pasa de seca a húmeda: sin embargo, ni la tela ni el agua sufren un cambio sustancial, pues siguen siendo las mismas sustancias. Otros fenómenos físicos son: la contracción de un resorte, la evaporación del agua, la pulverización de una roca entre otros.

El fenómeno químico es un proceso en el cual la materia se transforma de tal manera que se modifica su constitución. Cuando encendemos un cerillo la materia que lo forma cambia radicalmente. El cerillo quemado tiene propiedades físicas y químicas diferentes; se libera energía. El proceso es irreversible, es decir, no podemos volver a obtener fácilmente un cerillo a partir de los residuos del mismo, una vez que se ha encendido.

Cambios de estado.

Ahora bien, se pueden realizar cambios entre los diferentes estados de agregación como son:

El cambio de sólido a líquido (un hielo cuando se derrite), se le llama fusión. El cambio de líquido a sólido (el agua que se congela) se le llama solidificación. El cambio de líquido a gas (el agua que hierve), se le llama evaporación; el cambio de gas a líquido (el gas L.P. de los cilindros), se le llama condensación y el cambio de sólido a gas y de gas a sólido se llama sublimación. Desarrollando Competencias:- Determina bibliográficamente las propiedades físicas, estados de agregación y cambios de materia.- Investiga mediante un ensayo los tipos de energía, su importancia y su aplicación.

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.oni.escuelas.edu.ar/2001/cordoba/electronica/Electricidad_archivos/image004.jpg&imgrefurl=http://www.oni.escuelas.edu.ar/2001/cordoba/electronica/Electricidad.htm&usg=__DH0xvQ3L2g7ydRPlGsrlGAytTqk=&h=230&w=236&sz=9&hl=es&start=3&um=1&tbnid=msDWAhlow6qXAM:&tbnh=106&tbnw=109&prev=/images?q=fenomenos+fisicos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.si-educa.net/basico/img/ct/180.gif&imgrefurl=http://www.si-educa.net/basico/ficha92.html&usg=__fNwkSwi8S2rxaU9X0cRhC08T-jI=&h=166&w=138&sz=6&hl=es&start=8&um=1&tbnid=2CE1hUykISCBIM:&tbnh=99&tbnw=82&prev=/images?q=fenomenos+fisicos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.pps.k12.or.us/district/depts/edmedia/videoteca/curso1/htmlb/gra_300.gif&imgrefurl=http://www.pps.k12.or.us/district/depts/edmedia/videoteca/curso1/htmlb/SEC_130.HTM&usg=__gkTRE10J52tvmdPHTRbdhiSy-Jg=&h=199&w=450&sz=27&hl=es&start=15&um=1&tbnid=oKUj9JlQRcBewM:&tbnh=56&tbnw=127&prev=/images?q=fenomenos+qu%C3%ADmicos&hl=es&sa=G&um=1

Elementos

Primero que nada entendemos por símbolo químico a la forma simplificada para representar a los elementos. En la actualidad se sabe que hay 104 elementos y 89 de los cuales existen en la naturaleza y el resto han sido creados artificialmente por el hombre.

La representación de estos elementos en una forma clara y sencilla, fácil de recordar, fue ideada por Berzelius (1844), para ello empleó las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento y/o la inicial y otra letra representativa a dicho nombre.

Los símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras como máximo. Si es una letra, debe ser mayúscula y si son dos, la primera es mayúscula y la segunda minúscula invariablemente.

Los elementos, son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples mediante procedimientos químicos. Son la base estructural de la materia, pues al combinarse entre sí dan origen a millones de compuestos.

Pequeña reseña histórica de los elementos: “Hacia 1850 había sido descubierta la mitad aproximadamente de los elementos conocidos en la actualidad. Sus propiedades físicas y químicas. Así como de combinaciones para formar compuestos, Habían sido estudiadas por muchos químicos. Sin embargo, la mayoría de ellos usaban su propio sistema de símbolos. Había una considerable controversia respecto a la asignación de pesos atómicos y se empleaba una escala de pesos atómicos distinta en química orgánica e inorgánica. Ya en 1815, el físico William Prout postuló que los pesos atómicos eran múltiplos exactos del correspondiente al hidrogeno (peso atómico = 1) y que este gas era la sustancia primaria de toda la materia. Casi al mismo tiempo, en 1812, el químico sueco John Berzelius publicó una tabla de pesos atómicos de los elementos, basada en sus combinaciones con el oxígeno, la cual revisó entre los años 1812 y 1826. Mediciones posteriores efectuadas por el químico inglés Edward Turner, el profesor Jean Baptista Dumas

Dirección General de Educación Media superior y

Superior del Telebachillerato. Química I : Xalapa,

Veracruz, México, págs. 93-95.

Recio del Bosque 1995

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.lomasnatural.upv.es/programas/FENG_SHUI/cinco-elementos.jpg&imgrefurl=http://www.lomasnatural.upv.es/programas/FENG_SHUI/Feng_shui.htm&usg=__m7l8S4ts6Z8zSLtqAbIYd13nvCo=&h=588&w=459&sz=41&hl=es&start=3&um=1&tbnid=KXJOQ3aU69X7cM:&tbnh=135&tbnw=105&prev=/images?q=elementos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.ideasmx.com.mx/blog/wp-content/uploads/2009/10/los_4_elementos-1024x768-587842.jpeg&imgrefurl=http://www.ideasmx.com.mx/blog/los-4-elementos/&usg=__C1FheaXUS9uzRTgU39lSru9NKS4=&h=768&w=1024&sz=133&hl=es&start=15&um=1&tbnid=VB3aAAkKE9GVxM:&tbnh=113&tbnw=150&prev=/images?q=elementos&hl=es&um=1

y el químico belga John Servais Stas, mostraron que los pesos atómicos no siempre eran número enteros, por lo cual pusieron en duda la hipótesis de Prout.

Alrededor de 1860, el químico italiano Stanislao Cannizzaro, demostró en forma definitiva que el peso atómico de cualquier elemento es el menor peso del mismo contenido en el peso molecular de cualquier compuesto volátil. Su trabajo demostró que solo hay una química y una tabla exacta de pesos atómicos”.

Compuesto

Los compuestos son sustancias puras obtenidas por la unión íntima de dos o más elementos. Así al cambiar dos partes de hidrógeno con una de oxígeno se obtiene agua (H2O); al quemar carbón, anhídrico carbónico (CO2); cuando se oxida el hierro, óxido ferroso (FeO). Y la gran mayoría de las sustancias que conforman el universo son compuestos químicos.

Sustancias puras y mezclas.

Son sustancias aquellas clases de materia homogénea que tiene composición definida e invariable y que presentan las mismas propiedades en todas sus partes, por ejemplo, tenemos el agua, la sal, la cal, la plata, etc. Por lo que podemos concluir que una sustancia pura será aquella que está formada por un solo compuesto o elemento. Es decir, independientemente el método físico que se emplee para separar a las moléculas o partes que forman, la sustancia siempre será la misma.

Si encontramos dos o mas sustancias, compuestos o elementos juntos, entonces estaremos hablando de una mezcla. Las mezclas son sustancias materiales heterogéneos formulados por distintos componentes. Los componentes de una mezcla normalmente se pueden separar con facilidad empleando diferentes procedimientos, sin que ninguno de ellos pierda sus propiedades particulares que mas adelante mencionaremos y describiremos.

Tu puedes formar mezclas entre dos sustancias sólidas como la que se obtiene con azufre y limadura de hierro. Otras mezclas se elaboran con sustancias líquidas como la que se forma con agua y aceite; igualmente formas mezclas con líquidos y sólidos como la que resulta de juntar agua, cemento, arena y grava.

La materia que encontramos en la naturaleza como el agua de mar, el petróleo, el aire, las rocas, a menudo son mezclas de sustancias químicas. Análogamente, los productos obtenidos en las industrias también son ordinariamente mezclas de sustancias sencillas.

Las mezclas pueden ser de diversas clases, de las cuales se describen solo algunos ejemplos:

Suspensión: Cuando se ha mezclado un líquido con un sólido, permaneciendo éste en forma visible, se puede llegar a asentar o no, por ejemplo: una piedra sumergida en el agua ó una mezcla de harina con agua.Emulsión: Es la mezcla entre dos líquidos no miscibles entre sí, es decir, que se observan ambas, ejemplo: aceite y agua.Solución: Es la mezcla de dos sustancias, pero una vez mezcladas no se observa la diferencia entre una y otra, ejemplo; sal en agua, alcohol en agua, azúcar en agua, etc.

El conocimiento de las características de las mezclas y de sus diferentes métodos de separación han permitido al hombre aprovechar una gran cantidad de materiales que en estado natural se encuentran combinados y de esa manera difícilmente se podrían utilizar para su beneficio. Tal es el caso, por ejemplo del petróleo, del cual el hombre a podido extraer por medio de la destilación fraccionada, innumerables productos tales como asfalto, chapopote y combustóleos.

Como características de las mezclas podremos mencionar:* Las partes que las forman no pierden sus propiedades originales.* Durante su formulación no hay manifestaciones de energía.* La proporción de los componentes es variable.* Sus componentes se pueden separar por medios físicos.

Métodos de separación de mezclas.

Para una buena realización de los trabajos de Química, es conveniente que las sustancias sean lo más puras posible. Ello exige antes de llevar a cabo los procesos químicos propiamente dichos, separar las sustancias de las mezclas en que suelen encontrarse. Para ello existen varios procedimientos físicos como son:

a). Decantación. En este método se deja reposar durante ciento tiempos una mezcla de componentes sólidos y líquidos para que la acción de la gravedad los separe. Un ejemplo lo tenemos en el agua lodosa: dejándola en una cubeta, la tierra se asienta y canteando al recipiente se separa el agua. Otro ejemplo, es separar el aceite del agua.

b). Filtración. Este procedimiento se busca en el empleo de material parejo que retiene las partículas sólidas, mientras deja pasar el líquido en el que éstas partículas estaban en suspensión. Un ejemplo sencillo lo tenemos en la filtración del café de olla mediante una coladera.

c). Centrifugación. En ocasiones la sedimentación del sólido es muy lenta y se acelera mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se coloca la mezcla en recipientes que se hacen girar a gran velocidad; los componentes más densos se depositan en el fondo.

d). Evaporación. Este método se emplea para separar un sólido de un líquido, cuando se quiere recuperar el sólido. Simplemente se calienta la mezcla y al evaporarse el componente líquido queda el sólido en el recipiente.

e). Cristalización. Se usa para separar sólidos disueltos en líquidos, al igual que en la evaporación, el líquido es calentado hasta que el sólido cristaliza.

f). Sublimación. Este procedimiento se emplea para separar al yodo de otros materiales sólidos, ya que, el yodo se sublima al calentarlo, es decir, pasa directamente del estado sólido al gaseoso y se condensa en una superficie fría.

g). Destilación. Este método consta de dos procesos fundamentales: evaporación (paso de líquido a vapor) y condensación (paso de vapor a líquido). Mediante este procedimiento se puede separar un líquido de un sólido, evaporando el líquido y condensándolo en un aparato especial llamado refrigerante. Mediante este procedimiento se obtienen los productos derivados del petróleo, las bebidas alcohólicas, numerosos perfumes y productos medicinales.

DESCRIBE LAS CARACTERISTICAS DE LOS DIFERENTES TIPOS DE ENERGÍA Y SU INTERRELACIÓN.

La definición más popular y conocida es que la energía es la capacidad de un cuerpo o sistema material para producir trabajo. Así, la Luna gira alrededor de la Tierra debido a que ambos cuerpos celestes están dotados de energía gravitatoria; la quemarse un papel se produce energía luminosa y calorífica.

Para su estudio, la Química y la Física suelen manejar dos clases de energía:

a). La energía cinética, es la energía de movimiento, esto es, la de una bola en su trayectoria; un viento fuerte o el agua que cae o fluye.

b). La energía potencial, es la energía acumulada o energía de posición. La dinamita tiene energía potencial; al estallar se convierte en energía cinética y realiza un trabajo. De igual manera, un resorte tenso posee energía potencial. Por lo tanto, diremos que la energía potencial es aquella que posee un cuerpo o sistema material por su posición.

Cambios de la Energía.

Aunque la energía no se puede crear ni destruir (ley de la conservación de la energía) sí es susceptible de pasar de una forma a otra. Por ejemplo, la energía potencial del agua de una presa se convierte en cinética al pasar el agua por las turbinas y hacer girar el motor del generador transformándose entonces la energía cinética en energía eléctrica. Esta se transmite a diversos lugares, donde se emplea para alumbrado (energía luminosa), calefacción (energía térmica) o para la impulsión de motores (energía mecánica).

La energía que interviene en las reacciones químicas es casi siempre calorífica, aunque en ocasiones incluye energía eléctrica o luminosa. Las reacciones químicas se denominan exotérmicas cuando hay desprendimiento de calor y endotérmicas cuando lo absorben. La rama de la química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acompaña a un proceso químico se le llama termoquímica y la unidad que se emplea para medir el calor es la caloría. Una caloría, es la cantidad de calor necesario para elevar 1ºC la temperatura de un gramo de agua, por lo que 1000 calorías constituyen una kilocaloría (Kcal).

Leyes de conservación de energía y materia.

Es una reacción química con desprendimiento de energía, la masa no se altera, de ahí que Antonio Lorenzo Lavoisier, haya establecido la ley que lleva su nombre o la ley de la conservación de la masa que establece: “En todo cambio químico, la cantidad de materia antes de efectuarse el cambio, es la misma que resulta después de que se efectúa” y se le conoce más comúnmente de la siguiente manera: “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

En 1905, el científico Alberto Einstein estableció que una pérdida en masa corresponde a un desprendimiento de energía y concluyó que “La masa es de por si transformable en energía”. La fórmula que establece esta relación es:

2

E = mc

Donde: E = Energíam = masa

2 C = el cuadrado de la velocidad de la luz

2

“Desarrollando la fórmula E = mc , llegamos a la conclusión de que l gr de materia, transformado íntegramente en energía, producirá 25 millones de Kw / hr; y que esos 25 millones Kw/hr convertidos íntegramente producirán 1 gr de materia. ó sea, de acuerdo con la teoría de la relatividad, podríamos decir que la materia es “energía condensada” o bien que la energía es “materia difusa”.

Paradójicamente, los descubrimientos de Albert Einstein fueron una de las bases para la fabricación de las armas mas terribles y destructoras que ha conocido la humanidad: “las bombas atómicas y de hidrógeno”.

Interrelación masa y energía.

Esta interrelación, masa - energía como hemos venido viendo en el capítulo anterior la podemos comprobar de la siguiente manera: “La materia y la energía pueden llegar a transformase mutuamente, pero la suma total de la materia y la energía permanece constante”.Sin embargo, en cada conversión de la energía de una forma a otra, se pierde algo de ella en forma de calor. Veamos ahora algunas maneras de conversión de una forma de energía a otra:1.- La combustión de gasolina de un motor de combustión interna convierte la energía química en energía mecánica.2.- Las plantas toman su alimento de la energía de la luz para producir sus alimentos a través del proceso llamado fotosíntesis, y el alimento de todas las formas de vida animal, incluyendo al hombre, dependen de las plantas verdes para alimentarse, pero al realizare estos procesos se pierde energía en forma de calor.3.- La energía lumínica de una bombilla eléctrica proviene de la energía eléctrica pero al trasformarse se libera calor.

La energía es sinónimo de poder, sin duda es la clave y la llave del desarrollo económico y social de muchos países, es el detonador del avance tecnológico. Sin ella, la humanidad no tendría los satisfactores necesarios.

Dirección General de Educación Media

superior y Superior del Telebachillerato.

Química I : Xalapa, Veracruz, México.

Cambio de la materia.

Físico Químico Nuclear

1.- Cambios físicos: cuando se cambia la forma, el tamaño, el estado de movimiento o el estado de agregación. La energía implicada generalmente es pequeña.

2.- Cambios químicos: Cuando se obtiene una nueva sustancia con propiedades distintas. La energía desprendida o absorbida es mayor que el caso del cambio físico.

3.- Cambios nucleares: Cuando se modifica la constitución de un núcleo. Es muy frecuente que un elemento se trasforme en otro. La cantidad de energía implicada es enorme.

Los cambios se llevan a cabo en una dirección determinada. Por ejemplo: Al vaciar una cucharada de azúcar en el agua ocurre una disolución, pero nunca

esperaríamos que, de manera espontánea, se separara el azúcar de un refresco y quedara en el fondo de la botella.

Al caer una piedra, la energía cinética se trasforma en calor, que eleva ligeramente la temperatura del piso. Nunca hemos observado que el calentamiento que podemos provocar debajo de una piedra se trasforme en energía que la levante hasta cierta altura.

Al abrir una botella de perfume, el aroma se esparce por toda la habitación. Sin embargo, nunca ha sucedido que dicho olor cese porque las moléculas de la fragancia regresen a la botella.

Martinez Marquez, 2009.Mora G. Victor M. 2009.

AUTOEVALUACIÓN DEL BLOQUE I Y II

Para reforzar los conocimientos adquiridos en el transcurso de los dos bloques, te propongo que contestes esta auto-evaluación a conciencia.

INSTRUCCIONES: Contesta correctamente los siguientes cuestionamientos, Subrayando el inciso correspondiente

1.- Fue uno de los primeros en aplicar el método científico y es considerado frecuentemente como el padre de la química.

a) J. Tomas Tompson b). Antoine L. Lavoisier c). Robert Boyle * d). Ruterford.

2.- Afirmo que “en las reacciones químicas nada se crea, nada se pierde, todo se trasforma”.

a) J. Tomas Tompson b). Antoine L. Lavoisier* c). Robert Boyle d). Ruterford.

3.- Los conocimientos de la química son antiquísimos; Este pueblo ya fabricaba la pólvora, tinta y otros productos: a) Egipcios b). Chinos* c). Mesopotámicos d). Hebreos

4.- Fue en este pueblo donde se origino la palabra química, que proviene del termino Kemi o Kimi, con el era designado la tierra negra y húmeda de las orillas de Nilo

a) Egipcios * b). Chinos c). Mesopotámicos d). Hebreos

5.- Son sustancias puras que no se pueden descomponer en otras más simples

a). Metales b). Átomos* c). Elementos d). Compuestos

6.- Son sustancias obtenidas por la unión de dos o más elementos

a). Metales b). Átomos c). Elementos d). Compuestos*

7.- Son cambios transitorios que sufre la materia, sin que se modifique su estructura íntima ni su forma.

a). Propiedades físicas* b). Propiedades físico-químicas c). Propiedades Químicas d). Propiedades nucleares.

8.- Será aquella sustancia que esta formada por un solo compuesto o elemento

a). Sustancia simple * b). Sustancia pura c). Sustancia compuesta d). Sustancia única

9.- Es un proceso en el cual la materia se trasforma de tal manera que se modifica su constitución y llega a formar otras nuevas.

a). Propiedades físicas b). Propiedades físico-químicas c). Propiedades Químicas * d). Propiedades nucleares.

II. DE RELACION, NIVEL TAXONOMICO DE COMPRENSIÓN

INSTRUCCIONES: Relaciona correctamente las columnas de la derecha con las de la izquierda, escoge la letra correspondiente a la respuesta y anótala en el paréntesis.

1.- contesta correctamente lo que se te pide

a). De el provino el nombre de químicab). Fabricaron pólvora y tinta 1.- Pueblo chino ( b)c). Sostuvo que el componente fundamental del 2.- Pueblo egipcio ( a ) Universo era el aire 3.- Tales de Mileto ( c )d). “Nunca nos bañamos dos veces en el mismo 4.- Heraclito de Efeso ( d ) rió”, fue su frase. 5.- Democrito de abdera (e )e). Ideo la primera teoría atómica 6.- Aristóteles de Estagira ( f )f). Dijo que lo seco y la frio daban origen a la tierra.g). Sostuvo que el componente fundamental del universo era el agua.

2.- Relaciona ambas columnas.

a). Son las trasformaciones químicas en los seres vivos: 1.- Físico-química ( ) digestión, crecimiento, etc. 2.- Biología ( a )b). Estudia los efectos de la energía sobre la materia y 3.- Bioquímica ( ) estudia también el átomo. 4.- Geología ( c )c). Son los cambios químicos ocurridos en rocas y en las 5.- Física ( b ) diferentes eras geológicas. 6.- Astronomía ( d )d). Estudia la estructura y constitución de los astros 7.- Matemáticas ( )

3.- Completa el siguiente cuadro.

ESTADO FORMA VOLUMEN PARTICULASsolido Definido Definido las moléculas casi no presentan

movimientos ni espacios intermoleculares

Liquido Indefinido Indefinido Ligeramente unidas y con movimiento

Gas Indefinido Indefinido las moléculas presentan mucho movimiento y hay entre ellas grandes espacios


Fusión ( a )a). Es el cambio de sólido a liquido Solidificación (b )b). Es el cambio de liquido a sólido Evaporación ( c )c). Es el cambio de liquido a gas Condensación ( d )d). Es el cambio de gas a liquido Sublimación ( e )e). Es el cambio de gas a sólido. Volatilización ( )

5.- Las mezclas pueden ser de diversas clases; a continuación relaciona ambas columnas.

a). Suspensión. (a ) Cuando se ha mezclado un liquido con un sólido, permaneciendo este en forma visible.

b). Emulsión. ( b ) En esta mezcla entre dos líquidos no miscibles entre si, es decir, que se observan ambos. Ejemplo; aceite y agua.

c). Solución ( c ) Es la mezcla de dos sustancias, pero una vez mezcladas no se observa la diferencia entre una y otra. Ejem.; sal en agua.

d). Disolución

e). Agregación.

III. RESPUESTAS DE COMPLEMENTACIÓN, NIVEL TAXONOMICO DE APLICACIÓN.

INSTRUCCIONES: Contesta correctamente los siguientes cuestionamientos.

1.- Define el concepto de química. La Química es una ciencia que se encarga del estudio de la materia y todo aquello que lo involucra; como son, sus transformaciones, su manejo, características, etc.

2.- ¿Qué sustancias buscaban sobre todo los alquimistas de la edad media?. Explica brevemente sus características.la piedra filosofal y el Elixir de la vida, una sustancia capaz de mantener la salud y la juventud eterna.

3.- Cuales son los seis periodos que se divide la historia de la química.- Antigüedad semífica (hasta el año 600 a.C.)- Antigüedad clásica ( 600 a.C. 300 d.C)- Alquimia (300-1550)

- Latroquímica (1500-1650)- Química del flogista (1650-1775)- Química moderna o cuantitativa (a partir del año 1775)

4.- Por que se la considera a la química como una ciencia interdisciplinaria.Porque todo tiene su parte quimica5.- Define el concepto de fermentación.La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleto,6.- Cual es la importancia de la fermentación.Por la obtension de productos con mayor calidad

7.- Define que es el método, técnica y ciencia.

8.- Enlista los diferentes tipos de conocimiento

9.- Define en que consiste el método científico.

10.- Define que es la materia.

11.- Explica la clasificación de los sistemas materiales.

12.- ¿Qué es un elemento?

13.- ¿Qué son los compuestos?.

14.- Menciona por lo menos cinco propiedades de la materia.

15.-Explica los estados de agregación de la materia.

16.- Define el concepto de fenómeno físico

17.- define el concepto de fenómeno Químico.

18.- En que consisten las sustancias puras.

19.- Enuncia las características de las mezclas. 20.- Enlista por lo menos seis métodos de separación de mezclas.

21.- En que consisten los cambios físicos, químicos y nucleares.

22.- Explica en que consiste la relación de la química con:

Biología

Física

Matemáticas

23.- Explica los estados de agregación.

24.- Define las propiedades de la materia

25.- Define que es la energía

26.- Investiga los tipos de energía

27.- Explica la Interrelación entre masa y energía.

SUERTE PARA TU EXAMEN

BLOQUE III

EXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES


El estudiante:

Valora las aportaciones históricas de diversos modelos atómicos al describir la estructura del átomo, reconocer sus propiedades nucleares y electrónicas, así como las aplicaciones de elementos radioactivos en su vida personal y social.


Describe las aportaciones al modelo atómico actual realizadas por Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldsteiin, Bhor Sommerfeld y Diracjordan.

Reconoce las partículas subatómicas y sus características más relevantes.

Define los conceptos de número atómico, masa atómica y número de masa.

Describe los significados y valores de los números cuánticos (n, l, m, s)

Explica las reglas para elaborar las configuraciones electrónicas: Principio de edificación progresiva, Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

Define el concepto de isótopo.

Conoce algunos isótopos radiactivos.-Cobalto-60-Yodo-131-Carbono-11-Carbono-14-Plomo-212 entre otros.


Relata las aportaciones de Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldsteiin, Bhor Sommerfeld y Diracjordan como parte de un proceso histórico que desemboca en el modelo atómico actual.

Describe la masa, carga y ubicación de las partículas subatómicas (electrón, protón y neutrón).

Diseña modelos con materiales diversos para representar la estructura del átomo.

Identifica el número atómico, masa atómica y número de masa de cualquier elemento de la tabla periódica.

Representa la configuración electrónica de un átomo y su diagrama energético, aplicando el principio de exclusión de Pauli, la regla de Hund y el principio de edificación progresiva.

DESCRIBE LAS APORTACIONES AL MODELO ATÓMICO ACTUAL REALIZADAS POR DALTON, THOMSON, RUTHERFORD, CHADWICK, GOLSTEIN, BOHR, SOMMERFELD Y DIRAC-JORDAN.

Como se recordará, al estudiar el desarrollo histórico de la química, se pudo ver que a la civilización griega le debemos el concepto de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, entre otros, indicó que al dividir la materia se tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría dividir; a ésta la llamó átomo, palabra que significa indivisible.

Su revolucionaria teoría tuvo que luchar con la imponente autoridad del gran maestro Aristóteles, quien postulaba la existencia de una materia primitiva que existía tan solo potencialmente hasta que se manifestaba en los cuatro elementos que componían todos los seres y objetos: agua, tierra, aire y fuego.

Hoy en día es ampliamente aceptada la idea de que la materia esta formada por átomos, pero ¿Que es un átomo? ¿Cómo es? Estas preguntas han sido respondidas de muy distintas formas desde las que se aceptado tal idea y cada una de ellas ha dado lugar a diferentes modelos atómicos.

MODELO ATOMICO DE DALTON.

La observación de las cantidades fijas en las que diferentes sustancias químicas se combinaban para reaccionar químicamente, llevó a Dalton a la hipótesis de que existía una cantidad mínima o discreta de materia de cada sustancia que se combinaba de manera fija con un cierto número de unidades fijas de otras sustancias. Dalton observó que muchas sustancias podían considerarse como compuestas por diferentes especies de materia, y consecuentemente clasificó a todas las sustancias en:

Farré-Tara Francisco 2009.Paleo González E. 2009Mora G. Victor M. 2009.

Elementos, o sustancias químicas simples formadas por una única especie de materia. Sustancias compuestas, que podían considerarse como formadas por proporciones fijas

de diferentes elementos.

De acuerdo con esa idea Dalton llamó átomo a la cantidad mínima de un elemento dado. Y más tarde se llamaría molécula a una combinación de un número entero de átomos que parecía ser la cantidad mínima de cada sustancia que podía existir. El modelo atómico de Dalton asumía que los átomos eran de hecho indivisibles y sin estructura interna, de hecho, por eso escogió denominarlos a partir de la palabra griega 'ατομος' átomos 'sin partes, sin división.

La teoría atómica de Daltón se basa en los siguientes enunciados:

1º. “Las sustancias simples (elementos) están formados por la unión de átomos iguales, cuyo peso es invariable y característico”.

2º. “Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de diversos elementos, átomos que nunca se dividen sino que se encuentran enteros en la combinación formada”.

La teoría de John Dalton puede resumirse de la siguiente manera:a). Toda la materia consta de partículas pequeñísimas llamados átomos.b). Los átomos de un elemento son idénticos en tamaño y peso, pero diferentes de los

átomos de otros elementos.c). Los átomos son indestructibles en cualquier reacción por enérgica que sea.d). Cuando los átomos forman moléculas, se unen siempre en relaciones enteras pequeñas

como 1:1, 1:2, 1:3.

MODELO ATOMICO DE THOMSON.

El "modelo atómico de Thomson", también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón,[] antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un budín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1906 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.

Dado que el átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía externa, ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la

Modelo de Dalton: el átomo como una esfera compacta similar a una pelota y se caracteriza por su masa.

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrones

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Joseph_John_Thomson


http://es.wikipedia.org/wiki/Pasa

http://es.wikipedia.org/wiki/Pastel

estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo actual como consecuencia de la elasticidad de los electrones en el coseno de la citada estructura.

Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más microscópico, puede definirse una estructura abierta para el mismo dado que los protones se encuentran inmersos y sumergidos en el seno de la masa que define la carga neutra del átomo.

Para 1910, su modelo del átomo era el más aceptado, el cual se representaba como una esfera de electricidad positiva en donde se encuentran dispersos los electrones, como pasas en un pastel. (fig. 3.2).

El descubrimiento de los rayos X, la radiactividad y los trabajos realizados por Thomson a fines del siglo pasado, hicieron que los químicos admitieran que el átomo era divisible. Así que el átomo ya no podría ser la partícula mas pequeña, ni siquiera indivisible.

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD.

A partir del siglo XX el modelo de Thomson era una idea aceptada, porque los resultados experimentales deban una sólida base al modelo. Sin embargo, en 1909 E. Rutherford, un exalumno de Thomson estudiaba las propiedades de las partículas alfa junto con otros dos de sus estudiantes H. Geiger y E. Mariden desarrollaron un experimento cuyos resultados cambiarían la idea del átomo.

El experimento tenia como objetivo estudiar la interacción de las partículas alfa con la materia. Lo que Rutherford esperaba teóricamente era que al acercarse las partículas alfa hacia loa átomos metálicos de oro, todas las partículas alfa pudieran traspasar la lamina descubriendo pequeñas desviaciones de su trayectoria original como consecuencia de la repulsión uniforme entre las cargas positivas de las partículas alfa y de sus átomos. Esta suposición teórica de Rutherford se basaba en la idea de que los átomos eran como los describía Thomson, es decir, un conjunto de esferas positivas en donde nadaban los electores.

Sin embargo, al realizar el experimento Geiger y Mariden observaron que la mayor parte de partículas alfa no se desviaban y mantenían su trayectoria, otras se desviaban ligeramente, tal y como se esperaba, pero había otras que presentaban desviaciones muy grandes de su trayectoria original.

Fig. 3.2 Representación del átomo de Thomson. Destaca su naturaleza eléctrica.

Este último comportamiento llamó la atención de Rutherford, quien después de analizar los datos llegó a la conclusión de que para explicar estas desviaciones tan grandes en las trayectorias de las partículas alfa había que considerar que la átomos no eran como los describió Thomson.

Para poder explicar explicar los resultados del experimento de Mariden y Geiger propusieron un nuevo modelo atómico: el modelo atómico nuclear, el cual consideraba que el átomo debería tener un núcleo alrededor del cual se encontraban los electrones separados por grandes distancias.

Con esta nueva idea del átomo Rutherford pudo explicar las desviaciones tan grandes en la trayectoria de las partículas alfa.

Las partículas alfa de carga positiva podían:

Pasar por los espacios entre los átomos, en tal caso su trayectoria no cambia.

Ser ligeramente desviados por repulsión con los núcleos

Ser desviadas fuertemente de su trayectoria al ser repelidas por los núcleos.

Propuso además, un modelo prácticamente calcado del sistema solar. (fig. 3.3).

Fig. 3.3 Representación del átomo de Rutherford. Aparece el concepto del núcleo.

Los conceptos principales del átomo de Rutherford son:

1. La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva se encuentran en una región muy pequeña llamada núcleo.

2. La magnitud de la carga del núcleo es diferente para átomos distintos, siendo aparentemente más o menos igual a la mitad del valor numérico del peso atómico del elemento.

3. Fuera del núcleo debe haber un número de electrones igual al número de unidades de carga nuclear. Suponiendo que ellos existen como partículas discretas dentro del átomo, los electrones solo ocuparían una fracción muy pequeña del volumen total de éste.

Los núcleos más pesados no alcanzan la estabilidad con una sola emisión radiactiva. Muchas veces el núcleo formado tampoco es estable, así que vuelve a decaer. Este proceso puede ocurrir varias veces, con lo que se forma toda una cadena de decaimientos que se conoce como serie radiactiva. La desintegración de in isótopo radiactivo puede servir para medir la antigüedad de muchos objetos, lo cual es importante sobre todo en la geología, paleontología, antropología y arqueología. La “edad” del objeto, por determinar, decide el isótopo que debe usarse. En particular, es común el uso del carbono 14, que sufre una desintegración beta.

Decaimiento alfa 4 Un ejemplo de emisión de una partícula α, He, se tiene en el polonio, descubierto por los Curie. 2Decaimiento beta Un neutrón puede trasformarse en protón mediante la emisión de un electrón. Esta reacción nuclear se escribe así: 1 1 0 n -------------- p + e + energíaEl electrón emitido abandona el núcleo a altísima velocidad. En este proceso, el número de masa no se altera, pero el núcleo producto tiene un protón más (y un neutrón menos) que el inicial.Emisión gamma La radiación gamma se emite debido a cambios de energía dentro del núcleo. Su emisión no provoca variación en el número de masa ni en el de protones. Simplemente se trata de un núcleo excitado que pierde energía de esta forma. 125 125

Te ----------- Te + y En una muestra radiactiva, no se sabe con precisión cuál núcleo emitirá, en un momento dado, una partícula α o β. No obstante, el conjunto de núcleos se desintegra colectivamente de acuerdo con un patrón estadístico preciso. Así, por ejemplo, una muestra de cobalto-60 que se utiliza en un aparto para aniquilar las células cancerosas de un tumor tiene un tiempo de vida de 5.7 años.

MODELO ATOMICO DE CHADWICK.

En 1932, el inglés J. Chadwick descubrió una partícula sin carga, con una masa semejante a la del protón, que denomino neutrón. El descubrimiento del neutrón como una segunda partícula nuclear vino a aclarar multitud de dudas respecto a las masas atómicas y la existencia de isótopos: átomos del mismo elemento con diferente masa. Como los átomos son neutros, para que la carga eléctrica del núcleo equilibre a los electrones, el núcleo debía contener partículas positivas, con la misma carga que los electrones.Como recordaras Rutherford propuso la existencia del protón como constituyente de los núcleos atómicos, con una masa 1837 veces mayor que la del electrón. Un átomo con cierto número atómico Z, tendría entonces Z protones en su núcleo. Fue el alemán Moseley quien demostró, en 1913, que cada elemento químico posee un número atómico diferente y secuencial, desde el Hidrógeno (Z=1) hasta el Uranio (Z=92)

Antes que Rutherford, Eugene Goldstein, había observado rayos canales compuestos de iones cargados positivamente en 1886. Luego del descubrimiento del electrón por J.J. Thompson, Goldstein sugirió que puesto que el átomo era eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas cargadas positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón carga/masa. Encontró que dichas razones cambiaban cuando variaban los gases que usaba en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que eran protones resultaron ser iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron largamente ignorados por la comunidad de físicos.

MODELO ATOMICO DE BHOR.

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.

Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

http://es.wikipedia.org/wiki/Electromagnetismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Albert_Einstein

http://es.wikipedia.org/wiki/Max_Planck

http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Rutherford



http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno


http://es.wikipedia.org/wiki/Niels_Bohr

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Modelo_funcional&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/1913

http://es.wikipedia.org/wiki/Bohr

http://es.wikipedia.org/wiki/Joseph_John_Thomson

http://es.wikipedia.org/wiki/Rayos_canales

http://es.wikipedia.org/wiki/Goldstein

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

1. Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.

2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.

3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.

4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:

La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.

El modelo actual de los átomos fue desarrollado principalmente por Erwin Schrödinger, y en el se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.La teoría moderna que el núcleo el átomo esta rodeado por una tenue nueve de electrones, lo cual conserva el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bhor, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y, actualmente aún proporciona conceptos mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.

http://es.wikipedia.org/wiki/Erwin_Schr%C3%B6dinger

http://es.wikipedia.org/wiki/Dualidad_onda-corp%C3%BAsculo

http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Sommerfeld

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Planck

http://es.wikipedia.org/wiki/Momento_angular

Esa teoría se deriva de tres conceptos fundamentales:Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bhor.Normalmente, los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado Basal o fundamental), pero pueden absorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); Este estado inestable y, al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética. Mientras los electrones describen una órbita no hay absorción y emisión de energía. Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis de Broglie. En 1924, Luis de Broglie científico Francés propuso que la luz podrá tener propiedades ondulatorias además de las propiedades de las partículas, es decir, ambas características de partícula y de onda. La hipótesis de De Broglie fue apoyada por hechos experimentales al demostrarse que un haz de electrones podría se difractado haciendo lo a través de un sodio cristalino, de la misma manera que un rayo de luz es difractado por una rejilla. Esto fue tomado en cuenta por Schödinerger para formular la ecuación ondulatoria.Principio de incertidumbre de Heisenberg. Werner Heisenberg, físico alemán (1901-1965), aportó a los conocimientos del átomo el principio de incertidumbre y lo presentó como una consecuencia de la dualidad de la naturaleza del electrón.Heisenberg imagino un microscopio superpotente por medio del cual se pudiese observar la colisión entre un fotón y un electrón, y postuló que: es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón su posición y su velocidad. En 1913 Niels Hendrik David Bohr (1885-1962) propuso una explicación para las líneas del espectro y un nuevo modelo para la estructura atómica del H. Sugirió además que, como consecuencia de la excitación térmica, el electrón puede absorber una determinada cantidad de energía, pasando de un nivel energético a otro. Cuando salta de un nivel de alta energía a otro de baja, emite luz de una energía correspondiente a la diferencia entre los niveles energéticos; es decir, la energía emitida o absorbida, Ae, es igual a E e . Los niveles energéticos del átomo se designan por números cuánticos n y varían de 1 a .Los niveles energéticos asociados con los números cuánticos se indican por “capas” u “órbitas” y se representan por las letras K, L, M, N., etc., en lugar de n = 1, 2, 3, 4 . . . . .

Principio de dualidad de De Broglie (1923). “Los elementos, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se comportan como partículas (masa) y en ondas (energía).

Tratamos de ilustrar lo anterior: un carro (es una masa), porque ocupa un lugar en el espacio; pero la luz emitida por una lámpara incandescente (energía), no ocupan un lugar en el espacio pero “existe” en todo el espacio. De esta manera, el electrón al comportarse como onda (energía), “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no en capas como indicó Bohr.

Principio de incertidumbre de Heisenberg. En 1926 el físico alemán Werner Heisenberg demostró que debido a la naturaleza del electrón, no era posible conocer en un momento dado su posición exacta y su velocidad, si se intentara ver y calcular la posición exacta de un electrón, tendríamos muy pocas posibilidad de acertar, porque esté constantemente se encuentra en movimiento y a esta imposibilidad de conocer la posición del electrón se le conoce como Principio de Incertidumbre: “Es imposible conocer simultáneamente con exactitud el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad”.


a). Enuncia los principales postulados de la teoría atómica de Dalton.

b). Menciona las conclusiones de Bhor acerca de la estructura del átomo.

c). ¿Qué señala el principio de incertidumbre de Heisenberg?

RECONOCE LAS PARTICULAS SUBATOMICAS Y SUS CARACTERISTICAS

MÁS RELEVANTES.

Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura interna de protones y neutrones, reveló que estas eran partículas compuestas. Además el tratamiento cuántico usual de las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del átomo requiere otras partículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.

Los protones y neutrones por su parte están constituidos por quarks. Así un protón está formado por dos quarks up y un quark down. Los quarks se unen mediante partículas llamadas gluones. Existen seis tipos diferentes de quarks (up, down, bottom, top, extraño y encanto). Los protones se mantienen unidos a los neutrones por el efecto de los piones, que son mesones compuestos formados por parejas de quark y antiquark (a su vez unidos por gluones). Existen también otras partículas elementales que son responsables de las fuerzas electromagnética (los fotones) y débil (los neutrinos y los bosones W y Z).

Los electrones, que están cargados negativamente, tienen una masa 1/1836 de la del átomo de hidrógeno, proviniendo el resto de su masa del protón. El número atómico de un elemento es el número de protones (o el de electrones si el elemento es neutro). Los neutrones por su parte son partículas neutras con una masa muy similar a la del protón. Los distintos isótopos de un mismo elemento contienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. El número másico de un elemento es el número total de protones más neutrones que posee en su núcleo.

Las propiedades más interesantes de las 3 partículas constituyentes de la materia existente en la Tierra son:

Electrón: Se encuentra en la corteza. Su masa aproximadamente es de 9,1 X 10 -31 kg. Tiene carga eléctrica negativa (-1.602 X 10-19 C).

Protón: Se encuentra en el núcleo. Su masa es de 1,6 X 10 -27 kg. Tiene carga positiva igual en magnitud a la carga del electrón. El número atómico de un elemento indica el número de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón, por lo que su número atómico (Z) es 1.

Neutrón: Se encuentra en el núcleo. Su masa es casi igual que la del protón. No posee carga eléctrica.

www.Google/Wikepedia

El concepto de partícula elemental es hoy algo más oscuro debido a la existencia de cuasipartículas que si bien no pueden ser detectadas por un detector constituyen estados cuánticos cuya descripción fenomenológica es muy similar a la de una partícula real

DEFINE LOS CONCEPTOS DE NÚMERO ATÓMICO, MASA ATÓMICA Y NÚMERO DE MASA

NÚMERO ATÓMICO

Indica el número de protones contenidos en el núcleo y, cuando el átomo es eléctricamente neutro, el número de electrones periféricos. Se representaron por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento (ZX); así por ejemplo: 1 H indica que el número atómico tendrá un protón en su núcleo y un electrón en la envoltura.

8 0 - - - - - - - +8p y

-8 e

17 CI - - - - - +17p y

-17 e

26 Fe - - - - - +26p y

-26 e

47 Ag - - - - - +47p y

-47 e

92 U - - - - - - +92p y

-92 e

MASA ÁTOMICA

Las masas atómicas de los diferentes elementos son realmente el promedio de las masas de sus isótopos. Las masas de los isótopos de litio son seis y siete, pero la masa atómica de este elemento es 6.939 que resulta de promediar las masas de los dos isótopos.Para determinar la masa atómica promedio de un elemento, se multiplican las masas de sus isótopos por el porcentaje de abundancia y estos productos se suman: el resultado es la masa atómica del elemento. Ejemplos:El elemento cloro está formado por dos isótopos naturales; el isótopo 35 con una abundancia de 75.8% y el isótopo 37 con una abundancia de 24.2%.

35 x 75.8% = 26.53

Del Bosque 1995

37 x 24.2% = 8.954

35.484

Su masa atómica es de 35.484 una.

El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales 92.2% de isótopos de masa 28.0, 4.7% de isótopos de masa 29.0 y 3.09% de isótopos de masa 30.0 ¿Cuál es la masa atómica del elemento silicio?

28.0 x 92.2% = 25.81629.0 x 4.7% = 1.36330.0 x 3.09% = 0.927

28.106

La masa atómica del silicio es 28.106 una.

MASA MOLECULAR

En síntesis y extraída de la Tabla Periódica de los elementos, es la suma de las masas atómicas en la fórmula de una molécula. Las masas moleculares son proporcionales a las masas de las moléculas dadas en gramos. Por ejemplo: fórmula del oxígeno: O2 (la molécula tiene 2 átomos); masa molecular = 16 x 2 = 32 La fórmula traduce la composición en masa. Ejemplo: CO2 = 12 x (2 x 16)=44

DESCRIVE LOS SIGNIFICADOS Y VALORES DE LOS NÚMEROS CUANTICOS (n, l,

m, s)

Los números cuánticos son los siguientes:

n. Parámetro cuántico espacio-energético fundamental. Anteriormente denominado principal (del alemán Haupt) o radial (según el modelo de Bohr). Se relaciona a la magnitud del volumen espacio-temporal ocupado por la región espacio-energía de manifestación probabilística electrónica (reempe) en la cual se localiza el electrón diferencial. Es debido al impulso lineal del electrón diferencial. Se representa por n. Este parámetro cuántico puede adquirir valores enteros y positivos (1, 2, 3 , 4, 5, etc.).

Farré-Tora Francisco 2001

l. Parámetro cuántico por forma. Anteriormente denominado auxiliar, adicional (del alemán Neben), secundario (por mala traducción) o azimutal (según los conceptos de Sommerfeld).

Se relaciona con la forma de la región espacio-energética de manifestación probabilística electrónica (reempe) en la cual se localiza el electrón diferencial. Es debido al impulso angular del electrón diferencial, se representa por l. Este prarámetro cuántico puede adquirir valores que van desde cero hasta n-l. Cuando l adquiera valores de 0, 1, 2, 3, 4, etc., se acostumbra representarlo por las letras s, p, d, f, g, respectivamente.

m. Parámetro cuántico por orientación. Anteriormente denominado magnético. Se relaciona al número de posibilidades de orientación espacial de las regiones espacio-energéticas de manifestación probabilística electrónica (reempes) factibles de ser ocupadas por el electrón diferencial para cada valor particular de l; valores que a su vez están regidos por el valor de n. Es debido al impulso magnético del electrón diferencial. Se representa por m. Los valores permitidos para este parámetro van desde +1 hasta -1 incluyendo al cero.

s. Parámetro cuántico por spin. Se relaciona con la posibilidad de que una región espacio-energética de manifestación probabilística electrónica (reempe) ya previamente ocupada por un electrón, acepte ó no acepte al electrón diferencial. Es debido a la suma de impulsos generados por el giro del electrón diferencial sobre su propio eje. Se representa por s. Este parámetro cuántico tan solo puede adquirir dos valores; el que nos permite la aceptación del electrón diferencial y el que no nos la permite. Se acostumbra anotar otros valores como + ½ y - ½, como y

Teoría de la Ecuación de Schrödinger.

En 1927, Erwin Schrödinger, científico austriaco y con base en los estudios de Bohr y Lous de Broglie, determinó una ecuación mediante la cual era posible calcular donde se encontraba el electrón, en una especie de nube electrónica. En resumen, el análisis matemático de Schrödinger nos permite conocer lo que los autores posteriores llamaron rempe, o sea, la región -energética de manifestación electrónica-. Tales regiones tienen un volumen determinado, al cual se conoce como orbital. Entre ellos figuran los orbitales S, p, d y f, términos provenientes del espectro de Hidrógeno, en el cual aparecen cuatro líneas: Sharp (aguda), principal, difusa y fundamental.

R E E M P E S

EXPLICA LAS REGLAS PARA ELABORAR LAS CONFIGURACIONES ELECTRONICAS: PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA, PRINCIPIO DE EXCLUCIÓN DE PAULI Y LA REGLA DE HUND.

El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).

El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.

El principio de edificación progresiva. Hasta ahora se ha definido, con ayuda del número cuántico de espín y del principio de exclusión de Pauli, el número de electrones máximo que puede albergar un orbital. Pero, ¿en que orden se van acomodando los electrones en los diferentes orbitales?

Para responder a esta pregunta es necesario conocer el principio de construcción o Aufbau que es una secuencia de reglas que permite acomodar los electrones de un átomo en los orbitales atómicos descritos por el modelo mecánico cuántico.

El principio de construcción establece lo siguiente.

a). Los orbitales atómicos de un átomo polielectrónico se llenaran de menor a mayor energía.

b). El máximo número de electrones que puede aceptar cada orbital atómico es de 2 electrones

Una configuración electrónica es la representación gráfica de la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes orbitales atómicos.

Para construir una configuración electrónica hay que seguir los siguientes pasos:

http://es.wikipedia.org/wiki/L%C3%A1ser

http://es.wikipedia.org/wiki/Bos%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Gravit%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Fot%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Materia


http://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Esp%C3%ADn

http://es.wikipedia.org/wiki/Teorema_de_la_estad%C3%ADstica_del_spin

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_cu%C3%A1ntico

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_cu%C3%A1ntico

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_cu%C3%A1ntico

http://es.wikipedia.org/wiki/Fermi%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Wolfgang_Ernst_Pauli

http://es.wikipedia.org/wiki/Wolfgang_Ernst_Pauli

http://es.wikipedia.org/wiki/Mec%C3%A1nica_cu%C3%A1ntica

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap2/imagenes/orbitalesatom.jpg&imgrefurl=http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap2/e_atomica/e_atomica.htm&usg=__MS9ilxKJjBUhqaENs4E9oTCWh4w=&h=389&w=580&sz=28&hl=es&start=14&um=1&tbnid=5fRvlBx8_EZrWM:&tbnh=90&tbnw=134&prev=/images?q=configuracion+electronica&hl=es&sa=X&um=1

1. Conocer el número de electrones que hay que acomodar. Para cada elemento tenemos asociado un número atómico que representa al número de protones. Como el átomo es neutro, el número de protones deberá ser igual al número de electrones. De esta forma si sabemos el número atómico del elemento podemos conocer el número de electrones que hay que acomodar.

2. Aplicar el principio de construcción. Esto significa seguir el orden establecido por el principio de exclusión de Pauli

3. Tomar en cuenta la regla de Hund.

La regla de Hund establece que:

Cuando se llene un conjunto de orbitales con el mismo valor de n y l, orbitales degenerados, se tendrá que llenar con un electrón cada uno de estos orbitales antes de formar parejas de electrones con spin opuesto.

Ejemplo:

Los 3 orbitales 2P: 2Px, 2Py y 2Pz tienen los mismos valores de n y l (n=2, l=1)

Los orbitales como estos se denominan degenerados y cuando hay que llenarlos con electrones es necesario comenzar por llenar con un electrón cada uno de estos orbitales antes de formar parejas de electrones con espin opuesto en alguno de estos orbitales.

El principio de Aufbau establece que solo se pueden ocupar los orbitales con un maximo de 2 electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía.

Configuraciones electróncias

Con los conceptos tratados en el tema anterior, se puede desarrollar la estructura electrónica de los átomos, este proceso de llenado de los niveles recibe el nombre de “aufbau” (del alemán arquitectura o de construcción) y se basa en tres principios: El principio de exclusión de Pauli, el principio de Aufbau y las reglas de Hund, que veremos a continuación.

El principio de exclusión de Pauli nos menciona que: en un orbital existen como máximo dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales. Los anterior nos explica como en el orbital P existen seis electrones, distribuidos de 2 en 2 por cada orientación.

Dos electrones para el orbital PxDos electrones para el orbital PyDos electrones para el orbital Pz

Principio de Aufbau o de construcción estable, dado que los niveles electrónicos difieren en energía, los electrones de los átomos poli-electrónicos se distribuyen de acuerdo con la energía de cada orbital, de manera que ocupan primero los orbitales de menor energía, o sea, los más cercanos al núcleo.

En general se sigue el orden que indican las flechas en la siguiente tabla.

4f 5f

3d 4d 5d 6d

2p 3p 4p 5p 6p 7p

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

Como se observa, primero se estructura el subnivel ls, luego el 2s y en seguida están 2p y 3s y así sucesivamente.

Recordemos el número de electrones que como máximo admite cada orbital de acuerdo con el número de orientaciones.

Orbital s (una orientación) -2 e

2(s )

Orbital p (tres orientaciones) -6 e

.6(p )

Orbital d (cinco orientaciones) -10 e

10(d )

Orbital f (siete orientaciones) - 14 e

14(f )

Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que se indica en la tabla vista mas arriba, procurando estructura cada subnivel con el máximo de electrones.

Ejemplos:

1H

1lS

2He

2lS

10 Ne

2 2 6 lS 2S 2p

18 Ar

2 2 6 2 6 lS 2S 2p 3S 3p

7 N

2 2 6 lS 2S 2p

17 Cl

2 2 6 2 5 lS 2S 2p 3S 3p

104 Ku 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 2

lS 2S 2p 3S 3p 4S 3d 4p 5s 4d 5p 6S 4f 5d 6p 7s 5f 6d


Realiza las siguientes configuraciones:

Na 11

Ba 56

Ag 47

Bi 56

DEFINE EL CONCEPTO DE ISOTOPO.

En todos los elementos químicos el número de protones del núcleo es constante, pues es la base de la estructura atómica y origen de la mayoría de sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, el número de neutrones del núcleo que se representa por N, puede variar, dando origen a los isótopos. Además al estudiar la desviación de los átomos con espectrógrafos de masas, se demostró que algunos núcleos del mismo número atómico pueden tener masas diferentes. A éstos átomos se les llamó isótopos (del griego isos, igual y topos, lugar: mismo lugar). Por lo que se concluye que los isótopos son átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica.

Antes de continuar con el tema deja que te comente algo sobre el Espectrógrafo de Masas.

En 1913 J.J. Thomson, al hacer experimentos con un tubo de descarga, observó que los iones positivos del neón al ser sometidos a campos magnéticos y eléctricos, sufrían una desviación parabólica: se produjeron dos trayectorias que –ahora se sabe- correspondían una el Ne, de masa atómica 20, y otra a una sustancia de masa atómica 22.

El tubo de descarga de Thomson no permitió resultados exactos. Años después en 1919, F.W. Aston mejoró el aparato, al cual llamó espectrógrafo de masas, el principio en el que se base éste aparato es muy simple. Supongamos que se dejan caer de cierta altura tres esferas del mismo tamaño pero diferente material (corcho, madera, hierro) y sobre ellas actúa una corriente de aire tal, que las desvía antes de llegar al suelo; la esfera que sufre mayor desviación será la de corcho, mientras que la de hierro sufre una desviación menor.

En el espectrógrafo de masas, los átomos y moléculas sustituyen a las esferas del ejemplo anterior. Estas partículas se electrizan con carga positiva al perder uno o más electrones, se aceleran a velocidad elevada y se desvían por medio de un campo magnético.

Los átomos de masa diferente se separan y llegan a distintos puntos sobre una placa fotográfica. Según el grado de desviación y la fuerza del campo magnético, es posible calcular la masa atómica.

Retomando el tema de Isótopos que como recordarás significa “el mismo lugar”, ya que los isótopos de un elemento ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica. Así, el Hidrógeno (H), tiene un solo número atómico, 1 ya que su núcleo solo tiene un protón; en cambio, puede tener 3 pesos atómicos distintos; 1, 2, 3 ya que en su núcleo puede

haber de cero a dos neutrones como puedes ver en la figura siguiente de isótopos de hidrógeno:

Protio

A = Z = 1

Deuterio

A = A + N = 2

Tritio

A = Z + N 2 = 3

El flúor está constituido por un solo isótopo natural; el oxígeno, por los 16 17 18

isótopos naturales 0, 0, y 0 ; el estaño por una total de diez isótopos 234 234 238

naturales; el uranio por U , U y U

ISOTOPOS RADIACTIVOS.

Existen isótopos que se caracterizan por emitir algún tipo de radiación: alfa, beta o gamma, propiedad a la que se le dan diversos usos.

Algunos ejemplos son:Cobalto-60. Este isótopo de cobalto se usa ampliamente en medicina para irradiar a pacientes con cáncer y para la esterilización de equipo médico. También para irradiar alimentos y poder conservarlos en mejor estado. En investigación para el estudio de reacciones químicas.

Yodo-131. Se usa para el diagnostico y tratamiento de enfermedades de la tiroides.

Carbono-11. Se usa para estudiar desórdenes cerebrales mediante la técnica de tomografía se emisión de protones.

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.matfys.lth.se/Thomas.Guhr/horbitale.gif&imgrefurl=http://vicente1064.blogspot.com/2007/03/curso-online-de-mecnica-cuntica-en.html&usg=__yzXOCBchzBfl3r1dvb1MmU-RgF0=&h=316&w=316&sz=32&hl=es&start=5&um=1&tbnid=IDFrryIBcAwYkM:&tbnh=117&tbnw=117&prev=/images?q=isotopos+radiactivos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.sagan-gea.org/hojared_radiacion/imagenes/usosmed.gif&imgrefurl=http://www.sagan-gea.org/hojared_radiacion/paginas/Aplicaciones.html&usg=__geu5AbFjDTfR_MgYjAFaTDjz4TE=&h=269&w=194&sz=25&hl=es&start=9&um=1&tbnid=khGX2iNd6vbNYM:&tbnh=113&tbnw=81&prev=/images?q=isotopos+radiactivos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://pr.kalipedia.com/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_65.Ies.SCO.jpg&imgrefurl=http://pr.kalipedia.com/filosofia/tema/isotopos-radiactivos.html?x1=20070924klpcnafyq_47.Kes&x=20070924klpcnafyq_50.Kes&usg=__D--X7x06M8VsT_s3K5tiUlI_17U=&h=367&w=555&sz=37&hl=es&start=1&um=1&tbnid=D6ofz6u-LPqWIM:&tbnh=88&tbnw=133&prev=/images?q=isotopos+radiactivos&hl=es&um=1

Carbono-14. Se utiliza principalmente para conocer la edad de restos antiguos, de hasta 50000 años.

Plomo-212. Se usa para el estudio de la rapidez de las reacciones químicas.

Desarrollando Competencias:Determina las características de un elemento partiendo de su configuración electrónica y argumenta las ventajas y desventajas del empleo de los Isótopos radiactivos en la vida diaria.

BLOQUE IV

INTERPRETA LA TABLA PERIODICA


El estudiante:

Explica las propiedades y características de los grupos de los elementos, considerando su ubicación en la tabla periódica, y promueve el manejo sustentable de los recursos minerales del país.


Describe los antecedentes históricos de la clasificación de los elementos químicos.

Reconoce las nociones de grupo, período y bloque, aplicadas a los elementos químicos.Describe las propiedades periódicas (electronegatividad, energía de ionización, afinidad electrónica, radio y volumen atómico) y su variación en la tabla periódica.

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.matfys.lth.se/Thomas.Guhr/horbitale.gif&imgrefurl=http://vicente1064.blogspot.com/2007_03_01_archive.html&usg=__HCgIRe5neLuv_Jx4XuzyXPNAOt0=&h=316&w=316&sz=32&hl=es&start=3&um=1&tbnid=IDFrryIBcAwYkM:&tbnh=117&tbnw=117&prev=/images?q=isotopos+radiactivos+ejemplos&hl=es&sa=N&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://uy.kalipedia.com/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200805/06/delavida/20080506klpcnavid_12_Ies_SCO.jpg&imgrefurl=http://uy.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/fotos-escintigrafia.html?x1=20080506klpcnavid_12.Ies&x=20070417klpcnavid_273.Kes&usg=__mBreiqjPgvwPknIM6GpvZVW8bvk=&h=432&w=267&sz=28&hl=es&start=17&um=1&tbnid=sRtk7zWbrnZPGM:&tbnh=126&tbnw=78&prev=/images?q=isotopos+radiactivos+ejemplos&hl=es&sa=N&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://elproyectomatriz.files.wordpress.com/2008/09/armas-biologicas.jpg&imgrefurl=http://tribumalinche.blogspot.com/2009_05_01_archive.html&usg=___VJrigH1A4H6UiMg9DKNcDsI2Cw=&h=394&w=359&sz=16&hl=es&start=18&um=1&tbnid=Nm-_CQuJfsv9JM:&tbnh=124&tbnw=113&prev=/images?q=isotopos+radiactivos+ejemplos&hl=es&sa=N&um=1

Caracteriza la utilidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del País.


Identifica las propuestas y personajes más relevantes relacionados con el desarrollo de la tabla periódica.

Relaciona la información que brinda la configuración electrónica con la ubicación de los elementos en la tabla periódica y algunas de sus propiedades.

Clasifica los elementos de la tabla periódica en grupos, periodos y bloques s, p, d y f.

Establece las diferencias entre metales, no metales y metaloides y los ubica en la tabla periódica.

Expresa cuáles metales, no metales o minerales participan significativamente en las actividades económicas del país

DESCRIVE LOS ANTESEDENTES HISTÓRICOS DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes

http://es.wikipedia.org/wiki/Rubidio

http://es.wikipedia.org/wiki/Talio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Espectr%C3%B3metro

http://es.wikipedia.org/wiki/Humphry_Davy

http://es.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3sforo_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Henning_Brand

http://es.wikipedia.org/wiki/Mercurio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Plomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Cobre

http://es.wikipedia.org/wiki/Plata

http://es.wikipedia.org/wiki/Oro

2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra "The Sceptical Chymist", donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.

El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

Triadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

En su clasificación de las triadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos

Encarta 2003www.Gloogle/Wikepedia

Triadas de Döbereiner

LitioLiClLiOH

CalcioCaCl2CaSO4

AzufreH2SSO2

SodioNaClNaOH

EstroncioSrCl2SrSO4

SelenioH2SeSeO2

PotasioKClKOH

BarioBaCl2BaSO4

TelurioH2TeTeO2

http://es.wikipedia.org/wiki/Telurio

http://es.wikipedia.org/wiki/Bario

http://es.wikipedia.org/wiki/Potasio

http://es.wikipedia.org/wiki/Selenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Estroncio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Calcio

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa_at%C3%B3mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Potasio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio

http://es.wikipedia.org/wiki/Telurio

http://es.wikipedia.org/wiki/Selenio

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Yodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Bromo

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloro



http://es.wikipedia.org/wiki/Johann_Wolfgang_D%C3%B6bereiner

http://es.wikipedia.org/wiki/Johann_Wolfgang_D%C3%B6bereiner

http://es.wikipedia.org/wiki/Analog%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia

http://es.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier

http://es.wikipedia.org/wiki/Afinidad_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Robert_Boyle

atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

Ley de las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

En el siglo XIX, dos químicos que trabajaban por separado clasificaron los elementos que se conocían hasta entonces y sus clasificaciones son la base de la actual tabla periódica. Lothar Meyer (1830-1895), químico alemán, en 1864 proyecto una tabla periódica incompleta y la publico en un libro; en 1869 la amplio para incluir un total de 56 elementos.

Al mismo tiempo, en 1869, Dimitri Ivanóvich Mendeleiev (1834-1906) químico ruso, presento un artículo en donde hacía la descripción de una tabla periódica, al preparar un manual de química para los estudiantes de San Petersburgo (Rusia), propuso hallar una relación entre las propiedades de los elementos químicos y sus componentes. Para ello dispuso los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos, de manera que los elementos con propiedades similares quedasen en las mismas columnas verticales.

Ley de las octavas de Newlands1 2 3 4 5 6 7Li6,9

Na23,0

K39,0

Be9,0

Mg24,3

Ca40,0

B10,8

Al27,0

C12,0

Si28,1

N14,0

P31,0

O16,0

S32,1

F19,0

Cl35,5

http://es.wikipedia.org/wiki/Medalla_Davy

http://es.wikipedia.org/wiki/Royal_Society

http://es.wikipedia.org/wiki/John_Alexander_Reina_Newlands

A partir de sus estudios, Dimitri I. Mendeleiev dedujo que las propiedades físicas y químicas de los elementos varían en forma periódica con sus pesos atómicos, a lo cual llamó ley periódica. A la distribución de los elementos en columnas dio el nombre de Tabla Periódica.

Ya que las tablas de Meyer y de Mendeleiev estaban basadas en las masas atómicas crecientes, había varias discrepancias en ellas. Después del descubrimiento del protón, Henry G. J. Moseley (1888-1915), físico británico, estudio y determinó la carga nuclear de los átomos de los elementos y concluyó que los elementos se debían ordenar con base en sus números atómicos crecientes.

Hacia 1850 había sido descubierta, la mitad aproximadamente, de los elementos químicos conocidos en la actualidad. Sus propiedades físicas y químicas, y sus combinaciones para formar compuestos, había una considerable controversia respecto a la asignación de pesos atómicos y se empleaba una escala de pesos atómicos distinta en química inorgánica y orgánica.

Ya en 1815, el físico William Prout postuló que los pesos atómicos eran múltiplos exactos del correspondiente al hidrógeno (peso atómico = 1) y que este gas era la sustancia primaria de toda la materia. Casi al mismo tiempo, en 1812, el químico sueco John Berzelius publicó una tabla de pesos atómicos de los elementos, basada en sus combinaciones con el oxígeno, la cual reviso entre los años 1812 y 1826.

Mediciones posteriores efectuadas por el químico inglés Edward Turner, el profesor francés Jean Baptiste Dumas y el químico belga John Servais estas mostraron que los pesos atómicos no siempre eran números enteros, por lo cual pusieron en duda la hipótesis de Proust.


Representa mediante un organizador grafico, como una línea de tiempo, el desarrollo de la

tabla periódica.

RECONOCE LAS NOCIONES DE GRUPO, PERÍODO Y BLOQUE, APLICADAS A LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

Nota: Para el estudio de este tema es necesario que tengas al alcance de tus manos y a la vista una tabla periódica.

La tabla periódica moderna también conocida como tabla periódica larga esta conformada por la ordenación de la totalidad de los elementos existentes en la naturaleza y los obtenidos en forma artificial.

La tabla periódica está dividida en 7 renglones horizontales llamados periodos o series y 18 columnas verticales llamadas grupos o familias. Hace poco la tabla se modifico colocando números en las 18 columnas verticales además de la numeración romana. Estos números aparecen arriba de la numeración romana (véase la tabla periódica anexa). Al referirnos a un grupo (columna vertical), vamos a utilizar el número romano y entre paréntesis el número de la columna.

Los elementos que están en un periodo varían en sus propiedades de derecha a izquierda desde completamente metálicas, como el sodio (Na), hasta no metálicas, como es el caso del cloro (Cl). Al final de cada periodo se encuentra el grupo VIII A (18), los gases nobles, que son relativamente inertes (no reactivos). Los elementos que están en el mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Los elementos del grupo A (del I al VII), representan la progresión regular de la valencia, por lo cual reciben el nombre de elementos representativos. En el grupo A hay 8 sub.-grupos o familias:

IA (metales alcalinos)

IIA (metales alcalino-térreos)

IIIA (familia del boro)

IV (familia del carbono)

VA (familia del nitrógeno)

VIA (familia del oxigeno)

VIIA (familia de los alógenos)

VIIIA (familia de los gases nobles o inertes).

A los elementos del grupo B reciben el nombre de elementos de transición (se les llama así porque sus electrones de valencia se encuentran distribuidos en orbitales diferentes a los del grupo A). El grupo B también está formado por 8 sub.-grupos o familias: IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIV., VIIIB.

En la parte inferior de la tabla periódica se han colocado los 14 elementos lantánidos o metales de tierras raras, llamados así porque tienen propiedades similares a las del lantano, y los 14 elementos actínidos, llamados así porque tienen propiedades similares a las del actino.

Grupos.

Cuando se realiza la distribución electrónica de los elementos el número de electrones que quedan en el último nivel determina el grupo al que pertenecen. Además la llamada forma

larga de la tabla periódica actual está integrada por 18 grupos verticales o columnas y 7 periodos o filas.

Los primeros grupos verticales y los seis últimos constituyen los sub.-grupos A; los demás, sub.-grupos B. Los grupos se nombran de acuerdo a las características comunes de los elementos que los forman, así los del grupo IA se llaman metales alcalinos, los del grupo IIA son los llamados alcalinotérreos, los del VIIA se llaman halógenos y a los del grupo VIIIA o cero se les llama gases nobles (por no reacciona y tener completo el último nivel de energía), o bien de acuerdo a los elementos que los encabezan así los del grupo VIA se llaman grupo del oxigeno, los del grupo VA se llaman grupo del nitrógeno, etc.

Periodos.

Horizontalmente la tabla periódica está dividida en periodos o filas (de allí su nombre), que son 7. Los elementos lantánidos (números atómicos del 57 al 71), y actínidos (número atómicos del 89 al 103) se ponen por separado en la parte inferior, ya que su interposición en el cuerpo de la tabla causaría serías dificultades.

Periodo 1

Periodo 2

Periodo 3

Periodo 4

Periodo 5

Periodo 6

Periodo 7

Periodo 6

Periodo 7

CLASES

sp

d

IA IIA

Se refiere a las características físicas y químicas similares que poseen los elementos y estos son englobados en grupos llamados clases; los cuales son: metales, no metales, metaloides y gases nobles.

La tabla periódica separa los no metales de los metales por medio de un línea se encuentran los no metales y a la izquierda los metales, en el extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. Los elementos que están adyacentes a la línea de color, se llaman metaloides [ pero no el aluminio (Al)]. ( El aluminio no es un metaloide, sino un metal ya que la mayoría de sus propiedades son metálicas). Los metaloides poseen propiedades metálicas y no metálicas. Como ejemplos tenemos los siguientes: boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico, antimonio, telurio, polonio.

Relación de la configuración electrónica con la tabla periódica. Bloques s, p, d y f.

Como es obvio, la tabla cuántica contiene los mismos elementos químicos que la periódica. Difiere de ella, sin embargo, en un aspecto esencial: en vez de ordenar a los elementos en grupos verticales y periodos, los ordena en función de su comportamiento químico, tomando en cuenta su configuración electrónica y su electrón diferencial, como lo veremos a continuación.

Conociendo la configuración electrónica de un elemento cualquiera Por ejemplo, la del 26Fe es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ó resumiendo (Ar) 4s2 3d6 ----, podemos suponer con razón que el elemento con el número atómico siguiente en este caso el Co—tendrá la misma configuración electrónica, pero con un electrón de más: (Ar) 4s2 3d7. Este electrón de más , 3d63d7, que sirve para diferenciar a dos configuraciones electrónicas seguidas (FeCo), se le llama electrón diferencial con base, en la tabla cuántica se distinguen 4 grandes bloques de elementos químicos, de acuerdo con los tipos de orbitales que contienen en la forma siguiente:

DESCRIVE LAS PROPIEDADAS PERIODICAS (ELECTRONEGATIVIDAD, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRONICA, RADIO Y VOLUMEN ATÓMICO) Y SU VARIACIÓN EN LA TABLA PERIODICA.

IIIA IVA VA IVA VIIA VIIIA

f

Electronegatividad

La electronegatividad no es una cantidad precisa, es más bien un valor relativo. Así, la electronegatividad de un elemento se define sólo en términos de las electronegatividades de otros elementos (analógicamente a los que ocurren con la escala de los pesos atómicos).

Se debe hacer notar que los químicos calculan la electronegatividad de los átomos por distintos métodos, de tal suerte que existen diferentes escalas. Linus Pauling ideó una escala relativa de electronegatividades. En esta escala, el flúor, que contiene la electronegatividad mayor, se toma como 4.0 y 0.7 para el cesio como mínimo.

Las electronegatividades de los átomos de los demás elementos se expresan en relación al flúor. El valor de 4.0 para la electronegatividad del flúor indica que éste es el átomo que atrae con más fuerza electrones.

De acuerdo a lo anterior, los átomos más electronegativos serán los de la esquina superior derecha de la tabla periódica (los no metales), mientras que los átomos menos electronegativos (más electropositivos) se localizan en la esquina inferior izquierda de la misma. Al descender por un grupo de la tabla se reduce la electronegatividad, debido a que las capas electrónicas subsecuentes reducen la carga nuclear efectiva. Al atravesar un periodo de izquierda a derecha, la electronegatividad aumenta debido a que la carga nuclear efectiva se incrementa en ese mismo orden.

Aumenta

Disminuye

Variación de electronegatividad en grupos y periodos.

Por lo que la electronegatividad se puede definir como: La fuerza con la que un átomo atrae al par de electrones que forman el enlace.

Una aplicación importante de la escala de electronegatividad consiste en poder predecir, de manera aproximada, la estabilidad o fuerza de un enlace. Cuanto mayor sea la separación de 2 elementos, a dicha escala, mayor será la fuerza del enlace entre ellos. Por otra parte la electronegatividad de un átomo varía ligeramente dependiendo de la del átomo con

que se combine, es decir, el carácter de enlace entre los átomos depende de la diferencia de electronegatividades.

Energía de Ionización.

La energía de Ionización o electrovalente, se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. El enlace que se forma con las dos partículas con carga opuesta se basa en que una partícula con carga negativa atrae a otra con carga positiva. Las partículas con carga diferentes se atraen y con cargas iguales se repelen. Esto da como resultado un enlace débil, sin embargo, cuando se trata de un cristal, muchos de esos enlaces mantienen a cada ión en su sitio, haciendo que el enlace se convierta en una potente fuerza de unión.

Hay cinco rasgos característicos que debemos tomar en cuanta con respecto a todos los enlaces iónicos:

Primero, con la transferencia de electrones pueden resultar grandes cambios en las propiedades. Por ejemplo, los átomos de sodio y los de cloro son muy diferentes al cloruro de sodio (iones de sodio y de cloruro).

Segundo, la carga del ión está relacionada con la cantidad de protones y de electrones que están en él. En el átomo de sodio hay II protones en el núcleo, pero sólo 10 electrones porque perdió uno para el átomo de cloro.

Tercero, los radios de los iones son diferentes a los de los átomos, como puede observarse en la figura 5-1. El radio del átomo de sodio es 1.57 A° y el radio del ión sodio es 0.95 A°.

Esta disminución del radio es el resultado de: (I) la perdida de un nivel de energía ya que el tercer nivel de energía principal del átomo de sodio se quedó vacío después de haber trasferido un electrón al átomo de cloro y (2) una disminución adicional del tamaño, debida a la fuerte atracción nuclear que ejercen los II protones con carga positiva sobre los 10 electrones que permanecen en el ión.

Figura 6-1, los radios de los iones son diferentes al de los átomos, como se muestra con el átomo y el ión de sodio y el átomo de cloro y el ión.

Átomo de Na+1 (0.95 A°) Átomo de Cl-1 (1-81 A°)

Na (1.57 A°) Cl (0.99 A°)

Cuarto. En la formación de enlaces, la energía se emite. Esto se cumple en todos los tipos de enlace.

Quinto, a la unidad más pequeña de un compuesto iónico se le llama fórmula unitaria (fórmula unitaria empírica) o fórmula mínima, ya que se trata de una combinación de iones y no de moléculas discretas. De este modo, la fórmula unitaria del NaCl está formada por un ión sodio y un ión cloruro.

CARACTERIZA LA UTILIDAD E IMPORTANCIA DE LOS METALES Y NO METALES PARA LA VIDA SOCIECONOMICA DEL PAÍS.

Metales.

Los metales se dividen de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas. Así los metales son conocidos por sus propiedades físicas como son: brillo metálico, conductividad térmica y eléctrica, dureza, ductibilidad y maleabilidad. En los metales de un mismo periodo es mas reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa mas externa, de tal forma que a medida que uno se dirige a la derecha de la tabla los metales tienden a ser menos reactivos.

No metales.

Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones, para completar su capa externa con ocho y ser mas estables. Son más reactivos los de menor número atómico. Dentro de los no metales se encuentran los gases nobles que tienen como características tener el último nivel de electrones lleno, por lo que es muy difícil que reaccionen.

Semi metales.

Los elementos que se hallan en la región intermedia entre los metales y los no metales en la tabla periódica se llaman metaloides. Sus propiedades son también, por lo general, de carácter intermedio. Por ejemplo, los metales son buenos conductores de electricidad, los ni metales son no conductores y los metaloides son semiconductores eléctricos. Esta propiedad especial hace a los metaloides como el silicio, germanio, arsénico, y el boro particularmente útiles en la industria electrónica, para la fabricación de transistores, chips de computadoras y celdas solares eléctricas. El silicio, que es el metaloide más abundante, es el cuarto lugar en abundancia. Nunca se encuentra en la naturaleza en forma elemental, pero los silicatos, que son compuestos complejos de silicio, oxígeno y diversos metales, están presentes en suelos, arcillas y arena. El cuarzo, la arena, el ágata, la amatista, el vidrio, el cemento, y la cerámica contienen compuestos de silicio.

La siguiente tabla te dará las principales características de los metales y no metales.

METALES NO METALES

Son sólidos a temperatura ambiente Algunos son sólidos, otros gaseosos y

excepto el mercurio (Hg) que es liquido.

La mayor parte son mas densos que el agua exceptuando el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K).

Presentan brillo ó lustre metálico. Son maleables, es decir, se les puede

convertir en laminas. Son dúctiles, es decir, se pueden hacer

con ellos hilos o alambres Son buenos conductores de calor Son buenos conductores de electricidad Su molécula es monoatómica Sus átomos tienen uno, dos o tres

electrones convirtiéndose en iones positivos (cationes)

Se combinan con el oxigeno para formar óxidos básicos (por ejemplo el oxido de fierro).

el único liquido es el bromo a temperatura ambiente.

En general son menos densos que el agua.

No brillan No son maleables, los que son sólidos

se pulverizan al golpearlos No son dúctiles No son buenos conductores de calor No son buenos conductores de

electricidad Sus moléculas no son monoatómicas Sus átomos tienen cinco, seis o siete

electrones en su último nivel energético.

Sus átomos al combinarse ganan electrones convirtiéndose en iones negativos (aniones).

Se combinan con el oxigeno para formar óxidos ácidos (por ejemplo el dióxido de azufre).


Realiza una investigación documental sobre los metales y no metales que produce nuestro país, ubicando sus principales aplicaciones y los lugares donde se realiza su extracción.

AUTOEVALUACIÓN DEL BLOQUE III Y IV


http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://4.bp.blogspot.com/_mYnAofgvdno/SrpRIQJOG1I/AAAAAAAAAzA/1OjhAunkAAw/s400/metales.jpg&imgrefurl=http://producciondeperu.blogspot.com/2009/09/produccion-de-metales-preciosos-subio.html&usg=__8j6Vh1M2juMUzLes3ioh8dlUNYA=&h=300&w=300&sz=32&hl=es&start=22&um=1&tbnid=L65n_ZW092wriM:&tbnh=116&tbnw=116&prev=/images?q=metales+y+no+metales&ndsp=20&hl=es&sa=N&start=20&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.monografias.com/trabajos13/quimidos/Image822.jpg&imgrefurl=http://www.monografias.com/trabajos13/quimidos/quimidos.shtml&usg=__uWhOHiQr54PGJyAbWu1vrZyK76c=&h=1239&w=1671&sz=119&hl=es&start=4&um=1&tbnid=yfXWNPaYOv_SpM:&tbnh=111&tbnw=150&prev=/images?q=metales+y+no+metales&hl=es&um=1


1.- Argumento que al dividir la materia se tendrá que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría dividir…………………….……………………………………………… ( ) a). Dalton c). Thomson b). Democrito d). Rutherford

2.- Científico que descubrió a la partícula subatómica llamada neutrón…..………..… ( ) a). Rutherford c). J. Chadwick b). Thomson d). Moseley

3.- Científico que descubrió al electrón……………………………………………….. ( ) a). Rutherford c). J. Chadwick b). Thomson d). Moseley

4.- Cuando el número de neutrones del núcleo varia da origen a los…………………. ( ) a). No. atómico c). Masa atómica b). Asotopos d). Isótopos

5.- Isótopo de hidrogeno que tiene un protón y no tiene neutrones………………….. ( ) a). Deuterio c). Hidrogeno b). Tritio d). Ninguno de los anteriores

6.- Son átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica…………………. ( ) a). No. atómico c). Masa atómica b). Asotopo d). Isótopo

SUBRAYA LA RESPUESTA CORRECTA.

7.- Químico Ingles que retomo las teorias griegas y propuso que todo estaba formado por átomos. a). Ruterford c). Dalton b). Thomson d). Democrito

8.- Propuso un modelo atómico prácticamente calcado del sistema solar. a). Rutherford c). Dalton b). Thomson d). Democrito

9.- Científico que postulo: “es imposible conocer con exactitud los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón”, (su posición y velocidad). a). Dalton c). Tomson b). Heisenberg d). Rutherford

10.- Con ayuda de sus estudiantes realizó experimentos que la permitieron descubrir el núcleo atómico. Posteriormente descubrio a los protones. a). M. Born c). L. de Brogle b). N. Bhor d). E. Rutherford

11.- Es igual al número de protones de un átomo. a). Masa atómica c). Peso atómico b). Numero atómico d). Numero de masa

12.- Es la suma de protones y neutrones. a). Masa atómica c). Peso atómico b). Numero atómico d). Numero de masa

13.- Se obtiene a partir de las masas atómicas y los porcentajes de abundancia en la naturaleza de los Isótopos. a). Masa atómica c). Peso atómico b). Numero atómico d). Numero de masa

14.- Son átomos del mismo elemento con igual número atómico, pero diferente número de masa. a). Isómero c). Enantionetros b). Alótropos d). Isótopos

15.- De la secuencia que sigue cuales son los números cuanticos. a). n, f, n y s c). n, l, n y s b). n, l, m y s d). n, i, m y s

16.- La configuración del azufre es: a). 1s 2s 2p 3s 3p c). 1s 2s 2p 3s 3p 4s b). 1s 2s 2p 3s 3p 4s d). 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 4d

17.- La configuración del sodio es: a). 1s 2s 2p 3s c). 1s 2s 2p 3s b). 1s 2s 2p 3s d). 1s 2s 2p 3s

18.- Postulo que los pesos atómicos eran múltiplos exactos del correspondiente al hidrogeno y que este gas era la sustancia primaria de toda la materia. a). Lothar Meyer c). William prout b). Dimitri Mendeleiev d). Jusep Moseley

19.- Filosofo griego que creía que la materia estaba constituida por particulas a las que denomino “Sin división”. a). Democrito c). Empedocles b). Tales de Mileto d). Sócrates

20.- Científico que introdujo el número quántico l o azimutal el efecto Zeeman, con ayuda del átomo de hidrogeno. a). Plank c). Sommerfield b). Schrödiner d). Niels Bohr

21.- Principio que nos enuncia “los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando los de mas baja energía”. a). Exclusión de Pauli c). Aufbau b). Sencillez d). Ninguno

22.- Propuso la clasificación en grupos de tres denominado triadas a). J. Newlands c). H. Moseley b). D. Mendeleev d). J. Bohr

23.- Son los ordenamientos verticales de los elementos en la tabla. a). Períodos c). Familias b). Bloques d). Octavas

24.- Es considerado el precursor de la tabla actual debido a que considero las masas atómicas y propiedades de los elementos entonces conocidos, fue capas de predecir la existencia de elementos no descubiertos en ese entonces. a). J. Dalton c). D. Mendeleev b). J. Dobereiner d). J. Bohr.

II. DE RELACIÓN, NIVEL TAXONOMICO DE COMPRENCIÓN

INSTRUCCIONES: Relaciona correctamente las columnas de la derecha con las de la izquierda, escoge la letra correspondiente a la respuesta y anótala en el paréntesis.

1.- Contesta correctamente lo que se te pide.

a). Se emite debido a cambios de energía dentro del ( ) Emisión gamma Núcleo. ( ) Decaimiento Beta b). Se presenta cuando un nutrón puede trasformarse ( ) Decaimiento Alfa en un protón mediante la emisión de un electrón. ( ) nc). Parámetro quántico espacio-energético fundamental. ( ) fd). Parámetro quántico por forma ( ) le). Parámetro quántico por orientación. ( ) mf). Parámetro quántico por spin. ( ) s


a). Clasifico a los elementos basándose en la ley de las triadas.b). Clasifico a los elementos en base a la ley de las ( ) Lotear Meyer

octavas. ( ) Deberaineirc). Proyecto una tabla periódica incompleta y la ( ) Mendeleiev publico en un libro. ( ) Newlandsd). Realizo un manual para sus estudiantes llevando a cabo una descripción de la tabla periódica.

3.- Junta con una línea, lo que es correcto.

Metales alcalinos IV AMetales alcalino-terreos III AFamilia de boro V AFamilia de carbono II AFamilia del nitrógeno VI AFamilia del oxigeno I AFamilia de los alógenos VIII AFamilia de lo gases nobles o inertes VIII A

II. REPUESTAS DE COMPLETACIÓN, NIVEL TAXONOMICO DE APLICACIÓN.

INSTRUCCIONES: Contesta correctamente lo que se te pide:

1.- Cuales son los conceptos principales del átomo de Rutherford.

2.- Escribe como se puede resumir la teoría de J. Dalton.

3.- Que establece la Regla de Hund.

4.- ¿Qué es un átomo? Escribe el nombre y la ubicación de las partículas subatómicas que lo forman.

5.- ¿qué es un isótopo?

6.- Define cada uno de los números cuánticos.

7.- Señala las características de los orbitales s, p d y f así como el número de orbitales donde giran los electrones.

7.- ¿qué es la tabla periódica?

8.- ¿Qué información se puede obtener de la tabla periódica?

9.- Como esta organizada la tabla periódica

10.- Anota el nombre o símbolo del elemento químico, según corresponda

Símbolo Nombre Símbolo NombreC Yodo

Carbono Hg

Cu PotasioPlata Mn

Na BismutoMercurio Cl

Ba Sr

9.- En que consisten las radiaciones gamma.

10.- Escribe el principio de dualidad de De Brogle.

11.- En que consiste las triadas de Döbeiner

12.- Enuncia la ley de las octavas de Newlands

13.- Describe los cinco rasgos característicos que se deben tomar en cuenta con respecto a todos los enlaces ionicos.

14.- Realiza las siguientes configuraciones electrónicas.

Ca 20

Au 79

Co 27

15.- En que consisten los Grupos, periodos y clases de la actual tabla periódica.

16.- Cuales son las propiedades físicas de la materia.

17.- Cueles son las propiedades físicas de los metales. (Por lo menos cinco).

18.- Que son los semi metales.

19.- Que son los no metales.

Buena suerte para tu examen

BLOQUE V

INTERPRETA ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES

INTERMOLECULARES.


El estudiante:

Distingue los diferentes modelos de enlace interatómicos e intermoleculares, relacionando las propiedades macroscópicas de las sustancias con el tipo de enlace que presentan.


Define el concepto de enlace químico.

Enuncia las reglas del octeto.

Describe la información del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos con este tipo de enlace.






Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares. -Fuerzas de London.-Dipolo-dipolo.-Dipolo-dipolo inducido.


Define el concepto de enlace químico.Enuncia las reglas del octeto.Describe la información del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos con este tipo de enlace.






Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares. -Fuerzas de London.-Dipolo-dipolo.-Dipolo-dipolo inducido.



Valora la utilidad de los modelos teóricos utilizados para explicar la estructura de la materia.

Valora el uso apropiado de los metales y su reciclaje.

Valora la importancia de los modelos teóricos para explicar las propiedades de las sustancias.

Valora la importancia de los enlaces químicos en la formación de nuevos materiales y su impacto en la sociedad.

DEFINE EL CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_qu%C3%ADmicos

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula


http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap3/imagenes/enlacespol.gif&imgrefurl=http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap3/e_quimicos/e_quimicos.htm&usg=__YH3V8rdijaKrZlmlkT0n4iWQ2j4=&h=450&w=562&sz=16&hl=es&start=2&um=1&tbnid=kFSz2q2NVs7ZzM:&tbnh=106&tbnw=133&prev=/images?q=enlaces+quimicos&hl=es&um=1

http://images.google.com.mx/imgres?imgurl=http://www.textoscientificos.com/imagenes/quimica/hibridacion-sp3.jpg&imgrefurl=http://grupoderober258-trabajodequimica.blogspot.com/2007/06/los-enlaces-qumicos.html&usg=__VtXYQOCR8rnzUskadLnEEEKJv0U=&h=417&w=500&sz=29&hl=es&start=4&um=1&tbnid=2O-etK3pYkCI8M:&tbnh=108&tbnw=130&prev=/images?q=enlaces+quimicos&hl=es&um=1

por las leyes de la electrodinámica cuántica.[] Sin embargo, en la práctica los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.

Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles". Debe tenerse cuidado porque los enlaces "débiles" más fuertes pueden ser más fuertes que los enlaces "fuertes" más débiles.

ENENCIA LA REGLA DEL OCTETO

Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero realmente en su gran mayoría se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos o con otros de distinta especie formando moléculas de compuestos.

La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen ocho electrones en su nivel energético exterior.

Ejemplifiquemos esta regla con el 11Na y el 17Cl.

Na

1s2 2s2 2p6 3s1 – 1e- 1s2 2s2 2p6

Átomo de socio (Na) Ion sodio (Na+)

Cl

1s2 2s2 2p6 3s23p5+ 1e- 1s2 2s2 2p63s23p6

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_Van_der_Waals

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico


http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente

http://es.wikipedia.org/wiki/Estructura

http://es.wikipedia.org/wiki/Cristal

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Mec%C3%A1nica_cu%C3%A1ntica

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodin%C3%A1mica_cu%C3%A1ntica

Átomo de cloro (Cl°) Ión Cloruro (Cl-)

En general podemos aceptar esta ley para los átomos que están a distancia de cuatro o

menos números atómicos de un gas raro, ya que pueden alcanzar mas fácilmente la

Configuración estable con ocho electrones. Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen seis, diez, doce y hasta catorce electrones en la capa de enlace:

F F F F F F

.. .. .. ..

F : Al : F F : P : F F : S : F

.. ..

F F F F

Seis electrones Diez electrones Doce electrones

de enlace de enlace de enlace

DESCRIVE LA FORMACIÓN DEL ENLACE IÓNICO Y LAS PROPIEDADES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS CON ESTE TIPO DE ENLACE.

En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.

El metal dona/cede uno o más electrones formando un ion con carga positiva o cationes, con configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_s%C3%B3dico

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_fusi%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_i%C3%B3nico

http://es.wikipedia.org/wiki/Ani%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/No_metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrones


http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrost%C3%A1tica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Este enlace se produce una transferencia de electrones de un metal a un no metal

formando iones Altos puntos de fusión y ebullición. Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no

metales de los grupos VI y VII. Son solubles en solventes polares y aun así su solubilidad es muy baja. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como

parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ión con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga):

F(-) fluoruro Cl(-) cloruro Br(-) bromuro I(-) yoduro S(2-) sulfuro SO4(2-) sulfato NO3(-) nitrato PO4(3-) fosfato ClO(-) hipoclorito ClO2(-) clorito ClO3(-) clorato ClO4(-) perclorato CO3(2-) carbonato BO3(3-) borato MnO4(-) permanganato CrO4(2-) cromato Cr2O7(2-) dicromato

b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

http://es.wikipedia.org/wiki/Benceno

http://es.wikipedia.org/wiki/Apolar

Na(+) sodio K(+) potasio Ca(2+) calcio Ba(2+) bario Mg(2+) magnesio Al(3+) aluminio Pb(2+) plomo(II) ó plumboso Zn(2+) zinc (ó cinc) Fe(2+) hierro(II) ó ferroso Fe(3+) hierro(III) ó férrico Cu(+) cobre(I) ó cuproso (aunque en verdad, este ión es Cu2(2+)) Cu(2+) cobre(II) ó cúprico Hg(+) mercurio(I) ó mercurioso (aunque en verdad, este ión es Hg2(2+)) Hg(2+) mercurio(II) ó mercúrico Ag(+) plata Cr(3+) cromo(III) Mn(2+) manganeso(II) Co(2+) cobalto(II) ó cobaltoso Co(3+) cobalto(III) ó cobáltico Ni(2+) níquel(II) ó niqueloso Ni(3+) níquel(III) ó niquélico NH4(+) amonio NO2(+) nitronio H3O(+) hidronio

DEFINE EL CONCEPTO DE ENLACE COVALENTE, CONOCE LAS CARACTERISTICAS DE LOS DIFERENTES TIPOS DE ENLECE COVALENTE, EXPLICA LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES.

En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten un electrón, es decir se unen por uno de sus electrones del último orbital, el cual depende del número atómico del átomo en cuestión.

Características del enlace covalente

Enlace sencillo: 2 electrones unidos fisicamente por los subniveles inferiores metricos Enlace doble: se comparten dos pares de electrones. Enlace triple: se comparten 3 pares de electrones. Formado el enlace covalente coordinado es idéntico a los demás enlaces covalentes. Se representa con una flecha " →

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_at%C3%B3mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico




http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_molecular


http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad


http://es.wikipedia.org/wiki/No_metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

Enlace cuatruple: es la union de 4 o mas atomos

El modelo de enlace covalente.

- Simple, doble, triple.- Polar y no polar- Coordinado

El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones (Figura 5.2). En este tipo de enlaces sí podemos hablar de moléculas sencillas pero es más difícil de visualizar que el electrovalente, puesto que se dificulta representar el par de electrones que forman el enlace, pues estos son atraídos por los núcleos de los átomos que se unen y estos núcleos deben repelerse entre sí, lo mismo que los electrones.

Figura 5.2. Enlace covalente del ácido clorhídrico

H Cl

Par compartido

Enlace covalente simple, doble y triple.

El enlace covalente simple, solamente se comparte un solo par de electrones entre átomo y átomo. Consideremos ahora el caso de Cl que, tiene 7 electrones en su capa de valencia: al unirse dos de estos átomos para formar una molécula diatómica (Cl2), cada uno comparte con el otro un electrón, dando lugar a un enlace covalente sencillo, el cual está formado por dos electrones.

En cuanto al enlace doble, diremos que es el enlace de dos pares de electrones entre átomos y átomo, o bien, algunos átomos comparten más de un par de electrones, como en las moléculas de O y N, que son diatómicas: O2, N2, su representación es la siguiente: O=O y N=N.

8 + 8 8 8

Fig. 5.3 Enlace covalente doble de una molécula de O2

Como puedes ver, el O tiene 6 electrones en su capa de valencia; o sea le faltan dos para completar su octeto. Cuando se une a otro átomo de O comparte dos pares de electrones par llenarla; se trata de un doble enlace que se representa O=O.

Por último, el enlace covalente triple, son el tipo de enlaces donde se comparten tres pares de electrones entre átomo y átomo.

Por su parte, el N tiene cinco electrones en su capa de valencia; o sea, necesita tres pares para completar su octeto. Cuando se une con otro N comparte tres pares de electrones; se forma así un triple enlace que se representa N¿N.

Dentro de una molécula, los átomos pueden estar unidos por enlace covalentes sencillos, dobles o triples. Por ejemplo, el acetileno (C2H2) está formado por dos átomos de C y dos de H, unidos por un triple enlace entre los átomos de C y otros sencillos entre los átomos de C y H, que se representan de la siguiente manera:

H−C≡C−H

H:C⋮⋮C:H

Enlace covalente polar y no polar

Podríamos llamar enlace covalente polar, a aquel que se forma entre átomos de la misma especie, en donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas.

Al consultar una tabla periódica de los elementos, veremos que el porcentaje de electrovalencia es cero para H2, Cl2, O2, N2, etc., pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento. En general podemos clasificar a los compuestos covalentes en no-polares y polares.

xx X .

. . .

A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están unidos mediante enlaces covalentes; estos átomos son de distinta especie y tienen electronegatividades diferentes, lo que hace que el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.

Enlace covalente coordinado

En el cual los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace, es proporcionado por uno de ellos solamente. En general el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia. Por ejemplo:

Amoniaco (NH3)

Aquí el nitrógeno tiene un par de electrones compartidos.

H N H

H

La covalencia coordinada o dativa es la unión entre dos átomos por medio de un par de electrones, en la cual un solo átomo contribuye con los electrones de enlace. Se forma así el llamado enlace covalente coordinado o dativo, a los elementos que ceden el par electrónico se les llama donadores o bases de Lewis; a los aceptores átomos centrales o ácidos de Lewis. Los ejemplos más conocidos de este tipo de enlace químico son:

El ión hidronio (H3O+)

El ión amonio (NH+4)

Los oxiácidos, como los ácidos hipoclorosos (HClO), cloroso (HClO3) y perclórico (HClO4).

DESCRIVE LAS TEORIAS QUE EXPLICAN EL ENLACE METÁLICO (TORIA DEL MAR DE ELECTRONES Y LA TEORIA DE BANDAS).RECONOCE LAS CARACTERISTICAS QUE SE DERIVAN DEL ENLACE METALICO.

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad


http://es.wikipedia.org/wiki/Empaquetamiento_compacto_de_esferas

http://es.wikipedia.org/wiki/Cationes


que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas.

Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia).

3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos. 4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que

los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).

5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. 6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz

(fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los metales tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poca (para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación, y los electrones implicados en lo que es la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y lustre. La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.

Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes

Teorías sobre el enlace metálico.

Para explicar el enlace metálico se ha elaborado dos teorías:

a). Mar de electrones. Podríamos considerar al cristal puro de un metal como una molécula gigantesca que esta formada por millones de átomos unidos entre sí. En los metales, cada átomo, excepto los de la superficie, se encuentra rodeado por ocho o diez átomos vecinos inmediatos, con los cuales establece el enlace metálico. Los electrones están distribuidos entre los núcleos y de alguna manera se encuentran moviéndose con entera libertad entre ellos. Precisamente esto es la que explica por qué los metales son buenos conductores del calor y de la electricidad. En 1928, sommerfeld sugirió que, en los metales, los electrones se organizan en una disposición cuántica tal que los niveles de baja energía disponibles para ellos se encuentran prácticamente ocupados. Así, la estructura metálica está formado por cationes del metal rodeados de un mar de electrones, y la fuerza de unión es la atracción entre los iones positivos del metal y los electrones de alrededor que se mueven libremente.

b). Teoría de bandas. En el mismo año, partiendo de las ideas anteriores, el físico estadounidense Felix Bloch (1905-1983), y mas adelante el Francés Louis Marcel Brillouin (1854-1948), propusieron la denominada teoría de bandas para los enlaces que se establecen en los sólidos métalicos. Según esta teoría, como los átomos metálicos poseen un pequeño número de electrones de valencia con los cuales pueden unirse a los átomos vecinos, se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. Éste se consigue a través de la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes.


Representa el enlace metálico, a través de un mapa conceptual.Definan lo siguiente:a). Enlace químicob). Enlace covalente y enlace iónicoc). Enlace metálicod). Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad. ¿Por qué?

REFIERE LA FORMACION DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES.

Las fuerzas intermoleculares, son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química física en el siglo XX.

Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o fuerzas de van der Waals en honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad.

El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más complejo, y aún no se conoce por completo, pero se observa normalmente entre moléculas que no interaccionan químicamente. Estas fuerzas empiezan a ser importantes cuando las nubes electrónicas se sobreponen (solapan), y la energía correspondiente se denomina energía de intercambio o de superposición. La energía de intercambio repulsiva es la responsable de la rigidez mecánica o

impenetrabilidad de las moléculas y de los límites de compresibilidad de la materia. Las fuerzas de intercambio pueden ser también de atracción, como las de los átomos que reaccionan químicamente entre sí. Estas fuerzas de atracción se llaman fuerzas de valencia y desempeñan un papel muy importante en el campo de la química.

Fuerza de dispersión o fuerzas de London

La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.

Dipolo- dipolo

Las atracciones dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, por Willem Hendrik Keesom, quien produjo su primera descripción matemática en 1921, son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico.

Dipolo-dipolo inducido.

En los dipolos inducidos, actúa una molécula polar sobre una molécula no polar. Cuando esta última se introduce en el campo de fuerza de la molécula polar, se produce una acumulación de cargas negativas en un extremo y de cargas positivas en el opuesto, generándose así un dipolo.

Puente de Hidrógeno

Es un enlace intermolecular mas fuerte que los otros de este tipo ( ion – dipolo, dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión de London), aunque más débil comparado con los enlaces covalentes o iónicos, la energía necesaria para romper un puente de hidrogeno es alrededor de 5 Kcal/mol, en cambio se necesitan de 80 a 100 Kcal/mol para destruir un enlace covalente. En este enlace, un átomo de hidrogeno esta enlazado a un átomo pequeño y muy electronegativo (Flour, Oxigeno y Nitrógeno), este átomo electronegativo a trae al de hidrogeno, parcialmente positivo de otra molécula formando un puente que une a las moléculas.

Sin los enlaces de hidrogeno no podría existir la vida ya que a este enlace se debe la propiedad excepcional del agua, de que en este estado sólido tiene menor densidad que en el estado liquido.

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico


http://es.wikipedia.org/wiki/Matem%C3%A1tica

http://es.wikipedia.org/wiki/Willem_Hendrik_Keesom

http://es.wikipedia.org/wiki/Willem_Hendrik_Keesom

Debido a que le hielo es menos denso que el agua, flota. Por ello, al formarse una capa de hielo en los lagos, está actúa como aislante y protege la capa inferior de agua de la congelación, si el hielo fuera más denso que el agua, los lagos de las regiones frías quedarían totalmente congelados desde el fondo asta la superficie, muriendo los peces y toda la vida acuática. En este mundo biológico el puente de hidrogeno se presente en las proteínas cuya estructura enrollada en forma de espiral esta unida por enlaces de hidrogeno.

Este enlace es la fuerza que mantiene unidas a las dos tiras que constituye a la espiral doble del DNA. El DNA se encuentra en los cromosomas situados en el núcleo de la célula y es el principal deposito de la información genética.

Este enlace trata de la atracción electrostática entre el protón combinado y otro átomo con gran electronegatividad y volumen pequeño. El protón de una molécula atrae hacia él un par de electrones solitarios de un átomo como el Carbono (C), Nitrógeno (N), Oxigeno (O), de una molécula próxima o a veces es la misma molécula. Este “puente de hidrogeno”, no es un verdadero enlace y origina un compartimiento especial de las sustancias que lo presentan.

Ejemplos: H2O, HF, CH OH, DNA.

H-H-H----O-H----O

H H ---- Puente de hidrogeno

Enlace covalente.

Las sustancias con este tipo de enlace tienen puntos de fusión y ebullición elevados líquidos de alto poder de disociación de los cristales iónicos. Un ejemplo interesante lo constituye el agua, compuesto liquido a temperatura ambiente, cuando por se formula debería de ser gas, según las formulas de los hidruros de azufre, selenio y Telurio. Al solidificarse el agua, en el hielo se presenta una estructura tetraédrica en la que cada átomo de oxigeno esta rodeado por otros 4 y entre 2 oxígenos esta el hidrógeno, cada molécula es individual y como resultado de la estructura abierta el volumen aumenta cuando el agua se congela.

F F F

N - H ------------ H - H - H - H

F F F

Características del agua.

El hielo es menos denso que el agua porque presenta una estructura abierta con cadenas hexagonales que se asemejan a un panal de abejas. Cuando se funden, se rompen algunos enlaces de hidrógeno, los puentes y la estructura abierta sufren un colapso parcial, que ocasiona que las moléculas caigan en los espacios vacíos. El empaquetamiento de las moléculas en el agua liquida es mas apretado, ocupa menos volumen que el hielo, y causa que aumenta la densidad. La densidad del agua llega a su máximo a 3.98 C. por encima de esta temperatura, la expansión de vida al movimiento de las moléculas es mayor que la concentración causada por el rompimiento de los puentes de hidrogeno y las moléculas ocupan mas espacio. A partir de aquí el agua se comporta normalmente, su densidad disminuye con el aumenta de temperatura.

Al subir la temperatura aumenta el movimiento de las moléculas, crece el espacio que ahí entre ellas provocando la expansión del líquido finalmente, los puentes de hidrógeno se rompen al llegar al punto de ebullición. El vapor de agua, a más de 100 C, consiste de moléculas de agua individuales.

Desarrollando competencia.

Investiga sobre las estructuras químicas de las moléculas biológicas y la presencia de puentes de hidrogeno.

¿Cuál es el significado de puente de Hidrogeno?

¿Qué condición debe existir para que se forme enlace por puente de hidrogeno?

¿Por qué razón a las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo inducidos y puente de hidrogeno se les clasifica como fuerzas intermoleculares?

BLOQUE VI

MANEJA LA NOMENCLATURA QUÍMICA INORGANICA


El estudiante:

Maneja el lenguaje de la Química inorgánica, identifica los compuestos de uso cotidiano y aplica las normas de seguridad necesarias para re manejo de productos químicos.


Durante las reglas establecidas pro la UIQPA para escribir fórmulas y nombres de los compuestos químicos inorgánicos:



Valora la utilidad del manejo del lenguaje de la Química.

Disposición al trabajo metódico y organizado.

Previene riesgos al utilizar con cuidado las sustancias químicas que utiliza cotidianamente.

DESCRIVE LAS REGLAS ESTABLECIDAS POR LA UIQPA PARA ESCRIBIR FÓRMULAS Y NOMBRES DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS INORGANICOS.

Encarta 2003Burs 1996

Con frecuencia se utilizan símbolos en lugar de nombres escritos. Muchos de los símbolos primitivos que se empleaban para representar diversas sustancias químicas procedían de la mitología antigua. Pero los símbolos no habían sido normalizados; los distintos alquimistas de la edad media desarrollaban sus propias nataciones taquigráficas para mantener oculto su trabajo. Por ejemplo, en un manuscrito Italiano elaborado en el siglo XVII, el elemento Mercurio se hallaba representado por 20 símbolos diferentes y 35 nombres distintos. J.J. Berzelius, químico sueco, inventó un sistema sencillo de notación química que introdujo en 1814, sus símbolos eran letras tomadas del nombre del elemento. En la actualidad estos símbolos se utilizan en todo el mundo.

El símbolo de un elemento no tiene más de tres letras. La primera de ellas es siempre mayúscula; la segunda y la tercera letra, si se utilizan, son minúsculas. Solamente los elementos que siguen el número 103 en la tabla periódica, poseen símbolos con tres letras. Estos símbolos se derivan de nombres en latín que presentan el número del elemento.

Símbolos y fórmulas químicas.

Los químicos han identificado más de diez millones de compuestos químicos, y la lista continúa creciendo. Cada compuesto tiene un nombre y una estructura específicos. Con un número tan grande de sustancias químicas, es fundamental que se utilice un método explícito y sistemático para darles nombre.

Hay dos clasificaciones principales de los compuestos químicos: Orgánicos e inorgánicos. Aunque el Carbono no es el elemento mas abundante, mas compuestos diferentes contienen carbono que cualquier elemento, excepto el hidrogeno. El gran grupo de compuestos con enlaces covalentes que contienen átomos de carbono, los productos químicas derivados del petróleo, los plásticos, fibras sintéticas, carbohidratos y muchos mas se clasifican como sustancias químicas orgánicas. Todos los demás compuestos pertenecen a la categoría de las sustancias químicas inorgánicas. La Internacional Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), Ha adoptado un sistema de nombres y formulas sin ambigüedades, tanto como para las sustancias orgánicas como para las inorgánicas.

LA NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS.

Un compuesto binario (de dos elementos) se nombran, en forma conveniente, refiriéndose a sus dos elementos, ejemplo; el nombre de la sal de mesa, cloruro de sodio. Muchos de los elementos metálicos representativos más conocidos presentan un solo estado de oxidación en sus compuestos. Estos son los metales del grupo 1 (IA), los cuales tienen una carga de +1; los del grupo 2 (IIA), que tienen una carga +2 y el aluminio del grupo 13 (III A), que tiene una carga de +3.

En la nomenclatura y representación de la formula para un compuesto iónico binario, va primero el no metal y luego el metal. Se usa la terminación –uro o –ido y el nombre del metal sin ningún cambio. La figura 1 incluye los aniones monoatómicos y sus nombres.

MALONE 2003

Tabla 1. Iones monoatómicos de los elementos representativos

1 (IA) 2 (II A) 13 (III A) 14 (IV A) 15 (V A) 16 (VI A) 17 (VII A)

Litio

Li

Berilio Carbono

C

Nitriro

N

Oxido

O

Hediuro

H

Sodio

Na

Magnesio Aluminio

Al

Furfuro

P

Sulfuro

S

Fluoruro

F

Potasio

K

Calcio Seleniuro

Se

Cloruro

Cl

Rubidio

Rb

Estroncio Teleriuro

Te

Bromuro

Br

Cesio

Cs

Bario Yoduro

I

Unión poliatomico esta constituido por dos o más átomos unidos en forma covalente con una carga eléctrica neta. En metal-anión poliatomicos, seguimos básicamente las mismas reglas que antes. El metal se nombra y se escribe primero (seguido por el estado de oxidación si es necesario) y luego se indica o escribe el nombre del anión.

La tabla 2, contiene muchos aniones poliatómicos más comunes (y un catión), encontrados

en química.

Tabla 2. Iones poliatómicos

Nombre Ion Nombre ion

Acetato C 2 H 3 O 2 Hidróxido OH

Amonio NH4 Hipoclorito CLO

Carbonato CO3 Nitrato NO3

Clorato CLO3 Nitrito NO2

Cromato CrO4 Oxalato C2O4

Cianuro CN Perclorato ClO4

Dicromato Cr2O7 Permanganato MnO4

El anión con el elemento en el estado de oxidación más bajo usa la raíz del elemento más la terminación –ito. El anión con el elemento disuelto del oxigeno en el estado de oxidación más alto usa la raíz del elemento más, la terminación –ato.

Ejemplos: SO4 Sulfato. SO3 Sulfito.

Los cuatro oxidaciones del Cl son: ClO4 Perclorato. ClO3 Clorato. ClO2 Clorito ClO0 Hiperclorito.

Nótese que a los oxianiones con los estados de oxidación intermedios se les asignaron las terminaciones –ato e –ito.

Ácidos. Estos compuestos pueden existir en estado molecular puro, como gases a temperatura ambiente. Así, se nombran igual que cualquier otro compuesto binario no metal. No obstante, cuando se disuelven en agua, generalmente llevan el nombre del ácido. El nombre del ácido se obtiene adicionando la terminación hídrico a la raíz del anión en lugar de la terminación –uro, antecedida por la palabra ácido. Ambos nombres se ilustran en la tabla 3.

Tabla 3 ácidos binarios

Anion Formula de ácido Nombre del compuesto nombre del ácido.

Cl HCl Cloruro de hidrogeno ácido Clorhídrico

F HF Fluoruro de hidrogeno ácido Fluorhídrico

I HI Yoduro de hidrogeno ácido Yodhídrico

S H2S Sulfuro de hidrogeno ácido Slfhídrico

OXIDOS METALICOS (ÓXIDOS BÁSICOS).

Son combinaciones entre el oxígeno y un metal. Tienen un carácter básico, ya que al combinarse con el agua forman hidróxidos o bases, los cuales mencionaremos más adelante:En la nomenclatura tradicional se escribe primero la palabra óxido continuándole el nombre del metal con los sufijos, dependiendo de su número de oxidación o la palabra de. Para la nomenclatura de Stok se emplea la palabra óxido de, y en seguida el nombre del metal con el número de oxidación y entre paréntesis. La nomenclatura sistemática utiliza la palabra óxido de, y posteriormente el nombre del metal con sus respectivos prefijos.

Fórmula N. tradicional N. Stock N. Sistemática

Martínez 2009

LiO Öxido de litio Óxido de litio Monóxido de litio

MgO Óxido de magnesio Óxido de magnesio Monóxido de magnesio

Cu2O Óxido cuproso Öxido de cobre (I) Monóxido de dicobre

FeO Óxido ferroso Öxido de hierro (II) Monóxido de hierro

MnO2 Óxido mangánico Óxido de manganeso (IV) Dióxido de Manganeso

ÓXIDOS NO METALICOS (ÓXIDOS ÁCIDOS)Es la combinación de un óxido con un no metal. En la nomenclatura tradicional se antepone la palabra anhídrido al nombre de no metal con sufijos y prefijos. En la nomenclatura de Stock se antepone la palabra óxido siguiendo la palabra de y el no metal, o el nombre del no metal con su número de oxidación en romano y entre paréntesis. Para la sistemática se escribe óxido de y en seguida el no metal, ambos con prefijos numerales griegos.

Fórmula N. Tradicional N. Stock N. sistemática

CO Anhídrido carbonoso Óxido de carbono (II) Monóxido de carbono

CO2 Anhídrido carbónico Óxido de carbono (IV) Dióxido de carbono

I2O5 Anhídrido yódico Óxido de yodo (V) Pentóxido de diyodo

SO2 Anhídrido sulfuroso Óxido de azufre (IV) Dióxido de azufre

SO3 Anhídrido sulfúrico Óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre

HIDRUROS.

Son combinaciones de hidrógeno con otros elementos. Para este caso veremos la combinación del hidrógeno con los metales.

Hidruros no metálicos (con carácter ácidos). Es la combinación del hidrógeno con los halógenos F, Cl, Br, I (Cuando actúan con número de oxidación -1) y Se, Te y S (cuando actúan con número de oxidación -2). Estos elementos se caracterizan por que al combinarse con el agua producen soluciones ácidas, llamándose también hidrácidos. En la nomenclatura tradicional se utiliza la palabra ácido primeramente, en seguida el nombre del no metal en terminación –hídrico. En la de stock se inicia con el no metal en terminación –uro y en seguida la palabra de hidrogeno. Para la sistemática se escribe primero el nombre del no metal con terminación –uro y en seguida la palabra de hidrógeno, la cual deberá de llevar un sufijo mnúmero griego, excepto cuando solo se trate de un hidrógeno.

Formula N. tradicional N. Stock N. sistemática

HBr Ácido bromhídrico Bromuro de hidrogeno Bromuro de hidrogeno

HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno

H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno Sulfuro de dihidrógeno

H2Se Ácido selenhídrico Selenuro de hidrógeno Selenuro de dihidrógeno

HF Ácido fluorhídrco Fluoruro de hidrógeno Fluoruro de hidrógeno

Hidruros no metálicos (o hidrobases). Contrario a los anteriores, este grupo de hidruros no presentan un carácter ácido y están formados por no metales como el N, Si, Sb, O, P y As.

Para la nomenclatura tradicional se emplean nombres sin seguir ninguna regla. En el caso de la nomenclatura Stock se nombra primero como hidruro, seguido del no metal con su respectivo número de oxidación en romano y entre paréntesis. Para la nomenclatura sistemática se escribe la palabra hidruro con su prefijo numérico, y a continuación el nombre del no metal con la preposición de.

Fórmula N. tradicional N. Stock N. sistemática

NH3 Amoniaco Hidruro de nitrógeno (III) Trihidruro de nitrógeno

H2O Agua Hidruro de oxígeno (II) Dihidruro de oxígeno

SbH3 Estibina Hidruro de antimonio (III) Trihidruro de antimonio

PH Fosfina Hidruro de fósforo (III) Trihidruro de de fósforo

SiH4 Silano Hidruro de silicio (IV) Tetrahidruro de silicio

Hidruros metálicos.Resultan de la combinación del hidrogeno (que en este caso presenta un número de oxidación de -1) con un metal.

Las tres nomenclaturas emplean la palabra hidruro al principio del nombre, y en seguida el nombre del metal con sus respectivos prefijos o la palabra de, según sea el caso.


RbH Hidruro de rubidio Hidruro de rubidio Hidruro de rubidio

BaH2 Hidruro de bario Hidruro de bario Duhidruro de bario

ALH3 Hidruro de aluminio Hidruro de aluminio Trihiduro de aluminio

CoH2 Hidruro de cobaltoso Hidruro de cobalto (II) Dihidruro de cobalto

PbH4 Hidruro de plúmbico Hidruro de plomo (IV) Tetrahiduro de plomo

Hidróxidos.

Los hidróxidos son compuestos formados por un ión negativo llamado hidróxido (OH- ) y un metal. Para escribir su nombre en la nomenclatura tradicional se inicia con la palabra hidróxido, seguida del metal el cual, dependiendo de su estado fundamental de oxidación, será el sufijo que utilice a simplemente antepondrá la palabra de. En la nomenclatura de Stock la situación es muy parecida a la anterior, con la diferencia de que el número de oxidación del metal (si es variable) se escribirá al final de nombre con número romano y entre paréntesis. Finalmente la nomenclatura sistemática utilizará los prefijos numerales para le hidróxido y en seguida el nombre del metal.


AgOH Hidróxido de plata Hidróxido de plata Hidróxido de plata

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio Dihidróxido de calcio

B(OH)3 Hidróxido de boro Hidróxido de boro Trihidróxido de boro

Pb(OH)4 Hidróxido plúmbico Hidróxido de plomo (IV) Tetrahidróxido de plomo

Sales.Son compuestos formados por un metal y un no metal. Sus nombres siguen las reglas básicas que vimos al principio, según el tipo de nomenclatura. Se designan con el nombre del no metal seguido del metal. El nombre del metal presenta la terminación –uro.

AUTOEVALUACIÓN DEL BLOQUE V Y VI



1.- Es la energía necesaria para desprender estos electrones externos con la consiguiente producción de un ion………………………………………………………………. ( ) a). Energía de ionización c). Energía nuclear b). Energía térmica d). Energía conica

2.- Fue el primero en usar la palabra ion……………………………………………. ( ) a). Arrhenius c). Moseley b). Faraday d). Mayer

3.- Establece la teoría de la ionización electrónica…………………………………… ( ) a). Arrhenius c). Moseley b). Faraday d). Mayer

SUBRAYA LA RESPUESTA CORRECTA EN CADA CASO.

4.- Por la ubicación del azufre en la tabla periódica podemos deducir que:

a). Su electronegatividad es mayor que la del oxígeno pero menor que la del flúor.b). Su electronegatividad es mayor que la del oxígeno y mayor que l del flúor.c). Su electronegatividad es menor que la del oxígeno pero mayor que la del flúor.d). Su electronegatividad es menor que la del oxígeno y menor que la del flúor.

5.- Es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, que confiere estabilidad a los compuestos químicos.

a). Enlace químico c). Enlace Iónico b). Enlace Covalente d). Enlace polar

6.- Es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro. a). Enlace químico c). Enlace Iónico b). Enlace Covalente d). Enlace polar 7.- Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones.

a). Enlace químico c). Enlace Iónico b). Enlace Covalente d). Enlace polar

8.- Este tipo de fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia.

a). Fuerza magnética c). Fuerza de Van Der Waals b). Fuerza magnética d). Fuerza de dispersión

9.- Es la energía necesaria para romper un puente de hidrogeno.

a). 25 Kcal/mol c). 10 Kcal/mol b). 5 Kcal/mol d). 20 Kcal/mol

10.- Es la formación de moléculas o átomos con carga eléctrica.

a). Enlace c). Combinación b). Molécula d). Ninguna de las anteriores

11.- Es un ejemplo de un enlace triple.

a). N N c). N N b). N N d). N N

12.- Químico Sueco, que invento un sistema sencillo de notación química que introdujo en 1814.

a). J. Mayer c). J. Thomson b). D. Mendeleiev d). J. Berzelius

13.- Son las dos principales Clasificaciones de los compuestos químicos.

a). Orgánicos e inorgánicos c). Orgánicos y atómicos b). Orgánicos é iónicos d). Simples é inorgánicos

II. REPUESTAS DE COMPLEMENTACIÓN, NIVEL TAXONOMICO DE APLICACIÓN.

INSTRUCCIONES: Contesta correctamente los siguientes cuestionamientos.

1.- Define en que consiste la energía de Ionización.

2.- Enuncia que establece la regla de octeto.

3.- Enlista las características del enlace Iónico.

4.- En las líneas escribe los tipos de enlaces covalentes.______________________ ____________________ ____________________________________________ ____________________ ______________________

5.- En que consisten las fuerzas intermoleculares

6.- Define que es un catión y un anión.

7.- Cuales son las características del enlace covalente.

8.- Define que es un enlace metálico.

9.- describe las características básicas de los metales.

10.- Explica las teorías del mar de electrones y la teoría de Bandas.

11.-Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad. ¿Por qué?

12.- Define en que consisten las fuerzas de dispersión o fuerzas de London.

13.- En que consisten las fuerzas Dipolo-dipolo

14.- Cual es el significado de la IUPAC.

15.- Enlista los tipos de Hidruros

16.- Define que es el puente de hidrogeno.

16.- RELACIONA AMBAS COLUMNAS.

a). No polar ( ) En este enlace Solo se comparte un solo par de electrones entre átomo-átomob). Triple ( ) Diremos que es el enlace de dos pares de electrones entre átomo y átomo.c). Simple ( ) Son el tipo de enlaces donde se comparten tres pares de electrones entre átomo y átomo.d). Coordinado ( ) Es aquel que se forma entre átomos de la misma especie, en donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétrica-e). Polar mente distribuidas. ( ) Los átomos que forman sus moléculas están unidas mediantef). Doble enlaces covalentes.

17.- Relaciona las columnas:

a). Óxidos metálicos ( ) son combinaciones entre el oxigeno y un metal ( ) Es la combinación de un óxido con un no metalb). Óxidos no metálicos ( ) son combinaciones de hidrogeno con otros elementos ( ) Son compuestos formados por un ión negativo llamadoc). Hidruros hidróxido y un metal. ( ) Son compuestos formados por un metal y un no metald). Hidróxidos

e). Sales

18.- Coloca el nombre de cada compuesto.Na ____________________ Cl ___________________ N ________________Zn ____________________ Cs ___________________ B ________________Hg ____________________ Fe ___________________ Mn ______________Pd ____________________ Ni ___________________ Ca _______________S ____________________ O ___________________ Ne _______________

19.- Escribe el símbolo correspondiente para cada elemento.

Plomo __________ Bismuto ______________ Helio __________Potasio _________ Mercurio _____________ Selenio _________Aluminio _______ Cromo _______________ Yodo __________Radio __________ Manganeso ___________ Nitrógeno ______Germano _______ Yodo ______________ Fósforo ________

20.- Completa los espacios en blanco:

Acetato ________________________ OH _______________Amonio ________________________ ClO _______________Carbonato ______________________ NO3 ______________________

Clorato ________________________ C2O4 ______________Cromato _______________________ ClO4 ______________Cianuro ________________________ MnO4 _____________Dicromato _____________________

Buena suerte para tu examen

BLOQUE VII

REPRESENTA Y OPERA REACCIONES QUÍMICAS


El estudiante:

Reconoce a los procesos químicos como fenómenos de su entorno y demuestra la validez de la ley de la conservación de la materia al balancear ecuaciones químicas.


Reconoce el significado de los símbolos utilizados en la escritura de ecuaciones químicas.

Distingue entre las reacciones de síntesis, descomposición, sustitución simple y sustitución doble.

Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas por tanteo y por óxido-reducción.

Explica los conceptos de oxidación y reducción, agente reductor y número de oxidación.


Resuelve cuestionario y/o una colección de ejercicios donde complete ecuaciones químicas, efectuando el balanceo correspondiente.

Resuelve ejercicios de Identificación del tipo de reacción: síntesis, descomposición, simple sustitución y doble sustitución.

Explica las reacciones químicas que observa en su entorno identificando cuales generan productos nocivos.

RECONOCE EL SIGNIFICADO DE LOS SIMBOLOS UTILIZADOS EN LA ESCRITURA DE ECUACIONES QUÍMICAS.

Para expresar las reacciones químicas de una manera clara y precisa se ha desarrollado un planteamiento gráfico estándar a nivel mundial, llamado ecuación química que, mediante símbolos y fórmulas de las sustancias, nos representa la información cualitativa o cuantitativa

Beristain 2002Tabla periódica de los elementos

de todas las entidades materiales que intervienen en una reacción; es decir, cuáles son y en que cantidad están presentes. Por lo que la definición de ecuación química se enunciara como: La representación gráfica de un cambio o reacción de naturaleza química. Donde llamamos reactivos a los compuestos iniciales que participan en dicho cambio y productos a los compuestos resultantes del cambio. Con una flecha ( ) o un signo ( = ) se igualan reactivos y productos.

Ejemplo: HCl + NaOH H 2 O + NaCl

A B C D

El ácido clorhídrico reaccionará con el hidróxido de sodio, formando agua y cloruro de sodio.

Los reactivos son: (A) ácido clorhídrico HCl y (B) hidróxido de sodio NaOHLos productos son: (C) agua y (D) Cloruro de sodio NaCl

REACTIVOS: Es todo compuesto que interviene en una reacción y en donde sus propiedades originales se conservan o se ubican antes de la flecha.

PRODUCTOS: Son el resultado de hacer reaccionar o descomponer una o más sustancias o elementos con propiedades diferentes a las originales. Se escriben después de la flecha.

SIMBOLOGÍA UTILIZADA EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS. Símbolo Significado Ubicación

+

Da, produce (separa a reactivos de productos

Reacción reversible; equilibrio entre reactivos y productos

Mas, o se agrega a (al parecer entre dos sustancias)

Gas que se desprende

Entre el reactivo y producto

Entre reactivos y productos

Entre dos sustancias

Lado derecho de la sustancia

A + B C + D REACTIVOS PRODUCTOS

(s)

(l)

(g)

(ac)

∆

pt

Sólido o precipitado que se forma

Estado sólido

Estado líquido

Estado gaseoso

Solución acuosa

Calor

Catalizador (sustancia que modifica la vel. de una reacción)

Lado derecho de la sustancia

Subíndice de la sustancia




Arriba o debajo de la flecha

Arriba o debajo de la flecha

DISTINGUE ENTRE LAS REACCIONES DE SINTESIS, DESCOMPOCICIÓN, SUSTITUCIÓN SIMPLE Y DOBLE SUSTITUCIÓN. Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias al interaccionar forman otras como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos y una reacción inorgánica es aquella en la que participan los diferentes elementos o sustancias a excepción del carbono.

En el siguiente diagrama se clasifican de manera general las diversas reacciones químicas

Reacción de adición: También como de síntesis o combustión directa, es la unión de dos o más elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto.

Su formula general es:

A + B AB

Ejemplos:

ReaccionesQuímicas

Reacción de adicción

Reacciónde

Descomposición

Reacciónde sustituciónsimple

Reacción dedoble sustitución

4 Na + O2 2 Na2O

2 H2 + O2 2 H2O

2 Cl + O2 2 Cl2O

MgO + H2O Mg(OH)2

Reacción de análisis o descomposición: este tipo de reacción consiste en la formación de dos o más sustancias a partir de una sustancia; para ello se requiere energía.

Esta es la reacción inversa a la reacción de síntesis o adición y ocurre a la ecuación general:

AB A + B

Por ejemplo:

2 H2O 2 H + O

CaCO3 CaO + CO2

2KClO3 2 KCl + 302

2H2O 2 H2O + O2

Reacciones de sustitución simple: se presentan cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o remplazan a otros átomos diferentes que forman la molécula de un compuesto. También se le conoce como de desplazamiento.

El modelo matemático de esta reacción es:

AB + C AC + B

HgS + Fe FeS + Hg

Mg + 2HCl MgCl + H

2Na + HNO 2NaNO + H

Fe + CuSO FeSO + Cu

Reacciones de doble sustitución, doble desplazamiento, transposición o metasíntesis; esta ocurre cuando tenemos dos compuestos, cada uno formado con sus respectivos anión y catión, los cuales harán un intercambio para formar dos nuevos compuestos.

En base a la reacción general.

A B + C D A D + C B

ejemplo:

Ag NO + NaCl AgCl + NaNO

BaCl + Na SO 2NaCl + BaSO

CaCl + Na CO CaCO + 2NaCl

NOTA: Catión es un ión o partícula con carga eléctrica positiva.

Anión es un ión con carga eléctrica negativa.

DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Cuando se nos presenta una ecuación química esta tiene colocados números en diferentes posiciones estos se llaman: Coeficiente, Índice y Subíndice.

EJEMPLO:

2 Al (OH)3 + 3 H2S1O4 1 Al2 (SO4)3 + 6 H2O

coeficiente índice subíndice

Índice: Acompaña a un solo elemento, y nos indica el número de veces que esta presente en la molécula, por lo que lo va a multiplicar.

NOTA: Cualquier elemento que se presente en una ecuación química tendrá un valor imaginario de UNO.

Subíndice: Aparece fuera del paréntesis y afecta a todos los elementos que están dentro del paréntesis. Si existe en el compuesto índice y subíndice debe multiplicarse entre ellos para indicar el número de veces que aparece el elemento dentro del compuesto, por último si también se presenta el coeficiente este los multiplicaría

Coeficiente: Multiplica a todos los elementos de un compuesto así como al índice y al subíndice, cuando el compuesto no tiene coeficiente, este tendrá un valor de UNO.

NOTA: Es el único valor que podemos manipular en el balanceo de ecuaciones.

Para obtener fácilmente el número de átomos de cada molécula, basta con multiplicar al elemento por el índice cuando este se encuentre presente, ya que si no esta por defaul es uno y luego se multiplica por el subíndice y por último se esta presente el coeficiente este multiplica a todo la molécula.

Veamos:

Fe(SO4)3 Fe ________ S _________ O_________

3Sn(OH)4 Sn ________ O _______ H _________

Realiza el siguiente ejercicio.

3Cl2O7 Cl _______________ O ____________

H2CO3 H ______________ C _____________ O ______________

4H3PO4 H ____________ P _______________ O _______________

CONOCE LOS MÉTODOS DE BALNCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR TANTEO Y ÓXIDO REDUCCIÓN

De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, establecida por Antonie Lavoisier, “La materia no se crea ni se destruye, solo se trasforma”, en una reacción química no se pueden ganar o perder átomos de los elementos que forman los compuestos; lo que ocurre es que estos átomos sufren un reacomodo, y forman sustancias diferentes a las iniciales. Esto significa que en una ecuación química debe existir la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados de la misma. Los métodos más comunes para balancear una ecuación química son:

POR TANTEO OXIDO-REDUCCIÓN

MÉTODO POR TANTEO O DE APROXIMACIONES

Este método es muy sencillo y se utiliza para balancear o equilibrar reacciones químicas simples con no más de dos reactivos y productos, consiste en encontrar “por tanteo” los coeficientes numéricos que se colocan antes de cada átomo o molécula, de forma que su número sea igual en ambos lados de la ecuación; para que el número sea igual en ambos lados de la ecuación. Para este tipo de balanceo se sugiere los siguientes pasos:

a). Se observa con detenimiento la ecuación a balancear.

b). Se identifica que elemento es el que mas se repite excepto el hidrogeno y oxigeno.

c). Se empieza a balancear ese elemento después el hidrogeno y por último el oxigeno.

EJEMPLOS:

Ejemplo 1.- balancear la siguiente ecuación por el método del tanteo.

HNO3 N2O + H2O

PASO a). El nitrógeno es el átomo que participa con mayor frecuencia por lo tanto le balancearemos primero.

2HNO3 N2O5 + H2O

PASO b). Se balancea los hidrógenos; al ver la reacción, apreciamos que el hidrogeno y el oxigeno ya están balanceados por lo que la forma final de la reacción es:

2HNO3 N2O5 + H2 O

Ejemplo 2.- Balancear por el método del tanteo la siguiente reacción química:

C + H2 SO3 H2S + CO2

Paso a y b). Al observar la ecuación, observamos que el elemento que más se repite es el carbono y el azufre pero podemos empezar a balancear cualquiera de los dos.

Pareciera que la ecuación se encuentra balanceada con excepción al oxigeno, de tal forma para balancear el oxigeno, anotamos como coeficiente del H2SO3 el número 2, y 3 del CO2

Por lo que la ecuación balanceada quedará:

3C + 2H2 SO3 2H2S3 + 3CO2

ÓXIDO-REDUCCIÓN

El concepto de óxido-reducción se emplea para señalar la pérdida o ganancia de electrones en los elementos que forman los compuestos participantes en una reacción química.

El término oxidación se utilizaba anteriormente para indicar la adición de oxígeno a alguna sustancia; el de reducción, para la eliminación del oxígeno en un compuesto. Actualmente estos términos engloban conceptos más amplios pues incluyen, en el caso de la oxidación, a cualquier átomo o ion que en una reacción química aumente su número de oxidación por la pérdida de electrones; por lo contrario, la reducción implica una disminución en el número de oxidación de un átomo o ion por la ganancia de electrones.

Beristain 2001

Por lo que al balancear reacciones químicas por este método existe un intercambio de electrones entre las especies participantes, es decir; cuando un átomo pierde electrones se dice que se oxida, cuando lo gana, se dice que se reduce. El mecanismo de óxido-reducción es simultáneo ya que cuando un átomo pierde electrones otro gana.

Al balancear una ecuación química por este método deben tenerse en cuenta los siguientes pasos:

1.- Se le asignan los números de oxidación.

2.- Se identifica al elemento que se reduce y el que se oxida.

Nota: recordemos que oxida, es el que gana electrones y reduce es aquel que pierde electrones.

3.- Una vez que sabemos los valores de la oxidación y reducción, estos se colocaran exactamente del elemento correspondiente y luego se entrecruzan.

4.- Y se termina de balancear la ecuación.

Ejemplo 1.- Balancear por el método de oxido reducción la siguiente ecuación química.

HNO3 + Fe Fe(NO3 )2 + NO + H2O

1er PASO:

Reducción Ganancia de electrones _____________________________

disminución en el número de oxidación

Antología de la coordinación No. 5

Oxidación Pérdida de electrones ------------------------------------------------------------------------

aumento en el número de oxidación

H N O3 + Fe Fe ( NO3 )2 + NO + H 2 O

2º, PASO:

Oxidar, gana electrones Fe --------- Fe gana 2 electrones

Reduce, pierde electrones N -------- N pierde 3 electrones.

3º, PASO:

H N O3 + Fe Fe ( NO3 )2 + NO + H 2 O

2 3

4º, PASO:

8 H N O3 + 3Fe 3Fe(NO3)2 + 2 NO + 4H 2 O

EJEMPLO No. 2: Utilizando el método de óxido-reducción, balancee la siguiente reacción química.

HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO + H2O

Desarrollando competencias:

Balancea por el método del tanteo las siguientes ecuaciones:

1.- Na + Cl2 NaCl

2.- KCl4 KCl + O2

3.- N2 + H2 NH3

4.- PCl5 + H2O HCl + H3PO4

5.- Ba(OH)2 + HCl BaCl2 + H2O

Balancear por el método de óxido reducción las siguientes ecuaciones:

1.- HBrO3 + HNO2 HNO3 + H2O

2.- HNO3 + P + H2O H3PO4 + NO

3.- CuO + NH3 N2 + Cu + H2O

BLOQUE VIII

ENTIENDE LOS PROCESOS ASOCIADOS CON EL CALOR Y LA VELOCIDAD

DE LAS REACCIONES QUÍMICAS


El estudiante:

Reconoce la influencia de los factores que intervienen en la rapidez con que se llevan a cabo las reacciones químicas y la cantidad de calor que se intercambia cuando se desarrollan. Asimismo, valora la importancia del desarrollo sostenible y adopta una postura critica y responsable ante el cuidado del medio ambiente.


Explica los conceptos de entalpía de reacción y entalpía de formación.

Distingue entre reacciones químicas endotérmicas y reacciones químicas exotérmicas partiendo de los datos de entalpía de reacción.

Explica el concepto de velocidad de reacción.

Describe la noción de desarrollo sustentable.


Describe el concepto de entalpía de reacción, utilizando como criterio para distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas.

Resuelve ejercicios relacionados con la variación de la entalpía de reacción, identificando aquellas reacciones que son exotérmicas o endotérmicas.

Explica la forma en que algunos factores (naturaleza de los reactivos, tamaño de partícula, temperatura, presión, concentración, catalizadores) modifican la velocidad de reacción.

Explica la noción de desarrollo sustentable y las acciones necesarias para promoverlo.

EXPLICA LOS CONCEPTOS DE ENTALPÍA DE REACCIÓN Y ENTALPÍA DE FORMACIÓN.

DISTINGUE ENTRE REACCIONES QUÍMICAS ENDOTÉRMICAS Y REACCIONES QUÍMICAS EXOTÉRMICAS PARTIENDO DE LOS DATOS DE ENTALPÍA DE REACCIÓN.

Beristaín 2002 Burs A. Ralph. 1996

EXPLICA EL CONCEPTO DE VELOCIDAD DE REACCIÓN.

DESCRIBE LA NOCIÓN DE DESARROLLO SUSTENTABLE.

Generalidades sobre las ecuaciones termoquímicas.

REFLEXIONES PREVIAS:

¿Qué diferencia se encuentra entre el calor y la temperatura?

Cuando se habla de dietas y alimentos se ha escuchado el nombre de caloría. Pero que es la caloría.

¿Qué ocurre cuando se enciende un cerillo?, ¿Habrá combustión?

¿Qué es la fiebre?, porque aumenta o disminuye la temperatura.

Por lo que las ecuaciones químicas son las que expresan los cambios energéticos en las reacciones químicas.

La termodinámica es la que estudia el calor y el trabajo, es decir, la acción mecánica producida por el calor, así como también las leyes que rigen las trasformaciones del calor en trabajo y viceversa.

Los sistemas termodinámicos son parte del universo que se utilizan para el estudio teórico experimental. Dichos sistemas se separan del resto del universo en forma arbitraria; unos ejemplos de sistemas pueden ser la cantidad determinada de gas, una célula, etc. Ahora bien, la superficie cerrada que limita al sistema es conocida como limite del sistema, el cual puede ser real o imaginario.

Los límites de un sistema pueden ser fijos, como en el caso de un tanque de gas cerrado o variable como en el caso de un cilindro con pistón.

Los sistemas termodinámicos se pueden dividir en:

a). Sistemas abiertos: Son aquéllos que intercambian materia y energía con el entorno que les rodea.

b). Sistemas cerrados: son aquéllos que solo intercambian energía con el entorno en los cuales la cantidad de materia permanece constante.

c). Sistemas aislados: Son los que no hay intercambio de energía ni de materia con su entorno.

Cuando los límites del sistema no conducen calor, el sistema se considera adiabático, es decir, el calor es constante en toda la extensión del sistema termodinámico y será siempre un sistema aislado.

Dependiendo de la naturaleza de las fases que compongan un sistema, éstos pueden ser:

1.- Sistema homogéneo: Son los que se forman por una sola fase.

2.- Sistemas heterogéneos: Son los que están integrados por más de una fase.

Para explicar los cambios que se producen en un sistema, es necesario definir con mucha precisión sus propiedades, antes y después de que se produce el cambio. Esto se hace

especificando el estado del sistema, esto es, un grupo específico en condiciones de presión, temperatura, número de moles, estado de agregación, etc.

Dichas propiedades se clasifican en:

a). Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen del tamaño del sistema, es decir, de la cantidad de materia del mismo, ejemplo: Volumen, masa y cantidad de calor.

b). Propiedades intensivas: Son aquellas que no dependen de la cantidad de materia, por ejemplo: densidad, punto de fusión, punto de ebullición.

MEDIDAS DEL CALOR DE REACCION.

En la actualidad, cuantificar la energía que se absorbe o libera en proceso químico resulta un proceso sumamente sencillo y rápido, utilizando un dispositivo llamado calorímetro. Y las unidades de medida en que se expresa el calor liberado en un proceso o reacción química son: La caloría, la kilocaloría, el B.T.U., el joule y el ergio.

A continuación se anotarán las definiciones correspondientes:

a). La caloría, es la cantidad de calor necesario que se le debe suministrar a una masa de un gramo, para elevar su temperatura en un grado centígrado.

Caloría = 1 gramo / grado centígrado

Cal. = 1 gr / 1ºC

Por lo tanto la Kilocaloría es igual a 1000 calorías.

b). B.T.U., se define como: la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de una libra de agua en un grado Fahrenheit.

B.T.U. = 1 lb/ºf

c). Por su parte, el joule y el ergio, son unidades del sistema internacional, que se utilizan común mente para expresar la energía convertida en trabajo.

1 cal. = 4.184000 joules = 4.184 X 10 ergios

1 joule = 10 ergios = 0.24 cal.

El calor de reacción de una sustancia es la cantidad de calor que se libera o se absorbe cuando un mol de esta sustancia interviene en una reacción determinada y son:

1.- Calor de combustión: es el calor que se desprende al quemar un mol de dicha sustancia en presencia de oxigeno.

Consideremos la reacción de combustión del carbono en presencia de oxigeno:

C + O2 CO2 + 94 5000 cal.

1 mol + 1 mol 1 mol + 94 500 cal.

12 grs + 32 grs 44 grs + 94 500 cal.

Esta ecuación expresa que:

Cuando un mol de carbono (12 gr), se combina con un mol de oxigeno (32 gr), para formar bioxido de carbono se liberan 94 500 cal.

2.- Calor de formación: Es el que se absorbe o emite durante la formación de un mol de un compuesto determinado. Obsérvese que la ecuación de la combustión del carbono representa también la ecuación de formación del CO2 por lo tanto, en ambos casos es la misma cantidad de calorías.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.

El trabajo no es una función de estado, ya que es la repercusión mecánica por efecto de la energía a través de un proceso.

Si representamos un sistema por medio de una pelota tenemos que, al aumentar de volumen, el sistema ejerce un trabajo sobre su medio (flechas), para lo cual tuvo que gastar cierta cantidad de energía al realizar dicho trabajo de expansión. En este caso el trabajo para el sistema es positivo (+W), pero su energía será negativa (-E); el signo negativo indica pérdida de energía en el sistema, ya que en realidad no puede haber valores negativos de energía.

W - W +

Trabajo realizado trabajo realizado

por el medio sobre por el sistema sobre

el sistema el medio

E + E -

Energía ganada Energía perdida por el sistema

por el sistema al realizar el trabajo

En el mismo ejemplo, si el volumen de la pelota (sistema) disminuye, indica que el medio (flechas) ha ejercido un trabajo de compresión sobre el sistema, lo que señala, que el medio trasfiere energía al sistema y representa una ganancia y, por lo tanto, ahora el trabajo es negativo (-W) y la energía es positiva (+E), ya que el sistema la absorbe.

La primera ley de la termodinámica establece lo siguiente: La energía de un sistema aislado será siempre la misma y únicamente sus diversas formas son las que pueden variar. Y su representación matemática es:

Donde:

ΔE = Energía interna del sistema

W = Trabajo

Q = Calor

La entalpía es una función de estado que se representa por (H); es la relación entre la energía interna €, el volumen del sistema (V) y la presión (P), por lo que matemáticamente se tiene:

H = E + PV

En ocasiones la energía interna ( E ) se representa por (U) y entonces se tiene:

H = U + PV

Si en el sistema se tiene un cambio de energía (ΔE), se tendrá un cambio en entalpía (ΔH), presión (ΔP) y el volumen (ΔV). Por lo anterior se establece que:

ΔH = ΔE + ( VΔP + PΔV)

Ahora, si el proceso es isobárico, es decir, si la presión es constante, tendremos que ΔP=cero, por lo tanto:

ΔH = ΔE + PΔV

O bien:

ΔH = ΔU + PΔV

Entalpía de reacción y entalpía de formación.

Δ = Q - W

La entalpía de reacción o calor de reacción es el calor que se absorbe o se emite al efectuarse cierta reacción química. Se representa por (ΔHR), sus unidades son Kcal o Kj y se calcula mediante la siguiente expresión:

Donde: ΣΔHºf (productos) Es la suma de las entalpías de los productos.

ΣΔºf (Reactivos) Es la suma de las entalpías de los reactivos.

Por lo que la entalpía de formación es el calor que se absorbe o se emite durante la formación de un mol de un compuesto determinado. Se representa por (ΔHºf), sus unidades son kcal o kj y se utiliza para calcular la entalpía de los productos y de los reactivos. La entalpía de formación para los elementos en estado libre o estándar es cero (0).

El valor absoluto de cualquier función de estado es difícil de determinar en cualquier proceso (reacción química), por lo que se tiene que calcular conociendo dicha función de estado antes (estado inicial) y después (estado final) de la trasformación, para obtener su variación (Δ) durante el proceso.

La entalpía de reacción (ΔHR), por ser una función de estado, debe calcularse como se indica a continuación. Si tenemos la reacción:

A + B C + D

Reactivos o estado inicial productos o estado final

Se debe calcular la entalpía de los reactivos, representada por ΣΔHºf (Reactivos), (El símbolo Σ indica una sumatoria). Dicha entalpía se obtiene de la siguiente manera:

ΣΔHºf(Reactivos) = ΔHºf A + ΔHºfB

Los valores de ΔHºf A y ΔHºfB son las entalpías de formación de cada reactivo que se encuentra por medio de tablas al final del libro (anexo A).

De la misma manera, calcular ΣΔHºf (productos) que representa la suma de las entalpías de formación de los productos. Por lo tanto:

ΔHR = ΣΔHºf (productos) - ΣΔºf

(Reactivos)

ΔHR = ΣΔHºf(productos) - ΣΔHºf(Reactivos)

ΣΔHºf (productos) = Δ HºfC + ΔHºfD

Es importante indicar el estado de agregación de las sustancias, ya que en un mismo compuesto varia su entalpía de formación. Por ejemplo, el agua en estado gaseoso tiene un valor de ΔHºf de -57.8 kcal/mol, y en estado líquido de -68.32 kcal/mol, como se muestra en la tabla siguiente:

Compuesto ΔHºf en kcal/mol a 298 k

Elementos ΔHºf en kcal/mol a 298 k

H2O(g) - 57.80 O2 (g) 0.00

H20(l) - 68.32 Cl2 (g) 0.00

CaO(s) - 151.9 Ne(g) 0.00

HBr (g) - 8.66 Ag(s) 0.00

HCl (g) - 22.06 Au(s) 0.00

Ba(OH)2(g) - 226.2 Hg(l) 0.00

Para calcular la entalpía de la reacción (ΔHR) como el cambio aparente de la entalpía entre el estado final y el inicial se tiene:

Nota: Este procedimiento de debe realizar después de haber balanceado la ecuación química. A continuación se verá un ejemplo.

Calcular la entalpía de reacción (ΔHR) de la siguiente reacción:

Ca(OH)2(s) + 2HCl(g) CaCl2(s) + 2H2O(l)

En las tablas que se encuentran al final del libro se busca los valores de ΔHº f para cada compuesto en Kcal/mol y son:

Ca(OH)2(g) = -235.8 kcal/mol CaCl2(s) = -190.0 kcal/mol

HCl(g) = -22.06 kcal/mol H2O(l) = -68.32 kcal/mol

Obtenemos ΔHºf (reactivos) que es la entalpía en el estado inicial, es decir, de los reactivos.

ΔHºf (reactivos) = [1(-235.8 kcal/mol) + 2(-22.06 kcal/mol)]

Observa que el valor de hidróxido de calcio se multiplico por uno, ya que el valor que se tiene es un mol, pero en el caso del ácido clorhídrico el valor se multiplicó por dos porque son dos moles los que intervienen en la reacción.

Resolviendo.

ΔHºf (reactivos) = [(-235.8 kcal/mol) + (44.12 kcal/mol)]

ΔHºf (reactivos) = -279.92 kcal

Para calcular ΔHºf (productos) que es la entalpía del estado final, el procedimiento es el mismo que el anterior pero referido a los productos.

ΔHºf (productos) = [1(-190.0 kcal/mol) + 2(-68.32 kcal/mol)]

ΔHºf (productos) = [(-190.0 kcal/mol) + (136.64 kcal/mol)]

ΔHºf (productos) = - 326.64 kcal

Por último, obtenemos la entalpía de reacción ΔHR por medio de:

ΔHR = ΣΔHºf (productos) - Σ ΔHºf (reactivos)

Sustituyendo los valores calculamos en la expresión.

ΔHR = (-326.64 kcal) - (-279.92 kcal)

ΔHR = -326.64 kcal + 279.92 kcal

Se obtiene:

ΔHR = -46.32 kcal

Si convertimos a calorías tenemos que:

1 kcal ------------- 1000 cal

46.32 kcal ---------- X

X = 46320 cal

ΔHR = - 46320 cal

Interpretación del valor de ΔHR :

En nuestro ejemplo el valor de ΔHR es negativo, lo que indica que durante el proceso (reacción) el sistema «perdió» energía (-E) en forma de calor (-Q); por lo tanto, la reacción es exotérmica. Cuando el valor de ΔHR es positivo nos indica la situación contraria, por lo que en esos casos la reacción es endotérmica, es decir, absorbe calor.

Entropía.

La entropía es el grado de la tendencia de los sistemas al caos o al desorden, como consecuencia de una dispersión de su energía, es una función de estado de los sistemas termodinámicos; por lo tanto es independiente del proceso por el cual el sistema pasa del estado inicial al estado final; se representa por (S).

La segunda ley de la termodinámica establece que:

Todo sistema que experimenta una trasformación espontánea, su entropía aumentará o permanecerá igual.

Dicha ley se establece para explicar los procesos reversibles, ya que son una limitante de la primera ley de la termodinámica.

Para determinar el cambio entrópico en una reacción se realizan las operaciones hechas en el cálculo de la entalpía, pues las dos son funciones de estado.

ΔSR = ΣΔSºf(productos) - ΣΔSºf(reactivos)

Donde: ΣΔSºf(reactivos) = Entropía del estado inicial

ΣΔSºf(productos) = Entropía del estado final

ΔSR = Entropía de la reacción

Lo mismo que para la entalpía, los valores de entropía se buscan en las tablas termodinámicas al final del libro.

Calcular la variación de entropía en la reacción:

Ca(OH)2 + 2HCl CaCl2 + 2H2O

Buscar los valores de Sºf en u.e. (unidades entrópicas), que son cal/k

Ca(OH)2 = 18.2 cal/k CaCl2 = 27.2 cal/k

HCl = 44.62 cal/k H2O = 16.72 cal/k

Obtener ΣΔSºf(reactivos) (recordar que es en el estado inicial)

ΣΔSºf(reactivos) = [1(18.2 cal/mol) + 2(44.62 cal/mol)]

No olvides que debes multiplicar los valores obtenidos por el número de moles.

ΣΔSºf(reactivos) = [(18.2 cal/mol) + (89.24 cal/mol)]

ΣΔSºf(reactivos) = 107.44 u.e. o cal/k

Ahora obtenemos ΣΔSºf(productos) que es la entropía en el estado final (Sf).

ΣΔSºf = [1(27.2 cal/mol) + 2(16.72 cal/mol)]

ΣΔSºf = [27.2 cal/mol + 33.44 cal/mol]

ΣΔSºf = 60.64 u.e. o cal/k

Ahora, para calcular ΔSR en la reacción.

ΔSR = (60.64 – 107.44) cal/k

ΔSR = - 46.8 u.e. o cal/k

Interpretación del valor de ΔSR si el valor de ΔSR es negativo, como en nuestro ejemplo. Nos indica que la reacción reversible es factible de llevarse a cabo, y un resultado de ΔSR

positivo nos indica que la reacción directa es la más factible de realizarse; es decir, que la entropía favorece hacia esa dirección y, por lo tanto, no es posible la reversibilidad

Velocidad de reacción.

Se puede definir como la cantidad de sustancia que se trasforma en una reacción química en la unidad de tiempo. Las reacciones químicas tienen lugar a muy distintas velocidades. El desgaste de los edificios y estatuas provocado por la lluvia ácida es muy lento, pero las reacciones que se producen en la explosión de los fuegos artificiales son muy rápidas. La mayoría de las reacciones tienen lugar a una velocidad intermedia.

En química es muy importante conocer la velocidad a la que ocurren las reacciones y por qué tienen lugar a esa velocidad. Para muchos procesos industriales y para actividades como la conservación de los edificios resulta muy conveniente la aceleración de ciertas reacciones y la ralentización de otras.

Las raciones químicas que se producen en el cuerpo humano tendrían lugar a velocidades extremadamente lentas en ausencia de ayuda. Sin embargo, en el cuerpo existen miles de proteínas especiales llamadas enzimas, que aceleran estas reacciones millones de veces. Estas enzimas son catalizadores biológicos. Sin ellas, los humanos y otros organismos vivos no podrían sobrevivir.

Teoría de coaliciones.

El primer factor, la frecuencia de coalición, está controlado por la concentración y la temperatura. Cuanto mayor sea la concentración de los reactivos, con más frecuencia van a chocar las partículas, por la sencilla razón de que hay más de ellas en un volumen determinado. Un aumento en la temperatura también incrementa la frecuencia de coalición porque las partículas se mueven con más rapidez a temperaturas más elevadas, lo que hace que entren en contacto mas a menudo.

Factores que la modifican.

a). Catalizador.- Son sustancias que altera la velocidad de una reacción química sin sufrir en si ningún cambio químico. Las enzimas, que se encuentran entre los catalizadores más importantes, tienen una función esencial en los organismos vivos donde aceleran reacciones que de otra forma requerirían temperaturas que podrían destruir la mayoría de la metería orgánica.

Un catalizador en disolución con los reactivos, o en la misma fase que ellos, se llama catalizador homogéneo. El catalizador se cambia con uno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más fácilmente. Sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar. Un ejemplo de catálisis homogénea es la formación de trióxido de azufre haciendo reaccionar dióxido de azufre con oxígeno, y utilizando óxido nítrico como catalizador.

b).- Temperatura.- Es la propiedad de los sistemas que determina si están en equilibrio térmico. El concepto de temperatura se deriva de la idea de medir el calor o frió y de la observación de que el suministro de calor a un cuerpo con lleva un aumento de su temperatura mientras no se produzca la fusión o ebullición.

En el caso de dos cuerpos con temperaturas diferentes, el calor fluye del más caliente al más frío hasta que las temperaturas sean idénticas y se alcance el equilibrio térmico

c). Concentración.- Magnitud que se expresa la cantidad de una sustancia por unidad de volumen. Su unidad en el Sistema Internacional es un mol por metro cúbico (mol/m ).

d). Presión.- Fuerza por unidad de superficie que ejerce un liquido o un gas perpendicularmente a dicha superficie. La presión suele medirse en atmósferas (atm); en el Sistema Internacional de Unidades (SI), la presión se expresa en newtons por metro cuadrado; un newton por metro cuadrado es un pascal (Pa). La atmósfera se define como 101.325 Pa y equivale a 760 mm de mercurio en un barómetro convencional.

AUTOEVALUACIÓN DEL BLOQUE VII Y VIII


INSTRUCCIONES: Contesta correctamente los siguientes cuestionamientos, Subrayando el inciso correspondiente.

1.- Representa la información cualitativa y cuantitativa de todas las entidades materiales que intervienen en una reacción.

a). Ecuación química c). Ecuación simple b). Ecuación redox d). Ecuación de sustitución.

2.- Es el proceso por el cual dos o más sustancias al interaccionar forman otras como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de nuevos compuestos.

a). Ecuación química c). Reacción de compuestos b). Reacción química d). Reacción de oxido-reducción.

3.-Se emplea para señalar la perdida o ganancia de electrones en los elementos, que forman los compuestos participantes en una reacción química.

a). óxido-metálico c). óxido-reducción b). óxido-reductivo d). óxido-constante.

4.- Sirve para cuantificar la energía que se absorbe o libera en un proceso químico llamado:

a). Termómetro c). Espectrógrafo b). Calorímetro d). Pluviómetro

5.-Es la cantidad de calor necesario que se debe suministrar a una masa de un gramo, para elevar su temperatura en un grado centígrado.

a). BTU c). Caloría b). Joule d). Ergio

6.- Cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de una libra de agua en un grado Fahrenheit.

a). BTU c). Caloría b). Joule d). Ergio

7.- Es el calor que se desprende al quemar un mol de una sustancia en presencia de oxigeno.

a). Calor de combustión c). Caloría b). Calor especifico d). Kilogramo

8.- Se define como la cantidad de sustancia que se trasforma en una reacción química en la unidad de tiempo.

a). Velocidad constante c). Velocidad de reacción b). Velocidad cinética d). Velocidad gravitacional

II. DE RELACIÓN NIVEL TAXONOMICO DE COMPRENCIÓN.

9.- Relaciona ambas columnas:

a). Es la unión de dos o mas elementos o compuestos ( ) Reacción de sustitución simple

para formar uno solo. ( ) Reacción exotérmica

( ) Reacción de sustitución doble

b). Consiste en la formación de dos o mas sustancias ( ) Reacción de adición

a partir de una. ( ) Reacción endotérmica

( ) Reacción de análisis o

c). se presenta cuando un átomo a gripo de átomos sustituyen de descomposición.

o remplazan a otros.

d). Ocurre cuando tenemos dos compuestos, cada uno formado

por sus respectivos aniones o cationes, los cuales harán

un intercambio.

10.- Con base al origen de las reacciones químicas, coloca el nombre correcto para cada tipo de reacción.

2H2 + O2 2H2O ______________________________

CaCO3 CaO + CO2 ___________________________

Mg + H2O Ma(OH)2 ____________________________

Na + Cl NaCl ____________________________

AgNO + NaCl AgCl + NaNO __________________________

Fe + CuSO FeSO + Cu ___________________________

11.- Coloca el símbolo que corresponde

Símbolo Significado

Da, produce (separa a reactivos de productos

Reacción reversible; equilibrio entre reactivos y productos

Mas, o se agrega a (al parecer entre dos sustancias)

Gas que se desprende

Sólido o precipitado que se forma

Estado sólido

Estado líquido

Estado gaseoso

Solución acuosa

Calor

Catalizador (sustancia que modifica la velocidad de una reacción)


a). Índice ( ) Multiplica a todos los elementos es decir a toda la molécula.

b). Subíndice ( ) Acompaña a un solo elemento.

c). Coeficiente ( ) Aparece afuera del paréntesis y afecta a los elementos que están

adentro de el.d). Indicador

13.- Cuenta a los elementos o átomos de las siguientes moléculas.

3Cl2O7 Cl = __________ O = ____________

H2CO3 H = __________ C = ____________

2Mg3(PO3)2 Mg = ___________ P = ____________ O = __________

5Ca3(BO3)2 Ca = ___________ B = ____________ O = ___________

4H3PO4 H= ____________ P = ___________ O = __________

III. RESPUESTAS DE COMPLEMENTACIÓN, NIVEL TAXONOMICO DE APLICACIÓN.

Instrucciones: Contesta correctamente los siguientes cuestionamientos.

14.- Define que son los productos y reactivos.

15.- Enlista los métodos para balancear ecuaciones.

16.- Cuales son los pasos a seguir para balancear las ecuaciones por el método del tanteo.

17.- Describe la clasificación de los sistemas termodinámicos.

18.- Cual es la diferencia entre sistema homogéneo y heterogéneo.

19.- Cuales son las propiedades extensivas e intensivas.

20.- Define que es el calor de formación.

21.- ¿Qué establece la primera Ley de la termodinámica?

22.- ¿Qué es la entalpía y cual es se relación?

23.- Define que es la entalpía de reacción o calor de formación.

24.- ¿Qué significa ∆?

25.- Explica que es la entropía.

26.- ¿Qué establece la segunda ley de la termodinámica?

27.- Enlista los factores que modifican la teoría de coaliciones.

IV. DE EJECUCIÓN. NIVEL TAXONOMICO DE APLICACIÓN.

Instrucciones. Realiza los siguientes ejercicios.

28.- Balancea por el método del tanteo las siguientes ecuaciones.

KClO4 KCl + O2

PCl + H2O HCl + H3PO4

NaNO3 NaNO2 + O2

NH3 + O2 NO + H2O

29.- Balancea por el método de óxido-reducción las siguientes ecuaciones químicas.

HNO3 + Fe Fe (NO3)2 + NO + H2O

I2O5 + CO I2 + CO2

HCl + KMnO4 MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

Na2Cl2O7 + FeCl2 + HCl CrCl3 + FeCl3 + NaCl + H2O

30.- Calcula ΔHR de las siguientes reacciones y determina si son endotérmicas o exotérmicas, considerando que se realizan en condiciones estándar de presión y temperatura, (25ºC y 1 atm).

a). 4HCl + O2 2H2O + 2Cl

b). 4NH3 + 402 2N2 + 5H2O

31.- Calcula el ΔSR para las reacciones:

a). 4HCl + O2 2H2O + 2Cl2

b). N2 + 2H2 2NH3

BUENA SUERTE PARA TU EXAMEN

BIBLIOGRAFÍA BÁSICA

1.- Beristain B. Bonilla, 2001. Química II. Editado por Compañía Editorial Nueva Imagen, S.A. de C.V. México D.F.

2.- Burns A. Ralph. 1996. Fundamentos de Química. 2º Edición. Editorial Prentice hall hispanoamericana S.A. México.

3.- Colegio de Bachilleres del Estado de Michoacán. 2000. Material de apoyo y consulta para la asignatura de química II. Academia Sectorial de las Ciencias Naturales. Coordinación Sectorial No. 5.

4.- Dirección General de Educación, Media Superior y Superior. Telebachillerato. Química I. Derechos reservados a la secretaria de educación y cultura. Xalapa Veracruz México 1996. Págs. 153.

5.- Garrita A. y Chamizo J. A., 2001 Tú y la Química. Editorial Pearson Educación de México S.A.

6.- Del prado Tabla periódica de los elementos. México.

7.- Farré-Tara Francisco. 2001 Clasificación Cuantica de los elementos.

8.- Garrita A. y Chamizo J. A., 2001 Tú y la Química. Editorial Pearson Educación de México S.A.

9.- Malone J. Leo: 2003. Introducción a la Química. 2º Edición. Editorial limusa Wiley.

10.- Martínez Márquez. 2009. Química I, Con un enfoque en competencias. Editorial Cengage Learning. México D.F.

11.- Mora G. Víctor Manuel. 2009. Química I, Desarrolla competencias. Editorial. St Editorial S.A. México.

12.- Méndez G. Francisco; Ríos Ch. Patricia; Correón A. Yazmín; Martínez T. Miguel Ángel, et tal. 2003. Diplomado de actualización en biología general. Antología. Facultad de Biología de la UMSNH.

13.- Paleo González E. L.D., Jaimes V. Miguel A., 2009. Química I, basado en competencias Editorial Progreso México D.F.

LOS PRESENTE APUNTES DE QUÍMICA I; FUERON REALIZADOS PENSANDO EN

LOS ESTUDIANTES DEL SISTEMA DE ENSEÑANZA ABIERTA, COMO UNA

HERRAMIENTA MÁS PARA APOYARLOS EN LOS LOGROS DE SUS METAS.

POR LO QUE SE CONCLUYE QUE LOS PRESENTES APUNTES NO FUERON

REALIZADOS CON NINGUN FÍN DE LUCRO SI NO EXCLUSIVAMENTE COMO

MATERIAL DE APOYO A LA EDUCACIÓN QUE BRINDA EL COLEGIO DE

BACHILLERES DEL ESTADO DE MICHOACAN EN SU MODALIDAD DE SISTEMA

ABIERTO.

apuntes de química i, por competencias 2012

Documents