118303924-Fisica-y-Quimica-Libro-Profesor-Fisica-y-Quimica-Solucionario-3º-ESO-Ensenanza-Secundaria-Editorial-Santillana

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Presentación

El porqué de... El significado del nombre Un nombre es algo más que un conjunto de palabras. Es una idea, un concepto. La Casa del Saber es un nombre que habla del trabajo educativo y de un proyecto editorial. Es un nombre que expresa unas intenciones previas de acogida, seguridad y confianza. Que plantea unos objetivos de aprendizaje bien construido. Es una metáfora de la casa del saber por excelencia, la escuela, el lugar donde los alumnos y alumnas crecen y aprenden. La Casa del Saber nace como un proyecto con vocación de apoyo a los alumnos y alumnas, de contribución al éxito escolar, de servicio al profesorado.

Las claves de nuestro proyecto editorial FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA. La Casa del Saber nació de la reflexión y se diseñó cuidadosamente. Sus planos fueron los fundamentos teóricos de las programaciones de los materiales, de la secuencia de contenidos de cada área, de la selección de los complementos didácticos, de las propuestas de evaluación. En estos planos se especificaron las justificaciones psicopedagógicas y científicas que constituyen los cimientos teóricos de la casa. LOS PILARES COMUNES A TODOS LOS MATERIALES. Todos los componentes del proyecto La Casa del Saber comparten la atención por los valores (solidaridad, tolerancia, espíritu emprendedor), las tecnologías de la información y comunicación, y las competencias básicas (lingüística; matemática; conocimiento e interacción con el mundo físico; tratamiento de información y competencia digital; competencia social y ciudadana; cultural y artística; aprender a aprender; autonomía e iniciativa personal). DIVERSIDAD: UN ESPACIO PARA TODOS. Queríamos una Casa del Saber abierta a todos. Un espacio en el que todos tuvieran cabida. Un lugar en el que todos encontraran recursos para aprender, crecer, desarrollarse. Recursos para aprender más o reforzar los conocimientos, para comprender mejor y aplicar lo estudiado, para explorar nuevas posibilidades. Y recursos para acoger a los recién llegados que aún no dominan nuestra lengua.

Ahora la Casa es una realidad. En su diseño y construcción participaron profesores, diseñadores, psicopedagogos, editores, ilustradores, fotógrafos, infografistas, maquetistas e informáticos. Está casi terminada. Pero falta lo fundamental: sus habitantes. Los que aportarán su experiencia, su trabajo, su esfuerzo, para llenar de Saber cada estancia, de ilusión cada pared y de vida cada rincón. Queda el paso más importante de todos. El de convertir nuestro proyecto en el suyo. El de extender la mano y, juntos, trabajar por el triunfo de sus alumnos y alumnas. Adelante, este es vuestro proyecto. Es vuestra casa. Es la casa de todos.

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En qué se concreta el proyecto Cuatro principios básicos han inspirado el contenido, la orientación y la estructura de La Casa del Saber: la adecuación al nuevo marco legislativo (la LOE), mejorar la comprensión de los alumnos, prepararles para la sociedad de la información y aportar una gran diversidad de materiales para facilitar la labor del profesorado.

LOS NUEVOS LIBROS PARA LOS ALUMNOS Y ALUMNAS Libros con un cuidado especial del texto: lenguaje claro y sencillo, vocabulario acorde con el nivel de los alumnos y una tipografía especialmente seleccionada para mejorar la comprensión. Libros con ilustraciones inteligibles para los alumnos y alumnas, que no se limitan a confirmar lo redactado. Ilustraciones que son instrumentos de gran potencia para desarrollar capacidades como la observación, el análisis, la relación, el planteamiento de interrogantes, la expresión oral... Libros con actividades coherentes con los objetivos, graduadas por su dificultad, orientadas a que los alumnos desarrollen hábitos y destrezas, elaboren y construyan significados, contextualicen y generalicen lo aprendido. En La Casa del Saber hemos dado importancia a la elegancia de los libros, su formato, su diseño, la belleza de la imágenes, la textura del papel. Todo ello para dar sensación de trabajo bien hecho, y para transmitir la importancia de la educación y la cultura.

GUÍAS CON GRAN CANTIDAD DE RECURSOS PARA EL TRABAJO EN EL AULA Guiones didácticos asociados a las unidades de los libros: con programaciones de aula que contienen los objetivos, contenidos, competencias que se trabajan en cada unidad y criterios de evaluación; sugerencias didácticas y soluciones de las actividades (en volumen aparte). Propuestas para trabajar la diversidad: fichas de ampliación y refuerzo, recursos para las adaptaciones curriculares. Recursos complementarios: bancos de datos, fichas de trabajo práctico, sugerencias de lectura... Cientos de propuestas para facilitar la labor docente. Programas especiales: plan lector, investigaciones, cine...

UN COMPLETO MATERIAL DE APOYO DIGITAL Recursos multimedia para el trabajo en el aula. Un CD con presentaciones multimedia de cada una de las unidades: el profesorado podrá utilizarlas para presentar el tema de una forma más dinámica, navegando entre las transparencias, ampliando imágenes, mostrando esquemas, proyectando audiovisuales y accediendo a numerosas páginas web. Guía en formato pdf. Para facilitar la distribución de documentos entre los alumnos y alumnas sin necesidad de utilizar la fotocopiadora, o para consultarlos en el ordenador. Gestor de evaluación. Un recurso de gran valor para preparar pruebas de evaluación. Otros CD. Programaciones de aula, documentos administrativos, etc.

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La adecuación a la LOE: asegurar las competencias básicas 1. PRINCIPIOS DEL CURRÍCULO DE LA EDUCACIÓN SECUNDARIA OBLIGATORIA La Educación Secundaria Obligatoria pretende asegurar una formación común a todo el alumnado dentro del sistema educativo español. Su finalidad es lograr que los alumnos y las alumnas adquieran los elementos básicos de la cultura; desarrollar y consolidar en ellos hábitos de estudio y de trabajo; prepararles para su incorporación a estudios posteriores y para su inserción laboral; y formarles para el ejercicio de sus derechos y obligaciones como ciudadanos.

2. OBJETIVOS DE LA ETAPA La Educación Secundaria Obligatoria debe contribuir a desarrollar en los alumnos y las alumnas capacidades que les permitan: a) Asumir responsablemente sus deberes, conocer y ejercer sus derechos en el respeto a los demás, practicar la tolerancia, la cooperación y la solidaridad entre las personas y grupos, ejercitarse en el diálogo afianzando los derechos humanos como valores comunes de una sociedad plural y prepararse para el ejercicio de la ciudadanía democrática. b) Desarrollar y consolidar hábitos de disciplina, estudio y trabajo individual y en equipo como condición necesaria para una realización eficaz de las tareas del aprendizaje y como medio de desarrollo personal. c) Valorar y respetar la diferencia de sexos y la igualdad de derechos y oportunidades entre ellos. Rechazar los estereotipos que supongan discriminación entre hombres y mujeres. d) Fortalecer sus capacidades afectivas en todos los ámbitos de la personalidad y en sus relaciones con los demás, así como rechazar la violencia, los prejuicios de cualquier tipo, los comportamientos sexistas y resolver pacíficamente los conflictos. e) Desarrollar destrezas básicas en la utilización de las fuentes de información para, con sentido crítico, adquirir nuevos conocimientos. Adquirir una preparación básica en el campo de las tecnologías, especialmente las de la información y la comunicación. f) Concebir el conocimiento científico como un saber integrado, que se estructura en distintas disciplinas, así como conocer y aplicar los métodos para identificar los problemas en los diversos campos del conocimiento y de la experiencia. g) Desarrollar el espíritu emprendedor y la confianza en sí mismos, la participación, el sentido crítico, la iniciativa personal y la capacidad para aprender a aprender, planificar, tomar decisiones y asumir responsabilidades. h) Comprender y expresar con corrección, oralmente y por escrito, en la lengua castellana y, si la hubiere, en la lengua cooficial de la Comunidad, textos y mensajes complejos, e iniciarse en el conocimiento, la lectura y el estudio de la literatura. i) Comprender y expresarse en una o más lenguas extranjeras de manera apropiada. j) Conocer, valorar y respetar los aspectos básicos de la cultura y la historia propias y de los demás, así como el patrimonio artístico y cultural.

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k) Conocer y aceptar el funcionamiento del propio cuerpo y el de los otros, respetar las diferencias, afianzar los hábitos de cuidado y salud corporales e incorporar la educación física y la práctica del deporte para favorecer el desarrollo personal y social. Conocer y valorar la dimensión humana de la sexualidad en toda su diversidad. Valorar críticamente los hábitos sociales relacionados con la salud, el consumo, el cuidado de los seres vivos y el medio ambiente, contribuyendo a su conservación y mejora. l)

Apreciar la creación artística y comprender el lenguaje de las distintas manifestaciones artísticas, utilizando diversos medios de expresión y representación.

3. LAS COMPETENCIAS BÁSICAS COMO NOVEDAD CURRICULAR La nueva ley de educación (LOE) presenta una novedad de especial relevancia: la definición de las competencias básicas que se deben alcanzar al finalizar la Educación Secundaria Obligatoria. Esas competencias permiten identificar aquellos aprendizajes que se consideran imprescindibles desde un planteamiento integrador y orientado a la aplicación de los saberes adquiridos. Su logro deberá capacitar a los alumnos y las alumnas para su realización personal, el ejercicio de la ciudadanía activa, la incorporación a la vida adulta y el desarrollo de un aprendizaje permanente a lo largo de la vida. El concepto de competencia básica ha recorrido un largo camino hasta llegar al sistema educativo. En 1995, la Comisión Europea trató por primera vez las competencias básicas o clave en su Libro Blanco sobre la educación y la formación. Y desde ese año, diferentes grupos de expertos de la Unión Europea trabajaron para identificar y definir las competencias, analizar la mejor manera de integrarlas en el currículum y determinar cómo desarrollarlas e incrementarlas a lo largo de la vida en un proceso de aprendizaje continuo. Entre los trabajos más relevantes en el campo de las competencias cabe citar tres: el proyecto de la OCDE Definición y selección de competencias (DeSeCo), que estableció cuáles debían ser las competencias clave para una vida próspera y el buen funcionamiento de la sociedad; la iniciativa ASEM, que estudió las competencias esenciales en el contexto del aprendizaje a lo largo de la vida y la integración entre las capacidades y los objetivos sociales de un individuo; y el informe EURYDICE, que mostró un gran interés por competencias consideradas vitales para una participación exitosa en la sociedad. También en el marco de los estudios internacionales dirigidos a evaluar el rendimiento del alumnado y la eficiencia de los sistemas educativos se pone el acento en las competencias. Así, el proyecto PISA enfatiza la importancia de la adquisición de competencias para consolidar el aprendizaje. Y el proyecto TUNING, cuyo fin es armonizar el sistema universitario en el entorno de la UE, declara que la educación deberá centrarse en la adquisición de competencias.

4. EL CONCEPTO DE COMPETENCIA BÁSICA Se entiende por competencia la capacidad de poner en práctica de forma integrada, en contextos y situaciones diferentes, los conocimientos, las habilidades y las actitudes personales adquiridos. Las competencias tienen tres componentes: un saber (un contenido), un saber hacer (un procedimiento, una habilidad, una destreza…) y un saber ser o saber estar (una actitud determinada). Las competencias básicas o clave tienen las características siguientes: • Promueven el desarrollo de capacidades más que la asimilación de contenidos, aunque estos siempre están presentes a la hora de concretarse los aprendizajes. • Tienen en cuenta el carácter aplicativo de los aprendizajes, ya que se entiende que una persona «competente» es aquella capaz de resolver los problemas propios de su ámbito de actuación. • Se basan en su carácter dinámico, puesto que se desarrollan de manera progresiva y pueden ser adquiridas en situaciones e instituciones formativas diferentes. • Tienen un carácter interdisciplinar y transversal, puesto que integran aprendizajes procedentes de distintas disciplinas.

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• Son un punto de encuentro entre la calidad y la equidad, por cuanto que pretenden garantizar una educación que dé respuesta a las necesidades reales de nuestra época (calidad) y que sirva de base común a todos los ciudadanos y ciudadanas (equidad). Las competencias clave o básicas, es decir, aquellos conocimientos, destrezas y actitudes que todos los individuos necesitan para su desarrollo personal y su adecuada inserción en la sociedad y en el mundo laboral, deberían haber sido desarrolladas al acabar la enseñanza obligatoria y servir de base para un aprendizaje a lo largo de la vida.

5. LAS COMPETENCIAS BÁSICAS EN EL CURRÍCULO DE SECUNDARIA La inclusión de las competencias básicas en el currículo tiene tres finalidades: • Integrar los diferentes aprendizajes, tanto los formales (correspondientes a las diferentes áreas del currículo) como los informales. • Hacer que los estudiantes pongan sus aprendizajes en relación con distintos tipos de contenidos y los utilicen de manera efectiva en diferentes situaciones y contextos. • Orientar la enseñanza, al permitir identificar los contenidos y los criterios de evaluación imprescindibles, e inspirar las decisiones relativas al proceso de enseñanza y de aprendizaje. Aunque las áreas y materias del currículo contribuyen a la adquisición de las competencias básicas, no hay una relación unívoca entre la enseñanza de determinadas áreas o materias y el desarrollo de ciertas competencias. Cada área contribuye al desarrollo de diferentes competencias y, a su vez, cada competencia se alcanza a través del trabajo en varias áreas o materias.

6. LAS OCHO COMPETENCIAS BÁSICAS La LOE define ocho competencias básicas que se consideran necesarias para todas las personas en la sociedad del conocimiento y que se deben trabajar en todas las materias del currículo: Competencia en comunicación lingüística

Se refiere a la utilización del lenguaje como instrumento de comunicación oral y escrita.

Competencia matemática

Consiste en la habilidad para utilizar y relacionar los números, sus operaciones básicas, los símbolos y las formas de razonamiento matemático.

Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico

Es la habilidad para interactuar con el mundo físico, tanto en sus aspectos naturales como en los generados por la acción humana. También se relaciona con el uso del método científico.

Tratamiento de la información y competencia digital

Comprende las habilidades para buscar, obtener, procesar y comunicar información, y la utilización de las nuevas tecnologías para esta labor.

Competencia social y ciudadana

Hace posible comprender la realidad social en que se vive, cooperar, convivir y ejercer la ciudadanía democrática en una sociedad plural, así como participar en su mejora.

Competencia cultural y artística Supone comprender, apreciar y valorar críticamente diferentes manifestaciones culturales y artísticas. Competencia para aprender a aprender

Implica disponer de habilidades para iniciarse en el aprendizaje y ser capaz de continuar aprendiendo de manera cada vez más eficaz y autónoma, de acuerdo a los propios objetivos y necesidades.

Autonomía e iniciativa personal Supone ser capaz de imaginar, emprender, desarrollar y evaluar acciones o proyectos individuales o colectivos con creatividad, confianza, responsabilidad y sentido crítico.

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Las competencias son interdependientes, de modo que algunos elementos de ellas se entrecruzan o abordan perspectivas complementarias. Además, el desarrollo y la utilización de cada una requiere a su vez de las demás. En algunos casos, esta relación es especialmente intensa. Por ejemplo, algunos elementos esenciales de las competencias en comunicación lingüística, aprender a aprender o tratamiento de la información y competencia digital están estrechamente relacionados entre sí y juntos forman la base para el desarrollo y utilización del resto de las competencias. De la misma manera, la resolución de problemas, la actitud crítica, la gestión de las emociones, la iniciativa creativa o la toma de decisiones con evaluación del riesgo involucran diversas competencias.

7. LA FÍSICA Y LA QUÍMICA EN LA LOE La Educación Secundaria Obligatoria debe posibilitar una alfabetización científica, para que sea posible una familiarización con la naturaleza y las ideas básicas de la ciencia y que ayude a la comprensión de los problemas a cuya solución contribuye al desarrollo tecno-científico. La Física y Química se engloba dentro del área Ciencias de la Naturaleza. La diferenciación en Biología y Geología y Física y Química se hace de forma progresiva. En los dos primeros cursos los contenidos se presentan de forma unificada. En tercero, los contenidos se separan en las dos materias (Biología y Geología, Física y Química), pero la evaluación es conjunta. En cuarto se imparten de forma separada y con carácter opcional. El eje central de los contenidos de Física y Química en el tercer curso es la unidad y diversidad de la materia. Se estudian las propiedades desde un punto de vista macroscópico, introduciendo los primeros modelos interpretativos y predictivos de su comportamiento a nivel microscópico, llegando hasta los modelos atómicos. La Física y Química, en el cuarto curso, incluye, por una parte, el estudio del movimiento, las fuerzas y la energía desde el punto de vista mecánico. Se inicia el estudio de la química orgánica como nuevo nivel de organización de la materia, fundamental en los procesos vitales. El bloque de sostenibilidad aborda algunos de los problemas con los que se enfrenta la humanidad, incidiendo en la necesidad de actuar para lograr un desarrollo sostenible. Los bloques de contenidos por curso son: Tercer curso 1. Estrategias del trabajo científico. 2. Diversidad y unidad de estructura de la materia. • Naturaleza corpuscular de la materia. 3. Estructura interna de las sustancias. • Propiedades eléctricas de la materia. • Estructura del átomo. 4. Cambios químicos y sus repercusiones. • Reacciones químicas y su importancia. Cuarto curso 1. Profundización en los métodos del trabajo científico. 2. Las fuerzas y los movimientos. • Las fuerzas como causa del movimiento. • La superación de la barrera cielos-Tierra: astronomía y gravitación universal. 3. Profundización en el estudio de los cambios. • Energía, trabajo y calor. 4. Estructura y propiedades de las sustancias. Iniciación al estudio de la química orgánica. • Estructura del átomo y enlace químico. • Iniciación a la estructura de los compuestos del carbono. 5. La contribución de la ciencia a un futuro sostenible. • Un desarrollo tecno-científico para la sostenibilidad.

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El libro del alumno SECUENCIACIÓN DE CONTENIDOS La secuenciación tiene como eje central el concepto de materia, La materia y su medida, en la primera unidad. En ella se detallan las propiedades de la materia (generales y específicas), así como su medida en las unidades del SI. Continuamos el estudio de la materia, en la unidad 2, con los gases, estados físicos y los cambios de estado. En la unidad 3 tratamos la materia y su clasificación en sustancias puras y mezcla. Incluimos la teoría de Dalton con el fin de que el alumno comprenda la diversidad de la materia y el concepto de elemento y compuesto. Para estudiar el átomo hemos seguido el criterio histórico. Por esta razón, incluimos la naturaleza eléctrica de la materia y las experiencias que ponen de manifiesto la electrización por inducción y contacto. De esta forma llegamos a la idea de que la materia posee «partículas» con carga negativa y positiva. Continuamos con los mo-

delos atómicos y los descubrimientos de las partículas subatómicas tal y como han ido apareciendo a lo largo de la historia, hasta llegar al modelo atómico actual. En la unidad 5 estudiamos los elementos y compuestos químicos, basándonos, sobre todo, en un criterio utilitario con el fin que los alumnos conozcan los elementos y compuestos más comunes. En la siguiente unidad hablamos de cambios: físicos y químicos. La unidad 7 pone de manifiesto el importante papel de la química en la mejora de las condiciones de vida; también el mal uso y sus consecuencias en el medio ambiente. Por último, la electricidad. Es la única oportunidad que tiene un alumno de secundaria para comprender los fenómenos eléctricos y sus aplicaciones.

CONTENIDOS DEL LIBRO DEL ALUMNO Los contenidos están tratados de forma concisa y con rigurosidad. Es fundamental la comprensión de las ideas clave, sin adornos ni detalles que hacen difícil diferenciar, por parte de los alumnos, lo esencial de lo accesorio. Los procedimientos, habilidades y destrezas se trabajan de diferentes formas: • En la doble página inicial de la unidad partimos de una fotografía en la que el texto del pie nos pregunta sobre algún aspecto que encontraremos en la unidad y relacionado con la vida cotidiana. A continuación, y a partir de dos experiencias sencillas y curiosas, intentamos despertar la curiosidad por los contenidos de la unidad para, al menos, responder a las preguntas planteadas. • A lo largo del desarrollo de los contenidos, con la sección EXPERIENCIA. En ella se describen situaciones relacionadas con los contenidos tratados para una mejor comprensión de los mismos. Se presentan como clásicas experiencias que nunca deben faltar en un libro de física (por ejemplo, electrolisis) o sencillas experiencias que se pueden realizar en clase o en casa (por ejemplo, relacionadas con la presión atmosférica), o simplemente con ejemplos cercanos para reforzar algún concepto (por ejemplo, el concepto de mol).

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• Con la sección EJERCICIO RESUELTO. En ella se resuelven los ejercicios y actividades «tal cual lo resuelve el profesor en la pizarra»: – tachando las simplificaciones. – reflexionando sobre el planteamiento. – recordando los conceptos conceptuales necesarios. • Con un gran repertorio de ACTIVIDADES. Todas llevan señalado el nivel de dificultad (bajo: •, medio: •• y alto: •••). Las actividades del final están organizadas con los epígrafes de la unidad. Dentro de cada epígrafe encontramos diferentes tipos de actividades: 1. Cuestiones teóricas: estas cuestiones son un refuerzo sobre la compresión de los contenidos. 2. Ejercicios numéricos: la práctica habitual de clase. 3. Lúdicos: propuesta de algunos ejercicios un poco más lúdicos: pasatiempos y juegos; de esta forma es el profesor quien elige si los tratará o no en clase. 4. Con PISA. Se han tenido en cuenta, a la hora de elaborar las actividades, las recomendaciones que hace el informe PISA sobre el aprendizaje de las ciencias. Por ello las actividades están enfocadas, siempre que es posible, a la vida real, resolviendo problemas de situaciones reales. Contamos con numerosas actividades en cada unidad, en las que se trabaja: • Comprensión de textos. • Interpretación de: tablas, gráficas esquemas y fotos. La ciencia es una herramienta imprescindible en la formación de los ciudadanos. En este sentido, aparece la sección EN LA VIDA COTIDIANA a lo largo de todo el texto, y también en la sección RINCÓN DE LA LECTURA. En ella, además de incidir en los aspectos más importantes de la comprensión lectora, se trabajan los problemas éticos relacionados con la ciencia y la importancia del conocimiento científico para entender la realidad que nos rodea. En cuanto al diseño, debemos destacar la sencillez y el orden de la unidad: • Todas las ilustraciones, esquemas y tablas están numerados y referenciados en el texto. • Las ilustraciones están rotuladas con «bocadillos» para comprender mejor de sus partes. • Los dibujos son rigurosos, pero, al mismo tiempo, omiten el frío tecnicismo: son unos buenos esquemas. • La claridad de las gráficas es un elemento diferenciador de este texto. Las gráficas están reproducidas a tamaño real, utilizando la cuadricula estándar de un cuaderno. Presencia de nuevas tecnologías: gracias a las direcciones web facilitadas en cada unidad y que dirigen hacia animaciones y páginas que no solamente amplían contenidos, sino que refuerzan las leyes estudiadas mediante elementos gráficos interactivos.

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Esquema de la unidad del libro del

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alumno

Lecturas

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La Guía del profesor: secciones Cada una de las secciones de la guía del profesor contribuye al desarrollo de diferentes competencias. Así pues, en cada sección se incluyen referencias explícitas acerca de su contribución a aquellas competencias básicas a las que se orienta en mayor medida. Pero hay que tener en cuenta que todas las secciones, por la selección de contenidos, contribuyen al desarrollo de todas las competencias.

Sección I Programación de aula y actividades Para cada tema del libro del alumno se incluye la programación de aula. En este apartado están presentes los objetivos, contenidos, criterios de evaluación y competencias básicas relacionadas con la unidad. El solucionario (en volumen aparte) contiene la solución de todas las actividades que aparecen en la unidad del libro del alumno. Los recursos complementarios se dividen en actividades de refuerzo y ampliación, con el objetivo de atender a la diversidad del aula. Asimismo, se incluyen por separado las soluciones de los recursos complementarios, tanto de refuerzo como de ampliación. A continuación aparecen fichas de ejemplos resueltos. Cada ficha tiene un ejemplo y una batería de actividades relacionadas con el ejemplo.

Sección II Experiencias En esta sección se recogen propuestas detalladas de experiencias sencillas para realizar en el aula o más elaboradas para realizar en el laboratorio. Las experiencias de aula requieren material fácil de conseguir, y las pueden realizar el profesor o el alumno en el aula, o bien el alumno en casa. Las experiencias de laboratorio son guiones de prácticas. El material necesario es el propio de un laboratorio de física y química. Esta sección está especialmente dedicada a trabajar la competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico. Relacionando los contenidos científicos con la capacidad de relacionarse con el mundo físico, el alumno aprende a desenvolverse adecuadamente con iniciativa y autonomía personal en distintos ámbitos de la vida, y comprende los conceptos y conocimientos básicos que permiten el análisis de los fenómenos derivados del conocimiento científico.

Sección III Aplicaciones a la vida cotidiana En esta sección se muestran aplicaciones de la materia de cada unidad a la vida cotidiana. De esta forma se contextualizan los contenidos trabajados en la unidad con la realidad diaria del alumno. Cada ficha va acompañada de una explicación, ilustración y unas actividades para la explotación del contenido.

Sección IV Curiosidades y anécdotas En esta sección se presentan unos motivadores recursos complementarios. En cada ficha se trabajan curiosidades científicas, anécdotas, o informaciones complementarias de prensa que pueden resultar muy útiles en el aprendizaje.

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Están perfectamente integradas en los contenidos de cada unidad, por lo que se pueden incluir en el trabajo de la unidad en el aula. Esta sección contribuye a la consecución de la competencia social y ciudadana con ejemplos muy cercanos a la realidad del alumno para que pueda desenvolverse socialmente con la ayuda de conocimientos científicos aplicados.

Sección V Banco de datos Se incluyen fichas con banco de datos sobre el contenido de la unidad. Están orientadas a proporcionar al profesorado información complementaria. Datos numéricos, tablas, información complementaria, y, por supuesto, orientaciones sobre los recursos disponibles en Internet. Esta sección contribuye a conseguir la competencia básica tratamiento de la información y competencia digital, consiste en desarrollas habilidades para procesar la información y transformarla en conocimiento.

Sección VI Destrezas matemáticas Se incluyen fichas con los contenidos matemáticos que el alumno debe conocer para llevar a cabo el aprendizaje de las unidades. Cada ficha está orientada a resolver los procedimientos matemáticos con un ejemplo de las destrezas matemáticas resueltas y cuestiones propuestas. Cada ficha tiene un contenido terminal y sirve para repasar o reforzar los procedimientos, destrezas y habilidades. Estas fichas trabajan directamente la competencia matemática, ayudando a resolver problemas relacionado con los contenidos del libro y con la vida cotidiana.

Sección VII Comprensión de textos Esta sección de comprensión de textos es una contribución de la materia a la consecución de la competencia básica competencia en comunicación lingüística. En cada ficha se expone un texto acompañado de cuestiones de explotación del mismo.

Sección VIII Ampliación El currículo no es algo cerrado. Debemos tener en cuenta a los alumnos/as más aventajados que requieren de una información complementaria, es decir, en ocasiones es necesaria una ampliación del currículo. Presentamos esta sección convencidos de que la atención a la diversidad no debe olvidar, en modo alguno, los alumnos/as que continuarán sus estudios en el ámbito científico-tecnológico.

Sección VIII Pruebas de evaluación Tres pruebas de evaluación por unidad con sus correspondientes soluciones. Una de ellas incide directamente en la metodología de evaluación del proyecto PISA.

Sección IX Mujeres científicas Una amplia monografía que recoge el papel de la mujer en la ciencia a lo largo de la historia. Con esta sección se trabaja la competencia social y ciudadana, de forma que hace posible comprender y participar en la realidad social y ejercer una ciudadanía democrática en una sociedad plural, respetando los derechos y libertades de los hombres y mujeres.

Sección X Anexo TIC Un anexo monográfico a nivel de usuario para el conocimiento y utilización del sofware necesario para trabajar la competencia tratamiento de la información y competencia digital. Esta competencia es fundamental para utilizar las tecnologías de la información y de la comunicación como elemento esencial para informarse, aprender y comunicarse.

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Índice de la Guía del profesor UNIDAD

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PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

EXPERIENCIAS

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La materia: estados físicos

3 La materia: cómo se presenta

4 La materia: propiedades eléctricas y el átomo

5 Elementos y compuestos químicos

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C Y P

• • • •

Programación de aula Fichas de refuerzo Fichas de ampliación Problemas resueltos

21 • ¿Puede utilizarse • Sistemas de una balanza para posicionamiento: 24 medir longitudes? 136 el GPS 154 30 32 • Velocidad con la que sale despedida una bolita de una rampa 137

• La m de la de la

• • • •


35 • Difusión de permanganato • La olla a presión de potasio o de tinta 138 38 44 • Gráfica calentamientoenfriamiento del agua 139 46

• ¿Por la vi los h

• • • •


49 • Solubilidad de sustancias • Densidad ¿Cómo diferenciar y resistencia 52 la sal y el azúcar? 140 58 60 • Preparación de disoluciones 141

• • • •


63 • Alto voltaje 66 • El péndulo eléctrico 72 74

• • • •


77 • Química • Sal en la dieta con monedas 144 80 86 • Propiedades de algunos elementos 145 88

La ciencia, la materia y su medida

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APLICACIONES A LA VIDA COTIDIANA Página 153

142 • Isótopos radiactivos 143

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• Com de la

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• El d de la

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• Un e escu y pe

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S ANA

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CURIOSIDADES Y ANÉCDOTAS Página 163

• La medida de la velocidad de la luz

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BANCO DE DATOS Página 173

• Órdenes de magnitud • Conceptos básicos y factores • Magnitudes y unidades 164 de conversión 174 • Expresión de una medida • Páginas web • Expresión de una medida relacionadas 175 experimental • Sistema Internacional de Unidades • Determinación de la masa, el volumen y la densidad • Cómo trabaja un científico • Síntesis

• ¿Por qué es posible • Cambios de estado la vida bajo • Páginas web los hielos? 165 relacionadas

176 • • 177 •

Estados de la materia Estados de la materia y cambios de estado Síntesis

• Componentes de la leche

• Solubilidad 166 • Páginas web relacionadas

178 • • 179 • •

Composición de la materia Disoluciones: concentración y solubilidad La composición de la materia Síntesis

• El descubrimiento • Isótopos de la radiactividad 167 • Páginas web relacionadas

180 • • 181 • •

• Un elemento escurridizo y peligroso

• Clasificación de los elementos 168 químicos • Páginas web relacionadas

PRUEBAS DE EVALUACIÓN

AMPLIACIÓN Página 215

Electrostática. Electrización Ley de Coulomb. Intensidad del campo eléctrico El átomo Átomos, elementos, iones e isótopos • Síntesis

• El sistema periódico • La química de la vida 182 • Síntesis 183

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216 218 219 221

• Prueba de evaluación 1 290 • Prueba de evaluación 2 292 • Prueba de evaluación 3 294

224 226 230 232

233 234 236

237 240 243 245

246 249 251 253 255

256 258 260





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Índice de la Guía del profesor UNIDAD

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Química en acción

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EXPERIENCIAS

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APLICACIONES A LA VIDA COTIDIANA Página 153

• • • •

Programación de aula 91 • Reacciones químicas • Catalizadores entre sólidos 146 y contaminación Fichas de refuerzo 94 • La ley Fichas de ampliación 100 de la conservación Problemas resueltos 102 de la masa 147

• • • •


105 • Extintor casero 108 • Detector de polos 114 116

• • • •


119 • Construcción de una pila casera 122 • Potencia 128 de un receptor 130

Cambios químicos

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148 • ¿De qué material están hechos los chalecos 149 antibalas? 160

150

• Distintos tipos de baterías recargables

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La electricidad

■ DESTREZAS MATEMÁTICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 191 • • • •

Unidades. Cambios de unidades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 192 Ecuaciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 194 Representaciones gráficas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 196 Proporcionalidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 198

■ COMPRENSIÓN DE TEXTOS . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 201 • • • •

16

159

Instalaciones eléctricas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 202 Los agujeros negros . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 205 Los dos sistemas del mundo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 208 Nueva guía de la ciencia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 211

C P

• Una que la vi

• Con de m • Prot de d

• Elec en lo 161

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S ANA

159

están os 160

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CURIOSIDADES Página 163

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Página 17

BANCO DE DATOS Página 173

• Una sustancia tóxica • Masas molares • Los cambios químicos que puede salvarte de algunos elementos a nivel microscópico la vida 169 y compuestos • Cómo suceden químicos 184 las reaciones químicas • Páginas web • Estequiometría relacionadas 185 • Energía y reacción química • Síntesis

• Contaminación de monumentos • Protección de dientes

• Electricidad en los animales 161

• Los principios activos • Química y medio ambiente de los medicamentos 186 • Química y medicina • Páginas web • Química y recursos 170 relacionadas 187 energéticos • Síntesis 170

171

• La electricidad y el cuerpo humano • Páginas web relacionadas

EVALUACIÓN

AMPLIACIÓN Página 215

Página 289

261 263 264 267 269

270 273 274 276

• Magnitudes asociadas a la corriente eléctrica 277 • Circuito eléctrico. 189 Ley de Ohm 279 • Ley de Ohm. Asociación de resistencias 282 • Transformaciones energéticas en un circuito eléctrico 284 • Síntesis 287 188




■ MUJERES CIENTÍFICAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 339 • • • •

Algunos nombres de científicas internacionales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 341 El caso de España . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 345 Algunos nombres de científicas españolas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 347 Información adicional en Internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 348

■ TECNOLOGÍAS DE LA INFORMACIÓN . . . . . . . . . .Página 351 • • • • •

Bloque A. El correo electrónico o e-mail . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 352 Bloque B. Internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 368 Bloque C. Presentaciones con PowerPoint . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 373 Bloque D. Presentaciones con Impress . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 377 Bloque E. Comprimir y descomprimir archivos con Winzip . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .Página 381

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Los CD La Guía del profesor se acompaña de un conjunto de CD.

1. PROGRAMACIÓN DE AULA Y DOCUMENTOS ADMINISTRATIVOS Se proporciona un CD con la programación de aula de la materia. La sección de documentos administrativos contiene: • Documentos oficiales publicados en el BOE, así como los vínculos (páginas web) a cada una de las Consejerías de las distintas Comunidades Autónomas. • Una colección de 60 plantillas para la gestión administrativa del centro, departamentos y tutorías (por ejemplo, Comunicación de falta de asistencia a clase, Carta de cita a los padres, etc.).

2. GUÍA DIGITAL Se proporciona la Guía en formato pdf, a fin de que se pueda imprimir con facilidad, lo que permite evitar la tarea engorrosa de hacer fotocopias.

3. RECURSOS MULTIMEDIA En este CD se recogen los materiales destinados al trabajo de las nuevas tecnologías de la información y la comunicación (TIC) en el aula. Se reúnen un conjunto de recursos multimedia, organizados por temas, que permitirán a los profesores realizar presentaciones audiovisuales. Estas presentaciones pueden proyectarse en una pizarra digital, pero si su centro carece de este artículo, también se puede usar un cañón y un ordenador. Cada presentación proporciona: • Presentación de la unidad. • Esquema de contenidos. • Imágenes (fotos, mapas, dibujos y gráficos), esquemas... • Enlaces a páginas web. • Animaciones. Todos estos recursos, sin duda, enriquecerán la explicación del profesor.

4. GESTOR DE EVALUACIÓN El Gestor de Evaluación se ha adecuado a los sistemas operativos modernos, incluyendo Linux. Cuenta con una base de datos con actividades que permiten generar pruebas de evaluación personalizables y las herramientas necesarias para gestionar los datos de los alumnos y alumnas.

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1. La Ciencia,La Materia y su Medida . . . . . . . . . . . . . . . .. 21 2. La Materia.Estados Físicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35 3. La Materia.¿Cómo se Presenta? . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 50 4. La Materia.Propiedades Eléctricas y el Átomo . . . . . . . . . 63 5. Elementos y Compuestos Químicos. . . . . . . . . . . . . . . . . 77 6. Cambios Químicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 91 7. Química en Acción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105 8. La Electricidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 119

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PROGRAMACIÓN DE AULA

LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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MAPA DE CONTENIDOS

EL MÉTODO CIENTÍFICO

tiene varias etapas 1. OBTENCIÓN DE LA INFORMACIÓN

2. BÚSQUEDA DE REGULARIDADES

3. EXPLICACIÓN DE LAS LEYES

mediante

utilizando en el análisis

mediante

observación de la naturaleza

experimentación

tablas

gráficas

hipótesis

teorías

necesita

medidas directas

se utiliza

medidas indirectas

expresadas con

el Sistema Internacional de unidades

notación científica

cifras significativas

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. En la primera parte de la unidad se introducirá el método científico comentando las distintas etapas que lo componen. Se puede elegir una observación de la vida cotidiana y aplicarle el método científico a fin de conseguir que el alumno tenga una aproximación más cercana al mismo. 2. A pesar de ser una parte «aburrida» para muchos alumnos, como los cambios de unidades acompañarán al alumno a lo largo de sus estudios, hay que hacer hincapié en la importancia que tiene saber cambiar de unidades. 3. Por otro lado, un aspecto muy importante en la ciencia es el tratamiento gráfico de los datos experimentales obtenidos. Se trabajará la información que se puede sacar de una representación gráfica, y se realizarán gráficos sencillos a partir de los datos de una tabla. 4. Es especialmente interesante la aplicación de las nuevas tecnologías en el aula. Seguramente haya alumnos capaces de manejar con soltura una hoja de cálculo, pero otros tendrán dificultades. Esta diversidad del alumnado es, sin duda alguna, un inconveniente a la hora de emplear hojas de cálculo para analizar datos. No obstante, es interesante trabajar en grupo en el aula de informática para mostrar la gran utilidad que tienen estas aplicaciones y realizar varias tareas: • Efectuar cálculos en tablas. • Representar gráficamente los datos de una tabla. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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La ciencia, la materia y su medida PRESENTACIÓN

1. En esta unidad se introduce el método científico con varios ejemplos de leyes científicas. Es importante, a fin de que el alumno lo aprenda, que sepa aplicarlo a alguna observación sencilla de la vida cotidiana.

2. Una de las herramientas más útiles en el trabajo científico es el uso de las gráficas. En esta unidad se utilizan fundamentalmente a partir de los datos de observaciones recogidos en una tabla.

OBJETIVOS • Aprender a diferenciar actividades científicas de pseudocientíficas.

• Conocer la importancia que tiene utilizar las unidades del Sistema Internacional a escala global.

• Saber diferenciar entre propiedades generales y propiedades características de la materia.

• Identificar las magnitudes fundamentales y las derivadas.

• Ser capaces de aplicar el método científico a la observación de fenómenos sencillos.

• Utilizar las representaciones gráficas como una herramienta habitual del trabajo científico.

• Conocer el Sistema Internacional de unidades y saber hacer cambios de unidades con los distintos múltiplos y submúltiplos.

• Saber expresar gráficamente distintas observaciones. • Aprender a trabajar en el laboratorio con orden y limpieza.

CONTENIDOS

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CONCEPTOS

• • • • • • •

PROCEDIMIENTOS, DESTREZAS Y HABILIDADES

• Realizar cambios de unidades a fin de familiarizar al alumno en el uso de múltiplos y submúltiplos de las distintas unidades. • Elaborar tablas. • Elaborar representaciones gráficas a partir de tablas de datos. • Analizar gráficas. • Interpretar gráficas. • Plantear observaciones sencillas y aplicar el método científico.

ACTITUDES

• Valorar la importancia del lenguaje gráfico en la ciencia. • Gusto por la precisión y el orden en el trabajo en el laboratorio. • Potenciar el trabajo individual y en equipo.

La ciencia. La materia y sus propiedades. El Sistema Internacional de unidades. Magnitudes fundamentales y derivadas. Aproximación al método científico. Las etapas del método científico. Ordenación y clasificación de datos. Representación de gráficas.

쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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1 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación no sexista. Históricamente, las mujeres científicas son menos conocidas que los hombres científicos. Esto, sin embargo, está cambiando desde hace muchas décadas, desde que las mujeres empezaron a tener acceso a la educación al igual que los hombres. Buscar referencias a mujeres científicas dentro de la historia. Comentar que, en muchos casos, sus contribuciones han sido menospreciadas por sus colegas masculinos. Un ejemplo: la no adjudicación del premio Nobel de Física a Lise Meitner por sus trabajos en física atómica y nuclear. Pero, en otros casos, la labor sí que ha sido reconocida. El ejemplo más notable fue la científica Marie Sklodowska Curie, que fue la primera persona en obtener dos premios Nobel en ciencias (en Física y en Química en este caso). Para probar este desconocimiento de las mujeres científicas podemos sugerir a los alumnos una actividad: buscar información sobre la vida de algunas de estas mujeres «desconocidas». Así podrán descubrirlas. Ejemplos: Hypatia, Amalie Emmy Noether, Henrietta Swan Leavitt, Rosalind Elsie Franklin, Vera Rubin, Margaret Burbidge, Margarita Salas.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia matemática Ya en la página que abre la unidad se trabaja con el contenido matemático de semejanza de triángulos. En el epígrafe 3: La medida. Se desarrollan los contenidos propios del Sistema Internacional de unidades con los múltiplos y submúltiplos. Las actividades de este epígrafe refuerzan las competencias matemáticas de cursos anteriores. Observar en la página 12 el proceso de cambio de unidades a través de factores de conversión. Se termina este epígrafe con un repaso de fundamentos matemáticos, el uso de la calculadora y la notación científica. En el epígrafe 5: Ordenación y clasificación de datos, se trabaja con tablas y gráficas. Cabe destacar el ejemplo resuelto de la página 16, en el que se desarrolla pormenorizadamente la construcción de una gráfica. La línea recta y la parábola (necesarias posteriormente en la representación gráfica de las leyes de los gases).

Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico En esta unidad se desarrolla sobre todo la importancia del método científico, no solo como un método para trabajar, sino como un sistema que garantiza que las leyes y los hechos que tienen su base de estudio de esta forma garantizan su seriedad. De hecho, se hace especial hincapié en el mal tratamiento de conceptos científicos para vender ideas falsas: publicidad engañosa, videntes, etc. Tratamiento de la información y competencia digital En la sección Rincón de la lectura se proponen algunas páginas web interesantes. Competencia social y ciudadana Desarrollando el espíritu crítico y la capacidad de análisis y observación de la ciencia se contribuye a la consecución de esta competencia. Formando ciudadanos informados.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Diferenciar ciencia y pseudociencia. 2. Distinguir entre propiedades generales y propiedades características de la materia. 3. Catalogar una magnitud como fundamental o derivada. 4. Saber resolver cambios de unidades y manejar el Sistema Internacional de unidades.

5. Explicar las distintas etapas que componen el método científico. 6. Aplicar el método científico a observaciones reales. 7. Representar gráficamente los datos recogidos en una tabla. 8. Analizar e interpretar gráficas.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Expresa en kilogramos la masa de una manzana de 195 g. 2. Expresa en gramos la masa de tres cuartos de kilogramo de arroz. 3. Expresa en miligramos la masa de un tornillo de 2 g.

a) ¿Cuál tendrá más masa? b) Si añadimos uno sobre el otro, ¿cuál quedará encima? Busca los datos que necesites.

4. Expresa en litros el volumen de refresco contenido en una lata de 33 cL.

14. ¿Cuáles son las magnitudes fundamentales del Sistema Internacional? Cita la unidad que corresponde a cada una de las magnitudes.

5. Indica el procedimiento que utilizarías para medir el volumen de un sólido regular de forma cúbica. Nombra los instrumentos que necesites utilizar.

15. Completa la tabla:

6. Indica el procedimiento que utilizarías para medir el volumen de un sólido irregular. Nombra los instrumentos que necesites utilizar. 7. Realiza la operación: 32,0 · 103 g + 1,6 · 104 g 8. Indica la unidad de medida en el Sistema Internacional para las siguientes magnitudes:

Unidad

Múltiplos

Submúltiplos

hm kg m3

16. En un laboratorio se ha medido la temperatura que alcanza un líquido a intervalos regulares de tiempo, obteniéndose los siguientes resultados: Tiempo (min)

Temperatura (°C)

a) Masa.

0

25

b) Tiempo.

1

29

c) Longitud.

2

35

d) Temperatura.

3

37

e) Superficie.

4

41

f) Volumen.

5

45

9. ¿Cómo medirías la masa de un grano de arroz? Explica el procedimiento. 10. Necesitas medir 45 mL de agua. ¿Qué instrumento de laboratorio utilizarías? 11. Nombra los instrumentos de medida de volúmenes que conozcas.

Masa (kg) Agua destilada

1,00

Agua de mar Hielo Mercurio

Volumen (L) Densidad (kg/L) 1,00 3,40

3,10

1,02 0,92

0,11

a) Representa los datos en una gráfica. b) ¿Qué tipo de gráfica se obtiene? c) ¿Crees que algún punto puede corresponder a una medida mal hecha? 17. Un enfermero ha controlado la temperatura de un paciente durante el tiempo que permaneció ingresado en el hospital. 1. El primer día ingresó sin fiebre (37 °C).

12. Completa la siguiente tabla:

24

13. Llenamos un recipiente con agua y otro, exactamente igual, con aceite. Justifica:

13,6

2. El segundo día la fiebre le subió a 39 °C y se mantuvo así durante tres días. 3. A partir de entonces, la fiebre bajó a razón de medio grado por día. Cuando el enfermo estuvo tres días sin fiebre, se le dio el alta en el hospital. Reconstruye la gráfica de la temperatura.


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ACTIVIDADES

FICHA 1


1

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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 15. Respuesta:

1. 195 g = 0,195 kg 2. 3/4 kg = 750 g

Unidad

Múltiplos

Submúltiplos

hm

km

m, dm, cm, mm

3. 2 g = 2000 mg

t

kg 3

3

m

4. 33 cL = 0,33 L 5. En este caso basta con utilizar una regla, medir la arista y calcular el volumen así:

V = L3

hg, dag, g, dg, mg 3

3

dm3, cm3, mm3

km , hm , dam

16. a) La gráfica sería: Temperatura (°C) 50

6. Si el sólido es irregular, es necesario utilizar una probeta. Se mide el volumen ocupado por cierta cantidad de líquido en la probeta, se echa el sólido en la misma y se anota el volumen nuevo. El volumen del sólido será la diferencia entre este segundo volumen (con el sólido dentro del líquido de la probeta) y el volumen inicial. 7. 4,8 ⋅ 10 g.

40 30 20 10

4

0

8. a) Kilogramo (kg).

0

d) Kelvin (K).

1

2

3

4

5

6

Tiempo (min)

b) Segundo (s).

e) Metro cuadrado (m2).

b) Se obtiene una recta.

c) Metro (m).

f) Metro cúbico (m3).

c) Hay un punto que se desvía más que los otros de la recta: (2 min, 35 °C).

9. Se mide en la balanza la masa de un gran número de granos de arroz, contamos los granos y dividimos la masa total entre el número de gramos.

17. Primero elaboramos la tabla:

10. Una probeta. 11. Ejemplos: probeta, bureta, pipeta, vaso de precipitados, matraz aforado, erlenmeyer. 12.

Masa (kg)

Agua destilada Agua de mar Hielo Mercurio

Día

Temperatura (°C)

Día

Temperatura (°C)

1

37

5

38,5

2

39

6

38,0

3

39

7

37,5

4

39

8

37,0

Volumen (L) Densidad (kg/L)

1,00

1,00

1

3,468

3,40

1,02

3,10

3,37

0,92

1,496

0,11

13,6

A continuación elaboramos la gráfica: Temperatura (°C) 39,5 39,0 38,5

13. a) Tiene más masa el que se llena con agua, pues la densidad del agua es mayor que la del aceite. b) El aceite quedará sobre el agua.

38,0 37,5

Datos: densidad del agua = 1 g/cm ; densidad del aceite = 0,8 g/cm3. 3

37,0 36,5

14. Ver respuesta en el libro del alumno.

1

2

3

4

5


6

7

8 Día

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ACTIVIDADES

FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Copia en tu cuaderno esta tabla y complétala expresando los múltiplos y submúltiplos del metro. Unidad

Símbolo

Equivalencia

Notación científica 103

Kilómetro hm

Ahora calcula:

S = ____ __ × ____ __ = ____ __

100

4. Utilizando la regla graduada medimos el volumen de una caja de zapatos.

Decámetro Metro

d) Con ayuda de las matemáticas determinamos la superficie, S = largo × ancho. Antes de realizar la operación, deduce en qué unidad estará expresada.

m

1

dm

0,1

1

−2

10 0,001

2. Copia en tu cuaderno y completa las frases: a) Un kilómetro equivale a ____ metros.

MATERIAL NECESARIO: CINTA MÉTRICA Y CAJA DE ZAPATOS. El volumen de la caja de zapatos se calcula mediante la expresión:

V = largo × ancho × alto En nuestras medidas hemos obtenido los siguientes valores: 22 cm, 15 cm y 15 cm. a) Señala en la caja cada una de las tres dimensiones y realiza su medida con la regla.

b) Un ____ equivale a diez metros. c) Un centímetro equivale a una centésima de ____. d) Un ____ equivale a mil milímetros. 3. Vamos a medir la superficie de una hoja de papel utilizando una regla graduada. En primer lugar observa la regla y determina. MATERIAL NECESARIO: CINTA MÉTRICA, HOJA DE PAPEL DIN A 4.

Largo = ____ __ ; ancho = ____ __ ; alto = ____ __ b) ¿En qué unidad estará determinado el volumen? c) Calcula el volumen V.

a) La longitud más pequeña que podemos medir con ella. b) La longitud más grande que podemos medir con la regla. c) Realiza las siguientes medidas y expresa el resultado en la unidad adecuada. 7 × 1 cm

6,5 × 4 cm

5. Utilizando el mismo procedimiento, mide el volumen de una caja de cerillas. MATERIAL NECESARIO: CINTA MÉTRICA Y CAJA DE CERILLAS.

V = largo × ancho × alto = ____ ___ A continuación, determina el número de cajas de cerillas que podemos colocar en el interior de la caja de zapatos. 6. La altura de Juan es 1,73 m. ¿Cuál es su altura en cm? Recuerda que, como 1 m = 100 cm, entonces: 1,73 m = 1,73 ⋅ 100 cm = 173 cm Utilizando este procedimiento para el cambio de unidades, expresa las siguientes medidas: a) El diámetro de una moneda de un euro. ¿Cuánto vale expresado en milímetros? b) El diámetro de un CD. ¿Cuál es el valor de la medida expresada en metros?

Largo = ______ ; ancho = ______

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c) Mide tu habitación y expresa su superficie en m2 y en cm2.


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ACTIVIDADES

FICHA 2



ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. La tabla queda así:

5. Como en el caso anterior, basta con medir el largo, el ancho y el alto de la caja de cerillas.

Símbolo

Equivalencia

Notación científica

Kilómetro

km

1000

103

Hectómetro

hm

100

102

Decámetro

dam

10

101

Entonces, el volumen de la caja de cerillas se calcula así:

Metro

m

1

1

Vcerillas = 6 cm × 3 cm × 1,5 cm = 27 cm3

Decámetro

dm

0,1

10−1

Centímetro

cm

0,01

10−2

Milímetro

mm

0,001

10−3

Para saber el número de cajas de cerillas que podemos colocar en el interior de la caja de zapatos debemos dividir el volumen de la caja de zapatos entre el volumen de la caja de cerillas.

Unidad

2. a) Un kilómetro equivale a 1000 metros. b) Un decámetro equivale a diez metros. c) Un centímetro equivale a una centésima de metro. d) Un metro equivale a mil milímetros. 3. a) 1 mm.

Cada caja tiene unas dimensiones propias, pero una respuesta típica es la siguiente: Largo = 6 cm; ancho = 3 cm; alto = 1,5 cm

Debemos tener cuidado de expresar ambas cantidades en la misma unidad; en este caso, en cm3. Vcaja 4950 cm3 = = 183,33 Vcerillas 27 cm3 Por tanto, en una caja de zapatos podemos meter 183 cajas de cerillas. 6. a) Usando una regla graduada en milímetros podemos conocer el diámetro fácilmente:

b) 30 cm. c) A → Largo = 7 cm; ancho = 1 cm; B → Largo = 6,5 cm; ancho = 4 cm. d) La superficie estará expresada en cm2, puesto que tanto el largo como el ancho están expresados en cm. Su valor será: • SA = 7 cm × 1 cm = 7 cm2

Diámetro = 23 mm b) Como antes, podemos usar una regla. Diámetro = 12 cm = 12 cm ×

1m = 0,12 m 100 cm

c) Respuesta modelo. Si la habitación mide 4 m de largo y 3 m de ancho, entonces: Superficie = largo × ancho = 4 m × 3 m = 12 m2

• SB = 6,5 cm × 4 cm = 26 cm2

Si queremos expresarla en cm2, debemos tener en cuenta la equivalencia entre el m2 y el cm2: 1 m2 = 104 cm2.

4. a) 15 cm

Superficie = 12 m2 ×

104 cm2 = 1,2 ⋅ 105 cm2 1 m2

15 cm 22 cm

Largo = 22 cm; ancho = 15 cm; alto = 15 cm. b) En cm3. c) Como sabemos, el volumen de la caja de zapatos se calcula mediante la expresión:

V = largo × ancho × alto Por tanto:

Vcaja = 22 cm × 15 cm × 15 cm = 4950 cm3 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Indica la unidad de longitud que utilizarías para expresar las siguientes medidas:

5. Relaciona con flechas ambas columnas: • Una manzana.

❏ Toneladas.

a) La distancia de Sevilla a Granada.

• Un automóvil.

❏ Kilogramos.

b) La superficie del aula en la que estás.

• Un hombre delgado de 1,80 m de altura.

❏ Miligramos.

c) El diámetro de la cabeza de un tornillo. d) La longitud de tu pie.

• Un clavo.

❏ Gramos.

e) El volumen de tu teléfono móvil. Intenta deducir cuál sería el resultado de la medida en cada uno de los casos. 2. Para medir el volumen de los líquidos podemos utilizar el siguiente material. • Probeta. • Vaso de precipitados. • Bureta.

• Pipeta.

Ordénalos en función del volumen máximo que pueden medir. 3. Copia la tabla en tu cuaderno y complétala expresando los múltiplos y submúltiplos del gramo. Magnitud

Símbolo

Equivalencia

6. Realiza los siguientes cambios de unidades: a) Expresa en kilogramos la masa de un melón de 3400 g. b) Expresa en gramos la masa de 3/4 de kilogramo de arroz. c) Expresa en miligramos la masa de 100 g de harina. 7. Indica, razonando la respuesta, cuál de los siguientes objetos tiene mayor densidad. Algodón


1 kg

Tonelada 103

Kilogramo hg

100

g

1

Corcho

1 kg

Hierro 1 kg

2 kg

Corcho

Decagramo Gramo

10−1

dg Centigramo

1

0,01 mg

4. Observa la balanza.

8. Dejamos caer agua, gota a gota, en un recipiente graduado (probeta) de 100 mL de capacidad y medimos el tiempo que tarda en llenarse. Observamos que cada dos minutos el volumen aumenta en 25 mL. a) Con los datos de esta observación completa la siguiente tabla: Tiempo (minutos)

Volumen (mL)

2 4 6 8

b) Representa gráficamente estos datos. c) ¿Cuánto tiempo tarda en llenarse el recipiente a la mitad de su capacidad? d) ¿Qué volumen de agua hay después de 5 minutos? • ¿Cuál es la masa más pequeña que podríamos medir utilizando la balanza electrónica?

28

Intenta diseñar un procedimiento experimental que te permita conocer el número de gotas de agua que hay en 1 L.


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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) km.

6. a) 3400 g = 3,4 kg.

b) m2.

b) 3/4 de kilogramo = 750 g.

c) mm.

c) 100 g = 100 000 mg.

d) cm. e) cm3. El resultado de la medida será (más o menos): a) 200 km. b) 55 m2.

7. Tiene mayor densidad el objeto de hierro. La densidad no depende de la cantidad de materia. La densidad de un trozo de corcho de 1 kg de masa es la misma que la de un trozo de corcho de 2 kg de masa.


1

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8. a) La tabla de datos queda así:

c) 4 mm. d) 22 cm.

Tiempo (minutos)

Volumen (mL)

2

25

4

50

6

75

8

100

3

e) 45 cm . 2.

Medida más pequeña

Medida más grande

Probeta

1 mL

100 mL

Bureta

1 mL

30 mL

Pipeta

1 mL

10 mL

b) La gráfica correspondiente es: V (mL) 120

Vaso de precipitados

50 mL

350 mL 100

Por tanto, el orden sería:

80

Vaso de precipitados > probeta > bureta > pipeta 60

3. Símbolo

Equivalencia


40

Tonelada

t

10 00 000

106

20

Kilogramo

kg

1000

103

0

Hectogramo

hg

100

102

Decagramo

dag

10

101

Gramo

g

1

1

Decigramo

dg

0,1

10−1

Centigramo

cg

0,01

10−2

Miligramo

mg

0,001

10−3

Magnitud

4. 0,1 g (o 0,01 g). 5. • Una manzana → Gramos.

0

2

4

6

8

10 t (min)

c) 4 minutos. d) Como cada 2 minutos caen 25 mL, cada minuto caen 12,5 mL. Por tanto, a los 5 minutos han caído 62,5 mL. Para conocer el número de gotas de agua que hay en 1 L podemos contar cuántas gotas hay en 10 mL, por ejemplo, dejando caer gotas desde una pipeta. Y luego multiplicamos el resultado obtenido por 100 (en 1 L hay 1000 mL).

• Un automóvil → Toneladas. • Un hombre delgado de 1,80 m de altura → Kilogramos. • Un clavo → Miligramos.


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. Explica el procedimiento que emplearías para medir el volumen de aire que hay en una habitación cerrada si solo dispones de una cinta métrica. ¿En qué unidades expresarías dicho volumen?

8. La masa de la Tierra es de 5,98 ⋅ 1024 kg y su radio, 6400 km. Considerando la Tierra de forma esférica, calcula la densidad media de nuestro planeta.

2. Contesta:

9. La longitud de onda de una determinada radiación es de 10−7 m. Exprésala en micrómetros y en nanómetros.

a) La masa de un protón es 1,6 ⋅ 10−27 kg. Calcula la masa de 6,022 ⋅ 1023 protones. b) ¿Cuánto vale la masa del protón expresada en gramos? 3. En un depósito de 6 m3 de volumen se pueden colocar 2,4 ⋅ 109 bolitas de acero. ¿Cuántas podremos introducir en un depósito de 1 dm3? 4. Necesitas medir 45 mL de agua con precisión. Justifica cuál de estos instrumentos utilizarías: a) Una probeta de 100 mL.

10. El cabello humano crece con una velocidad de aproximadamente 0,5 mm/día. Expresa este crecimiento en m/s. 11. Sabiendo que la luz se propaga a una velocidad de 3 ⋅ 108 m/s. ¿A qué distancia en metros equivale un año luz? 12. Expresa las siguientes medidas en unidades del Sistema Internacional: a) 0,004 mm

b) Una bureta de 50 mL.

b) 0,5 µm

c) Una pipeta de 20 mL.

c) 25 km3

5. La masa de la Tierra es 5,98 ⋅ 10 de Júpiter es 317,94 veces mayor.

24

kg, y la masa

a) ¿Cuánto vale la masa de Júpiter en unidades del SI? b) Si la densidad de la Tierra es 5,52 g/cm3, calcula el volumen de la Tierra. 6. Para medir la densidad del granito se han medido la masa y el volumen de varias muestras de dicho material, obteniéndose los siguientes resultados: Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 Muestra 4 Masa

1000 g

1500 g

2000 g

2500 g

Volumen

360 cm3

540 cm3

710 cm3

890 cm3

d) 2,5 mm2 13. Realiza las siguientes operaciones, expresando el resultado en notación científica: 3,2 ⋅ 1018 ⋅ 1,2 ⋅ 106 0,5 ⋅ 1015

a) 4,54 ⋅ 10−12 ⋅ b) 6,03 ⋅ 10−4 ⋅

3 ⋅ 10−4 ⋅ 2,7 ⋅ 103 5 ⋅ 10−3

14. La Estrella Polar se encuentra situada a 40 años luz de la Tierra. Sabiendo que la luz se propaga a una velocidad de 3 ⋅ 108 m/s, expresa dicha distancia en kilómetros.

a) Calcula la densidad para cada muestra, expresando el resultado con tres cifras significativas. ¿Cuál es la densidad más probable para el granito?

15. Un avión vuela a 10 000 pies de altura. ¿A cuántos metros equivale?

b) Realiza la gráfica masa-volumen.

16. Realiza los siguientes cambios de unidades, expresando el resultado en unidades del Sistema Internacional:

c) Explica por qué se han utilizado varias muestras de granito para medir la densidad.

Dato: 1 pie = 0,3048 m.

a) 1,2 cm/min 7. Calcula la masa de un bloque de hierro cilíndrico de 15 cm de diámetro y 56 cm de altura. Sabiendo que la densidad del hierro es 7,9 g/cm3, ¿qué volumen ocuparía una masa semejante de agua?

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b) 3,3 ⋅ 103 km/s c) 2,6 g/mm3 d) 23,2 g/cm2


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ACTIVIDADES PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. Bastaría con medir la longitud, la anchura y la altura de la habitación. El resultado se expresaría en m3.

Esta masa de agua ocuparía un volumen:

V=

2. a) m = mP ⋅ 6,022 ⋅ 1023 =

= 78 772,2 cm3 = 0,0787722 m3

= 1,6 ⋅ 10−27 kg ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 9,6 ⋅ 10−4 kg b) m = 1,6 ⋅ 10−27 kg ⋅

1000 g = 1,6 ⋅ 10−24 g 1 kg

8. V = 4/3 πr 3 = 4/3 π ⋅ (6400 km)3 = = 1,098 ⋅ 1012 km3 La densidad media es:

2,4 ⋅ 109 bolitas 1 m3 3. ⋅ ⋅ 1 dm3 = 6 m3 1000 dm3

d=

= 4 ⋅ 105 bolitas

m 5,98 ⋅ 1024 kg = = V 1,098 ⋅ 1012 km3

= 5,45 ⋅ 1012 kg/km3 = 5,45 ⋅ 1021 kg/m3

4. La bureta de 50 mL.

9. 10−7 m = 0,1 µm = 100 nm.

5. a) MJúpiter = 317,94 ⋅ MTierra =

10. El resultado es:

= 317,94 ⋅ 5,98 ⋅ 1024 kg = 1,90 · 1027 kg

0,5

m m 5,98 ⋅ 1024 g b) d = →V= = = V d 5,52 g/cm3

mm 1m 1 día ⋅ ⋅ = día 1000 mm 86 400 s = 5,787 ⋅ 10−9 m/s

= 1,083 ⋅ 10 cm = 1,083 ⋅ 10 m 24

m 78 772,2 g = = d 1 g/cm3

3

18

3

6. a) • 1 → 2,78 g/cm3

• 3 → 2,82 g/cm3

• 2 → 2,78 g/cm3

• 4 → 2,81 g/cm3

2,78 + 2,78 + 2,82 + 2,81 = 2,80 g/cm3 4 b) La gráfica masa-volumen es:

11. La distancia se calcula multiplicando la velocidad por el tiempo:

d = 3 ⋅ 108

d=

V (cm3)

m 86 400 s 365,25 días ⋅ ⋅ ⋅ s 1 día 1 año

⋅ 1 año = 9,467 ⋅ 1015 m 12. a) 4 ⋅ 10−3 m b) 5 ⋅ 10−7 m

1000

c) 2,5 ⋅ 1010 m3 d) 2,5 ⋅ 10−6 m2

800

13. a) 3,48672 ⋅ 10−2

600

b) 9,7686 ⋅ 10−2

400

14. Como en la actividad 11: 200

m (g)

0 0

500

1000

1500

2000

2500

3000

c) Se han utilizado varias muestras para obtener un resultado más preciso. 7. V = Sbase ⋅ h = πr 2 ⋅ h = π (d/2)2 ⋅ h = = π ⋅ (15/2 cm)2 ⋅ 56 cm = 9896 cm3

d = m/V → m = d ⋅ V = 7,9 g/cm3 ⋅ ⋅ 9896 cm3 = 78 772,2 g = 78,7722 kg

m 86 400 s 365,25 días ⋅ ⋅ ⋅ s 1 día 1 año 1 km ⋅ 1 año ⋅ ⋅ 40 = 3,786912 ⋅ 1014 km 1000 m

d = 3 ⋅ 108

15. 3048 m. 16. a) 2 ⋅ 104 m/s b) 3,3 ⋅ 106 m/s c) 2,6 ⋅ 106 kg/m3 d) 232 kg/m2


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 1 Tenemos un taco de madera de 390 g de masa, cuyas dimensiones son: 20 cm × 8 cm × 4 cm. a) Calcula la densidad de la madera, en unidades del Sistema Internacional. 20 cm

b) Explica si el taco de madera se hundiría al introducirlo en agua (d = 1000 kg/m3). c) Calcula la masa de un taco de madera cuyo volumen fuera un cuarto del anterior.

4 cm 8 cm

d) Calcula el volumen de un trozo de madera de 120 g de masa.

Planteamiento y resolución a) Para calcular la densidad de la madera, debemos conocer los datos de la masa y el volumen m . del taco, ya que: d = V En primer lugar calculamos el volumen del taco, teniendo en cuenta que es un poliedro regular:

V=a⋅b⋅c V = 20 ⋅ 8 ⋅ 4 = 640 cm3 Por tanto, la densidad valdrá: 390 g d= = 0,61 g/cm3 640 cm3 Que expresada en unidades del SI es: g 1 kg 106 cm3 0,61 ⋅ ⋅ = 610 kg/m3 3 3 cm 10 g 1 m3

b) La madera no se hundirá en el agua, ya que dmadera < dagua. Cuando un cuerpo es menos denso que el agua, flota en ella. c) La densidad es una propiedad invariable m . de la madera: d = V Por tanto: 640 cm3 m = d ⋅ V; V = = 160 cm3 → 4 → m = 0,61 g/cm3 ⋅ 160 cm3 = 97,60 g d) Calculamos el volumen de madera: m 120 g V= = = 196,72 cm3 d 0,61 g/cm3

ACTIVIDADES 1

La densidad del aluminio es 2,7 g/cm3. Calcula:

4

a) La masa que tendrá un trozo de aluminio de 860 dm3 de volumen.

Sustancia

Completa la siguiente tabla:

b) El volumen que ocuparán 2 kg de aluminio.

Madera

Sol.: a) 2322 kg; b) 740,7 cm3

Cobre Mercurio

2

860

100 750

136 000

Volumen (cm3)

84

500

¿Qué sustancia flotaría en agua? (d = 1000 kg/m3)

Sol.: La madera

b) La masa de 20 dm3.

Sol.: a) 450 cm3; b) 20 kg Introduces un cuerpo de 80 g en una probeta con 60 cm3 de agua y el nivel sube hasta 75 cm3. ¿Cuál será la densidad del cuerpo? 3

Sol.: 5,3 g/cm

32

Masa (g)

2000 g de agua ocupan 2 L. Determina: a) El volumen que ocuparán 450 g de agua (en cm3).

3

Densidad (kg/m3)

5

La densidad de la glicerina es 1,25 kg/dm3. Calcula: a) La masa de un cuarto de litro de glicerina. b) El volumen que ocupan 2,5 kg de glicerina.

Sol.: a) 0,3125 kg; b) 2 L


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PROBLEMAS RESUELTOS


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PROBLEMA RESUELTO 2 Expresa las siguientes medidas en unidades del Sistema Internacional: a) 3,5 cm

b) 40 mg

c) 3 h

d) 15,3 °C

Planteamiento y resolución En estos ejercicios debes de realizar un cambio de unidades. En primer lugar vamos a analizar, para cada caso:

b) 40 mg es una medida de masa; la unidad de masa en el SI es el kilogramo (kg).

• La magnitud que corresponde a la medida. • La unidad de medida de dicha magnitud en el Sistema Internacional.

Multiplicando por el factor de conversión correspondiente: 1 kg 40 mg ⋅ = 4 ⋅ 10−2 kg 103 mg

Hacemos los cambios de unidades utilizando el método de los factores de conversión.

c) 3 h es una medida de tiempo; la unidad en el SI es el segundo (s).

Un factor de conversión es una fracción que expresa la equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud. El resultado final debe expresarse utilizando la notación científica.

Multiplicando por el factor de conversión correspondiente:

a) 3,5 cm es una medida de longitud; la unidad de longitud en el SI es el metro (m). Multiplicando por el factor de conversión correspondiente: 1m 3,5 cm ⋅ = 3,5 ⋅ 10−2 m 102 cm

3h⋅

3 600 s = 10 800 s = 1,08 ⋅ 104 s 1h

d) 15,3 ºC es una medida de temperatura; la unidad correspondiente en el SI es el kelvin (K). La equivalencia entre las dos unidades es:

T(K) = 273 + t (ºC) → → T = 273 + 15,3 = 288,3 K

ACTIVIDADES 1

Expresa en metros las siguientes cantidades:

6

a) 42 mm b) 7,3 ⋅ 10 hm c) 0,0024 cm 3

2

3

Realiza las siguientes conversiones de unidades: a) 705 kg a mg

c) 2345 dm a km

b) 200 cL a L

d) 14,3 °C a K

Expresa las siguientes medidas en unidades del SI: a) 196 mm

4

b) 125 cm

c) 2000 L

a) 298 K a °C

d) 32 mg a kg

b) 254 mm a km

e) 1,4 mL a L

c) 59 g a hg

f) 3 dal a mL

Expresa las siguientes medidas en la correspondiente unidad del Sistema Internacional: a) −15 °C

c) 2 ⋅ 166 mg

b) 3 ⋅ 10 mm

d) 20 µs

4

Expresa en unidades del SI estas medidas: a) 70 km

5

7

Realiza las siguientes conversiones de unidades:

b) 10,5 mg

c) 2500 µg

8

a) 6,32 kg a mg

Realiza las siguientes operaciones, expresando el resultado en unidades del SI: a) 2 km + 20 dm + 120 cm =

Realiza los siguientes cambios de unidades: c) 320 K a °C

b) 42 h 20 min 32 s a s

b) 2 h + 20 min + 32 s =

Realiza la siguiente operación, expresando el resultado en mm:

c) 200 mL + 104 cL =

12,6 km + 34,15 hm + 4,03 dm + 1,25 m =

9


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 3 Expresa en unidades del Sistema Internacional las siguientes medidas: a) 20,3 dam 2

b) 2,5 mm3

c) 1,7 g/cm3

d) 72 km/h

Planteamiento y resolución Identificamos la unidad correspondiente en el SI y multiplicamos por el factor de conversión preciso, expresando el resultado en notación científica: a) 20,3 dam2 es una medida de superficie; la unidad de superficie en el SI es el m2. 20,3 dam2 ⋅

102 m2 = 20,3 ⋅ 102 m2 = 1 dam2 = 2,03 ⋅ 103 m2

b) 2,5 mm3 es una medida de volumen; la unidad de volumen en el SI es el m3. 2,5 mm3 ⋅

c) 1,7 g/cm3 es una medida de densidad; la unidad de densidad en el SI es el kg/m3. Por tanto, habrá que multiplicar por dos factores de conversión de forma sucesiva: 106 cm3 g 1 kg 1,7 ⋅ ⋅ = 3 3 1 m3 cm 10 g = 1,7 ⋅ 103 kg/m3 d) 72 km/h es una medida de velocidad cuya unidad en el SI es el m/s. Multiplicamos sucesivamente por los dos factores de conversión correspondientes:

1 m3 = 2,5 ⋅ 10−9 m3 109 mm3

72

km 1h 103 m ⋅ ⋅ = 20 m/s h 3600 s 1 km

ACTIVIDADES 1

Expresa en unidades del Sistema Internacional las siguientes medidas. Utiliza la notación científica: a) 120 km/min b) 70 cm3 c) 1,3 g/mL

7

Expresa las siguientes medidas en unidades del Sistema Internacional: a) 6,4 dm3 c) 1100 g/cm3 b) 0,042 km/min d) 2,1 g/cm3

2

Expresa las siguientes medidas en unidades del Sistema Internacional: a) 63,5 cm2 b) 245,8 dm3 c) 0,8 g/cm3

8

3

Realiza los siguientes cambios de unidades: a) 25 cm3 a m3 c) 5 kg/m3 a g/cm3 b) 10 km/h a m/s

Las dimensiones de un terreno son 3 km de largo y 1,5 km de ancho. Calcula la superficie del terreno y exprésala en m2 y en cm2. Sol.: 4,5 ⋅ 106 m2 = 4,5 ⋅ 1010 cm2

9

Una piscina mide 50 m × 25 m × 6 m. Calcula la cantidad de agua, expresada en litros, que cabe en la piscina, si el nivel del agua está a 50 cm del borde. Sol.: 6,875 ⋅ 106 L

4

Realiza los siguientes cambios de unidades: a) 7 m/s a km/h c) 30 cm2 a m2 −4 b) 5 ⋅ 10 t a g

5

Realiza los siguientes cambios de unidades y expresa el resultado en notación científica: a) 10 kg/m3 a g/cm3 c) 5 mg/cm3 a kg/L b) 120 m/s a cm/h

10 Un chico ha tardado 30 minutos en recorrer

Transforma en unidades del Sistema Internacional: a) 5 dm3 c) 0,05 km2

11 Calcula el volumen de un cubo de 0,12 cm

6

b) 0,02 g/cm3

34

d) 3 m2

una distancia de 10 km en bicicleta. Calcula la velocidad que lleva expresada en m/s. Sol.: 5,56 m/s de arista y expresa el resultado en unidades del SI. Sol.: 1,728 ⋅ 10−9 m3


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PROGRAMACIÓN DE AULA PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS

MAPA DE CONTENIDOS LA TEORÍA CINÉTICA

explica propiedades de los tres estados

SÓLIDO

también explica

LÍQUIDO

puede pasar a

GAS

se rige por distintas

puede pasar a

líquido

gas

sólido

gas

mediante

mediante

mediante

mediante vaporización

fusión

sublimación

solidificación

ebullición

DISOLUCIÓN

leyes

evaporación

DIFUSIÓN

puede pasar a

sólido

líquido

mediante

mediante

sublimación inversa

condensación

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. Habría que desechar la idea que tiene un gran número de alumnos de que muchas sustancias solo pueden presentarse en algunos estados de la materia (el agua es líquida) y hacerles ver que podemos encontrar cualquier sustancia en cualquiera de los estados físicos dependiendo de las condiciones de presión y temperatura en que se encuentre. 2. Se pueden reforzar los contenidos estudiados con alguna experiencia sencilla que se realice en el aula y que nos sirva para introducir al alumno en las leyes de los gases (medida de presiones y volúmenes con una jeringa). 3. El comentario de la teoría cinético-molecular nos ofrecerá una explicación al comportamiento distinto que presenta la materia en cada estado. 4. Con respecto al punto de fusión y ebullición, lo primero que habría que hacer es diferenciarlo de los procesos de fusión y ebullición. El punto de fusión y ebullición son temperaturas a las que se produce un proceso, y no son el proceso en sí. 5. Es muy interesante evaluar la adquisición de conocimientos por parte de los alumnos y alumnas mediante la elaboración de dibujos de partículas para explicar algunos procesos en los que intervienen sólidos, líquidos y gases. Recordar en todos ellos varios aspectos esenciales: • Entre las partículas existe espacio vacío (esto explica la compresibilidad de los gases). • Las partículas están en continuo movimiento. Esto es cierto para los tres estados. • Cuando se proporciona calor a una sustancia, la velocidad media de las partículas aumenta. Esto implica un aumento en la temperatura de la sustancia. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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La materia: estados físicos PRESENTACIÓN

1. En esta unidad comenzamos retomando los contenidos sobre la materia que los alumnos ya conocen de temas o cursos anteriores: propiedades más básicas de sólidos, líquidos y gases.

2. El siguiente paso consiste en explicar estas propiedades de los distintos estados de la materia a partir de un modelo; en nuestro caso, la teoría cinética. Este modelo se aplicará a continuación para el caso de los cambios de estado.

OBJETIVOS • Conocer los estados físicos en los que puede encontrarse la materia. • Conocer las leyes de los gases. • Identificar los diferentes cambios de estado y conocer sus nombres. • Explicar las propiedades de los gases, los líquidos y los sólidos teniendo en cuenta la teoría cinética. • Explicar los cambios de estado a partir de la teoría cinética.

• Conocer cómo se producen los cambios de estado, sabiendo que la temperatura de la sustancia no varía mientras dura el cambio de estado. • Interpretar fenómenos macroscópicos a partir de la teoría cinética de la materia. • Diferenciar entre ebullición y evaporación, explicando las diferencias a partir de la teoría cinética.

CONTENIDOS

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CONCEPTOS

• • • • • • •


• Realizar ejercicios numéricos de aplicación de las leyes de los gases. • Tratar de explicar algunas propiedades de sólidos, líquidos y gases utilizando la teoría cinético-molecular. • Interpretar esquemas. • Analizar tablas. • Analizar gráficos. • Elaborar gráficos. • Completar tablas con los datos obtenidos en un experimento.

ACTITUDES

• Apreciar el orden, la limpieza y el rigor al trabajar en el laboratorio. • Aprender a trabajar con material delicado, como es el material de vidrio en el laboratorio.

Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles-Gay-Lussac. Teoría cinético-molecular. Cambios de estado: fusión, solidificación, ebullición y condensación. La teoría cinética explica los cambios de estado. Aplicación del método científico al estudio de los gases.


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2 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud. La difusión es un fenómeno que explica por qué el humo del tabaco procedente de un solo fumador puede «contaminar» una estancia. Pedir a los alumnos que, de nuevo, expliquen este fenómeno mediante la teoría cinética. Luego, comentarles la necesidad de introducir zonas habilitadas para fumadores en restaurantes, interior de empresas, etc., con el objetivo, por una parte, de no molestar a las personas no fumadoras; y, por otra, de permitir las necesidades de las personas fumadoras.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia en comunicación lingüística


En la sección Rincón de la lectura se trabajan de forma explícita los contenidos relacionados con la adquisición de la competencia lectora, a través de textos con actividades de explotación.

El estudio de los gases y su comportamiento físico es de manifiesta importancia para el conocimiento del mundo físico que rodea al alumno. Sin estos conocimientos es imposible conocer la vida y las interacciones de esta con el medio que le rodea: la respiración, la atmósfera, la manipulación de sustancias gaseosas –con el peligro que esto encierra–, el estudio del medio ambiente… Todo esto se pone de manifiesto con las secciones En la vida cotidiana que salpican el desarrollo de la unidad, así como las actividades relacionadas con cuestiones básicas del entorno del alumno.

Competencia matemática El trabajo con las gráficas que representan las leyes de los gases y los cambios de estado ayudan a la consecución de esta competencia. Sirva de ejemplo el tratamiento que se realiza de la curva de calentamiento del agua en la página 36. El cambio de unidades y el concepto de proporcionalidad (directa e inversamente) son procedimientos básicos en estos desarrollos.

Competencia para aprender a aprender Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico La materia: cómo se presenta, siguiendo con el eje fundamental del estudio de la materia, en esta unidad se trabajan los estados físicos en los que se presenta y los cambios de estado. Mostrando especial atención al estudio de los gases y su comportamiento físico. Resulta imprescindible entender y conocer las propiedades de la materia en sus distintos estados, para crear la base científica necesaria para posteriores cursos.

A lo largo de toda la unidad se trabajan habilidades, en las actividades o en el desarrollo, para que el alumno sea capaz de continuar aprendiendo de forma autónoma de acuerdo con los objetivos de la unidad. Autonomía e iniciativa personal El conocimiento y la información contribuyen a la consecución de esta competencia.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Entender que la materia puede presentarse en tres estados físicos. 2. Conocer y saber realizar ejercicios numéricos con las leyes de los gases. 3. Conocer los diferentes cambios de estado con sus nombres correctamente expresados. 4. Interpretar gráficas que muestran los cambios de estado.

5. Explicar los cambios de estado mediante dibujos, aplicando los conocimientos de la teoría cinética. 6. Explicar claramente la diferencia entre evaporación y ebullición. 7. Elaborar tablas justificadas por las leyes de los gases. 8. Resolver problemas numéricos en los que sea necesario aplicar las leyes de los gases.


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ACTIVIDADES

FICHA 1


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Justifica, aplicando la teoría cinética: «Los sólidos tienen forma propia, mientras que los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene».

9. Calcula la presión final de 2 L de gas a 50 °C y 700 mm de Hg si al final ocupan un volumen de 0,75 L a 50 °C.

2. Expresa la presión de 780 mm de Hg en atmósferas.

10. Calcula el volumen que ocupa a 350 K un gas que a 300 K ocupaba un volumen de 5 L (la presión no varía).

3. Un gas se encuentra a una presión de 2,5 atm. Expresa este valor en mm de Hg. 4. Explica, utilizando la teoría cinética, por qué la miel caliente sale con más facilidad de su envase que la miel fría. 5. Aplicando la ley de Boyle-Mariotte, completa la siguiente tabla: P (atm)

V (L)

0,25

80 50

1 10

Realiza la gráfica P-V. 6. Aplica la ley de Gay-Lussac y completa la siguiente tabla. Luego, elabora la gráfica correspondiente.

11. Justifica, utilizando la teoría cinética, por qué los charcos se secan incluso en los días fríos de invierno. Describe el fenómeno que se produce. ¿En qué se diferencia este proceso de la ebullición? 12. Una masa de cierto gas a 100 °C de temperatura ocupa un volumen de 200 cm3. Si se enfría sin variar su presión hasta 50 °C, ¿qué volumen ocupará? 13. ¿Por qué se debe medir la presión del aire en el interior de las ruedas de un coche con los neumáticos en frío mejor que después de un largo viaje? Justifica tu respuesta aplicando las leyes de los gases. 14. Indica en qué estado físico se encontrarán, a temperatura ambiente (20 °C), las sustancias que aparecen a continuación: agua, oxígeno, mercurio, hierro, dióxido de carbono, aluminio. 15. Completa las siguientes frases:

P (atm)

T (K)

a) El paso de sólido a gas se llama …

1,5

300

b) El paso de líquido a gas se llama …

350

c) El paso de líquido a sólido se llama … d) El paso de sólido a líquido se llama …

3 600

7. Aplicando la ley de Charles-Gay-Lussac completa la siguiente tabla. Luego, elabora la gráfica correspondiente. T (K)

V (L)

300

2

16. Señala de forma razonada cuál es la frase correcta: a) La temperatura de fusión del hielo es 0 °C. b La temperatura de fusión del hielo es 0 °C a la presión atmosférica. c) La temperatura de fusión del hielo aumenta si seguimos calentando.

4 600 6

8. Un gas que se encuentra a 2 atm de presión y a 25 °C de temperatura ocupa un volumen de 240 cm3. ¿Qué volumen ocupará si la presión disminuye hasta 1,5 atm sin variar la temperatura?

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17. Completa la tabla siguiente indicando el estado de agregación en que se encontrarán las sustancias A y B a 0 °C y a 20 °C: P.F. (°C)

P.E. (°C)

A

18

110

B

−55

−5


A O °C

A 2O °C

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ACTIVIDADES

FICHA 1



ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. En los líquidos las partículas tienen más libertad para moverse, por lo que los líquidos pueden adoptar la forma del recipiente que los contiene. 2. 780 mm Hg ⋅

1 atm = 1,0263 atm 760 mm Hg

4. Porque la viscosidad del líquido disminuye en el líquido caliente. Esto ocurre porque las partículas se mueven con mayor rapidez y entonces pueden deslizar unas sobre otras con más facilidad. 5. Respuesta: V (L) 100 80 60

P (atm)

V (L)

0,25

80

0,45

50

1

20

2

10

40

P (atm) 0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

6. Respuesta: P (atm) 3,5 3,0 2,5

2 atm ⋅ 240 cm3 V1 = = 320 cm3 1,5 atm P2

10. Como la presión no varía: V V1 V2 = cte. → = → T T1 T2 T2 350 K =5L⋅ = 5,83 L → V2 = V1 ⋅ T1 300 K 11. Los charcos se secan porque las partículas que se encuentran cerca de la superficie «escapan». Este proceso se diferencia de la ebullición en que, en este caso (evaporación) solo una parte de las partículas pasa al estado gaseoso, mientras que en la ebullición el proceso afecta a todo el volumen del líquido por igual. 12. Como la presión no varía: V V1 V2 = cte. → = → T2 T2 T

20 0

V2 = P1 ⋅

9. Como la temperatura no varía: V1 700 2L P1 ⋅ = ⋅ = 2,45 atm V2 760 atm 0,75 L

760 mm Hg = 1900 mm Hg 1 atm

3. 2,5 atm ⋅

8. Aplicamos la ley de Boyle:

P (atm)

T (K)

1,5

300

1,75

350

3

600

3

600

→ V2 = V1 ⋅

T2 323 K = 200 cm3 ⋅ = 173,2 cm3 T1 373 K

13. Porque después de un largo viaje la temperatura en el interior de los neumáticos es mayor y, por tanto, la presión también ha aumentado, ya que el volumen disponible en el neumático es el mismo. 14.

2,0

Estado

1,5

Agua

0 200

T (K) 300

400

7. Respuesta:

500

600

700

T (K)

V (L)

7

300

2

6

600

4

5

600

4

4

900

6

V (L)

Líquido

Oxígeno

Gas

Mercurio

Sólido

Estado Hierro

Líquido

Dióxido de carbono Aluminio

15. a) Sublimación.

Gas Sólido

c) Solidificación.

b) Vaporización.

d) Fusión.

16. La b), porque la temperatura de fusión también depende de la presión atmosférica.

3

17.

2 1

T (K) 0 200 300 400 500 600 700 800 900 1000

P.F. (°C)

P.E. (°C)

A O °C

A 2O °C

A

18

110

Sólido

Líquido

B

−55

−5

Gas

Gas


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ACTIVIDADES

FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Imagina que tomas una jeringa y realizas la siguiente experiencia:

Dibujo:

1. Levantas el émbolo de la jeringa para que se llene de aire. 2. Luego cierras el orifico con el dedo, con cuidado para que no escape nada de aire de la jeringa. 3. A continuación, empujas sobre el émbolo con fuerza sin quitar el dedo del agujero de la jeringa.

a) ¿Qué ocurre? b) ¿Qué ha pasado con el aire contenido en el globo? A continuación, saca el matraz del agua caliente y déjalo enfriar. c) ¿Qué ha ocurrido?

a) Al empujarlo, ¿el émbolo baja? b) ¿Qué ocurre con el aire que está en el interior de la jeringa?

3. A partir de los datos recogidos en las actividades anteriores completa:

c) ¿Qué magnitudes están variando al bajar el émbolo?

a) Cuando aumentamos la __________ de un gas sin cambiar su __________ el volumen __________.

d) ¿Qué es la presión del gas?

f) ¿Qué ocurre si ahora sueltas el émbolo?

b) Cuando __________ la __________ de un gas, sin cambiar su temperatura, el __________ aumenta.

g) ¿Ocurrirá lo mismo si llenamos la jeringa con agua?

c) Cuando calentamos un gas, su volumen __________.

h) Si imaginas a las moléculas presentes en los gases que forman el aire como esferitas, dibuja en un esquema lo que ocurre con las moléculas encerradas en la jeringa.

d) Cuando __________ un gas, su __________ disminuye.

e) ¿Qué ocurre con el volumen que ocupa el gas en el interior de la jeringa?

i) Describe, utilizando tus propias palabras, el experimento que acabas de realizar. 2. Imagina ahora otra experiencia:

e) La disminución de volumen de un gas por efecto del __________ de la presión se explica mediante la ley de __________. f) El aumento del volumen de un gas debido a un aumento de temperatura se explica mediante la ley de __________.

1. Colocamos un globo en el cuello de un matraz. Con cuidado para que la boca del globo no se salga del matraz.

g) Cuando un gas se expande, la distancia entre sus __________ aumenta.

2. Luego, introducimos el matraz en un recipiente con agua caliente.

4. Enuncia las leyes de los gases y relaciónalas con las actividades anteriores:

3. Dejamos el matraz en el recipiente durante unos minutos.

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d) Describe, utilizando tus propias palabras, el experimento que acabas de realizar.

a) Ley de Boyle-Mariotte. b) Ley de Gay-Lussac.


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FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Sí, al empujarlo, el émbolo baja. b) El aire que está en su interior se comprime.

3. a) Cuando aumentamos la temperatura de un gas sin cambiar su presión el volumen aumenta.

c) Varía el volumen, que disminuye; y la presión del interior, que aumenta.

b) Cuando disminuye la presión de un gas, sin cambiar su temperatura, el volumen aumenta.

d) La presión del gas es la consecuencia del choque de las partículas que forman el gas con las paredes del recipiente que lo contiene. En este caso, las partículas chocan con las paredes interiores de la jeringa y el émbolo.

c) Cuando calentamos un gas, su volumen aumenta.

e) El volumen que ocupa el gas en el interior de la jeringa disminuye cuando apretamos el émbolo debido a que se reduce la distancia entre las partículas que forman el gas.

d) Cuando enfriamos un gas, su volumen disminuye. e) La disminución de volumen de un gas por efecto del aumento de la presión se explica mediante la ley de Boyle-Mariotte. f) El aumento del volumen de un gas debido a un aumento de temperatura se explica mediante la ley de Charles.

f) Al soltar el émbolo de la jeringa, el volumen vuelve a aumentar.

g) Cuando un gas se expande la distancia entre sus partículas aumenta.

g) No, ya que los líquidos son mucho menos compresibles que los gases. Al empujar el émbolo con el orificio de la jeringa tapado, no podremos comprimir el líquido.

4. a) La ley de Boyle-Mariotte dice que cuando la presión de un gas aumenta, manteniendo constante la temperatura, el volumen disminuye, de manera que el producto de la presión por el volumen es constante. P ⋅ V = constante De igual manera, si la presión disminuye, el volumen aumenta.

h) Respuesta gráfica:

b) La ley de Gay-Lussac dice que, cuando aumenta la temperatura de un gas sin variar el volumen, la presión del gas también aumenta. Esto se puede expresar con la ecuación:

P = constante T i) Respuesta libre. Al empujar el émbolo, la distancia entre las partículas del interior de la jeringa se reduce. La presión aumenta y el volumen disminuye. 2. a) El matraz se calienta y el globo se infla.

Cuando la temperatura de un gas disminuye, es porque sus partículas se mueven más despacio. Entonces, si el volumen no varía, el número de choques por segundo de las partículas del gas con las paredes del recipiente que lo contiene será menor, lo que implica una disminución de la presión.

b) El aire del globo también se calienta. Por eso las partículas del aire se mueven cada vez más deprisa, aumenta la presión y el globo se infla un poco. c) El globo se desinfla de nuevo. d) Respuesta modelo. Al sacar el matraz del agua caliente, las partículas del globo se mueven más despacio, disminuye la temperatura y la presión también disminuye, pues se producen menos choques por segundo de las partículas del interior del globo con las paredes de este. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Observa los dibujos que aparecen a continuación. Solo uno de ellos explica cómo cambia el comportamiento de las moléculas de agua al cambiar de estado. Elige el esquema correcto. a)

4. Explica, realizando dos o más esquemas, cómo se produce la evaporación del agua de un charco durante un día soleado. a) ¿Cómo es que se evapora el agua del charco, si no se alcanza la temperatura a la que el agua hierve, 100 ºC? b) En un día de verano, ¿se evaporará más o menos agua que en un día de invierno? ¿Por qué? 5. Indica con flechas en los dibujos en qué caso se moverán más deprisa o más despacio las moléculas del gas.

Sólido

Líquido

Gas

b)

Sólido

Líquido

Gas

T = −40 ºC

T = 120 ºC

T = 0 ºC

T = 600 ºC

c)

Sólido

Líquido

Gas

2. Relaciona mediante una flecha ambas columnas. • El agua se congela.

❑ Evaporación.

• El hielo se derrite.

❑ Ebullición.

• El agua hierve.

❑ Sublimación.

• El alcanfor (sólido) se evapora. • El charco se seca.

❑ Fusión. ❑ Solidificación.

M

I

R

E

C

A

Y

Q U E

V

A

O

S M E

P O R A

C

I

O N

D O R

F

T

E

A

R U C O

T

O G A

N A B C

X

D R

L

I

Q U

E

T

R A

S

T

S

B A O B U S

E

I

D O M

B

I

D A O

N A R G U V

A

T

G A N A R

E

S

O P

I

L

O

S N S

S

R

a) Paso de líquido a sólido.

A

S

B U

C

b) Dilatación de un gas.

C

E N O

c) Paso de hielo a agua líquida.

I

F

d) Dilatación de un sólido.

O A O

X

E

A N

C O

I

I

A Q

S

3. Agrupa los siguientes fenómenos según se produzcan por un aumento o por una disminución de temperatura:

42

6. Localiza en la sopa de letras DIEZ palabras relacionadas con los estados de la materia:

A R M I A

N P

L

L

I

O N A

A

S U

I

O N N

L

J

T

I

N T U

A

I

M A

C

I

O

S

E

Z

V

E

A D

e) Condensación del vapor de agua.

N U B U A N

J

C

E

R O M O A

f) Congelación del agua.

C O

B P R

E

S

S

T Q

I


I

L

I

R

O N N

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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) b) En un día de verano se evaporará más agua que en un día de invierno, porque habrá más partículas moviéndose con una velocidad tal que les permita abandonar el charco, ya que la temperatura es mayor.

1. El esquema correcto es el b). En el a) el número de partículas es diferente, lo que no es exacto. Además, la naturaleza de las partículas no varía cuando hay un cambio de estado. Lo que varía es la manera en que las partículas que forman el agua están unidas entre sí. En el caso del líquido, las partículas tienen más libertad de movimiento que en el sólido. En el gas, además, la distancia entre las partículas es mucho mayor y las moléculas de agua tienen más libertad para moverse.

5.

2. • El agua se congela. → Solidificación.

T = −40 ºC

T = 120 ºC

T = 0 ºC

T = 600 ºC

• El hielo se derrite. → Fusión. • El agua hierve. → Ebullición. • El alcanfor (sólido) se evapora. → Sublimación. • El charco se seca. → Evaporación. 3.

Aumento de temperatura

Disminución de temperatura

b) Dilatación de un gas. c) Paso de hielo a agua líquida.

a) Paso de líquido a sólido.

d) Dilatación de un sólido.

f) Congelación del agua.

e) Condensación del vapor de agua.

6.

M I

R E V A P O R A C

I

O N

C A Y Q U E D O R S F T E A O S M E O G A S T R U C O T N A B C X B A O B U S A Q E D R L

I

Q U

I

E X T R A S B

D O M I I

D A O

A R M I

N P

N A R G U V A T G A N A R E

4. Respuesta gráfica: agua

S O P

I

C O L O S N S A S R

A S E B U L L

I

C E N O S U

O N N L

I

F A N

I

I M A C

C I

I O

O N A A I

J

N T U

O A O T S E Z V E A D L

Invierno

N U B U A N J C O S Q

I

A T I

R

C E R O M O A

B P R E S

I

O N N

agua

Verano

a) Porque algunas partículas se mueven más deprisa que otras. Así, algunas alcanzan una velocidad suficiente que les permite escapar de la atracción de otras partículas vecinas y abandonan el charco. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. A temperatura constante, si disminuimos a la cuarta parte el volumen de un gas, ¿qué le ocurre a la presión? 2. La temperatura de un gas es de 20 °C. Determina cuál será la temperatura si el volumen se duplica y la presión se reduce a la mitad.

9. La densidad del hidrógeno en condiciones normales de presión y temperatura es de 0,089 g/L. Calcula su densidad a 1,5 atm de presión y −10 °C de temperatura. 10. Justifica la ley de Boyle de los gases mediante la teoría cinética.

3. Determina, en grados centígrados, la temperatura de un gas que en condiciones normales ocupa un volumen de 150 L y que a 10 atm de presión solo ocupa un volumen de 20 L.

11. Si mezclamos dos gases de diferente densidad en un recipiente, ¿es posible que permanezcan separados?

4. Cuando la presión de cierta masa de gas es de 30 cm de Hg y su temperatura de 25 °C, ocupa un volumen de 200 L. ¿Cuál será entonces la presión necesaria para que el gas ocupe un volumen de 150 L si la temperatura aumenta hasta 50 °C?

12. En el laboratorio hemos medido la temperatura de ebullición del agua, resultando ser de 97 °C. Para ello hemos calentado agua hasta que ha comenzado a hervir, observando, además, que mientras permanece la ebullición esa temperatura se ha mantenido constante. Explica razonadamente estos hechos.

5. Calcula cuántas bombonas de 200 L, a una presión de 2 atm, podrán llenarse con el gas propano contenido en un depósito de 500 m3 a una presión de 4 atm. 6. ¿Qué ocurre con un gas a una temperatura de 0 K? Justifícalo aplicando la teoría cinética. 7. Justifica aplicando la teoría cinética: «Cuando un sólido funde, la masa permanece constante, pero el volumen sí se modifica». 8. Observa los siguientes gráficos y explica qué tipo de proceso representa cada uno de ellos:

A

Justifícalo aplicando la teoría cinética.

13. En un matraz tenemos un líquido incoloro que, por su aspecto, podríamos pensar que es agua. Para conocer cuál es el líquido, este se somete al siguiente estudio (a 1 atm): a) Lo ponemos a calentar, y cuando la temperatura que marca el termómetro llega a 105 °C, el líquido comienza a hervir. b) El líquido se evapora dejando un residuo sólido de color blanco. ¿Qué conclusión puedes sacar de estos datos? Razona la respuesta. 14. En la tabla que aparece a continuación se encuentran los puntos de fusión y de ebullición de algunas sustancias:

P

V

Sustancia

Mercurio

Butano

Cobre

P.F.

−39 °C

−135 °C

1083 °C

P.E.

357 °C

−0,6 °C

2595 °C

Explica cuál será su estado físico a las siguientes temperaturas:

B

V

C

T

a) 25 °C b) 50 °C c) 100 °C d) 1200 °C

T

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V

e) 2800 °C


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. Si el volumen se reduce a la cuarta parte, la presión se hace cuatro veces mayor.

C: primero un proceso a presión constante, luego un proceso a temperatura constante y, de nuevo, otro proceso a presión constante.

2. En este caso tenemos:

P1 ⋅ V1 P2 ⋅ V2 = → T1 T2 →T2 =

P2 ⋅ V2 P1 ⋅ V1

⋅ T1 =

1 ⋅ 2 ⋅ T1 = T1 2

Por tanto, la temperatura no varía. 3. Ahora tenemos:

P1 ⋅ V1 P2 ⋅ V2 = → T1 T2 10 atm ⋅ 20 L P2 ⋅ V2 ⋅ T1 = ⋅ 273 K = 1 atm ⋅ 150 L P1 ⋅ V1

→ T2 =

= 364 K → T2 = 91 °C 4. Partimos de la expresión:

P1 ⋅ V1 P2 ⋅ V2 = → T1 T2 → P2 = → P2 =

P1 ⋅ V1 ⋅ T2 → T1 ⋅ V2

30 cm Hg ⋅ 200 L ⋅ (273 + 25) K → 298 K ⋅ 150 L

→ P2 = 43,36 cm Hg = 433,6 mm Hg 5. Aplicamos la ley de Boyle:

V2 = P1 ⋅

P1 ⋅ V1 4 atm ⋅ 500 m3 = atm ⋅ = P2 2 atm

= 1000 m3 = 1000 ⋅ 103 L = 106 L Y dividimos entre el volumen de cada bombona: N.o bombonas =

106 L = 5000 200 L

6. A 0 K el movimiento de las partículas del gas cesa por completo. Por eso no se puede enfriar más. 7. Cuando un sólido funde las partículas tienen más libertad para moverse, por lo que puede ser que el volumen ocupado sea mayor tras la fusión. 8. A: un proceso a temperatura constante. B: un proceso a presión constante.

9. En este caso:

P2 ⋅ V2 P1 ⋅ V1 P1 ⋅ T2 = → V2 = ⋅ V1 = T2 T1 P2 ⋅ T1 =

1 atm ⋅ (273 − 10) K ⋅ 1 L = 0,642 L 1,5 atm ⋅ 273 K

Por tanto, en las nuevas condiciones 0,089 g de hidrógeno ocuparán 0,642 L, con lo cual la densidad será:

d=

m 0,089 g = = 0,139 g/L V 0,642 L

10. Según la teoría cinética, cuando la temperatura permanece constante, las partículas se siguen moviendo con la misma velocidad. Por tanto, si la presión se incrementa, es porque hay más choques de las partículas que forman el gas, y esto solo es posible si el volumen disminuye. 11. No, porque según la teoría cinética, las partículas del gas se mueven ocupando todo el volumen disponible. El que tengan distinta densidad únicamente hace referencia a la masa de cada partícula en relación con el volumen ocupado. 12. A una presión distinta de la atmosférica, el agua hierve a una temperatura diferente de los 100 °C. Y, mientras dura la ebullición, el calor proporcionado es aprovechado por las partículas que están aún en estado líquido para pasar al estado gaseoso, por lo que la temperatura no varía. 13. La conclusión es que teníamos una mezcla de un líquido con alguna otra sustancia disuelta. Como la temperatura a la que hierve el líquido no es 100 ºC, entonces, no es agua. 14. a) Mercurio → líquido; butano → gas; cobre → sólido. b) Mercurio → líquido; butano → gas; cobre → sólido. c) Mercurio → líquido; butano → gas; cobre → sólido. d) Mercurio → gas; butano → gas; cobre → líquido. e) Mercurio → gas; butano → gas; cobre → gas.


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 1 Una masa de gas ocupa un volumen de 4 litros a una presión de 780 mm de Hg y 20 °C de temperatura. Calcula el volumen que ocupará el gas si aumentamos la presión a 2 atm, manteniendo constante la temperatura.

Planteamiento y resolución Se produce una transformación isoterma (temperatura constante), desde el estado inicial:

En primer lugar expresamos todas las magnitudes en las unidades adecuadas:

P1 = 780 mm Hg ; V1 = 4 L ; T1 = 20 °C

P1 = 780 mm Hg ⋅

Hasta el estado final:

= 1,03 atm

P2 = 2 atm ; V2 = ? ; T2 = 20 °C Por tanto, se cumplirá la ley de Boyle, según la cual: al aumentar la presión, a temperatura constante, el volumen debe disminuir.

Despejamos de la ecuación el volumen final y sustituimos los datos numéricos:

V2 =

La ecuación matemática de dicha ley es:

P1 ⋅ V1 = P2 · V2

1 atm = 760 mm Hg

P1 ⋅ V1 1,03 atm ⋅ 4 L = = 2,06 L P2 2 atm

Resultado que satisface la ley de Boyle.

ACTIVIDADES 1

2

3

4

46

Calcula la presión final de un gas que se ha sometido a una transformación isoterma en la que se ha triplicado su volumen, sabiendo que inicialmente se encontraba a una presión de 750 mm de Hg. Sol.: 250 mm Hg

5

Un balón cuyo volumen es de 500 cm3 a una temperatura de 20 °C se introduce en la nevera y su volumen se reduce a 480 cm3. Suponiendo que la presión del aire contenido en el balón no cambia, calcula la temperatura en el interior de la nevera. Sol.: 8 °C

6

Una cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 2,5 L a 80 °C. Se calienta hasta 180 °C manteniendo constante la presión. ¿Cuál es el volumen final ocupado por el gas? Sol.: 3,2 L

Un recipiente de 500 cm3 contiene 20 g de un gas a 780 mm de Hg. Se reduce la presión hasta 750 mm de Hg manteniéndose constante la temperatura. ¿Cuál será el volumen final del gas?

Sol.: 520 cm3 Un gas se dilata isotérmicamente desde un volumen de 2,4 L hasta un volumen de 5,2 L. Si la presión inicial del gas era de 1,5 atm, ¿cuál es el valor de la presión final?

Sol.: 0,7 atm 7

Se introduce un gas en un recipiente de 25 cm3 de capacidad, a una temperatura de −23 °C. Si manteniendo la presión constante se calienta hasta 10 °C, ¿qué cantidad de gas saldrá del recipiente?

Sol.: 3,3 cm3

3

Tenemos 20 cm de aire encerrado en un recipiente a la presión de 1 atm. Calcula el volumen que ocupará esa masa de aire si se le somete a la presión de 2,5 atm sin variar la temperatura. Sol.: 8 cm3

8

Un gas sometido a una presión de 740 mm de Hg, ocupa un volumen de 1,8 L. Si aumentamos la presión hasta 1,5 atm, ¿qué volumen ocupará?

Sol.: 1,2 L


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PROBLEMAS RESUELTOS

LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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PROBLEMA RESUELTO 2 En la rueda de una bicicleta hay aire a una presión de 1,20 atm y a 20 °C de temperatura. Después de circular durante un rato y, como consecuencia de la fricción con el suelo, la rueda se calienta hasta 30 °C. Considerando que el volumen no varía, calcula la presión final del aire contenido en el interior de la cámara.

Planteamiento y resolución Si suponemos que el volumen de aire que contiene la rueda no varía, como consecuencia del rozamiento, el aire se calienta, produciéndose una transformación isócora (volumen constante) que cumple la ley de Gay-Lussac, según la cual la presión debe aumentar. Sabemos que la ecuación matemática de la ley de Gay-Lussac es:

En primer lugar expresamos las temperaturas en kelvin:

T1 = 20 °C + 273 = 293 K T2 = 30 °C + 273 = 303 K Despejamos la presión final, P2, y sustituimos los valores numéricos:

P2 =

P1 P2 = T1 T2

P1 ⋅ T2 1,20 atm ⋅ 303 K = → T1 293 K → P2 = 1,24 atm

ACTIVIDADES 1

2

3

Un globo contiene 4 L de gas helio a 25 °C de temperatura. La presión que ejerce el gas sobre las paredes del globo es de 0,8 atm. Si se eleva la temperatura del gas hasta 40 °C, el volumen del globo pasa a ser de 4,5 L. ¿Cuál es la presión en este nuevo estado? Sol.: 0,68 atm En el interior de un neumático de automóvil el aire se encuentra a una presión de 2,2 atm y a una temperatura de 20 °C. Calcula la temperatura final del aire, después de haber recorrido unos cuantos kilómetros, sabiendo que la presión se ha elevado hasta 2,4 atm. Sol.: 319,6 °C En un recipiente hay 250 cm3 de oxígeno a 30 °C y 700 mm de Hg. Determina: a) El volumen, si la temperatura es de 30 °C y la presión es de 1 atm. b) La presión que habría que ejercer para que el volumen se reduzca a 150 cm3 sin modificar la temperatura. Sol.: a) 230 cm3; b) 1,54 atm

4

La temperatura de un gas es de 10 °C cuando el volumen es de 2 L y la presión de 1,5 atm. Determina el valor que alcanza la temperatura si el volumen se duplica y la presión se reduce a la mitad. Sol.: 10 °C

5

Una burbuja de aire de 3 cm3 de volumen está a una presión de 1 atm y a una temperatura de 20 °C. ¿Cuál será su volumen si asciende hasta un lugar donde la presión es de 0,95 atm y la temperatura no varía? Sol.: 3,16 cm3

6

En un recipiente de 150 cm3 de capacidad se recoge gas nitrógeno a 25 °C de temperatura y 700 mm de Hg de presión. Aumentamos la presión a 2 atm. ¿Qué volumen ocupará el nitrógeno? Sol.: 69 cm3

7

Una bombona de 20 L contiene gas propano a 3,5 atm de presión y 15 °C de temperatura. La bombona se calienta hasta 40 °C. Determina cuál será la presión del gas en el interior de la bombona. Sol.: 3,8 atm


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 3 La presión que soporta un gas es de 710 mm de Hg cuando se encuentra a 10 °C de temperatura en un recipiente de 20 L. Se comprime el recipiente hasta que el volumen es de 15 L, manteniéndose la presión constante. ¿Cuál es la temperatura final del gas?

Planteamiento y resolución Un gas que se encuentra en un estado inicial determinado por:

P1 = 710 mm Hg T1 = 10 °C V1 = 20 L

En primer lugar expresamos todas las magnitudes en las unidades adecuadas: • Presión:

Evoluciona hasta un estado final determinado por las siguientes magnitudes:

P2 = 710 mm Hg T2 = ? V2 = 15 L Según un proceso en el que varían, simultáneamente, el volumen y la temperatura; se cumple, por tanto:

V1 V2 = T1 T2

P1 = 710 mm Hg ⋅

1 atm = 0,3 atm 760 mm Hg

P2 = 710 mm Hg ⋅

1 atm = 0,3 atm 760 mm Hg

• Temperatura:

T1 = 10 °C + 273 = 283 K Despejamos la temperatura final y sustituimos los valores numéricos: V ⋅T T2 = 2 1 = V1

Esta ecuación es el enunciado de la ley de CharlesGay-Lussac.

=

15 L ⋅ 283 K = 212,25 K 20 L

ACTIVIDADES 1

Una masa de un cierto gas ocupa un volumen de 30 L a la presión de 1,1 atm y 20 °C de temperatura. Determina cuál será su volumen si, a temperatura constante, la presión aumenta hasta 2,5 atm. Sol.: 13,2 L

2

Determina la presión a que está sometido un gas cuando su temperatura es de 60 °C, si sabemos que, a 0 °C, la presión era de 760 mm de Hg y que el volumen no ha variado al calentarlo. Sol.: 1,22 atm

3

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En un recipiente se recogen 100 cm3 de hidrógeno a 20 °C y 1,5 atm de presión. ¿Qué volumen ocupará la misma masa de gas si la presión es de 750 mm de Hg y la temperatura no ha variado? Sol.: 152 cm3

4

¿Cuántos grados centígrados debe aumentar la temperatura de un gas que inicialmente se encontraba a 0 °C y 1 atm de presión para que ocupe un volumen cuatro veces mayor cuando la presión no varía? (Recuerda la diferencia entre escala Celsius y escala absoluta.) Sol.: 819 °C

5

¿Cuántos grados centígrados debe disminuir la temperatura de un gas para que, manteniendo la presión a la que se encontraba inicialmente, el volumen sea cinco veces menor? Temperatura inicial del gas: −10 °C. Sol.: 210,4 °C

6

¿Cómo debe modificarse la presión de un gas para que al pasar de 20 a 0 °C el volumen se reduzca a la mitad? Sol.: Debe multiplicarse por 1,86


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La materia: cómo se presenta PRESENTACIÓN

1. Esta unidad se centra en el conocimiento de las propiedades características de las sustancias (propiedades generales y propiedades específicas). Aquellas que sirven para diferenciar unas de otras.

2. También es importante que el alumno sepa diferenciar una disolución de una mezcla heterogénea, y distinguir entre disoluciones saturadas, concentradas o diluidas, manejando los conceptos de concentración y solubilidad.

OBJETIVOS • Diferenciar entre sustancia pura y mezcla. • Saber identificar una sustancia pura a partir de alguna de sus propiedades características. • Distinguir entre elementos y compuestos. • Saber diferenciar una mezcla heterogénea de una mezcla homogénea (disolución). • Conocer los procedimientos físicos utilizados para separar las sustancias que forman una mezcla.

• Conocer las disoluciones y las variaciones de sus propiedades con la concentración. • Conocer la teoría atómico-molecular de Dalton. • Entender el concepto de elemento y mezcla a partir de la teoría de Dalton. • Saber identificar y clasificar sustancias cercanas a la realidad del alumno.

CONTENIDOS

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CONCEPTOS

• • • • •


• • • • •

ACTITUDES

• Valorar la importancia de los modelos teóricos a fin de poder explicar cualquier hecho cotidiano. • Procurar ser cuidadosos y rigurosos en la observación de cualquier fenómeno experimental.

Sustancias puras y mezclas. Elementos y compuestos. Mezclas homogéneas (disolución) y mezclas heterogéneas. Separación de mezclas. Concentración de una disolución. Formas de expresar la concentración de una disolución: masa/volumen, % en masa y % en volumen. • La solubilidad: propiedad característica. • Teoría atómico-molecular de Dalton. • Sustancias cercanas a la realidad del alumno.

Completar tablas. Realizar esquemas. Realizar la lectura comprensiva de un texto. Resolver problemas numéricos sencillos. Realizar experiencias e interpretar datos.


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3 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud. Reconocer y valorar la importancia de las sustancias en nuestra vida. Al conocer la clasificación de las sustancias, el alumno puede comprender las medidas de higiene y conservación referentes a sustancias importantes para la vida. 2. Educación para la salud. Comentar a los alumnos que en los hogares tenemos muchas sustancias tóxicas: lejía, amoniaco, laca,… Explicarles que se debe tener cuidado al manipular estas sustancias. Hacer especial hincapié en las medidas preventivas que hay que tomar en los hogares donde viven niños pequeños. Por ejemplo: ponerlas fuera de su alcance, en sitios altos y cerrados, comprar las botellas que posean tapón de seguridad, etc. 3. Educación para la salud. Explicar a los alumnos que en el mercado existen muchas bebidas que poseen mucho alcohol (whisky, ron, ginebra…). Hacer entender a los alumnos los perjuicios del alcohol, que son muchos. Recalcar que, aunque no es bueno ingerir alcohol nunca, ingerirlo antes de conducir o manipular máquinas peligrosas, entre otras actividades, está totalmente contraindicado porque aumenta muchísimo la posibilidad de sufrir un accidente.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia matemática.


En el tratamiento de las disoluciones y las medidas de concentración, se trabaja el cambio de unidades y las proporciones. En la solubilidad, se interpretan gráficas.

Una vez más, el estudio de la materia desde otro punto de vista resulta imprescindible para la consecución de esta competencia. Las sustancias forman parte de la vida, y sirva como ejemplo el epígrafe 5: Sustancias en la vida cotidiana, en el se ponen ejemplos de sustancias comunes y su clasificación. Desde una bebida refrescante hasta la sangre.

Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico Abordamos el estudio de esta unidad con la descripción y clasificación de la materia desde el punto de vista microscópico. Partimos de lo más simple para ir diversificando la clasificación. Sustancias puras y mezclas. El estudio de la mezclas lo hacemos partiendo de ejemplos cercanos a la realidad del alumno, detalles que pasan inadvertidos nos dan la clave para la clasificación de las sustancias. La separación de mezclas, un contenido puramente experimental, se realiza con un aporte de ilustración sencillo y resolutivo. Experiencias para realizar en el aula o en el laboratorio inciden y refuerzan el carácter procedimental de este contenido.

Competencia para aprender a aprender A lo largo de toda la unidad se trabajan habilidades, en las actividades o en el desarrollo, para que el alumno sea capaz de continuar aprendiendo de forma autónoma de acuerdo con los objetivos de la unidad. Autonomía e iniciativa personal El conocimiento sobre la materia y cómo se clasifica contribuye a desarrollar en el alumno las destrezas necesarias para evaluar y emprender proyectos individuales o colectivos.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Saber diferenciar una sustancia pura de una mezcla. 2. Distinguir una sustancia pura por sus propiedades características. 3. Diferenciar entre elemento y compuesto. 4. Separar las sustancias puras que forman una mezcla mediante diferentes procesos físicos, como la filtración y la cristalización.

5. Realizar cálculos sencillos con la concentración de una disolución. 6. Calcular la solubilidad de una disolución. 7. Señalar cuáles son las ideas fundamentales de la teoría atómico-molecular de Dalton. 8. Clasificar las sustancias cotidianas del entorno del alumno.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Une cada frase con la expresión correspondiente.

a) Se trata de una sustancia pura. b) Se trata de una mezcla.

• Dispersa la luz (efecto Tyndall). • Es una mezcla de estaño y cobre. • La solubilidad aumenta con la temperatura. • La solubilidad disminuye con la temperatura.

❏ Aleación.

c) Se trata de un elemento químico.

❏ Coloide.

d) Se trata de un compuesto químico.

❏ Disolución de gas en agua.

e) Es una mezcla en la que intervienen átomos de tres elementos diferentes.

❏ Disolución de sólido en agua.

f) Es una mezcla en la que intervienen átomos de cuatro elementos diferentes. g) Es una mezcla formada por varias sustancias puras.

2. Observa la gráfica y contesta:

h) Es una mezcla de tres compuestos químicos.

Solubilidad (g/L)

i) Es una mezcla de dos compuestos químicos.

A

B

5. Explica en qué se diferencia una aleación de un compuesto químico.

90 80 70

6. Expresa en g/L la concentración de una disolución que contiene 10 g de soluto en 600 mL de agua.

60 50 40

7. Se diluyen 20 mL de alcohol en 200 mL de agua. ¿Cuál es el porcentaje en volumen de la disolución formada?

30 20 10 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

T (ºC)

a) ¿Cuál de las dos sustancias tiene una mayor solubilidad a 40 ºC? b) ¿Cuál es la solubilidad de cada sustancia a 10 ºC? c) ¿Cuál de las dos sustancias tiene una mayor solubilidad a 70 ºC? d) ¿Qué ocurrirá si echamos 100 g de cada sustancia en dos recipientes con 2 L de agua cada uno a 50 ºC? ¿Se disolverá todo? 3. ¿Por qué se dice que la situación de centrales térmicas y fábricas junto al cauce de un río perjudica a la vida en el río? 4. Observa la organización interna de esta sustancia e indica qué frases son verdaderas y cuáles son falsas. (Cada elemento está representado por un color.)

8. ¿Qué cantidades tendrías que poner para preparar 0,25 L de disolución de alcohol en agua al 4 %? 9. En la etiqueta de una botella de ácido sulfúrico aparece: 98 % en peso, d = 1,8 g/cm3. Explica el significado de estos dos datos. 10. Deseas comprobar la siguiente hipótesis: «La sal se disuelve más rápidamente en agua caliente que en agua fría». ¿Qué experiencia te parece más adecuada? Razona la respuesta. a) Añadir la misma cantidad de sal en cuatro vasos con agua a distinta temperatura. Observar lo que ocurre. b) Añadir cantidades diferentes de sal en cuatro vasos de agua a distinta temperatura. Observar lo que sucede. c) Añadir una cantidad de sal a un vaso con agua y calentar. Observar lo que sucede. 11. El vinagre es una disolución de ácido acético en agua al 3 % en masa. Determina: a) Cuál es el soluto y cuál el disolvente. b) La cantidad de soluto que hay en 200 g de vinagre.

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ACTIVIDADES

FICHA 1


ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. • Dispersa la luz (efecto Tyndall). → Coloide. • Es una mezcla de estaño y cobre. → Aleación. • La solubilidad aumenta con la temperatura. → Disolución de sólido en agua. • La solubilidad disminuye con la temperatura. → → Disolución de gas en agua. 2. a) La sustancia B. b) Sustancia A → 50 g/L. Sustancia B → 10 g/L. c) La sustancia A. d) Primero hay que calcular la concentración en ambas disoluciones. Como hay 100 g de cada sustancia en 2 L de agua, la concentración será de 50 g/L. (Suponemos que no hay variación de volumen cuando echamos el sólido al agua.) Para saber si se disuelve todo, debemos comparar esta concentración son la solubilidad. En el caso de la sustancia A, la concentración resultante es mayor que la solubilidad a dicha temperatura, por lo que no se disolverá todo el soluto y una parte se quedará en el fondo del recipiente sin disolverse. En el caso de la sustancia B, como la concentración es menor que la solubilidad para esta sustancia a esa temperatura, se disolverá todo el soluto. 3. Porque las centrales térmicas y las industrias utilizan a menudo el agua del río como refrigerante. Esto hace que la temperatura del agua suba. En estas condiciones, la solubilidad del oxígeno en el agua disminuye (el oxígeno es un gas).

e) Verdadero. f) Falso. Es una mezcla en la que intervienen átomos de tres elementos diferentes. g) Verdadero. h) Verdadero. i) Falso. Es una mezcla de tres compuestos químicos. 5. En una aleación, los metales están mezclados. Por tanto, pueden estar en diferente proporción, y las propiedades de la aleación varían. En un compuesto químico, esto no sucede. Un compuesto químico es una sustancia pura y siempre tiene la misma composición. Por tanto, sus propiedades físicas no varían. 6. En este caso: 10 g 10 g = = 16,67 g/L 600 mL 0,6 L (Hemos supuesto que la adición de 10 g a 600 mL de agua no significa un aumento de volumen.) 7. El porcentaje en volumen será: 20 mL alcohol = 0,1 → 10 % en volumen 200 mL de agua 8. 4 % indica que en un litro hay 4 cm3 de alcohol. 1 4 cm3 alcohol L disolución ⋅ = 1 cm3 alcohol 4 1 L disolución Por tanto, habrá: 250 cm3 − 1 cm3 = 249 cm3 de agua

Por eso hay oxígeno que escapa y, por consiguiente, el contenido en oxígeno del agua del río disminuye, lo que dificulta la vida de los animales y las plantas del río, puesto que estos seres vivos necesitan el oxígeno para vivir.

9. 98 % en peso significa que por cada 100 g de disolución hay 98 g de ácido sulfúrico. Y d = 1,8 g/cm3 quiere decir que cada cm3 de disolución tiene una masa de 1,8 g.

4. a) Falso. En el dibujo se pueden apreciar varias sustancias puras.

10. La a): Añadir la misma cantidad de sal en vasos con agua a distinta temperatura, pues así veremos en cuál se disuelve más rápidamente.

b) Verdadero. c) Falso. En la ilustración aparecen átomos de distintos elementos. d) Falso. En la ilustración aparecen varios compuestos químicos diferentes (diferentes agrupaciones de átomos).

11. a) Soluto: ácido acético; disolvente: agua. b) Los gramos de soluto serán: 3 g soluto ⋅ 200 g vinagre = 6 g de soluto 100 g vinagre


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ACTIVIDADES

FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Tenemos seis sustancias contenidas en diferentes recipientes que están etiquetados con las letras A, B, C, D, E, F.

Identifica cada una de las sustancias y enumera las propiedades que te han permitido distinguirlas. Recoge el resultado en la tabla:

Sabemos que se trata de las siguientes sustancias: • Agua. • Etanol. • Cobre. • Hierro. • Sal. • Azúcar. Pero no sabemos en qué recipiente se encuentra cada una de ellas. En el laboratorio se han medido algunas de sus propiedades que se recogen en las siguientes tablas:

Sustancia

Propiedades características

Agua Etanol Hierro Cobre Sal Azúcar

2. A continuación aparecen productos que podemos encontrar normalmente en nuestras casas y que son de uso cotidiano:

A

B

C

Sólido; aspecto metálico

Sólido; aspecto metálico

Sólido; cristalino

Negro

Rojizo

Blanco

Temperatura de ebullición

—

—

—

• • • • • • •

¿Es atraída por un imán?

Sí

No

No

a) Clasifícalos según sean mezclas o sustancias puras.

¿Soluble en agua?

No

No

Sí

Sabor

—

—

Salado

D

E

F

Estado físico

Líquido

Sólido; cristalino

Líquido

Color

Incoloro

Blanco

Incoloro

Estado físico

Color

Vino. Azúcar. Agua del grifo. Alcohol 96 %. Mahonesa. Detergente en polvo. Llave de hierro.

• • • • • • •

Sustancias puras

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100 °C

—

78 °C

¿Es atraída por un imán?

—

No

—

¿Soluble en agua?

Sí

Sí

Sí

Sabor

—

Dulce

—

Mezclas

b) Clasifica las mezclas según sean mezclas heterogéneas o disoluciones. Mezclas heterogéneas

Temperatura de ebullición

Sal. Lejía. Hilo de cobre. Refresco de cola. Bronce. Mina de un lápiz. Leche.

Disoluciones

Para hacer la clasificación, busca información acerca del aspecto y composición de cada uno de los productos.


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ACTIVIDADES

FICHA 2

LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. Podemos organizar los resultados en una tabla como la siguiente:

b) La clasificación queda así: Mezclas heterogéneas

Sustancia

Propiedades características

Agua → D

Líquido incoloro con una temperatura de ebullición de 100 °C.

Etanol → F

Líquido incoloro con una temperatura de ebullición de 78 °C.

Hierro → A

Sólido; aspecto metálico de color negro que es atraído por un imán. Insoluble en agua.

Cobre → B

Sólido; aspecto metálico de color rojizo que no es atraído por un imán. Insoluble en agua.

Sal → C

Sólido cristalino de sabor salado. Soluble en agua.

Azúcar → E

Sólido cristalino de sabor dulce. Soluble en agua.

• Mahonesa: aunque tiene un aspecto homogéneo, es una mezcla heterogénea. Si tomamos diferentes muestras de un envase, la composición no será exactamente la misma, algo que ocurre con las mezclas homogéneas.

Disoluciones • Lejía. • Refresco de cola. • Bronce. • Agua del grifo. • Alcohol 96 %.

• Detergente en polvo: a simple vista ya se aprecian diferentes colores; es decir, distintos componentes. • Leche: aunque tenga un aspecto homogéneo, es una mezcla heterogénea (podemos separar la nata, por ejemplo).

2. a) La clasificación queda así: Sustancias puras • Sal.

Mezclas • Vino: contiene alcohol, azúcares, etc.

• Azúcar. • Hilo de cobre. • Mina de un lápiz. • Llave de hierro.

• Alcohol 96 %: tiene agua además de etanol. • Lejía: es una disolución de hipoclorito de sodio en agua. • Agua del grifo: el agua tiene distintas sales disueltas. También se le añade flúor para ayudar a combatir la caries dental. • Detergente en polvo: su composición es muy variable en función de la empresa fabricante. • Refresco de cola: tiene, entre otros componentes, dióxido de carbono disuelto. • Mahonesa: sus componentes varían, aunque es común encontrar huevo, aceite, sal, limón… • Bronce: es una aleación formada por dos metales: estaño y cobre. • Leche: contiene grasas, vitaminas, etc.


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FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Cuando los componentes de una mezcla tienen diferentes propiedades, se pueden separar utilizando un método de separación basado en esa diferencia de propiedades. a) Agua y aceite. • ¿Cuál es la propiedad que permite separar los componentes de esta mezcla? • ¿Qué método de separación utilizarías? • Representa mediante un dibujo el procedimiento. b) Arena y azúcar.

2. En medio litro de agua añadimos 5 g de azúcar. a) ¿Cuál es la masa del agua? b) ¿Cuál es la masa de la disolución obtenida al añadir el azúcar? c) ¿Qué habrá que hacer para que la disolución sea más concentrada? d) ¿Qué nombre reciben los dos componentes de la disolución? e) Indica cuál es la concentración de la disolución en: – Gramos por litro. – Tanto por ciento en masa. 3. Queremos preparar 200 mL de una disolución de cloruro de sodio (sal) en agua que tenga una concentración de 5 g/L. Para ello, empleamos sal, agua, una balanza electrónica, un vidrio de reloj, un vaso de precipitados, una probeta y una espátula. a) Realiza los cálculos necesarios para determinar la cantidad de sal que debes de añadir y la cantidad de agua, y completa las siguientes líneas en tu cuaderno.

• ¿Cuál de las dos sustancias es soluble en agua? • ¿Podrías separar ambos componentes a partir de la solubilidad en agua? • En caso afirmativo, explica el procedimiento. c) Agua y arena. • ¿Podrías utilizar el mismo procedimiento de la mezcla anterior para separar el agua y la arena? • En caso contrario, ¿cuál utilizarías? d) Limaduras de hierro y arena.

• Cantidad de sal: _______ • Cantidad de agua: _______ b) Describe el procedimiento que seguirías para pesar en la balanza la cantidad de sal que has calculado. c) Indica ahora qué harías para calcular la cantidad de agua. d) A partir de esta disolución, ¿se podría añadir más sal hasta conseguir una disolución saturada? e) ¿Cómo podríamos saber que la disolución ha llegado a este punto? 4. El suero fisiológico es una disolución acuosa de cloruro de sodio de concentración 9 g/L que se utiliza a menudo, generalmente para la descongestión nasal. a) Explica cuáles son los componentes de la disolución. b) Explica qué significa que la concentración sea de 9 g/L.

• Diseña un procedimiento para separar los componentes de esta mezcla y explícalo detalladamente.

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c) Busca un frasco de suero y comprueba estos datos. ¿El suero fisiológico contiene alguna sustancia más?


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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Agua y aceite. La densidad: el aceite es un líquido menos denso que el agua. La decantación. Como el aceite es menos denso que el agua, quedará por encima y podremos separarlo.

e) La concentración de la disolución en gramos por litro es:

c=

masa soluto 5g = = 10 g/L volumen disolución 0,5 L

Hemos supuesto que el volumen de la disolución permanece constante cuando añadimos el soluto, lo cual es bastante exacto en este caso. La concentración de la disolución en tanto por ciento en masa es:

c= =

b) Arena y azúcar. El azúcar. La arena no es soluble. Sí. Por ejemplo, podemos echar la mezcla en agua. El azúcar se disolverá en el agua, pero la arena no se disolverá. Luego, se hace pasar la mezcla (disolución + arena) por un papel de filtro. La disolución atravesará el filtro, pero la arena, no, que se podrá recoger en el papel. c) Agua y arena. Sí, porque la arena no se disuelve en el agua. Si echamos la mezcla en papel de filtro, el agua atravesará los poros del papel, pero la arena, no, ya que sus partículas son de mayor tamaño que las del agua. d) Limaduras de hierro y arena. Las limaduras de hierro son atraídas por un imán, mientras que las partículas que forman la arena, no. Así, si acercamos un imán a la mezcla, las limaduras de hierro se pegarán al imán, mientras que la arena no lo hará. Luego, podemos separar con golpecitos suaves las limaduras de hierro del imán. 2. a) La masa de agua es de 500 g, ya que la densidad del agua es de un gramo por mililitro. b) La masa total de la disolución se calcula sumando la masa del disolvente y del soluto: Masa disolución = masa disolvente + + masa soluto c) Echar una mayor cantidad de soluto o bien retirar una parte del disolvente. d) Disolvente y soluto.

masa soluto ⋅ 100 = masa disolución 5g ⋅ 100 = 1 % 500 g + 5 g

3. a) Supondremos, como antes, que el volumen de la disolución es igual al volumen del disolvente empleado. Como queremos 200 mL de disolución, deberemos emplear 200 mL de agua (200 g). Para calcular la cantidad de sal, despejamos de la fórmula de la concentración:

c=

masa soluto masa soluto = = volumen disolución 0,2 L

= 5 g/L → masa soluto = 5 ⋅ 0,2 = 1 g • Cantidad de sal: 1 g. • Cantidad de agua: 200 g. b) Se conecta la balanza, se coloca el vidrio de reloj vacío sobre ella y luego se pone la balanza a cero. A continuación, se echa la sal hasta que la balanza indique 1 g. Hemos de tener cuidado porque la sal absorbe rápidamente la humedad del ambiente y enseguida, aunque echemos 1 g de sal, la balanza marcará algo más. c) Emplear una probeta o un vaso de precipitados. Teniendo cuidado de mirar desde el nivel señalado por la marca 200 mL. d) Sí. e) Si seguimos echando sal, llegará un momento en que no se disolverá. En ese momento, la disolución estará saturada. 4. a) Agua y sal. b) Que si tomamos un litro de disolución, tendremos 9 g de sal. c) Normalmente no, solo contiene agua y cloruro de sodio.


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. El siguiente gráfico muestra la composición del aire. Señala cuáles de las siguientes afirmaciones pueden deducirse a partir del gráfico.

4. Una disolución está formada por agua y varios solutos. La siguiente gráfica muestra la masa de cada soluto en 5 L de disolución. Masa de soluto Soluto 1 Soluto 4

Soluto 2 Soluto 5

Soluto 3

70 60 Nitrógeno Dióxido de carbono Argón

Otros Oxígeno

50 40 30

a) El aire es una sustancia pura. b) El aire es una mezcla. c) El aire es una mezcla homogénea. d) El aire es una mezcla de gases. e) El componente mayoritario del aire es el nitrógeno. f) El componente menos abundante en el aire es el argón.

20

2

3

4

10 0

1

5

Indica cuáles de las siguientes proporciones se deducen de la gráfica. a) El soluto 4 es el más abundante. b) El soluto 4 es el más soluble en agua.

g) La concentración de dióxido de carbono en el aire está aumentando en los últimos años.

c) La concentración del soluto 2 es de 50 g/L.

h) En el aire no hay ozono.

e) El soluto 1 es el menos soluble en agua.

d) La concentración del soluto 2 es de 10 g/L. f) El soluto 1 es el menos abundante en la disolución.

2. Elige la técnica de separación más adecuada para separar los componentes que forman las distintas mezclas teniendo en cuenta las propiedades. a) Una mezcla con arena y grava (piedras pequeñas).

a) La concentración expresada en g/L.

b) Una mezcla de agua y alcohol. Recuerda que estas dos sustancias tienen distintas temperaturas de ebullición.

b) La concentración expresada en % en masa.

c) Dos sólidos, uno que se disuelve en agua y otro no. d) Una mezcla de gasolina y agua. 3. Contesta, poniendo algún ejemplo. a) ¿Todas las mezclas homogéneas muestran un aspecto homogéneo? b) ¿Todas las mezclas heterogéneas muestran un aspecto heterogéneo? c) ¿Todas las sustancias puras muestran un aspecto homogéneo? d) ¿Todas las disoluciones son sustancias puras? e) ¿Todas las disoluciones son mezclas? f) ¿Todas las disoluciones son mezclas homogéneas? g) ¿Todas las aleaciones son mezclas?

58

5. Preparamos una disolución mezclando 20 g de hidróxido de sodio, NaOH, en 200 mL de agua. Calcula:

6. A 500 mL de una disolución de cloruro de calcio cuya concentración es de 10 g/L, se le añaden 2 g de soluto. ¿Cuál es la nueva concentración? 7. Una bebida alcohólica tiene un 12 % en volumen de alcohol. Calcula la cantidad de alcohol que se ingiere si bebemos dos vasos, de 125 cm3 cada uno, de dicha bebida. 8. En la etiqueta de una botella de ácido sulfúrico aparece: 98 % en peso; d = 1,8 g/cm3. ¿Qué cantidad de esta disolución habrá que utilizar para disponer de 2,5 g de ácido sulfúrico? 9. Mezclamos 1,5 L de una disolución de cloruro de plata de concentración 2 g/L con 450 cm3 de otra disolución de concentración 0,5 g/L. ¿Cuál es la concentración de la disolución resultante?


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. A la vista del gráfico:

4. a) Verdadero.

b) Verdadero.

b) Falso. Esto no puede deducirse de la gráfica. En esta no se menciona la solubilidad.

c) Falso. Aunque la afirmación es verdadera (el aire es una mezcla homogénea) no puede deducirse de la gráfica.

c) Falso. La gráfica nos indica que en 5 L de disolución hay 50 g de agua. Por lo tanto, la concentración del soluto 2 será:

a) Falso.

d) Falso. Aunque la afirmación es verdadera (el aire es una mezcla de gases) no puede deducirse de la gráfica.

Concentración = =

e) Verdadero. f) Falso. En el aire hay otros elementos menos abundantes que el argón que no aparecen ni siquiera en el gráfico. g) Falso. Aunque la afirmación es verdadera (la concentración de dióxido de carbono en el aire está aumentando en los últimos años) no puede deducirse de la gráfica. h) Falso. Hay una parte del gráfico con el título Otros que puede incluir varios gases, entre ellos el ozono. 2. a) Filtración; con una criba, por ejemplo. b) Destilación. El alcohol se transforma antes en vapor. c) Se disuelven ambos sólidos en agua y luego se filtra la mezcla empleando papel de filtro. La sustancia no soluble no pasa y se queda en el papel de filtro. d) Decantación, pues estas dos sustancias tienen diferente densidad.

c) Sí. Por ejemplo, el agua destilada.

e) Falso. Esto no puede deducirse de la gráfica. En esta no se menciona la solubilidad. f) Verdadero. 5. En este caso: 20 g NaOH 1000 mL ⋅ = 100 g/L 200 mL disoluc. 1L En tanto por ciento en masa: 20 g NaOH = 0,1 → 10% en masa 200 g disoluc. 6. En los 500 mL hay 5 g (10/2) de soluto. Si añadimos 2, habrá 7 g de soluto en 500 mL. Por tanto: 7 g soluto 1000 mL ⋅ = 14 g/L 500 mL 1L 7. 2 vasos son 250 cm3. 12 cm3 alcohol ⋅ 250 cm3 dis. = 30 cm3 alcohol 100 cm3 disoluc. 8. 2,5 g ácido ⋅

100 g disoluc. 1 cm3 disoluc. ⋅ = 98 g ácido 1,8, g disoluc.

= 1,417 cm3 de disolución 9. Calculamos la cantidad de AgCl de cada disolución:

d) No. Las disoluciones están formadas por al menos dos componentes. Por ejemplo, el agua con azúcar.

• 1,5 L disoluc. ⋅

e) Sí. Por ejemplo, el cocido.

• 0,450 L disoluc. ⋅

f) Sí. Las partículas del soluto se entremezclan con las del disolvente; no se distinguen unas de otras. Por ejemplo, el agua con sal. g) Sí. Las aleaciones están formadas por dos o más metales. Por ejemplo, el acero, cuyos componentes son hierro y carbono.

50 g = 10 g/L 5L

d) Verdadero.

3. a) Sí. Por ejemplo, la sal común. b) No. La leche, por ejemplo, es una mezcla heterogénea y, a simple vista, muestra un aspecto bastante homogéneo.

Masa soluto 2 = Volumen disolución

2 g cloruro = 3 g cloruro 1 L disoluc. 0,5 g cloruro = 0,225 g cloruro 1 L disoluc.

Y para calcular la concentración de la disolución resultante sumamos las cantidades de soluto y también los volúmenes: 3 g cloruro + 0,225 g cloruro = 1,654 g/L 1,5 L disoluc. + 0,450 L disoluc.


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 1 Clasifica las siguientes sustancias en sustancias puras o mezclas. En el caso de las sustancias puras, di si son elementos o compuestos. En el caso de las mezclas, indica si son homogéneas o heterogéneas. • • • • •

Grafito Vapor de agua Lejía Zumo de naranja Oxígeno

• • • • •

Colesterol Agua de mar Granito Ozono Dióxido de carbono

• • • • •

Agua mineral Mahonesa Cobre PVC Bronce

• • • • •

Leche con azúcar Azufre Aire Refresco de cola Suero fisiológico

Planteamiento y resolución Sustancias puras

Mezclas

Elementos

Compuestos

Homogéneas

Heterogéneas

Grafito

Vapor de agua

Lejía

Zumo de naranja

Oxígeno

Colesterol

Agua de mar

Granito

Ozono

Dióxido de carbono

Agua mineral

Mahonesa

Cobre

PVC

Bronce

Leche con azúcar

Azufre

Aire Refresco de cola Suero fisiológico

ACTIVIDADES 1

A partir de cada afirmación, indica si las sustancias involucradas son sustancias puras o mezclas. a) Un sólido que, al calentarlo, comienza a fundir a una temperatura de 30 ºC y acaba de fundirse a una temperatura de 58 ºC.

2

Señala si las siguientes sustancias son sustancias puras o mezclas. En el caso de sustancias puras, señala si se trata de elementos o de compuestos. a)

b) Un líquido del que se obtienen dos gases diferentes cuando realizamos una electrolisis. c) Un líquido que entra en ebullición a 90 ºC y la temperatura permanece constante hasta que desaparece todo el líquido.

b)

d) Un polvillo grisáceo de aspecto homogéneo en el que algunas partículas son atraídas por un imán y otras no. e) Un líquido en el que, al evaporarse el agua, quedan unos cristales sólidos de color azul oscuro.

c)

f) Un sólido en que podemos distinguir varios colores diferentes: blanco, gris y negro.

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PROBLEMAS RESUELTOS

LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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PROBLEMA RESUELTO 2 Se disuelven 15 g de azúcar en 200 cm3 de agua. Calcula la concentración de la disolución formada, expresada: b) En % en masa (dagua = 1 g/cm3).

a) En g/L.

Planteamiento y resolución a) Se forma una disolución cuyos componentes son: • Soluto → azúcar: 15 g. • Disolvente → agua: 200 cm3. La concentración es: masa de soluto (g) c= volumen de disolución (L)

b) La concentración, expresada en porcentaje en masa, indica los gramos de soluto que hay contenidos en 100 g de disolución. Partimos de la definición de densidad para calcular la masa de disolvente que equivale a 200 cm3:

d=

m → m = d ⋅ V = 1 g/cm3 ⋅ 200 cm3 V

Suponemos que al añadir el soluto no cambia el volumen total, que expresado en litros será: 1 dm3 = 0,2 dm3 = 0,2 L 200 cm3 ⋅ 103 cm3

Por tanto, la masa de disolución será:

Por tanto:

Y la concentración:

c=

m = 200 g mdisoluc. = 200 + 15 = 215 g

15 g = 75 g/L 0,2 L

c (%) =

15 g ⋅ 100 = 7% en masa 215 g

ACTIVIDADES 1

Calcula la concentración, en g/L, de una disolución con 10 g de cloruro de sodio y 350 mL de agua. Sol.: 28,57 g/L

2

Calcula el % en masa de una disolución que contiene 30 g de soluto en 1 L de agua. Sol.: 2,9 %

3

La concentración de una disolución es de 15 g/L. ¿Qué cantidad de soluto habrá en 250 cm3? Sol.: 3,75 g

4

Una disolución de azúcar en agua tiene una densidad de 1,08 g/mL, y una concentración de 20 g/L. Expresa su concentración en % en masa. Sol.: 1,81 %

5

Calcula el tanto por ciento en masa de una disolución formada al disolver 30 g de cloruro de sodio en medio litro de agua. ¿Qué cantidad de soluto habría en 200 cm3 de agua? (dagua = 1 g/cm3) Sol.: 5,67 %; 12 g

6

Se desea preparar 0,5 L una disolución cuya concentración sea de 0,15 g/mL. Calcula la cantidad de soluto necesaria y describe el procedimiento a seguir. Sol.: 75 g

7

Se mezclan 0,8 L de alcohol con 1,2 L de agua. dalcohol = 0,79 g/cm3; dagua = 1 g/cm3. Calcula la concentración de la disolución: a) En tanto por ciento en volumen. b) En tanto por ciento en masa.

Sol.: a) 40 % en volumen; b) 34,5 % en masa 8

Calcula la concentración, en g/L y en % en masa, de una disolución formada al mezclar 100 g de cloruro de sodio en 1,5 L de agua. Sol.: 66,7 g/L; 6,25 %

9

Calcula el volumen de una disolución de azúcar en agua cuya concentración es de 10 g/L, sabiendo que contiene 30 g de soluto. Si la densidad de la disolución es de 1,04 g/mL, calcula la masa de la disolución. Sol.: 3 L; 3120 g


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 3 Deseamos preparar 100 cm3 de una disolución de hidróxido de sodio cuya concentración sea de 20 g/L. a) ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio necesitaremos utilizar? b) Explica el procedimiento para preparar la disolución. Indica el material empleado. c) Si la densidad de la disolución es 1,2 g/cm3, ¿cuál será su concentración expresada en %?

Planteamiento y resolución 2. Disolvemos el soluto en una pequeña cantidad de agua, utilizando un vaso de precipitados. 3. A continuación añadimos la mezcla en un matraz aforado de 100 cm3 de capacidad, y completamos con agua hasta la marca de enrase que aparece en el cuello del matraz.

a) Partiendo de la definición de concentración, calculamos la cantidad de soluto necesaria ms (g) c = , donde ms es la masa de soluto Vd (L) (hidróxido de sodio) y Vd es el volumen de disolución: ms = c ⋅ Vd. Siendo:

Vd = 100 cm3 ⋅

1 dm3 = 0,1 dm3 = 0,1 L 103 cm3

Por tanto: ms = 20 g/L ⋅ 0,1 L = 2 g b) Para preparar la disolución hemos de disolver 2 g de hidróxido de sodio en agua hasta alcanzar un volumen de 0,1 L. Para ello:

c) La concentración en % en masa se refiere a la masa de soluto que hay en 100 g de disolución. La masa de 100 cm3 de disolución será: m d= → m=d⋅V → V → m = 1,2 g/cm3 ⋅ 100 cm3 = 120 g → Entonces: → c (%) =

1. Mediante una balanza pesamos la cantidad necesaria de hidróxido de sodio, utilizando un vidrio de reloj.

2 g de soluto ⋅ 100 = 120 g de disolución = 1,66 % en masa

ACTIVIDADES

62

1

Deseamos preparar 1,5 L de una disolución de azúcar en agua al 5 % en masa. Determina la cantidad de soluto necesaria. ddisoluc. = 1200 kg/m3. Sol.: 90 g

2

¿Cuántos gramos de una disolución de cloruro de sodio, NaCl, al 20 % en masa, son necesarios para preparar 200 mL de una disolución que contenga 5 g/L? Sol.: 5 g

3

Explica cómo prepararías 2 L de disolución de alcohol en agua, al 30 % en volumen.

4

Disponemos de 250 mL de una disolución de cloruro de magnesio, MgCl2, cuya concentración es de 2,5 g/L. Indica qué cantidad de agua es necesario añadir para que la concentración se reduzca a la mitad. Sol.: 250 mL

5

Se desea preparar una disolución de un determinado soluto sólido, al 5 % en masa. Si disponemos de 40 g de esta sustancia, ¿qué cantidad de agua habrá que añadir? Sol.: 760 mL

6

Se forma una disolución disolviendo 20 g de azúcar en 1 L de agua. Calcula: a) La densidad de dicha disolución, sabiendo que la densidad del agua es de 1 kg/L. b) La concentración expresada en % en masa.

Sol.: a) 1,02 kg/L; b) 1,96 % 7

Calcula la cantidad de nitrato de plata que se necesita para preparar 1 L de disolución que contenga 2 g/100 mL. Sol.: 20 g


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LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO

MAPA DE CONTENIDOS LA MATERIA

está formada por ÁTOMOS

cuya estructura se explica con

representados por

formados por

símbolos

modelos atómicos núcleo

electrones

con

tienen

característicos de los

modelo de Thomson

modelo de Bohr

protones

neutrones

cuyo número determina

cuya suma determina

deducido a partir de

el número atómico

el número másico

experiencia de la lámina de oro

empleado para

modelo de Rutherford

modelo actual

carga negativa

elementos químicos

que se agrupan en el

sistema periódico

ordenar los elementos en el sistema periódico

tienen

carga positiva

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. Habrá que incidir en que el conocimiento de todos los modelos y las limitaciones que obligaron a cambiarlos es parte del avance y del desarrollo de la ciencia. Se describirán entonces las partículas subatómicas que componen el átomo y sus principales características. 2. Incidiremos de forma expresa en la importancia que tiene el fenómeno de la electricidad en la constitución de la materia (neutra, pero curiosamente formada por partículas cargadas). 3. Analizaremos la importancia que tiene la radiactividad tanto en factores positivos (medicina y ciencia) como en factores negativos (contaminación y residuos). 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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La materia: propiedades eléctricas y el átomo PRESENTACIÓN

1. En esta unidad hemos seguido el desarrollo histórico, en primer lugar se determinó la naturaleza eléctrica de la materia, se llegó al concepto de materia cargada y carga eléctrica. Todo esto para describir las experiencias que ponían de manifiesto la existencia del electrón. 2. Continuamos con una breve cronología de los distintos modelos propuestos por

los científicos sobre la constitución de la materia, resaltando que el avance de la ciencia es posible tanto gracias a la mejora de las técnicas instrumentales (distintos hechos empíricos no explicados por el modelo anterior) como de su posterior interpretación. 3. Estudiamos el concepto de isótopo y el de ion.

OBJETIVOS • Conocer la naturaleza eléctrica de la materia, así como las experiencias que la ponen de manifiesto.

• Aprender a identificar las partículas subatómicas y sus propiedades más relevantes.

• Saber mediante qué mecanismos se puede electrizar un cuerpo.

• Explicar cómo está constituido el núcleo atómico y cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles electrónicos.

• Conocer la estructura última de la materia y su constitución por partículas cargadas eléctricamente. • Conocer los distintos modelos atómicos de constitución de la materia.

• Aprender los conceptos de número atómico, número másico y masa atómica. • Entender los conceptos de isótopo e ion. • Conocer las aplicaciones de los isótopos radiactivos.

CONTENIDOS

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CONCEPTOS

• Electrostática. • Métodos experimentales para determinar la electrización de la materia: péndulo eléctrico, versorio y electroscopio. • Partículas que forman el átomo. • Modelos atómicos de Thomson, Rutherford, Bohr y modelo actual. • Átomos, isótopos e iones: número atómico, número másico y masa atómica. • Radiactividad.


• Realizar experiencias sencillas que muestren formas de electrizar un cuerpo. • Realizar experiencias que muestren los dos tipos de cargas existentes. • Realizar experiencias sencillas que pongan de manifiesto la naturaleza eléctrica de la materia. • Calcular masas atómicas de elementos conocidas las de los isótopos que los forman y sus abundancias. • Completar tablas con los números que identifican a los diferentes átomos.

ACTITUDES

• Valorar la importancia del lenguaje gráfico en la ciencia. • Potenciar el trabajo individual y en equipo. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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4 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud. Identificar los problemas derivados de la radiactividad. Pero, también, valorar las repercusiones positivas en la medicina y en la ciencia. 2. Educación para la salud. Enseñar a los alumnos a respetar los carteles con símbolos que nos indican «zona con radiactividad». Las mujeres embarazadas tienen que extremar las precauciones en estas zonas. Durante el embarazo no deben hacerse ninguna radiografía, ya que la radiación podría dificultar el correcto desarrollo del bebé. 3. Educación para la paz. Desarrollar en los alumnos una actitud crítica y de repulsa hacia la aplicación de la radiactividad en la construcción de armas, como es la bomba atómica.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia en comunicación lingüística En la sección Rincón de la lectura se trabajan de forma explícita los contenidos relacionados con la adquisición de la competencia lectora, a través de textos con actividades de explotación. Competencia matemática En los ejercicios relacionados con el tamaño y la carga de las partículas atómicas se trabaja con la notación científica y las potencias de diez. En la determinación de la masa atómica, teniendo en cuenta la riqueza de los isótopos, se trabajan los porcentajes. Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico Continuando con el estudio de la materia, ahora desde el punto de vista microscópico, esta unidad se genera a partir del desarrollo histórico del estudio de la naturaleza eléctrica de la materia. Para estudiar esta propiedad se recurre a tres aparatos: el versorio, el péndulo eléctrico y el electroscopio. Se estudia la electrización por contacto y por inducción. De esta forma, se pone de manifiesto

la existencia de «electricidad positiva y negativa». A partir de aquí, nos adentramos en el estudio de las partículas que componen el átomo, sin alejarnos de la cronología de los descubrimientos. Los modelos atómicos se trabajan desde una doble vertiente: primero, como contenidos propios de la unidad; y, segundo, como ejemplo de trabajo científico. De hecho, en la página 83 se ejemplifica con una ilustración el método empleado por la ciencia para llegar al conocimiento del modelo atómico actual. Tratamiento de la información y competencia digital En la sección Rincón de la lectura se proponen algunas páginas web interesantes que refuerzan los contenidos trabajados en la unidad. Competencia para aprender a aprender Una síntesis de la unidad en la sección Resumen para reforzar los contenidos más importantes, de forma que el alumno conozca las ideas fundamentales de la unidad. Autonomía e iniciativa personal El conocimiento y la información contribuyen a la consecución de esta competencia.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Conocer la relación existente entre las cargas eléctricas y la constitución de la materia. 2. Explicar las diferentes formas de electrizar un cuerpo. 3. Describir los diferentes modelos atómicos comentados en la unidad. 4. Indicar las diferencias principales entre protón, electrón y neutrón.

5. Dados el número atómico y el número másico, indicar el número de protones, electrones y neutrones de un elemento, y viceversa. 6. Calcular la masa atómica de un elemento conociendo la masa de los isótopos que lo forman y sus abundancias. 7. Conocer los principios fundamentales de la radiactividad.


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ACTIVIDADES

FICHA 1


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Dado el siguiente átomo: 168 O.

7. Observa la siguiente tabla y responde a las cuestiones:

a) Determina cuántos protones y neutrones tiene en el núcleo. b) Escribe la representación de un isótopo suyo. 2. Determina el número atómico y el número másico de un elemento que tiene 18 protones y 22 neutrones en su núcleo.

Especie atómica

1

2

3

9

35

11

18

72

23

10

35

10

Z A o

N. de electrones

a) ¿Cuál de las especies atómicas es un átomo neutro? b) ¿Cuál es un catión?

3. Un átomo neutro tiene 30 neutrones en su núcleo y 25 electrones en la corteza. Determina cuál es el valor de su número atómico y de su número másico. 4. Completa:

c) ¿Cuál es un anión? 8. Elige la respuesta adecuada. Un cuerpo es neutro cuando: a) No tiene cargas eléctricas.

a) F + 1 e− → … b) Na → … + 1 e−

b) Tiene el mismo número de protones que de neutrones.

c) O + … → O2−

c) Ha perdido sus electrones.

d) Fe → … + 3 e−

d) Tiene el mismo número de protones que de electrones.

5. El átomo de hierro está constituido por 26 protones, 30 neutrones y 26 electrones. Indica cuál de las siguientes afirmaciones está de acuerdo con el modelo atómico propuesto por Rutherford:

9. En las figuras, indica el signo de la carga «q»:

a)

a) Los 26 protones y los 30 neutrones están en el núcleo, mientras que los 26 electrones giran alrededor del mismo. b) Los 26 electrones y los 30 neutrones están en el núcleo, mientras que los 26 protones giran alrededor del mismo. c) Los 26 protones y los 30 neutrones están en el núcleo, mientras que los 26 electrones se encuentran pegados a él en reposo. d) El átomo de hierro es una esfera maciza en la cual los protones, electrones y neutrones forman un todo compacto.

Plata Cu+

Z

12

29

A

24

N.o de protones o

N. de neutrones N.o de electrones

66

Ion fluoruro

Mg2+

Símbolo

q

b) +

q

10. Responde si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Un cuerpo se carga positivamente si gana protones, y negativamente si gana electrones. b) Un cuerpo se carga positivamente si pierde electrones, y negativamente si los gana.

6. Completa la siguiente tabla: Especie atómica

+

c) Todos los cuerpos tienen electrones y protones. Por tanto, todos los cuerpos están cargados. d) Un cuerpo neutro tiene tantos protones como electrones. 11. Dibuja un esquema con las fuerzas que aparecen entre dos cargas q1 y q2 cuando:

47 60

a) Ambas son positivas. 34

9 10

b) Ambas son negativas. c) Una es positiva, y la otra, negativa.


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ACTIVIDADES

FICHA 1



ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) b) Negativa.

1. a) Tiene 8 protones y 8 neutrones. b) Un isótopo suyo sería: 178 O. Los isótopos estables de oxígeno son: •

16 8

O

•

17 8

O

•

18 8

O

+

−

10. a) Falsa. Un cuerpo se carga positivamente si pierde electrones, y negativamente si los gana. b) Verdadera.

2. El número atómico es 18 (argón), y el número másico, 40.

c) Falsa. Existen cuerpos neutros. Son aquellos que tienen tantos protones como electrones. d) Verdadera.

3. El número atómico es 25 (manganeso), y el número másico, 55.

a)

4. a) F + 1 e− → F− b) Na → Na+ + 1 e−

b)

c) O + 2 e− → O2− d) Fe → Fe

3+

11. Respuesta gráfica:

−

+3e

c)

+q1

+q2

−q1

−q2

−q1

+q2

5. a) Sí. b) No. c) No. d) No. 6. La tabla quedará así: Especie atómica Símbolo

Ion magnesio

Plata

Mg2+

Ag

Ion Ion cobre fluoruro Cu+

F−

Z

12

47

29

9

A

24

107

63

18

N.o de protones

12

47

29

9

o

12

60

34

9

o

12

46

28

10

N. de neutrones N. de electrones

7. a) La 2. b) La 3. c) La 1. 8. Respuesta correcta: d), debido a que las cargas positivas y negativas están compensadas. 9. a) Positiva.

+

+ 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Frotamos una barra de plástico con un paño de lana y la acercamos a unos trocitos de papel. ¿Qué ocurre? Responde a las preguntas:

3. Señala cómo pueden emplearse los siguientes aparatos para saber si un cuerpo está cargado eléctricamente.

a) ¿Cómo notamos que la barra de plástico se ha cargado? b) ¿Se habrá cargado también el paño de lana? c) ¿Se habrán cargado los papelitos si la barra no los toca? d) Si la barra de plástico se ha cargado negativamente y toca a los papelitos, ¿habrán adquirido carga eléctrica los trocitos de papel? Explica tu respuesta. 2. Observa el dibujo y responde a las cuestiones. 1. Una barra de plástico electrizada se aproxima a un péndulo eléctrico.

4. Completa la tabla buscando los datos que no conozcas. Partícula

Carga

Masa

Protón Neutrón Electrón

Utiliza el dato de la masa del protón para calcular el número de protones necesario para formar una masa de 1 kg. 5. Observa el siguiente dibujo de la experiencia realizada por Rutherford y sus colaboradores y señala por qué sirvió para desterrar definitivamente el modelo de Thomson. Realiza algún esquema para aclarar tu respuesta.

2. Tocamos con la barra la bolita el péndulo.

a) En el experimento 1, ¿cómo son las cargas que han adquirido la barra de plástico y la bolita del péndulo? Completa las siguientes frases:

a) ¿Por qué se empleó una lámina muy fina de oro? ¿Qué habría pasado si se hubiera utilizado un trozo más grueso de oro?

• Dos cuerpos con la misma carga eléctrica se __________.

b) ¿Por qué rebotaban algunas partículas? Haz un dibujo para explicarlo.

• Dos cuerpos con cargas eléctricas contrarias se __________.

c) ¿Por qué se desviaban algunas partículas? Haz un dibujo para explicarlo.

b) Cuando entran en contacto, ¿qué ha ocurrido?

68

Lámina de oro muy fina


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ACTIVIDADES

FICHA 2

LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

4

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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Porque al acercarla a los papelitos, los atrae. b) Sí.

4.

Partícula Protón

c) Si la barra no llega a tocarlos, no. d) Cuando la barra de plástico toca a los trocitos de papel, estos sí adquieren carga eléctrica, también de signo negativo. 2. a) La bolita del péndulo no se carga eléctricamente, puesto que la barra de plástico se acerca, pero no la toca. b) Cuando entran en contacto, pasa carga eléctrica de la barra a la bolita del péndulo. • Dos cuerpos con la misma carga eléctrica se repelen. • Dos cuerpos con cargas eléctrica contrarias se atraen. 3. En el caso del versorio, podemos acercar un objeto a las aspas, pero sin llegar a tocarlas. Como las aspas son metálicas, si el cuerpo que acercamos tiene carga eléctrica, las cargas en las aspas metálicas se redistribuyen, de manera que las cargas de signo opuesto a la del objeto que se acerca se sitúan más cerca de este. Las cargas del mismo signo se sitúan en el lado contrario de las aspas del versorio.

Carga

Masa −19

+1,602 ⋅ 10

C

1,67 ⋅ 10−27 kg

Neutrón

−

1,67 ⋅ 10−27 kg

Electrón

−1,602 ⋅ 10−19 C

9,1 ⋅ 10−31 kg

El número de protones necesario para formar una masa de 1 kg se calculará a partir de la masa del protón: N.° protones =

1 kg = 1,67 ⋅ 10−27 kg/protón

= 5,988 ⋅ 1026 protones 5. Si el modelo de Thomson fuera correcto, al bombardear la lámina de oro deberían haber atravesado la lámina todas la partículas, con más o menos dispersión, puesto que este modelo suponía que la carga positiva estaba distribuida por todo el átomo y los electrones estaban embutidos en ella, como las pasas de un pastel. a) Porque así algunas partículas podían atravesar la lámina. Con una lámina más gruesa ninguna partícula la habría atravesado y no se hubieran obtenido las mismas conclusiones. b) Porque chocaban con los núcleos atómicos.

En el caso del electroscopio, podemos realizar un experimento parecido. Si tocamos con un cuerpo cargado, las varillas del electroscopio se separarán. Esto significa que tienen carga del mismo signo. En efecto, cuando tocamos la bolita metálica del electroscopio, las cargas eléctricas pasan a esta, y llegan hasta las varillas, que se cargan ambas con carga eléctrica del mismo tipo y se repelen.

c) Porque pasaban cerca de los núcleos. Ver el dibujo de arriba.


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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Ordena cronológicamente los siguientes hechos. a) Descubrimiento del protón.

5. Con las letras de las casillas marcadas encontrarás la respuesta a la siguiente definición: «Nombre que se da a los átomos del mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones»:

b) Experimento de Millikan. c) Experimento de Rutherford. d) Descubrimiento del electrón. e) Modelo atómico de Bohr. f) Descubrimiento de los dos «tipos» de electricidad.

1 2

g) Modelo atómico de Rutherford.

3

h) Modelo atómico de Thomson. 2. Según el modelo atómico propuesto por Bohr y dibujando las partículas como bolitas de diferentes colores, haz un esquema que represente al átomo de litio de número atómico 3. a) Indica el número de protones que hay en el núcleo.

4 5 6 7 8

b) Señala el número de neutrones. c) Indica el número de electrones. d) ¿Cuál es la carga neta del átomo? e) Repite el dibujo quitándole un electrón. f) Cuál es la carga del nuevo átomo. ¿En qué se ha convertido? 3. Completa las frases: a) El número atómico, Z, representa el número de ________ que un átomo tiene en su ________. b) El número másico, A, representa el número de ________ y de ________ que un átomo tiene en su ________. c) El número de electrones en un átomo neutro coincide con el número _______. d) El número de electrones en un átomo neutro coincide con el número ________.

1. Átomo con carga eléctrica. 2. Carga que adquiere un átomo cuando pierde electrones. 3. Partícula con carga negativa. 4. Científico británico que descubrió el electrón. 5. Partícula sin carga eléctrica. 6. Partícula con carga eléctrica positiva. 7. Fuerza que existe entre las partículas con carga de distinto signo. 8. Fuerza existente entre las partículas con cargas del mismo signo. 6. Las reacciones nucleares pueden emplearse para obtener energía. a) ¿Qué ventajas tienen las centrales nucleares? b) ¿Qué son los residuos nucleares? c) ¿Qué se hace con ellos? ¿Dónde se almacenan?

4. Completa la tabla: Elemento

Carbono Calcio Oxígeno Flúor

e) ¿Por qué son peligrosos los residuos nucleares?

Símbolo N.° atómico

6

N.° másico

12

7 16

N.° de protones

70

d) ¿Qué quiere decir que la vida de los residuos nucleares es de cientos o de miles de años?

g) ¿Por qué crees entonces que se siguen utilizando las centrales nucleares?

8

N.° de neutrones

20

N.° de electrones

20

f) ¿Por qué son tan peligrosos los accidentes que se producen en las centrales nucleares?

7

7. Explica cómo se emplean algunos isótopos radiactivos en medicina para tratar enfermos con cáncer.


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ACTIVIDADES

FICHA 3

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. 1. Descubrimiento de los dos «tipos» de electricidad. Siglo XVIII. 2. Descubrimiento del electrón. 1897.

5. Nombre que se da a los átomos del mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones: I S Ó T O P O S

3. Modelo atómico de Thomson. 1903. 4. Experimento de Millikan. Experimento de Rutherford. 1909.

1 I O N

5. Modelo atómico de Rutherford. 1911.

2 P O S I T I V A

6. Modelo atómico de Bohr. 1913.

3 E L E C T R Ó N

7. Descubrimiento del protón. 1918.

4 T H O M S O N

2. Dibujo:

5 N E U T R Ó N 6 P R O T Ó N 7 A T R A C C I Ó N 8 R E P U L S I Ó N

a) 3 protones.

c) 3 electrones.

b) 3 neutrones.

d) El átomo es neutro.

e) Dibujo:

6. a) Producen una gran cantidad de energía a partir de muy poca cantidad de combustible. Además, no emiten gases que contribuyen al incremento del efecto invernadero, como el dióxido de carbono. b) Los desechos producidos en instalaciones nucleares. c) Los residuos se almacenan bajo tierra.

f) +1. Se ha convertido en un ion. 3. a) El número atómico, Z, representa el número de protones que un átomo tiene en su núcleo. b) El número másico, A, representa el número de protones y de neutrones que un átomo tiene en su núcleo.

4.

d) Que emiten radiación durante cientos o miles de años. Es decir, que son tóxicos durante mucho tiempo. e) Porque siguen emitiendo radiación durante muchos años.

c) El número de electrones en un átomo neutro coincide con el número atómico.

f) Porque emiten a la atmósfera materiales radiactivos que ocasionan graves daños en la salud de las personas, produciendo cáncer y malformaciones en los recién nacidos.

d) El número de electrones en un átomo neutro coincide con el número de protones.

g) Porque producen una gran cantidad de energía y no emiten gases de efecto invernadero.

Elemento

Carbono Calcio Oxígeno Flúor

Símbolo

C

Ca

O

F

N.° atómico

6

20

8

7

N.° másico

12

40

16

18

N.° de protones

6

20

8

9

N.° de neutrones

6

20

8

6

N.° de electrones

6

20

8

7

7. La radiación emitida por estos isótopos puede emplearse, por ejemplo, para obtener imágenes del interior del cuerpo humano. En otros casos, estas radiaciones matan a las células cancerosas sin dañar a las células sanas.


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN b) La experiencia de Rutherford demostró que la carga positiva del átomo se concentra en una región muy pequeña: el núcleo.

1. Dados los siguientes átomos: 4 2

A; 168 B; 136 C; 178 D; 188E

¿Cuáles de ellos son isótopos entre sí? ¿Por qué?

c) La experiencia de Rutherford demostró que el tamaño del núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo.

2. La existencia de isótopos, ¿está en contradicción con la teoría atómica de Dalton? Justifica la respuesta. 3. El boro se presenta en la naturaleza en forma de dos isótopos: uno de masa atómica 10 y otro de masa atómica 11. Si la masa atómica del boro es 10,8, determina la proporción en que se encuentran ambos isótopos.

9. Dado el átomo: 8637 X, señala razonadamente si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas. a) Si le quitamos un electrón se transformará en un ion del mismo elemento. b) Si se le añaden dos protones se transformará en un elemento diferente.

4. Expresa en gramos la masa equivalente a 1 u.

c) Si se le quita un protón se transformará en un ion del mismo elemento.

5. Calcula la masa (en gramos) en cada caso:

d) Si se le añaden dos neutrones se transformará en un isótopo del mismo elemento.

16

a) 1 átomo de O. b) 1024 átomos de 16O. c) Una molécula de agua (H2O). (AH = 1; AO = 16.) d) 6,022 ⋅ 1023 moléculas de agua. (AH = 1; AO = 16.) e) Una molécula de glucosa (C6H12O6). (AH = 1; AC = 12; AO = 16.) f) 1024 moléculas de glucosa (C6H12O6). (AH = 1; AC = 12; AO = 16.) 6. La plata se presenta en la naturaleza con dos isótopos estables:

11. Completa la tabla: Especie atómica

1

Z

2

3

12

A

24

N.o de protones

20

N.o de neutrones

20

o

N. de electrones

18

25

12

12

Ag → 51,82 %.

Contesta:

•

109 47

Ag → 48,18 %.

a) ¿Cuál de ellas es un ion negativo?

•

36 18

Ar → 0,337 %.

•

38 18

Ar → 0,063 %.

•

40 18

Ar → 99,6 %.

32

12

107 47

7. El argón se presenta en la naturaleza con tres isótopos estables:

4 16

•

¿Cuál será entonces la masa atómica de la plata?

18

b) ¿Cuál de ellas es un ion positivo? c) ¿Cuáles son isótopos? 12. Explica las siguientes experiencias: a) Cuando frotamos dos globos con un paño y luego acercamos un globo al otro, los globos se repelen.

a) ¿A cuál de los tres isótopos se parece más la masa atómica del argón?

b) Después de cepillarnos el pelo, el cepillo atrae al pelo.

b) ¿Crees que siempre sucede esto? Piensa en elementos que tengan 5 o 6 isótopos estables.

c) Cuando despegamos dos tiras de celofán pegadas a una mesa, las tiras se repelen.

8. Explica las siguientes frases: a) La experiencia de Rutherford demostró que la mayor parte del átomo está vacío.

72

10. Dado el átomo 126 53 I, indica qué partículas le faltan o le sobran para transformarse en un anión monovalente.

d) Cuando tocamos con nuestra mano una bola de un péndulo que está cargada eléctricamente, se descarga, aunque nosotros no sentimos ningún calambre.


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ACTIVIDADES

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. Son isótopos entre sí aquellos que tienen el mismo número atómico, es decir: 16 8

8. Las explicaciones serán: a) Porque la mayor parte de las partículas α atravesaban la lámina de oro sin desviarse.

B, 178 D y 188E

b) Porque solo algunas partículas α rebotaban debido a las fuerzas eléctricas de repulsión (las cargas del mismo signo se repelen).

2. Sí, porque la teoría de Dalton especificaba que todos los átomos de un mismo elemento eran iguales entre sí, y los isótopos tienen distinto número de neutrones en el núcleo.

c) Porque solo un pequeño porcentaje de las partículas α rebotaban.

3. Se realiza una media ponderada:

mB =

10x + 11 ⋅ (100 − x) = 10,8 → 100

9. a) Verdadero. b) Verdadero. c) Falso, se transformará en un ion de otro elemento.

→ x = 20 Por tanto, habrá:

d) Verdadero.

• 20 % de 10B. • 80 % de 11B. 4. 1 u = 1,66 ⋅ 10

−27

kg = 1,66 ⋅ 10

−24

g

5. La masa en cada caso será: a) 1 átomo de 16O: 16 ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = 2,66 ⋅ 10−23 g b) 1024 átomos de 16O: 16 ⋅ 1024 ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = 26,6 g c) Una molécula de agua (H2O): 18 u = 18 ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = 2,99 ⋅ 10−23 g d) 6,022 ⋅ 10 moléculas de agua: 6,022 ⋅ 1023 ⋅ 18 ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = 18,0 g 23

e) Una molécula de glucosa (C6H12O6): (6 ⋅ 12 + 12 + 6 ⋅ 16) ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = = 2,99 ⋅ 10−22 g

10. Le falta un electrón para transformarse en el anión I−. 11. La tabla queda así: Especie atómica

1

2

3

4

Z

20

12

12

16

A

40

24

25

32

o

20

12

12

16

o

N. de neutrones

20

12

13

16

N.o de electrones

18

12

12

18

N. de protones

a) La especie 4. b) La especie 1. c) Las especies 2 y 3.

24

f) 10 moléculas de glucosa: 1024 ⋅ (6 ⋅ 12 + 12 + 6 ⋅ 16) ⋅ 1,66 ⋅ 10−24 g = = 298,8 g 6. La masa atómica de la plata será:

mAg =

107 ⋅ 51,82 + 109 ⋅ 48,18 = 107,96 100

7. a) La masa atómica del argón se parece más a la del isótopo 40 18 Ar, pues este isótopo es, con diferencia, el más abundante. b) Esto es lo habitual, pero no siempre sucede. En el estaño, que tiene 10 isótopos estables, la masa atómica es 118,7 y, aunque existe el isótopo 119 50 Sn, este no es el más abundante (8,59 %). El más abundante es el 120 50 Sn (32,85 %).

12. a) Al frotar los globos, estos adquieren carga eléctrica. Si los frotamos con el mismo paño, la carga eléctrica de ambos globos será del mismo tipo, por lo que los globos se repelerán. b) El pelo queda cargado eléctricamente, pues existe un flujo de cargas eléctricas entre el cepillo y el pelo, que quedan electrizados con cargas de diferente tipo. Por eso se atraen luego al acercar el cepillo al pelo. c) Al despegar las tiras, estas se cargan eléctricamente, con carga del mismo tipo. Al acercarlas, las cargas del mismo tipo se repelen. d) La carga pasa de la bola a nuestro cuerpo. Pero es una carga bastante pequeña, por lo que no notamos ninguna sensación especial.


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 1 El cobre se presenta en forma de dos isótopos estables: 63 29 Cu y con una abundancia de 69,1 % y 30,9 %, respectivamente. a) ¿Qué diferencia existe entre ellos?

65 29

Cu, que aparecen en la naturaleza

b) Calcula la masa atómica del cobre.

Planteamiento y resolución a) Un átomo se representa mediante la notación: AZ X, siendo Z = número atómico y A = número másico. • Z representa el número de protones que el átomo tiene en el núcleo. • A representa la suma del número de protones y el número de neutrones que hay en el núcleo: A = Z + N.

Por tanto, los dos isótopos se diferencian en el número de neutrones que tienen en el núcleo. b) La masa atómica de un elemento depende de la proporción en que se presentan sus isótopos en la naturaleza y viene dada por la media ponderada de las masas de dichos isótopos, es decir:

mCu =

Un elemento químico puede estar constituido por especies atómicas diferentes, llamadas isótopos, que son átomos con el mismo número atómico y distinto número másico. 63 29

Cu → N = 63 – 29 = 34 neutrones

65 29

Cu → N = 65 – 29 = 36 neutrones

63 ⋅ 69,1 + 65 · 30,9 → 100 → mCu = 63,62 u

Este valor de la masa atómica es el que encontramos en la tabla periódica para cada elemento.

ACTIVIDADES 1

2

3

4

74

El uranio se presenta en forma de tres isótopos: 234 235 238 92 U (0,0057 %); 92 U (0,72 %); 92 U (99,27 %) a) ¿En qué se diferencian estos isótopos? b) ¿Cuál es la masa atómica del uranio natural? Sol.: 237,97 Se conocen dos isótopos del elemento cloro: 35 37 17 Cl y 17 Cl, que existen en la naturaleza en la proporción 3 a 1. Calcula la masa atómica del cloro. Sol.: 35,5 Se conocen dos isótopos de la plata: el isótopo 107 Ag aparece en la naturaleza en una proporción del 56 %. Sabiendo que la masa atómica de la plata es 107,88. ¿Cuál es el número másico del otro isótopo? Sol.: 109 Indica cuáles de las siguientes especies atómicas son isótopos: 12 12 14 19 14 6 X; 8 Y; 6 Z; 9 U; 8V

5

Completa la siguiente tabla para los isótopos del hidrógeno: Protio

Representación

1 1

H

Deuterio 2 1

H

Tritio 3 1

H

A Z N.o de protones N.o de electrones N.o de neutrones

6

Existen tres isótopos del oxígeno: 16 O (99,76 %); 17O (0,04 %) 18 O (0,20 %) Calcula la masa atómica del oxígeno. Sol.: 16,0044

7

Observa los siguientes átomos: 10 11 12 14 16 12 12 5 B; 5 B; 5 B; 7 N; 8 O; 6 C; 7C Agrupa los átomos anteriores según: a) Sean isótopos. b) Tengan el mismo número másico. c) Tengan el mismo número de neutrones.


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PROBLEMAS RESUELTOS

LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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PROBLEMA RESUELTO 2 Completa la tabla: Especie atómica S2−

A

8

16

+

23

2+

40

Na Ca

Z

N.O protones

N.O neutrones

N.O electrones

11 18

Planteamiento y resolución Un ion negativo o anión es un átomo que ha ganado electrones: número de protones < número de electrones Tiene carga neta negativa. Un ion positivo o catión es un átomo que ha perdido electrones: número de protones > número de electrones Tiene carga neta positiva. Así, en la tabla aparecen: S + 2 e− → S2− Especie atómica

El anión tendrá 2 electrones más que protones. Na → Na+ + 1 e− El catión tendrá 1 electrón menos que protones. Ca → Ca2+ + 2 e− El catión tendrá 2 electrones menos que protones. La última capa electrónica de un ion debe estar completa con 8 electrones. Con todos estos datos completamos la tabla del enunciado: N.O protones

N.O neutrones

N.O electrones

Z

A

S2−

8

16

8

8

10

+

11

23

11

12

10

Ca2+

20

40

20

20

18

Na

ACTIVIDADES Completa la siguiente tabla:

1

Símbolo del ion

Br−

3

Al3+

O2−

N3−

Tipo de ion o

N. de

Escribe el símbolo del ion que se forma y determina si son aniones o cationes cuando: a) El hidrógeno pierde un electrón.

e− ganados

b) El hidrógeno gana un electrón.

N.o de e− perdidos

c) El cloro gana un electrón. d) El calcio pierde dos electrones.


2

Especie atómica Z

Li+

4 Se2−

3

N3− 7

N.o de protones N.o de electrones

Sr2+ 38

36

Completa: a) Na → … 1e− b) … + 2e− → O2− c) N + … → N3− d) Be → Be2+ + …


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 3 Dados los átomos:

32 16

Sy

35 19

K, determina:

a) La estructura de su núcleo.

c) ¿Son metales o no metales?

b) Su posición en la tabla periódica.

d) ¿Qué iones estables formarán?

Planteamiento y resolución a) El núcleo atómico está formado por protones y neutrones, siendo:

c) En el caso del azufre: Es un no metal, ya que tiene 6 electrones en la última capa y, por tanto, tiende a aceptar los dos que le faltan para completarla con 8 electrones.

N.o de protones = Z N.o de neutrones = A − Z La estructura de los núcleos será:

En el caso del potasio:

S: Z = 16; A = 32.

Es un metal, ya que tiene un solo electrón en la última capa y, por tanto, tiende a perderlo dejando completa la capa anterior.

• N.° de protones = 16 • N.o de neutrones = 32 − 16 = 16 K: Z = 19; A = 35.

d) El azufre formará: S + 2 e− → S2−

• N.° de protones = 19

El ion S2− es estable porque tiene 8 electrones en su última capa.

• N.o de neutrones = 35 − 19 = 16 b) La posición en la tabla periódica es:

El potasio formará: K → K+ + 1e−

S: periodo 3 (3 capas electrónicas); grupo 16, familia del oxígeno.

El ion K+ es estable porque tiene 8 electrones en su última capa.

K: periodo 4 (4 capas electrónicas); grupo 1, alcalinos.

ACTIVIDADES 1

Dado el elemento químico de número atómico 15 y número másico 31, determina:

3

Dados los siguientes átomos: 6 18 3 Li; 9 F Determina: a) Su posición en la tabla periódica. b) Si son metales o no son metales. c) Los iones estables que formarán.

4


a) La constitución de su núcleo. b) El número de protones, neutrones y electrones que tiene el ion estable que forma. c) Su posición en la tabla periódica. 2

76

Relaciona con flechas: • Z = 11

❏ Cobalto

Nombre

• Z = 20

❏ Talio

Boro

• Z = 28

❏ Yodo

Hierro

• Z = 81

❏ Kriptón

Bario

• Z = 36

❏ Sodio

Rubidio

• Z=8

❏ Oxígeno

• Z = 53

❏ Níquel

Neón

• Z = 27

❏ Calcio

Plata

Símbolo

Z

A

N.° de protones

Cloro Plomo


N.° de N.° de neutrones electrones

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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS

MAPA DE CONTENIDOS LAS UNIONES ENTRE ÁTOMOS

se producen entre

justificadas por

METALES Y NO METALES

que tienden a alcanzar

da lugar a

cuando los átomos

la configuración de un gas noble

redes iónicas

comparten electrones

con

cuando se unen

8 electrones en último nivel

ÁTOMOS DE METALES DEL MISMO ELEMENTO

NO METALES Y NO METALES

LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

y da lugar a

y da lugar a

cristales covalentes

moléculas

redes metálicas

iones que son

H+

positivos: cationes

negativos: aniones

ejemplos

ejemplos

Na+

Ca2+

Al3+

F−

Cl−

ejemplos

O2−

S2−

Fe

Na

Au

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. En esta unidad se introducirá al alumno en el estudio del sistema periódico. De una forma muy detallada se hará una breve descripción del estado físico, nombre de las familias químicas y curiosidades de la tabla. Si se quiere profundizar más en el estudio, se puede encargar a cada alumno un trabajo breve sobre un elemento y su posterior exposición en el aula. (En Internet, por ejemplo, es fácil encontrar la información necesaria.) 2. Por otro lado, prestaremos especial atención en la diferenciación de elementos y compuestos químicos, haciendo hincapié en que la circunstancia clave en este caso es la posible separación o no en sustancias más simples. 3. La representación de los elementos y de los compuestos químicos mediante las fórmulas es un aspecto importante a considerar dentro del lenguaje químico, y sin él no se entendería la química tal como se conoce hoy. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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Elementos y compuestos químicos PRESENTACIÓN

1. Relación de los elementos químicos más usuales y más importantes para la vida. 2. También se introducirá en esta unidad el estudio del sistema periódico como base para explicar todas las propiedades de los elementos químicos existentes.

3. Agrupación de átomos de forma cualitativa. 4. Relación de los compuestos más comunes en la vida cotidiana.

OBJETIVOS • Distinguir entre elemento y compuesto químico.

• Distinguir entre bioelementos y oligoelementos.

• Aprender a clasificar los elementos en metales, no metales y gases nobles.

• Saber cómo se agrupan los elementos químicos en la naturaleza.

• Conocer el criterio de clasificación de los elementos en el sistema periódico

• Ser capaces de identificar algunos compuestos orgánicos comunes y algunos compuestos inorgánicos comunes.

• Identificar los grupos de elementos más importantes. • Conocer los símbolos de los elementos.

CONTENIDOS

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CONCEPTOS

• • • • • • • •

Elementos y compuestos. Clasificación de los elementos: metales, no metales y gases nobles. Sistema periódico actual. Los elementos químicos más comunes. Bioelementos y oligoelementos. Agrupación de elementos: átomos, moléculas y cristales. Compuestos inorgánicos comunes. Compuestos orgánicos comunes.


• • • • •

Identificar símbolos de diferentes elementos químicos. Sintetizar la información referente a los compuestos orgánicos e inorgánicos en tablas. Completar textos con información obtenida de unas tablas. Elaborar tablas. Interpretar la tabla periódica.

ACTITUDES

• Valorar el conocimiento científico como instrumento imprescindible en la vida cotidiana. • Apreciar la utilidad de toda la información que nos ofrece la tabla periódica de los elementos. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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5 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud. Se puede relacionar en esta unidad el conocimiento de algunos elementos químicos con la necesidad que de ellos tiene el cuerpo humano. También se pueden trabajar con los alumnos las consecuencias que tendría sobre el ser humano la carencia de alguno de los elementos mencionados anteriormente. Estos contenidos se retomarán en unidades posteriores en este mismo curso, cuando hablemos de los elementos que intervienen en los componentes orgánicos. Es importante destacar que, aunque algunos elementos químicos están presentes en pequeñas cantidades, son imprescindibles para el correcto funcionamiento del organismo. 2. Educación cívica. Podemos aprovechar también esta unidad para hacer referencia al problema que tiene una gran parte de la humanidad en el acceso al agua; reflexionar sobre el consumo abusivo que se realiza en muchos países desarrollados y las graves carencias y enfermedades que soportan otros países debido a su escasez.



A través de textos con actividades de explotación, en la sección Rincón de la lectura se trabajan de forma explícita los contenidos relacionados con la adquisición de la competencia lectora.

En la sección Rincón de la lectura se trabaja con artículos de prensa para contextualizar la información de la unidad en temas actuales relacionados con la vida cotidiana del alumno. Se proponen algunas páginas web interesantes que refuerzan los contenidos trabajados en la unidad.

Competencia matemática Al estudiar los elementos y compuestos químicos necesarios para la vida, repasamos, de nuevo, los porcentajes. Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico Este tema es fundamental para adquirir las destrezas necesarias para entender el mundo que nos rodea. A partir del conocimiento de todos los elementos químicos, se llega a la información de cuáles son imprescindibles para la vida, así como los compuestos que forman. En la página 102 se define oligoelemento y bioelemento, así como la CDR (cantidad diaria recomendada) de los elementos fundamentales. Para qué sirve, qué produce su falta y en qué alimentos se encuentra.

Competencia social y ciudadana Conocer los elementos fundamentales para la vida contribuye a la adquisición de destrezas básicas para desenvolverse en los aspectos relacionados con la nutrición y la alimentación y, por extensión, en la habilidad de toma de decisiones y diseño de la propia dieta. Competencia para aprender a aprender A lo largo de toda la unidad se trabajan habilidades, en las actividades o en el desarrollo, para que el alumno sea capaz de continuar aprendiendo de forma autónoma de acuerdo con los objetivos de la unidad. Autonomía e iniciativa personal El conocimiento y la información contribuyen a la consecución de esta competencia.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Distinguir un elemento químico de un compuesto. 2. Clasificar elementos en metales, no metales y cristales. 3. Conocer el nombre y el símbolo de los elementos químicos más usuales. 4. Determinar cuál es el criterio de clasificación de los elementos en el sistema periódico.

5. Saber situar en el sistema periódico los elementos más significativos. 6. Indicar la función principal de los elementos químicos más abundantes en el cuerpo humano. 7. Distinguir entre átomo, molécula y cristal. 8. Catalogar un compuesto como orgánico o inorgánico.


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ACTIVIDADES

FICHA 1


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. El potasio y el calcio tienen números atómicos consecutivos: 19 y 20. Elige las afirmaciones que pueden deducirse de esta información:

5. Describe las partículas fundamentales constituyentes del átomo. Indica el número de partículas que hay en el átomo representado por: 190 76

a) El potasio tiene 19 protones en su núcleo y el cal-

Os

cio tiene 20. b) El potasio tiene 19 neutrones en su núcleo, y el

6. Completa la siguiente tabla:

calcio, 20.

Símbolo

c) El potasio tiene 19 electrones girando alrededor

de su núcleo, y el calcio, 20.

Nombre

Mn Carbono

Bromo

o

d) Los dos elementos tienen propiedades químicas

semejantes. e) Los dos elementos pertenecen al mismo grupo

N. atómico

25

35

N.o másico

55

80

o

6

o

6

N. de protones N. de neutrones

del sistema periódico. f) Los dos elementos pueden combinarse fácilmen-

Ca

20

o

20

N. de electrones

te entre sí para formar un compuesto químico. g) La masa atómica del potasio es 19 u, y la del cal-

cio, 20 u.

7. Indica la posición en el sistema periódico de los siguientes elementos: a) Z = 5.

2. Completa la tabla: Elemento

Símbolo

b) Z = 14. c) Z = 26.

Tipo de elemento

d) Z = 18.

Cloro Litio


Hierro Cobre

Especie atómica

Fósforo

Oxígeno

Z

Estaño

Sodio

8

a) Hierro.

e) Aluminio.

b) Cobre.

f) Cloro.

c) Yodo.

g) Azufre.

d) Nitrógeno.

h) Plata.

Sodio 11

N.o neutrones

12

11

o

N. electrones

Símbolo N. atómico

8

2

Cinc

Mg2+

26

o

29

N. másico N. de protones 12

N. de electrones 30

Z

35

A

80

16 18

32 10. Dados los elementos: 23 11 Na y 16 S, determina:

a) La constitución de sus núcleos. 65

Fe3+

12

o

N.o electrones

S2−

o

N.o de neutrones

N.o protones

19


Símbolo

80

N.o protones

o

Bromo

9

23

N.o neutrones

4. Completa la siguiente tabla: Elemento

Ion fluoruro

2

A

3. Escribe el símbolo y clasifica los siguientes elementos como metales o no metales:

Helio

b) Su posición en el sistema periódico.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Verdadero. El número atómico coincide con el número de protones del núcleo.

5. En los átomos hay protones y neutrones (en el núcleo) y electrones (en la corteza). En el átomo 190 76 Os hay:

b) Falso. El número de neutrones no coincide, en

general, con el número de protones.

• 76 protones.

c) Verdadero. En los átomos neutros, el número de

electrones coincide con el número de protones. Por tanto, también coincide con el número atómico.

• 76 electrones. • 114 neutrones. 6. La tabla queda así:

d) Falso. Esto es válido para los elementos del mis-

mo grupo; y el potasio y el calcio no pertenecen al mismo grupo. e) Falso. Pertenecen al mismo periodo.

Mn

Ca

Br

Manganeso

Calcio

Bromo

6

25

20

35

o

5

55

40

80

o

6

25

20

35

o

N. de neutrones

6

30

20

45

N.o de electrones

6

25

20

35

N. másico

g) Falso. La masa atómica se calcula a partir del nú-

mero de protones (Z ) más el número de neutrones. 2. La tabla queda así:

Cloro

C Carbono

N.o atómico

f) Falso. Ambos forman iones positivos.

Elemento

Símbolo Nombre

Símbolo

Tipo de elemento

Cl

No metal

N. de protones

7. a) • Grupo 13. • Periodo 2.

c) • Grupo 8. • Periodo 4. d) • Grupo 18. • Periodo 3.

Litio

Li

Metal

Hierro

Fe

Metal

b) • Grupo 14. • Periodo 3.

Cobre

Cu

Metal

8. La tabla queda así:

Fósforo

P

No metal

Estaño

Sn

Metal

Especie atómica

Oxígeno

Sodio

Helio

Ion fluoruro

3. a) Hierro: Fe → metal.

Z

8

11

2

9

b) Cobre: Cu → metal.

A

16

23

4

19

c) Yodo: I → no metal.

N.o protones

8

11

2

9

o

8

11

4

9

o

8

12

2

10

d) Nitrógeno: N → no metal.

N. electrones

e) Aluminio: Al → metal.

N. neutrones

f) Cloro: Cl → no metal.

9. La tabla completa será:

g) Azufre: S → no metal. h) Plata: Ag → metal.

Símbolo

Mg2+

S2−

Fe3+

12

16

26

N. másico

24

34

26

N.o de protones

N.o atómico

4. La tabla queda así: Elemento Símbolo N.o protones

Sodio Na

o

Bromo Br

Cinc Zn

11

35

30

o

12

45

35

o

N. electrones

11

35

30

Z

11

35

30

A

23

80

65

N. neutrones

12

16

29

o

12

16

30

o

12

18

26

N. de neutrones N. de electrones

10. a)

23 11 32 16

Na: 11 protones y 12 neutrones. S: 16 protones y 32 neutrones.

b)

23 11 32 16

Na: periodo 3; grupo 1. S: periodo 3; grupo 16.


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ACTIVIDADES

FICHA 2


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Observa las sustancias que aparecen en la fotografía y clasifícalas en elementos y compuestos. Completa las frases.

3. Utiliza el sistema periódico como referencia y completa la tabla: Elemento Cloro

Símbolo

Tipo de elemento

Cl

No metal

Sodio Cobre Azufre

Potasio Magnesio Galena

Fósforo Oxígeno Estaño

Mercurio

Nitrógeno Azufre Bario Arsénico

Helio

Bismuto Bromo Calcio

Cristal de azufre El azufre cristalino es un ________. Cristal de galena La galena es un mineral formado por sulfuro de hierro, que es un ________. Mercurio en un termómetro El mercurio contenido en los termómetros es un ________. Tubo de escape de un coche El dióxido de carbono que hay en el aire es un ________. Globo El gas helio que llena el globo es un ________. 2. Completa las siguientes frases: a) Un elemento está formado por ________ que son iguales.

Cinc Flúor Plomo Manganeso

4. Elige la respuesta correcta. En el sistema periódico los elementos se ordenan en función de: a) Su color. b) El número másico, A. c) El número de protones del núcleo. d) La cantidad de compuestos químicos que pueden formar. 5. Señala los iones que formarán los siguientes elementos químicos. a) Sodio.

b) Un compuesto está formado por ________ que son ________.

b) Flúor.

c) Un compuesto se puede descomponer en los ________ que lo forman.

d) Litio.

d) Un elemento no se puede ________ en sustancias más sencillas.

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Carbono

c) Potasio. e) Cloro. f) Bromo.


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ACTIVIDADES

FICHA 2

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. El azufre cristalino es un elemento. La galena es un mineral formado por sulfuro de hierro, que es un compuesto. El mercurio contenido en los termómetros es un elemento. El dióxido de carbono que hay en el aire es un compuesto. El gas helio que llena el globo es un elemento. 2. a) Un elemento está formado por átomos que son iguales. b) Un compuesto está formado por elementos que son diferentes. c) Un compuesto se puede descomponer en los elementos que lo forman.

4. La respuesta correcta es la c): El número de protones del núcleo. Es decir, el número atómico, Z. 5. a) Sodio → Na+. b) Flúor → F−. c) Potasio → K+. d) Litio → Li+. e) Cloro → Cl−. f) Bromo → Br−. El sodio, el potasio y el litio son metales. Por tanto, pierden electrones con facilidad y se transforman en iones positivos (cationes). El flúor, el cloro y el bromo son no metales. Por tanto, ganan electrones con facilidad y se transforman en iones negativos (aniones).

d) Un elemento no se puede descomponer en sustancias más sencillas. 3. La tabla completa queda así: Símbolo

Tipo de elemento

Cloro

Elemento

Cl

No metal

Sodio

Na

Metal

Cobre

Cu

Metal

Potasio

K

Metal

Mg

Metal

Fósforo

P

No metal

Oxígeno

O

No metal

Estaño

Sn

Metal

Nitrógeno

N

No metal

Azufre

S

No metal

Bario

Ba

Metal

Arsénico

As

No metal

Bismuto

Bi

Metal

Bromo

Br

No metal

Calcio

Ca

Metal

Carbono

C

No metal

Cinc

Zn

Metal

Flúor

F

No metal

Plomo

Pb

Metal

Manganeso

Mn

Metal

Magnesio


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ACTIVIDADES

FICHA 3


ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Observa los gráficos y responde.

c) Haz un dibujo que represente la molécula de hidrógeno. Hidrógeno Helio Oxígeno Neón Carbono Otros

Fósforo: P4 d) ¿Qué clase de elemento es, metal o no metal? e) ¿Cómo será la molécula que forma? ¿Lo puedes saber a partir de la fórmula? Dióxido de carbono: CO2 f) ¿Qué elementos forman el dióxido de carbono?

Abundancia de los elementos en el Universo.

g) ¿En qué proporción están combinados?

Oxígeno Silicio Aluminio Hierro Calcio Magnesio Sodio Potasio Otros

h) ¿Cómo es la molécula de dióxido de carbono? Haz un dibujo. Hierro: Fe i) ¿Qué clase de elemento es, metal o no metal? j) ¿Se encontrará en forma de átomos aislados, moléculas o cristales? k) ¿En qué estado físico aparece normalmente?

Abundancia de los elementos en la corteza terrestre.

a) ¿Cuáles son los dos elementos más abundantes en el Universo?

Cloruro de sodio: NaCl l) ¿Qué elementos forman el cloruro de sodio?

b) ¿Y en la corteza terrestre?

m) ¿En qué proporción están combinados?

c) Explica si estos elementos se encuentran como elementos o estarán formando compuestos.

n) ¿Qué tipo de cristal forma este compuesto? Recuerda: Las sustancias químicas pueden estar en forma de átomos aislados, moléculas o cristales.

2. Busca los elementos cuyos símbolos son: K; Li; Fe; Hg; He; S; Ag; I; Cu; B.

4. Observa la tabla. G

I

S

A

Z

U

F

R

E M

L

A

N

O

S

E

C

O

B

R

E

N

A

D

H

V

T

Y

E

R

N

S

Y

P

A

Z

2

E

C

O

O

R

B

A

N

I

O

S

B

3

L

R

D

D

A

O

P

L

A

T

A

N

4

I

T

B

O

R

O

E

A

H

A

D

U

5

O

G

I

Q

Y

F

L

U

P

S

O M

6

K

T

C

H

E

J

L

I

T

I

O

E

7

Y

O

D

U

R

B

J

M U

O

V

R

N

E

O

I

S

B

R

O M O

L

O

D

F

L

L

M E

R

C

U

R

I

O

H

I

E

R

R

A

C

G

X

K

Z

O

3. A partir de las siguientes fórmulas, responde a las cuestiones. Hidrógeno: H2 a) ¿Es un elemento o un compuesto? b) ¿Que significa la fórmula?

84

1

a) Rellena la tabla con 10 elementos escribiendo su símbolo y su nombre. b) Colorea de azul los elementos que correspondan a los metales alcalinos y alcalinotérreos. c) Colorea de rojo el grupo de los gases nobles. d) Colorea de verde los elementos no metálicos. e) Colorea de amarillo los metales de transición. f) Localiza y nombra los elementos de número atómico 7, 14, 25 y 52.


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ACTIVIDADES

FICHA 3



ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) Hierro: Fe i) Es un metal. j) Se encontrará formando cristales. k) Sólido.

1. a) El hidrógeno y el helio. b) El oxígeno y el silicio. c) El oxígeno forma numerosos compuestos (óxidos, ácidos, bases, compuestos orgánicos…). Pero en la atmósfera también aparece como elemento (es un componente del aire, en forma de moléculas, O2). El silicio aparece normalmente combinado con otros elementos. Por ejemplo, con el oxígeno formando sílice (arena).

Cloruro de sodio: NaCl l) El cloro y el sodio. m) Hay un átomo de cloro por cada átomo de sodio. n) Un cristal iónico. 4. Respuesta modelo.

2. G

I

S

A

Z

U

F

R

E M

L

A

1

N

O

S

E

C

O

B

R

E

N

A

D

2

H

V

T

Y

E

R

N

S

Y

P

A

Z

E

C

O

O

R

B

A

N

I

O

S

B

L

R

D

D

A

O

P

L

A

T

A

N U

I

T

B

O

R

O

E

A

H

A

D

O

G

I

Q

Y

F

L

U

P

S

O M

K

T

C

H

E

J

L

I

T

I

O

E

Y

O

D

U

R

B

J

M U

O

V

R

N

E

O

I

S

B

R

O M O

L

O

D

F

L

L

M E

R

C

U

R

I

O

H

I

E

R

R

A

C

G

X

K

Z

O

3. Hidrógeno: H2 a) El hidrógeno molecular es un elemento: todos sus átomos son del mismo tipo; es decir, todos tienen el mismo número de protones. b) La fórmula significa que dos átomos de hidrógeno se combinan para formar una molécula. c) Molécula de H2: Fósforo: P4 d) Es un no metal. e) La molécula tiene cuatro átomos de fósforo, como puede deducirse de la fórmula.

3 4

H

He C

Na

O P

Ca

Fe I

5 Hg

6 7

a) H: hidrógeno; C: carbono; O: oxígeno; Na: sodio; P: fósforo; Ca: calcio; Fe: hierro; I: yodo; Hg: mercurio. b) El color corresponde a los metales alcalinos y alcalinotérreos. c) El color nobles.

corresponde al grupo de los gases

d) El color tálicos.

corresponde a los elementos no me-

e) El color sición.

corresponde a los metales de tran-

f) Z = 7 → nitrógeno; Z = 14 → silicio; Z = 25 → → manganeso; Z = 52 → teluro. Representados con borde más grueso en la tabla.

Dióxido de carbono: CO2 f) El oxígeno y el carbono. g) Por cada átomo de carbono hay dos átomos de oxígeno. h) La molécula está formada por dos átomos de oxígeno y un átomo de carbono. O

C

O


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. Clasifica cada sustancia en metal, no metal o gas noble. • Argón: Se emplea en las bombillas de incandescencia debido a su baja reactividad. • Cobalto: Conduce muy bien la corriente eléctrica. Es de color gris. Su densidad es mucho mayor que la del agua. • Flúor Forma iones con carga −1. Se combina muy fácilmente con otros elementos químicos. Forma cristales iónicos cuando se combina con algunos metales. • Cinc Forma iones con carga positiva. Su fórmula es Zn. Tiene puntos de fusión y de ebullición elevados. 2. Señala si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) Todas las sustancias están formadas por átomos. b) Todas las sustancias están formadas por moléculas. c) Todas las sustancias puras están formadas por

f) La capacidad de los elementos para formar io-

nes y combinarse con otros varía de manera periódica. 4. Cuando consultamos un sistema periódico podemos observar que el cloro se sitúa justo encima del bromo. ¿Qué nos indica esto? a) Que tienen el mismo número de protones en su b) c) d) e) f)

núcleo. Que ambos elementos forman iones del mismo tipo. Que si el cloro se combina con el oxígeno, es probable que el bromo también lo haga. Que la masa atómica del bromo es, casi con seguridad, mayor que la del cloro. Que ambos elementos son radiactivos. Que si uno de ellos es un metal, el otro también.

5. Los gases nobles forman el grupo 18 del sistema periódico. Todos ellos presentan la misma tendencia a no formar compuestos. A partir de su posición en el sistema periódico, ¿podrías explicar esta similitud en su inercia química? 6. Dado el átomo: 27 13 Al, expresa toda la información, acerca de su estructura y sus propiedades, que puedes sacar con esta representación.

moléculas. d) Todas las moléculas están formadas por átomos. e) Todas las moléculas están formadas por iones. f) Todas las sustancias están formadas por cristales. g) Todos los cristales están formados por moléculas. h) Todos los cristales están formados por iones. i) En los cristales iónicos hay el mismo número de

aniones que de cationes.

8. ¿Cuál es la estructura electrónica de un elemento que pertenezca al segundo periodo y al grupo 17?

3. La tabla donde se ordenan los elementos químicos se llama periódica porque:

9. Señala si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando adecuadamente las respuestas.

a) Apareció publicada por primera vez en un perió-

a) Todos los elementos del sistema periódico son metales. b) Todos los elementos metálicos del sistema periódico pertenecen al mismo grupo. c) Todos los elementos metálicos del sistema periódico pertenecen al mismo periodo. d) Solo puede existir un elemento con átomos con una masa atómica de 58. e) No es posible que átomos de distintos elementos químicos tengan el mismo número másico.

b) c) d) e)

86

7. Un elemento X está situado en el periodo 3, grupo 17 del sistema periódico. Contesta a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es su número atómico? b) ¿De qué elemento se trata?

dico firmada por D. Mendeleiev. La dificultad para arrancar electrones de los átomos varía de manera periódica. La IUPAQ la revisa periódicamente y se publica cada año. Las propiedades de los elementos químicos se repiten de manera periódica a lo largo de la tabla. Los elementos se ordenan en ella en función de su masa atómica.


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ACTIVIDADES


ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. • Argón: Gas noble. La pista clave: no se combina con otros elementos.

4. Al observar la posición del cloro y del bromo en el sistema periódico podemos afirmar que las siguientes afirmaciones son:

• Cobalto: Metal. Conduce bien la electricidad.

a) Falso.

• Flúor No metal. Forma iones con carga −1 y forma cristales iónicos cuando se combina con algunos metales.

c) Verdadero.

b) Verdadero. d) Verdadero. e) Falso. f) Falso. Esto es cierto en general, pero no siempre.

• Cinc Metal. Forma iones con carga positiva y tiene puntos de fusión y de ebullición elevados.

La línea que divide a los metales de los no metales es una línea quebrada que va desde el aluminio hasta el astato.

2. a) Verdadero. b) Falso. Los cristales iónicos y los cristales metálicos, por ejemplo, no tienen moléculas. c) Falso. El oro, por ejemplo, es una sustancia pura y no tiene moléculas, sino cationes rodeados por una nube de electrones. d) Verdadero. El número puede variar: dos, tres, cuatro… miles… e) Falso. Están formadas por átomos. f) Falso. El agua o los componentes del agua, por ejemplo, están formados por moléculas. g) Falso (en general). Hay cristales formados por átomos o por iones. h) Falso. Algunos cristales están formados por átomos unidos entre sí formando una red tridimensional, como en el caso del diamante, formado por átomos de carbono. i) Falso. Depende de la carga de los iones. Si el catión y el anión tienen la misma carga, entonces hay el mismo número de cationes que de aniones. Esto ocurre, por ejemplo, en la sal común (NaCl). Pero, si la carga del anión y del catión no coinciden en valor absoluto, entonces habrá más o menos cationes en función de los iones que intervienen. Así, en el cloruro de magnesio (MgCl2) hay dos iones cloruro por cada ion magnesio.

5. Todos los gases nobles tienen completo su último nivel electrónico. No tienen tendencia a ceder ni a tomar ningún electrón, puesto que su estructura electrónica es muy estable.

3. a) Falso. Apareció publicada en ámbitos científicos. b) Verdadero. c) Falso. d) Verdadero. e) Falso. f) Verdadero.

6. El número atómico es 13, lo que indica que este átomo tiene 13 protones en su núcleo. Por tanto, también tendrá 13 electrones en la corteza. El número másico es 27. Esto quiere decir que habrá 27 − 13 = 14 neutrones en el núcleo. Este elemento se encuentra en el grupo 3 del sistema periódico. 7. a) Su número atómico es 17, porque tiene 17 protones y 17 electrones alrededor del núcleo. b) Se trata del cloro. 8. En este caso, la estructura electrónica es: (2, 7). 9. a) Falso. Hay metales y no metales (y semimetales, con propiedades intermedias entre ambos). b) Falso. Hay 18 grupos diferentes (las columnas del sistema periódico). c) Falso. Hay 7 periodos diferentes (las columnas del sistema periódico). d) Falso, porque la masa atómica viene determinada por el número de protones y de neutrones. Así, aunque el número de protones sea diferente, en función del número de neutrones podrían existir átomos de distintos elementos con el mismo número másico 58. Así, existe un isótopo de hierro con masa atómica 58, y también un isótopo de níquel con esa misma masa. e) Sí, ya hemos visto un ejemplo en el apartado anterior. Todo depende del número de neutrones.


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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 1 Completa la siguiente tabla: Especie atómica

Símbolo

Representación

Azufre

A

Z

32

16

N.O neutrones

Se

N.O protones

N.O electrones

44

Boro

5

Helio

34

5

4

2

28 14

Si

Planteamiento y resolución Un átomo se representa mediante la notación: AZ X.

Z = N. atómico = N. de protones que un átomo tiene en el núcleo. o

A = N. másico = N. de protones + N. de neutrones que un átomo tiene en su núcleo. o

o

o

El número de neutrones que hay en el núcleo se determina mediante:

N=A−Z Como todas las especies atómicas que aparecen son átomos neutros: N.o de cargas positivas = N.o de cargas negativas Especie atómica

Por tanto: N.o de protones = N.o de electrones

o

Símbolo

Azufre Selenio Boro

• Nivel 3: 18 electrones. Hay que tener en cuenta que en el último nivel hay como máximo 8 electrones. Aplicando todos estos conceptos, completamos la tabla: N.O neutrones

N.O protones

N.O electrones

S

32

16

32 − 16 = 16

16

16

Se

34 + 44 = 78

34

44

34

34

5 + 5 = 10

5

5

5

5

32 16

10 5

B

• Nivel 2: 8 electrones.

Z

78 34

Se

• Nivel 1: 2 electrones.

A

Representación

S

Los electrones se disponen en distintos niveles, según el modelo atómico de Bohr.

B

Helio

He

4 2

Silicio

Si

28 14

He Si

4

2

4−2=2

2

2

28

14

28 − 14 = 14

14

14

ACTIVIDADES Completa la siguiente tabla:

1

Átomo

Calcio

Símbolo 20

o

20

N. de protones N. de neutrones o

N. de electrones

Flúor P

o

Al

88

Azufre

Símbolo

Cl

C

A

35

12

Z

19

6 o

9

Z A

Especie atómica

16 15


2

N. de neutrones 13

N.o de protones

27

N.o de electrones

16

6


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PROBLEMAS RESUELTOS

PROBLEMA RESUELTO 2

GRUPO

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Configuración electrónica

s1

s2

d1

d2

d3

d4

d5

d6

d7

d8

d9

d 10

p1

p2

p3

p4

p5

p6

ORBITALES

1S

VIII A

IA 1,0

1

H

1

Hidrógeno

II A 6,9

3

Observa el sistema periódico y contesta.

2s 2p

Li

2

Litio

3s 3p

3

Na Sodio 39,1

19

4s 3d 4p

K

4

5s 4d 5p

5

85,5

Rb Rubidio

55

6s 4f 5d 6p

6

132,9

Cs Cesio

87

7s 5f 6d 7p

7

Calcio

Nombre

He

(223)

III A

NO METALES

9,0

4

12

METALES

40,1

Calcio

38

87,6

Al III B

Escandio

Ba Bario

88

(226)

88,9

39

Y

Estroncio 137,3

45,0

IV B

La Lantano

89

Titanio 91,2

40

Circonio

138,9

(227)

VB

178,5

72

Hf Hafnio (261)

104

50,9

23

Ti Zr

Itrio

57

47,9

22

Sc

Sr 56

V 92,9

Nb Niobio 180,9

73

Ta Tántalo (262)

105

52,0

Cr

Vanadio

41

VI B 24

Cromo 95,9

42

Mo Molibdeno 183,8

74

W Wolframio (266)

106

VII B 54,9

25

Mn Manganeso (97,9)

43

Tc 186,2

Re Renio

Fe Hierro

44

101,1

Rutenio

76

190,2

Co Cobalto

(277)

102,9

45

Rh Rodio 192,2

77

Ir

Os 108

58,9

27

Osmio

(264)

107

55,8

Ru

Tecnecio

75

VIII B 26

Iridio

109

(268)

Fr

Ra

Ac

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Francio

Radio

Actinio

Rutherfordio

Dubnio

Seaborgio

Bohrio

Hassio

Meitnerio

f1 58

LANTÁNIDOS

F

6

140,1

Ce Cerio

90

ACTÍNIDOS

27,0

13

21

F

7

232,0

f2 59

140,9

Pr Praseodimio

91

231,0

f3 144,2

60

Nd Neodimio 238,0

92

f4 61

f5 (145)

62

150,4

Pm Sm Prometio

93

(237)

Samario

94

(244)

IB

Ni Níquel

46

152,0

Eu Europio

95

(243)

106,4

Pd

Cu

195,1

Pt

Ag Plata

(271)

Ds

197,0

79

Au

Platino

110

107,9

Oro (272)

111

f7

Gadolinio (247)

Ga

Cinc 112,4

48

Galio

49

Cd 200,6

114,8

In

Cadmio

80

Indio

81

204,4

Hg

Tl

Mercurio

Talio

112

(285)

65

f9

158,9

Tb Terbio

97

(247)

66

Dy Disprosio

98

(251)

67

164,9

Ho Holmio

99

14,0

28,1

(252)

Nitrógeno

Silicio 72,6

32

Ge Germanio 118,7

50

Sn Estaño 207,2

82

31,0

15

Si

VI A 16,0

8

74,9

As Arsénico 121,8

51

Sb Antimonio 209,0

83

32,1

S

Fósforo

33

Bi

Plomo

Bismuto

(289)

Azufre 79,0

34

Se Selenio 127,6

52

(209,0)

Er Erbio

100

(257)

Tulio

101

(258)

126,9

54

Xenón

Yodo (210,0)

85

131,3

Xe

I

86

(222,0)

Astato

Radón

(292)

f 13 70

173,0

Yb Iterbio

102

(259)

f 14 71

175,0

Lu Lutecio

103

(262)

Pa

U

Np

Pu

Am Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Torio

Protactinio

Uranio

Neptunio

Plutonio

Americio

Berkelio

Californio

Einstenio

Fermio

Mendelevio

Nobelio

Laurencio

a) Coloca los siguientes elementos en la tabla. • Hierro: es un metal de transición. • Oro: su número atómico es 79. • Neón: es un gas noble. • Sodio: forma iones con carga +1. • Cloro: forma iones con carga −1.

Criptón

Bromo

53

83,8

Kr

Br

Th

Curio

Argón

36

Polonio

f 12

Tm

79,9

Rn

Ununhexio

168,9

Cloro

35

39,9

Ar

At

Uuh

69

Neón

18

Po

Uuq

167,3

35,5

Teluro

84

Ne

Flúor

Te

116

f 11

F 17

20,2

10

Cl

Ununquadio

68

19,0

Oxígeno

16

Helio

VII A 9

O

P

Pb

f 10

162,5

VA 7

N

Carbono

14

114

Ununbio

f8

157,2

Gd 96

Zn

69,7

31

Rg Uub

Darmstadtio Roentgenio

64

65,4

30

Cobre

47

Aluminio

II B 63,5

29

Paladio

78

f6 63

58,7

28

12,0

C

Boro

GASES NOBLES

24,3

Magnesio

IV A 6

B

Mg 20

10,8

5

Be

Ca

Potasio

37

Símbolo

Berilio 23,0

11

Ca

4,0

2

Masa atómica (u)

40,1

20

Número atómico

b) Señala tres elementos químicos que formen iones con carga +2. c) Señala tres elementos químicos que formen iones con carga −1. d) Indica dos elementos que tengan propiedades químicas parecidas al magnesio.

Planteamiento y resolución a) El hierro está situado entre el manganeso y el cobre. El oro se encuentra entre el platino y el mercurio. El neón está a la derecha, bajo el helio. El sodio está en la primera columna, bajo el litio. El cloro está a la derecha, bajo el flúor.

b) Por ejemplo, el berilio, el calcio y el magnesio. c) Por ejemplo, el flúor, el bromo y el yodo. d) El berilio y el calcio.

ACTIVIDADES 1

2

Localiza en la tabla los siguientes elementos y ordénalos según el número de electrones que tienen sus átomos neutros. • Cobre • Arsénico • Boro • Silicio

• Platino

• Hidrógeno

• Oxígeno

• Carbono

• Nitrógeno

Indica tres elementos que formen iones con carga −2.

3

Con los siguientes elementos químicos, forma grupos de tres elementos agrupando aquellos que tienen propiedades químicas parecidas. • Litio • Arsénico • Boro • Galio • Sodio • Aluminio • Xenón • Nitrógeno • Potasio • Fósforo • Neón • Argón

4

Indica tres elementos que formen iones con carga +1.


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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS PERIODO

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PROBLEMAS RESUELTOS


PROBLEMA RESUELTO 3 Observa los dibujos que representan diferentes sustancias químicas y responde. Argón

Helio

Ozono

Cloruro de sodio

Átomo de cloro Átomo de argón

Átomo de helio

Átomo de oxígeno Átomo de sodio

Metano

Diamante

Óxido de cloro (III) Plata

Átomo de carbono

Átomo de carbono

Átomo de oxígeno

Átomo de hidrógeno

a) ¿Qué sustancias son elementos? ¿Cuáles son compuestos? b) ¿Qué sustancias aparecen formando moléculas? c) ¿Cuáles forman cristales?

Átomo de plata

Átomo de cloro

d) ¿Cuáles corresponden a átomos aislados? e) Escribe la fórmula que representa a cada sustancia de los dibujos.

Planteamiento y resolución a) Los elementos son el helio, el argón, el ozono, el diamante y la plata. Los compuestos son el cloruro de sodio, el metano y el óxido de cloro (III).

d) El helio y el argón están formados por átomos aislados.

b) Forman moléculas el ozono, el metano y el óxido de cloro (III).

• Ozono → O3; • Cloruro de sodio → NaCl;

e) • Helio → He; • Argón → Ar; • Metano → CH4; • Diamante → C;

c) Forman cristales el cloruro de sodio, el diamante y la plata.

• Óxido de cloro (III) → Cl2O3; • Plata → Ag.

ACTIVIDADES 1

90

Asocia cada frase de la izquierda con la columna de la derecha correspondiente. • Los átomos se ordenan en una estructura ❏ Átomos aislados tridimensional. • Los gases nobles ❏ Moléculas se ordenan así. ❏ Cristales • Están formados por unos cuantos átomos.

2

Escribe cuántos átomos de cada elemento forman las siguientes moléculas: a) NO2 d) HNO3 g) Cl2 b) CO2 e) ClO h) H2SO4 c) O3 f) CO i) N2 Haz un esquema para representar las moléculas. ¿Cuáles corresponden a elementos químicos? ¿Cuáles corresponden a compuestos.


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CAMBIOS QUÍMICOS PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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MAPA DE CONTENIDOS LA MATERIA

sufre continuamente

CAMBIOS

que pueden ser

físicos

químicos

en los cuales en los cuales

representados por

sí cambian las sustancias

ecuaciones químicas

explicados mediante

no cambian las sustancias

regidos por leyes

teoría de colisiones

ejemplos

cambios de estado

expresan la reacción entre moles

ley de conservación de la masa

enunciada por

Lavoisier

dice

en una reacción química la masa se conserva: la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. En cuanto a los tipos de reacciones químicas, es una parte de la unidad susceptible de ser estudiada en el laboratorio (no hay nada que llame más la atención del alumno que el cambio de color, temperatura, aspecto…, que se produce cuando reaccionan dos sustancias químicas). Luego se escribirán las ecuaciones químicas que corresponden a las reacciones químicas realizadas en el laboratorio. 2. También se estudiará el concepto de reacción química comentando a los alumnos y alumnas algunos ejemplos. 3. Es importante que a la hora de realizar los cálculos estequiométricos los alumnos comprendan el concepto de mol. Para ello, han de seguir una serie de pasos. Deben repetir estos mismos pasos siempre, con cualquier reacción química. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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Cambios químicos PRESENTACIÓN

1. Es importante diferenciar entre cambio físico y cambio químico. Conocer la unidad de cantidad de sustancia: el mol. 2. Medida de la masa en una reacción química (Lavoisier, mol).

3. Describir y conocer que las sustancias se transforman unas en otras dando lugar a reacciones químicas. En esta unidad se trabaja el concepto de reacción química, ecuación química y, a partir de ahí, cálculos con masas.

OBJETIVOS • Conocer la diferencia existente entre un cambio físico y uno químico.

• Utilizar la unidad de mol en cálculos estequiométricos.

• Deducir información a partir de una reacción química dada.

• Aprender a ajustar ecuaciones químicas teniendo en cuenta la ley de conservación de la masa.

• Saber utilizar la teoría de las colisiones para explicar los cambios químicos.

• Saber qué información podemos obtener a partir de una ecuación química dada.

• Conocer la existencia de otra unidad de cantidad de sustancia muy utilizada en química, llamada «mol». Es una unidad del Sistema Internacional.

• Realizar cálculos de masas a partir de reacciones químicas.

CONTENIDOS

92

CONCEPTOS

• • • • • • •

Cambio físico y cambio químico. Reacciones químicas. Teoría de las colisiones. Medida de la masa. Concepto de mol y número de Avogadro. Ecuación química: información que proporciona y ajuste. Cálculos estequiométricos sencillos en masa y en volumen. Ley de conservación de la masa: Lavoisier.


• • • • •

Interpretar ecuaciones químicas. Ajustar por tanteo ecuaciones químicas sencillas. Realizar cálculos sencillos empleando el concepto de mol. Aplicar las leyes de las reacciones químicas a ejemplos sencillos. Interpretar esquemas según la teoría de colisiones para explicar reacciones químicas.

ACTITUDES

• Apreciar el orden, la limpieza y el trabajo riguroso en el laboratorio. • Apreciar el trabajo en equipo. • Interés por no verter residuos tóxicos, procedentes de laboratorio, de forma incorrecta e imprudente. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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6 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud. Se pueden aprovechar las posibles experiencias de laboratorio de esta unidad para poder resaltar la importancia que tiene el cumplimiento de las normas de seguridad en el laboratorio y lo peligroso que puede ser manipular sustancias potencialmente peligrosas de forma descuidada. 2. Educación medioambiental. Explicar a los alumnos que los minerales no se extraen puros. Por lo que, una vez extraídos se someten a una serie de procesos químicos para separarlos. Algunos procesos son muy contaminantes y pueden llegar a contaminar el agua de un río cercano, en caso de existir. La contaminación del agua del río provocaría una cadena «contaminante» muy importante: el agua del río en mal estado contamina las tierras de alrededor, y todo lo que en ellas se cultive; y, las verduras y frutas contaminadas pueden llegar a nuestra mesa sin ser detectadas.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia en comunicación lingüística En la sección Rincón de la lectura se trabajan de forma explícita los contenidos relacionados con la adquisición de la competencia lectora, a través de textos con actividades de explotación. Competencia matemática En esta unidad, y trabajando con el concepto de mol, se repasan las proporciones y las relaciones. En los cambios de unidades se siguen utilizando los factores de conversión. Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico

en temas actuales relacionados con la vida cotidiana del alumno. Se proponen algunas páginas web interesantes que refuerzan los contenidos trabajados en la unidad. Competencia social y ciudadana El estudio de las reacciones químicas refuerza los conocimientos sobre las cuestiones medioambientales. Contribuye a ejercer la ciudadanía democrática en una sociedad actual, pudiendo, gracias a la información, participar en la toma de decisiones y responsabilizarse frente a los derechos y deberes de la ciudadanía.

El conocimiento sobre los cambios físicos y químicos ayuda a predecir hacia dónde ocurrirán los cambios. La teoría de las colisiones aporta claridad para entender la naturaleza de los cambios. De esta forma se construyen las bases del estudio en profundidad sobre los cálculos en las reacciones químicas, tan necesario en cursos posteriores.

Competencia para aprender a aprender


Autonomía e iniciativa personal

En la sección Rincón de la lectura se trabaja con artículos de prensa para contextualizar la información de la unidad

El conocimiento y la información contribuyen a la consecución de esta competencia.

A lo largo de toda la unidad se trabajan las destrezas necesarias para que el aprendizaje sea lo más autónomo posible. Las actividades están diseñadas para ejercitar habilidades como: analizar, adquirir, procesar, evaluar, sintetizar y organizar los conocimientos nuevos.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Distinguir entre cambio físico y cambio químico, poniendo ejemplos de ambos casos. 2. Conocer la ley de conservación de la masa de Lavoisier. 3. Escribir la ecuación química correspondiente a reacciones químicas sencillas. 4. Ajustar ecuaciones químicas sencillas.

5. Realizar cálculos estequiométricos sencillos empleando el concepto de mol. 6. Saber calcular la masa de un mol de cualquier elemento o compuesto químico. 7. Calcular masas a partir de ecuaciones químicas. 8. Calcular volúmenes a partir de ecuaciones químicas.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

CAMBIOS QUÍMICOS

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Escribe la fórmula y calcula la masa molecular de las siguientes sustancias: a) Dióxido de azufre. b) Hidruro de potasio. c) Ácido sulfúrico. d) Cloruro de berilio. 2. En un laboratorio disponemos de 45,5 g de trióxido de dinitrógeno: a) Escribe la fórmula del compuesto. b) ¿Qué representa dicha fórmula? c) Calcula su masa molecular. d) ¿Qué cantidad de sustancia que hay en un mol? e) Calcula el número de moléculas. f) Halla el número de átomos de cada elemento. 3. Explica qué es una reacción química y cómo se produce. Indica mediante un modelo de bolas la reacción representada por la siguiente ecuación química: H2 (g) + O2 (g) → H2O (g) 4. Escribe y ajusta las ecuaciones: a) Hidrógeno (g) + oxígeno (g) → agua (l ) b) Hidrógeno (g) + cloro (g) → cloruro de hidrógeno (g) 5. Señala cuál o cuáles de las siguientes ecuaciones químicas no están bien ajustadas: a) CaO + HCl → CaCl2 + H2O b) Hg + S → Hg2S c) Cu2S + O2 → 2 Cu + SO2 d) Cl2 + 2 Na → 2 NaCl Ajústalas convenientemente. 6. Observa la siguiente ecuación química: Na (s) + O2 (g) → Na2O (s) a) Ajústala. b) Explica toda la información que proporciona esta ecuación acerca de la reacción química que representa.

94

7. Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente a la reacción de combustión del metano: CH4. 8. En la reacción: PbO + NH3 → Pb + N2 + H2O a) ¿Cuáles son los reactivos y cuáles los productos de la reacción? Escribe sus nombres. b) Escribe la reacción ajustada. 9. La reacción de formación del agua a partir de hidrógeno y oxígeno es: H2 + O2 → H2O Calcula la cantidad de agua en mol que se puede obtener a partir de 3,5 mol de oxígeno. 10. Dada la siguiente reacción química: Óxido de calcio + cloruro de hidrógeno → → cloruro de calcio + agua a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente. b) Si reaccionan 84 g de calcio, ¿cuántos gramos de cloruro de calcio se obtienen? c) ¿Qué cantidad de sustancia en mol de cloruro de hidrógeno será necesaria? 11. Al hacer reaccionar 2,33 g de hierro con oxígeno, según la reacción: Fe + O2 → Fe2O3 ¿Qué cantidad de óxido de hierro se obtiene? 12. El etano (C2H6) se combina con el oxígeno para dar dióxido de carbono y agua: a) Escribe la reacción de combustión correspondiente y ajústala. b) Si partimos de 30 g de etano, halla las masas de todas las sustancias que participan en la reacción. 13. El cloruro de hidrógeno se descompone por electrolisis, obteniéndose hidrógeno y cloro gaseosos. a) Escribe la reacción ajustada. b) Calcula el volumen de cada gas, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando se descomponen 2,5 litros de cloruro de hidrógeno. 14. Calcula la cantidad de sustancia que hay en 140 g de dióxido de azufre (SO2).


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ACTIVIDADES

FICHA 1


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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 8. a) Reactivos: PbO [óxido de plomo (II)] y NH3 (amoniaco). Productos: Pb (plomo), N2 (nitrógeno) y H2O (agua).

1. a) SO2. La masa molecular es: 64. b) KH. La masa molecular es: 40,1. c) H2SO4. La masa molecular es: 98.

b) La reacción ajustada es: 3 PbO + 2 NH3 → 3 Pb + N2 + 3 H2O

d) BeCl2. La masa molecular es: 80. 2. a) N2O3. b) En este caso, la fórmula representa los átomos que hay en una molécula. Es decir, 2 átomos de N y 3 de O. c) La masa molecular es: 2 ⋅ 14 + 3 ⋅ 16 = 76.

9. Primero se ajusta la ecuación química: 2 H2 + O2 → 2 H2O 3,5 mol de O2 producen 2 ⋅ 3,5 = 7 mol de agua. 10. a) La ecuación es: CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

d) En un mol hay, por tanto, 76 g. e) El número de moléculas será el número de Avogadro, es decir: 6,022 ⋅ 1023 moléculas. f) El número de átomos de nitrógeno será: 2 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 1,2044 ⋅ 1024 átomos N El número de átomos de oxígeno será: 3 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 = 1,8066 ⋅ 1024 átomos O 3. Una reacción química es una transformación en la cual aparecen unas sustancias nuevas y desaparecen otras que existían. Se produce cuando «chocan» dos o más partículas. La reacción ajustada es: 2 H2 + O2 → 2 H2O.

O2

84 g Ca ⋅ ⋅

H2O

b) H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) 5. a) Mal ajustada. La ecuación bien ajustada es: CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O b) Mal ajustada. La ecuación bien ajustada es: 2 Hg + S → Hg2S d) Bien ajustada.

6. a) La reacción ajustada es: 4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) b) La ecuación indica que cuatro átomos de sodio (sólido) reaccionan con una molécula de oxígeno (gas) y dan un compuesto cuya unidad fundamental está formada por dos átomos de sodio y un átomo de oxígeno (en estado sólido). 7. La ecuación ajustada es: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

111,1 g CaCl2 = 232,7 g CaCl2 1 mol CaCl2

c) Calculando: 84 g Ca → 4,2 mol HCl. 11. Primero se ajusta la reacción: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 Ahora, calculamos la cantidad de óxido de hierro:

⋅

4. a) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)

c) Bien ajustada.

1 mol Ca 1 mol CaCl2 ⋅ ⋅ 1 mol Ca 40,1 g Ca

2,33 g Fe ⋅

→

+ H2

b) En este caso:

1 mol Fe 2 mol Fe2O3 ⋅ ⋅ 55,8 g Fe 4 mol Fe

159,6 g Fe2O3 = 3,33 g Fe2O3 1 mol Fe2O3

12. a) La ecuación ajustada será: 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O b) Si partimos de 30 g de etano: • 30 g C2H6 ⋅ ⋅

1 mol C2H6 7 mol O2 ⋅ ⋅ 30 g C2H6 2 mol C2H6

32 g O2 = 112 g O2 1 mol O2

• 88 g CO2 • 54 g H2O 13. a) La ecuación ajustada será: 2 HCl → H2 + Cl2 b) 2 mol de HCl dan 1 mol de H2 y 1 mol de Cl2; 2,5 L de HCl darán 1,25 L de H2 y 1,25 L de Cl2. 14. Como la masa molecular es 32 + 2 ⋅ 16 = 64:


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ACTIVIDADES

FICHA 2

CAMBIOS QUÍMICOS

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Clasifica, de forma razonada, las siguientes transformaciones en cambios físicos o cambios químicos: A

B

3. Añadimos hierro, un clavo, etc., al vaso.

c) ¿Se disuelve el hierro? a) Es un cambio _______ porque ________.

d) ¿Observas algún cambio?

b) Es un cambio _______ porque ________.

e) ¿De qué color es ahora la disolución?

C

D

f) ¿Ha cambiado el color del sólido? g) ¿Cuál crees que es la razón de estos cambios? 3. La reacción química que se produce en la actividad anterior es: Sulfato de cobre + hierro → → sulfato de hierro + cobre

c) Es un cambio _______ porque ________. d) Es un cambio _______ porque ________. 2. En una experiencia de laboratorio: 1. Añadimos agua en el tubo de ensayo hasta que ocupe dos tercios de su capacidad, aproximadamente.

Determina: a) ¿Qué sustancia produce una disolución azulada? b) ¿De qué color es el hierro? c) ¿Qué sustancia produce una disolución verdosa? d) De todas las sustancias implicadas, ¿cuáles son solubles en agua y cuáles no? 4. Una ecuación química está ajustada cuando el número de átomos que hay en el primer miembro es igual al número de átomos del segundo. Cuando reaccionan el nitrógeno y el hidrógeno, en las condiciones adecuadas, se obtiene amoniaco. a) Escribe, con letra, la reacción química que se produce en este caso. Reactivo 1 + reactivo 2 → producto b) Escribe las fórmulas correspondientes a cada sustancia. c) Usa los siguientes dibujos para completar el modelo molecular que representa dicha reacción, de forma que esté ajustada:

2. Añadimos sulfato de cobre.

• Átomo de nitrógeno • Átomo de hidrógeno

+ a) ¿El sulfato de cobre se disuelve? b) ¿De qué color es la disolución obtenida?

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Reactivos

→ Productos

d) Escribe la ecuación química ajustada.


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ACTIVIDADES

FICHA 2

CAMBIOS QUÍMICOS

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Es un cambio químico porque unas sustancias desaparecen y aparecen otras nuevas. b) Es un cambio físico porque no aparecen ni desaparecen sustancias. c) Es un cambio físico porque no aparecen ni desaparecen sustancias. d) Es un cambio químico porque desaparecen unas sustancias y aparecen otras nuevas. Conclusión: en los cambios químicos desaparecen unas sustancias y se formas otras nuevas. Mientras que en los cambios físicos no aparecen ni desaparecen sustancias.

Es decir, una molécula de nitrógeno se combina con tres moléculas de hidrógeno para dar dos moléculas de amoniaco. Cada molécula de amoniaco está formada por un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. La reacción tiene lugar entre muchas moléculas de nitrógeno y muchas moléculas de hidrógeno. Podemos decir que un mol de nitrógeno molecular reacciona con tres moles de hidrógeno molecular para formar dos moles de amoniaco.

2. a) Sí. b) La disolución obtenida es de color azul. Esto se debe a la presencia de los iones Cu2+. c) El hierro no se disuelve. d) Sí. Las partículas de hierro hacen que se produzca una reacción química. e) La disolución adquiere un tono verdoso. f) Sí. Se ha vuelto rojizo. g) Se ha producido un cambio químico. 3. La reacción química es: Sulfato de cobre + hierro → → sulfato de hierro + cobre a) El ion Cu2+. b) El hierro es de color gris. c) Los iones de hierro: Fe2+. d) El sulfato de cobre es soluble, mientras que el hierro no es soluble. 4. a) La reacción química que se produce en este caso es. Nitrógeno + hidrógeno → amoniaco b) Nitrógeno → N; hidrógeno → H; amoniaco → NH3. c) La representación de la reacción ya ajustada es la siguiente: H N

+

NH3

→

Reactivos

Productos

d) La ecuación química ajustada es: N2 + 3 H2 → 2 NH3 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 3

CAMBIOS QUÍMICOS

ACTIVIDADES DE REFUERZO a) ¿Qué cantidad de sulfuro de hierro hay?

1. Dada la reacción: 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) a) Escribe la reacción dando nombre a todas las sustancias que intervienen. b) Completa: • Dos __________ de monóxido de carbono reaccionan con __________ molécula de __________ y se forman _________ moléculas de __________. • __________ moles de __________ reaccionan con un __________ de oxígeno y se forman __________ __________ de dióxido de carbono. • __________ moléculas de __________ reaccionan con __________ molécula de oxígeno y se forman __________ moléculas de dióxido de carbono. • __________ litros de __________ reaccionan con __________ litros de oxígeno y se forman __________ litros de dióxido de carbono.

b) Escribe la ecuación química ajustada correspondiente a esta reacción. Azufre + hierro → sulfuro de hierro c) ¿Qué cantidad de hierro se necesita para obtener 88 g de sulfuro de azufre a partir de 32 g de azufre? 3. Une mediante una flecha los reactivos con sus correspondientes productos: • • • • •

Fe2O3 + 3 CO 2 H2 + O2 2 Cu + O2 CH4 + 2 O2 CuSO4 + Fe

4. Ajusta la siguiente reacción química y completa la tabla. NO (g ) + O2 (g ) → NO2 (g ) NO

2. Cuando mezclamos hierro con azufre y calentamos se produce sulfuro de hierro.

❏ CO2 + 2 H2O ❏ FeSO4 + Cu ❏ H2O ❏ 2 Fe + 3 CO2 ❏ 2 CuO

O2

NO2

6 mol 40 L 6 moléculas 32 kg 100 L 10 mol 60 g 100 moléculas

14 g de hierro

5. Explica por qué las siguientes reacciones químicas se producen a distinta velocidad. A

B

8 g de azufre. Más lenta

Sulfuro de hierro

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Más rápida

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ACTIVIDADES

FICHA 3


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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. La reacción es: 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) a) CO → monóxido de carbono. O2 → oxígeno. CO2 → dióxido de carbono. b) Completa: • Dos moléculas de monóxido de carbono reaccionan con una molécula de oxígeno y se forman dos moléculas de dióxido de carbono. • Dos moles de monóxido de carbono reaccionan con un mol de oxígeno y se forman dos moles de dióxido de carbono.

NO

O2

NO2

6 moles

3 moles

6 moles

80 L

40 L

80 L

12 moléculas

6 moléculas

12 moléculas

60 kg

32 kg

92 kg

100 L

50 L

100 L

10 moles

5 moles

10 moles

60 g

32 g

92 g

100 moléculas

50 moléculas

100 moléculas

• Dos moléculas de monóxido de carbono reaccionan con una molécula de oxígeno y se forman dos moléculas de dióxido de carbono.

5. Porque en un caso uno de los componentes está más troceado. Esto significa que existe una mayor superficie de contacto entre los dos reactivos (cloruro de hidrógeno y cobre en este caso).

• 44,8 litros de monóxido de carbono reaccionan con 22,4 litros de oxígeno y se forman 44,8 litros de dióxido de carbono.

Cuando la superficie de contacto aumenta, es decir, cuando los reactivos que intervienen están más fraccionados, la velocidad de la reacción aumenta.

2. a) 14 g. b) La ecuación correspondiente es: S + Fe → FeS

Cuando la superficie de contacto disminuye, es decir, cuando los reactivos que intervienen están menos fraccionados, la velocidad de la reacción disminuye.

c) Como se cumple la ley de conservación de la masa, basta con realizar una resta:

mFe = mFeS − mS = 88 g − 32 g = 56 g 3. • Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 • 2 H2 + O2 → H2O • 2 Cu + O2 → 2 CuO • CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O • CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu 4. La reacción ajustada es: 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) Para completar la tabla hay que tener en cuenta la información que nos facilita la ecuación química. Los coeficientes estequiométricos que aparecen antes de cada sustancia nos indican la proporción en cantidad de sustancia (mol) en que reaccionan. En este caso, la ecuación nos indica que dos moles de óxido de nitrógeno reaccionan con dos moles de oxígeno molecular para dar dos moles de dióxido de nitrógeno. Luego, esta relación puede convertirse en relación entre masa, moléculas, litros (en el caso de sustancias gaseosas)… 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

CAMBIOS QUÍMICOS

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. Dado el siguiente proceso: Óxido de plomo (II) + carbono → → dióxido de carbono + plomo Escribe la ecuación química ajustada. 2. Completa las siguientes reacciones, ajústalas y clasifícalas: a) N2 + O2 → … b) HCl + NaOH → … 3. Ajusta las siguientes reacciones químicas y escribe los nombres de los reactivos y los productos que intervienen en ellas. a) CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

b) Calcula la cantidad sobrante. c) Entonces, ¿qué cantidad de óxido de hierro se obtiene? 8. Disponemos de una muestra de metal de bario puro que pesa 20,5 g y que, al reaccionar con oxígeno, se convierte en 22,9 g de BaO puro. Sabiendo que la masa atómica del O es 16, calcula la masa atómica del bario. 9. Dada la reacción química: CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2

b) N2 + H2 → NH3

a) Ajusta la ecuación.

c) Ca(OH)2 + HCl → CaCl2 + H2O

b) Calcula la cantidad de hidrógeno en mol que se obtiene cuando reaccionan completamente 6,3 g de hidruro de calcio.

4. Dada la reacción: H2 + O2 → H2O Si tenemos 40 átomos de hidrógeno y 30 átomos de oxígeno. a) ¿Cuántas moléculas de agua se podrán formar? b) ¿Cuántos átomos quedarían sin reaccionar? 5. Dada la reacción de descomposición del clorato de potasio: KClO3 → KCl + O2 a) ¿Está ajustada? En caso negativo, ajusta correctamente la ecuación química. b) ¿Cuántos gramos de KCl se producen a partir de 1,5 mol de KClO3? c) ¿Qué volumen de O2, medido en condiciones normales de presión y temperatura, se obtiene en esta reacción? 6. Al combinarse el nitrógeno con el oxígeno se obtiene un cierto óxido NaOb. Sabiendo que la proporción en que se produce la reacción es: 1 volumen de N2 + 1 volumen de O2 → → 2 volúmenes de NaOb determina la fórmula del óxido. 7. Al hacer reaccionar 2,33 g de hierro con 2 g de oxígeno, según la reacción: Fe + O2 → Fe2O3 se obtiene óxido de hierro (III).

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a) ¿Qué sustancia reacciona completamente y cuál sobra?

c) Calcula los gramos de hidróxido de calcio que se forman. d) Calcula la cantidad de hidruro de calcio que sería necesaria para obtener 20 L de hidrógeno, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. 10. Al hacer reaccionar 1 g de cobre con 0,5 g de azufre, la reacción es completa y se forma CuS. ¿Qué ocurrirá si hacemos reaccionar 20 g de cobre con 20 g de azufre? 11. En la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) a) ¿Cuántas moléculas de SO3 se podrán obtener si reaccionan 200 moléculas de SO2 con 200 moléculas de O2? b) Explica cómo transcurrirá la reacción. 12. Cuando se mezcla cinc en polvo con ácido clorhídrico se produce una reacción en la que se desprende hidrógeno. Esta reacción se produce más rápidamente cuando el cinc está en virutas. a) Explica este hecho a partir de la teoría cinética de la materia. b) Explica por qué aumenta la velocidad de la reacción si calentamos el tubo de ensayo con un mechero Bunsen.


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ACTIVIDADES


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ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. 2 PbO + C → CO2 + 2 Pb 2. a) N2 + O2 → 2 NO Síntesis de óxido de nitrógeno (II). b) HCl + NaOH → NaCl + H2O Reacción ácido-base. 3. a) CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O • CuO: óxido de cobre (II). • H2SO4: ácido sulfúrico. • CuSO4: sulfato de cobre (II). • H2O: agua. b) N2 + 3 H2 → 2 NH3 • N2: nitrógeno molecular. • H2: hidrógeno molecular. • NH3: amoniaco. c) Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O • Ca(OH)2: hidróxido de calcio. • HCl: cloruro de hidrógeno. • CaCl2: cloruro de calcio. • H2O: agua. 4. a) Se podrán formar 20 moléculas de agua. b) Quedan sin reaccionar 10 átomos de oxígeno. 5. a) No. La reacción ajustada sería: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 b) 111,9 g KCl c) 50,4 L O2 6. La reacción con volúmenes nos permite conocer también la proporción en la que interviene la cantidad de sustancia de cada reactivo o producto. En este caso, 1 mol de N2 reacciona con 1 mol de O2 y obtenemos 2 mol de NaOb. Escribimos la reacción: N2 + O2 → 2 NaOb Por tanto, para que la reacción esté ajustada: a = 1 y b = 1. Y la fórmula será: NO. 7. a) Primero es necesario ajustar la reacción: 2 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 Veamos ahora qué cantidad de hierro reacciona con 2 g de oxígeno. 2 g O2 ⋅ ⋅

1 mol O2 2 mol Fe ⋅ ⋅ 32 g O2 3 mol O2

55,8 g Fe = 2,33 g Fe 1 mol Fe

b) Por tanto, no sobra ni oxígeno ni hierro. c) Como se conserva la masa en la reacción: 2 + 2,33 = 4,33 g de Fe2O3 8. Primero se ajusta la reacción que tiene lugar: 2 Ba + O2 → 2 BaO Ahora calculamos la masa de oxígeno que interviene a partir de la ley de conservación de la masa: m (O2) = m (BaO) − m (Ba) = = 22,9 g − 20,5 g = 2,4 g Y calculamos la cantidad de bario en mol que reacciona con esta cantidad de oxígeno. 2,4 g O2 ⋅

1 mol O2 2 mol Ba ⋅ = 0,15 mol Ba 32 g O2 1 mol O2

Sabiendo los gramos que se corresponden con la cantidad de sustancia (mol):

M (Ba) =

20,5 N.o gramos = = 137 g/mol 0,15 Cantidad de sustancia

9. a) La reacción ajustada es: CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2 b) 0,3 mol H2 c) 11,09 g Ca(OH)2 d) 18,8 g 10. Sobrarán 10 g de azufre. Es decir, los 20 g de cobre reaccionarán con 10 g de azufre para dar 30 g de CuS. 11. a) La reacción ajustada nos indica que 2 moléculas de SO2 reaccionan con 1 molécula de O2 para dar 2 moléculas de SO3. Es decir, reaccionarán 200 moléculas de SO2 con 100 moléculas de O2 (quedarán, por tanto, sin reaccionar 100 moléculas de O2). Y se obtendrán 200 moléculas de SO3. b) En la reacción sobrarán 100 moléculas de O2. Es decir, la reacción no es completa. 12. a) Cuando las partículas de los reactivos son más pequeñas, hay más probabilidad de que las colisiones necesarias para que tenga lugar la reacción sean eficaces. Por esto aumenta la velocidad de la reacción. b) Cuando calentamos el tubo de ensayo, las partículas de los reactivos se moverán más deprisa. Esto hará que se produzcan más colisiones y, por tanto, habrá más colisiones eficaces y la velocidad de la reacción aumentará.


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PROBLEMAS RESUELTOS

CAMBIOS QUÍMICOS

PROBLEMA RESUELTO 1 En el proceso: Hidrógeno (gas) + nitrógeno (gas) → amoniaco (gas) a) Identifica los reactivos y los productos de la reacción. Escribe sus fórmulas. b) Escribe la ecuación química correspondiente y ajústala por el método de tanteo. c) Clasifica la reacción. ¿Es una reacción de síntesis? ¿Es una reacción de descomposición? d) Representa la reacción mediante un modelo de bolas.

Planteamiento y resolución a) Reactivos: el hidrógeno y el nitrógeno son gases a temperatura ambiente: • Hidrógeno: su fórmula es H2. • Nitrógeno: su fórmula es N2. Productos: • Amoniaco: su fórmula es NH3. El N actúa con valencia 3 y el H actúa con valencia 1.

A continuación igualamos el número de átomos de hidrógeno. Como hay 2 moléculas de NH3, tenemos en total 6 átomos de H; por tanto, multiplicamos por 3 la molécula H2 del primer miembro:

b) La ecuación química correspondiente a este proceso será:

c) Es una reacción de síntesis o de formación, en la que a partir de sus elementos (H2 y N2) se obtiene un compuesto (NH3).

H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) Para ajustar la ecuación química colocaremos delante de la fórmula de cada una de las sustancias los coeficientes necesarios para que se cumpla la ley de conservación de la masa: el número de átomos que aparecen en el primer miembro debe de ser igual al número de átomos que aparecen en el segundo miembro.

3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) De esta forma, la ecuación queda ajustada.

d) Representamos la molécula H2 mediante: Representamos la molécula de N2 mediante:

La reacción será:

Igualamos el número de átomos de nitrógeno multiplicando por 2 la molécula de amoniaco (cada coeficiente multiplica a todos los átomos de la molécula):

+

→

H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g)

ACTIVIDADES

102

1

Escribe y ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) Cloro (g) + oxígeno (g) → óxido de cloro (g) b) Monóxido de carbono (g) + oxígeno (g) → → dióxido de carbono (g)

2

Dado el proceso: Aluminio (s) + azufre (s) → sulfuro de aluminio (s) a) Identifica los reactivos y los productos de la reacción. b) Escribe la ecuación química ajustada.

3

Ajusta las siguientes ecuaciones químicas y nombra todas las sustancias implicadas: a) ZnS (s) + O2 (g) → SO2 (g) + ZnO (s) b) Na (s) + H2O (l) → NaOH (aq) + H2 (g)

4

Completa y ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) Cl2 + Mg → … b) Cu + HCl → … + H2

5

Ajusta la ecuación química siguiente: Fe2O3 (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g)


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PROBLEMAS RESUELTOS

CAMBIOS QUÍMICOS

PROBLEMA RESUELTO 2 Al reaccionar cloruro de hidrógeno con óxido de bario se produce cloruro de bario y agua: a) Escribe la ecuación química correspondiente a esta reacción y ajústala. b) Calcula la cantidad de cloruro de bario que se produce cuando reaccionan 20,5 g de óxido de bario con la cantidad necesaria de ácido. c) Si ponemos 7 g de cloruro de hidrógeno, ¿qué cantidad de cloruro de bario se formará?


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Planteamiento y resolución a) A partir de las fórmulas de los reactivos y los productos escribimos la ecuación química correspondiente a esta reacción y la ajustamos:

A partir de la cantidad de sustancia calculamos la masa:

MBaCl2 = 208 g/mol →

2 HCl + BaO → BaCl2 + H2O

→ m = n ⋅ M = 0,15 mol ⋅ 208 g/mol →

Según la ecuación: 2 mol de HCl reaccionan con 1 mol de BaO y producen 1 mol de BaCl2 y 1 mol de H2O.

→ m = 31,2 g

b) Identificamos las sustancias cuyos datos conocemos y las sustancias cuyos datos deseamos calcular. Disponemos de 20,5 g de BaO y deseamos conocer la masa de BaCl2 que se obtiene.

c) Ahora disponemos de 7 g de HCl y queremos calcular la masa de BaCl2 que se obtiene. Calculamos la cantidad de HCl en mol:

MHCl = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol → →n=

Calculamos la cantidad de BaO en mol:

MBaO = 137 + 16 = 153 g/mol → →n=

Planteamos la proporción correspondiente a estas dos sustancias y calculamos la cantidad de HCl obtenida:

m (g) 20,5 g = = 0,15 mol M (g/mol) 153 g/mol

Calculamos la cantidad de BaCl2 que se obtiene planteando la proporción adecuada:

2 mol HCl 0,19 mol HCl = → y 1 mol BaCl2 1 mol BaCl2 → y = 0,19 mol HCl ⋅ = 0,095 mol 2 mol HCl

1 mol BaO 0,15 mol BaO = → x mol Ba Cl2 1 mol BaCl2 → x = 0,15 mol BaO ⋅

m (g) 7g = = 0,19 mol 36,5 g/mol M (g/mol)

Calculamos la masa:

1 mol BaCl2 = 1 mol BaO

m = n ⋅ M = 0,095 mol ⋅ 208 g/mol → → m = 19,76 g de BaCl2

= 0,15 mol BaCl2

ACTIVIDADES 1

En el conversor catalítico de un automóvil se produce la reacción: Monóxido de carbono (g) + oxígeno (g) → → dióxido de carbono (g) a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Si reaccionan 112 g de monóxido de carbono, ¿cuánto dióxido de carbono aparece? c) ¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria? Sol.: b) 176 g CO2; c) 64 g O2

2

Dada la reacción: Óxido de hierro (II) (s) + hidrógeno (g) → → hierro (s) + agua (l) a) Escribe la reacción y ajústala. b) Calcula la masa de hierro que podría obtenerse al reaccionar 40 g de óxido de hierro (II). c) Calcula la cantidad de hidrógeno que será necesaria para que la reacción sea completa. Sol.: b) 31 g Fe; c) 1,1 g H2


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PROBLEMAS RESUELTOS

CAMBIOS QUÍMICOS

PROBLEMA RESUELTO 3 Calcula el volumen de hidrógeno que se desprende, en condiciones normales, al reaccionar 6,54 g de cinc con la cantidad suficiente de cloruro de hidrógeno según la reacción: Zn (s) + HCl (aq) → ZnCl2 (s) + H2 (g)

Planteamiento y resolución

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (s) + H2 (g)

Planteamos la proporción correspondiente para calcular la cantidad de H2 obtenido:

Calculamos la cantidad de sustancia en mol de Zn conocida:

1 mol Zn 0,1 mol Zn = → x = 0,1 mol H2 x 1 mol H2

En primer lugar ajustamos la ecuación:

MZn = 65 g/mol → m (g) 6,54 g = = 0,1 mol →n= M (g/mol) 65 g/mol

Sabemos además que, en condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L. Calculamos el volumen:

V = 0,1 mol ⋅ 22,4 L/mol = 2,24 L H2

Según la ecuación: 1 mol de Zn produce 1 mol de H2.

ACTIVIDADES 1

2

3

104

Escribe y ajusta la reacción de combustión del azufre: Azufre (s) + oxígeno (g) → dióxido de azufre (g) Calcula: a) La cantidad de azufre necesaria para obtener 2 L de dióxido de azufre en c.n. b) El volumen de oxígeno necesario. Sol.: a) 2,86 g S; b) 2 L O2

4

Dada la reacción: Óxido de hierro (II) + hidrógeno → → hierro + agua a) Escribe y ajusta la ecuación correspondiente. b) Calcula la masa de hierro que se obtendrá a partir de 50 g de óxido de hierro (II). c) Calcula el volumen de hidrógeno, medido en c.n., que se consume en la reacción. Sol.: b) 38,75 g Fe; c) 15,34 L H2

5

Dada la ecuación química: Al (s) + S (s) → Al2S3 (s) Si reaccionan 27 g de Al con 60 g de S, determina: a) Que sustancia reaccionará completamente y cuál sobrará. b) Qué cantidad de sulfuro de aluminio se obtiene. Sol.: a) Sobrará S; b) 75 g Al2S3

6

En la reacción química representada por: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 a) ¿Cuál es el volumen de hidrógeno (en c.n.) que se produce cuando reaccionan 0,154 mol de magnesio con exceso de ácido? b) ¿Cuál es la masa de MgCl2 obtenida?

Sol.: a) 3,45 L H2; b) 14,7 g MgCl2 El amoniaco reacciona con el oxígeno, en c.n. de presión y temperatura, según la reacción: NH3 (g) + O2 (g) → NO (g) + H2O (g) Calcula: a) El volumen de amoniaco necesario para obtener 15 L de monóxido de nitrógeno. b) La cantidad de oxígeno necesaria. Sol.: a) 15 L NH3; b) 18,75 L O2 Escribe la ecuación química ajustada correspondiente a la combustión del propano (C3H8) con el oxígeno para dar dióxido de carbono y agua, y calcula: a) La cantidad de propano que se necesita para obtener 2 L de dióxido de carbono. b) El volumen de propano que reacciona con 0,5 L de oxígeno.

Sol.: a) 0,67 L C3H8; b) 0,1 L C3H8


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QUÍMICA EN ACCIÓN PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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MAPA DE CONTENIDOS LA QUÍMICA

es básica para

influye en el

reporta

LA SOCIEDAD

MEDIO AMBIENTE

BENEFICIOS

gracias a

debido a

cambios químicos

ejemplos reacciones de combustión

reacciones ácido-base

contaminación del aire

contaminación del suelo

medicamentos

en la industria

produce

contaminación del agua

ejemplos

ejemplos

antibióticos

alimentación

vacunas

materiales

antipiréticos

agricultura

lluvia ácida incremento del efecto invernadero

permiten obtener energía a partir de

intervienen

ácidos

para dar

ejemplos

bases

destrucción de la capa de ozono

antiinflamatorios analgésicos

HCl HNO3

pesticidas

ejemplos herbicidas

sales combustibles

que usa

NaOH

plaguicidas

NH3

H2SO4

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. En esta unidad se explica la gran interacción existente entre la química y todo lo que nos rodea: la comida, los medicamentos. 2. Por último, se comentan algunos de los inconvenientes que produce la actividad química industrial y la capacidad de generación de contaminantes que afecten tanto al medio ambiente como a los seres vivos. Es esta una dualidad que presenta la química. • Por un lado, nos ayuda a mejorar nuestras condiciones de vida. • Por otro, produce contaminantes, residuos que afectan al medio. 3. En la medida en que la sociedad sea capaz, mediante el reciclado de algunos productos, el uso de otras sustancias menos contaminantes…, de solucionar estos problemas, abrirá el camino hacia una nueva era. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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Química en acción PRESENTACIÓN

1. Por otro lado, una de las grandes preocupaciones de la sociedad actual es el problema medioambiental y toda la repercusión que tienen determinados efectos de la actividad industrial sobre el medio natural. Asuntos como la destrucción de la capa de ozono, el incremento del efecto invernadero o la lluvia ácida están presentes todos los días en los medios de comunicación. Por ello, es importante

que el alumno tenga una formación básica en estos temas. 2. La química está presente en la sociedad actual en todos los ámbitos (aditivos para alimentos, medicamentos, producción de nuevos materiales…). Por ello, los conocimientos básicos de química deben formar parte de la cultura general de cualquier persona en la actualidad.

OBJETIVOS • Reconocer la importancia que tiene la química en nuestra sociedad.

• Intentar encontrar soluciones a los problemas mencionados en el punto anterior.

• Comprender las implicaciones que tienen distintas actividades humanas en el medio ambiente.

• Entender la importancia que el reciclado de muchos materiales tiene en la sociedad actual.

• Saber cuáles son los problemas medioambientales más graves que afectan a la Tierra en este momento.

• Aprender a usar correctamente los medicamentos.

CONTENIDOS CONCEPTOS

• • • •


• Buscar relaciones entre la química y la mejora en la calidad de vida. • Realizar trabajos en los que se vea el progreso que han sufrido algunas actividades humanas (industria alimentaria, farmacéutica…) gracias a la química. • Comentar artículos periodísticos en los que se ponga de manifiesto alguno de los problemas medioambientales tratados en la unidad. • Buscar soluciones para evitar el deterioro que sufre el medio ambiente. • Interpretar gráficos de sectores sobre los principales compuestos que influyen en la destrucción de la capa de ozono.

ACTITUDES

• Valorar la gran importancia que ha tenido la química en el desarrollo que se ha producido en nuestra sociedad. • Ser consciente de los problemas medioambientales que afectan a nuestro planeta. • Hacer un uso adecuado de los medicamentos.

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Reacciones químicas más importantes: combustión, ácido-base y de neutralización. Química y medio ambiente. Industrias químicas. Medicamentos y drogas. La química y el progreso (agricultura, alimentación y materiales).


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7 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación cívica. Se puede incidir en la gran importancia que tiene la química en la mejora de la calidad de vida de las personas que pueblan el planeta. Sería bueno comentar a los alumnos y alumnas los grandes beneficios que la industria química ha proporcionado, y desterrar un poco la idea negativa que tienen muchos de ellos acerca de la química. 2. Educación para la salud. La relación existente entre la química y la medicina puede servirnos para informar a los alumnos sobre el uso correcto de los medicamentos y comentarles el riesgo que conlleva la automedicación.



3. Educación medioambiental. En esta unidad se han estudiado algunos de los problemas medioambientales más graves derivados de la actividad industrial. La simple actividad humana también genera contaminación en el medio ambiente, y esto puede darnos pie a realizar una visita a una planta depuradora de aguas residuales. En esta visita, el alumno se concienciará de los grandes recursos que la sociedad tiene que emplear para no contaminar la fauna y la flora de los ríos.

COMPETENCIAS QUE SE TRABAJAN Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico En la unidad anterior hemos destacado el estudio de las reacciones químicas. En esta unidad aplicaremos los contenidos estudiados. También se obtendrán los conocimientos necesarios para comprender el entorno que nos rodea, se establecerán las bases para un mejor conocimiento del entorno y, en definitiva, saber que la acción humana no solo tiene factores negativos sobre el medio ambiente (aumento de efecto invernadero, destrucción de la capa de ozono, contaminación del agua y del aire), sino que la industria química sirve, además, para mejorar la calidad de vida, sobre todo en la agricultura, la alimentación y en el diseño y obtención de nuevos materiales. Tratamiento de la información y competencia digital Cabe destacar la importancia que tiene la actualización en los temas de medio ambiente. Hay páginas web donde se pueden consultar a diario los niveles de gases

en la atmósfera de nuestra ciudad, el nivel de polen en las épocas primaverales, el nivel de contaminación ambiental, etc. Competencia social y ciudadana Uno de los temas más importantes de educación científica para el ciudadano es el respeto por el medio ambiente y el reciclado de residuos y materiales. En esta unidad se desarrollan las habilidades propias de la competencia para estar informado y tomar conciencia de las medidas de respeto del medio ambiente que debemos tomar. Competencia cultural y artística Esta unidad ayuda a apreciar las manifestaciones culturales que respetan el medio ambiente. En ocasiones, es interesante conocer las manifestaciones culturales que responden a disfrute y enriquecimiento de los pueblos. Poseer habilidades de pensamiento, tanto perceptivas como comunicativas, para poder comprender y valorar las aportaciones que el hecho cultural realiza al respeto del medio ambiente.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Explicar la relación existente entre la química y muchas de las industrias existentes: industria alimentaria, industria farmacéutica, etc. 2. Analizar cuáles son los efectos no deseados para el medio ambiente de algunas de las actividades industriales.

3. Comentar artículos periodísticos en los que se pongan de manifiesto algunos de estos problemas medioambientales. 4. Explicar la importancia que tiene en la sociedad actual el reciclado de muchos materiales.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN

ACTIVIDADES DE REFUERZO 10. Señala cuál es el efecto de los siguientes medicamentos sobre el organismo humano:

1. Completa la siguiente tabla: Bioelementos principales

Bioelementos secundarios

Oligoelementos

Principios inmediatos

a) Antipiréticos.

c) Antibióticos.

b) Analgésicos.

d) Antiinflamatorios.

11. El agua del mar contiene un 0,13 % de magnesio en masa. ¿Qué cantidad de agua de mar se necesita para obtener 100 kg de magnesio? 2. Las proteínas constituyen alrededor del 15 % de la masa corporal de los seres vivos. Determina la cantidad de proteínas que hay en un adulto de 85 kg. ¿Cuáles son los componentes de las moléculas de las proteínas?

12. Observa la siguiente tabla: Glúcidos (g)

Proteínas (g)

Grasas (g)

Vitaminas AyC (mg)

0

24

31

0

Macarrones con salsa (150 g)

20

3

16

0

Yogur entero (una porción)

11

8

12

505

5. ¿Qué es el agujero de la capa de ozono? ¿Qué efectos tiene?

Tomate (una unidad)

2

1

0

10 027

6. ¿En qué consiste el incremento del efecto invernadero? ¿Qué sustancias lo producen?

Aceite de oliva (una cucharada)

0

0

16

0

3. La reacción de combustión de la glucosa que se realiza en las células, ¿es una reacción exotérmica o endotérmica? Razona la respuesta. 4. Completa la siguiente reacción nuclear: 2 3 1 1H + 1H → … + 0n ¿Qué tipo de reacción es?

7. ¿Qué es un antibiótico? Nombra los que conozcas. 8. Completa la siguiente frase: El uso de productos en spray provoca la …, que protege a la atmósfera de las radiaciones …

Alimento Filete de vaca (100 g)

Determina la cantidad de nutrientes que ingieres en una comida formada por un plato de macarrones de 250 g, un filete de 200 g, una ensalada con dos tomates y aliñada con dos cucharadas de aceite de oliva, y un yogur entero. Calcula el porcentaje que representa cada nutriente.

9. Observa la siguiente gráfica: 13. El efecto invernadero es beneficioso para el desarrollo de la vida en la Tierra. Explica entonces por qué existe tanta alarma entre los científicos relacionando efecto invernadero, calentamiento global y cambio climático.

Concentración de C02 atmosférico (ppm) 360 350 340

14. Señala algunas medidas interesantes desde tu punto de vista destinadas a rebajar la cantidad de dióxido de carbono emitido a la atmósfera.

330 320 310 1950

1960

1970

1980

1990

2000

a) ¿Qué representa? ¿Qué tendencia se observa? b) Comenta las posibles causas de esa tendencia.

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15. La combustión de 1 m3 de gas natural equivale a 9,28 ⋅ 106 cal. Determina el consumo realizado en una vivienda, expresado en julios, si la lectura del contador ha sido de 40 m3 de gas.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. El fósforo y el azufre pueden considerarse bioelementos primarios, pero intervienen en mucha menor proporción que los otros cuatro (C, H, O y N).

b) Posibles causas: emisión de gases contaminantes por los vehículos que queman combustibles fósiles, por las centrales eléctricas térmicas o por las actividades industriales.

Bioelementos principales

Bioelementos secundarios

Oligoelementos

Principios inmediatos

Carbono

Potasio

Hierro

Glúcidos

b) Alivian el dolor.

Hidrógeno

Magnesio

Yodo

Lípidos

c) Combaten infecciones.

Oxígeno

Sodio

Flúor

Proteínas

d) Combaten las inflamaciones.

Nitrógeno

Calcio

Cinc

Ácidos nucleicos

2. Como constituyen el 15 %: 0,15 ⋅ 85 kg = 12,75 kg Las moléculas de las proteínas están formadas por unidades elementales llamadas aminoácidos. 3. Es una reacción exotérmica: los productos tienen menos energía que los reactivos. 4. La reacción es: 21H + 31H → 42He + 10n Es una reacción de fusión nuclear: a partir de dos núcleos ligeros se forma un núcleo más pesado. 5. El agujero de la capa de ozono consiste en una disminución en el grosor de la capa de ozono presente en la atmósfera. La consecuencia de esta destrucción del ozono es una mayor penetración de la radiación ultravioleta procedente del Sol. Esto trae consigo una mayor incidencia de enfermedades en la vista, así como un aumento en las mutaciones genéticas que experimentan los seres vivos.

10. a) Combaten la fiebre.

11. Calculando: 100 kg agua x = → x = 76 923 kg agua 0,13 kg Mg 100 kg Mg 12. A partir de la tabla podemos calcular lo que nos piden:

Glúcidos Total (g) Porcentaje Proteínas Total (g) Porcentaje Grasas Total (g) Porcentaje Vitaminas A y C Total (mg) Porcentaje

Ensalada Nu2 toYogur trientes Aceite mates totales

Filete

Macarrones

0

33,3

4

0

11

48,3

0

68

8,2

0

23,8

100

48

5

2

0

8

63

76,2

7,9

3,2

0

12,7

100

62

26,67

0

32

12

132,67

46,73

20,11

0

24,12

9,04

100

0

0

20 054

0

505

20 559

0

0

97,5

0

2,5

100

6. En el aumento de la temperatura en nuestro planeta debido a la reflexión de la radiación solar ascendente en la atmósfera terrestre tras reflejarse en el suelo. Las sustancias que lo producen son el dióxido de carbono y el vapor de agua, fundamentalmente.

13. El problema medioambiental proviene del incremento del efecto invernadero, que causa un sobrecalentamiento excesivo debido a la concentración elevada de ciertos gases en la atmósfera (dióxido de carbono fundamentalmente).

7. Un antibiótico es un tipo de medicamento empleado para combatir infecciones. Ejemplo: penicilina.

Como consecuencia de este calentamiento se produce un cambio climático a escala global, con aumento de las temperaturas, sequías más prolongadas, deshielo de casquetes polares y glaciares…

8. El uso de productos en spray provoca la destrucción de la capa de ozono, que protege a la atmósfera de las radiaciones ultravioletas. 9. a) Representa el aumento en la concentración de dióxido de carbono atmosférico a lo largo de los últimos 50 años. Se observa un claro aumento, más acusado en las últimas décadas.


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14. Ejemplos: emplear filtros en las actividades que generan CO2; premiar a las empresas que reducen sus emisiones de CO2; fomentar el uso de transportes públicos y de energías renovables. 15. El consumo habría sido de 3,712 ⋅ 10 8 cal, que equivalen a 1,55 ⋅ 109 J.


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ACTIVIDADES

FICHA 2

QUÍMICA EN ACCIÓN

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Observa la siguiente experiencia. 1. Coloca la vela en un recipiente con agua y enciéndela.

3. De las sustancias de la actividad anterior, determina las que son ácidos y las que son bases. Completa la tabla. Ácidos

Bases

a) ¿Qué reacción se produce? b) ¿Es una reacción exotérmica o endotérmica? ¿Cómo puedes saberlo? 2. Ahora colocamos un vaso tapando la vela.

4. Utilizar Internet como fuente de información. Investiga, busca información y responde a las siguientes preguntas: a) ¿Cómo puedes medir fácilmente el tamaño de tu ciudad? b) ¿Cuál es el tamaño de tu ciudad? c) Indica algunas actividades urbanas responsables de la emisión de sustancias contaminantes a la atmósfera en las ciudades. d) Nombra las sustancias que generalmente producen contaminación en la atmósfera y los problemas que generan.

c) ¿Qué ocurre? d) ¿Puedes explicar la razón? e) Observa el nivel en el interior del vaso. ¿Qué ocurre? f) ¿Por qué aumenta el nivel de agua en el vaso a medida que se apaga la vela? g) ¿Hay semejanzas entre esta reacción y la que se produce cuando quemamos papel? h) Después de quemar el papel, ¿la masa de las cenizas será igual a la masa del papel?

e) ¿Por qué las ciudades con grandes zonas verdes o próximas a zonas boscosas controlan mejor su índice de contaminación? f) Indica varias medidas que creas que se podrían adoptar para disminuir la contaminación en las ciudades. 5. Explica el siguiente esquema sobre el incremento del efecto invernadero:

2. Relaciona las sustancias con el producto donde las podemos encontrar: • • • • •

Ácido acético. Ácido acetilsalicílico. Amoniaco. Ácido cítrico. Cloruro. de hidrogeno. • Bicarbonato de sodio. • Ácido sulfúrico. • Hidróxido de sodio.

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❏ Antiácido estomacal. ❏ Limón. ❏ Baterías de los coches. ❏ Vinagre. ❏ Limpiador casero. ❏ Gel para desatascar. las tuberías. ❏ Jugos gástricos. ❏ Aspirina.


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ACTIVIDADES

FICHA 2

QUÍMICA EN ACCIÓN PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Se produce la combustión de la cera de la vela. b) Es una reacción exotérmica. Se desprende luz y calor. c) La vela se apaga. d) La reacción de combustión no se puede mantener, ya que el oxígeno necesario en el interior del vaso se ha agotado. e) En el interior del vaso se agota el gas y el nivel de agua sube. f) Porque desaparece el oxígeno. g) Sí; en ambos casos se produce una reacción de combustión en la que el oxígeno del aire interviene como reactivo. h) No, puesto que en la reacción intervienen gases que escapan. Esto no quiere decir que no se cumpla la ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier). Si recogemos los gases que intervienen, entonces veremos que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. 2. • Ácido acético. → Vinagre. • Ácido acetilsalicílico. → Aspirina. • Amoniaco. → Limpiador casero. • Ácido cítrico. → Limón. • Cloruro de hidrogeno. → Jugos gástricos. • Bicarbonato de sodio. → Antiácido estomacal. • Ácido sulfúrico. → Baterías de los coches. • Hidróxido de sodio. → Gel para desatascar las tuberías. 3.

Ácidos

e) Porque las plantas eliminan dióxido de carbono de la atmósfera y la enriquecen con oxígeno. Es decir, son una especie de depuradoras naturales de aire. f) Respuesta modelo: • Limitar el tráfico de vehículos. • Fomentar la utilización del transporte público. • Incluir carriles bici. • Habilitar en la calzada un carril reservado para el transporte público. • Fomentar la utilización de filtros en tubos de escape de vehículos, en chimeneas de calefacciones y en chimeneas de industrias. 5. La radiación procedente del Sol atraviesa la atmósfera terrestre. Luego, una parte de esta radiación se refleja en la superficie de la Tierra y es reemitida de nuevo hacia el exterior. Pero una parte de esta radiación reflejada por la Tierra choca en la atmósfera con ciertos gases que vuelven a hacer que se refleje hacia la Tierra, lo que produce en definitiva un calentamiento de nuestro planeta. Los gases que producen este incremento del efecto invernadero son el dióxido de carbono (el principal contribuyente), el vapor de agua o el metano.

Bases

• Vinagre.

• Limpiador casero.

• Aspirina.

• Antiácido estomacal.

• Limón.

• Gel para desatascar las tuberías.

• Jugos gástricos.

d) Ejemplos: • Dióxido de carbono. Produce un incremento del efecto invernadero. • Óxido de azufre. Puede formar lluvia ácida. • Monóxido de carbono. Es un gas tóxico. • Dióxido de azufre. Puede formar lluvia ácida.

• Baterías de los coches.

4. a) Por ejemplo, a partir de un plano. b) Respuesta libre. c) Respuesta modelo: • El tráfico de vehículos. • Las emisiones de calefacciones. • Las emisiones de las industrias. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 3

QUÍMICA EN ACCIÓN

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. En la gráfica se representa la variación de la contaminación por dióxido de carbono en una gran ciudad a lo largo de los días de la semana. ¿Qué conclusiones puedes sacar de ella?

1. Materiales desechados porque no son aprovechables para el uso a que estaban destinados.

2. Medicamento usado para bajar la fiebre.

Cantidad CO2 (mg/m3) 1300

3. Reacción química que produce dióxido de carbono y agua a partir de un combustible.

1200 1100 1000

4. Se produce en la combustión.

0 L

M

X

J

V

S

D

a) ¿Qué días es mayor la concentración de dióxido de carbono? ¿Y menor? b) Entonces, ¿cuál crees que puede ser la causa de esta diferencia? c) ¿Qué medidas se te ocurren para reducir la cantidad de dióxido de carbono en la atmósfera los días laborables?

5. Fenómeno que altera las propiedades de la atmósfera o del agua mediante la adición de sustancias tóxicas.

6. El PVC, la baquelita o el teflón pertenecen a este tipo de material.

2. Lee el texto y responde. Los envases de tetrabrick son los más utilizados para conservar alimentos líquidos y, poco a poco, han ido sustituyendo al vidrio. Están fabricados por varias capas de cartón, polietileno y otros materiales. El material que está en contacto con el líquido es siempre el polietileno. Es un plástico ligero que se puede moldear formando capas muy delgadas que impiden el paso del oxígeno del aire, la humedad y las bacterias. El cartón se añade para dar consistencia al envase.

7. A este grupo de sustancias pertenece la sosa cáustica.

8. El incremento de este efecto calienta la Tierra.

4. Justifica las siguientes acciones desde el punto de vista de la protección del medio ambiente. a) Separar los residuos y depositarlos en diferentes contenedores. b) Echar las pilas usadas en los contenedores apropiados.

a) ¿Qué tipo de material es el polietileno?

c) Utilizar fuentes de energía renovables, como la energía solar o la energía eólica.

b) ¿Qué propiedad del polietileno le hace apto para la conservación de alimentos?

d) Utilizar lámparas de bajo consumo en viviendas y oficinas.

c) ¿Qué crees que ocurriría si el envase fuese únicamente de cartón?

e) Fomentar la utilización del transporte público.

3. Mezcla convenientemente las letras marcadas de las siguientes definiciones y obtendrás una palabra que todos deberíamos conocer y aplicar.

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ACTIVIDADES

FICHA 3

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) Mayor: de lunes a viernes. Menor: sábado y domingo. b) El aumento del tráfico durante los días laborables. c) Ejemplos: • Limitar el tráfico de vehículos. Por ejemplo, haciendo que determinadas zonas de la ciudad sean peatonales. • Fomentar la utilización del transporte público. Abaratando los precios. • Incluir carriles bici. Y dando preferencia a los ciclistas en las calzadas. • Habilitar en la calzada un carril reservado para el transporte público. Así se evitarán atascos las personas que contribuyen a mantener más limpio el aire de la ciudad. 2. a) El polietileno es un material sintético. Es un tipo de plástico. b) El polietileno no reacciona con las sustancias con las que entra en contacto. Además, impide el paso del oxígeno del aire, la humedad y las bacterias.

6. El PVC, la baquelita o el teflón pertenecen a este tipo de material. P

L

Á

S

T

I

C

O

7. A este grupo de sustancias pertenece la sosa cáustica. B

A

S


QUÍMICA EN ACCIÓN

E

8. El incremento de este efecto calienta la Tierra. I

N

V

E

R

N

A

D

E

R

O

4. a) Se facilita la reutilización de materiales. b) Evitamos contaminar suelos y agua. c) Se contamina menos, pues se emiten menos gases tóxicos a la atmósfera. d) El gasto energético es menor, por lo que se ahorran emisiones contaminantes a la atmósfera. e) Se reduce el número de vehículos que circulan, por lo que se emite a la atmósfera una menor cantidad de dióxido de carbono, por ejemplo.

c) La humedad, por ejemplo, penetraría con facilidad, por lo que los alimentos se deteriorarían mucho más rápidamente. Además, las bacterias también podrían estropear el alimento y contaminarlo. 3. 1. Materiales desechados porque no son aprovechables para el uso a que estaban destinados. R

E

S

I

D

U

O

S

2. Medicamento usado para bajar la fiebre. A

N

T

I

P

I

R

É

T

I

C

O

3. Reacción química que produce dióxido de carbono y agua a partir de un combustible. O M B U

C

S

T

I

Ó

N

4. Se produce en la combustión. E

N

E

R

G

Í

A

5. Fenómeno que altera las propiedades de la atmósfera o del agua mediante la adición de sustancias tóxicas. C

O

N

T

A M

I

N

A

C

I

Ó

N


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ACTIVIDADES

QUÍMICA EN ACCIÓN

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. Determina a qué grupo pertenecen las sustancias que aparecen a continuación (utiliza la bibliografía que necesites): a) Almidón. b) Colesterol. c) Retinol. d) Ácido oleico. e) Triptófano.

6. Analiza la siguiente frase: «Las lluvias ácidas son frecuentes en las zonas industrializadas y en las regiones vecinas. Sus efectos pueden observarse en zonas muy alejadas de los lugares donde se origina la contaminación». 7. Analiza el gráfico sobre el uso de las fuentes de energía y comenta la relación que tienen con la contaminación ambiental los datos que en él aparecen.

f) Caseína. g) Insulina. h) ARN. 2. Busca información acerca de la función de los siguientes bioelementos en el organismo: a) Hierro. b) Calcio. c) Sodio.

Petróleo

Gas

E. renovables

Nuclear

Carbón

8. Explica los peligros del uso inadecuado de antibióticos.

d) Potasio. e) Magnesio.

9. En la combustión de butano (C4H10) se producen dióxido de carbono y agua.

f) Flúor.

a) Escribe la reacción ajustada.

g) Yodo. 3. Escribe la reacción de combustión de la glucosa y explica cuál es su función en el organismo. 4. El cobre se puede obtener a partir de malaquita, que es un mineral formado por carbonato de cobre, a través de las siguientes reacciones:

b) Calcula la cantidad de CO2 se produce al quemar una tonelada de butano. c) Calcula la cantidad de sustancia de CO2 (en condiciones normales de presión y temperatura) que produce. d) Entonces, ¿la combustión de butano contribuye al incremento del efecto invernadero? ¿Por qué?

a) CuCO3 + calor → CO2 + CuO b) CuO + C → CO2 + Cu Ajusta estas reacciones y calcula la cantidad de cobre que podría obtenerse a partir de 100 mol de carbonato de cobre.

10. El metano se quema con oxígeno y da lugar a dióxido de carbono y agua. Si reaccionan 59,5 g de metano, determina: a) La ecuación química ajustada. b) La cantidad de CO2 que se forma.

5. El cloro tiene un importante papel en la destrucción de la capa de ozono estratosférico, según las reacciones: a) Cl + O3 → ClO + O2 b) ClO + O → Cl + O2 Se ha calculado que un solo átomo de cloro es capaz de destruir 100 000 moléculas de ozono. ¿Puedes explicar esto a partir de las reacciones anteriores?

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c) El número de moléculas de agua que aparecen. d) El volumen de oxígeno necesario, medido en condiciones normales de presión y temperatura. 11. En 1997 se redacto en Kyoto (Japón) un documento que proponía reducir las emisiones de CO2 en un 7 % para la siguiente década. Comenta las razones. ¿Por qué crees que EE.UU. se negó a firmar tal acuerdo?


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ACTIVIDADES

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) 1. a) Glúcido.

e) Proteína (aminoácido).

b) Lípido.

f) Proteína.

c) Vitamina.

g) Proteína.

d) Lípido.

h) Ácido nucleico.

2. a) Presente en la hemoglobina de la sangre. b) Presente en huesos y dientes. c) Interviene en los procesos de regulación de los impulsos nerviosos y la función celular. d) Interviene en los procesos de transmisión de impulsos nerviosos. e) Constituyente de huesos y dientes. f) Refuerza la estructura de huesos y dientes. Previene la caries dental.

8. Los antibióticos deben usarse con precaución, y solo bajo la prescipción del médico. Además, el tratamiento debe seguirse tal y como lo recomienda el médico, y no dejar de tomar el medicamento a los dos o tres días de haberlo comenzado porque el enfermo «ya se encuentra bien». Tampoco es conveniente medicarse en exceso, pues entonces, cuando el organismo necesita verdaderamente el antibiótico, este quizá no actúe con la misma eficacia. 9. a) La reacción ajustada es: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O b) La masa molar del butano es de 58 g/mol. La del CO2 es de 44 g/mol. Sabemos que 2 mol de C4H10 producen 8 mol de CO2. Por tanto:

g) Constituyente de las hormonas tiroideas (tirosina). 3. C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + energía Su función es la obtención de energía. 4. Las reacciones ajustadas son: CuCO3 + calor → CO2 + CuO 2 CuO + C → CO2 + 2 Cu Si partimos de 100 mol de CuCO3: 100 mol CuCO3 ⋅ ⋅

1 tonelada C4H10 · 6

⋅

8 mol CO2 10 g C4H10 1 mol C4H10 ⋅ ⋅ ⋅ 58 g C4H10 2 mol C4H10 1 t C4H10 ⋅

5. Un solo átomo de cloro puede destruir muchas moléculas de ozono porque, en el proceso, se vuelve a obtener cloro, que queda libre y dispuesto para reaccionar con otra molécula de ozono. Es decir, el cloro no se destruye en el proceso. 6. En las regiones industrializadas se emiten óxidos de nitrógeno y de azufre a la atmósfera. Estos óxidos, al combinarse con el agua de las nubes, forman ácidos, que pueden recorrer grandes distancias hasta que tienen lugar las precipitaciones. Por eso pueden afectar a vastas regiones alejadas del lugar donde se origina la contaminación. 7. Las energías menos contaminantes, las energías renovables, tienen poco peso en el gráfico. Es decir, las energías que más se emplean son las que más contaminan. Si se utilizasen más las energías limpias renovables (eólica, solar, etc.), la contaminación del medio ambiente disminuiría.

44 g CO2 = 3,0345 · 106 g CO2 1 mol CO2

c) Basta con operar de la siguiente forma: 3,0345 · 106 g CO2 ⋅

1 mol CuO ⋅ 1 mol CuCo3

1 mol Cu 63,5 g Cu ⋅ = 6,350 g Cu 1 mol CuO 1 mol Cu


QUÍMICA EN ACCIÓN

1 mol CO2 = 44 g CO2

= 68 965 mol CO2 d) La combustión del butano y de otros combustibles sí que contribuye al incremento del efecto invernadero, pues emite CO2 a la atmósfera. 10. a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O b) 163,6 g CO2 c) 4,479 ⋅ 1024 moléculas H2O d) El volumen de oxígeno necesario será: 59,5 g CH4 ⋅ ⋅

1 mol CH4 2 mol O2 ⋅ ⋅ 16 g CH4 1 mol CH4

22,4 L O2 = 166,6 L O2 1 mol O2

11. La razón principal para limitar las emisiones de dióxido de carbono a la atmósfera es la lucha contra el incremento del efecto invernadero y sus consecuencias sobre el cambio climático. Probablemente porque EE.UU. es uno de los países que más dióxido de carbono emite a la atmósfera.


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PROBLEMAS RESUELTOS

QUÍMICA EN ACCIÓN

PROBLEMA RESUELTO 1 El tráfico es una de las principales causas de contaminación ambiental en las ciudades. La combustión de la gasolina produce CO2, responsable del incremento del efecto invernadero. Considerando una ciudad en la que circulen diariamente unos 100 000 coches y que cada uno consume 2 L de gasolina, calcula la cantidad de CO2 emitida a la atmósfera. Supón que la gasolina está formada únicamente por octano (C8H18), cuya densidad es 700 kg/m3.

Planteamiento y resolución La combustión de la gasolina (octano) se produce mediante la siguiente reacción: C8H18 +

25 O2 → 8 CO2 + 9 H2O 2

Tenemos, por tanto: • Moctano = 12 ⋅ 8 + 1 ⋅ 18 = 114 g/mol • m = 1,4 ⋅ 105 kg ⋅ 103 g/1 kg = 1,4 ⋅ 108 g Y calculando la cantidad de sustancia:

25 mol Según la cual 1 mol de C8H18 reacciona con 2 de O2 para producir 8 mol de CO2 y 9 mol de H2O.

n=

m 1,4 ⋅ 108 g = = 106 mol M 114 g/mol

La cantidad de gasolina consumida en un día es, por tanto:

Aplicando a la ecuación química la proporción correspondiente calculamos la cantidad de CO2 en mol que se produce:

1 m3 V = 2 dm ⋅ = 2 ⋅ 10−3 m3/coche → 103 dm3

1 mol octano 106 mol octano = → 8 mol CO2 x

3

→ VT = 2 · 10−3 m3/coche ⋅ 100 000 coches/día = = 200 m3/día → → m = 200 m3/día ⋅ 700 kg/m3 → → m = 1,4 ⋅ 105 kg/día

→ x = 8 ⋅ 106 mol CO2 Que expresados en gramos son: MCO2 = 12 + 16 ⋅ 2 = 44 g/mol → → m = n ⋅ M = 8 ⋅ 106 mol ⋅ 44 g/mol = = 3,52 ⋅ 108 g = 3,52 ⋅ 105 kg

ACTIVIDADES 1

2

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Calcula el volumen de dióxido de carbono (medido en condiciones normales) que se produce en la combustión de 1 t de butano (C4H10). Sol.: 1,54 ⋅ 106 L CO2 El monóxido de carbono es un gas tóxico que se produce cuando hay una combustión incompleta. Observa la ecuación correspondiente a la reacción de combustión incompleta del metano (CH4): CH4 + O2 → CO + H2O a) Ajústala. b) Calcula la cantidad de CO que se produce si una caldera, que funciona mal, quema 100 kg de CH4. Sol.: 175 kg CO

3

La lluvia ácida se produce mediante las reacciones: a) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 b) SO3 + H2O → H2SO4 Calcula la cantidad de ácido sulfúrico que se desprende si se emite a la atmósfera una cantidad de 100 kg de SO2.

Sol.: 153,125 kg H2SO4 4

El ozono se puede destruir con facilidad mediante la reacción: Cl + O3 → ClO + O2 ¿Cuántas moléculas de ozono se destruyen cuando se emiten a la atmósfera 100 g de CCl2F?

Sol.: 1,18 ⋅ 1024 moléculas O3


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PROBLEMAS RESUELTOS

QUÍMICA EN ACCIÓN

PROBLEMA RESUELTO 2 Las reacciones más importantes que intervienen en la obtención del hierro en un alto horno son: Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2 FeO + CO → Fe + CO2 Calcula la cantidad de hierro que se puede obtener por cada kg de óxido de hierro que reacciona.

Planteamiento y resolución Las reacciones se producen de forma consecutiva; por tanto, según la primera reacción:

Por tanto:

1 mol de Fe2O3 reacciona con 1 mol de CO y produce 2 mol de FeO.

El FeO obtenido en la primera reacción se vuelve a reducir con CO en la segunda reacción, según la cual:

Determinamos el número de moles que hay en 1 kg de Fe2O3:

MFe2O3 = 3 ⋅ 56 + 3 ⋅ 16 = 160 g/mol → m = 1 kg ⋅ →n=

m MFe2O3

103 g = 1000 g 1 kg

x = 12,5 mol FeO

1 mol de FeO reacciona con 1 mol de CO y se obtiene 1 mol de Fe. Por tanto: 1 mol FeO 12,5 mol FeO = → y 1 mol Fe

1 000 g = = 6,25 mol 160 g/mol

Según la reacción:


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→ y = 12,5 mol Fe Que expresados en gramos son:

m = n ⋅ MFe = 12,5 mol ⋅ 56 g/mol =

11 mol Fe2O3 6,25 mol Fe2O3 = 2 mol FeO x

= 700 g Fe

ACTIVIDADES 1

2

El ácido sulfúrico (H2SO4) se obtiene mediante el siguiente proceso: a) S + O2 → SO2 b) 2 SO2+ O2 → 2 SO3 c) SO3 + H2SO4 → H2S2O7 d) H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4 Determina la cantidad de ácido en mol que se obtiene si partimos de 0,5 mol de azufre. Sol.: 98 g H2SO4 La hidracina (NH2NH2) se utiliza como combustible de cohetes. Arde con el agua oxigenada según: NH2NH2 + 2 H2O2 → N2 + 4 H2O Calcula la cantidad de hidracina en mol necesaria para que se desprendan 2 L de nitrógeno en condiciones normales de presión y temperatura. Sol.: 0,0893 mol NH2NH2

3

El acetileno es un compuesto químico que se produce en la industria por reacción entre el carburo de calcio (CaC2) y el agua (H2O), según la reacción: CaC2 + 2 H2O → C2H2 + Ca(OH)2 Determina cuál es la cantidad de carburo de calcio necesaria para obtener 1 L de acetileno, medido en condiciones normales de presión y temperatura.

Sol.: 2,86 g CaC2 4

El acetileno (C2H2) se obtiene mediante las siguientes reacciones. a) CaO + C → CaC2 + CO b) CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Nombra todas las sustancias implicadas y en las reacciones anteriores y, después, ajústalas.


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PROBLEMAS RESUELTOS

QUÍMICA EN ACCIÓN

PROBLEMA RESUELTO 3 En la etiqueta de un postre lácteo podemos leer la composición que aparece a la derecha.

VALOR MEDIO POR 100 g Proteínas ........................ 3,3 g Hidratos de carbono ........ 20,8 g Grasas............................ 1,9 g Calcio ............................ 102 mg

Si el envase contiene una porción de 140 g de dicho producto, determina: a) La cantidad de cada uno de los componentes que contiene.

(18 % de CDR por unidad)*

b) El número de porciones que habría que consumir para tomar la cantidad de calcio recomendada por la UE.

*Cantidad diaria media recomendada por la UE.

Planteamiento y resolución a) Conociendo la composición en 100 g, las cantidades existentes en 140 g serán:

• Grasas: 100 g de producto 140 g de producto = → 1,9 de grasa z

• Proteínas: 100 g de producto = 3,3 g de proteínas

→ z=

140 g de producto → x → x = 140 ⋅ 3,3 = 4,62 g de proteínas 100

• Calcio:

=

100 g de producto 140 g de producto = → v 0,102 g de calcio → v=

• Hidratos de carbono: 100 g de producto = 20,8 g de hidratos de carbono =

140 ⋅ 0,102 = 0,143 g de Ca 100

b) 0,102 g de calcio representa el 18 % del calcio total recomendado, por tanto, esta cantidad será:

140 g de producto → y → y=

140 ⋅ 1,9 = 2,66 g de grasas 100

m=

140 ⋅ 20,8 = 100

0,102 ⋅ 100 = 0,56 g 18

El número de porciones necesarias es:

n=

= 29,12 g de hidratos de carbono

0,56 g = 4 porciones 0,143 g/porción

ACTIVIDADES

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1

Una conocida marca de leche semidesnatada contiene en su composición 120 µg de vitamina A y 0,75 µg de vitamina D por cada 100 mL. ¿Qué cantidad de cada una de estas vitaminas contiene un vaso de leche de medio litro? Sol.: 600 µg vitamina A, 3,75 µg de vitamina D.

2

La etiqueta de una botella de leche dice que contiene 0,3 g de grasa por cada 100 mL y en una caja de cereales hay 1 g de grasa por cada 100 g. ¿Qué cantidad de grasa ingerimos en un desayuno formado por un vaso de 0,25 L de leche y una ración de 30 g de cereales? Sol.: 1,05 g de grasa.

3

Si las CDR (cantidades diarias recomendadas) por la UE de las vitaminas A y D son de 800 µg y 5 µg, respectivamente. ¿Qué porcentaje de cada una de las vitaminas A y D representa un vaso de la leche del primer problema? Sol.: 75 %.

4

La lejía que usamos como blanqueador es una disolución de hipoclorito de sodio (NaClO) en agua. Según aparece en la etiqueta, su concentración es del 10 % en masa. Calcula la cantidad de hipoclorito que contendrá una botella de lejía de 200 mL (d = 1,02 g/mL). Sol.: 20,4 g de NaClO.


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LA ELECTRICIDAD PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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MAPA DE CONTENIDOS

LAS CARGAS ELÉCTRICAS su movimiento produce

corriente eléctrica que circula por circuitos eléctricos

cuyas resistencias pueden agruparse en montajes

en serie

en paralelo

cuyo funcionamiento se explica usando

mixtos

magnitudes eléctricas

ley de Ohm

ejemplos

que dice ∆V = I ⋅ R

intensidad

diferencia de potencial

se expresa en

resistencia

se expresa en

se expresa en

voltios

ohmios

usando

usando

voltímetro

óhmetro

amperios usando

energía eléctrica

potencia eléctrica

se expresa en

se expresa en

julios

vatios

amperímetro se conecta en se conecta en serie paralelo

CONSIDERACIONES A TENER EN CUENTA 1. El tratamiento de la corriente eléctrica desde un punto de vista microscópico (la corriente está formada por un flujo continuo de electrones) puede llevarse a cabo desde el momento en que los alumnos conocen la teoría atómica de la materia. Además, una vez conocido por los alumnos el hecho de que las partículas en movimiento llevan energía, será algo más fácil interpretar los fenómenos energéticos en los circuitos eléctricos. Y también ayudará a los alumnos a comprender cómo las cargas eléctricas que circulan por un circuito pueden ceder energía en los receptores. 2. Conocer cómo es la electricidad en casa, y entender el recibo de la luz son contenidos fundamentales para la educación básica ciudadana. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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La electricidad PRESENTACIÓN

1. En primer lugar, y para entender el estudio de la electricidad, es necesario conocer la estructura última de la materia que ya hemos estudiado en la unidad 4. Además, hay que recurrir al estudio de los materiales para diferenciar los que son buenos conductores de aquellos que no lo son.

2. Por otra parte, es necesario identificar las transformaciones energéticas que se producen en un circuito eléctrico.

OBJETIVOS • Diferenciar entre materiales conductores y materiales aislantes.

• Aprender a conectar varias resistencias y/o pilas en serie, en paralelo y de forma mixta.

• Saber qué elementos forman un circuito eléctrico sencillo.

• Conocer los factores que influyen en la resistencia eléctrica de un material.

• Saber qué es la intensidad de corriente, la tensión y la resistencia eléctrica.

• Conocer y saber colocar correctamente un amperímetro y un voltímetro en un circuito.

• Saber realizar cálculos en circuitos eléctricos aplicando la ley de Ohm.

• Conocer las magnitudes de las que depende el consumo energético en un aparato eléctrico.

CONTENIDOS CONCEPTOS

• • • • • • • • • •

Carga eléctrica. Almacenamiento. Conductores y aislantes. Corriente eléctrica. Circuitos eléctricos. Intensidad, tensión y resistencia eléctrica. Relación entre ellas. Ley de Ohm. Cálculos en circuitos eléctricos. Agrupaciones de resistencias en un circuito. Agrupaciones de pilas en un circuito. Aplicaciones de la corriente eléctrica. Efectos de la corriente. La electricidad en casa.


• Resolver problemas numéricos en los que aparezcan las distintas magnitudes tratadas en la unidad, como son intensidad de corriente, tensión, resistencia… • Construir y montar distintos circuitos eléctricos.

ACTITUDES

• Valorar la importancia que ha tenido la electricidad en el desarrollo industrial y tecnológico de nuestra sociedad. • Fomentar hábitos destinados al ahorro de energía eléctrica.

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8 EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para el consumidor. Esta unidad es apropiada para afianzar en los alumnos el concepto de ahorro energético en relación con el uso de los distintos aparatos eléctricos. Se puede analizar qué aparatos tienen un mayor consumo y cómo podemos reducirlo nosotros. Es interesante detenerse en el estudio de una unidad clave de energía: el kilovatio hora (kWh). 2. Educación para la salud. Siempre que se trabaja con circuitos eléctricos conviene recordar a los alumnos las precauciones que deben tener en cuenta. En el caso de circuitos de laboratorio montados con pilas, estas medidas pueden parecer poco necesarias, pero si se siguen las normas básicas con estos circuitos habremos dado un paso hacia adelante, y seguramente se respetarán más las normas cuando se trabaje con circuitos potencialmente más peligrosos.





A través de textos con actividades de explotación, en la sección Rincón de la lectura se trabajan de forma explícita los contenidos relacionados con la adquisición de la competencia lectora.

En la sección Rincón de la lectura se proponen algunas páginas web interesantes que refuerzan los contenidos trabajados en la unidad.

Competencia matemática

Saber cómo se genera la electricidad y las aplicaciones de esta hace que el alumno se forme en habilidades propias de la vida cotidiana como: conexión de bombillas, conocimiento de los peligros de la manipulación y cálculo del consumo. Esto último desarrolla una actitud responsable sobre el consumo de electricidad. Además, se incide en lo cara que es la energía que proporcionan las pilas, así como la necesidad de utilizar siempre energías renovables.

En esta unidad, el apoyo matemático es imprescindible. Fracciones, ecuaciones y cálculos son necesarios para resolver los problemas numéricos de cálculos de resistencias equivalentes, potencia, consumo energético, etc. Competencia en el conocimiento y la interacción con el mundo físico El conocimiento de los fundamentos básicos de electricidad y de las aplicaciones derivadas de esta hace que esta unidad contribuya de forma importante a la consecución de las habilidades necesarias para interactuar con el mundo físico, posibilitando la comprensión de sucesos de manera que el alumno se pueda desenvolver de forma óptima en las aplicaciones de la electricidad.


Competencia para aprender a aprender A lo largo de toda la unidad se trabajan las destrezas necesarias para que el aprendizaje sea lo más autónomo posible. Las actividades están diseñadas para ejercitar habilidades como: analizar, adquirir, procesar, evaluar, sintetizar y organizar los conocimientos nuevos.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Saber diferenciar conductores y aislantes. 2. Explicar qué es la intensidad de corriente, la tensión y la corriente eléctrica. 3. Resolver problemas numéricos que relacionen las distintas magnitudes tratadas en la unidad (intensidad, tensión, resistencia eléctrica). 4. Construir circuitos eléctricos con varias resistencias. 5. Calcular el consumo de cualquier aparato eléctrico a partir de su potencia y el tiempo que ha estado funcionando.

6. Explicar cuáles son los elementos principales que forman la instalación eléctrica típica de una vivienda, así como las normas básicas de comportamiento que debemos seguir al manipular aparatos eléctricos. 7. Analizar un recibo de la compañía eléctrica, diferenciando los costes derivados del consumo de energía eléctrica de aquellos que corresponden a la potencia contratada, alquiler de equipos de medida, etc.


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ACTIVIDADES

FICHA 1

LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. La resistividad de la plata es más baja que la del cobre y esta menor aún que la del hierro. De esto podemos deducir: a) Es más barato elaborar hilos conductores de cobre que hilos de plata. b) Los hilos de cobre siempre presentarán más resistencia que los hilos de plata, si tienen la misma longitud. c) Los hilos de cobre siempre presentarán menos resistencia que los hilos de hierro, si tienen la misma longitud. d) Los hilos de plata siempre presentarán menos resistencia que los hilos de hierro, si tienen la misma longitud. 2. Explica cómo varía la intensidad de corriente que circula por un hilo metálico conectado a los bornes de una pila cuando: a) La longitud del hilo se reduce a la mitad. b) La longitud del hilo se duplica. c) El diámetro del hilo se reduce a la mitad. d) El diámetro del hilo se duplica.

a) El rendimiento es del 50 %, y el resto de la energía se ha degradado. b) El rendimiento es del 20 %, y parte de la energía se transforma en calor. c) El rendimiento es del 2 %, y parte de la energía se transforma en calor. 6. A diario utilizamos aparatos que transforman energía eléctrica en otros tipos de energía. Indica las transformaciones que se producen en estos: a) Bombilla b) Batidora c) Plancha d) Televisor 7. Sabiendo que la carga de un electrón es de 1,6 ⋅ 10−19 C, ¿a cuántos electrones equivale la carga de 4 µC? 8. Por un conductor circula una corriente de 0,2 A. ¿Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que la carga que lo ha atravesado sea de 2 C?

3. En un circuito aparecen conectados en serie varios elementos: una pila de 9 V, un interruptor, una lámpara de10 Ω y un amperímetro. a) Haz un esquema del circuito. b) Calcula la intensidad que circula por el circuito. c) ¿Cómo varía la lectura del amperímetro cuando colocamos otra lámpara idéntica a la primera y en serie con esta?

9. En el circuito de la figura, indica cuál es el voltímetro y cuál es el amperímetro. ¿Qué magnitud mide cada uno de estos aparatos?

4. Se han realizado medidas con un amperímetro en un circuito en el que se ha ido variando el voltaje proporcionado por el generador obteniéndose:

10. En una bombilla de bajo consumo aparece: 15 W-220 V. En una normal aparece: 40 W-220 V. Compara su consumo en 150 horas de funcionamiento.

Voltaje (V)

Intensidad (mA)

1,5

80

3,0

158

4,5

241

6,0

320

7,5

402

9,0

476

a) Representa los datos en una gráfica. ¿Se cumple la ley de Ohm? b) ¿Cuál será la resistencia del circuito?

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5. Una bombilla utiliza 1000 J de energía eléctrica para producir 200 J de energía luminosa. Justifica cuál es la afirmación correcta:

1

3

2

Si el precio de la energía eléctrica es de 0,08€/kWh, ¿cuánto dinero se ahorra? 11. Un tostador tiene una potencia de funcionamiento de 1200 W. Para tostar dos rebanadas de pan está encendido durante dos minutos. a) Calcula la energía consumida por el tostador en ese tiempo. Exprésala en kWh y en julios. b) Si el precio de la energía eléctrica es de 0,08 €/kWh, calcula el coste mensual del tostador si cuatro personas toman dos tostadas al día cada una.


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ACTIVIDADES

FICHA 1


LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) b) c) d)

6. a) b) c) d)

Falso. No se dice nada sobre el precio. Falso. Dependerá del grosor de los hilos. Falso. Dependerá del grosor de los hilos. Falso. Dependerá del grosor de los hilos.

Bombilla: energía eléctrica en luminosa. Batidora: energía eléctrica en mecánica. Plancha: energía eléctrica en calorífica. Televisor: energía eléctrica en luminosa.

2. a) Como la resistencia se reduce a la mitad, la intensidad de corriente se duplicará. b) Como la resistencia se duplica, la intensidad de corriente se reducirá a la mitad. c) Como la resistencia se multiplica por cuatro, la intensidad de corriente se reducirá a la cuarta parte. d) Como la resistencia se divide por cuatro, la intensidad de corriente se hará cuatro veces mayor.

7. En este caso:

3. a)

9. 1 y 2 son amperímetros, que miden la intensidad de corriente y se colocan en serie; 3 es un voltímetro, que mide la diferencia de potencial y se coloca en paralelo.

A

C 4 µC ⋅ 10−6 µC n= 1,6 ⋅ 10−19 C e−

= 2,5 ⋅ 1013 electrones

8. Despejamos el tiempo de la siguiente expresión:

I=

q q 2C →t= = = 10 s t I 0,2 A

10. Para la bombilla de bajo consumo: b) Aplicamos la ley de Ohm: 9 ∆V ∆V = I · R → I = = = 0,9 A 10 R c) Como la resistencia total aumenta, la intensidad disminuye. En este caso, como la resistencia se duplica, la intensidad se reducirá a 0,45 A. 4. ∆V (V)

E = P ⋅ t = 15 W ⋅

1 kW ⋅ 150 h = 2,25 kWh 103 W

Para la bombilla normal:

E = 40 W ⋅

1 kW ⋅ 150 h = 6 kWh 103 W

El ahorro conseguido es: Ahorro = (6 – 2,25) kWh ⋅ 0,08 €/kWh = 0,3 € 11. a) La energía consumida será:

500

• E = P ⋅ t = 1200 W ⋅ 2 min ⋅

400

= 144 000 J

300 200

• E = 1200 W ⋅

100

= 0,04 kWh

0 0

2

4

6

8

10 I (mA)

a) Sí, se cumple la ley de Ohm. b) Aplicando la ley de Ohm: 6 ∆V R= →R= = 18,75 Ω 0,320 I

60 s = 1 min

1 kW 1h ⋅ 2 min ⋅ = 3 10 W 60 min

b) Si el tostador funciona 2 minutos al día durante 30 días, el consumo será: E = 0,04 kWh ⋅ 30 = 1,2 kWh Y el precio será: 1,2 kWh ⋅ 0,08 €/kWh = 0,384 €

5. La respuesta correcta es la b), porque:

R=

Energía obtenida 200 ⋅ 100 = ⋅ 100 = 20 % Energía consumida 1000 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 2

LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO 3. Indica el sentido de la corriente en cada uno de los circuitos y señala las bombillas que lucirán y las que no.

1. Observa el siguiente montaje:

A 3 2

1

a) Vamos colocando diferentes materiales entre las placas metálicas para cerrar el circuito, ¿en qué casos se encenderá la bombilla? Se encenderá la bombilla

Material

No se encenderá la bombilla

2 B 3 1

Clavo

4

Lápiz de madera Papel de aluminio Goma del pelo

b) A continuación completa las siguientes frases:

2 C

• El ________ y el ________ cierran el ________ porque son materiales ________. Por tanto, la bombilla se ________.

3

1

• El ________ y el ________ no ________ el circuito porque son materiales ________. Por tanto, la bombilla ________. 2. ¿En cuál de los siguientes circuitos aparece correctamente representado el sentido de la corriente eléctrica? A

D

B 1

4. ¿Cuál es el valor de la resistencia en el siguiente circuito? C

D

5A 10 V

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ACTIVIDADES

FICHA 2


LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. a) La tabla queda:

D

Se encenderá la bombilla

Material

No se encenderá la bombilla

1

✔

Clavo

✔

Lápiz de madera

✔

Papel de aluminio Goma del pelo

Lucirá la única bombilla.

✔

4. En este caso basta con aplicar la ley de Ohm.

b) • El clavo y el papel de aluminio cierran el circuito porque son materiales conductores. Por tanto, la bombilla se enciende. • El lápiz de madera y la goma para el pelo no cierran el circuito porque son materiales aislantes. Por tanto, la bombilla no se encenderá. 2. En el B. Los electrones salen del polo negativo de la pila y vuelven a ella por el polo positivo.

∆V = I ⋅ R → R =

10 V ∆V = =2Ω 5A I

10 V

5A

2Ω

3. (El sentido representado es el convencional, no el real.) A 2

1

3

Lucirán todas las bombillas. 2 B 3 4

1

No lucirá ninguna bombilla. 2 C 3 1

Lucirán las bombillas 1 y 3. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ACTIVIDADES

FICHA 3

LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Observa los circuitos y determina, para cada uno de ellos, cuáles son voltímetros y cuáles son amperímetros. Indícalo con la letra A o V, según corresponda. A

3. En una bombilla de bajo consumo aparece marcado 15 W-220 V. En una bombilla normal, 40 W-220 V. a) ¿Qué dato nos proporciona información del consumo? b) ¿Qué cantidad de energía consume la bombilla de bajo consumo en 150 h de funcionamiento? Expresa el resultado en kWh. c) ¿Qué cantidad de energía consume la bombilla normal en el mismo tiempo? d) Si el precio de la energía eléctrica es de 0,08 €/kWh, ¿cuál es el ahorro que supone utilizar bombillas de bajo consumo?

B

4. En la última columna, calcula el gasto de cada uno de los aparatos en media hora de funcionamiento. Aparato

C

Televisor

100

Lavadora

2200

Refrigerador

400

Horno microondas

800

Secador de pelo D

Potencia (W)

8 bombillas Plancha

Gasto energético (media hora)

1600 40 cada una 1000

a) Investiga el consumo de algunos de los electrodomésticos que utilizas en tu casa y completa una tabla parecida a la anterior. b) ¿En qué estancia de la vivienda se encuentran los aparatos que consumen más energía eléctrica?

2. En el siguiente circuito, calcula: 2A

R2 = 4 Ω

A2

5. Observa los circuitos y señala en qué caso se agotarán antes las pilas.

A3

R3 = 2 Ω

A A1

R1 = 1 Ω

5A

a) La resistencia equivalente del circuito. Dibuja el circuito equivalente con una sola resistencia.

B

b) La intensidad que marca el amperímetro A3 (aplicando la ley de Ohm). c) La diferencia de potencial en los extremos de la pila (aplicando la ley de Ohm).

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ACTIVIDADES

FICHA 3


LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones) 1. Los amperímetros se colocan en serie, mientras que los voltímetros se colocan en paralelo.

b) 3 A, puesto que la intensidad de corriente se reparte entre las dos ramas. c) Como conocemos el valor de la resistencia equivalente y la intensidad de corriente:

A

∆V = I ⋅ R = 5 A ⋅

V

7 Ω = 11,67 V 3

3. a) El de la potencia eléctrica (número de vatios).

A

b) La energía es igual a la potencia multiplicada por el tiempo: B

E = P1 ⋅ t = 0,015 kW ⋅ 150 h = 2,25 kWh c) Análogamente:

V

E = P2 ⋅ t = 0,040 kW ⋅ 150 h = 6 kWh d) Coste 1 = 0,08 ⋅ 2,25 = 0,18 € Coste 2 = 0,08 ⋅ 6 = 1,848 €

C

El ahorro que supone utilizar bombillas de bajo consumo será, pues: A

V

V

Ahorro = Coste 2 − Coste 1 = = 1,848 € − 0,18 € = 1,668 €

A

4. El gasto se calcula multiplicando la potencia por el tiempo de funcionamiento. Si expresamos la potencia en kW y el tiempo en horas, el consumo energético vendrá dado en kWh. E = P ⋅ t.

D A A A

Potencia (W)

Gasto energético (media hora)

Televisor

100

0,05 kWh

Lavadora

2200

1,1 kWh

400

0,2 kWh

Aparato A

2. a) Primero se calcula la resistencia equivalente a R2 y R3: 1 1 1 1 1 3 = + = + = → R2,3 R2 R3 4 2 4 4 → R2,3 = 3

Horno microondas Secador de pelo 8 bombillas Plancha

Luego calculamos la resistencia equivalente del circuito: 4 7 RT = R2,3 + R1 = +1= Ω 3 3 RT =

Refrigerador

800

0,4 kWh

1600

0,8 kWh

40 cada una

0,16 kWh

1000

0,5 kWh

a) Respuesta libre. b) En la cocina: hornos, placas de vitrocerámica, lavadora… 5. Se agotarán antes las pilas en el circuito en que se han colocado en serie (A), pues el voltaje que proporcionan es mayor. Es decir, dan más energía a cada carga eléctrica que abandona la pila.

7 Ω 3

A


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ACTIVIDADES

LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN 1. Explica cómo deben ser las resistencias internas de los voltímetros y de los amperímetros para que nos indiquen con precisión aquellas medidas para las que han sido diseñados: a) Ambas resistencias internas deben ser muy pequeñas.

7. Halla la resistencia equivalente del circuito de la figura: 6Ω R2

3Ω R1

10 Ω R4

b) Ambas resistencias internas deben ser muy grandes.

6Ω R5

c) La resistencia interna del amperímetro debe ser muy pequeña y la del voltímetro, grande.

3Ω R6

d) La resistencia interna del amperímetro debe ser grande y la del voltímetro, muy pequeña. 2. Cuando colocamos varias lámparas en paralelo en un circuito lucen más. Por tanto: a) La pila se agotará antes. b) No se cumple la ley de Ohm. c) El voltaje suministrado por la pila se duplica. d) La resistencia total se reduce.

4Ω R3

8. Una pila de 9 V se conecta a dos resistencias en serie. Entre los extremos de la primera resistencia, R1, hay una diferencia de potencial de 2 V. La segunda resistencia, R2, vale 4 Ω. Calcula la intensidad de corriente y la resistencia R1. 9. En el circuito de la figura, determina la diferencia de potencial y la intensidad de corriente para cada una de las resistencias. 12 V

3. Elige la respuesta correcta y justifícala. El material conductor más adecuado para construir una estufa eléctrica es: a) El que presente poca resistencia eléctrica, ya que permite mejor el paso de las cargas. b) El que presente mucha resistencia eléctrica, ya que aumenta el efecto Joule. c) El que trabaje a menor potencial, ya que mejora el rendimiento. d) Cualquiera es válido siendo un material conductor. 4. Expresa en culombios el valor de la carga de 15 ⋅ 1020 electrones. 5. Un conductor de cobre tiene una sección circular de 0,3 mm2 y una longitud de 10 m. ¿Cuánto vale su resistencia eléctrica? Resistividad del cobre: ρ = 1,7 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m. 6. Un hornillo eléctrico está conectado a la red a 230 V y circula a través de él una corriente de 2 A. La resistencia está construida mediante un hilo de cobre de 2 mm2 de sección. Contesta: ¿Cuál es la longitud del hilo? Resistividad del cobre: ρ = 1,7 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m.

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4Ω 5Ω 6Ω

10. Dos resistencias iguales de 10 Ω cada una están conectadas en paralelo. A continuación se conecta en serie otra resistencia de 20 Ω y todo el conjunto se conecta a una batería de 30 V. Dibuja el circuito y calcula: a) La resistencia equivalente. b) La potencia disipada en la resistencia, conectada en serie, de 20 Ω. c) El calor desprendido en el circuito en 30 minutos. 11. En una lámpara aparecen las indicaciones: 40 W-220 V. Si la bombilla tiene un filamento de 1 mm2 de sección, calcula la longitud del filamento. Resistividad del material: ρ = 5 ⋅ 10−3 Ω ⋅ m.


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ACTIVIDADES PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

LA ELECTRICIDAD

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones) Aplicando la ley de Ohm:

1. a) Falso. b) Falso.

I=

c) Verdadero. d) Falso.

∆V2 = 1,25 A; R2

R1 =

∆V1 = 3,2 Ω l1

9. Respuesta gráfica:

2. a) Verdadero.

12 V

I

b) Falso. c) Falso. 4Ω

d) Verdadero. 3. La b), ya que interesa producir calor: Q = R ⋅ I ⋅ t. 2

I1 A I3 I2

I

5Ω 6Ω

4. Operando obtenemos: 1,6 ⋅ 10−19 C Q = 15 ⋅ 1020 electrones ⋅ → 1 electrón → = 240 C

La resistencia equivalente del circuito será: 1 1 1 1 = + + → R = 1,62 Ω R R1 R2 R3 En el nudo A: I = I1 + I2 + I3.

5. Calculando:

R=ρ⋅

I 10 m = 1,7 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m ⋅ =→ S 3 ⋅ 10−7 m2

Según la ley de Ohm:

I=

→ R = 0,57 Ω 6. Aplicando la ley de Ohm tenemos: ∆V 220 V = = 110 Ω → I 2A I R⋅S →R=ρ⋅ → I= = 12 941 m S ρ

R=

7. R2,3 = R2 + R3 = 6 Ω + 4 Ω = 10 Ω. Así: 1

R2,3,4

I B

=

1 1 + → R2,3,4 = 5 Ω R2,3 R4

R5 y R6 se pueden reducir a: 1 1 1 = + = R5,6 = 2 Ω → R5,6 R5 R6 → R = R1 + R2,3,4 + R5,6 = 3 + 5 + 2 = 10 Ω

• I2 = 2,4 A;

• I3 = 2 A

10. a) Las dos resistencias conectadas en paralelo equivalen a: 1 1 1 = + →R=5Ω R1,2 R1 R2 La resistencia equivalente:

R = R1,2 + R3 = 5 + 20 = 25 Ω b) Según la ley de Ohm:

I=

∆V 30 V = = 1,2 A R 25 Ω

La potencia disipada en la resistencia será:

P = I 2 ⋅ R = (1,2 A)2 ⋅ 20 Ω = 28,8 W c) Según la ley de Joule:

8. El circuito formado será: R1

• I1 = 3 A;

∆V = 7,4 A R

R2 = 4 Ω

Q = I 2 ⋅ R ⋅ t = (1,2 A)2 ⋅ 25 Ω ⋅ 1800 s ⋅ ⋅ 0,24 = 15 552 cal 11. Calculamos la resistencia de la lámpara:

I

9V

Como las resistencias están conectadas en serie: ∆V = ∆V1 + ∆V2 y I1 = I2 → ∆V2 = 5 V

∆V 2 → R = 806,6 Ω → R I →R=ρ⋅ → I = 0,16 m S

P = ∆V ⋅ I =


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PROBLEMAS RESUELTOS

LA ELECTRICIDAD

PROBLEMA RESUELTO 1 En el siguiente esquema está representado un circuito mixto, es decir, un circuito en el que aparecen elementos agrupados en serie y en paralelo. 12 V

a) ¿Circulará la misma intensidad de corriente por las dos resistencias R1 y R2? b) ¿Circulará la misma intensidad de corriente por las dos resistencias R3 y R4? c) ¿Circulará la misma intensidad de corriente por las dos resistencias R1 y R4? d) Calcula la resistencia equivalente del circuito. e) ¿Cuál es la intensidad que pasa por las resistencias R1 y R2? f) ¿Cómo variará el valor del apartado anterior si se coloca otra pila de 12 V en serie con la anterior?

R1 = 25 Ω

R2 = 25 Ω

R3 = 60 Ω

R4 = 60 Ω

Planteamiento y resolución a) Sí, pues ambas están conectadas en serie. Todas las cargas que pasan por la resistencia R1 pasan también por la resistencia R2. b) Sí, pues aunque estén asociadas en paralelo, ambas son iguales y no hay otras resistencias conectadas con ellas.

Luego calculamos la resistencia total sumando las tres resistencias en serie:

RT = R1 + R2 + Req 3-4 = 25 + 25 + 30 = 80 Ω e) Basta con aplicar la ley de Ohm, puesto que sabemos el voltaje y la resistencia total:

c) No, porque las cargas que pasan por R1 luego se dividen y unas pasan por R y otras por R4. d) Primero calculamos la resistencia equivalente a las que están en paralelo: 1

Req 3-4

=

1 1 1 1 2 + = + = → R3 R4 60 60 60 → Req 3-4 =

60 = 30 Ω 2

I=

∆V 12 = = 0,15 A = 15 mA RT 80

f) Como se coloca en serie, el voltaje equivalente será de 12 + 12 = 24 V. Por tanto, si se duplica el valor del voltaje, también lo hará el valor de la intensidad total que recorre el circuito, por lo que por R1 y R2 circularán 2 · 15 = 30 mA.

ACTIVIDADES 1

Calcula la resistencia equivalente. R1 = 10 Ω

12 V

R2

2

R3

Calcula la resistencia equivalente. 12 V

R = 30 Ω (todas)

130

3

R4

Señala si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justifica tus respuestas. a) La intensidad que recorre todas las resistencias de un circuito es la misma, independientemente del valor de las resistencias. b) La intensidad que recorre todas las resistencias de un circuito depende del voltaje del generador. c) Cuando hay dos resistencias agrupadas en paralelo, la mitad de las cargas eléctricas se van por una y, la otra mitad, por la otra.


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PROBLEMAS RESUELTOS

LA ELECTRICIDAD PROGRAMACIÓN DE AULA Y ACTIVIDADES

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PROBLEMA RESUELTO 2 A una pila de 12 V se conectan en serie tres resistencias de 15, 5 y 3 Ω, respectivamente. Realiza un esquema del circuito formado y calcula: a) La resistencia equivalente. b) La intensidad que circula por el circuito y la que circula por cada una de las resistencias. c) El voltaje en cada una de las resistencias.

Planteamiento y resolución El circuito formado se representa así: 12 V

R1

b) Para calcular la intensidad que circula por el circuito, aplicamos la ley de Ohm: 12 V ∆V = = 0,52 A 23 Ω R Como las resistencias están conectadas en serie, la intensidad en todas ellas es la misma: I = I1 = I2 = I3 = 0,52 A

I

I=

R2

R3

a) Las resistencias están conectadas en serie, por tanto, la resistencia equivalente valdrá:

R = R1 + R2 + R3 = 15 Ω + 5 Ω + 3 Ω = 23 Ω

c) La diferencia de potencial en cada una de las resistencias depende de su valor. Aplicamos la ley de Ohm a cada una de las resistencias: • ∆V1 = I ⋅ R1 = 0,52 A ⋅ 15 Ω = 7,8 V • ∆V2 = I ⋅ R2 = 0,52 A ⋅ 5 Ω = 2,6 V • ∆V3 = I ⋅ R3 = 0,52 A ⋅ 3 Ω = 1,6 V

ACTIVIDADES 1

En el circuito de la figura, calcula:

3

En el circuito de la figura: 230 V

∆V A 0,3 A

R1

R2

A

=15 Ω 84 Ω

R

12 V V

105 V

V

V

a) El valor de la resistencia R1. b) La diferencia de potencial en R2. c) ∆V entre los extremos de la pila.

a) ¿Cuánto marca el voltímetro V? b) ¿Cuánto marca el amperímetro A? c) ¿Cuánto vale la resistencia R ?

Sol.: a) 40 Ω; b) 4,5 V; c) 16,5 V 2

Una bombilla conectada a 230 V deja pasar por ella una intensidad de corriente de 1,5 A. Calcula: a) La resistencia que tiene la bombilla. b) La carga eléctrica que ha circulado por la misma en 1 hora.

Sol.: a) 153,3 Ω; b) 5400 C

Sol.: a) 125 V; b) 1,25 A; c) 100 Ω 4

A una pila de 12 V se conectan en serie tres resistencias de 10, 15 y 5 Ω, respectivamente. Calcula la intensidad de corriente y la diferencia de potencial en cada una de las resistencias. Sol.: 0,4 A; 4 V; 6 V; 2 V


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PROBLEMAS RESUELTOS

LA ELECTRICIDAD

PROBLEMA RESUELTO 3 En el casquillo de una bombilla aparece la inscripción 220 V-40 W. Con estos datos, calcula: a) La intensidad de corriente que pasa por la bombilla cuando se conecta a la tensión indicada. b) La resistencia de la bombilla. c) La energía eléctrica consumida en 8 horas de funcionamiento, expresada en kWh. d) La cantidad de calor irradiada por la bombilla en 1 minuto de funcionamiento. e) Si la bombilla se conecta a una tensión de 110 V, ¿desarrollará la misma potencia?

Planteamiento y resolución Las indicaciones que aparecen significan: • La tensión máxima a la que se puede conectar: ∆V = 220 V. • La potencia eléctrica: P = 40 W.

unidad de tiempo. Si la bombilla ha estado funcionando durante 8 h: 1 kW E = P ⋅ t = 40 W ⋅ ⋅ 8 h = 0,32 kWh 103 W

a) La intensidad de corriente que circula por la bombilla cuando se conecta a dicha tensión es:

d) El calor que desprende una resistencia se puede determinar aplicando la ley de Joule: Q = I 2 ⋅ R ⋅ t = (0,18 A)2 ⋅ 1222 Ω ⋅ 60 s ⋅ ⋅ 0,24 cal/J = 570,13 cal

I=

P 40 W = = 0,18 A ∆V 220 V

b) La resistencia de la bombilla la calculamos aplicando la ley de Ohm:

R=

e) La potencia desarrollada depende de la tensión: P = ∆V ⋅ I. Por tanto, conectada a 110 V desarrollará menor potencia:

220 V ∆V = = 1222 Ω 0,18 A I

P = ∆V ⋅ I = ∆V ⋅

∆V 1102 ∆V 2 = = → R 1 222 R

→ P = 9,9 W Esto se traduce en que la bombilla luce menos.

c) La potencia eléctrica equivale a la cantidad de energía eléctrica consumida por la bombilla en la

ACTIVIDADES 1

2

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Un calefactor de 1250 W de potencia funciona durante 1 hora y 40 minutos. La resistencia de la máquina es de 100 Ω. Calcula: a) La intensidad de corriente que circula. b) Si el 70 % de la energía consumida se desprende en forma de calor, determina la cantidad de calor que se desprende en ese tiempo. Sol.: a) 3,53 A; b) 1,26 ⋅ 106 cal Calcula la resistencia de: a) Una bombilla de 100 W-230 V. b) Una plancha de 850 W-230 V. c) ¿En cuál de los aparatos se produce más cantidad de calor? Sol.: a) 529 Ω; b) 62,2 Ω; c) En la plancha

3

Al salir de casa, olvidamos apagar el televisor. Si la potencia consumida del aparato es de 300 W y estamos fuera de casa durante 6 horas, ¿cuánto nos habrá costado el descuido? El precio de la energía eléctrica es de 0,08 €/kWh.

Sol.: 0,144 € 4

Un hornillo tiene las siguientes especificaciones: 520 W-230 V. Si se conecta a 230 V, resuelve y determina: a) La intensidad que circula por el hornillo. b) Su resistencia. c) La energía calorífica desprendida en el hornillo en 25 minutos.

Sol.: a) 2,26 A; b) 101,7 Ω; c) 186 999 cal


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EXPERIENCIAS

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1. La ciencia, la materia y su medida . . . . . . . . . . . . . 136 2. La materia: estados físicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 138 3. La materia: cómo se presenta . . . . . . . . . . . . . . . . . 140 4. La materia: propiedades eléctricas y el átomo . . . . . 142 5. Elementos y compuestos químicos . . . . . . . . . . . . . 144 6. Cambios químicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146 7. Química en acción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 148 8. La electricidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150

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EXPERIENCIA EN EL AULA

LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA ¿Puede utilizarse una balanza para medir longitudes? Material

Objetivo Medir la longitud de un rollo mediante una balanza.

• Alambre enrollado. • Cinta métrica, regla u otro aparato que nos permita medir longitudes.

• Balanza.

PROCEDIMIENTO 1. Corta un trozo pequeño de alambre. 2. Mide la longitud del trozo de alambre y anótala. 3. Coloca el rollo de alambre en la balanza y anota su masa. 4. La longitud total del rollo puede calcularse ya mediante una sencilla proporción:

LTotal =

Masa del rollo ⋅ Longitud alambre Masa trozo

5. Repite los pasos anteriores con otros trozos de alambre. 6. Calcula la longitud total estimada para el rollo en cada caso. Recoge los resultados en una tabla.

7. Finalmente, calcula el valor medio para la longitud total del alambre a partir de los datos anteriores. Recuerda que el valor medio de una medida es el cociente de la suma de todos los valores que tengamos de esa medida, dividido por el número de valores.

Medida

Longitud alambre (cm)

Masa alambre (g)

Masa rollo (g)

Longitud rollo (cm)

1 2 3 4

CUESTIONES 1 ¿Por qué es mejor tomar varias medidas? 2 Si una medida es muy diferente de las demás, ¿la incluirías para calcular el valor medio? ¿Por qué? 3 Repite los cálculos de esta experiencia utilizando una hoja de cálculo. Luego imprime las tablas

que has obtenido.

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EXPERIENCIA EN EL LABORATORIO


Material

Objetivo Estimar la velocidad con la que se mueve una bola que cae desde una rampa.

• Cronómetro. • Papel blanco. • Cinta métrica. • Bola de acero (o canica). • Libro (u otro objeto) que permita elaborar la rampa de salida.

EXPERIENCIAS

Determinación de la velocidad con la que sale despedida una bolita de una rampa

PROCEDIMIENTO 1. Sitúa uno o varios libros (u otro objeto) a pocos centímetros del borde de una mesa formando una rampa. 2. Pon una cinta métrica en el suelo con el origen situado en el borde de la mesa. 3. Coloca varias hojas blancas en el lugar en el que caerá la bola, con el objeto de que se quede una marca que permita conocer el lugar exacto de la caída. (Haz primero una prueba para conocer dónde caerá la bola.) Bola de acero

t=0

t = tmedido G

Distancia

Cinta métrica

F

4. Suelta la bola desde lo alto de la rampa. Previamente, mánchala con lápiz para leer la medida. 5. Pon en marcha el cronómetro justo cuando la bola se separa de la mesa. 6. Para el cronómetro en el momento del impacto de la bola con el suelo. Anota la medida. 7. Repite el lanzamiento de la bola y las medidas varias veces. Recoge los resultados en una tabla. Medida

Tiempo (s)

Distancia recorrida (m)

1 2 3

CUESTIONES 1 Calcula el valor medio del tiempo de caída y la distancia recorrida por la bola. 2 Calcula la velocidad con la que sale la bola de la rampa con la siguiente ecuación (a partir del valor

medio de la distancia y del tiempo): Velocidad =

distancia tiempo


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LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS Difusión de permanganato potasico o de tinta Material

Objetivo Analizar el fenómeno de la difusión.

• • • •

Un frasco de cristal o una probeta. Permanganato de potasio o tinta. Cámara fotográfica digital. Pipeta.

• Agua. • Cronómetro. • Ordenador.

PROCEDIMIENTO 1. Vierte agua en una probeta o en un frasco. 2. Deposita un cristal de permanganato potásico (KMnO4) en el fondo del frasco o, con una pipeta, suelta unas gotas de tinta.

3. Observa cómo las partículas de la sustancia añadida, a pesar de ser más densa que el agua, difunden hacia arriba. Haz todas las fotos que puedas del proceso.

4. Mide el tiempo que tarda la mezcla en adquirir un aspecto completamente homogéneo. 5. Descarga las fotos que has tomado en un ordenador. 6. Visualiza las fotos en orden.

1

2

3

La difusión se debe al movimiento o «agitación» de las partículas que van ocupando el espacio del agua. Los científicos, a raíz de esta y otras experiencias, elaboraron la teoría cinética, en la que sugieren que los sólidos, los líquidos y los gases están formados por partículas que están siempre en movimiento.

CUESTIONES 1 Explica esta experiencia utilizando la teoría cinética de la materia. 2 Imagina que realizas la misma experiencia con agua muy caliente.

a) ¿Crees que transcurrirá más o menos tiempo hasta que la mezcla adquiera un aspecto completamente homogéneo? b) Explica por qué. 3 Repite la experiencia y toma nuevas fotografías.

a) Compara la secuencia de fotografías. ¿Se produce de la misma manera la difusión? b) ¿Por qué son diferentes las dos secuencias de fotografías?

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Objetivo Con esta práctica se pueden conseguir dos objetivos, que serían, por un lado, tomar contacto con una representación gráfica y ver qué información se puede sacar; y, por otro lado, ver qué le sucede a la temperatura de una sustancia durante un cambio de estado.

Material • • • • • •

Vaso de precipitados. Agua. Calentador eléctrico. Termómetro. Cronómetro. Papel milimetrado.

EXPERIENCIAS

Gráfica calentamiento-enfriamiento del agua

PROCEDIMIENTO 1. En primer lugar, añade 20 mL de agua en un vaso de precipitados y coloca en su interior un calentador eléctrico (resistencia eléctrica) con el que elevarás la temperatura.

2. A continuación, y con la ayuda de un termómetro, mide la temperatura inicial del agua. Seguidamente mide la temperatura cada 30 s.

3. Una vez que el agua hierva, cuenta cuatro minutos y, después, apaga el calentador. Hay que señalar que debes seguir anotando la temperatura durante unos minutos más.

4. Anota los resultados en la siguiente tabla: T (°C) t (s)

5. Representa gráficamente la temperatura frente al tiempo.

CUESTIONES 1 Escribe la relación entre la temperatura del agua y el tiempo para el primer tramo de la gráfica. 2 ¿Qué ocurre con la temperatura en el segundo tramo de la gráfica? 3 ¿A qué temperatura hierve el agua? Exprésala en °C. 4 Si llevaras a cabo la experiencia en un puerto de montaña, ¿la temperatura de ebullición

del agua sería la misma? Razona la respuesta. 5 Si en lugar de agua hubieras calentado alcohol, ¿qué diferencias habrías encontrado? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA Solubilidad de sustancias. ¿Cómo diferenciar la sal y el azúcar? Objetivo

Diferenciar el azúcar de la sal a partir de la solubilidad en agua de ambas sales.

Material • Sal. • Agua. • Dos balanzas.

• Azúcar. • Dos vasos de precipitados. • Varilla.

PROCEDIMIENTO La diferente solubilidad en agua de algunas sustancias (en este caso la sal y el azúcar) permite su identificación sin llegar a probar su sabor. Recuerda que no se deben probar las sustancias desconocidas por su posible toxicidad.

1. Prepara dos vasos de precipitados con 100 mL de agua cada uno.

2. Colócalos en sendas balanzas. A continuación, acciona la tecla de la «tara» para poner la pantalla en el cero.

3. Añade poco a poco la sal en el primer vaso y agita con la varilla hasta que no se disuelva más cantidad. Anota el dato de la solubilidad de la sal en g/100 mL agua.

4. Repite el proceso con el azúcar. Anota el dato de la solubilidad del azúcar en g/100 mL agua.

5. Consultando la tabla de solubilidades podrás identificar y diferenciar ambas sustancias.

0

Sal

Azúcar

Solubilidad (g/100 mL agua, 25 ºC)

36

204

CUESTIONES 1 Compara el valor obtenido para la solubilidad de la sal y el azúcar con los datos de la tabla (tomados a 25 ºC).

¿Qué diferencias observas? 2 Contesta:

a) ¿Por qué es importante echar la sal y el azúcar poco a poco al realizar esta experiencia? b) ¿Qué ocurrirá si echamos mucha sal o mucho azúcar a la vez? 3 ¿Podrías deducir a partir de esta experiencia cuál de las dos sustancias tiene una densidad mayor? 4 ¿Qué otros métodos se te ocurren para diferenciar la sal y el azúcar (sin comerlos)?

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Objetivo Preparar dos disoluciones con unas cantidades dadas de soluto y de disolvente, calcular sus concentraciones y guardarlas en frascos debidamente etiquetados. a) La primera disolución contendrá sal de cocina (cloruro de sodio) y se expresará en %.

Material • • • • • •

Sal. Vidrio de reloj. Vaso. Agua Probeta. Varilla.

• • • • • •

Frascos. Embudo Azúcar. Matraz aforado. Espátula. Guantes.

EXPERIENCIAS

Preparación de disoluciones

b) La segunda disolución se expresará en g/L y contendrá azúcar (sacarosa). PROCEDIMIENTO A. Disolución de sal de cocina (cloruro sódico)

1. Pesa 24,3 g de sal de cocina utilizando un vidrio de reloj. Sigue las instrucciones del profesor. 2. Échalos en un vaso, con cuidado de no perder nada, y añade 220 mL de agua medidos con la probeta. 3. Agita con la varilla hasta que todo el sólido se disuelva. Vierte luego la disolución en un frasco, ayudándote con un embudo.

4. Pon la etiqueta al frasco. Debe decir «Disolución de cloruro de sodio» y, debajo, la concentración en %. Calcula dicha concentración. B. Disolución de azúcar (sacarosa)

1. Pesa 32,5 g de azúcar utilizando un vidrio de reloj. 2. Échalos en el matraz aforado con ayuda de la cucharilla-espátula y con mucho cuidado para no perder nada. 3. Utilizando el embudo, echa agua en el matraz aforado hasta la señal de enrase. Ten cuidado de no sobrepasar la señal.

4. Agita ligeramente el matraz hasta que todo el sólido esté disuelto. Vierte luego la disolución en un frasco. 5. Pon la etiqueta al frasco. Debe decir «Disolución de sacarosa» y, debajo, la concentración en g/L. Calcula dicha concentración.

CUESTIONES 1 Imagina que, en el apartado A te equivocas y, en lugar de pesar 24,3 g de sal, solo pesas 23,9 g.

Además, mides 240 mL de agua, en lugar de lo 220 mL pedidos. ¿Cuál es el valor de la concentración en %? 2 ¿Qué diferencias has obtenido respecto al valor exacto que te pidió el profesor?

¿Y en qué tanto por ciento? 3 Supón que, a la disolución obtenida en el apartado B, añades 100 mL más de agua.

¿Cuál es su nueva concentración en g/L? 4 Si tuvieras que medir 250 mL justos de agua, ¿qué prefirirías utilizar, un matraz aforado

de 250 mL o una probeta de 500 mL de capacidad? ¿Por qué? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO Alto voltaje Objetivo

Comprobar la existencia de cargas eléctricas en la materia.

Material • Periódico. • Lata de conservas.

• Bolsas de plástico.

PROCEDIMIENTO Se pueden obtener elevados potenciales sin peligro al realizar la siguiente experiencia.

1. Frota una bolsa de plástico con fuerza sobre una hoja de periódico para electrizar la hoja de periódico.

2. Coloca una tapa de lata de conservas en el lugar del periódico donde has frotado anteriormente con la bolsa de plástico.

3. Al levantar la hoja de periódico y tocar con el dedo, salta una chispa entre la lata y el dedo. Los fenómenos observados en esta experiencia se deben a que hemos arrancado electrones de unos átomos y se han transferido a otros, formándose iones positivos y negativos. La chispa se produce cuando pasan electrones de la hoja de periódico a nuestra mano. Los electrones chocan con los átomos presentes en el aire y se produce luz (la chispa).

CUESTIONES 1 Haz un esquema mostrando cómo se cargan los cuerpos que intervienen en esta experiencia en cada paso. 2 ¿Por qué siempre que frotamos un cuerpo las cargas que se transfieren de un objeto a otro son electrones

y no protones? Elige la respuesta correcta. a) Porque los electrones tienen carga negativa. b) Porque los electrones están en la corteza del átomo y los protones, en el núcleo. c) Porque los electrones tienen una masa muy pequeña. d) Porque los átomos son neutros. 3 Imagina ahora que colocas una tapa de plástico sobre el periódico después de frotarlo con la bolsa

de plástico. a) ¿Crees que saltarán chispas al acercar la mano a la tapa? b) Explica por qué. 4 Clasifica los cuerpos que intervienen en esta experiencia en conductores de la electricidad y aislantes.

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Objetivo Experimentar la atracción entre cargas eléctricas de distinto signo y la repulsión entre cargas eléctricas del mismo signo.

EXPERIENCIAS

El péndulo eléctrico Material • • • • •

Esfera de saúco. Hilo. Soporte. Varillas de vidrio y de plástico. Paños de seda y de lana.

PROCEDIMIENTO Para comprobar cómo se comportan los cuerpos cargados eléctricamente podemos realizar la siguiente experiencia:

1. Ata un hilo a la esfera de saúco y cuélgalo de un soporte. Deja la esfera de saúco en posición vertical, sin que nada la toque. Ya has construido un péndulo.

+

+

+

2. Frota una varilla de vidrio con un paño de seda.

+

Así la varilla se electriza, pues se produce un trasvase de cargas eléctricas entre la varilla y el paño.

+

3. Toca la esfera con la varilla. Así se carga eléctricamente la bola del péndulo.

4. Frota una varilla de plástico con un paño de lana. Así se electriza la varilla.

5. Acerca la varilla de plástico a la esfera de saúco sin llegar a tocarla. Recuerda que las cargas eléctricas del mismo tipo se repelen y las cargas eléctricas de distinto tipo se atraen: • + y + → repulsión.

+

+

+

+

+

• − y − → repulsión. • + y − → repulsión.

CUESTIONES 1 ¿Qué sucede al acercar la varilla de plástico a la esfera de saúco? ¿La atrae? ¿La repele? 2 ¿Por qué ocurre esto? 3 ¿Cómo puedes conseguir que una varilla repela la esfera de saúco? 4 ¿Qué ocurre si tocas la esfera de saúco antes de acercar la segunda varilla? ¿Por qué luego

la varilla de plástico no atrae a la esfera de saúco? 5 ¿Se podría realizar esta misma experiencia con una esfera metálica en lugar de saúco?

¿Por qué? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS Química con monedas Objetivo

Comprobar cómo influye el oxígeno del aire en las monedas de 1, 2 y 5 céntimos de euro.

Material • Monedas de 1, 2 y 5 céntimos de euro. • Vaso. • Vinagre.

• Sal. • Agua del grifo. • Papel de filtro.

PROCEDIMIENTO Las monedas de 1, 2 y 5 céntimos de euro contienen cobre. Debido al contacto con el oxígeno del aire se ennegrecen y pierden su brillo.

1. Introduce varias monedas de cobre en el interior de un vaso con una mezcla de vinagre y sal.

2. Tras unos minutos, verás cómo las monedas recuperan el brillo, debido al efecto del ácido del vinagre, que disuelve la capa de óxido de cobre.

3. Sacamos algunas monedas y las limpiamos bajo el agua del grifo para comprobar su brillo.

4. Dejamos otras monedas que se sequen encima de papel de filtro. Observamos que se recubren de un tono verdoso. Esto es debido a la acción del cloro de la sal y del oxígeno del aire con el cobre de las monedas, para formar malaquita.

CUESTIONES 1 Clasifica las sustancias que se mencionan en esta experiencia en elementos y compuestos.

Organiza tu respuesta en una tabla: Elementos

Compuestos

2 Contesta:

a) ¿Por qué las monedas pierden su brillo? b) ¿Qué compuesto se forma? c) ¿Por qué recuperan el brillo las monedas tras meterlas en un vaso con vinagre? d) ¿A qué sustancia se debe el brillo? e) ¿Qué medidas debes tomar antes de verter cualquier sustancia química por el desagüe? 3 ¿Por qué se vuelven de un tono verdoso las monedas que no limpiamos con el agua del grifo?

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Material

Objetivo

• • • • • • •

Conocer algunos elementos químicos y las propiedades que los caracterizan.

Cristalizador. • Sodio. • Carbono. Agua destilada. • Mercurio. • Azufre. Espátula. • Hierro. • Cobre. Pinzas. • Plomo. • Yodo. Cualquier otro elemento químico disponible. Cápsula de porcelana. Montaje eléctrico para determinar la conductividad.

EXPERIENCIAS

Propiedades de algunos elementos

PROCEDIMIENTO Con los elementos químicos disponibles, podrás ir comprobando las distintas propiedades y completando la siguiente tabla. Es necesario, sin embargo, hacer alguna observación preliminar. Se puede observar el comportamiento del sodio con el agua, pero que lo realice siempre el profesor (sería peligroso dejar manipular el sodio). En el caso del mercurio, también es recomendable una prudencia y vigilancia extremas por parte del profesor, debido a la toxicidad del elemento. Completa la tabla: Elemento (símbolo)

Estado físico (20 °C)

Color

Densidad (alta o baja)

Conductividad eléctrica

Otras propiedades y características

Sodio (Na) Mercurio (Hg) Carbono (grafito) (C) Azufre (S)

CUESTIONES 1 ¿Cómo se conserva el sodio en el laboratorio? ¿Por qué? ¿Qué gas se forma cuando reacciona el sodio

con el agua? 2 Clasifica los siguientes elementos en metales y no metales:

a) Aluminio.

f) Carbono.

k) Flúor.

o) Oxígeno.

b) Azufre.

g) Cinc.

l) Helio.

p) Plomo.

c) Arsénico.

h) Cloro.

m) Hidrógeno.

q) Potasio.

d) Bromo.

i) Cobalto.

n) Níquel.

r) Sodio.

e) Calcio.

j) Cromo.

ñ) Nitrógeno.

s) Titanio.

3 Busca información y contesta:

a) ¿Cuáles son los elementos más abundantes en la Tierra? ¿Y en el Universo? b) ¿Cuál es la aplicación más habitual de los siguientes elementos? • Cobre.

• Plata.

• Aluminio.

• Cloro.

• Estaño.


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CAMBIOS QUÍMICOS Reacciones químicas entre sólidos Objetivo

Estudiar reacciones químicas que tienen lugar entre sólidos.

Material • Bote de plástico o matraz. • Cuchara. • Nitrato de plomo.

• Yoduro de potasio. • Embudo. • Agua.

PROCEDIMIENTO Las reacciones entre sólidos difícilmente se producen si los sólidos no están en disolución. En las pastillas de vitamina C, por ejempo, el ácido cítrico no reacciona con el bicarbonato hasta que las pastillas se disuelven en agua.

1. Vierte en un pequeño bote de plástico una cucharada de yoduro de potasio (KI) y otra de nitrato de plomo (Pb(NO3)2). Ambos sólidos son de color blanco.

2. Cierra el bote y agítalo durante un par de minutos. 3. Saca la sustancia del interior y observa que se ha producido un cambio de color, ya que ha tenido lugar una reacción química; en este caso, la formación de yoduro de plomo (PbI2), un producto amarillo. Si ponemos en contacto directamente el yoduro de potasio y el nitrato de plomo sin agitar, no reaccionan. La reacción entre ambas sustancias también se produce si preparamos sendas disoluciones y las mezclamos, con la ayuda de un embudo, tal y como aparece en la ilustración de la izquierda.

CUESTIONES 1 Escribe la ecuación química correspondiente a la reacción que acabas de estudiar y ajústala.

a) ¿Cuáles son los productos de la reacción? b) ¿Cuáles son los reactivos? 2 Además del cambio de color, ¿qué otras señales nos indican que se está produciendo

una reacción química? 3 Calcula cuánto yoduro de plomo se forma si partimos de 100 g de yoduro de potasio y 100 g de nitrato

de plomo. ¿Qué reactivo está en exceso? 4 Contesta.

a) ¿Por qué las sustancias reaccionan mejor cuando están en disolución que cuando son sólidas? b) ¿Qué conseguimos al agitar el bote con los reactivos en su interior?

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CAMBIOS QUÍMICOS

Objetivo Experimentar en el laboratorio la ley de la conservación de la masa.

Material • Vaso de precipitados. • Tubos de ensayo. • Balanza.

• Disolución de yoduro de potasio. • Disolución de nitrato de plomo (II).

EXPERIENCIAS

La ley de la conservación de la masa

PROCEDIMIENTO En algunas reacciones químicas parece que no se conserva la masa porque en los productos se forma algún gas que «escapa».

1. Pesa un vaso con un tubo de ensayo vacío. Añade al tubo de ensayo unos mililitros de la disolución de yoduro de potasio y anota a continuación su masa.

2. Pesa otro tubo de ensayo vacío colocado en el vaso anterior. Añade a este tubo unos mililitros de la disolución de nitrato de plomo (II) y anota su masa.

3. En el tubo de ensayo que contiene el nitrato de plomo (II) añade el yoduro de potasio contenido en el primer tubo.

4. Pesa el vaso con el tubo que contiene la mezcla de las dos disoluciones y anota los resultados.

CUESTIONES 1 Contesta.

a) ¿Qué reacción química se produce cuando reaccionan el yoduro de potasio y el nitrato de plomo (II)? b) Ajusta la reacción. c) ¿Cuáles son los reactivos? d) ¿Cuáles los productos? e) ¿Cuántos moles de yoduro de plomo se forman cuando reacciona un mol de yoduro de potasio? f) Dibuja una representación de la reacción utilizando la teoría de colisiones. 2 ¿Se cumple la ley de conservación de la masa? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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QUÍMICA EN ACCIÓN Extintor casero Objetivo

Comprobar el modo de funcionamiento de algunos extintores, que utilizan dióxido de carbono para apagar el fuego.

Material • • • •

Bicarbonato de sodio. Vaso. Vinagre o zumo de limón. Cerilla.

PROCEDIMIENTO Cuando ponemos en contacto bicarbonato de sodio y vinagre se produce una reacción química. En esa reacción se forman sustancias nuevas. Una de ellas es el dióxido de carbono. Como sabes, las reacciones de combustión necesitan oxígeno para mantenerse. Si eliminamos la fuente de oxígeno, la reacción cesa y el fuego se apaga.

1. Coloca en un vaso un poco de bicarbonato de sodio. No es necesario que llenes el vaso.

2. Añade ahora al vaso unos cuantos mililitros de vinagre o de zumo de limón. 3. Coloca una cerilla encendida justo encima del vaso. En poco tiempo, la cerilla se apaga. Cuando el vinagre (contiene un ácido) se mezcla con el bicarbonato de sodio (una base), la reacción química que ocurre genera dióxido de carbono (CO2). Podemos decir que este dióxido de carbono «ahoga» a la cerilla, ya que evita que el oxígeno del aire alimente la reacción de combustión.



Compuestos

2 Identifica los reactivos y productos de esta reacción:

NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + CO2 + H2O dióxido de carbono

ácido acético

Reactivos

agua

bicarbonato de sodio acetato de sodio Productos

3 ¿Por qué crees que el título de esta experiencia es Extintor casero?

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QUÍMICA EN ACCIÓN

Objetivo Identificar los polos positivo y negativo en una pila de petaca.

Material • Pila de petaca de 9 V. • Cloruro de sodio (sal común). • Agua.

• Vaso. • Fenolftaleína. • Papel.

EXPERIENCIAS

Detector de polos

PROCEDIMIENTO Para determinar los polos de las pilas se puede emplear una disolución de cloruro de sodio y unas gotas de fenolftaleína. La fenolftaleína es un indicador ácido-base que tiñe de rojo una disolución básica.

1. Coloca un papel sobre una superficie aislante. 2. Elabora una disolución echando unas cuantas cucharadas de sal común en un vaso con agua.

3. Impregna el papel con la disolución y con fenolftaleína. 4. Pon en contacto los dos polos de la pila con el papel. En uno de los polos de la pila aparecerá una mancha roja. Esto nos permite identificarlo, pues ese es el polo negativo. La coloración se debe a que se ha formado una base (pH > 8): el hidróxido de sodio, NaOH.



Compuestos

2 ¿De dónde procede el sodio de la base (hidróxido de sodio)? 3 Contesta:

a) ¿Qué propiedad tienen los indicadores ácido-base? b) ¿Cambia de color la disolución de cloruro de sodio cuando le echamos unas gotitas de fenolftaleína? c) ¿Qué nos indica esto? • Que la disolución es ácida. • Que la disolución es básica. • Que la disolución es neutra. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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LA ELECTRICIDAD Construcción de una pila casera Objetivo

Construir una pila con materiales caseros y sencillos.

Material • • • •

Placas de cobre y cinc. Vinagre o limón. Hilo de cobre lacado. Detector de corriente (reloj digital, polímetro…).

PROCEDIMIENTO 1. En primer lugar, recoge dos placas de cobre y cinc que actuarán como electrodos. Interesa que estén lo más limpias posible (conviene eliminar cualquier óxido que pudieran tener) y que no sean demasiado pequeñas.

2. Una vez que tengas las placas, sumérgelas parcialmente en vinagre (puede servir también un limón) que actuará como electrolito conductor. En el caso del vinagre, el electrolito será el ácido acético y, en el limón, el ácido cítrico.

3. Si ahora conectas las partes de las placas que no están sumergidas mediante un hilo de cobre lacado, habrás construido una pila casera.

4. Una vez construida la pila has de comprobar que se genera paso de corriente. Si conectaras la pila a un polímetro, comprobarías que es posible que este aparato no sea lo suficientemente sensible para detectar la corriente generada. Por ello, es más recomendable que utilices un reloj digital (necesita una corriente de intensidad muy baja para su funcionamiento).

CUESTIONES 1 ¿Cómo se genera la energía eléctrica en una pila? 2 ¿Sabes cuál fue la primera pila construida? ¿En qué consistía? ¿Quién fue su inventor? 3 ¿Cuántos tipos de pilas conoces? 4 ¿Por qué crees que se gastan las pilas? ¿Sabes en qué consisten las pilas recargables? 5 Una de las pilas más corrientes son las llamadas pilas secas, que puedes encontrar en cualquier aparato

de radio o casete. Haz un corte transversal de una pila seca y dibújala, nombrando las distintas partes que la componen. Una vez terminada la actividad, recuerda que debes depositar la pila en uno de los contenedores de pilas de tu ciudad. 6 Busca información sobre la posible toxicidad de algunos componentes de las pilas. ¿Por qué

en algunas de ellas pone 0 % de cadmio? 7 ¿Por qué es importante depositar las pilas agotadas en los contenedores correspondientes? 8 ¿Existe algún contenedor para recoger las pilas usadas en tu entorno? ¿Qué otros lugares (tiendas, etc.)

conoces en que se recojan pilas usadas?

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LA ELECTRICIDAD

Material

Objetivo

• Un generador (pila o fuente de alimentación). • Varias lámparas (del mismo valor, a ser posible). • Hilos conductores.

Utilizar el voltímetro y el amperímetro para llegar a deducir cuál es la potencia eléctrica de un receptor.

• Amperímetro. • Voltímetro (o polímetros en su defecto). • Interruptores para controlar el paso de la corriente.

EXPERIENCIAS

Potencia de un receptor

PROCEDIMIENTO Monta un circuito eléctrico con varias lámparas, amperímetros y voltímetros.

1. Primero monta un circuito sencillo con un generador (una pila o una fuente de alimentación), una sola lámpara, un amperímetro conectado en serie y un voltímetro conectado en paralelo. Anota la lectura que ofrecen el amperímetro y el voltímetro.

2. A continuación añade una segunda lámpara en serie con la primera. De nuevo, anota la lectura del voltímetro y del amperímetro. • ¿Ha variado la lectura ofrecida por el amperímetro? • ¿Y la ofrecida por el voltímetro? • ¿Ha variado la intensidad luminosa emitida por las lámparas respecto al primer circuito?

3. Ahora añade una tercera lámpara en paralelo con una de las lámparas anteriores. Vuelve a observar las lámparas y anota nuevamente la lectura del amperímetro y del voltímetro.

4. Recoge todos los resultados del experimento en una tabla. RESISTENCIA 1

I (A)

∆V (V)

RESISTENCIA 2

I (A)

∆V (V)

RESISTENCIA 3

I (A)

∆V (V)

Circuito 1 Circuito 2 Circuito 3

CUESTIONES 1 Para cada uno de los circuitos montados en esta experiencia, calcula la potencia para cada receptor.

En este caso se puede emplear la expresión:

P = ∆V ⋅ I 2 Cuando conectamos una lámpara en paralelo con otra, la intensidad de corriente por ellas aumenta,

lo que se deja notar por el aumento de la intensidad luminosa emitida. En este caso, ¿crees que la energía consumida por las lámparas aumentará también? 3 Contesta:

a) Entonces, ¿qué ocurrirá con el generador? b) Si es una pila, ¿tardará más o menos tiempo en agotarse? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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APLICACIONES A LA VIDA COTIDIANA

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LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA Y TECNOLOGÍA

Navegadores GPS En pocos años, los receptores GPS de bolsillo han invadido el mercado. Junto con un software para calcular las rutas y para visualizar los mapas de carreteras, estos aparatos se han convertido en los «copilotos» de millones de conductores. La ruta deseada se puede programar de antemano y el aparato dicta en tiempo real las órdenes necesarias para llegar al destino.

Sistemas de posicionamiento: el GPS Al utilizar los medios de transporte, uno de los objetivos principales ha sido conocer la posición exacta (del coche, del barco, del avión) sobre el planeta. En los antiguos barcos los marineros empleaban brújulas e instrumentos astronómicos para determinar la longitud y la latitud del barco y fijar el rumbo. Hoy existe un sistema más preciso: el Sistema de Posicionamiento Global o GPS (del inglés Global Positioning System), que utiliza una red de 24 satélites artificiales. En cada punto del planeta es posible recibir señales de al menos 4 satélites. Esto permite fijar la latitud, la longitud y la altitud con un margen de error de unos pocos metros. Satélites

Para evitar distracciones, el conductor recibe las órdenes mediante comentarios del tipo: Gire a la derecha en el próximo cruce. Permanezca en el carril de la izquierda.

Señal GPS bloqueada por los edificios

Estación de referencia

Internet Receptores

El sistema GPS es norteamericano, pero en Europa se ha desarrollado el sistema Galileo, formado por 30 satélites, que estará operativo en el 2008. Junto con señalizadores situados en los aeropuertos, este sistema permitirá, entre otras cosas, las maniobras de aviones en condiciones de visibilidad prácticamente nulas. Los receptores GPS pueden ser portátiles y formar parte de agendas electrónicas, teléfonos móviles, cámaras fotográficas...

CUESTIONES 1 El sistema GPS es un sistema militar controlado por el Gobierno de EE UU, mientras que el sistema galileo

es un sistema civil. ¿Qué ventajas tiene el sistema Galileo sobre el otro? 2 Explica la utilidad de un sistema de posicionamiento automático:

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• En los aeropuertos.

• Para los senderistas.

• En los barcos.

• En los automóviles.


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APLICACIONES

LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS Y TECNOLOGÍA

La olla a presión

Ollas ultrarrápidas El ahorro de tiempo y de energía que permiten las ollas ha incentivado la investigación. Así se han conseguido ollas ultrarrápidas que, si bien son más caras que las ollas convencionales, permiten ahorrar hasta un 70 % en el tiempo de cocción y un 50 % de energía. Otra ventaja de estas ollas es que el aire se evacúa durante la precocción de los alimentos, no durante la cocción como en las convencionales. Además, como el tiempo de cocción disminuye, las verduras conservan más vitaminas y más aroma tras la cocción. La clave está en aumentar la temperatura interior para que los alimentos se cuezan más rápidamente. Esto se consigue tapando las ollas con precisión.

Los alimentos se cuecen mucho más rápido en una olla a presión. ¿Por qué? Pues porque en el interior de la olla se consigue una temperatura de cocción más elevada, por encima de los 100 ºC. Por eso los alimentos tardan mucho menos tiempo en reblandecerse. Cuando cocemos los alimentos en una cacerola normal, aunque sea con tapa, la presión existente es la presión atmosférica (1 atm), y la temperatura máxima que se alcanza es la temperatura de ebullición del agua: 100 ºC. Pero en una olla a presión, la presión en el interior es mayor de una atmósfera, ya que a la presión atmosférica se suma la presión ejercida por el vapor de agua que se va acumulando.

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Según se va acumulando vapor, al mismo tiempo va aumentando la temperatura de ebullición del agua, alcanzándose una temperatura de unos 120 ºC, por lo que los alimentos se cuecen mucho más rápido. Al cabo de cierto tiempo la presión se mantiene constante (unas dos atmósferas) gracias a la válvula de seguridad que deja salir vapor cuando la presión sobrepasa cierto valor. La utilización de la olla permite ahorrar energía, pues con ella conseguimos cocinar los alimentos en menos tiempo.

Aire Tapón Válvula de seguridad

Vapor

Asas aislantes

Válvula abierta Válvula cerrada Tapa Acero

CUESTIONES 1 Fíjate en los dibujos y explica cómo funciona la válvula de seguridad de una olla a presión. 2 ¿Por qué las ollas a presión nos ahorran tiempo y energía a la hora de cocinar los alimentos?

¿No conseguimos el mismo efecto si cocinamos con una cacerola con la tapa puesta? 3 Los fabricantes de ollas a presión prestan especial atención en su publicidad a la garantía

de que la tapa cierra bien, evitando pérdidas. ¿Por qué crees que esta medida afecta al consumo energético a la hora de cocinar los alimentos? 4 Explica la relación existente entre el uso de ollas a presión y la conservación del medio ambiente. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA Y TECNOLOGÍA

Relojes de titanio ¿Cuál es la ventaja de los relojes de titanio respecto a los relojes elaborados con otros metales? La ligereza. Como el titanio (4,5 g/cm3) es mucho menos denso que el acero (casi 8 g/cm3), los objetos de titanio pesan menos.

Densidad y resistencia Una densidad menor no implica necesariamente una menor resistencia. Por ejemplo, el aluminio o el titanio son materiales bastante ligeros (menos densos que otros metales) y, sin embargo, son muy resistentes. Junto con los metales puros, se emplean aleaciones que permiten mejorar la resistencia, la dureza, el brillo...

Además, el titanio presenta otras ventajas: no se oxida, no provoca alergias, es resistente... La única pega: el precio, pues el titanio es notablemente más caro que el acero, por ejemplo.

La fachada del Museo Guggemheim de Bilbao está elaborada con titanio.

Por ello, los metales y aleaciones metálicas ligeros tienen múltiples aplicaciones: • Estructuras empleadas en arquitectura: fachadas, ventanas, etc. • Vehículos de alta velocidad: aviones y cohetes. Sobre todo el aluminio, un metal muy ligero, cuya densidad es de solo 2,7 g/cm3. • Tornillos, placas y otros elementos empleados en cirugía. Sobre todo el titanio, que no provoca reacciones de rechazo en el organismo. • Implantes dentales. Las bicicletas modernas pesan poco; están hechas de una aleación de aluminio.

• Carcasas de objetos portátiles: cámaras, reproductores MP3, etc. • Joyería: relojes, piedras preciosas artificiales, etc.

CUESTIONES 1 ¿Los materiales más densos son también los más resistentes? Pon varios ejemplos. 2 Busca aplicaciones de metales y aleaciones ligeras a tu alrededor (aluminio, titanio, etc.) y escribe una lista

con las aplicaciones que hayas encontrado, como, por ejemplo, un reproductor de MP3. 3 Elabora un listado con las ventajas del titanio frente a otros materiales. 4 ¿Por qué se usan tornillos de titanio en ciertas intervenciones quirúrgicas de la columna vertebral? 5 ¿Qué ventajas tienen los materiales ligeros empleados en los trenes de alta velocidad frente a otros metales?

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APLICACIONES

LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO Y TECNOLOGÍA

Bola de plasma Consiste en una bola esférica de vidrio que, al tocarla con los dedos, produce rayos brillantes, debido a que el elevado voltaje del interior arranca los electrones de los átomos del gas que se encuentra en el interior, a baja presión.

Isótopos radiactivos Las aplicaciones de los isótopos radiactivos son muy variadas. En medicina se usan para realizar diagnósticos (captación del yodo por la glándula tiroides) y con fines terapéuticos (bomba de cobalto para destruir células cancerosas). En biología se usan para seguir la trayectoria de sustancias en seres vivos y para realizar la datación de fósiles. En la industria, para detectar defectos y grietas en estructuras metálicas, para esterilizar organismos patógenos en los alimentos y para erradicar plagas agrícolas. Se han utilizado para conservar alimentos vegetales (destruyendo los microorganismos que pudieran contener). De esta forma, se ha logrado conservar patatas durante más de un año, manteniendo intactas todas sus propiedades.

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También se utilizan para descubrir falsificaciones artísticas o históricas.

Datación por el método del carbono-14 El carbono-14 se forma en nuestra atmósfera al interactuar los átomos de nitrógeno con los neutrones de los rayos cósmicos. La ecuación nuclear que representa dicho proceso es: 14 7

N + 10n → 146 C + 11 H

El carbono-14 formado reacciona a su vez con el oxígeno del aire, formando dióxido de carbono (CO2). El dióxido de carbono atmosférico alcanza una concentración estacionaria, que asciende aproximadamente a un átomo de carbono-14 por cada 1012 átomos de carbono-12. Tanto los animales que se alimentan de plantas como una planta viva que absorbe dióxido de carbono de la atmósfera mantienen esta proporción de 14 12 C/ C = 1/1012. Cuando un organismo vegetal o animal muere, comienza a producirse la desintegración radiactiva del carbono-14 que contiene, por lo que la relación 14C/12C que contienen sus restos disminuye según pasa el tiempo. 14 6

C → 147 N + –10 e

Determinando la relación 14C/12C, y comparándola con la edad de los organismos vivos, se puede saber el tiempo que hace que murió ese organismo, aplicando una fórmula matemática.

CUESTIONES 1 Describe diferentes aplicaciones de los isótopos radiactivos en medicina, en biología o en la industria. 2 ¿Cómo podemos conocer la edad del hueso de un animal encontrado en una excavación arqueológica? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS Y TECNOLOGÍA

Semiconductores Son sustancias, como el silicio o el germanio, que no son buenos conductores de la electricidad, pero que, al «doparse» con pequeñas impurezas (galio, vanadio, fósforo, aluminio), se convierten en buenos conductores. Se utilizan en la fabricación de «chips» en miniatura utilizados en ordenadores.

Sal en la dieta El cloruro de sodio (NaCl), conocido popularmente como sal, es un compuesto químico que, desde el origen del hombre, se utilizaba para conservar los alimentos. Este proceso es conocido como salazón. El fundamento de este proceso está en que la sal impide que se desarrollen los microorganismos que descomponen los alimentos, pudiendo conservarse estos durante mucho tiempo inalterados. En los países escandinavos, los pescados en salazón son una base muy importante de la dieta. La sal es vital para el organismo, aunque un exceso es perjudicial para quienes padecen alguna enfermedad renal, al elevar la presión sanguínea. Este es un factor que interviene en los ataques cardiacos y las hemorragias cerebrales. En el mundo desarrollado, la preocupación por este tema ha llevado a muchos fabricantes a producir alimentos «bajos en sal» y, aunque es muy mala la prensa que tiene la sal, en otros países es de una ayuda inestimable para salvar vidas. La diarrea y la deshidratación causan en algunos países millones de muertes cada año. Tomando simplemente ocho cucharadas pequeñas de azúcar y una de sal disueltas en medio litro de agua podría salvarse la vida de un niño enfermo.

Pescado conservado en salazón.

CUESTIONES 1 Busca en un diccionario el origen de la palabra «salario». 2 ¿Cuál es el fundamento de los salazones? 3 Contesta:

a) ¿Qué elementos químicos forman el cloruro de sodio? b) ¿Qué posición ocupan en el sistema periódico? c) ¿Qué ion puede formar un átomo de cloro? d) ¿Y un átomo de sodio?

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APLICACIONES

CAMBIOS QUÍMICOS Y TECNOLOGÍA

Catalizadores y contaminación

Combustible espacial

Los catalizadores son sustancias que se utilizan con el objetivo de que una reacción química se produzca. Pero ahora el término catalizador (convertidor catalítico) también se emplea para identificar una parte del automóvil que se acopla en el tubo de escape.

La lanzadera espacial va acoplada a los cohetes de propulsión, cuya misión es proporcionar la energía suficiente para escapar de la atmósfera terrestre.

Estos catalizadores están constituidos por unas rejillas que contienen metales nobles, como platino y óxidos metálicos (NiO), dentro de una carcasa de acero inoxidable. Dentro hay miles de celdas que ofrecen una gran superficie de contacto a los gases expelidos por el motor.

Contiene un gran tanque de oxígeno e hidrógeno líquidos en depósitos separados que, al combinarse, reaccionan formando vapor de agua y suministran la potencia impulsora necesaria.

La función química del catalizador es transformar los óxidos de nitrógeno y los hidrocarburos no quemados en gases menos contaminantes: nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono y agua. No es la solución ideal pero, al menos, se «purifican» un poco los gases producidos durante la combustión en el motor.

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Salida de gases purificados Carcasa metálica

CO NOX Emisiones procedentes del motor

Soporte cerámico

Reacciones químicas 2 CO + O2 ⇒ 2 CO2 2 NO + 2 CO ⇒ N2 + 2 CO2

CUESTIONES 1 Anota los reactivos y los productos de las reacciones que tienen lugar en un catalizador. 2 ¿Cuáles son las ventajas de emplear catalizadores?

a) En el ámbito local (ciudad). b) En el ámbito global (planeta). 3 Contesta:

a) ¿Se evita la contaminación por completo gracias al uso de los catalizadores? b) ¿Qué otras medidas crees que se pueden adoptar para complementar el uso de catalizadores y mejorar así la calidad del aire en ciudades con mucho tráfico? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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APLICACIONES

QUÍMICA EN ACCIÓN Y TECNOLOGÍA

Química y deporte Las lesiones leves que sufren los deportistas (golpes, contracturas, esguinces, etc.) pueden aliviarse con ayuda de unas «bolsas de frío». Al golpear la bolsa, el nitrato de amonio que contiene se disuelve en el agua, produciendo un enfriamiento brusco de la disolución, al ser un proceso endotérmico. En otros casos se necesita calor para aliviar los dolores musculares. Las «bolsas de calor» contienen cloruro de calcio, que, al disolverse en agua, desprende calor. Un dispositivo semejante se utiliza para obtener café caliente sin calentar al fuego.

¿De qué material están hechos los chalecos antibalas? Probablemente alguna vez te hayas hecho la pregunta anterior. Pues bien, el componente fundamental es un polímero llamado kevlar. Este plástico fue descubierto en 1965 y debe sus propiedades a la regularidad de su estructura. Es más fuerte que el acero y más elástico que la fibra de carbono, resiste las llamas y se apaga por sí mismo. Con propiedades tan excelentes no es raro que, aparte de servir para fabricar chalecos antibalas, se utilice para blindajes militares, cañas de pesca, raquetas de tenis o zapatillas deportivas. También se empleó kevlar para construir las cuerdas y bolsas de aterrizaje de la sonda Mars Pathfinder que llegó a Marte en 1997 y que utilizó un sistema de airbags para aterrizar tras sucesivos rebotes. Un chaleco corriente de kevlar puede absorber la energía de una bala que viaje a 370 m/s (1332 km/h) procedente de una pistola. En este caso, la piel se hundiría unos 4 cm, presión que no causaría lesiones graves. Si se fabrica un chaleco con más capas de kevlar, se pueden detener balas más potentes. En la actualidad la nanotecnología está investigando fibras con una resistencia mucho mayor incluso que el kevlar.

CUESTIONES 1 Contesta:

a) ¿Qué elemento químico forma la estructura básica (el esqueleto) del kevlar? b) ¿Qué otros plásticos conoces? ¿Para qué se usan? c) ¿Qué elemento químico tienen en común todos los plásticos? d) ¿Por qué se dice que el kevlar está formado por macromoléculas? 2 Repasa los usos del kevlar y justifica la utilización de este material

en cada caso. a) Cañas de pesca. b) Chalecos antibalas. b) Raquetas de tenis. b) Zapatillas deportivas.

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APLICACIONES

LA ELECTRICIDAD

Distintos tipos de baterías recargables

Níquel cadmio y níquel-metal

Descarga

Mantenimiento

• Teléfonos móviles, cámaras fotográficas digitales, videocámaras.

• Coches, motocicletas, sillas de ruedas.

• No dejar las baterías en el cargador más de dos días. • Evitar el calentamiento excesivo durante la carga.

• Cargar las baterías a menudo, incluso aunque no se descarguen completamente. • Evitar el calentamiento excesivo durante la carga.

• Cargar inmediatamente tras el uso.

• Descargar completamente una vez al mes. • Evitar demasiados ciclos de carga y descarga.

• Las baterías duran más evitando descargas totales. Recargar a menudo, sin dejar que las baterías se agoten.

• La batería dura más evitando descargas totales. Recargar a menudo.

• No descargar antes de cada carga.

• No necesita. La pérdida de capacidad se debe a la edad de las baterías, se usen o no.

• Aplicar una carga total cada seis meses.

• Ideal: al 40 % de la capacidad en un lugar fresco.

• Ideal: al 40 % de la capacidad en un lugar fresco. • No almacenar las baterías completamente cargadas ni en lugares cálidos.

• Almacenar con la carga completa.

Almacenamiento

Ciclo de vida

500-1500 recargas

300-500 recargas

200-300 recargas

1 hora

2-4 horas

2-3 horas

−20 a 60 ºC

−20 a 60 ºC

−20 a 60 ºC

40-50 €

30-60 €

20 €

Tiempo para carga rápida Temperatura de operación Coste Toxicidad Depósito

Plomo-ácido

• Radios, cámaras fotográficas digitales, reproductores de MP3. Usadas en...

Carga

Ion-Litio

• Muy tóxicas.

• Poco tóxicas.

• Bastante tóxicas, contienen plomo y ácidos.

• Deben ser recicladas.

• Es mejor que sean recicladas.

• Deben ser recicladas.


APLICACIONES

En el mercado hay baterías de distinto tipo. Unas se utilizan en aparatos portátiles, otras son más duraderas, algunas son muy tóxicas, etc. En la siguiente tabla recogemos algunos datos de interés sobre disitntos tipos de baterías.

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Notas

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CURIOSIDADES Y ANÉCDOTAS

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LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA DE LA

CIENCIA

La medida de la velocidad de la luz

La velocidad de la luz El valor obtenido por Roemer fue el primero que se aproximó (en orden de magnitud) al valor verdadero de la velocidad de la luz. En los siglos sucesivos diversos científicos fueron refinando la medida y obtuvieron valores próximos al adoptado actualmente como constante fundamental de la naturaleza. Autor

Fecha

Método

Resultado

1676

O. Roemer

Satélites de Júpiter

214 000

1726

J. Bradley

Aberración estelar

301 000

1849

A. Fizeau

Ruedas dentadas

315 000

1862

L. Foucault

Espejos rotantes

298 000

1879

A. Michelson

Espejos rotantes

299 910

1907

R. Dorsay

Constantes electromagnéticas

299 788

1926

A. Michelson

Espejos rotantes

299 796

1947

E. Gorden-Smith

Cavidad resonante

299 792

1958

K. Froome

Interferometría

299 792,5

1973

Evanson y colab.

Láseres

299 788,4574

Valor adoptado

299 788,458

1983

Durante muchos siglos se pensó que la velocidad de la luz era infinita. Eso parecen indicar nuestros sentidos, puesto que no percibimos que la luz realice ningún recorrido. Para nosotros, viaja «instantáneamente» desde la fuente luminosa hasta nuestros ojos. • El primer científico que intentó medir la velocidad de la luz fue Galileo, quien colocó a un ayudante con una linterna a una gran distancia. Esta experiencia no era adecuada porque la velocidad de la luz es muy elevada. • En 1675, el astrónomo danés Roemer dio una estimación de la velocidad de la luz, empleando para ello la observación de los eclipses de las lunas de Júpiter. Utilizó el hecho de que, cuando Júpiter se encuentra más alejado de la Tierra (conjunción), los eclipses se retrasaban con respecto a la hora predicha por la mecánica celeste. Roemer dedujo de sus observaciones una velocidad de 225 000 km/s.

Conjunción

Oposición

Tierra

Júpiter

Sol

• Más adelante, a mediados del siglo XIX, se realizó el primer experimento confinado en la superficie terrestre. Se debió al físico francés Fizeau, que diseñó un dispositivo mediante ruedas dentadas colocadas en los extremos de un eje giratorio. • El valor que obtuvo fue de unos 300 000 km/s. Después, Foucault mejoró este dispositivo. • Por otros métodos más sutiles, se ha obtenido un valor más preciso. Resultando un valor para la velocidad de la luz de 299 792 km/s.


a) ¿Por qué fracasó la medida de la velocidad de la luz llevada a cabo por Galileo? b) ¿Por qué el método de Galileo ofrece unos resultados mucho más fiables cuando medimos la velocidad del sonido en el aire, por ejemplo? 2 Si los eclipses de los satélites de Júpiter se retrasan cuando Júpiter está más alejado de la Tierra (conjunción),

¿qué ocurrirá cuando ambos planetas están más próximos (oposición)? ¿Por qué?

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LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS DE LA

CIENCIA

En busca del cero absoluto Uno de los aspectos más controvertidos y atractivos de la física es la «búsqueda del cero absoluto», o lo que sería la búsqueda de las temperaturas más frías alcanzadas por los seres humanos. La obtención de bajas temperaturas está íntimamente relacionada con el problema de la licuefacción de los gases y solidificación de los líquidos. A finales del siglo XIX se alcanzaron los 73 K (−200 ºC), todavía muy lejos del cero absoluto. En 1908, el físico holandés Kammerlingh-Onnes licuó el gas helio, alcanzando la temperatura de 5,2 K (−267,8 ºC).

¿Por qué es posible la vida bajo los hielos? Normalmente, cualquier sustancia en su estado sólido es más densa que en el estado líquido. Aunque esto no ocurre con todas las sustancias. En el agua ocurre lo contrario: por debajo de 4 °C, la densidad comienza a disminuir y la densidad del hielo es menor que la del agua líquida. Al bajar la temperatura, el agua de la superficie de lagos o ríos empieza a congelarse, y la capa de hielo formada permanece cercana a la superficie y así protege la masa de líquido que está por debajo, pues actúa como «aislante térmico» frente al aire frío. Si el agua helada tuviera mayor densidad que el agua líquida, no sería posible la vida en ella para muchos animales, como los peces que, para respirar, necesitan tomar el oxígeno que hay disuelto en el agua líquida.

Hoy día, la temperatura más baja que se ha alcanzado en un laboratorio es de 0,00005 K (5 · 10−5 K), pero durante periodos de tiempo muy cortos, insuficientes para llevar a cabo experimentos. La temperatura más baja estable durante un período de horas se ha obtenido en la Universidad de Leyden (Holanda) por el equipo del profesor G. Fosatti, y es de 0,019 K (1,9 · 10−3). La búsqueda del cero absoluto continúa…


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CUESTIONES 1 Explica por qué es importante para la vida acuática que la densidad del hielo sea mayor

que la densidad del agua. Fíjate en el dibujo de esta misma página. 2 ¿Qué ocurrirá si introduces una botella de agua completamente llena en el congelador

hasta que el agua se congele? 3 Explica la expresión: «La capa de hielo actúa como aislante térmico». 4 ¿Qué pesará más, un litro de agua o un litro de hielo? 5 ¿Te imaginas lo que te pasaría si fueras un pez que habita un lago que se hiela en invierno, si la temperatura

del agua no disminuyera por debajo de 4 °C? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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LA MATERIA: CÓMO SE PRESENTA DE LA

CIENCIA

Los cuatro elementos Para los antiguos griegos la materia estaba formada por cuatro elementos: aire, tierra, fuego y agua. Los filósofos griegos ya desarrolaron la idea de que la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, pero el conocimiento de la constitución de la materia tuvo que esperar hasta el siglo XIX en que se sentaron las bases de la química moderna.

Componentes de la leche La leche es una mezcla homogénea compleja que posee más de cien sustancias que se encuentran disueltas en agua, sea en suspensión o en emulsión. Por ejemplo: • La lactosa (azúcar de la leche), algunas proteínas (proteínas séricas), sales minerales y otras substancias son solubles; esto significa que se encuentran totalmente disueltas en el agua de la leche. • La grasa y las vitaminas solubles en grasa, en la leche, se encuentran en forma de emulsión; esto es una suspensión de pequeños glóbulos líquidos que no se mezclan con el agua de la leche. • La caseína, principal proteína de la leche, se encuentra dispersa como un gran número de partículas sólidas tan pequeñas que no sedimentan, y permanecen en suspensión. Estas partículas se llaman micelas, y la dispersión de las mismas en la leche se llama suspensión coloidal.

Nutriente

Leche de vaca

Leche materna

Agua

88 %

87,5 %

Materia grasa

3,2 %

4,4 %

Proteínas

3,4 %

1%

Lactosa

4,7 %

6,9 %

0,72 %

0,20 %

Sales minerales

Comparación entre la composición de la leche de vaca y la leche materna humana (valores aproximados de los porcentajes en masa).


a) ¿Cuántos gramos de materia grasa contendrá 1 L de leche de la marca A, cuya densidad es de 1,025 g/mL? b) ¿Cuántos contendrá 1 L de leche de la marca B cuya densidad es de 1,03 g/mL, si la concentración en % de ambas marcas es la misma, del 3,2 %? 2 Sabiendo que la densidad de la leche de vaca debe estar entre estos dos valores: 1,023 g/mL y 1,034 g/mL,

de manera que si la leche está aguada su densidad es inferior a 1,023 g/mL, describe cómo investigarías si una leche está o no aguada. 3 Observa la tabla y justifica la utilización de leche de vaca en sustitución de la leche materna. 4 Realiza una tabla como la de arriba para leches de distintas marcas.

a) ¿Existen grandes diferencias entre la composición de unas marcas y otras? b) ¿A qué crees que se deben estas diferencias?

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LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO DE LA

CIENCIA

La «lentitud» de Niels Bohr «La misma lentitud (que Bohr manifestaba en otras ocasiones) de reacción mostraba en sus reuniones científicas. Muchas veces, un joven físico visitante hablaba brillantemente de sus recientes cálculos sobre algún intrincado problema [...]. Todo el mundo, en el público, comprendía claramente el razonamiento menos Bohr. Así, todo el mundo empezaba a explicarle el sencillo punto en que se había equivocado, y en la barahúnda que se producía todo el mundo terminaba sin comprender nada. Por último, después de mucho tiempo, Bohr comenzaba a comprender y resultaba que lo que él había comprendido [...] era absolutamente distinto de lo que el visitante pensaba, y eso era lo correcto, mientras que la interpretación del visitante estaba equivocada.»

El descubrimiento de la radiactividad Henri A. Becquerel sabía que la fluorescencia producida en un tubo de vacío por el impacto de los electrones, o rayos catódicos, estaba relacionada con los rayos X. Por ello, se dedicó a comprobar si otras sustancias fluorescentes podían originar también la misma radiación. En su época se sabía ya que las sales de uranio emitían luz en la oscuridad cuando se las exponía previamente a la misma. Colocó uno de esos minerales fosforescentes sobre una placa fotográfica envuelta en un papel oscuro y la expuso a la luz. Cuando reveló la placa se veía el contorno de los cristales del mineral sobre la película. Intentó repetir el ensayo pero alguien le llamó cuando iba a hacerlo y dejó el mineral sobre otra placa en un sitio oscuro. A pesar de no haber luz, al revelar la placa encontró el mismo contorno que en el experimento anterior. Este hecho accidental le permitió demostrar que el mineral de uranio emitía rayos semejantes a los rayos X, además de la luz fosforescente.


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G. GAMOW. Biografía de la Física.

Cliché que permitió el descubrimiento de la radiactividad.

CUESTIONES 1 Busca en Internet o en alguna enciclopedia la biografía de Marie Curie y haz una breve redacción

sobre ella. 2 Describe cómo descubrió Becquerel la radiactividad. 3 ¿Qué elementos radiactivos se nombran en el texto? 4 ¿Conoces otros elementos radiactivos? Busca información en alguna tabla periódica o en las páginas

finales de tu libro. 5 ¿Con qué símbolo se indica la presencia de sustancias radiactivas? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS DE LA

CIENCIA

Elementos que dejaron de serlo Si comparas una tabla periódica actual con una de finales del siglo XIX o principios del XX observarás algunas diferencias. Parece lógico pensar que en las tablas antiguas no apareciesen elementos químicos que no habían sido descubiertos, pero no parece tan lógico que apareciesen algunos elementos que hoy no están. ¿A qué se debe? La respuesta es que muchas veces se consideró un nuevo elemento a lo que realmente era una mezcla de dos. Así, por ejemplo, a principios del siglo XIX se observó que, junto con el cerio, aparecían dos nuevos elementos a los que se llamó lantano y didimio. No fue sino hasta finales de siglo cuando se descubrió que el elemento didimio era en realidad una mezcla de dos elementos: el praseodimio y el neodimio.

Un elemento escurridizo y peligroso El flúor, sin duda, ha sido uno de los elementos más escurridizos y peligrosos del sistema periódico. Veamos a continuación por qué. Fue descubierto en 1771 por el químico sueco K. W. Scheele, y pasaron más de cien años hasta que el francés F. F. H. Moissan lo aisló en 1886. En estos más de cien años hubo muchos intentos fallidos por conseguirlo, e incluso muchos de los científicos que trabajaron en ello murieron o sufrieron graves envenenamientos. ¿Por qué sucede esto? El flúor es un gas de color verde amarillento, corrosivo y venenoso. En cuanto a su reactividad química, es el elemento más reactivo del sistema periódico; nada más formarse se combina con aquello que encuentre a su alrededor. Lo que hizo Moissan fue utilizar un metal bastante inerte: el platino, y trabajar a bajas temperaturas. De esta manera evitaba que el flúor reaccionara. En 1906 Moissan recibió el premio Nobel de Química por este descubrimiento. Curiosamente, en la votación triunfó sobre D. Mendeleiev, un científico que, sin duda, merecía también dicho premio y que murió al año siguiente. Los compuestos con flúor se usan en numerosos ámbitos, aunque quizá su papel más conocido es la prevención de caries (uso en pastas de dientes). También se usa en la potabilización del agua.

Ha habido en la historia más de cien elementos como el didimio que dejaron de serlo.

CUESTIONES 1 ¿Por qué fue tan difícil de aislar el flúor si es un elemento bastante conocido y que interviene

en muchos compuestos químicos? 2 ¿Cómo evitó Moissan que el flúor reaccionara para aislarlo? 3 Los médicos recomiendan ofrecer agua del grifo a los bebés que han cumplido un año para prevenir

la caries dental. Justifica este hecho. 4 Un compuesto vitamínico empleado para prevenir la caries contiene fluoruro sódico.

¿Qué cantidad de flúor habrá en un comprimido que tiene una masa de 0,55 mg de fluoruro sódico? 5 ¿Recuerdas quién fue Dimitri Mendeleiev?

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CAMBIOS QUÍMICOS DE LA

CIENCIA

Vidrio muy resistente El vidrio tiene propiedades que lo hacen de mucha utilidad: se limpia con facilidad, puede esterilizarse con agua hirviendo, es fuerte y resistente a los golpes… Pero el vidrio empleado en la antigüedad no tenía estas propiedades y era bastante frágil. Cuenta la leyenda que en época de Cristo un vidriero consiguió fabricar un vidrio muy resistente. Durante el reinado del emperador Tiberio, el vidrio romano, como todo el que se conocía, se rompía con facilidad. A la corte de Tiberio llegaron noticias del vidriero y pidió una demostración. Nuestro vidriero llevó un jarrón transparente que dejó caer al suelo delante del emperador, quien vio, como los demás espectadores presentes, que el jarrón no se rompió. El emperador quiso saber de qué estaba hecho el jarrón, mas el vidriero le contestó que solo él conocía la fórmula. Nada más escuchar esto, el emperador ordenó que se le ejecutase y que se destruyese su taller. El secreto se fue con el vidriero a la tumba. La explicación más razonable es que nuestro vidriero descubrió algo parecido a nuestro vidrio Pyrex, en cuya composición está presente el borato de sodio, una sustancia capaz de dar al vidrio la resistencia que tiene a los golpes y al calor. El vidrio Pirex fue descubierto (¿por primera vez?) en 1880 en Alemania.

Una sustancia tóxica que puede salvarte la vida Los accidentes de automóvil aumentan año tras año. Una manera de salvar algunas de esas vidas es mediante los airbags, dispositivos que en caso de impacto se inflan e impiden que la cabeza del conductor o de alguno de los acompañantes se estrelle contra el volante o el parabrisas. El responsable de que se inflen algunos airbags es la azida de sodio (NaN3), una sustancia química tóxica y perjudicial para los seres humanos (más peligrosa incluso que el cianuro) y que, curiosamente, puede salvar muchas vidas. Si se produce una colisión, se cierra un circuito eléctrico que provoca un aumento de la temperatura. Cuando la temperatura alcanza los 275 ºC, la azida de sodio se descompone en sodio y nitrógeno. La reacción es rapidísima: en 40 ms se obtiene el nitrógeno necesario para inflar el airbag. El análisis del impacto realizado por un sensor colocado en el automóvil se produce en veinticinco milésimas de segundo. Unos milisegundos después el conductor o su acompañante se encontrarán con el airbag inflado. Inmediatamente, este empezará a deshincharse al escapar el nitrógeno de forma controlada. En cualquier caso, hay que señalar que siempre hay que utilizar el cinturón de seguridad. El airbag es un complemento de seguridad, no es un sustituto del cinturón.


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Airbag Sensor de choque

Airbag inflado

Azida de sodio

CUESTIONES 1 Observa el esquema y resume en unas cuantas líneas cómo funciona un airbag.

a) ¿Qué reacción química se produce cuando se infla el airbag? Escribe la ecuación química correspondiente ajustada. b) ¿Cuáles son los reactivos de la reacción? ¿Cuáles son los productos? 2 Calcula el volumen de nitrógeno (medido en condiciones normales) que se obtiene a partir de un mol

de azida de sodio. 3 ¿Por qué no tiene lugar la reacción química hasta que se produce una colisión?


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QUÍMICA EN ACCIÓN DE LA

CIENCIA

El óxido nítrico En 1998 se concedió el premio Nobel de Fisiología y Medicina a tres investigadores estadounidenses (Robert F. Furchgott, Ferid Murad y Luis J. Ignarro) por sus descubrimientos acerca de las funciones del óxido nítrico en el cuerpo humano.

Contaminación de monumentos En los monumentos antiguos construidos de mármol y caliza (Acrópolis de Atenas, por ejemplo) se observa un deterioro de las fachadas denominado el «mal de piedra». Está originado por el ácido sulfúrico de la lluvia ácida que reacciona con el carbonato de calcio originando sulfato de calcio, sustancia que el agua de lluvia disuelve y arrastra. CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) ⇒ ⇒ CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)

El óxido nítrico es un gas contaminante en la atmósfera, pero desempeña un papel clave en procesos en nuestro organismo como el intercambio de mensajes entre neuronas, la destrucción de microorganismos y el control de la presión arterial. Actualmente, entre las numerosas aplicaciones que tiene el óxido nítrico está el desarrollo de nuevos medicamentos contra la arterioesclerosis o reducir la elevada presión arterial en niños con alguna enfermedad pulmonar.

Protección de dientes El esmalte dental es un compuesto de características básicas (hidroxiapatito), y es atacado y destruido por los ácidos. En cantidades adecuadas, el elemento flúor protege los dientes de los ácidos formados por las bacterias bucales al descomponer los alimentos, evitando la caries. Este efecto se combate añadiendo flúor al agua corriente o a los dentífricos. Los iones flúor se incorporan al esmalte y forman un compuesto que, al no ser básico, es más resistente a los ácidos.


a) ¿Cómo se forma la lluvia ácida? b) ¿De dónde proceden las sustancias contaminantes que dan lugar a la lluvia ácida? c) ¿Qué medidas se te ocurren para evitar la lluvia ácida? 2 Calcula:

a) La cantidad de carbonato de calcio que reaccionará con 100 g de ácido sulfúrico. b) La cantidad de CO2 que se formará en la reacción anterior. c) La cantidad de sustancia de agua (en moles) que se formará. 3 ¿Qué carga eléctrica tienen los iones de flúor? 4 ¿Por qué se añade una pequeña cantidad de flúor al agua del grifo?

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HISTORIA

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LA ELECTRICIDAD DE LA

CIENCIA

El inventor del teléfono Durante muchísimos años, en todo el mundo se ha considerado a Alexander Graham Bell (1847-1922) como el inventor del teléfono. Pero recientemente se ha demostrado que, antes de la patente de Bell, el italiano afincado en Estados Unidos Antonio Meucci (18081896), ya desarrolló un aparato eléctrico destinado a la conversación hablada; es decir, un teléfono. Meucci no patentó su invento debido, entre otras cosas, a sus carencias económicas y a que no hablaba inglés (se encontraba en Estados Unidos). Sin embargo, demandó a la compañía de Bell, aunque murió antes de que el caso fuera resuelto. Así, se ha considerado a Bell el inventor.

Electricidad en los animales La utilización de los fenómenos eléctricos no es algo exclusivo de las personas (transmisión de impulsos nerviosos, latidos del corazón, etc.). Hay animales que utilizan la electricidad de diversas maneras. • Las rayas, por ejemplo, son capaces de generar corrientes eléctricas que consiguen aturdir e incluso matar a sus víctimas. Algunas especies son capaces de generar un voltaje de más de 200 V. Luego pasan unos días hasta que la raya adquiere de nuevo la capacidad para otra descarga eléctrica intensa. • Los tiburones, por otra parte, disponen de sensores eléctricos que pueden detectar los pulsos eléctricos generados por la actividad muscular de peces que haya a su alrededor. De esta manera pueden cazar incluso en completa oscuridad.

No obstante, en junio de 2002 el Congreso de Estados Unidos aprobó una resolución reconociendo la invención de Meucci.


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• Las luciérnagas generan luz y brillan en la oscuridad. Parece como si llevaran una pequeña linterna en el abdomen. • ¿Cómo lo consiguen? Pues mediante una reacción química en la que intervienen el oxígeno que toman del aire y una sustancia existente en las luciérnagas llamada luciferina. A este fenómeno se le llama bioluminiscencia, y se da también en otros animales (medusas, peces, calamares y otros insectos).

CUESTIONES 1 ¿Para qué utilizan la electricidad las rayas? ¿Y los tiburones? 2 ¿Qué es la bioluminiscencia? ¿Cómo se genera la luz en las luciérnagas? 3 ¿Cuál es la relación que existe entre la electricidad y el cuerpo humano? 4 ¿Cómo crees que controla la luciérnaga la luz emitida? Elige la respuesta correcta:

a) Emitiendo sonidos. b) Saltando. c) Regulando la cantidad de oxígeno que penetra en su sistema respiratorio. d) Apretándose el abdomen, como si fuera un interruptor. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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Notas

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BANCO DE DATOS

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LA CIENCIA, LA MATERIA Y SU MEDIDA Órdenes de magnitud y factores de conversión

Orden de magnitud Al expresar una medida muy pequeña o muy grande, el lenguaje científico utiliza la forma de potencia de diez con un exponente negativo o positivo, es decir, el • • • •

106 = 1 000 000 105 = 100 000 104 = 10 000 103 = 1000

orden de magnitud, para facilitar la estimación, la comparación entre magnitudes semejantes y las operaciones aritméticas. • 10−1 = 0,1 • 10−2 = 0,01 • 10−3 = 0,001

• 102 = 100 • 101 = 10 • 100 = 1

• 10−4 = 0,0001 • 10−5 = 0,000 01 • 10−6 = 0,000 001

Órdenes de magnitudes fundamentales Longitudes (m)

Masas (kg) Unidad de masa atómica

10−27

10−7

Átomo de plutonio

10−25

Diámetro de una célula

10−5

Célula

10−17

Espesor de una hoja

10−4

Virus

10−10

Anchura de una mano

10−1

Grano de café

10−3

Altura de un árbol

10

Luchador de sumo

102

Longitud de un campo de fútbol

102

Automóvil

103

Un kilómetro

103

Masa de toda la humanidad

1011

Radio de la Tierra

107

La Luna

1022

Distancia Tierra-Sol

1011

La Tierra

1024

Distancia a una estrella próxima

1017

El Sol

1030

Dar un electrón una vuelta al núcleo de H

10−15

Factores de conversión

Atravesar la luz una habitación

10−8

Batir las alas un colibrí

10−3

Récord de los 100 m lisos

10

• 1 milla/hora = 0,4470 m/s

Luz del Sol en llegar a la Tierra

103

• 1 km/h = 0,278 m/s

Diámetro del núcleo atómico

10

Espesor de una pompa de jabón

−14

Tiempos (s)

Un mes

10

La vida de una persona

109

Tiempo desde los «dinosaurios»

1015

Edad del Universo

174

6

17

10

• 1 pie = 0,3048 m • 1 milla = 1609 m • 1 año luz = 9,461 ⋅ 1015 m

• 1 litro = 10−3 m3 = 1 dm3 = 1000 cm3 • 1 m3 = 103 litros = 103 dm3 • 1 t = 103 kg = 106 g • 1 A° = 10−10 m • 1 año (no bisiesto) = 3,1536 ⋅ 107 s • 1 u = 1,66 ⋅ 10−27 kg


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MAGNITUDES Y UNIDADES

CONVERSIÓN DE UNIDADES

MUJERES CIENTÍFICAS

http://personal.ideo.es/romeroa/materia

http://eng.sdsu.edu/testcenter/Test/solve/ basics/units/unitdaemon/index.html

http://astr.ua.edu/4000WS/ 4000WS.html

Es un conversor de unidades completísimo. Se selecciona la unidad, se anota el valor y la página muestra el resultado. Está en inglés.

Selección de biografías de mujeres que, a lo largo de la historia, han contribuido al desarrollo de la ciencia. Incluye datos sobre los descubrimientos y fotografías de algunas de ellas. En inglés.

BALANZA Y DENSIDAD

FILOSOFÍA Y MÉTODO CIENTÍFICO

http://sc.ehu.es/sbweb/fisica/ unidades/balanza/balanza.htm

http://dieumsnh.qfb.umich.mx/ MCIENTIFICO/capitulo2.htm

Interesante recurso para calcular la densidad de un material a partir de la masa y el volumen de un trozo de materia compuesto por dicho material. El conjunto de la página correspondería a niveles más elevados, pero el recurso de la medida de la densidad puede aplicarse sin problemas en segundo ciclo de secundaria.

Información detallada sobre el desarrollo del método científico a lo largo de la historia, con abundante información sobre las contribuciones de numerosos científicos y filósofos al avance de la ciencia.

Página de la Consejería de Educación y Ciencia de la Junta de Andalucía en la que se pueden encontrar apuntes, ejercicios y problemas sobre medida de magnitudes, cambio de unidades…

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES http://redquimica.pquim.unam.mx/fqt/cyd/ glinda/Sistema1.htm

Repaso de las definiciones de las unidades del Sistema Internacional, así como una referencia de las unidades del Sistema Internacional correspondientes a distintas magnitudes físicas y químicas.

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Páginas web relacionadas

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LA MATERIA: ESTADOS FÍSICOS Cambios de estado

Sustancias que existen en estado gaseoso a 1 atm y 25 °C Un gas es una sustancia que está en estado gaseoso a temperatura de 25 °C y presión de 1 atmósfera. El vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que Fórmula

es sólida o líquida a temperatura y presión normales; por ello, a 25 °C y 1 atm hablamos de vapor de agua y de gas oxígeno.

Nombre

Fórmula

Nombre

H2

Hidrógeno molecular

HCl

Ácido clorhídrico

N2

Nitrógeno molecular

HBr

Ácido bromhídrico

O2

Oxígeno molecular

HI

Ácido yodhídrico

O3

Ozono

CO

Monóxido de carbono

F2

Flúor molecular

CO2

Dióxido de carbono

Cl2

Cloro molecular

NH3

Amoniaco

He

Helio

NO

Óxido nítrico

Ne

Neón

N2O

Óxido nitroso

Ar

Argón

NO2

Dióxido de nitrógeno

Xe

Xenón

SO2

Dióxido de azufre

Rn

Radón

H2S

Ácido sulfhídrico

HF

Ácido fluorhídrico

HCN*

Cianuro de hidrógeno

* Aunque el punto de ebullición es de 26 °C, puede considerarse como gas en las condiciones atmosféricas ordinarias.

Punto de ebullición del agua y presión En los laboratorios y en la industria se utilizan recipientes en los que se modifica la presión en su interior, desde valores próximos a cero hasta presiones del orden de cien veces la atmosférica, obteniéndose en estas condiciones puntos de ebullición diferentes a los conocidos para una atmósfera.

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P (atm)

P.E. (°C)

80,02

300

10,02

200

1,02

100

0,56

82

0,02

10

0,01

0

Temperaturas y presiones críticas Gas

Temperatura crítica (°C)

Presión crítica (atm)

Helio

−278

2

Nitrógeno

−147

33

Oxígeno

−120

50

31

73

Amoniaco

132

111

Vapor de agua

374

220

Dióxido de carbono

La temperatura crítica es la temperatura límite para licuar un gas. Por encima de ella el gas no se licuará, aunque se aumente la presión. La presión crítica es la presión más elevada a la que un gas permanece en equilibrio con su líquido, a la temperatura crítica.


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LEYES DE LA QUÍMICA

QUÍMICA PRÁCTICA

LA PRESIÓN DE LOS GASES

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ ed99-0280-01/ejem3-parte2.html

http://www.grupocerpa.com/ gcficheros/quimica/Q000Pres.htm

Las leyes fundamentales de la química en la web. Es una referencia muy sencilla. No obstante, puede servir como refuerzo para los alumnos y alumnas con dificultades en el aprendizaje.

Sugerencia de actividades relacionadas con diversos aspectos de la química. Incluye una página dedicada a las leyes de los gases.

http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/ fisica/teoria/A_Franco/estadistica/ gasIdeal/gasIdeal.html

SIMULACIONES

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES

THE KINETIC THEORY

http://www.design-simulation.com/ IP/spanish/simulationlibrary/ kinetictheoryofgas.php

http://ww2.unime.it/weblab/ita/ kineticTheory/kinetictheory_ita.htm

http://comp.uark.edu/~jgeabana/mol_dyn

Es una página sencilla con varias simulaciones basadas en el comportamiento de los gases según la teoría cinética. Es particularmente interesante la que muestra la mezcla entre un gas caliente y uno frío.

Enlace a una interesante página desde donde puede visualizarse un applet que simula la teoría cinética de los gases. En italiano.

Esta página contiene un applet muy interesante que simula la presión ejercida por las partículas de un gas. Se pueden variar la temperatura, el volumen del recipiente o el número de partículas.

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Incluye otro applet interesante que muestra el movimiento de un número variable de partículas en el interior de un recipiente. En inglés.

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LA MATERIA: COMO SE PRESENTA Solubilidad

La importancia de la solubilidad La solubilidad (s) es una propiedad característica de la materia. Se expresa en gramos de soluto disueltos en 100 g de agua, y sirve para la identificación de sustancias puras. La solubilidad de las sustancias varía con la temperatura. Los sólidos y los líquidos, en general, son

más solubles en caliente. En los gases ocurre al contrario: la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Además, en la solubilidad de los gases influye también la presión de estos sobre el líquido: un aumento de presión favorece siempre la solubilidad.

Tabla de solubilidades (g soluto/100 g agua) 0 °C

Sólidos

20 °C

40 °C

60 °C

80 °C

100 °C

Cloruro de sodio

35,7

36,0

36,6

37,3

38,4

39,8

Cloruro de potasio

27,6

34,0

40,0

45,5

51,1

56,7

Nitrato de plata

122

222

376

Nitrato de potasio

13,3

31,6

Nitrato de sodio

73

88

0,185

Hidróxido de calcio

104

0,165

0 °C

Gases (1 atm)

63,9

525

669

952

110,0

169,0

246

124

148

180

0,141

20 °C

0,116

40 °C

0,094

60 °C

0,077

80 °C

Oxígeno

0,007

0,004

0,003

0,002

0,001

Dióxido de carbono

0,33

0,17

0,10

0,06

0,003

Hidrógeno

0,00019

0,00016

0,00014

0,00012

0,00008

Cloro

0,96

0,73

0,46

0,33

0,22

Nitrógeno

0,0029

0,0019

0,0014

0,0010

0,0007

Tabla de solubilidades (20 °C) Los valores de la solubilidad varían mucho de unas sustancias a otras. Las hay prácticamente insolubles en agua (arena, aceite); otras, en cambio, son muy solubles, como el azúcar.

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Sustancia

s (g soluto/ 100 g agua)

Sustancia

s (g soluto/ 100 g agua)

Nitrato de plata

222

Cloruro de bario

35,0013

Nitrato de calcio

126

Cloruro de potasio

34,0013

Hidróxido de sodio

108

Carbonato de sodio

19,0013

Nitrato de sodio

88

Sulfato de calcio

0,2013

Cloruro de calcio

73

Hidróxido de calcio

0,1713

Sal común

36

Carbonato de calcio

0,0013


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CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

http://personal.redestb.es/romeroa/materia/ http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/ Propiedadesmateria.htm 93_iniciacion_interactiva_materia/curso/ materiales/clasif/clasifica1.htm

Repaso de las propiedades generales y características de la materia, con indicaciones sobre la forma de medir, las unidades más habituales, etc. Recopilación sencilla de muchos de los contenidos estudiados a lo largo de la unidad.

Contiene una interactividad sobre cómo se clasifica la materia. Muy interesante y práctica.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA http://www.juntadeandalucia.es/averroes/re cursos_informaticos/concurso2005/06/terc eroESO/presentaciones3/clasificacion.ppt# 256,1,CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Presentación sobre esta Unidad contenida en una página de la Junta de Andalucía. Es interesante y exhaustiva.

WEBQUEST SOBRE LA CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

TÉCNICAS DE LABORATORIO: FILTRACIÓN

DISOLUCIONES

Se trata de una interesante webquest sobre los contenidos de esta unidad, creada por José Jiménez Jiménez, profesor del IES Profesor Juan Bautista, contenida en el servidor de la Junta de Andalucía.

Esta página contiene valiosas animaciones con fotografías de los materiales más comunes usados en el laboratorio de Química, así como de las técnicas más sencillas, entre ellas las de filtración, destilación, decantación, etc.

definiciones, concentración, preparación de disoluciones, variación de la solubilidad con la temperatura, etc.

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LA MATERIA

http://usuarios.lycos.es/ifob http://www.juntadeandalucia.es/averroes/ http://www.santillana.cl/qui1/quimica1u1e Completa página con abundantes centros-tic/41702138/archivos/repositorio/ 1-01filtracion.htm recursos sobre disoluciones: html/47/index.htm

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LA MATERIA: PROPIEDADES ELÉCTRICAS Y EL ÁTOMO Isótopos

(Del griego «isos», igual, y «topos», lugar, ya que ocupan el mismo número de orden en la tabla del sistema periódico.) Son átomos de un mismo elemento con diferente número másico, pero las propiedades químicas son las mismas esencialmente, al venir determi-

nadas por el número atómico. Todos los elementos conocidos tienen dos o más isótopos. Algunos, como el aluminio, tienen un solo isótopo natural; los otros son inestables. El estaño presenta, con diez, el mayor número de isótopos estables.

Abundancia relativa de los isótopos naturales de algunos elementos Elemento

Isótopo

Masa (u)

1

1,007825

2

2,0140

H

Abundancia (%)

Masa atómica (u)

99,985

Hidrógeno H

10

10,0129

19,78

11

11,00931

80,22 98,89

B

Boro B

12

C

12,0000

13

C

13,00335

1,11

N

14,00307

99,63

16

15,99491

99,759

17

16,99884

0,037

18

0,204

Carbono Nitrógeno

14

O

Oxígeno

Neón

O O

17,9972

20

Ne

19,99244

89,97

21

20,99385

0,30

22

21,99138

9,73

Ne Ne

35

Cl

34,96885

75,53

37

Cl

36,96600

24,47

Cloro

112

111,904826

0,97

114

113,902784

0,66

115

114,903348

0,34

116

115,901747

14,54

117

116,902956

7,68

118

117,901609

24,22

119

118,903311

8,59

120

119,902199

32,58

122

121,903440

4,63

124

123,905274

5,79

Sn Sn Sn Sn

Estaño

Sn Sn Sn Sn Sn Sn

180

1,00798

0,015


10,812

12,01114 14,0067

15,9994

20,190

35,457

118,710

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HISTORIA DE LOS MODELOS ATÓMICOS http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/ 93_iniciacion_interactiva_materia/curso/ materiales/atomo/modelos.htm

ISÓTOPOS USADOS EN MEDICINA

EL GRAN ESCÁNDALO DEL RADIO

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ ed99-0504-01/isotopos.html

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ ed99-0504-01/radio.html

Se trata de una breve descripción de para qué se usa en medicina cada En esta página podemos revisar cómo uno de los isótopos que se exponen fueron apareciendo los diferentes en una tabla. modelos atómicos a lo largo de la historia, quiénes fueron los científicos que los plantearon y una descripción de cada uno ellos.

Curiosa historia sobre un medicamento, supuestamente milagroso, que lo curaba todo, hasta la impotencia masculina, y que resultó ser letal para la persona que lo inventó y a la vez experimentó.

RESIDUOS RADIACTIVOS Y TRANSPORTE

EL NÚCLEO ATÓMICO

ECOLOGISTAS EN ACCIÓN

BANCO DE DATOS


http://www.ecologistasenaccion.org/article. http://w3.cnice.mec.es/recursos/bachillerat http://www.csn.es/plantillas/frame_nivelult.js php3?id_article=5609 o/fisica/nucleo1.htm p?id_nodo=1642&&&keyword=&auditoria=F

En esta página del Consejo de Seguridad Nacional se describe el origen de los residuos radiactivos, cómo se clasifican en residuos de baja, media y alta actividad, y cómo se gestionan, desde que se generan hasta que se almacenan de forma definitiva.

En esta página perteneciente a la asociación Ecologistas en acción de Extremadura se cuenta las acciones emprendidas contra la prevista instalación de un almacén de residuos de baja actividad en la central nuclear de Almaraz, ubicada en la provincia de Cáceres.

Dentro del servidor del CNICE (Centro Nacional de Información y Comunicación Educativa) dependiente del Ministerio de Educación y Ciencia, encontramos desarrollada esta unidad didáctica.

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ELEMENTOS Y COMPUESTOS QUÍMICOS Clasificación de los elementos químicos

A principios del siglo XIX, a medida que se descubrían nuevos elementos, los investigadores fueron disponiendo de abundantes datos, observando que las propiedades de algunos (metales) eran muy semejantes. Esto dio lugar a la primitiva clasificación de los elemenInvestigador, fecha

182

tos en metales y no metales. A lo largo de la historia se han sucedido diferentes intentos hasta llegar al sistema periódico actual. Los más interesantes se recogen en la siguiente tabla:

Avance

1789, Antoine Laurent Lavoisier (francés)

Agrupación de 33 elementos según sus propiedades químicas.

1829, Johann Dobëreiner (alemán)

Grupos de 3 elementos (tríadas).

1830-1860, Jean Baptiste Dumas (francés)

Clasificación de los elementos en metales y metaloides (5 familias: H, F, O, N y C).

1862, Alexander B. De Chancourtois (francés)

«Anillo telúrico»: ordenación en forma de hélice en orden creciente de masas atómicas.

1865, John Newlands (británico)

Grupos de 8 elementos (octavas).

1869, Lothar Meyer (alemán) y Dimitri I. Mendeleiev (ruso)

Períodos largos (63 elementos ordenados por su masa atómica).

1888, William Crookes (británico)

Modelo de agrupación de los elementos en espiral tridimensional.

1900

Se incorporan los gases nobles.

1915, Henry G. Moseley (británico)

Ordenación de los elementos químicos por el número atómico.

1939

El sistema periódico termina en el elemento uranio.

1940

Se van incorporando a la tabla los elementos transuránidos.

2006

Se conocen 114 elementos. 90 aparecen en la naturaleza y el resto se han creado artificialmente en el laboratorio. Sin embargo, los átomos de estos elementos creados artificialmente se desintegran en un tiempo muy pequeño.


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WEBELEMENTS

LA TABLA

PERIODIC TABLES

http://www.webelements.com/index.html

http://personal1.iddeo.es/romeroa/latabla/ index.htm

http://www.chemistrycoach.com/ periodic_tables.htm

Un excelente recurso en español con referencias a la historia del átomo, una tabla periódica, las propiedades periódicas de los elementos…

Una página con enlaces a diferentes tablas periódicas disponibles en Internet. Dispone de enlaces a tablas en distintos idiomas. Es una excelente referencia. En inglés.

TABLA DE LOS ISÓTOPOS

TABLA PERIÓDICA

LA AVENTURA DE LAS PARTÍCULAS

http://es.wikipedia.org/wiki/ Tabla_de_los_isótopos_(completa)

http://fresno.cnice.mecd.es/2fqutie6/ quimica2/ArchivosHTML/Teo_7.htm

http://particleadventure.org/ spanish/index.html

Una web esencial para consultar datos sobre cualquier isótopo: abundancia, método de desintegración, etc. El nivel es algo elevado para secundaria, pero puede servir como herramienta de consulta.

Una buena referencia para conocer la historia de la tabla y distintas propiedades periódicas.

La web original está en inglés, pero existe también una versión traducida al español. Información sobre los distintos modelos atómicos, experiencias, el modelo estándar actual, etc.

Una estupenda tabla periódica on-line. Con abundantes datos sobre cada elemento. En inglés.

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CAMBIOS QUÍMICOS Masas molares de algunos elementos y compuestos químicos

Elemento Hidrógeno (H2) Oxígeno (O2) Nitrógeno (N2) Cloro (Cl2) Carbono (C) Azufre (S) Hierro (Fe) Plata (Ag) Magnesio (Mg) Calcio (Ca) Cobre (Cu) Cinc (Zn) Sodio (Na) Potasio (K)

Masa molar (en gramos) 2⋅1=2g 2 ⋅ 16 = 32 g 2 ⋅ 14 = 28 g 2 ⋅ 35,5 = 71 g 12 g 32 g 55,8 g 107,9 g 24,3 g 40,1 g 63,5 g 65,4 g 22,9 g 39,1 g

Compuesto CO2 H2O CaCl2 SO2 SO3 MgO NH3 Ca(OH)2 AlCl3 CCl4 H2SO4 H2S H2CO3 PH3 NaOH HNO3 CuO HCl ZnCl2 NaCl Na2SO4 CaO CH4 KClO3 KCl MgCl2

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Elemento Flúor (F2) Yodo (I2) Helio (He) Kriptón (Kr) Radio (Ra) Cromo (Cr) Titanio (Ti) Cobalto (Co) Níquel (Ni) Oro (Au) Cadmio (Cd) Estaño (Sn) Bario (Ba) Manganeso (Mn)

Masa molar (en gramos) 2 ⋅ 19 = 38 2 ⋅ 126,9 = 253,8 4 83,8 226 52 47,9 58,9 58,7 197 112,4 118,7 137,3 54,9

Masa molar (en gramos) 12 + 2 ⋅ 16 = 12 + 32 = 44 g 2 ⋅ 1 + 16 = 18 g 40,1 + 2 ⋅ 35,5 = 40 + 71 = 111,1 g 32 + 2 ⋅ 16 = 32 + 32 = 64 g 32 + 3 ⋅ 16 = 32 + 48 = 80 g 24,3 + 16 = 40,3 g 14 + 3 ⋅ 1 = 14 + 3 = 17 g 40,1 + 2 ⋅ (16 + 1) = 74,1 g 27 + 3 ⋅ 35,5 = 133,5 g 12 + 4 ⋅ 35,5 = 154 g 2 ⋅ 1 + 32 + 4 ⋅ 16 = 98 g 2 ⋅ 1 + 32 = 34 g 2 ⋅ 1 + 12 + 3 ⋅ 16 = 62 g 31 + 3 ⋅ 1 = 34 g 23 + 16 +1 = 40 g 1 + 14 + 3 ⋅ 16 = 63 g 63,5 + 16 = 79,5 g 1 + 35,5 = 36,5 g 65,4 + 2 ⋅ 35,5 = 136,4 g 22,9 + 35,5 = 58,4 g 2 ⋅ 22,9 + 32 + 4 ⋅ 16 = 141,8 g 40,1 + 16 = 56,1 g 12 + 4 ⋅ 1 = 16 g 39,1 + 35,5 + 3 ⋅ 16 = 122,6 g 39,1 + 35,5 = 74,6 g 24,3 + 2 ⋅ 35,5 = 95,3 g


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CAMBIOS QUÍMICOS


EXPERIENCIAS

http://www.edu.aytolacoruna.es/EQUIMICA/ http://mitareanet.com/quimica1.htm document/calcmol/calcmolares.htm

CHEMLAB http://modelscience.com/products_sp.html

La web completa es un curso de química.

Un laboratorio en el ordenador. Las posibilidades son enormes, pero no resulta demasiado sencillo de manejar. Es un recurso innovador, al menos.

ESTEQUIOMETRÍA

SOFTWARE DE QUÍMICA

CLASSIFIYING REACTIONS

http://personal5.iddeo.es/pefeco/ calcons.html

http://www.uned.es/pfp_internet_quimica/ portal/contenido/software/quimica.htm

http://www.chemmybear.com/ preactions.html

Una referencia a varios programas que facilitan los cálculos estequiométricos en las reacciones químicas. Existen algunos enlaces a programas gratuitos.

Software para realizar diversas tareas de química.

Clasificación de reacciones químicas en los grupos típicos: ácido-base, doble desplazamiento, redox… En inglés.

Diferentes cálculos interactivos relacionados con el concepto de mol: número de partículas, concentración molar de una disolución, etc.

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CÁLCULOS MOLARES

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QUÍMICA EN ACCIÓN Los principios activos de los medicamentos

Existen miles de medicamentos en el mercado. Muchos de ellos, sin embargo, tienen una composición similar; es decir, utilizan el mismo principio activo para combatir la enfermedad del paciente. Medicamento (principio activo)

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¿Para qué se utiliza?

Uno de los principios activos más empleados es el paracetamol, que tiene efectos analgésicos (combate el dolor). A continuación te presentamos algunos de los principios activos más utilizados.

Precauciones

Posibles efectos adversos

¿Es necesaria receta?

Aclara las secrecciones mucosas. Tomar mucha agua durante el tra- Náuseas, dolor abdominal, vómitos, tamiento. somnolencia, urticaria y dolor de cabeza.

Sí

Acecilcisteína

Ácido sacetilsalicídico

Dolor leve o moderado, fiebre e Respetar los horarios a la hora de Indigestión. Altera los resultados de inflamación no reumática. tomar la medicación. análisis de sangre y de orina.

No

Neutraliza el ácido del estómago. Separar las tomas 2 horas de otros Estreñimiento, diarrea. Alteración de medicamentos. los resultdos de análisis de sangre y de orina.

No

Almagato

Es un antibiótico que combate in- Respetar el horario indicado. No Dolor de cabeza, náuseas, dolor de fecciones de garganta, nariz, oí- abandonar el tratamiento aunque estómago, diarrea. dos, bronquios y otras. haya mejoría.

Sí

Amoxicilina

Bromazepam

Combate la ansiedad, la angustia. Puede crear dependencia. Abando- Somnolencia, confusión, mareos, senar el tratamiento gradualmente. quedad de boca, dolor de cabeza.

Sí

Reduce la inflamación y el dolor. En tratamientos prolongados, visi- Náuseas, vómitos, indigestión, acitar al médico para comprobar la dez, dolor abdominal, dolor de cabeeficacia. za, mareos.

Sí

Diclofenaco

Es un antibiótico que combate in- Extender el tratamiento al menos Dolor abdominal, náuseas, vómitos, fecciones en las vías respiratorias, 10 días, aunque el paciente note diarrea, hepatitis, ictericia, erupcioen la piel y en tejidos blandos. mejoría. nes cutáneas.

Sí

Eritromicina

Combate la depresión y la ansie- No combinar con alcohol. No con- Dolor de cabeza, náuseas, pérdida dad. ducir ni manejar máquinas peli- de apetito, insomnio, pérdida de pegrosas. so, debilidad muscular, diarrea.

Sí

Fluoxetina

Combate el dolor leve o modera- Procurar no olvidar tomar una do- Náuseas, dolor abdominal, mareos, do, el dolor menstrual y la fiebre. sis. No duplicar dosis en caso de acidez de estómago y dolor de cabeolvido. za. Altera resultados de análisis.

No

Ibuprofeno

Tratamiento de ansiedad, insom- No conducir ni manejar máquinas Somnolencia, confusión, mareos, senio, alcoholemia o las náuseas peligrosas. Abandonar el trata- quedad de boca, diarrea, estreñiprovocadas por la quimioterapia. miento gradualmente. miento, temblor, desorientación.

Sí

Lorazepam

Tratamiento de úlceras de estó- Respetar el horario sin duplicar do- Dolor abdominal, vértigos, náuseas, mago y duodeno, reflujo gastro- sis. diarrea, estreñimiento, mareos, doesofágico. lor muscular, erupciones en la piel.

Sí

Omeprazol

Paracetamol

Combate el dolor leve o modera- No beber alcohol. Dosis elevadas Malestar, hipotensión, alteraciones do y la fiebre. pueden dañar el hígado o el riñón. sanguíneas.

No

Paroxetina

Combate la depresión, las crisis Respetar el horario sin duplicar do- Náuseas, sequedad de boca, estrede angustia y la ansiedad. sis. No usar en niños. ñimiento, mareos, dolor de cabeza.

Sí

Ranitidina

Úlceras de estómago y duodeno, No fumar ni beber alcohol. Respe- Alteración del ritmo intestinal, mareflujo gastroesofágico, acidez. tar el horario sin duplicar dosis. reos, cansancio, dolor de cabeza.

Sí

Combate el asma bronquial y la Respetar el horario sin duplicar do- Palpitaciones, taquicardia, hipotenbronquitis. sis. Puede dar positivo en control sión, nerviosismo, debilidad, dolor antidopaje de cabeza.

Sí

Salbutamol


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QUÍMICA EN ACCIÓN


POLÍMEROS

LA CIENCIA EN LA COCINA

http://pslc.ws/spanish/sports.htm

http://w3.cnice.mec.es/eos/MaterialesEduc http://www.puc.cl/sw_educ/contam ativos/mem2001/ciencia/enlacocina.html

La Ciencia es divertida es un lugar en el que podrás sorprenderte, divertirte, y encontrar información sobre aspectos curiosos y extraños de la ciencia. Entre sus diferentes apartados, hay uno titulado «En la cocina» con experiencias cotidianas y curiosas.

Información sobre los problemas de contaminación que sufre nuestro planeta. BANCO DE DATOS

Fuente de referencia para obtener información sobre los plásticos: composición, clasificación, aplicaciones…

CONTAMINACIÓN ATMOSFÉRICA

VADEMECUM

CAMBIO CLIMÁTICO

PETRÓLEO: ORO NEGRO

http://vademecum.medicom.es

http://www.cambioclimaticoglobal.com

Excelente base de datos de medicamentos con información sobre composición, posología, interacción en alérgicos, mujeres embarazadas… Para llevar a cabo las consultas es necesario registrarse primero (gratuitamente).

Información sobre la alteración medioambiental a escala global, con gráficas y dibujos que ayudarán a comprender los procesos involucrados.

http://www.coiim.es/enla/ Historia%20Industria_CD%20Original/ petroleo_oro_negro.htm

Recursos variados sobre el petróleo: composición, obtención, transporte, destilación, aplicaciones…

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LA ELECTRICIDAD La electricidad y el cuerpo humano

Los daños causados por una descarga eléctrica dependen de la intensidad de corriente que circula por el cuerpo. Según la ley de Ohm (I = (VA – VB)/R), para una diferencia de potencial fija, la intensidad que circula es inversamente proporcional a la resistencia del camino. Se suele tomar la cantidad de 50 voltios como máxima tensión permisible de contacto, y

es la diferencia de potencial que puede soportar el ser humano sin sufrir lesiones. Como la instalación de nuestras casas tiene una tensión de 230 V, habrá que tomar precauciones y no tocar los aparatos conectados a la red (secadores, televisor, neveras, lámparas, etc.) con las manos húmedas, lo que facilitaría el paso de la corriente.

Intensidades de corriente y sus efectos Rango

Intensidad

2 Primero

Efectos

de corriente (mA)

10 Hasta 25

Segundo

25 hasta 80

Tercero

80 hasta 5000

Cuarto

Más de 5000

Consecuencias

Ligero cosquilleo.

Susto con movimientos incontrolados.

Entumecimiento.

Paralización de la respiración.

Aumento de la presión sanguínea.

Pérdida del conocimiento.

Fuertes calambres musculares, convulsiones.

Náuseas, rotura de huesos, falta de oxígeno.

Fibrilación ventricular.

Paro cardiaco y muerte.

Quemaduras graves, paro cardiaco.

Muerte por quemaduras.

La electricidad en la naturaleza

Aplicación

Existen varias clases de peces que pueden producir descargas eléctricas, como la anguila. Estas descargas les sirven de protección y para conseguir alimento.

Relámpago Transporte de corriente

300 000 V

Los órganos eléctricos están situados en el caso de la anguila en la cola, compuesta de más de mil placas dispuestas en forma de columna, que originan una serie de descargas eléctricas controladas por el sistema nervioso central. El origen de esta energía eléctrica está en unas reacciones químicas que se producen en los tejidos.

Radiografías

100 000 V

En la tabla de la derecha aparecen voltajes típicos.

Bujías de automóvil

15 000 000 V

15 000 V

Tubos de neón

5000 V

Tren eléctrico

3000 V

Usos domésticos Batería de automóvil Radiotransistor Linterna Corriente muscular

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Voltaje (V)


230 V 12 V 6V 4,5 V 0,05 V

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LA ELECTRICIDAD


A. MEUCCI

http://www.ree.es

http://www.garibaldimeuccimuseum.org/ antoniomeucci.html

Página de Red Eléctrica de España. Información completa sobre el suministro y el consumo energético en nuestro país. Información actualizada.

CONCEPTOS BÁSICOS SOBRE CIRCUITOS ELÉCTRICOS http://roble.pntic.mec.es/csoto/circuito.htm

En esta página se encuentran datos relevantes sobre la contribución de A. Meucci a la invención del teléfono.

Contiene las definiciones de los conceptos básicos de electricidad, como intensidad de corriente, resistencia eléctrica, etc., así como de los dos aparatos de medida básicos: amperímetro y voltímetro.

DESCUBRIMIENTOS

CARGAS ELÉCTRICAS

ELECTRICIDAD

http://www.mupe.org/elect/histo.html

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/ elecmagnet/campo_electrico/fuerza/

http://www.irabia.org/web/ciencias/ electricidad/electricidad/

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REE

Página en la que aparece una revisión fuerza.htm indexelectricidad.htm histórica de los descubrimientos sobre electricidad. Información con un nivel más elevado Página del colegio Irabia. Con un nivel sobre electromagnetismo. adecuado a los conocimientos Animaciones interesantes. de los alumnos de secundaria.

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DESTREZAS MATEMÁTICAS

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Unidades. Cambios de unidades . . . . . . . . . . . . . . . . . 192 Ecuaciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 194 Representaciones gráficas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 196 Proporcionalidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 198

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UNIDADES. CAMBIOS DE UNIDADES

Ordena de mayor a menor las siguientes longitudes:

8

Calcula el volumen de un cubo de 0,5 cm de arista y expresa el resultado en el SI.

9

Las dimensiones de un terreno son: 5,4 km de largo y 2,3 km de ancho. Calcula la superficie del terreno y exprésala en m2, en cm2 y en ha.

1,2 ⋅ 105 mm; 0,25 km; 3 hm, 3 ⋅ 10−3 m 2

Determina el número de segundos que tiene: a) Un día. b) Un mes.

10 Sabiendo que la masa de un protón es

1,6 ⋅ 10−23 kg, calcula la masa de un millón de protones y exprésala en unidades del SI.

c) Un año. 3

Expresa en el Sistema Internacional las siguientes longitudes: a) 39 mm

11 Sabiendo que un pie equivale a 0,3048 m,

determina, en pies, la distancia desde el Sol a la Tierra que es de 1,5 ⋅ 1011 m.

b) 12 nm 12 La densidad del hielo es de 0,92 kg/L. Expresa

c) 120 cm

dicho valor en kg/m3 y en g/cm3 y calcula la masa de 20 cm3 de hielo.

d) 890 km 4

Realiza las siguientes conversiones de unidades: a) 350 g a kg

13 Realiza los siguientes cambios de unidades

y expresa el resultado en notación científica: a) 7 m/s a km/h

b) 540 kg a mg c) 3,1 ⋅ 103 dm a km

b) 0,03 km/min a cm/s c) 120 km/h a m/s

d) 125 cL a L 14 Si la capacidad total de un embalse es 5

Realiza las siguientes operaciones expresando el resultado en el SI: a) 2 km + 30 dm + 42 cm + 7 mm = b) 3 h +25 min + 30 s = c) 150 dL + 38 mL = d) 0,1 kg + 20 g + 49 mg =

de 8000 hm3. ¿Qué cantidad de agua contiene cuando está al 45 % de su capacidad? Expresa el resultado en m3 y en cm3 utilizando la notación científica. 15 Ordena de mayor a menor las siguientes

velocidades: 60 km/h ; 20 m/s; 1400 cm/min

6

Expresa las siguientes medidas en la unidad que corresponda en el Sistema Internacional:

16 Expresa en días la edad de un bebé

de 18 meses y la de su padre de 38 años.

a) −20 °C b) 2,1 ⋅ 10 µm 6

c) 320 t

de la Tierra. Sabiendo que la luz se propaga a una velocidad de 3 ⋅ 108 m/s, expresa dicha distancia en km y en cm.

d) 230 ms 7

Expresa en el Sistema Internacional las siguientes medidas: 2

a) 32,4 cm b) 1,2 cm3

c) 1,5 g/cm3 d) 439,7 cm2

192

17 La estrella polar está situada a 40 años luz

18 En un recipiente cúbico de 0,5 m de arista

colocamos bolitas de 2 mm de diámetro. a) ¿Cuantas bolitas podemos introducir como máximo? b) ¿Cuál es la capacidad del recipiente medida en litros? 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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sustancias deduce, ¿cuál de ellas flotará en agua? ¿Por qué?

24 Calcula el número de núcleos atómicos

que deberíamos de colocar en fila para ocupar un centímetro de longitud.

Sustancia

Densidad

Agua

1 g/cm3

A

960 kg/m3

a) mC.

B

13 dg/mL

b) µC.

C

2,0 kg/dm3

c) nC.

20 Un gas ocupa un volumen de 1,5 L a 1,2 atm

de presión y 20 °C de temperatura. Expresa el estado del gas midiendo: a) El volumen en cm3. b) La presión en mm de Hg. c) La temperatura en K. 21 Al medir la presión atmosférica

en un determinado lugar obtenemos un valor de 700 mm de Hg. Expresa este valor en: a) Atmósfera.

25 La carga de un protón es de +1,6 ⋅ 10−19 C,

exprésala en:

26 Expresa en kW la potencia de una máquina

que consume 6000 J en 1 min. 27 El consumo que aparece en la última factura

de la luz es de 225 kWh: a) ¿A cuántos julios equivale? 28 Convierte al Sistema Internacional todas

las medidas que aparecen en la tabla: Medida 200 mV 0,1 µA

b) Pascales.

3 ⋅ 105 g

22 La solubilidad del cloruro de sodio en agua

17,3 cm2

a 20 °C es de 36 g/L. Expresa este valor en:

13,6 g/mm3

a) kg/L

5 ⋅ 1010 nm

b) g/cm3

3,6 ⋅ 108 µC

c) mg/mL

125 g

d) kg/m

SI

DESTREZAS

19 A partir de los datos de densidad de tres

3

3 atm

e) g/mL

12,5 Ω ⋅ cm

f) mg/L

1,2 g/cm2 3,8 cm/s

23 El radio de un núcleo atómico es del orden

de 1014 m. Exprésalo en las siguientes unidades:

0,87 t

29 Expresa en el Sistema Internacional Angström (Å)

las siguientes medidas:

Nanómetros (nm)

a) 74,7 cm2

Micrómetros (µm)

b) 5102,9 mm2

Milímetros (mm)

c) 62,3 dm2

Decímetros (dm) Centímetros (cm) Metros (m)

30 El volumen de una piscina es 300 m3.

Expresa este valor en: a) hm3

Kilómetros (km)

b) L


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ECUACIONES

Resuelve las siguientes ecuaciones:

5

a) 2 − 4x = 14 b) 2t − 10 + 3t = 4 + 3t − 6

Observa la expresión matemática para la ecuación general de los gases, en la que aparece una relación entre P, V y T: P1 ⋅ V1 P ⋅V = 2 2 T1 T2

c) 5 ⋅ (2v − 2) − 3v = 14v − 3 ⋅ (4v + 6) d) 1 + m −

1 = 3m 2

1 e) r – r − =6 2 F 1 f) F − 1 – =F− 6 4 g) 3 ⋅ (4a − 2) −2 ⋅ (5a − 1) = 2 ⋅ (6 − a)

Despeja en esta ecuación: a) P1 b) V2 c) T2 6

V = 10 ⋅ (1 + 5t )

10 2 h) − =1 x x

donde: • V representa el volumen que ocupa un gas.

i)

8 2 1 + = +3 t t 3

• t representa la temperatura a la que se encuentra.

j)

3 −k=4 1

Despeja la incógnita t. 7

2

En la ecuación:

Despeja la incógnita en las siguientes ecuaciones:

Un gas experimenta un trasformación a presión constante según la ley de Gay-Lussac, cuya ecuación matemática es:

a) 30 = 10 + 5a

V1 V = 2 T1 T2

b) 100 = 20 + 5t c) 100 = 40 + 2V0

Inicialmente, el gas ocupa un volumen de 5 L a 20 °C. Si aumentamos la temperatura hasta 30 °C:

d) 625 = V – 225 2 0

e) 100 =

1 a · 400 2

a) Identifica la incógnita. b) Despéjala.

3

Observa la ecuación:

c) Sustituye los datos y calcula su valor.

m=d⋅V Despeja el volumen (V) y sustituye los datos para calcular el volumen que ocupan 100 g de hielo de densidad 0,92 g/cm3. 4

La ley de Boyle-Mariotte determina las trasformaciones que experimenta un gas a temperatura constante. Su ecuación matemática es:

P1 ⋅ V1= P2 ⋅ V2 Una determinada masa de gas, que se encuentra a una presión de 2 atm, se comprime hasta una presión de 2,5 atm y disminuye su volumen hasta 10 L.

194

8

La ley general de los gases se puede expresar mediante la ecuación:

P ⋅ V = nRT Donde: • P: presión del gas. • V: volumen que ocupa el gas. • n: cantidad de sustancia del gas (número de moles). • R: constante de los gases. • T: temperatura del gas.

a) Identifica la incógnita en la ecuación.

a) ¿Cuál de los términos de esta ecuación no puede ser una incógnita?

b) Despéjala.

b) Despeja de la ecuación la incógnita P.

c) Sustituye los datos y calcula su valor.

c) Despeja de la ecuación la incógnita T.


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En la ecuación del ejercicio 7, despeja la incógnita T2 y calcula su valor para las siguientes condiciones: • V1 = 5 L

a) Compara esta ecuación con la siguiente: 107,8 = 107 ⋅

x 100 − x + 109 ⋅ 100 100

e identifica cada uno de los datos.

• T1 = 20 °C

b) Despeja el valor de la incógnita x.

• V2 = 20 L 14 En la ecuación:

R=ρ ⋅

10 En la ecuación:

sabiendo que: n=

m M

• R: resistencia de un conductor. • ρ: resistividad. • L: longitud del conductor.

• m: masa del gas.

• S: sección del conductor.

• M: masa molecular del gas.

a) Despeja la incógnita ρ.

• Sustituye el valor de n y despeja la incógnita m (masa del gas).

b) Deduce las unidades en que se mide esta magnitud en el SI.

11 La densidad de un gas a una determinada

temperatura viene dada por la ecuación m d= V Escribe a continuación la ecuación general de los gases:

pV = nRT en función de la densidad. 12 La fuerza de repulsión «F» entre dos cargas

iguales «q» que se encuentran separadas por una distancia «d» viene dada por la siguiente ecuación matemática: q2 F=k ⋅ 2 d Siendo k una constante. a) Despeja la incógnita q (la carga eléctrica) en la ecuación anterior. b) Despeja la incógnita d.

15 La resistencia equivalente de dos resistencias

montadas en serie viene dada por la expresión:

R = R1 + R2 y, en paralelo por la ecuación: 1 1 1 = + R R1 R2

DESTREZAS

P ⋅ V = nRT,

L S

Despeja en ambos casos la incógnita R1. 16 Observa la siguiente ecuación:

E = q ⋅ ∆V Sabiendo que: • q=I⋅t • ∆V = I ⋅ R a) Escribe la ecuación de la energía eléctrica expresada en función de la intensidad y de la resistencia. b) Despeja la incógnita R en la ecuación que obtienes. c) Despeja la incógnita I en la misma ecuación.

13 La masa de un determinado elemento,

que aparece en forma de dos isótopos, viene dada por la siguiente ecuación matemática: m = m1 ⋅

x 100 − x + m2 ⋅ 100 100

Dónde m1 y m2 son las masas de cada uno de los isótopos y x representa el porcentaje del isótopo 1.

17 La potencia eléctrica viene determinada

por la ecuación: P=

E t

a) Escribe la ecuación en función de las variables I y R. b) Despeja el valor de I. c) Despeja el valor de R.


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REPRESENTACIONES GRÁFICAS

Representa gráficamente la función:

3

Representa gráficamente la función:

y = 0,25 x

2 x

y=

a) Despeja la variable y.

a) ¿Es una función lineal?

b) ¿Qué tipo de función es?

b) Completa la tabla de valores.

c) Completa la tabla de valores. x

0

1

2

x 3

0

1

2

4

8

y

4

y

c) ¿Qué nombre recibe la gráfica que has obtenido?

d) Realiza la representación gráfica de los datos obtenidos.

d) ¿Qué relación existe entre las dos variables que comparas?

e) ¿Cómo es la gráfica que aparece? f) ¿Cuál es el valor de la pendiente? 4 2

A presión constante, el volumen que ocupa un gas viene dado por la ecuación:

V = 0,02 T

A temperatura constante, el volumen que ocupa un gas depende de la presión según la ecuación:

P ⋅ V = 20 a) Despeja la variable V.

a) Despeja la variable V.

b) ¿Qué tipo de gráfica vas a obtener?

b) ¿Qué tipo de función es?

c) Completa la tabla de valores.

c) Completa la tabla de valores. T (K)

V (L)

P (atm)

V (L)

0,25

300

0,50

325

1,00

360

1,25

400

2,00

410

d) Coloca las variables V y T en los ejes correspondientes y realiza la representación gráfica.

e) ¿El volumen y la temperatura de un gas son magnitudes directamente proporcionales? f) ¿Cuál es la constante de proporcionalidad? ¿Qué representa en la gráfica?

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d) Coloca las dos variables en los ejes correspondientes y realiza la representación gráfica.

e) ¿Qué relación matemática existe entre la presión y el volumen que ocupa un gas a temperatura constante?


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5

En el ejercicio anterior representa gráficamente V frente a 1/P.

8

a) Completa la tabla de valores. 1/P (1/atm)

Hemos realizado varias medidas de la resistencia de un conductor en función de su longitud y hemos obtenido los resultados que aparecen en la tabla:

4

V (L)

b) Dibuja la gráfica. V (L)

L (m)

R (Ω)

0,25

7,6

0,30

9,2

0,40

12,2

0,50

15,2

0,65

19,8

a) Representa gráficamente los datos de la tabla. b) ¿Qué relación encuentras entre la resistencia y la longitud del conductor? c) ¿Qué ecuación matemática siguen los datos de la tabla? c) ¿Qué tipo de gráfica obtienes? 6

Calentamos un gas en un recipiente cerrado, de manera que no se modifique su volumen, medimos la presión y obtenemos los siguientes datos. T (K)

P (atm)

280

1,4

320

1,6

340

1,7

380

1,9

400

2,0

9

Asocia cada gráfica a la opción correspondiente. I

II

III

IV

DESTREZAS

d) Determina la resistencia que tendría 1 m de dicho conductor.

1/P (1/atm)

a) ¿Cuál es la variable independiente y cuál la función? b) Representa gráficamente los datos obtenidos. c) Escribe la ecuación correspondiente a este proceso. 7

La diferencia de potencial y la intensidad que circulan por una resistencia están relacionadas mediante la ecuación: ∆V = 40I (donde ∆V está medido en Voltios e I está medido en Amperios).

a) La variación de la solubilidad de un sólido con la temperatura. b) La variación del volumen de un gas cuando disminuye la presión a temperatura ambiente.

a) ¿Cuál es el valor de la resistencia?

c) El enfriamiento de un vaso de agua que se saca de la nevera.

b) Representa gráficamente la diferencia de potencial frente a la intensidad.

c) La variación del volumen de un gas cuando aumenta la temperatura a presión constante.


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PROPORCIONALIDAD

Observa los datos que aparecen en la tabla correspondientes a diferentes cantidades de oxígeno (O2) medidas utilizando las magnitudes masa (en g) y cantidad de sustancia (en mol):

4

Calcula. a) 35 % de 220. b) 5 % de 460. c) 20 % de 1500.

m (g)

n (mol)

4

0,125

8

0,250

e) 10 % de 7500.

0,300

f) 25 % de 10 000.

0,375

g) 1 % de 100.

12

d) 75 % de 5000.

0,500 20

0,625

5

0,750

a) ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en la bombona?

a) ¿Son magnitudes directamente proporcionales? ¿Por qué?

b) ¿Cuántas moléculas quedarían si eliminamos las tres cuartas partes?

b) ¿Cuál es la razón de proporcionalidad? ¿En qué unidades está expresada? c) Utiliza la razón de proporcionalidad y calcula los datos que faltan para completar la tabla.

En un interior de una bombona a presión hay 3,4 ⋅ 1024 moléculas de nitrógeno.

c) ¿Cuántos moles quedarán? 6

d) ¿Qué propiedad del oxígeno es la razón de proporcionalidad que has calculado?

En un recipiente hay mezclados tres gases: 1/8 es oxígeno. • El 25 % es nitrógeno • El otro gas es helio.

2

Observa los datos que aparecen en la tabla correspondiente a la solubilidad del dióxido de carbono en agua. s (mg/L)

t (°C)

11

10

9,5

20

8

30

7,5

40

a) ¿En qué porcentaje se encuentra este último? b) ¿Cuántos litros de helio hay si partimos de un recipiente con 100 L de capacidad. c) ¿Cuántos litros de nitrógeno hay? d) ¿Y de oxígeno? 7

a) ¿Qué porcentaje del total de nitrógeno gaseoso ha salido?

a) ¿Son magnitudes proporcionales? b) ¿Existe una razón de proporcionalidad entre ellas? c) ¿Qué método podrías utilizar para determinar el valor de la solubilidad a 25 °C? 3

198

En un recipiente a presión hay 2500 L de nitrógeno gaseoso, dejamos salir 200 L.

b) ¿Qué porcentaje del total de nitrógeno gaseoso queda en el interior?

Sabiendo que 0,2 mol de agua tienen una masa de 3,6 g.

El aire es una mezcla de gases con la siguiente composición: 78 % de nitrógeno; 21 % de oxígeno; 0,03 % de dióxido de carbono y el resto de otros gases.

a) Calcula la masa que corresponde a 3,5 mol utilizando la razón de proporcionalidad. m = 3,5 mol ⋅ ______ g/mol = _____ g

a) Calcula la cantidad de cada uno de los componentes que hay en 3450 L de aire.

b) Calcula la cantidad de sustancia que hay en 9 g de agua. n = 9 g ⋅ ____ mol/g = ____mol

b) ¿Qué cantidad de sustancia representan, medidos en condiciones normales de presión y temperatura?

8


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Un recipiente contiene 20 L de agua, sabiendo que se evapora el 2% cada hora:

b) ¿Qué porcentaje del agua quedará después de 3 horas?

4 mol de Fe → 3 mol de O2 0,06 mol de Fe → n mol de O2 Transfórmalo en una proporción y calcula la cantidad de oxígeno que reacciona.

10 Completa la tabla: +

2 HCl

1mol

+

→

56 g

+

→

CaCl2

+

1mol

+

la ecuación: 4 Fe +3 O2 → 2 Fe2O3 Si partimos de 0,06 mol de hierro: La reacción se produce en la siguiente relación:

a) ¿Cuánto tiempo tardará en vaciarse el recipiente?

CaO

13 El hierro (Fe) reacciona con el oxígeno según

H2O

18 g

1mol de _______ / _______ mol de HCl

_____________ / _____________

56 g de ________ / g de HCl

______ g de _____ / 18 g de H2O

Masas atómicas: MCa = 40; MO=16; MH = 1; MCl = 35,5.

a) Siguiendo el mismo procedimiento, escribe la proporción entre la cantidad de hierro que reacciona y la cantidad de óxido que se obtiene y calcula la cantidad de óxido de hierro que se obtiene. b) ¿Qué papel desempeñan los coeficientes de ajuste en una reacción? Masas atómicas: MFe = 56; MO = 16. 14 En la ecuación química:

2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O 11 El hidrógeno y el oxígeno reaccionan,

para producir agua, en la proporción de masas 1:8. a) ¿Que cantidad de oxígeno reacciona con 250 g de hidrógeno?

Si partimos de 30 g de etano, calcula: a) La cantidad de oxigeno que reacciona completando: 30 g C2H6 ⋅

b) ¿Qué cantidad de hidrógeno reaccionará con 1 kg de oxígeno? c) ¿Qué cantidad de agua se obtiene en el apartado a? d) ¿Y en el apartado b?

⋅

La proporción en que reaccionan es: 4 mol de Na + 1 mol de O2 → 2 mol de Na2O a) Escribe todas estas relaciones en forma de razones. b) Si partimos de 0,2 moles de sodio, plantea una proporción que te permita calcular el número de moles de O2 que reaccionan. c) Transforma la regla de tres anterior en una proporción y, a continuación, realiza el cálculo. d) Sigue el mismo procedimiento que en el apartado anterior para calcular la cantidad de Na2O que se obtiene.

1 mol C2 H6 ____ mol O2 ⋅ ⋅ ____ g C2 H6 2 mol de ____

____ g O2 = ____ g de O2 1 mol de O2

b) La cantidad de CO2 que se obtiene: 30 g C2H6 ⋅

12 En la ecuación química:

4 Na + O2 → 2 Na2O

DESTREZAS

9

⋅

____ ____ ⋅ ⋅ ____ 2 mol C2 H6

44 g de CO2 = ____ g de CO2 ____

15 En una cierta cantidad de mineral de uranio

hay 1040 kg de uranio-235 y se enriquece en un 4 %. a) ¿Qué cantidad hay ahora? b) Si se enriquece con un 7%, ¿qué cantidad de uranio tenemos ahora? 16 En un matraz introducimos 20 g de cobre

de los cuales el 65 % reaccionan con azufre para producir sulfuro de azufre. a) ¿Qué cantidad de azufre ha reaccionado? b) ¿Qué cantidad ha sobrado?


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Notas

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COMPRENSIÓN DE TEXTOS

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Instalaciones eléctricas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202 Los agujeros negros . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 205 Los dos sistemas del mundo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 208 Nueva guía de la ciencia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 211

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LEER DOCUMENTOS CIENTÍFICOS

INSTALACIONES ELÉCTRICAS NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Cómo se realiza la instalación eléctrica de una vivienda La instalación eléctrica de una vivienda es muy compleja y requiere seguir una serie de pasos. 1. Primero, se diseña la instalación. Se realizan los planos y los esquemas necesarios de las conexiones, los interruptores, las tomas de corriente, etc. 2. Después, se colocan en las paredes y los techos de la vivienda los componentes básicos: la caja general de mando y protección, las cajas de derivación y de mecanismos y los tubos de conexión. 3. A continuación, se realiza el cableado de los circuitos. Se introducen por los tubos de conexión los conductores necesarios para cada parte de la instalación, de manera que queden conectadas la caja de mando y protección y las cajas de derivación, y también estas últimas con las cajas de mecanismos. La unión entre los conductores se realiza mediante clemas. 4. Más tarde, se colocan los mecanismos, es decir, los interruptores, los conmutadores y las tomas de corriente. Se conecta cada mecanismo con los conductores correspondientes y se introduce el componente en su caja de mecanismos. 5. Después, se comprueba la correcta realización de la instalación. Esta comprobación se puede realizar con un óhmetro, que permite determinar la existencia de un cortocircuito en la instalación. 6. Por último, se comprueba el funcionamiento de la instalación, verificando que todos los elementos realizan su función adecuadamente.

IDEA PRINCIPAL E IDEAS SECUNDARIAS 1 Lee las dos primeras líneas y contesta. ¿De qué trata el texto?

2 Escribe una oración que sintetice la idea principal del texto.

3 Lee atentamente los puntos numerados del 1 al 6 y marca la afirmación más adecuada.

En los puntos numerados del 1 al 6 se explican las fases para la realización de la instalación eléctrica de una vivienda. En los puntos numerados del 1 al 6 se analizan los distintos problemas que pueden surgir al realizar la instalación eléctrica de una vivienda.

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CURSO:

FECHA:

ANÁLISIS DEL CONTENIDO 4 Escribe el significado de las siguientes palabras y expresiones. Consulta, si es preciso,

un diccionario o enciclopedia. • Cajas de derivación:

• Cableado:

• Clemas:

• Conmutadores:

• Óhmetro:

de una vivienda. 1. Diseño de la instalación. 2. 3. 4.


5 Pon un título a cada una de las fases que se siguen en la realización de la instalación eléctrica

5. 6. 6 Completa.

Componentes básicos de una instalación eléctrica 1. 2. 3. Mecanismos de una instalación eléctrica 1. 2. 3. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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CURSO:

FECHA:

ORGANIZACIÓN 7 Copia las palabras o expresiones con las que comienzan los puntos numerados del 1 al 6.

Punto 1

Primero.

Punto 4

Punto 2

Punto 5

Punto 3

Punto 6

F ¿Qué función crees que desempeñan en el texto esas palabras o expresiones? Marca la afirmación que te parezca más acertada.

Sirven para que el lector pueda localizar fácilmente la parte que le interese. Sirven para facilitar la lectura del texto. Sirven para marcar el orden en que se suceden los hechos. Sirven para que el texto pueda redactarse con más claridad. 8 Reflexiona sobre la estructura del texto teniendo en cuenta la actividad anterior y responde.

¿Cuál de estos dos esquemas crees que corresponde al texto Cómo se realiza la instalación eléctrica de una vivienda? Fase 1

Fase 2

Fase 1

Fase…

Fase 3

Fases Fase 2

Fase…

F ¿A qué tipo de estructura expositiva corresponde el esquema que has elegido?

9 Dibuja en un folio aparte un esquema que corresponda al texto e incluye en él la información

procedente de este. 10 Escribe un resumen del texto.

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LOS AGUJEROS NEGROS NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Formación de los agujeros negros Stephen Hawking, nacido en 1942. Stephen Hawking es uno de los físicos teóricos más importantes de las últimas décadas. Su trabajo se ha centrado en encontrar las leyes físicas que rigen la formación, evolución y desaparición de los agujeros negros, y la relación de estos con el comportamiento del Universo a gran escala. En los años setenta descubrió que los agujeros negros pueden emitir radiación, conocida como radiación de Hawking.

Cuando la estrella haya consumido su combustible nuclear, nada quedará para mantener la presión exterior y el astro comenzará a contraerse por obra de su propia gravedad. Al encogerse la estrella, el campo gravitatorio de su superficie será más fuerte y la velocidad de escape ascenderá a los trescientos mil kilómetros por segundo, la velocidad de la luz. A partir de ese momento, la luz emitida por esa estrella no podrá escapar al infinito porque será retenida por el campo gravitatorio. De acuerdo con la teoría especial de la relatividad, nada puede desplazarse a una velocidad superior a la de la luz, así que nada escapará si la luz no consigue salir. El resultado será un agujero negro: una región del espacio-tiempo de la que no es posible escapar hacia el infinito. La frontera del agujero negro recibe el nombre de horizonte de sucesos. Corresponde a una onda luminosa de choque procedente de la estrella que no consigue partir al infinito y permanece detenida en el radio de Schwarzschild: 2GM/c, donde G es la constante de gravedad de Newton, M la masa de la estrella y c, la velocidad de la luz. Para una estrella de unas diez masas solares, el radio de Schwarzschild es de unos treinta kilómetros.


Describiré brevemente cómo puede surgir un agujero negro. Imaginemos una estrella con una masa diez veces mayor que la del Sol. Durante la mayor parte de su existencia, unos mil millones de años, la estrella generará calor en su núcleo, transformando hidrógeno en helio. La energía liberada creará presión suficiente para que la estrella soporte su propia gravedad, dando lugar a un objeto de radio cinco veces mayor que el del Sol. La velocidad de escape de una estrella semejante sería de unos mil kilómetros por segundo. Es decir, un objeto disparado verticalmente desde la superficie del astro sería retenido por su gravedad y retornaría a la superficie si su velocidad fuese inferior a los mil kilómetros por segundo, mientras que un objeto a velocidad superior escaparía hacia el infinito.

Existen ahora suficientes datos de observaciones indicadores de que hay agujeros negros de este tamaño aproximado en sistemas estelares dobles, como la fuente de rayos X a la que se conoce con el nombre de Cygnus X-1. Además, puede que haya dispersos por el Universo cierto número de agujeros negros mucho más pequeños [...]. Un agujero negro que pese mil millones de toneladas (aproximadamente la masa de una montaña) tendría un radio de 10 −13 centímetros (el tamaño de un neutrón o de un protón). Podría girar en órbita alrededor del Sol o del centro de la galaxia. STEPHEN HAWKING «La mecánica cuántica de los agujeros negros» Scientific American (enero de 1977)


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CURSO:

FECHA:

COMPRENDER EL TEXTO 1 Explica qué es la velocidad de escape.

2 ¿En qué astro es mayor la velocidad de escape: en la Tierra o en el Sol? ¿Por qué?

3 Según las ideas del autor, ¿por qué una estrella comienza a contraerse para formar un agujero

negro cuando se acaba su combustible?

4 Explica qué es un agujero negro.

5 Resume la teoría de los agujeros negros.

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CURSO:

FECHA:

IDENTIFICAR LAS FASES DEL MÉTODO CIENTÍFICO 6 En el texto están presentes las cuatro fases del método científico. Completa el cuadro con la

información que aporta el texto. Fases

Información del texto

Observación

Hipótesis

Experimentación

Teoría

7 Haz un esquema de las fases de la evolución de una estrella. Indica en el esquema las fases

que corresponden a la formación del agujero negro tal y como las describe Stephen Hawking. La evolución de una estrella


RELACIONAR CONOCIMIENTOS

8 No toda estrella finaliza su evolución convirtiéndose en un agujero negro. Busca información

y responde. • ¿En qué otros astros se puede convertir una estrella?

• ¿De qué depende la evolución final de las estrellas?


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LOS DOS SISTEMAS DEL MUNDO NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La teoría heliocéntrica SALVIATI. [...] Retomemos, pues, nuestro razonamiento desde el principio y supuesto, por respeto a Aristóteles, que el mundo [...] tiene necesariamente, respecto a la forma y respecto al movimiento, un centro. Y estando nosotros seguros de que dentro de la esfera estrellada hay muchos orbes, uno dentro de otro, con sus estrellas, que también se mueven en un círculo, se quiere saber qué es más razonable creer y decir: que estos orbes contenidos se mueven en torno al mismo centro del mundo, o bien en torno a otro bastante lejano de aquel. Decid ahora, Sr. Simplicio, vuestro parecer acerca de este particular. SIMPLICIO. [...] Yo diría que es mucho más razonable decir que el continente y las partes contenidas se mueven todas alrededor de un centro común, que alrededor de dichos centros. SALVIATI. Ahora bien, si es cierto que el centro del mundo es el mismo que aquel en torno al cual se mueven los orbes y cuerpos mundanos, es decir, los planetas, certísima cosa es que no ya la Tierra, sino más bien el Sol, se encuentra colocado en el centro del mundo. [...] SIMPLICIO. ¿Pero, en base a qué argumentáis vos que el centro de las revoluciones de los planetas no es la Tierra sino el Sol? SALVIATI. Se deduce de evidentísimas y, por ello, necesariamente concluyentes observaciones. La más palpable de estas, para excluir a la Tierra de dicho centro y colocar allí el Sol, consiste en que todos los planetas se encuentran ora más próximos y ora más lejanos de la Tierra, con diferencias tan grandes que, por ejemplo Venus, cuando está más lejos, se encuentra seis veces más lejano de nosotros que cuando está en la posición más cercana. Y Marte se eleva casi ocho veces más en una de estas situaciones que en la otra. Ved por tanto hasta qué punto se engañó Aristóteles al creer que siempre estaban igualmente alejados de nosotros. SIMPLICIO. ¿Cuáles, pues, son los indicios de que sus movimientos sean alrededor del Sol? SALVIATI. En el caso de los tres planetas superiores se argumenta a partir del hecho de que siempre están muy próximos a la Tierra cuando están en oposición al Sol, y lejanísimos cuando están en la conjunción. Esta aproximación y alejamiento es tan grande que Marte cuando está cercano se ve sesenta veces mayor que cuando está lejísimos. Por lo que respecta a Venus y Mercurio se tiene la certeza de que giran alrededor del Sol, porque nunca se alejan mucho de este y porque ora se ven debajo, ora encima, como el cambio de forma de Venus concluye necesariamente. De la Luna es cierto que no puede separarse de ningún modo de la Tierra [...]. Pero, volviendo a las primeras conjeturas generales, repito que el centro de las revoluciones celestes de los cinco planetas, Saturno, Júpiter, Marte, Venus y Mercurio, es el Sol. Y también lo será de la Tierra si se nos ocurre ponerla en el cielo. En cuanto a la Luna, tiene un movimiento circular alrededor de la Tierra, de la que (como ya he dicho) no puede separarse de ningún modo. Pero no por ello deja esta de girar alrededor del Sol junto con la Tierra con el movimiento anual. GALILEO GALILEI Diálogo sobre los dos máximos sistemas del mundo ptolemaico y copernicano (1630)

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CURSO:

FECHA:

COMPRENDER EL TEXTO 1 Fíjate en el recurso que utiliza el autor para exponer el contenido. ¿Crees que este texto

de Galileo se podría considerar un texto científico «normal»? Explica por qué.

2 ¿De qué trata de convencer Salviati a Simplicio? Resúmelo con tus propias palabras.

3 Haz una lista de los principales argumentos que utiliza Salviati para demostrar que el sistema


heliocéntrico es el correcto.

IDENTIFICAR LAS FASES DEL MÉTODO CIENTÍFICO 4 En el texto, Galileo utiliza datos experimentales en los que basa su descripción del modelo

heliocéntrico. Escribe al menos tres de estos datos.

5 Piensa sobre el dato del movimiento de Venus y de su distancia variable a la Tierra.

¿Por qué sirve este dato para demostrar que el Sol está en el centro del Sistema Solar?


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CURSO:

FECHA:

F ¿Sería variable la distancia Venus-Tierra si nuestro planeta estuviera en el centro del Sistema? ¿Por qué?

6 Explica cómo describe Galileo el movimiento de la Luna.

F El dato del movimiento de la Luna, por sí solo, ¿permite deducir si el Sol es el centro del Sistema Solar o, por el contrario, no es un dato válido tomado aisladamente? Explica por qué.

RELACIONAR CONOCIMIENTOS 7 Explica por qué en el texto Galileo no menciona todos los planetas del Sistema Solar.

8 A quién se debe el modelo heliocéntrico? ¿Quién lo desarrolló?

9 Haz un dibujo del Sistema Solar según el modelo geocéntrico y otro según el modelo heliocéntrico. Modelo geocéntrico

Modelo heliocéntrico

F Relaciona ambos dibujos con los datos experimentales que maneja Galileo y aporta pruebas para desechar el modelo geocéntrico.

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NUEVA GUÍA DE LA CIENCIA NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La estructura del átomo Dado que el átomo es tan pequeño que no es observable directamente, su estructura se describe mediante modelos basados en la experimentación. Uno de los experimentos más importantes lo realizó Rutherford. En aquel momento se conocía la existencia de protones y electrones, y que los primeros tenían carga positiva y los segundos, negativa. Pero no se sabía cómo se disponían estas partículas en el átomo. Para averiguarlo, Rutherford bombardeó con partículas alfa (de carga positiva) una lámina de metal, y obtuvo interesantes resultados.

Rutherford supuso que aquellas «balas» habían chocado contra una especie de núcleo denso, que ocupaba solo una parte mínima del volumen atómico. Cuando las partículas alfa se proyectaban contra la lámina metálica, solían encontrar electrones y, por decirlo así, apartaban las burbujas de partículas luminosas sin sufrir desviaciones. Pero, a veces, la partícula alfa tropezaba con un núcleo atómico más denso, y entonces se desviaba. Ello ocurría en muy raras ocasiones, lo cual demostraba que los núcleos atómicos debían ser realmente ínfimos, porque un proyectil había de encontrar por fuerza muchos millones de átomos al atravesar la lámina metálica. Era lógico suponer, pues, que los protones constituían este núcleo duro. Rutherford representó los protones atómicos como elementos apiñados alrededor de un minúsculo «núcleo atómico» que servía de centro. [...]


Entre 1906 y 1908 [Rutherford] realizó constantes experimentos lanzando partículas alfa contra una lámina sutil de metal (como oro o platino), para analizar sus átomos. La mayor parte de los proyectiles atravesaron la barrera sin desviarse, como balas a través de las hojas de un árbol. Pero no todos. En la placa fotográfica que sirvió de blanco tras el metal, Rutherford descubrió varios impactos dispersos e insospechados alrededor de un punto central. Y comprobó que algunas partículas habían rebotado. Era como si en vez de atravesar las hojas, algunos proyectiles hubiesen chocado contra algo más sólido.

He aquí, pues, el modelo básico del átomo: un núcleo de carga positiva que ocupa muy poco espacio, pero que representa casi toda la masa atómica; está rodeado por electrones corticales, que abarcan casi todo el volumen del átomo, aunque prácticamente no tienen apenas relación con su masa. En 1908 se concedió el premio Nobel de Química a Rutherford por su extraordinaria labor investigadora sobre la naturaleza de la materia. ISAAC ASIMOV Nueva guía de la Ciencia (1984)

COMPRENDER EL TEXTO 1 Indica cuál es la idea principal del texto.


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CURSO:

FECHA:

2 Resume el experimento de Rutherford contestando a estas preguntas:

• ¿Qué quería demostrar Rutherford?

• ¿Qué hizo?

• ¿Qué conclusión obtuvo?

• ¿Cuál fue el proceso argumentativo seguido por Rutherford para alcanzar esa conclusión?

3 Explica por qué utiliza Asimov la analogía con los disparos de un proyectil para aclarar

el experimento de Rutherford.

4 El texto presenta una estructura de problema-solución. Especifica de qué problema se trata

y cuál es la solución. Problema

Solución

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CURSO:

FECHA:

IDENTIFICAR LAS FASES DEL MÉTODO CIENTÍFICO 5 Señala en el esquema la fase o las fases del método científico que puedes descubrir en el texto.

Observación

Emisión de hipótesis

Experimentación

Formulación de una teoría

F De las fases que has marcado, ¿cuál crees que es más importante en el texto? Explica por qué.

RELACIONAR CONOCIMIENTOS 7 ¿Qué importante partícula nuclear quedaba por descubrir en la época de Rutherford?

8 ¿Se habían propuesto otros modelos atómicos antes del modelo de Rutherford? ¿Cuáles?


6 Explica, con tus palabras, la teoría de Rutherford.

F Con posterioridad al modelo de Rutherford, ¿se postularon otros modelos atómicos? ¿Cuáles?

9 Representa por medio de un dibujo el modelo básico del átomo propuesto por Rutherford.


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AMPLIACIÓN

FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

Conceptos básicos

FECHA:

Recuerda que… • Magnitud se denomina a cualquier propiedad que presentan los cuerpos y que es posible cuantificar, es decir, medir. • Unidad de una magnitud es una cantidad de dicha magnitud a la que arbitrariamente se le asigna el valor 1. • Medir es comparar una cantidad cualquiera de una magnitud con su unidad correspondiente. El valor de una magnitud se debe expresar siempre con la unidad utilizada. Ejemplo: El aula tiene 10 metros de longitud (10 m). Queremos decir que la longitud (magnitud ) de la clase es 10 veces (cantidad) mayor que un metro (unidad). • Errores de medida. Cualquier medida que se haga conlleva un error. • Error absoluto (Ea). de una medida es la diferencia, en valor absoluto, entre el valor aproximado obtenido en la medición (a) y el valor verdadero o exacto de la medida (x). Ea = a − x • Error relativo de una medida es el cociente entre el error absoluto y el valor verdadero o exacto de la medida.

1 Dadas las siguientes medidas:

a) 125 m2

b) 145 cm3

c) 40 °C

d) 150 g

¿Qué magnitud, cantidad y unidad corresponden a cada una de ellas? Completa la tabla. Medida

Magnitud

Cantidad

Unidad

2 Utilizando las potencias de 10, realiza las siguientes operaciones:

216

−4 −3 a) 10 ⋅ 10 = ____________ 10−6

3 −8 d) 23,1 ⋅ 10 ⋅ 10 = ____________ 102 ⋅ 1014

g) 0,005 ⋅ 0,06 = ____________

2 b) 15 ⋅ 10 = ____________ −7 10

e) 900 ⋅ 10 000 = ____________

h) 1,5 ⋅ 0,0001 = ____________

−11 c) 1,3 ⋅ 10 = ____________ 10−2 ⋅ 10−3

f) 0,003 ⋅ 0,1 = ____________

i)

7 = ____________ 10−4


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AMPLIACIÓN

FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Calcula el error absoluto y el error relativo si al pesar 12,2375 g de una sustancia obtenemos

un valor de 12,21 g.

4 Halla el error absoluto y el porcentaje de error relativo al obtener un tiempo de 1,3 s

en la medición, si el valor exacto era de 1,287 s.

5 Indica qué medida es mayor en cada caso.

a) 2,38 dam o 238 dm b) 53,86 g o 5,386 ⋅ 10−3 kg c) 275 dm2 o 2,75 ⋅ 10−3 m2

6 Calcula el error absoluto y el error relativo de las medidas realizadas con cuatro

cronómetros cuyos resultados para un tiempo exacto de 0,4675 s han sido: a) 0,46 s

AMPLIACIÓN

d) 3,582 m3 o 3582 cm3

b) 0,48 s

c) 0,44 s

d) 0,45 s

¿A cuál de los cronómetros le corresponde un menor error?


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AMPLIACIÓN

FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Magnitudes y unidades Recuerda que… • • • •

Magnitud es cualquier propiedad de un cuerpo que se puede medir (masa, volumen, etc.). Masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Volumen es el espacio que ocupa un cuerpo. Densidad de un cuerpo es la masa que corresponde a un volumen unidad, y matemáticamente se expresa: d = m/v. • Temperatura es una magnitud relacionada con la cantidad de calor que puede dar o recibir un cuerpo. Magnitudes

Unidad SI

Masa

Equivalencias entre unidades utilizadas

Kilogramo (kg)

Volumen

Metro cúbico (m3)

Densidad

kg/m3

Temperatura

Kelvin (K)

Tiempo

Segundo (s)

Gramo (g)

1 kg = 1000 g

Litro (L) Metro cúbico (m3)

1 L = 1 dm3 1 m3 = 1000 L 1 mL = 1 cm3

Grado centígrado (°C) Kelvin (K)

1 °C = 1 K T (K) = t (°C) + 273

1 Contesta:

a) ¿Qué instrumentos conoces para medir las magnitudes masa y volumen? Descríbelos.

b) ¿Cómo calcularías el volumen y la masa de una gota de agua?

2 Expresa en unidades del SI las siguientes densidades:

a) d (H 2 O) = 1 g/cm3

b) d (Hg) = 13,6 kg/L

3 Completa la siguiente tabla: Sistema material Aire

Masa 60 kg

Densidad 129,3 cg/L

50 cm3

Vidrio Agua de mar

Volumen

510 kg

2,60 g/cm3 1,02 g/cm3

4 Indica si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones:

Si dos cuerpos con la misma densidad ocupan el mismo volumen, entonces tienen la misma masa. Los cuerpos más densos pesan más que los cuerpos menos densos, independientemente de la cantidad de masa que tengan. Si la temperatura de un cuerpo aumenta en 20 °C, también puede decirse que ha aumentado en 20 K.

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AMPLIACIÓN

FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Expresión de una medida Recuerda que… • Cifras significativas: toda medida experimental presenta cierto error. Por ello, expresamos las medidas con sus cifras significativas. Son cifras significativas de una medida las que se conocen con certeza más una dudosa. Los ceros a la izquierda no se consideran significativos. Ejemplos: – 3,530 g tiene cuatro cifras significativas. – 0,045 m tiene dos cifras significativas. • Redondeo: consiste en despreciar las cifras a la derecha de una determinada y se siguen las reglas: – Si la primera cifra que se desprecia es menor que 5, las cifras no despreciadas quedan igual (7,84 puede redondearse a 7,8). – Si la primera cifra a despreciar es mayor o igual a 5, la última cifra no despreciada se aumenta en una unidad (7,85 y 7,87 se pueden redondear a 7,9). • Cifras significativas de sumas y restas: – Se suman o restan los números tal como aparecen. – Redondeamos el resultado de forma que tenga el mismo número de cifras después de la coma decimal que el sumando que tiene el menor número de cifras decimales. Ejemplos: 1,2 + 2,28 + 3,43 = 6,91 → 6,9

• Cifras significativas de productos y cocientes: – Multiplicamos o dividimos los números tal como aparecen. – Redondeamos el resultado de forma que tenga el mismo número de cifras significativas que el factor de menor número de cifras significativas. Ejemplos: 1,7 ⋅ 4,53 = 7,701 → 7,7 Cifras significativas: 2 3 2 Cifras significativas:

19,87 : 2,51 = 7,9163 → 7,92 4 3 3

AMPLIACIÓN

65,38 − 3,314 = 62,066 → 62,07

1 Redondea hasta las centésimas las siguientes cantidades:

a) 23,124 b) 26,899 c) 521,4376 d) 32,9558 2 Calcula y escribe el resultado con las cifras significativas.

a) 1,438 cm + 19,83 cm + 3,7582 cm b) 3,45 m ⋅ 2,5 m c)

62,3 m 2,733 s 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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AMPLIACIÓN

FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Efectúa las siguientes operaciones y expresa el resultado con sus cifras significativas:

a) 27,16 L + 8,632 L b) 18,007 s − 3,15 s c) 43,205 m ⋅ 0,548 m d) 3,15 dm ⋅ 4,12 dm ⋅ 7,30 dm e)

34,85 m 3,25 s

f)

738,09 km 3,02 h

4 Redondea las cantidades a la cifra señalada:

→

a) 25,687 →

→

b) 234,108 →

→

c) 0,0023 →

→

d) 5824,008 23 →

→

e) 0,020 907 →

→

f) 1,101 08 →

→

g) 10,119 887 →

5 Redondea las siguientes cantidades teniendo en cuenta la precisión de los aparatos

de medida empleados: Cantidad 23,2874 m 3,005 s

Cifra redondeada

Regla graduada en mm. Cronómetro capaz de medir centésimas de segundo.

26,182 °C

Termómetro con 10 divisiones entre grado y grado.

1,8888 A

Amperímetro que aprecia los miliamperios.

25,348 267 kg

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Aparato

Balanza que aprecia las décimas de gramo.


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AMPLIACIÓN

FICHA 4


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Expresión de una medida experimental Recuerda que…

1 Contesta:

a) Si disponemos de una regla milimetrada y al medir un lápiz leemos 17,3 cm, ¿cómo debemos expresar la medida?

AMPLIACIÓN

Siempre que se realiza una medición de cualquier magnitud se cometen errores. Los instrumentos de medida no dan unos resultados matemáticamente exactos. • Error accidental: se comete casualmente y no puede ser controlado. • Error sistemático: es debido a defectos del aparato, al propio proceso de medida por parte del operario o a la sensibilidad del aparato (los dos primeros se pueden corregir, pero la sensibilidad impone límites a lo que podemos medir con cada aparato). Se producen errores por exceso o bien por defecto. • Sensibilidad de un aparato es la mínima cantidad que podemos apreciar con él (por ejemplo, con una regla milimetrada podremos medir 15,3 cm, pero nunca 15,35 cm). Tendremos que optar por 15,3 cm o por 15,4 y aceptar que la medida exacta, aunque no podamos conocerla, debe estar comprendida entre 15,3 y 15,4 cm. • Media aritmética. Al hacer una medida, el valor que demos no debe tener más decimales que los que marca la sensibilidad. Es conveniente medir varias veces para estar más seguros de que el valor medido sea el correcto. En estos casos, se toma como valor de la medida la media aritmética de las medidas realizadas, poniendo únicamente los decimales que pueda apreciar el aparato. • Notación científica: consiste en escribir cada número mediante una parte entera de una sola cifra no nula, una parte decimal y una potencia de diez de exponente entero. Ejemplos: – La velocidad de la luz es 300 000 km/s = 3 ⋅ 108 m/s. – La distancia máxima de la Tierra al Sol es 152 100 000 000 m = 1,521 ⋅ 1011 m. Si se utiliza un método de medida exacto y preciso (grado de aproximación entre el resultado de una medida y una serie de medidas obtenidas de la misma forma, respectivamente), se toma como valor más probable el obtenido y como error absoluto la sensibilidad del aparato. Ejemplo: Si obtenemos un valor de 3,5 g en una balanza cuya sensibilidad es de 0,1 g, expresaremos la medida de la siguiente forma: (3,5 ± 0,1) g. Esta expresión significa que el valor exacto está situado dentro del intervalo de incertidumbre que va desde 3,4 g a 3,6 g.

b) Si una probeta aprecia mL, ¿cómo expresaremos el resultado si al medir un volumen leemos 25 mL.

2 Calcula cuál de los siguientes periodos de tiempo es mayor:

a) 2 400 750 s b) 0,5 años c) 7,5 ⋅ 104 min d) 3350 h e) 10−2 siglos f) 3,04 ⋅ 105 s 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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AMPLIACIÓN

FICHA 4


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Los dibujos de la figura representan diferentes instrumentos de medida.

7

8

9

Si las escalas que aparecen en los dibujos se supone que son las de los instrumentos:

6

10 ml 20 °C

cm 0 1 2

3

4

5

0 1 2 3 4 5 6

100 ml 20 °C 100

55

60

50

5 10 15

45

90

40

s

20

35 30 25

80 Cronómetro

Regla Pipeta

Probeta

a) ¿Cuál es la sensibilidad de cada uno?

b) Indica el valor de la medida en cada caso.

4 Es posible que en tu casa tengas diversos aparatos de medida: diferentes termómetros

(clínico, el del frigorífico, el del horno, alguno de pared, etc.), cronómetro, alguna balanza, etc. a) Indica la sensibilidad de cada uno.

b) ¿Crees que interesa utilizar siempre el aparato más sensible? Razona la respuesta.

PROBLEMA RESUELTO Al medir una mesa con una cinta métrica de 1 mm de resolución obtenemos 114,5 cm. Calcular el error absoluto y el error relativo cometidos. Datos: x = 114,5 cm El error absoluto será:

Ea = resolución del aparato = 0,1 cm Para determinar el error relativo:

Er =

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Ea 0,1 = = 8,7 ⋅ 10–4 → 8,7 ⋅ 10−2 % x 114,5


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AMPLIACIÓN

FICHA 4


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Al pesar dos sustancias de 3,3557 kg y 70,08 kg, obtenemos los valores de 3,34 kg

y 70,04 kg, respectivamente. Calcula los errores y di qué medida es mejor.

6 Justifica cuál de las tres medidas siguientes es mejor.

a) Una masa de 3 kg con un error absoluto de 1g.

b) Una masa de 4 g con un error absoluto de 1 mg.

c) Una masa de 95 kg con un error absoluto de 1 kg.

7 La medida de la masa de una persona y la de un automóvil vienen dadas por los siguientes

valores: • Masa de la persona (62,2 ± 0,1) kg. • Masa del automóvil (1,25 ⋅ 103 ± 10) kg.

AMPLIACIÓN

Determina qué medida es la más precisa.

8 Indica qué instrumentos de medida serían necesarios para obtener

las medidas siguientes. a) 1500 kg b) 1,00 m c) 15 s d) 5 kg e) 190 cm f) 15,0 s g) 1,000 m h) 5,0 kg


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AMPLIACIÓN

FICHA 5


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Sistema Internacional de Unidades Recuerda que… En la XI conferencia general de pesos y medidas, celebrada en París en 1960, se adoptó el Sistema Internacional de Unidades (SI), propuesto a principios del siglo XX por el italiano Giorgi. En 1967 fue declarado legal en España y ratificado en la ley de Metrología de 1985. Este sistema está siendo aceptado por todos los países. Las magnitudes y unidades fundamentales del SI son: Longitud

Masa

Tiempo

Temperatura

Intensidad de corriente

Cantidad de sustancia

Intensidad luminosa

Unidad

Metro

Kilogramo

Segundo

Kelvin

Amperio

Mol

Candela

Símbolo

m

kg

s

K

A

mol

cd

Magnitud

Múltiplos y submúltiplos de las unidades del SI Múltiplos

Submúltiplos

Prefijo

Símbolo

Factor multiplicador

Prefijo

Símbolo

Factor multiplicador

exa

E

1018

deci

d

10−1

peta

P

1015

centi

c

10−2

tera

T

1012

mili

m

10−3

giga

G

109

micro

µ

10−6

mega

M

106

nano

n

10−9

kilo

k

103

pico

p

10−12

hecto

h

102

femto

f

10−15

deca

da

101

atto

a

10−18

1 Define cada una de las unidades fundamentales del SI con la ayuda del libro de texto.

2 Escribe las siguientes medidas, con múltiplos o submúltiplos

de sus unidades, utilizando notación científica. a) 0,5 Mg =

mg

b) 0,2 km =

Mm

c) 1 Tg =

224

kg =

g


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AMPLIACIÓN

FICHA 5


NOMBRE:

CURSO:

3 Utiliza el lenguaje científico.

a) La distancia entre la Tierra y el Sol es de 150 Gm. Expresa esta distancia, utilizando la notación científica, en metros.

b) La memoria RAM de un ordenador dado es de 1024 Mb (megabytes). Expresa con notación científica su capacidad aproximada en bytes.

c) El tamaño de un átomo de hidrógeno es de 10 nm. Expresa con notación científica su tamaño en metros.

FECHA:

Magnitudes físicas Magnitudes derivadas son aquellas que pueden relacionarse con las fundamentales mediante alguna ecuación. Ejemplos: la magnitud superficie está relacionada con la magnitud fundamental longitud. Así, la unidad de superficie en el SI es la unidad derivada que recibe el nombre de metro cuadrado, que es la superficie que tiene un cuadrado de 1 m de lado y cuyo símbolo es m2. El volumen es una magnitud derivada que está relacionada también con la magnitud fundamental longitud. La unidad de volumen en el SI es una unidad derivada que recibe el nombre de metro cúbico cuyo símbolo es m3 y es el volumen de un cubo que tiene 1 m de arista. Otras magnitudes derivadas son la velocidad, la aceleración, la fuerza, etc.

4 Expresa en unidades del SI y con notación científica.

a) 150 dam =

i) 19 km =

b) 15 hm =

j) 190 mm =

c) 700 cm2 =

k) 90 cm =

d) 70 m2 =

l) 730 mg =

e) 250 km2 =

m) 13 dam2 =

f) 23 cL =

n) 13 hm2 =

g) 60 mm3 =

ñ) 20 hL =

h) 60 dm3 =

o) 3000 cm3 =

AMPLIACIÓN

d) El tamaño del núcleo de un átomo es de 2 fm. Expresa con notación científica su tamaño en metros.

5 Expresa las siguientes medidas en la unidad básica correspondiente.

a) 770 hm =

c) 4057 mm =

b) 39 µK =

d) 9,11 kmol = 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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AMPLIACIÓN

FICHA 6


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Determinación de la masa, el volumen y la densidad Recuerda que… La masa, el volumen y la densidad son conceptos básicos en la ciencia. • La masa es una medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo; esta no varía cuando el cuerpo cambia de posición. • El volumen de un cuerpo es el espacio o lugar que ocupa. • La densidad de un cuerpo es el cociente entre la masa y el volumen de un cuerpo. masa m → d= densidad = volumen v Para medir la masa de sustancias y objetos existe una gran variedad de balanzas en los laboratorios: granatarios, digitales, etc. En el laboratorio se utilizan instrumentos de vidrio para medir volúmenes. Algunos indican su capacidad, unos con mucha precisión y otros de forma aproximada: vaso de precipitados, matraz aforado, matraz erlenmeyer, probeta, bureta, pipeta.

1 Repasa el proceso de medida.

a) Describe con ayuda del libro de texto la balanza o balanzas que conozcas. b) Elige diferentes objetos y describe el procedimiento para pesarlos. Si es posible, anota los resultados.

2 Describe los siguientes instrumentos de vidrio

para medir volúmenes: a) Vaso de precipitados: b) Matraz aforado: c) Matraz erlenmeyer: d) Probeta: e) Bureta: f) Pipeta:

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Incorrecto 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

Correcto

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AMPLIACIÓN

FICHA 6


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Observa los siguientes dibujos de tres probetas graduadas en cm3. A

80

B

600

C 1200

70

500

60

400

50

300

40

200

600

30

100

400

1000 800

a) Escribe el volumen de líquido almacenado en cada probeta. A:

B:

C:

b) Indica el error absoluto de la medida para cada probeta. A:

B:

C:

c) Expresa el volumen del líquido contenido en las probetas en litros y en m3. A: B: C:

AMPLIACIÓN

d) A partir de los resultados anteriores, ¿qué probetas son las más indicadas para medir volúmenes pequeños, las estrechas o las anchas? Razona la respuesta.

4 Se introducen dos cubitos de hielo iguales en una probeta graduada en cm3 que contiene

30 cm3 de agua. a) ¿Hasta dónde sube el nivel del agua en la probeta? 1

2

50

50

40

40

30

30

20

20

10

10

b) ¿Cuál es el volumen de cada cubito de hielo?


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AMPLIACIÓN

FICHA 6


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Calcula el volumen de los siguientes sólidos regulares: 2 cm

a

a) Volumen =

b

b) Volumen =

5 cm

c) Volumen = c

d

d) Volumen = 5 cm

e) Volumen =

3 cm

e

f

1 cm

2 cm

2 cm 1 cm

1 cm

2 cm

f) Volumen =

1 cm

4 cm

6 Calcula el volumen aproximado de:

a) Tu habitación.

c) Un armario de tu vivienda.

Medidas:

Medidas:

Volumen =

Volumen =

b) Un lápiz.

d) Una canica.

Medidas:

Medidas:

Volumen =

Volumen =

7 Observa los siguientes sólidos regulares:

a) Calcula el volumen de cada sólido. Cilindro: 6 cm

Esfera: 3 cm

6 cm

Cubo: b) Calcula el volumen de agua necesario para llenar el espacio existente cuando se introduce la esfera en el cilindro hueco.

4 cm

4 cm 4 cm

8 ¿Cómo es la masa después de inflar un balón de fútbol: mayor, igual o menor que antes

de efectuar la operación? Justifica la respuesta.

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AMPLIACIÓN

FICHA 6


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

9 Calcula la densidad media de la Tierra (suponiendo

que es una esfera) sabiendo que su masa es 5,98 ⋅ 1024 kg y el radio terrestre es 6,38 ⋅ 106 m.

10 Completa la siguiente tabla: Sistema material

Masa

Madera Aire

Volumen

Densidad

0,125 m3

0,5 g/cm3 129,3 cg/L

69 kg

Gasolina

1500 kg

2210 L

11 El aluminio tiene una densidad de 2,7 g/cm3. Calcula:

b) El volumen que ocuparán 1,2 dg y 1,2 kg de aluminio.

AMPLIACIÓN

a) La masa que tendrán 0,8 m3 de aluminio.

12 Sabiendo que la densidad del agua es 1 kg/L, calcula:

a) El volumen ocupado por 550 g de agua.

b) La masa de 7,5 L de agua.

c) La masa y el volumen si mezclamos 5 L, 300 mL, 1 kg y 450 g de agua.


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FICHA 7


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Cómo trabaja un científico Recuerda que… • El método científico no es una sucesión invariable de una serie de etapas: observación, hipótesis, diseño… A veces, el trabajo de un investigador puede tener origen en una teoría y, por deducción, proyectar determinadas experiencias para comprobar una hipótesis; también puede partir de un estudio bibliográfico sobre trabajos científicos y de esta forma conseguir ideas que ayuden en la labor de investigación. • El trabajo del científico se ve facilitado en la actualidad por calculadoras, ordenadores, cámaras fotográficas, microscopios… En el diseño de experiencias se deben seguir las siguientes etapas: 1. Analizar la propuesta y buscar el significado de palabras y conceptos desconocidos. 2. Basándonos en nuestros conocimientos, emitir una hipótesis en los casos en que sea posible, sobre los resultados que se esperan. 3. Diseñar las experiencias que se van a realizar, en el laboratorio o fuera de él, indicando los materiales y especificando las etapas que se van a seguir. 4. Exponer el proyecto al profesor. 1 Describe las etapas del método científico y pon un ejemplo de cómo se aplica.

2 ¿Qué procedimiento emplearías para hallar el volumen de una gota

de agua utilizando un cuentagotas y una probeta, suponiendo que las gotas de agua son esféricas?

3 ¿Cómo determinarías la densidad de la madera disponiendo de un paralelepípedo

de madera, una balanza y un metro? Explica el procedimiento.

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AMPLIACIÓN

FICHA 7


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 Si se dispone de dos barras de tiza, una cilíndrica y otra prismática, de una balanza

y de un calibrador, ¿cómo determinarías si las barras de tiza tienen la misma densidad? En caso negativo, ¿a qué crees que puede deberse?

5 Redacta un breve informe sobre las ventajas y los inconvenientes de los avances

científicos.

6 Busca información sobre:

a) Medida del tiempo.

AMPLIACIÓN

¿Cómo medían el tiempo cuando no existían los relojes actuales?

b) Producción de papel. En nuestra sociedad, el consumo de papel es muy grande y la mayor parte procede de la madera de millones de árboles. Para conseguir 200 kg de papel se necesita una tonelada de madera verde. – Describe brevemente el proceso de producción de papel. – Explica en qué consiste el reciclado de papel.


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AMPLIACIÓN


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis 1 Lee atentamente el siguiente texto y contesta: [...] Galileo aceptó la repulsión que la naturaleza presentaba al vacío (a pesar de todos sus revolucionalismos, era conservador en muchos sentidos) y la consideró solo como relativa, pero nunca como absoluta. Sugirió que Torricelli estudiase tal suposición. Se le ocurrió a Torricelli que esto no era cuestión de repulsión al vacío, sino simplemente un efecto mecánico. Si el aire pesaba [...], su peso tendería a sacar el agua de la bomba. Cuando se sacaba, este empujón haría subir al agua con el pistón. Sin embargo, el peso total del aire no contrarrestaría más que el peso de treinta y tres pies de agua, y en este caso, por más que se bombeara, no se obtendría ningún resultado, pues el peso del aire no subiría más el agua. En 1643, para comprobar esta teoría, Torricelli se valió del mercurio, cuya densidad es casi trece veces y media la del agua; llenó un tubo de vidrio de más de un metro de altura y, obturándole una punta, le tapó la otra con el dedo, introduciéndole boca abajo en un gran recipiente lleno de mercurio. El mercurio se empezó a vaciar del tubo, como era de esperar, pero no se vació entero. Quedaron dentro del mismo unos 75 centímetros de mercurio, sujetos por la presión que el aire ejercía sobre la superficie libre del mercurio en el recipiente. El peso

del aire pudo muy bien soportar el peso de la columna de mercurio desafiando la gravedad. Sobre el mercurio que había en el tubo sumergido quedaba un vacío dentro del mismo (con pequeñas cantidades de vapor de mercurio). Fue el primer vacío hecho por el hombre y aún se le llama el vacío de Torricelli. [...]. Torricelli notó que la altura del vacío dentro del tubo variaba ligeramente de día a día, atribuyéndolo correctamente a que la atmósfera poseía pesos diferentes en distintos momentos. Con ello había descubierto el primer barómetro. (El peso de la atmósfera es equivalente al de una columna de mercurio de 760 milímetros de altura. La presión ejercida por un milímetro de mercurio a veces se llama un torricelli, en honor a este físico.) El hecho de que el aire tuviera un peso finito significaba que también tenía una altura finita, siendo confirmada esta idea unos años más tarde por Pascal. Esta fue la primera indicación definitiva [...] de la finitud de la atmósfera, considerando el resto del espacio como un gran vacío. ISAAC ASIMOV, Enciclopedia biográfica de ciencia y tecnología.

a) ¿Qué científicos se mencionan en el texto?

b) Identifica en el texto algunas cantidades. ¿Con qué precisión se expresan?

¿A qué magnitudes corresponden?

c) ¿Qué etapas del método científico puedes identificar en el texto?

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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

Estados de la materia

FECHA:

Recuerda que… • Cuerpo es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y está formado de materia. La materia es distinta de unos cuerpos a otros, llamándose sustancia a toda clase de materia. • Sustancias naturales son aquellas que existen en la naturaleza y sustancias artificiales son aquellas creadas por las personas. • La materia puede presentarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. – Sólidos: tienen forma propia. Su volumen es constante, no se comprimen. Su densidad es próxima a la de los líquidos. No fluyen. – Líquidos: adoptan la forma del recipiente que los contiene. Su volumen prácticamente es constante. Son más densos que los gases. Pueden fluir. – Gases: no tienen forma propia. Se comprimen con facilidad y se expanden llenando el recipiente que los contiene. Su densidad es muy baja comparada con la de los líquidos y los sólidos. Pueden fluir. Ejercen fuerzas sobre las paredes del recipiente.

1 Identificar las sustancias presentes en los siguientes objetos:

a) En un coche b) En un libro c) En una cartera

AMPLIACIÓN

Ejemplo: En una mesa puede haber: madera, hierro (clavos), pintura…

2 ¿Qué diferencias encuentras entre un vaso lleno

de agua y un vaso lleno de cubitos de hielo?

3 Cita ejemplos de sustancias que a temperatura ambiente sean sólidas, líquidas o gaseosas.


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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Estados de la materia y cambios de estado Recuerda que… Con el modelo cinético-corpuscular de la materia podemos explicar el comportamiento de los sólidos, los líquidos y los gases. Según la teoría cinética: • La materia está formada por partículas que se hallan más o menos unidas dependiendo del estado de agregación en que se encuentre. • Las partículas se mueven más o menos libremente dependiendo del estado. Cuanto más rápido se mueven, mayor es la temperatura de la sustancia. 1 Justifica a partir de la teoría cinética las siguientes afirmaciones:

a) Los sólidos y los líquidos son prácticamente incompresibles.

b) Los líquidos y los gases adoptan la forma del recipiente que los contiene.

c) Cuando se destapa un recipiente que contiene un gas, este se expande con rapidez.

2 Expresa cómo se comporta cada estado de agregación respecto a las propiedades señaladas

en el siguiente cuadro. Estado de agregación

Volumen

Compresibilidad

Expansibilidad

Movimiento de las partículas

Sólido Líquido Gaseoso

La materia puede cambiar su estado de agregación y pasar de uno a otro comunicando energía a sus moléculas. t (°C) Vaporización

100

539 cal/g 50 0

Fusión 80 cal/g

−50

234

Q (cal/g)

Si calentamos una determinada masa de hielo, este se licua o funde a 0 °C, y hasta que no se agote toda la masa de hielo, el termómetro permanece a dicha temperatura. Lo mismo ocurrirá cuando calentemos agua y queramos pasarla al estado de vapor. Llegará un momento en que el termómetro permanecerá inalterable aunque sigamos aportando energía, y continuará así hasta que no se agote toda la masa líquida. Estos hechos quedan representados en la gráfica.


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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Observa la siguiente gráfica. En ella se indica el estado físico en que se encuentran algunas

sustancias en determinados rangos de temperatura. Sólido

Temperatura (°C)

Líquido

Gas

1800 1600 1400 1200 1000 800 600 400 200 0 −200 Hierro

Estaño

Agua

Mercurio Butano

Helio

Yodo

Cloro

Alcohol

• ¿A qué temperatura funde el estaño?

• ¿Cuál es el punto de ebullición del butano?

• ¿En qué estado se encuentra el butano cuando la temperatura es de −100 °C?

AMPLIACIÓN

• ¿En qué estado se encuentra el hierro cuando la temperatura es de 1000 °C?

• ¿Qué proceso tiene lugar cuando el hierro alcanza una temperatura de 1536 °C? ¿Y cuando el butano se enfría hasta los −138,3 °C?

• Completa la gráfica con los siguientes datos: Sustancia

Punto de fusión (ºC)

Punto de ebullición (ºC)

Yodo

−113,7

183,4

Cloro

−101

−35,4

−114,4

78,4

Alcohol


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NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis En la década de los 1860, […] el matemático escocés James Clerk Maxwell (1831-1879) intentó explicar el comportamiento de los gases sobre la base de que los átomos y las moléculas que los forman se hallaban en constante movimiento. Ese movimiento constante de los átomos había sido sospechado por los primeros atomistas, pero Maxwell fue el primero en conseguir elaborar matemáticamente la teoría. La forma en que los átomos y moléculas que se movían se alejaban unos de otros, y de las paredes de un contenedor, tal como fue modelada matemáticamente por Maxwell, explicaba de una forma completa el comportamiento de los gases. Explicaba la ley de Boyle, por ejemplo. Del trabajo de Maxwell se deducía también una nueva comprensión de la temperatura, porque resultó que la temperatura era la medida de la velocidad media del movimiento de los átomos y moléculas que formaban no solo los gases, sino también los líquidos y los sólidos. Incluso en los sólidos, donde los átomos o las moléculas se hallan congelados en un lugar y no pueden moverse […] de uno a otro punto, estos átomos o moléculas vibran en su posición media, y la velocidad media de esa vibración representa la temperatura. En 1902, el químico sueco Theodor Svedberg (1884-1971) señaló que el movimiento browniano [el movimiento errático de granos de polen en agua] podía explicarse suponiendo que un objeto en el agua es bombardeado desde todos lados por las moléculas en movimiento del agua. En circunstancias nor-

males, el bombardeo es igual desde todos lados, así que el objeto permanece estacionario. Evidentemente, por puro azar, algunas moléculas más pueden golpear de una dirección u otra, pero son tantas las moléculas que golpean a la vez que una pequeña desviación de la igualdad exacta (dos o tres sobre billones) no produce ningún movimiento mensurable. Sin embargo, si un objeto suspendido en el agua es muy pequeño, el número de moléculas que lo golpean desde todos lados es comparativamente pequeño también, y se produce una pequeña desviación, que puede dar como resultado un efecto comparativamente amplio. La partícula responde al empuje de unas cuantas moléculas extra desde una dirección en particular sacudiéndose ligeramente en la dirección del empuje. Al momento siguiente se producen colisiones extra en otra dirección, y la partícula es empujada en esa nueva dirección. La partícula se mueve al azar y erráticamente en respuesta al movimiento al azar de las moléculas que la rodean. Svedberg estaba solamente especulando, pero en 1905, el matemático germano-suizo Albert Einstein (1879-1955) aplicó la teoría de Maxwell al bombardeo de pequeñas partículas y mostró de una forma concluyente que esas partículas se agitaban exactamente de la misma forma que se había observado que lo hacían los granos de polen. En otras palabras, presentó ecuaciones matemáticas que describían el movimiento browniano. ÁTOMO. ISAAC ASIMOV RBA EDITORES

1 ¿Qué ley ya conocida explicaba la teoría cinética de Maxwell?

2 ¿Cómo explicaba la teoría cinética el movimiento browniano?

3 ¿Qué relación existe, según la teoría de Maxwell, entre el movimiento de las partículas que forman

los sólidos, los líquidos y los gases y la temperatura?

4 Explica por qué no se observa un movimiento errático cuando introducimos una palomita de maíz en agua.

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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Composición de la materia Recuerda que… • Sustancia pura: materia formada por un solo componente. • Los sistemas materiales heterogéneos están formados por dos o más sustancias distintas que pueden diferenciarse a simple vista o con la ayuda de algún instrumento óptico (lupa, microscopio…). Las propiedades difieren de un punto a otro del sistema. • Los sistemas materiales homogéneos son uniformes en su aspecto y composición. Las sustancias puras son sistemas materiales homogéneos formadas por un solo tipo de sustancia. • Técnicas de separación. Los componentes de una mezcla se pueden separar por medio de procesos físicos, debido a que los componentes de la misma mantienen sus propiedades características. Técnicas de separación Sólido

Sólido

Separación manual. Criba.

Sólido

Líquido

Decantación. Filtración. Evaporación.

Líquido

Líquido

Destilación. Decantación. Cromatografía.

a) Agua y alcohol

d) Aceite y vinagre

b) Sal y azúcar

e) Leche con azúcar

c) Agua y limaduras de hierro

f) Café con leche

Homogéneos

Heterogéneos

AMPLIACIÓN

1 Clasifica las siguientes mezclas en homogéneas y heterogéneas:

2 ¿En qué consiste la técnica de destilación? ¿Cuándo se aplica?


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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Indica si los siguientes sistemas materiales son homogéneos o heterogéneos. Indica también

si los sistemas homogéneos son sustancias puras (simples o compuestas) o mezclas. a) Agua y aceite

g) Aire

b) Diamante

h) Mercurio

c) Agua oxigenada

i) Escombros

d) Papel

j) Agua potable

e) Hierro

k) Hormigón

f) Bicarbonato sódico

l) Mina de lapicero

Sustancias puras

Mezclas

4 Menciona dos componentes como mínimo de las siguientes mezclas.

(Para saber que una sustancia es una mezcla basta con verificar que en ella existen, al menos, dos sustancias puras diferentes.) a) Vinagre b) Aire c) Agua de mar d) Hormigón e) Acero f) Colonia 5 En las mezclas heterogéneas, las técnicas que se emplean para separar las sustancias

son principalmente la decantación y la filtración. a) Explica en qué consisten.

b) Cita algún ejemplo de mezclas a las que podrían aplicarse estas técnicas de separación.

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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

6 ¿Qué técnicas emplearías para separar las sustancias que componen las siguientes mezclas? Haz

la separación práctica correspondiente. a) Aceite y agua.

b) Sal disuelta en agua.

c) Alcohol y agua.

d) Cristales de sal y yodo, sabiendo que la sal se disuelve en agua y no en alcohol; y que el yodo no se disuelve en agua y sí en alcohol.

7 Busca en el diccionario la palabra cromatografía. Explica en qué consiste esta técnica

Destilación

¿Cómo diferenciar entre una sustancia pura y una disolución?

Se recoge sólo una sustancia en el colector y no queda nada en el matraz de destilación. Hierve a temperatura constante.

Sustancia pura

Se obtienen dos o más sustancias en el colector y no queda nada en el matriz de destilación.

Disolución (líquido-líquido)

Se obtienen una o más sustancias en el colector y queda un residuo sólido en el matriz de destilación.

Disolución (sólido-líquido)

AMPLIACIÓN

y para qué se utiliza.

Para distinguir si un sistema homogéneo es una disolución (mezcla de sustancias) o una sustancia pura, hay que aplicar alguna de las técnicas de separación de sustancias, tales como la destilación, evaporación/cristalización. Si se trata de un sistema líquido, nos fijamos en la temperatura de ebullición. En el caso de una disolución, la temperatura de ebullición cambia, y en el caso de un líquido puro, la temperatura de ebullición permanece constante.


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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Disoluciones: concentración y solubilidad Recuerda que… • Las disoluciones son sistemas materiales homogéneos formados por dos o más sustancias diferentes (aire, agua de mar, etc.). • La concentración de una disolución indica la cantidad de soluto que hay en una determinada cantidad de disolución. Esta magnitud se puede expresar en: masa de soluto % en peso o en masa = ⋅ 100 masa de disolución % en volumen = Concentración =

volumen de soluto ⋅ 100 masa de disolución gramos de soluto volumen de disolución

• La solubilidad de una disolución indica la cantidad máxima de soluto que admite una cierta cantidad de disolvente a una temperatura determinada.

1 La concentración de una disolución de hidróxido sódico (NaOH) en agua es del 2 % en masa.

¿Qué cantidad de hidróxido de sodio hay en medio kilogramo de disolución?

2 ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una disolución que se ha preparado disolviendo

50 mL de alcohol en 250 mL de agua?

3 Expresa en g/L la concentración de una disolución que tiene 500 mL de agua

y 10 g de sal (NaCl).

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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 En el agua del mar hay unos 300 g de diferentes sales en cada 10 kg de disolución

(10 L, aproximadamente). Entre estas sales se encuentran las cantidades en gramos que muestra el gráfico. 1,68 10,8 7,2 14,2 233,28 32,84

Cloruro de sodio Cloruro de magnesio Sulfato de magnesio Sulfato de calcio Cloruro de potasio Otros

Calcula la concentración en g/L de cada sal: a) Cloruro de sodio.

b) Cloruro de magnesio.

c) Sulfato de magnesio.

e) Cloruro de potasio.

AMPLIACIÓN

d) Sulfato de calcio.

5 La solubilidad del fluoruro de bario (BaF2) es de 1,3 g/L a una temperatura de 26 ºC.

a) Calcula la cantidad de soluto que podemos añadir a 5 L de disolución cuya concentración es de 0,8 g/L.

b) Calcula la cantidad de agua que habrá que añadir a 20 g de BaF2 para lograr una disolución saturada.


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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

6 La gráfica adjunta representa la solubilidad del nitrato y sulfato de potasio en agua a distintas

temperaturas. Determina: Masa (g) en 100 g agua 160 140

Nitrato de potasio

120 100 80 60 40 Sulfato de potasio

20 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

Temperatura (°C)

a) La solubilidad de las sales a 30 ºC.

b) La solubilidad de las sales a 60 ºC.

c) La masa de nitrato que se disuelve en 1 L de agua a 30 ºC.

d) La masa de nitrato que precipita al enfriar la solución anterior a 10 ºC.

e) Describe cómo varía la solubilidad de las sales en agua con la temperatura.

f) ¿Qué quiere decir que la solubilidad del nitrato de potasio es de 60 g en 100 g de agua a 40 °C?

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FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La composición de la materia Recuerda que… • La naturaleza está formada por sustancias puras y mezclas. • Recuerda que materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Así, son materia los seres vivos y todos los cuerpos inanimados: una planta, un animal, una prenda de vestir, el agua de una botella o el aire que respiramos son materia. • La materia está formada por sustancias o mezclas de sustancias: las rocas están formadas por diferentes sustancias; el aire es una mezcla de varias sustancias, así como nuestro cuerpo y el de cualquier ser vivo están constituidos por numerosas sustancias. • Las sustancias se identifican por sus propiedades características (densidad, temperaturas de fusión y ebullición propias, etc.). • La teoría atómica de Dalton intenta explicar la gran variedad de sustancias que existen en la naturaleza.

1 La formación del agua y del amoniaco puede expresarse de la siguiente forma:

a)

2 H2 Hidrógeno

+

O2 Oxígeno

⇒ 2 H2O Agua

b)

N2 Nitrógeno

+

3 H2

⇒

Hidrógeno

2 NH3 Amoníaco

AMPLIACIÓN

Interpreta estas ecuaciones químicas según la teoría atómica de Dalton.

Sustancias puras y mezclas La mayoría de los sistemas materiales que nos rodean son mezclas de sustancias y los clasificamos como mezclas heterogéneas, disoluciones y sustancias puras. • Una mezcla heterogénea está formada por dos o más sustancias, y sus propiedades varían de un punto a otro. Ejemplo: una mezcla de aceite y agua. • Una disolución está formada por dos o más sustancias y tiene las mismas propiedades en todos los puntos. Ejemplo: el aire o el agua potable. • Una sustancia pura tiene unas propiedades características definidas y no se puede separar en dos o más sustancias mediante procedimientos físicos. Ejemplo: el agua destilada.


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FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2 Conoce la composición y clasifica los siguientes sistemas materiales, muy frecuentes

en la vida cotidiana, como mezcla heterogénea, disolución o sustancia pura. • Jugo de limón: agua y ácido cítrico (H2O y C6H10O8)... • Azúcar: sacarosa (C12H22O11) • Leche: agua (H2O), grasas, proteína (lactoalbúmina), azúcares (lactosa C12H22O11)... • Cable eléctrico: cobre (Cu) • Marco de ventanas: aluminio (Al) • Mercurio del termómetro: mercurio (Hg) • Sal de cocina: cloruro de sodio (NaCl) • Alcohol medicinal: agua (H2O) y etanol (C2H6O) • Aspirina: ácido acetilsalicílico (C9H8O4) • Bebida refrescante: agua (H2O), dióxido de carbono (CO2), cafeína (C8N4O2H10)… • Lejía: agua (H2O), hipoclorito de sodio (NaClO) • Amoniaco para limpieza: agua (H2O) y amoniaco (NH3) • Sangre: agua (H2O), glucosa (C6H12O6), hemoglobina (C2952H4664O832N812S8Fe4), cloruro de sodio (NaCl)… Mezcla heterogénea

Disolución

Sustancia pura

• Completa la tabla anterior con otras sustancias que se te ocurran. • ¿Cuál es la diferencia existente entre una sustancia pura y una disolución? Pon algún ejemplo para aclarar tu respuesta.

Disoluciones para limpieza.

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NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis 1 Copia y completa el siguiente mapa de conceptos:

LA MATERIA está formada por

sólidos

que pueden formar heterogéneas

AMPLIACIÓN

que pueden ser

que pueden separarse usando distintas técnicas

que indica si la solución es

formadas por

soluto

para describirlas se utilizan

ejemplo

cromatografía

saturada 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Electrostática. Electrización Recuerda que… • La electrización es el fenómeno por el cual los cuerpos adquieren carga eléctrica. Se debe a la transferencia de electrones de un cuerpo a otro. • La carga eléctrica es la propiedad que adquieren algunos cuerpos por frotamiento, por contacto o por inducción. Existen dos clases de carga eléctrica que, por convenio, reciben el nombre de positiva, la que adquiere una varilla de vidrio frotada con seda, y negativa, la que adquiere una varilla de plástico frotada con lana. Las cargas de distinto signo se atraen y las del mismo signo se repelen. • Un cuerpo es neutro si sus átomos tienen tantas cargas positivas como negativas, es decir, el mismo número de protones que de electrones. Un cuerpo está cargado positivamente si sus átomos tienen un exceso de protones por haber cedido electrones; un cuerpo está cargado negativamente si sus átomos tienen un exceso de electrones por haber recibido electrones. La unidad de carga en el SI es el culombio (C) y equivale a la cantidad de carga eléctrica que poseen 6,24 ⋅ 1018 electrones. En electrostática se utilizan en los cálculos cantidades de carga pequeñas y se emplean mucho el microculombio (µC) y el nanoculombio (nC). 1 µC = 10−6 C ; 1 nC = 10−9 C • Para que el fenómeno de la electrización se produzca, los electrones han de tener movilidad. Aquellas sustancias que permiten el movimiento de las cargas eléctricas reciben el nombre de conductores eléctricos, y las que no lo permiten se denominan aislantes.

1 El péndulo eléctrico consiste en una pequeña bola de médula de saúco, papel o corcho, colgada

de un hilo de seda muy fino. Observa las experiencias y explica lo que sucede.

Varilla de vidrio

Varilla de vidrio

Varilla de plástico

a) Frotamos la varilla de vidrio con un pañuelo de seda. La varilla atrae a la bola del péndulo.

b) Hacemos que la bola del péndulo entre en contacto con la varilla de vidrio. A continuación, la bola es repelida por la varilla.

c) Frotamos la varilla de plástico con un paño de lana y la acercamos a la bola del péndulo. La varilla de plástico atrae a la bola.

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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2 Señala verdadero (V) o falso (F) en los siguientes enunciados:

Un átomo neutro no contiene cargas eléctricas. Un cuerpo cargado positivamente no tiene electrones. Un átomo queda cargado positivamente cuando gana protones. Los átomos con carga negativa tienen más electrones que protones. En un fenómeno de electrización no se crea carga neta. 3 Considera la figura:

a) ¿Qué signo tienen las cargas a, b, c?

a

b

b) Representa las fuerzas a que están sometidas las cargas b y c. c

+

q

4 Para determinar la existencia de cargas en un cuerpo y el tipo de carga que posee podemos

a) Si tocas la esfera del electroscopio con una varilla de vidrio previamente frotada con seda, ¿qué les sucederá a las laminillas metálicas? ¿Por qué?

AMPLIACIÓN

utilizar un electroscopio. Un electroscopio es un recipiente de vidrio cuyo tapón está atravesado por una varilla metálica que tiene en uno de sus extremos dos finas láminas de oro o de aluminio, y en el otro, una esfera metálica.

Esfera metálica Varilla metálica

b) Si tocas la esfera con otro cuerpo y las laminillas metálicas se separan más, ¿qué carga tiene este cuerpo? ¿Por qué?

c) Si las laminillas se acercan, ¿qué clase de carga tiene el cuerpo? ¿Por qué? Hojas metálicas


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FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Representa mediante esquemas los hechos observados en la actividad anterior e interprétalos.

6 En el dibujo se indica el sentido de las fuerzas eléctricas

a las que están sometidas las cargas a, b, c, d. Señala el signo de dichas cargas.

a

a) d

b) c)

b c

d) 7 Expresa en culombios el valor las siguientes cargas eléctricas:

• 103 µC: • 10−5 kC: • 104 mC: 8 ¿Qué variación experimenta la masa de un cuerpo cuando se carga con −1 C

sabiendo que la carga de un electrón es −1,6 ⋅ 10−19 C y su masa es 9 ⋅ 10−31 kg?

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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Ley de Coulomb. Intensidad del campo eléctrico Recuerda que… • Ley de Coulomb. La intensidad de la fuerza de atracción o de repulsión entre dos cargas puntuales es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa. Su expresión matemática es: q1 ⋅ q2 F=K r2 – F: intensidad de la fuerza electrostática – d: distancia entre las cargas – q1 y q2: cantidad de carga – K: constante de proporcionalidad En el vacío o en el aire, K = 9 ⋅ 109 N ⋅ m2/C 2. F21 +q1

F21

F12

+q1

+q2

−q1

−q2

F12

−q2

F12 = F21

F21

Con la misma intensidad atrae la carga 1 a la carga 2, que la carga 2 a la carga 1.

F12

• Llamamos campo eléctrico a la región del espacio que rodea a un cuerpo cargado en la que se manifiestan fuerzas electrostáticas sobre otro cuerpo cargado colocado en ella. • Recibe el nombre de intensidad del campo eléctrico en un punto la fuerza que ejerce dicho campo sobre una unidad de carga positiva (q) colocada en dicho punto: E = F/q . Se mide en N/C.

• 20 µC

• 7,3 nC

• 2,7 ⋅ 104 µC

• 0,065 nC

• 3 ⋅ 10−2 µC

• 2500 nC

2 Dos cargas, q1 = +2 ⋅ 10−5 C y q2 = −5 ⋅ 10−6 C, están situadas en el aire a una distancia

AMPLIACIÓN

1 Expresa en culombios las siguientes cargas eléctricas:

de 45 cm una de la otra. a) Calcula el valor de la intensidad de las fuerzas con que interaccionan.

b) Representa en un esquema su dirección y sentido.

3 Cuánto crees que se debe modificar la distancia entre dos cargas eléctricas

para que la fuerza de interacción entre ellas: a) Se triplique.

b) Se reduzca a la mitad.

c) Aumente cinco veces.


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AMPLIACIÓN

FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 Una carga de −3 µC está colocada en el vacío y atrae a otra carga situada a 0,5 m

de distancia con una fuerza de 0,45 N. ¿Cuál es el valor de la otra carga? ¿Cuál es su signo?

5 Dos cargas puntuales de −2 nC y +3 µC están situadas en el vacío y se atraen

con una fuerza de 1,3 ⋅ 10−4 N. Calcula la distancia a la que están colocadas.

6 Calcula el valor de dos cargas iguales que en el vacío se repelen con una fuerza de 0,09 N cuan-

do están colocadas a una distancia de 0,9 m.

7 Una carga q1 crea a su alrededor un campo eléctrico. Si a 10 cm de ella se coloca

otra carga q2 de +3 µC, esta es repelida con una fuerza de 7,9 N. Calcula la intensidad del campo en el punto en que se encuentra q2.

8 Calcula el valor de una carga q que produce un campo eléctrico de 2,5 ⋅ 104 N/C

en un punto que está situado a 12 cm.

9 Una carga de 4 ⋅ 10−3 µC se sitúa en un punto de un campo eléctrico. Calcula el valor

de la fuerza que se ejercerá sobre dicha carga, sabiendo que la intensidad del campo eléctrico en ese punto es de 1125 N/C.

10 Si el valor de la intensidad del campo eléctrico en un punto coincide con el valor

de la constante K de Coulomb, ¿qué condiciones se deben cumplir?

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AMPLIACIÓN

FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

El átomo Recuerda que… El átomo consta de dos partes bien diferenciadas: el núcleo y la corteza. Los protones y neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, y los electrones se mueven alrededor del núcleo del átomo. • Los protones son partículas con carga eléctrica positiva, y cuya masa aproximada es de 1,67 ⋅ 10−27 kg. • Los electrones tienen carga eléctrica negativa de igual valor absoluto que la de los protones y cuya masa es aproximadamente 2000 veces menor que la de los protones. • Los neutrones son partículas sin carga y de masa aproximadamente igual a la de los protones. La masa de un átomo se concentra en el núcleo. La masa de los electrones es despreciable en comparación con la de los protones y neutrones. El átomo es eléctricamente neutro, es decir, no tiene carga. 1 Los descubrimientos realizados con posterioridad a la teoría atómica de Dalton demostraron

que los átomos no eran tan simples como este había supuesto. Completa el cuadro: Modelos atómicos y partículas fundamentales Año

Científico Electrón

1897

Descubrimiento

J. J. Thomson (1856-1940) Físico británico

1911

E. Rutherford (1871-1937) Físico neozelandés

Electrones en órbita

AMPLIACIÓN

Materia cargada positivamente

Protones en el núcleo

Energía creciente de los niveles electrónicos

1913

1932

Órbitas circulares

N. Bohr (1885-1962) Físico danés

Electrón Nivel fundamental Núcleo Protones

J. Chadwick (1891-1974) Físico británico

Electrones Neutrones


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AMPLIACIÓN

FICHA 3


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2 ¿Qué diferencias fundamentales mantiene el modelo atómico de Rutherford con el modelo ató-

mico de Thomson?

3 Suponiendo que la materia estuviera formada de átomos según el modelo de Thomson,

¿los cuerpos serían más densos, igual de densos o menos densos? Justifica la respuesta.

4 Dibuja un átomo según el modelo de nube electrónica.

Modelo atómico de la nube de carga Según este modelo, los electrones se mueven constantemente en torno al núcleo, sin describir ningún tipo de órbita concreta. No es posible conocer con precisión la posición de un electrón en un instante dado; únicamente se puede determinar la probabilidad de que en dicho instante se halle el electrón en una región concreta del espacio orbital. De esta forma, las órbitas de Bohr se sustituyen por los llamados orbitales que especifican la zona donde es probable que se encuentre cada electrón dentro del átomo. 5 Compara la relación de dimensiones del átomo y del Sistema Solar, sabiendo:

• Diámetro del átomo: 1 ⋅ 10−10 m; diámetro del núcleo: 1 ⋅ 10−14 m.

• Tamaño del Sistema Solar: 5 ⋅ 1012 m; diámetro del Sol: 1 ⋅ 109 m.

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AMPLIACIÓN

FICHA 4


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Átomos, elementos, iones e isótopos Recuerda que… Un átomo se define mediante dos números: • El n.o atómico (Z ), que es el número de protones que tiene un átomo y coincide con el número de electrones del mismo, por ser el átomo eléctricamente neutro. • El n.o másico (A), que es el número de partículas que tiene un átomo en su núcleo. Se cumple: A = Z + N, siendo Z = N.o de protones = N.o de electrones; N = N.o de neutrones y A = N.o de protones + N.o de neutrones, y también se cumple: N = A − Z. Elementos químicos son las sustancias simples formadas por átomos que tienen todos el mismo N.o atómico. Los elementos químicos se representan mediante símbolos. Por ejemplo: litio (Li); azufre (S); flúor (F); etc. Iones son partículas de tamaño atómico con carga eléctrica y se forman cuando un átomo pierde o gana electrones. En la naturaleza hay iones positivos o cationes, y también iones negativos o aniones. Isótopos son átomos de un elemento químico que tienen igual número atómico y distinto número másico. La notación de los isótopos es: Número másico

5

A

Número atómico

5

Z

X

6

Símbolo del elemento

1 Indica el número de protones, neutrones y electrones de un elemento cuyo número atómico es

2 Indica qué diferencias hay entre:

a) O y O2−.

AMPLIACIÓN

26 y su número másico es 56.

b) N2 y 2 N.

c) H− y H+.

3 El número atómico de un átomo de nitrógeno es 7 y el de un átomo de estaño es 50,

expresa el proceso: a) El átomo de nitrógeno se convierte en el anión N3−.

b) El átomo de estaño se convierte en el catión Sn4+.


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FICHA 4


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas (V) o falsas (F):

Los electrones tienen una masa mucho mayor que los protones. La carga del protón es la misma que la del electrón, pero de signo contrario. Un elemento químico es una sustancia formada por átomos con igual número de protones. Un ion se forma cuando un átomo pierde o gana protones. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones pero distinto número de electrones. 5 Completa la siguiente tabla: Isótopos 23 11

Z

Na

3 1

H

Mg C

N=A−Z

23

12

1

26 12

13 6

A

Electrones

1 26

6

12 6

La radiactividad • La radiactividad natural es el proceso de emisión espontánea de radiaciones por parte de núcleos naturales inestables que se transforman en otros núcleos. • Los isótopos radiactivos se comportan igual que los no radiactivos del mismo elemento, aunque la emisión de radiactividad de los primeros nos permite utilizarlos como marcadores o indicadores al seguir la posición que ocupan. • Los isótopos radiactivos se utilizan especialmente en la industria y en la medicina. Podemos detectar el desgaste de piezas de una máquina, localizar obstrucciones de tuberías subterráneas. En medicina, los trazadores radiactivos permiten seguir el funcionamiento de órganos como la captación de yodo por la glándula tiroides, estudios metabólicos con carbono-14; el uso del cobalto-60 en el tratamiento del cáncer, etc.

6 Un isótopo del yodo tiene de número atómico 53 y de número másico 127.

Determina el número de protones, neutrones y electrones.

7 Si el cobalto-60 tiene 33 neutrones, indica el número atómico y el número másico.

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NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis Durante un siglo, los científicos habían estado completamente seguros de que los átomos eran las cosas más pequeñas que podían existir, y que el átomo más pequeño sería, en consecuencia, lo más pequeño que tuviera masa. Ahora ese pensamiento se vio hecho pedazos; o, al menos, tuvo que ser modificado, pero la modificación tal vez no tuviera que ser muy grande. Era posible argumentar, después de los experimentos de Thomson, que los átomos seguían siendo las más pequeñas partículas de materia que podían existir. La electricidad, podía decirse, no era materia, sino una forma de energía que era mucho más sutil que la materia. No debería de ser sorprendente, desde ese punto de vista, que esas partículas de rayos catódicos, que podían ser consideradas como «átomos de electricidad», eran mucho más pequeñas que los átomos de materia. Era la pequeñez de las partículas de rayos catódicos lo que podía explicar el hecho de que una corriente eléctrica pudiera fluir a través de la materia, o que las partículas de rayos cató-

dicos pudieran atravesar finas láminas metálicas. El paso de esas partículas a través del metal había sido considerado como una fuerte evidencia de que no podían ser partículas, pero en el momento del primer descubrimiento de ese paso no se tenía la menor idea de lo pequeñas que eran esas partículas. (Los experimentos pueden confundir incluso a los mejores científicos si falta algún dato clave de conocimiento.) Debido a que la partícula de rayos catódicos es mucho más pequeña que cualquier átomo, es denominada partícula subatómica. Fue la primera partícula subatómica en ser descubierta, e iba a ser la primera de todo un aluvión de ellas que cambiarían completamente nuestra mentalidad acerca de la estructura de la materia. Su descubrimiento incrementó nuestro conocimiento, revolucionó nuestra tecnología, y cambió por completo nuestra forma de vida. ÁTOMO. ISAAC ASIMOV RBA EDITORES

1 Señala qué afirmaciones pueden deducirse del texto anterior:

Los átomos son indivisibles. Los electrones forman parte de los átomos. Los electrones son partículas diminutas muy ligeras. El electrón es la única partícula subatómica conocida. El electrón fue la primera partícula subatómica en ser descubierta.

AMPLIACIÓN

2 ¿Por qué dice el texto que los electrones podían considerarse «los átomos de la electricidad»?

3 ¿Qué propiedad de los electrones les permite atravesar finísimas láminas metálicas? Justifica

este hecho a partir del modelo atómico de Rutherford.

4 Explica la última frase: «Su descubrimiento incrementó nuestro conocimiento, revolucionó

nuestra tecnología, y cambió por completo nuestra forma de vida.»


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AMPLIACIÓN

FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

El sistema periódico Recuerda que… • En la actualidad se conocen más de cien elementos que se han ordenado en una tabla por su número atómico, colocando en los mismos grupos o columnas los elementos que tienen propiedades semejantes. El sistema periódico actual presenta 18 grupos o columnas y 7 periodos o filas. Hay también otros periodos: los elementos químicos cuyos números atómicos van del 58 al 71 constituyen el periodo de los lantánidos; y los que van del 90 al 103, el periodo de los actínidos. • Masa atómica de un átomo de un elemento químico es un número relativo que nos indica cuántas veces la masa del átomo contiene a la unidad de masa atómica. • La unidad de masa atómica es, por convenio, la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Se representa por u (1 u = 1,66 ⋅ 10−24 g). 1u=

Platino

masa del átomo 126 C 10−6

• Normalmente, la masa atómica de un elemento suele tener un valor muy cercano al número másico, aunque decimal. Esto es debido a la existencia de isótopos, ya que cada uno de ellos tiene su número másico y están presentes en la naturaleza en una determinada proporción. En general: A1 %1 + A 2 %2 + … Masa atómica = 100 Donde A1… son los números másicos de cada isótopo y %1 …, sus porcentajes respectivos.

Papel de aluminio

1 Resume con ayuda del libro de texto cómo se ha llegado al sistema periódico actual.

2 Ordena de mayor a menor, según el número atómico, los siguientes elementos químicos e indica

el símbolo correspondiente: oxígeno, selenio, litio, flúor, hidrógeno, plata, calcio, bario, oro.

3 Clasifica los siguientes elementos en metales, no metales y gases nobles:

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• Litio

• Carbono

• Helio

• Mercurio

• Oro

• Boro

• Neón

• Silicio

• Argón

• Cloro

• Nitrógeno

• Yodo

• Arsénico

• Xenón

• Magnesio

Metales

No metales


Gases nobles

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AMPLIACIÓN

FICHA 1


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 Indica los grupos y periodos de los elementos siguientes en el sistema periódico:

• Mg

• Al

• Mn

• As

• Cl

• Na

• C

• Xe

• Cr

• Fe

• Hg

• Au

5 Completa el siguiente cuadro consultando la tabla periódica: Periodo

Comienza con el elemento…

Con número atómico…

Termina con el elemento…

Con número atómico…

Número de elementos que tiene el periodo

1 2 3 4 5 6 7 AMPLIACIÓN

6 Define las propiedades periódicas siguientes:

a) Volumen atómico:

b) Potencial o energía de ionización:

c) Carácter metálico:

7 Dados los elementos siguientes, agrupa las parejas que deberán tener propiedades similares

por pertenecer al mismo grupo. • Sodio

• Silicio

• Germanio

• Calcio

• Argón

• Magnesio

• Teluro

• Potasio

• Selenio

• Helio


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AMPLIACIÓN

FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La química de la vida Recuerda que… • La bioquímica es la parte de la química que se ocupa del estudio de las reacciones y procesos que tienen lugar en los seres vivos. Hay que mencionar dos aspectos básicos relacionados con la bioquímica: los elementos químicos que forman la materia viva y las reacciones químicas necesarias para que la vida se desarrolle. • Bioelementos primarios: los elementos básicos que forman los seres vivos son: el carbono (C), el hidrógeno (H), el oxígeno (O), el nitrógeno (N), el fósforo (P) y el azufre (S). • Bioelementos secundarios: en menor cantidad, existen otros elementos muy importantes para el desarrollo de los seres vivos. Algunos de estos elementos son: el calcio (Ca), el magnesio (Mg), el sodio (Na), el potasio (K), el hierro (Fe), el flúor (F), el yodo (I) y el cinc (Zn). • Para que la vida se desarrolle son necesarias reacciones químicas; por ejemplo, todas las plantas y animales necesitan respirar, así, en este proceso, se toma oxígeno del aire y se emite dióxido de carbono; y las plantas, a su vez, absorben dióxido de carbono y desprenden oxígeno, contribuyendo así al equilibrio de gases en la atmósfera. • Aunque los seres vivos obtienen los elementos químicos del medio en el que se encuentran, su composición química no es parecida a la de dicho medio, en el que abundan el nitrógeno (aire) o el silicio (suelo). • Las células que forman los organismos vivos están constituidas por una serie de compuestos químicos básicos: glúcidos o hidratos de carbono, lípidos y proteínas. También tienen un papel importante los ácidos nucleicos. Todas estas sustancias, con la excepción de los lípidos, están constituidas por moléculas gigantes o biopolímeros. 1 Calcula la masa molecular de la hemoglobina, C2952H4664O832N812S8Fe4, e indica cuántas

moléculas de agua son necesarias para que su masa sea igual.

2 Calcula la masa molecular de la celulosa, sabiendo que está formada por unas 10 000 unidades

de C6H12O5 , y compárala con la de las moléculas de agua, H2O, de dióxido de carbono, CO2 , y de sulfato de amonio, (NH4)2SO4.

3 Casi todas las sustancias orgánicas arden en presencia de oxígeno, dando como resultado

dióxido de carbono, CO2 , y agua, H2O. a) ¿Qué elementos son comunes a todas las sustancias orgánicas?

b) Cita sustancias y objetos de tu entorno que sean compuestos orgánicos.

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FICHA 2


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 ¿Qué diferencias existen entre los compuestos orgánicos y los inorgánicos? Propiedades características de los ácidos y de las bases Ácidos

Bases

Tienen sabor agrio.

Tienen sabor amargo.

Son corrosivos para la piel.

Son suaves al tacto y corrosivas para la piel.

Sus disoluciones cambian el color de muchos colorantes orgánicos y vegetales.

Sus disoluciones modifican el color de los colorantes en sentido opuesto al realizado por los ácidos.

Atacan a numerosos metales desprendiendo gas hidrógeno.

Disuelven muchas grasas.

Conducen en disolución la corriente eléctrica.

Conducen en disolución la corriente eléctrica.

Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases.

Pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos.

Cita compuestos de uso frecuente en casa e indica para qué se utilizan.

b) Ácidos inorgánicos.

AMPLIACIÓN

a) Ácidos orgánicos.

c) Bases.

5 Calcula la composición porcentual de la glucosa (C6H12O6) y de la sacarosa (C12H22O11),

y compáralas.


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AMPLIACIÓN


NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis PERIODO

1 Completa la siguiente tabla periódica con los elementos que faltan.

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS GRUPO 1

18 Número atómico

20

6

Ca

1 2

3 2

4 Berilio

12 Magnesio

19

K 37

22

38

39

Y Itrio

Estromcio

56

5

23

Sc Ti

Rubidio

5

14

6

Titanio

40

6

24

V Vanadio

41

7

25

9

27

10

28

C

N

Carbono

Nitrógeno

Cr Mn

Co Ni Cobalto

42

43

44

45

Cinc

47

48

Galio

57

72

Niobio

73

Molibdeno

Tecnecio

74

75

Rutenio

76

Rodio

77

Paladio

Plata

Cadmio

78

Tl Talio

Lantano

89

Hafnio

104

Tantalio

105

Volframio

106

Renio

107

Osmio

108

Iridio

109

110

111

112

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uun Uub Radio

LANTÁNIDOS

Actinio

Rutherfordio

Dubnio

Seaborgio

Bohrio

Hassio

58

59

60

61

62

5

6

Cerio

5

7

Meitnerio Ununnilio Ununumio

63

34

35

36

Germanio

64

65

Ununbio

66

Arsénico

51

Selenio

52

Sb Te Antimonio

83

Bromo

53

Teluro

84

Criptón

54

I

Xe

Yodo

85

Xenón

86

Bi Po At Rn Bismuto

Polonio

114

116

Uuq

Uuh

Ununquadio

Ununhexio

67

68

69

70

Astato

Radón

71

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 90

ACTÍNIDOS

33

81

Pt

Francio

S Azufre

Indio

Platino

88

P Fósforo

32

Neón

16

Si

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Circonio

F Ne Flúor

Silicio

49

Cesio

Bario

15

Helio

10

Zn Ga Ge As Se Br Kr

Níquel

46

31

17

9

B

12

30

Cromo

Manganeso

11

16

7

14

8

15

Boro

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir 87

7

4

Escandio

Rb Sr 55

6

3

21

Potasio

5

He 13

Mg

3

4

Símbolo

6

Calcio

No metales Metales Gases nobles

Li Be Litio

6

Nombre

2

Praseodimio Neodimio

Prometio

91

93

Th Pa Torio

Protactinio

Samario

94

Europio

95

Gadolinio

96

Terbio

97

Disprosio

98

Holmio

99

Erbio

Tulio

100

101

Iterbio

102

Lutecio

103

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Neptunio

Plutonio

Americio

Curio

Berkelio

Californio Einstenio

Fermio

Mendelevio

Nobelio

Laurencio

• ¿Cuántos protones tienen los átomos de los elementos con los que has completado el sistema periódico?

• ¿Podrán formar iones? Explica tu respuesta con ejemplos:

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FICHA 1

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Los cambios químicos a nivel microscópico Recuerda que…

1 Clasifica los siguientes procesos en fenómeno químico o fenómeno físico:

❏ Disolución de sal en agua.

❏ Oxidación del hierro.

❏ Combustión de madera.

❏ Reflexión de la luz en un espejo.

❏ Putrefacción de un trozo de carne.

❏ Respiración humana.

❏ Evaporación del agua.

❏ Circulación de la corriente eléctrica por un hilo conductor.

❏ Mezcla de azufre con limaduras de hierro.

❏ Fermentación del zumo de uva.

Físico

AMPLIACIÓN

• En una transformación física no se produce variación de la naturaleza química de las sustancias que intervienen. • En las transformaciones o reacciones químicas, una o más sustancias se transforman en otras sustancias totalmente diferentes, es decir, con nuevas propiedades. Una reacción química es una reorganización de los átomos que forman las sustancias reaccionantes para obtener otras nuevas o productos de reacción. • Una ecuación química es una representación, mediante fórmulas químicas, de una reacción química. Las sustancias químicas iniciales se llaman reactivos y las que se producen en la reacción se denominan productos. El número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos; es decir, en ambos miembros de la ecuación. Cuando esto ocurre, se dice que la ecuación está ajustada. • Para ajustar una ecuación química se escriben números delante de las fórmulas que representan a cada sustancia que reciben el nombre de coeficientes estequiométricos; y representan la proporción en que reaccionan las moléculas de los reactivos y las moléculas que se obtienen. • En una reacción química, la masa se conserva; es decir, la masa de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción (ley de Lavoisier de conservación de la masa).

Químico


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FICHA 1

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2 Cuando echamos café sobre leche observamos

un cambio de color. ¿Ha habido alguna reacción química? Razona la respuesta.

3 Una vela se consume lentamente cuando está encendida.

¿En la combustión se cumple la ley de Lavoisier? ¿Cómo se demuestra?

4 En un recipiente se quema una pequeña cantidad de alcohol y se observa que al final

no hay líquido. Razona la/las respuesta/as que creas correcta/as: a) Los gases producidos seguirán siendo alcohol.

b) El alcohol ha desaparecido y no se ha convertido en ninguna otra sustancia.

c) Los gases producidos en la combustión son sustancias distintas del alcohol.

5 Escribe las fórmulas de las sustancias y ajusta las ecuaciones que corresponden

a las reacciones siguientes: a) Hidrógeno + oxígeno → agua b) Cloruro de hidrógeno + cinc → cloruro de cinc + hidrógeno c) Nitrógeno + hidrógeno → amoniaco d) Dióxido de azufre + oxígeno → trióxido de azufre 6 Indica si son correctas o no las siguientes ecuaciones químicas, razonando la respuesta:

a) S8 + O2 → SO2 + H2O b) N2 + O2 → N2O5 c) HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O d) HCl2 + CaOH → CaCl2 + H2O

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AMPLIACIÓN

FICHA 2

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Cómo suceden las reacciones químicas Recuerda que… • La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert Lewis y otros químicos, afirma que, para que ocurra un cambio químico entre dos sustancias se necesita, en primer lugar, que las partículas entren en contacto mediante una colisión. • Ahora bien, no todas las colisiones producen el cambio químico. Para que este se realice, es necesario que la colisión libere una cantidad de energía suficiente como para romper los enlaces químicos en las sustancias iniciales (energía de activación). Además, para que los choques sean eficaces, las partículas de los reactivos deben poseer la velocidad suficiente para romper sus enlaces y chocar con la orientación adecuada. • La velocidad de una reacción química es la cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de tiempo. Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son: – La naturaleza de los reactivos. – La concentración de los reactivos. – La temperatura. – La presencia o ausencia de catalizadores. – La superficie de contacto entre los reactivos.

1 Contesta:

b) Busca información y di qué diferencia hay entre energía de activación y energía de reacción.

AMPLIACIÓN

a) ¿Por qué conservamos los alimentos en el frigorífico?

c) El carbón se quema mejor cuando está pulverizado que cuando se presenta en trozos grandes. ¿Por qué?

2 Los gases nitrógeno (N2) y oxígeno (O2) reaccionan para formar, monóxido de nitrógeno (NO),

calentando los reactivos hasta 2000 °C. ¿Por qué la reacción no tiene lugar a temperatura ambiente? Razona la respuesta.

3 Ordena de mayor a menor velocidad de reacción los siguientes cambios químicos:

a) Combustión del alcohol

1.

b) Oxidación del hierro

2.

c) Explosión de la dinamita

3.

d) Descomposición de una fruta

4.


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AMPLIACIÓN

FICHA 3

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Estequiometría Recuerda que… • La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción. • A partir de la cantidad de un compuesto que interviene en una reacción, puede conocerse la cantidad de los restantes compuestos que intervienen. • Un mol es la cantidad de sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a la masa molecular y contiene la constante de Avogadro de partículas (átomos o moléculas), NA = 6,022 ⋅ 1023. Ejemplo: Un mol de átomos de Na es igual a 6,022 ⋅ 1023 átomos de sodio; un mol de moléculas de H2O es igual a 6,022 ⋅ 1023 moléculas de agua. Cantidad de sustancia =

masa (g) ; Masa de un mol (g)

n=

m ; M

N.o de moléculas = n ⋅ NA

• Volumen molar de sólidos y líquidos: la relación que existe entre la masa molar y el volumen molar de un sólido o de un líquido es su densidad. La unidad de densidad en el SI es el kg/m3; no obstante, en los cálculos químicos suele utilizarse otra unidad, el g/cm3. • Volumen molar de gases: el volumen molar de cualquier gas en condiciones normales de presión y de temperatura (P = 1 atm y t = 0 °C) es 22,4 L, y contiene el número de Avogadro de moléculas, 6,022 ⋅ 1023. 1 Las masas atómicas del carbono (C), del oxígeno (O) y del sodio (Na) son, respectivamente,

12, 16 y 23. Calcula: a) La masa molecular del carbonato de sodio.

b) La masa de un mol de ese compuesto.

2 Determina la masa molar de las siguientes sustancias:

a) Oxígeno, O2: b) Agua, H2O: c) Cloruro de hierro (III), FeCl3: d) Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2: e) Ácido nítrico, HNO3: f) Sulfato de aluminio, Al2(SO4 )3: 3 Calcula la composición centesimal de las siguientes sustancias:

a) Bromuro de plata, AgBr.

b) Sulfato de sodio, Na2SO4.

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FICHA 3

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

4 La composición centesimal de un óxido de hierro es 69,92 % Fe y 30,08 % O.

Sabiendo que su masa molecular es 159,6 u, determina su fórmula.

5 Contesta:

a) ¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico, H2SO4 , hay en cinco moles de dicho compuesto?

b) ¿Cuántos moles de SO2 hay en 100 g de dicho gas?

c) ¿Cuántas moléculas de amoniaco, NH3, hay en 100 g de dicho gas?

d) Calcula la masa en gramos de una molécula de N2.

a) Bromo líquido, Br2, sabiendo que su densidad es 3,2 g/cm3.

b) Mercurio, Hg, sabiendo que su densidad es 13,6 g/cm3.

AMPLIACIÓN

6 Determina el volumen molar de las siguientes sustancias:

7 Calcula:

a) El volumen que ocupan 187,6 g de gas nitrógeno, N2, en condiciones normales.

b) Cuántas moléculas de vapor de agua están contenidas en 1 m3 de vapor.

c) La masa en gramos de 28 L de gas dióxido de azufre, SO2, en condiciones normales.

d) El volumen que ocuparán 2,5 ⋅ 1022 moléculas de gas hidrógeno, H2, en condiciones normales.


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FICHA 3

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

8 Ajusta las siguientes reacciones químicas y nombra las sustancias que intervienen:

a) Fe2O3 + C → Fe + CO2 b) N2 + H2 → NH3 c) Sn + HCl → SnCl2 + H2 d) C3H8 + O2 → CO2 + H2O e) CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 9 El mármol es una roca formada por carbonato cálcico y se descompone por la acción

del ácido clorhídrico en cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono. a) Expresa la ecuación química de la reacción y ajústala.

b) Calcula la cantidad de cloruro de calcio que se obtiene al reaccionar 300 g de carbonato cálcico.

10 El amoniaco se forma a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular.

a) Escribe la ecuación de la reacción ajustada.

b) Calcula la cantidad de nitrógeno necesaria para obtener una tonelada de amoniaco.

c) Calcula el volumen de hidrógeno necesario, sabiendo que un mol de hidrógeno gaseoso (c.n.) ocupa un volumen de 22,4 L.

d) ¿Cuántos moles de amoniaco se forman si reaccionan 280 g de nitrógeno?

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FICHA 4

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Energía y reacción química Recuerda que… • En todas las reacciones químicas se absorbe o se desprende energía en forma de calor generalmente. • Las reacciones químicas pueden ser endotérmicas o exotérmicas. Las reacciones endotérmicas absorben energía: Reactivos + Energía → Productos. Las reacciones exotérmicas desprenden energía: Reactivos → Productos + Energía. • En las reacciones hay que indicar el estado de agregación de cada sustancia porque influye en el calor de reacción. • Se llama calor de reacción a la cantidad de calor que se desprende o se absorbe en una reacción química. Se mide en kJ/mol (kilojulios por mol): su valor es positivo si la reacción es endotérmica y negativo si la reacción es exotérmica. • Utilizamos sustancias como la madera, el carbón, el gas natural, etc., para aprovechar el calor producido cuando las quemamos. La combustión es la reacción de una sustancia, llamada combustible, con el oxígeno, al que llamamos comburente, en la que se desprende una gran cantidad de energía en forma de luz y calor. Combustible + O2 ( g) → CO2 ( g) + H2O ( g) + Energía 1 ¿Por qué las reacciones de combustión hay que realizarlas con buena ventilación?

Enumera algunos combustibles de uso frecuente.

2 Al quemar una piedra de roca azufrada, con el 90 % de riqueza en azufre, se obtienen

3 En la descomposición del carbonato cálcico, CaCO3, mediante calor, se obtienen

dióxido de carbono y óxido de calcio. a) Escribe la ecuación química e indica si es endotérmica o exotérmica.

AMPLIACIÓN

100 g de dióxido de azufre. Calcula la cantidad de piedra que es necesario quemar.

b) ¿Se pueden obtener a partir de 100 g de carbonato cálcico, 60 g de óxido de calcio?

4 En los cilindros de los motores de explosión se quema la gasolina:

a) ¿Qué reacción se produce?

b) ¿Es una reacción endotérmica o exotérmica?

c) ¿Qué gases se expulsan por el tubo de escape de los automóviles?


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FICHA 4

CAMBIOS QUÍMICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Mediante la combustión del alcohol etílico, C2H5OH, se obtiene dióxido de carbono

y vapor de agua. Calcula la cantidad de dióxido de carbono que se obtiene con 10 kg de alcohol, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 90 %.

6 La reacción de la combustión del butano, C4H10, es una reacción exotérmica:

C4H10 + O2 → CO2 + H2O − 2877,7 kJ/mol a) Ajusta la ecuación química.

b) Calcula el volumen de oxígeno (medido en condiciones normales) necesario para quemar 13,6 kg de butano.

7 La reacción de formación del agua es la siguiente:

H2 ( g) + O2 ( g) → H2O (l) + 570 kJ Se pide: a) Ajustar la reacción.

b) ¿La reacción es endotérmica o exotérmica? ¿Por qué?

c) Calcular la cantidad de energía que se desprende al obtener 18 g de agua.

(Datos: masas atómicas: H = 1 u; O = 16 u.) 8 Cuando el agua se descompone en hidrógeno y oxígeno, se cumple la reacción:

H2O ( l ) + 570 kJ → H2 ( g) + O2 ( g) Se pide: a) Ajustar la reacción.

b) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? ¿Por qué?

c) Calcular la cantidad de energía necesaria para producir 40 g de oxígeno.

(Datos: masas atómicas: H = 1 u; O = 16 u.)

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FECHA: CURSO: NOMBRE:

LOS CAMBIOS EN LA MATERIA pueden ser

en los que

en los que

se describen mediante

se explican mediante

cuya velocidad depende de

pueden ser

no se crean sustancias nuevas

sí desaparecen sustancias

ejemplos

ejemplos

absorben energía

que usan el concepto

si

si

cambios de estado

oxidaciones

muy útil en los cálculos

el grado de pulverización

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CAMBIOS QUÍMICOS

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Síntesis

1 Copia y completa el siguiente mapa de conceptos:

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FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Química y medio ambiente Recuerda que… • En muchas reacciones químicas se producen gases. Existen procesos naturales como erupciones volcánicas, algunos incendios forestales… que pueden provocar graves alteraciones en la atmósfera. • Mediante algunos procesos industriales, las actividades humanas son responsables de provocar la emisión de compuestos, como el dióxido de carbono y óxidos de azufre que pueden contaminar la atmósfera. • Contaminante es todo agente que produce consecuencias negativas sobre el medio ambiente y cuya cantidad, densidad o concentración en un lugar y un tiempo definido es superior a la que se puede esperar por causas naturales. • Algunas consecuencias de la actividad humana en la atmósfera son: – El incremento del efecto invernadero. – La lluvia ácida. – La disminución del grosor de la capa de ozono. • Efecto invernadero: una parte de la energía solar recibida por la Tierra es reflejada otra vez al espacio, pero una mayor concentración del dióxido de carbono y del vapor de agua en la atmósfera absorben parte de esa energía (radiación infrarroja). De esta forma se impide su emisión al espacio y, por tanto, se produce un aumento de la temperatura media terrestre. (El vapor de agua y el CO2 actúan como el techo de vidrio de un invernadero, que deja entrar la energía solar, pero impide la salida de una gran parte de esta energía.) 1 Explica:

a) ¿Cuáles son las causas del aumento de la concentración de los «gases invernadero»?

Una parte de la radiación infrarroja reflejada atraviesa la atmósfera y se pierde en el espacio Una parte de la radiación es reflejada por la atmósfera

Otra parte es absorbida por la superficie y luego es remitida a la atmósfera en forma de radiación infrarroja

b) ¿Qué consecuencias tiene el incremento del efecto invernadero?

c) ¿Qué actividades cotidianas pueden tener influencia sobre el aumento del efecto invernadero?

La radiación solar pasa a través de la atmósfera Una parte de la radiación infrarroja se refleja en la atmósfera y vuelve hacia la superficie

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FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Recuerda que… • Se llama lluvia ácida a la que contiene ácidos en una concentración importante como consecuencia de una acción contaminante. Gases como el dióxido de azufre, SO2, el trióxido de azufre, SO3, el sulfuro de hidrógeno, H2S, y los óxidos de nitrógeno que se lanzan a la atmósfera, debido a procesos industriales, vehículos, etc., cuando se combinan con el agua en la atmósfera, producen ácido sulfuroso, H2SO3, ácido sulfúrico, H2SO4, y ácido nítrico, HNO3, y disueltos en la lluvia caen al suelo, lo que se conoce con el nombre de lluvia ácida. • La capa de ozono (O3) es muy importante para la vida en la Tierra porque actúa de filtro frente a los rayos ultravioleta del Sol, que perjudican la salud. El ozono se forma por la acción de los rayos ultravioleta sobre el oxígeno, pero estos rayos también producen la reacción contraria: la descomposición del ozono en oxígeno. Se alcanza así un equilibrio que forma la capa del gas ozono en la estratosfera. Los compuestos denominados clorofluorocarbonos (CFCl3, CF2Cl2, C2F3Cl3, etc.), que se utilizan en mezclas frigoríficas y aerosoles, y los óxidos de nitrógeno y el bromometano (CH3Br), que se utilizan en los cultivos agrícolas como pesticida, son los responsables de la destrucción progresiva de la capa de ozono. También los aviones y los volcanes contribuyen a su destrucción.

2 Explica cuáles son las consecuencias de la lluvia ácida.

3 ¿Qué ácidos son los que convierten el agua de lluvia y la nieve en lluvia ácida? ¿Cómo se forman?

H2SO4 y HNO3

Acidificación de los lagos Acidificación de los suelos

AMPLIACIÓN

SO3 y NO2 → H2SO4 y HNO3 Viento

Muerte de los bosques

4 Contesta:

a) ¿Qué elementos químicos aportan a las tierras de cultivo los fertilizantes?

b) ¿Sabes qué son los cultivos ecológicos?

c) ¿Encuentras algún inconveniente en el empleo abusivo de fertilizantes químicos?


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FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 La urea, CONH2 , y el nitrato amónico, NH4NO3 , se utilizan como abonos nitrogenados.

¿Cuál de los dos contiene mayor porcentaje en masa de nitrógeno?

6 Contesta:

a) ¿Sabrías explicar en qué consiste «el agujero de la capa de ozono»?

b) ¿Qué sustancias utilizadas cotidianamente son las causantes de ese problema?

c) ¿Por qué es aconsejable que, en las horas centrales del día, no nos expongamos excesivamente al Sol?

7 Comenta la siguiente afirmación:

«Las sociedades de alto desarrollo tecnológico producen elevados índices de contaminación».

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FICHA 2

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

Química y medicina

FECHA:

Recuerda que… • La esperanza de vida de la población es mayor en los países desarrollados. Este hecho se atribuye a factores sociales como la mejor alimentación y las mejores condiciones de trabajo, que son la consecuencia del desarrollo tecnológico y de los avances de la medicina. • La química ha contribuido a aliviar y evitar muchas enfermedades mediante la obtención de numerosos medicamentos. • Un medicamento es una sustancia que sirve para prevenir, curar o aliviar una enfermedad.

1 Contesta:

El alcohol etílico

b) ¿Qué son los antibióticos? ¿Cuáles son los más utilizados?

c) Busca información sobre las indicaciones, contraindicaciones, efectos secundarios y caducidad de los analgésicos y antibióticos.

d) Haz un breve resumen sobre el uso adecuado de los medicamentos.

2 ¿Cuántos gramos de alcohol

se ingieren cuando se bebe una botella de cerveza de 33 cL que indica 5 % en volumen de alcohol?

El zumo de todos los frutos es una fuente de principios alimenticios, sobre todo azúcares y vitaminas; los zumos de naranja y de uva son dos ejemplos de bebidas muy nutritivas. • La disolución azucarada que es el mosto de uva, mediante un proceso llamado fermentación alcohólica, en el que intervienen determinados microorganismos que se encuentran en el propio zumo de uva, se transforma en etanol o alcohol etílico y en dióxido de carbono según la siguiente ecuación: C6H12O6 → 2 (CH3 −CH2OH) glucosa

etanol

+

2 CO2 dióxido de carbono

• Los vinos contienen alcohol etílico. La alcoholemia es la presencia de alcohol etílico en la sangre, y es la consecuencia directa de la ingestión de bebidas alcohólicas. Hasta una cantidad de 0,50 g en cada litro de sangre no suele alterar el comportamiento. El alcohol ingerido en dosis elevadas produce una intoxicación y actúa sobre el sistema nervioso central, lo que ocasiona una alteración del comportamiento y puede llegar a ser extremadamente perjudicial.

AMPLIACIÓN

a) ¿Qué es un analgésico? Cita algunos.

• La concentración de las bebidas alcohólicas se expresa en grados alcohólicos. Un grado alcohólico se refiere al porcentaje en volumen que hay de alcohol en ese líquido. Un vino de 13° indica que en 100 cm3 hay 13 cm3 de alcohol puro y 87 cm3 de agua y otras sustancias. • Para calcular la concentración en % en peso debe tenerse en cuenta que la densidad del alcohol es aproximadamente 0,80 g/cm3.

3 Contesta:

a) ¿Cuántos gramos de alcohol pueden ingerirse con una copa de 20 mL de un licor de 40°?

b) Calcula la concentración de ese licor en % en masa.


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FICHA 3

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Química y recursos energéticos Recuerda que… • El petróleo es, probablemente, el recurso energético más importante que se ha empleado a lo largo de la historia. El precio del petróleo influye notablemente en la economía a nivel mundial. El petróleo es un líquido de aspecto oleoso y de color oscuro, menos denso que el agua que está formado por una mezcla de hidrocarburos líquidos, sólidos y gaseosos en disolución; también tiene, en cantidades pequeñas, compuestos que contienen oxígeno, nitrógeno y azufre. • Se denominan procesos nucleares a los que producen la transformación de unos núcleos atómicos en otros, liberando una gran cantidad de energía. Hay dos tipos de procesos nucleares, fusión y fisión. – Se llama fusión nuclear al proceso de unión de dos núcleos ligeros para formar uno más pesado. – Se llama fisión nuclear al proceso de división de un núcleo pesado en dos más ligeros. • Residuos nucleares. Los residuos nucleares, cuya vida media puede alcanzar millones de años, proceden principalmente de la utilización de combustibles nucleares en las centrales; también existe un pequeño porcentaje derivado del uso de sustancias radiactivas en medicina, en la industria y en investigación. 1 En las refinerías de petróleo se obtiene: propano, butano,

gasolina, fuel-oil, asfalto, etc. Observa la siguiente tabla: Fracción Gases Gasolina

Intervalo de destilación 30 °C

Usos Combustible, gas doméstico, petroquímica.

30 a 180 °C

Combustible para motores.

Nafta

110 a 195 °C

Disolventes, petroquímica.

Queroseno

170 a 290 °C

Combustible para aviación, alumbrado.

Gasóleo

260 a 350 °C

Combustible Diesel, calefacción, craqueo para gasolina.

Lubricantes

300 a 370 °C

Lubricantes para automóviles y maquinaria, pomadas.

Residuo

370 °C

Asfalto, impermeabilizantes, parafina.

a) ¿El petróleo es una sustancia pura o un tipo de mezcla?

b) ¿Los procesos a los que se somete el petróleo en una refinería son físicos o químicos?

c) ¿En qué consiste el craqueo del petróleo?

2 ¿Cuáles son los países productores de petróleo? ¿Son los más desarrollados?

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FICHA 3

QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Sabiendo que un tep es la energía que proporciona una tonelada de petróleo bruto, analiza

los datos de la tabla siguiente sobre el uso de la energía procedente de distintas fuentes y las correspondientes emisiones de carbono a escala mundial, con datos del año 1990. Petróleo

Carbón

Gas natural

Energías renovables

Energía nuclear

Total

Energía (millones de tep)

3098

2231

1707

1813

451

9300

Carbono (millones de toneladas)

2393

2396

975

—

—

5764

4 Contesta:

a) Describe los dos tipos de procesos que permiten la obtención de energía nuclear.

AMPLIACIÓN

b) ¿Qué es una reacción nuclear en cadena?

5 ¿Qué ventajas e inconvenientes presenta el uso de la energía nuclear?

6 En una central nuclear, el recorrido del combustible quemado es el siguiente: Combustible quemado

Años

→

Almacenamiento en el propio reactor

Años-decenios

→

Almacenamiento en forma líquida

→

Almacenamiento vitrificado

→

Decenios

Almacenamiento definitivo

Milenios

• ¿Qué opinas sobre los residuos?


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QUÍMICA EN ACCIÓN

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Síntesis 1 Lee el siguiente texto y contesta: ¿Cuál es la causa del efecto invernadero? El efecto invernadero natural hace habitable nuestro planeta: gases como el dióxido de carbono de la atmósfera actúan como una manta e impiden que parte del calor solar vuelva al espacio. Pero, desde el comienzo de la revolución industrial, son cada vez más los gases de invernadero qe se arrojan a la atmósfera. La cantidad actual es del orden de miles de millones de toneladas anuales. Si las emisiones continúan creciendo al ritmo actual la temperatura media de la superficie terrestre puede haberse elevado un grado centígrado en el año 2030 y tres grados al terminar el siglo próximo [XXI]. Nunca hasta ahora habrá sufrido la temperatura de la Tierra un cambio de tal magnitud en un tiempo tan reducido. En los 10000 años transcurridos desde el final de la última glaciación la temperatura sólo se ha elevado 4 o 5 grados. Los gases que causan el efecto invernadero son: Dióxido de carbono (CO2). El dióxido de carbono es el gas más abundante, y es el responsable de la mitad del calentamiento actual del planeta. Su concentración en la atmósfera se ha elevado en un 25 por 100 desde finales del siglo XVIII, y en la actualidad crece un 0,4 por 100 anual. Las mediciones detalladas que se han efectuado desde 1958 muestran una elevación que oscila entre 315 y 350 millonésimas. Las principales fuentes del dióxido de carbono son la quema de combustibles fósiles –carbón, petróleo y gas– y la deforestación, especialmente la tala y quema de bosques pluviales. Metano (CH4). El metano es el causante del 18 por 100 del calentamiento del planeta. Las concentraciones crecen rápidamente, a un ritmo del 1 por 100 anual. Cada molécula de metano repercute unas veinte veces más en el calentamiento que una molécula de dióxido de carbono. El metano es producido por bacterias en suelos ricos en vegetación y agua –marismas, ciénagas y arrozales– y en los

sistemas digestivos de rumiantes como el ganado vacuno. Los escapes de las conducciones de gas natural y las emisiones procedentes de los vertederos también contribuyen a producir la cantidad de metano presente en la atmósfera. Se sabe poco a ciencia cierta sobre cuáles son las fuentes que emiten más metano, pero el rápido aumento de los niveles también puede ser consecuencia de los cambios registrados en la composición química de las capas inferiores de la atmósfera –también en este caso como consecuencia de las actividades humanas– que permiten que el metano permanezca en la atmósfera durante un período de tiempo más prolongado. […] Óxido nitroso (N2O). La concentración de óxido nitroso ha aumentado entre el 5 y el 10 por 100 desde el comienzo de la revolución industrial, y crece un 0,8 por 100 anual. La causa de esta elevación no se conoce con seguridad, aunque los fertilizantes a base de nitrógeno son un factor importante. Como gas invernadero, el óxido nitroso es doscientas veces más potente por molécula que el dióxido de carbono. Clorofluocarburos (CFC). Además de destruir la capa de ozono, los CFC son unos potentes gases de invernadero. Las estimaciones de su contribución al calentamiento del planeta oscilan entre el 17 y el 24 por 100. La repercusión de los CFC en el calentamiento es veinte mil veces mayor por molécula que la del dióxido de carbono, y su concentración crece aceleradamente, más de un 4 por 100 anual desde 1974. Los CFC se utilizan en una amplia gama de productos, como aparatos de aire acondicionado y frigoríficos, plásticos alveolares, aerosoles y disolventes. Aunque la producción de CFC está desapareciendo lentamente –tras las pruebas obtenidas en 1986 de los perjuicios que causan a la capa de ozono–, los productos químicos que los sustituyen también contribuyen al efecto invernadero. XAVIER PASTOR, El Mediterráneo.

a) ¿De qué habla el texto?

b) ¿Cuáles son los principales causantes del incremento en el efecto invernadero?

c) Explica la frase: «El efecto invernadero natural hace habitable nuestro planeta».

d) ¿De qué medidas habla el texto para solucionar el problema del incremento del efecto invernadero?

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FICHA 1

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Magnitudes asociadas a la corriente eléctrica Recuerda que… • Corriente eléctrica es un desplazamiento de cargas eléctricas a través de un material conductor cuando existe en él un campo eléctrico o una diferencia de potencial. • Recibe el nombre de diferencia de potencial entre dos puntos, A y B (ddp o ∆V = VA − VB ) la energía necesaria para trasladar una unidad de carga positiva de un punto a otro. La diferencia de potencial también recibe el nombre de tensión, y se mide en voltios (V ). • Para conseguir un desplazamiento permanente de cargas eléctricas a través de un conductor es necesario disponer de una ddp; para ello necesitamos una fuente productora de electricidad, es decir, un generador eléctrico que es encargado de crear y mantener una diferencia de potencial. Llamamos generador eléctrico a todo dispositivo capaz de transformar alguna forma de energía en energía eléctrica. • Llamamos intensidad de corriente eléctrica, I, a la carga eléctrica que atraviesa la sección recta de un conductor en la unidad de tiempo: I = q /t. Su unidad en el SI es el amperio ( A). • La resistencia eléctrica, R, de un conductor es una magnitud física que indica la mayor o menor dificultad que ofrece para permitir el paso de la corriente eléctrica. Se mide en ohmios (Ω). La resistencia de un conductor depende de su naturaleza, de su longitud ( l ) y de su sección ( S ). I R=ρ S

1 La diferencia de potencial entre una nube y la copa de un árbol es de 103 MV. Si la descarga

AMPLIACIÓN

de un rayo es de 1,2 ⋅ 105 mC, calcula la energía que se ha transmitido.

2 Calcula la intensidad de una corriente sabiendo que por una sección de un conductor

ha circulado la carga de 6 ⋅ 10−2 C en 3 segundos.

3 Calcula el valor de la carga eléctrica que atraviesa una sección de un conductor cuando circula

por él una corriente de 2 mA durante 25 min.

4 Calcula el número de electrones que tienen que pasar por una sección transversal

de un conductor en 1 s para que la intensidad de la corriente sea de 1 A. (Carga del electrón: e− = −1,6 ⋅ 10−19 C.)


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FICHA 1

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Por un conductor circula una corriente de 3 mA. ¿Cuántos culombios han circulado

por el conductor en media hora?

6 Calcula la intensidad de la corriente eléctrica que circula por un conductor,

sabiendo que por él pasa una carga de 7 C cada minuto.

7 Calcula la resistencia de un conductor de 50 m de longitud y 4 mm2 de sección:

a) Si es de cobre.

b) Si es de aluminio.

(Resistividad del cobre: 1,7 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m; resistividad del aluminio: 2,8 ⋅ 10 −8 Ω ⋅ m.) 8 ¿Qué longitud de alambre de nicrom (aleación de níquel, cromo y hierro) de 1,2 mm

de diámetro se necesita para obtener una resistencia de 4 Ω (ρnicrom = 100 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m)?

9 Dos hilos del mismo material tienen igual longitud y distinta sección,

¿cuál tendrá menos resistencia?

10 Calcula la resistencia de un conductor de constantán (aleación de cobre y níquel)

(ρ = 50 ⋅ 10−8 Ω ⋅ m) en los siguientes casos: a) Longitud: 29,2 m; diámetro de la sección: 2 mm.

b) Longitud: 58,4 m; diámetro de la sección: 2 mm. ___

c) Longitud: 29,2 m; diámetro de la sección: √ 2 mm. ___

d) Longitud: 58,4 m; diámetro de la sección: √ 2 mm.

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FICHA 2

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Circuito eléctrico. Ley de Ohm Recuerda que… • Un circuito eléctrico es un sistema en el que la corriente eléctrica procedente de un generador es utilizada en un recorrido cerrado, volviendo al generador. Los componentes de un circuito eléctrico elemental son los siguientes: – Generador: transforma alguna forma de energía en energía eléctrica. – Receptores: utilizan la energía eléctrica transformándola en otras formas de energía. – Interruptor: dispositivo que impide o permite el paso de la corriente, abriendo o cerrando el circuito. – Conductores: cables de conexión entre los distintos elementos del circuito; permiten la circulación de la corriente. • En un circuito eléctrico, el sentido real de la corriente es el del movimiento de los electrones. Estos circulan desde el polo negativo del generador al polo positivo a través de los conductores, y desde el polo positivo al polo negativo por el interior del generador. El sentido convencional de la corriente es el que tendrían las cargas positivas si fueran estas las que se movieran por el interior del conductor. Circularían desde el polo positivo del generador al polo negativo, a través de los conductores, y desde el polo negativo al polo positivo por el interior del generador. El sentido convencional es el que se atribuye normalmente a la corriente eléctrica. • Ley de Ohm. La corriente I en un conductor es directamente proporcional a la diferencia de potencial, ∆V, que existe en los extremos del conductor. La constante de proporcionalidad entre I e ∆V recibe el nombre de resistencia R. ∆V =R I Se cumple, por tanto: ∆V = I ⋅ R. 1V 1A

Un ohmio es la resistencia de un conductor por el que circula la corriente de un amperio cuando entre sus extremos hay una diferencia de potencial de un voltio.

1 Teniendo en cuenta la ley de Ohm, indica cuál de las siguientes afirmaciones es cierta.

AMPLIACIÓN

A partir de la ley de Ohm podemos definir la unidad de resistencia, el ohmio: 1 Ω =

Explícalo con tus palabras. a) Si aumenta la resistencia, aumenta la tensión.

b) Si aumenta la intensidad, aumenta la tensión.

c) Si aumenta la intensidad, la resistencia es mayor.

d) Si disminuye la intensidad, disminuye la resistencia.

2 Representa en tu cuaderno un circuito eléctrico que contenga una pila, un interruptor

y una resistencia. Sobre el esquema, indica el sentido de la corriente. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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AMPLIACIÓN

FICHA 2

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Describe el procedimiento que seguirías para medir la resistencia de una lámpara

si para ello dispones de un voltímetro y de un amperímetro.

4 Calcula el valor de la diferencia de potencial entre los extremos de una resistencia de 5 Ω,

si circula por ella una corriente de 0,3 A.

5 Una lámpara de 200 Ω de resistencia admite una intensidad máxima de corriente de 2,5 A.

Calcula el voltaje máximo a que puede conectarse.

6 Un circuito consta de dos pilas iguales unidas en paralelo y conectadas a una lámpara

que tiene una resistencia de 30 Ω. El amperímetro conectado para medir la intensidad de la corriente señala 50 mA. Se pide: a) Representar el circuito con el amperímetro y un voltímetro que mida la diferencia de potencial entre los bornes de la lámpara.

b) ¿Cuál será la lectura del voltímetro?

c) ¿Cuál es la diferencia de potencial entre los bornes de cada una de las pilas?

7 Completa la tabla siguiente, sabiendo que V, I, R cumplen la ley de Ohm en cada caso.

V (V) 50

I (mA) 0,5 2,5

500

2000

400

12

030 30

100

280

R (Ω)

100

1,0


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AMPLIACIÓN

FICHA 2

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

8 Dibuja el esquema de un circuito que tenga: una pila de 5 V, una resistencia de 50 Ω,

un amperímetro y un voltímetro.

Calcula: a) La intensidad que circulará por el circuito.

b) La resistividad de la resistencia de 50 Ω si tiene una longitud de 0,5 m y una sección de 1 mm2.

c) Los culombios que atraviesan el circuito en 20 s.

AMPLIACIÓN

d) El valor de la intensidad de la corriente, sabiendo que en una milésima de segundo han circulado por el circuito 1018 electrones.

9 Calcula la tensión a la que está conectado un calentador sabiendo que la resistencia eléctrica

es de 110 Ω y que circula una intensidad de corriente de 2 A.

10 Por una lámpara conectada a 230 V de tensión circula una corriente de 1,5 A. Calcula:

a) La resistencia de la lámpara.

b) La carga eléctrica que ha circulado por la lámpara en un minuto.

c) La tensión a la que se debe conectar la lámpara si la intensidad de la corriente aumenta un 15 %.


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AMPLIACIÓN

FICHA 3

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Ley de Ohm. Asociación de resistencias Recuerda que… • Dos o más resistencias están conectadas en serie cuando por todas ellas circula la misma intensidad de corriente. – La diferencia de potencial entre los extremos de una asociación de resistencias en serie es igual a la suma de las diferencias de potencial entre los extremos de cada una de ellas. – La resistencia equivalente de un conjunto de resistencias en serie es la suma de todas ellas. Serie

R1

Req

R2

b

a

c

a

c

I

I = I1 = I2 ;

I

∆Vtotal = ∆V ⋅ R1 + ∆V ⋅ R2 ;

Requivalente = R1 + R2

• Dos o más resistencias están colocadas en paralelo o derivación cuando en los extremos de todas ellas existe la misma ddp. – La intensidad de la corriente eléctrica que circula por la rama principal es igual a la suma de las intensidades que circulan por cada una de las ramas secundarias. – La inversa de la resistencia equivalente de dos o más resistencias conectadas en paralelo es la suma de las inversas de cada una de ellas. R1

Paralelo

I1 b I2 I

a I1 I2 I

Req a

b I

R2

∆V ⋅ R1 = ∆V ⋅ R2

;

I = I1 + I2

;

1 1 1 = + Requivalente R1 R2

1 Calcula el valor de la resistencia equivalente en los casos siguientes:

a) Tres resistencias en serie de 2 Ω, 4 Ω y 6 Ω.

b) Dos resistencias en paralelo de 5 Ω y 20 Ω.

2 Si tres lámparas iguales se conectan a un mismo generador:

a) En serie

b) En paralelo

¿En qué caso lucen más las lámparas? ¿Qué sucede, en cada caso, si se funde una lámpara?

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FICHA 3

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

3 Dos resistencias, R1 = 200 Ω y R2 = 300 Ω, están conectadas en serie a los bornes de una pila.

Calcula la diferencia de potencial entre los bornes de la pila, sabiendo que la caída de potencial en la resistencia R1 es de 4 V.

4 Un circuito está formado por cuatro resistencias de 1, 3, 5 y 7 Ω conectadas en serie

con un generador que produce una diferencia de potencial entre sus bornes de 120 V. Calcula: a) La resistencia equivalente.

b) La intensidad de la corriente que circula por cada resistencia.

c) La caída de potencial en cada resistencia.

5 Si dos resistencias están conectadas en paralelo y R1 es mayor que R2.

¿En qué resistencia será mayor la intensidad? Razona la respuesta.

6 Un circuito está formado por un generador y dos resistencias en paralelo:

R1 = 40 Ω y R2 = 60 Ω.

AMPLIACIÓN

a) Dibuja el correspondiente circuito y determina su resistencia equivalente.

b) Calcula la diferencia de potencial entre los extremos de cada resistencia, sabiendo que por la resistencia R1 circulan 0,3 A.

c) Calcula la intensidad total del circuito.

12 V

7 En el circuito de la figura, determina:

−

+

a) La resistencia equivalente.

b) La intensidad que circula por cada resistencia.

R3 = 4 Ω

c) La ddp entre los extremos de cada resistencia. R1 = 10 Ω 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

R2 = 2 Ω

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FICHA 4

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Transformaciones energéticas en un circuito eléctrico Recuerda que… • La energía, E, que suministra el generador de un circuito se emplea para producir el trabajo de transportar las cargas eléctricas de un punto A a otro B del circuito. Es igual a la carga q que transporta del punto A al B por la diferencia de potencial que existe entre ellos. E = (VA − VB ) ⋅ q = V ⋅ q – E: energía suministrada en julios (J). – V: diferencia de potencial en voltios (V). – q: carga transportada en culombios (C). • La energía eléctrica consumida en una resistencia la obtenemos teniendo en cuenta la definición de intensidad de corriente y la ley de Ohm: I = q/t ; V=R⋅I ; E=V⋅I⋅t ; E = R ⋅ I2 ⋅ t E, en el SI, se mide en julios (J), pero también se emplea el kilovatio hora (kWh) 1 kWh = 3,6 ⋅ 106 J • La potencia eléctrica es la energía producida, consumida o transferida en la unidad de tiempo: P = E /t. La unidad de potencia es el vatio (W); 1 W = 1 J/1 s. Por tanto, la potencia eléctrica que consume una resistencia la obtendremos con las siguientes ecuaciones: P = V ⋅ I; P = R ⋅ I 2.. • Ley de Joule. La cantidad de calor, Q (energía calorífica), que se produce en una resistencia, R, por el paso de una corriente, I, es proporcional al cuadrado de la intensidad, a la resistencia y al tiempo. 1 J = 0,24 cal ; Q = 0,24 ⋅ P ⋅ t = 0,24 ⋅ V ⋅ I ⋅ t = 0,24 ⋅ R ⋅ I 2 ⋅ t 1 Una lámpara se conecta a una diferencia de potencial de 125 V. Si durante media hora circula

por ella una corriente de 2,5 A, ¿qué cantidad de energía consume?

2 Un radiador de 1250 W de potencia ha estado encendido durante tres horas y media

a una tensión de 220 V. Calcula: a) La corriente que ha pasado por él.

b) La cantidad de calor desprendida.

3 Calcula la potencia de un secador eléctrico conectado a una tensión de 220 V, sabiendo

que la intensidad de la corriente que circula por él es de 2,5 A.

4 Calcula la energía que consumen los siguientes aparatos:

a) Una aspiradora de 600 W que funciona durante 25 min.

b) Un horno de 3000 W funcionando durante dos horas.

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FICHA 4

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

5 Un horno microondas de 750 W está conectado a una tensión de 230 V. Calcula:

a) La intensidad de corriente.

b) La energía consumida en una hora y media.

c) El coste de la energía consumida si el precio del kWh es de 0,09 €.

6 ¿Cómo varía la energía producida en una resistencia si la corriente que circula por ella

se hace el doble?

7 Una lámpara de incandescencia lleva la inscripción 60 W-230 V. Calcula:

a) La intensidad de la corriente que circula por ella.

c) La energía consumida en una hora y media, expresada en kWh.

d) El coste de funcionamiento durante dicho tiempo, si el kWh vale 0,09 €.

AMPLIACIÓN

b) Su resistencia.

8 ¿Cuánto cuesta la energía consumida en un mes por tres lámparas de 100 W cada una,

si están encendidas durante cuatro horas? (El precio del kWh es de 0,09 €.)

9 ¿Cómo variará la resistencia de un conductor para que la corriente permanezca constante

si la tensión se triplica?


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FICHA 4

LA ELECTRICIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

10 Indica si son verdaderos (V) o falsos (F) los siguientes enunciados:

La potencia eléctrica es proporcional a la intensidad de la corriente y a la diferencia de potencial. La energía eléctrica se disipa en forma de calor en las resistencias. El calor desarrollado por el efecto Joule es solamente proporcional al cuadrado de la intensidad y a la resistencia del conductor. El kilovatio hora (kWh) es una unidad de potencia. La potencia consumida por una resistencia es directamente proporcional al cuadrado de la tensión. Un julio equivale, en el SI, a un vatio ⋅ segundo (W ⋅ s). La energía disipada por el efecto Joule disminuye con el tiempo. 11 Una plancha tiene una potencia de 1500 W. Calcula:

a) La resistencia que ofrece al paso de la corriente si la plancha está conectada a una tensión de 230 V.

b) La energía, en kWh, que consume en una hora.

c) El coste de dicha energía si el precio del kWh es 0,09 €.

d) La cantidad de calor que ha desprendido la plancha, suponiendo que el 90 % de la energía eléctrica se transforma en calor.

12 En una vivienda funcionan diariamente los aparatos siguientes durante el tiempo que se señala:

• • • • •

Lámparas: 5 de 100 W y 10 de 60 W, conectadas 4 horas. Frigorífico de 500 W funcionando su motor 5 horas. Lavadora de 2 kW durante 1 hora. Televisor de 200 W durante 3 horas. Otros electrodomésticos: 200 W durante 2 horas.

Calcula: a) El consumo en kWh de energía eléctrica durante un mes de 30 días.

b) La potencia contratada con la compañía eléctrica suministradora. ¿Qué ocurre si se contrata menos potencia de la necesaria?

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FECHA: CURSO: NOMBRE:

LA ELECTRICIDAD

se produce gracias a la existencia de

se describe usando diferentes magnitudes

intensidad

potencia eléctrica

que circulan por

cuya transferencia permite

se mide con se mide con se mide con

formado por

da lugar a

o también se emplea el

la electrización de los cuerpos

óhmetro

determinan

AMPLIACIÓN

AMPLIACIÓN

LA ELECTRICIDAD

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Síntesis

1 Completa el siguiente mapa de conceptos:

que

que

que

produce la corriente

formada por

que puede ser

en

no circula por

transforman la electricidad

descritas por

relacionadas con

electrones

alterna

calor

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Notas

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FICHA 1


PRUEBA DE EVALUACIÓN 1 1

Queremos conocer la densidad de una determinada sustancia sólida. Para ello, hemos medido la masa y el volumen de varias muestras de dicho material, y hemos obtenido los siguientes resultados: Masa (g) 3

Volumen (cm )

1000

1500

2000

2500

360

540

710

890

a) Representa gráficamente la masa frente al volumen. b) ¿Qué tipo de gráfica obtienes? c) Calcula el valor de la densidad, expresando el resultado en unidades del Sistema Internacional. Explica el método que has seguido para realizar el cálculo. d) ¿Podrías utilizar el valor de la densidad que has calculado en el apartado anterior para identificar de qué sustancia se trata? e) Nombra los aparatos de laboratorio empleados para realizar estas medidas. 2

Sabiendo que la masa de un protón es 1,6 ⋅ 10−27 kg, calcula: a) La masa de un protón en gramos. b) La masa de 6,022 . 1023 protones en miligramos. Utiliza la notación científica para expresar todos los resultados.

3

Realiza las siguientes operaciones, y expresa el resultado en unidades del Sistema Internacional: a) 2 km + 20 dm + 120 cm. b) 2 h + 20 min + 32 s. c) 200 mL + 104 cL. d) 0,3 kg + 6,500 g + 16 000 mg.

4

Deseamos comprobar la siguiente hipótesis: «La sal se disuelve más rápidamente en agua caliente que en agua fría». ¿Qué experiencia te parece más adecuada? a) Añadir una cantidad de sal a un vaso con agua y calentar. Observar lo que sucede. b) Añadir una cantidad de sal a un vaso con agua caliente y dejar enfriar. Observar lo que sucede. c) Añadir la misma cantidad de sal en cuatro vasos con agua a distinta temperatura. Observar lo que sucede. d) Añadir cantidades diferentes de sal en cuatro vasos con agua a diferente temperatura. Observar lo que sucede. Elige la respuesta correcta y justifícala.

5

Expresa las siguientes medidas en unidades del Sistema Internacional y utiliza la notación científica para escribir el resultado. a) 19, 6 cm3. b) 125 km/h. c) 2,0 g/cm2. d) 240 nm.

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PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES 1

a) La gráfica tendrá este aspecto: V (cm3) 1000 800 600 400 200 0 0

500

1000

1500

2000

2500

3000

m (g)

b) Obtenemos una línea recta. La masa y el volumen son magnitudes directamente proporcionales. Cuando la masa se duplica, el volumen también se duplica. c) A partir de la recta obtenemos la densidad:

x2 − x1 2500 − 1000 → = 2,83 g/cm3 y2 − y1 890 − 360 En unidades del SI: 2,83 g/cm3 ⋅

10 −3 kg 10 6 cm3 ⋅ = 2830 kg/m3 1g 1 m3

d) Sí, porque la densidad es una propiedad característica de las sustancias. e) La masa la medimos con una balanza, y el volumen, mediante una probeta. 2

a) La masa de un protón será:

m = 1,6 ⋅ 10 −27 kg ⋅

10 3 g = 1,6 ⋅ 10 −24 g 1 kg

m = 1,6 ⋅ 10 −24 g ⋅ 3

10 3 mg ⋅ 6,022 ⋅ 10 23 = 9,6 ⋅ 10 2 mg 1g

a) 2000 m + 2 m + 1,2 m = 2003,2 m

c) 0,2 L + 1,04 L = 1,24 L

b) 7200 s + 1200 s + 32 s = 8432 s

d) 0,3 kg + 0,0065 kg + 0,016 kg = 0,3 kg

4

La respuesta correcta es la c), porque en el experimento la única variable es la temperatura y, por tanto, podemos comparar.

5

a) 19,6 cm3 ⋅ b) 125 km/h ⋅

10−6 m3 = 1,96 ⋅ 10−5 m3 1 cm3 1h 103 m ⋅ = 34,7 m/s 3600 s 1 km

c) 2,0 g/cm2 ⋅ c) 240 nm ⋅


b) La masa de 6,022 ⋅ 10 23 protones será:

10−3 kg 104 cm2 ⋅ = 20 kg/m2 1g 1 m2

1m = 2,4 ⋅ 10−7 m 109 nm


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FICHA 2



María quiere conocer el consumo de gasolina de su coche. Para ello, ha recogido los datos que se muestran en la siguiente tabla: Distancia (km)

Gasto (L)

100

6

250

15

300

18

350

21

a) Representa estos datos en una gráfica. b) ¿Qué relación existe entre las dos magnitudes? c) Calcula, a partir de la gráfica, el consumo de gasolina por cada kilómetro. d) Escribe una ecuación que relacione la distancia con el consumo. e) Si el precio de la gasolina es 0,98 €/L, ¿cuánto le costará a María un viaje desde Madrid hasta Zaragoza si la distancia entre ellas es de 325 km? Dedúcelo, utilizando la gráfica, mediante cálculo matemático. 2

La masa de la Tierra es 5,98 ⋅ 1027 g, y la masa de Júpiter es 317,94 veces mayor. a) ¿Cuánto vale la masa de Júpiter en unidades del Sistema Internacional? b) Si la densidad de la Tierra es 5,52 g/cm3, calcula el volumen de nuestro planeta.

3

Explica: a) Indica qué procedimiento podrías utilizar para medir el volumen de aire que hay en una habitación cerrada si solo dispones de una cinta métrica. ¿En qué unidades expresarías dicho volumen? b) ¿Qué procedimiento utilizarías para medir el volumen de una piedra de río si dispones de una probeta?

4

Convierte las siguientes magnitudes en unidades del Sistema Internacional y expresa el resultado utilizando la notación científica. a) 10 kg/dm3. b) 70 km2. c) 3,5 ⋅ 10−2 cg/mL. d) 2300 ms. Ten en cuenta que, en general, cuando el número es menor que 100 no se suelen emplear potencias de 10.

5

En un depósito de 6 m3 de volumen se pueden colocar 2,4 ⋅ 106 bolitas de acero. a) ¿Cuál es el volumen de cada bolita? b) ¿Cuántas podremos introducir en un depósito de 1 dm3?

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PRUEBA DE EVALUACIÓN 2: SOLUCIONES SOLUCIONES 1

a) La gráfica es: Gasto (L) 25 20 15 10 5 0 0

100

200

300

400

d (km)

b) El gasto en gasolina es directamente proporcional a la distancia recorrida; existe una relación lineal. c) La pendiente de la recta representa el consumo en cada kilómetro: Pendiente =

y2 − y1 21 − 6 →c= = 0,06 L/km 350 − 100 x2 − x1

d) Gasto = c ⋅ d e) Gasto = 0,06 L/km ⋅ 325 km ⋅ 0,98 €/L = 19,11 € 2

a) La masa es:

m = 5,98 ⋅ 1027 g ⋅

10−3 kg ⋅ 317,94 = 1,90 ⋅ 1027 kg 1g

b) El volumen es:

V=

5,98 ⋅ 1027 g 6

5,52 g/cm3 ⋅

3

10 cm 1 m3

= 1,08 ⋅ 1021 m3

a) Calcular el volumen de la habitación midiendo las tres dimensiones: largo, ancho y alto. En m3.

V=l×a×h b) Añadir agua y medir su volumen. A continuación, introducir la piedra. La diferencia entre el volumen inicial y final del agua es el volumen de la piedra.

4

a) 10 g/dm3 ⋅ b) 70 km2 ⋅

5

a) V =

10−3 kg 103 dm3 ⋅ = 10 kg/m3 1g 1 m3

106 m2 = 7 ⋅ 107 m2 1 km2

6 m3 = 2,5 ⋅ 10−6 m3/bolita 2,4 ⋅ 106 bolitas

d) 2300 ms ⋅

10−3 s = 2,3 s 1 ms

c) 3,5 ⋅ 10−2 hg/mL ⋅

b) N =


3

m = d

10−1 kg 103 mL ⋅ = 3,5 kg/L 1L 1 hg

10−3 m3 = 400 bolitas 2,5 ⋅ 10−6 m3/bolita


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FICHA 3


PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Un estudio científico, recientemente realizado, ha determinado que la altura del monte Everest, el más alto de la Tierra, es de 8844,43 m. En 1975 su altura había sido fijada en 8848,13 m. Es decir, que ha disminuido en 3,7 m. Según los científicos, esta disminución de altura puede deberse a tres causas: • El espesor de la capa de hielo y nieve de su cumbre se ha medido más exactamente y ha resultado ser de 3,5 m en vez de los 0,9 m determinados en 1975. • El cálculo del nivel de partida ha sido más perfecto, situándolo 0,7 m por encima del anterior. • La tecnología empleada en la actualidad, basada en ondas de radio, es más exacta, con un margen de error de 0,21 m. Además, se ha sugerido que, desde 1975, el grosor de la capa de hielo puede haber disminuido debido al calentamiento global de la atmósfera. 1

En la medida de la altura del monte, ¿dónde se sitúan las cotas mínima y máxima? Haz un esquema.

2

Explica cómo influyen las tres causas nombradas en la disminución de altura atribuida al monte Everest. a) ¿Por qué disminuye la altura de la montaña al aumentar el espesor de la capa de hielo y nieve de la cumbre? b) ¿Cómo influye el cambio en el nivel de partida? c) ¿Qué influencia tiene el uso de tecnologías nuevas al realizar la medida?

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3

¿Qué efectos tiene el calentamiento global sobre la altura del monte Everest?

4

¿Se puede deducir a partir del texto que la altura del monte Everest ha disminuido en los últimos años?

5

Una de las dificultades con que cuentan las expediciones al monte Everest es la falta de oxígeno, debida a la disminución de la presión atmosférica con la altura. Presión (mbar)

Altura (km)

1000

0

900

2

600

4

390

8

200

12

150

16

a) Representa gráficamente los datos de la tabla, colocando la presión en el eje de ordenadas y la altura en el de abscisas. ¿La presión varía de forma lineal a medida que aumenta la altura? b) Sabiendo que: 1 mbar = 100 Pa y 1 atm = 101 325 Pa, estima, a partir de la gráfica, y haciendo los cambios de unidades necesarios la presión atmosférica en la cima del monte.


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Respuesta gráfica. Capa de hielo y nieve

Altura

Base del monte

Nivel del mar

2

a) Si el espesor de la capa de hielo y nieve es mayor, la altura la a que llega la roca debe de ser menor. b) Si el nivel de partida de la medida no está bien determinado con relación al nivel del mar, la medida es errónea. En este caso, se estaba situando 0,7 m por debajo de su posición. c) Las nuevas tecnologías permiten realizar medidas con menor error; por tanto, más aproximadas a la realidad.

3

El calentamiento global hace que la capa de hielo en la cima del monte haya disminuido. Por tanto, al realizar la medida anterior debía de ser mayor de 3,5 m. Sin embargo, solo se estimó en 0,9 m.

4

No, solo se puede deducir que el resultado de la medida es diferente.

5

La gráfica es: P (mbar) 1200


1000 800 600 400 200 0 0

5

10

15

20

Altura (km)

La variación no es lineal. A 8000 m la presión es de 390 mb. 390 mbar ⋅

100 Pa 1 atm ⋅ = 0,38 atm 1 mbar 101 325 Pa


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FICHA 1



Aplica la teoría cinética y explica las siguientes propiedades: a) Los gases ocupan todo el volumen del recipiente en que se encuentran. b) La presión que ejerce el gas. c) La temperatura del gas. d) Si aumenta la temperatura, sin variar el volumen, la presión aumenta.

2

Los datos recogidos en la siguiente tabla corresponden a dos sustancias diferentes A y B. Se muestran las temperaturas de fusión y de ebullición. Temperatura de fusión (°C)

Temperatura de ebullición (°C)

A

10

150

B

−20

−3

a) ¿Cuál de ellas se encontrará en estado líquido a 20 °C? b) ¿Cuál de ellas es un gas a temperatura ambiente? c) A una temperatura de 0 °C, ¿en qué estado físico se encontrarán ambas sustancias? Justifica todas las respuestas. 3

El volumen del aire dentro de un balón es de 400 cm3 a una temperatura de 20 °C. Se introduce en una nevera y su volumen se reduce a 0,38 L. Suponiendo que la presión del aire no cambia, calcula la temperatura que hay en el interior de la nevera.

4

Una cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 4 L a una presión de 780 mm de Hg y 20 °C de temperatura. Si disminuimos la presión hasta un tercio, manteniendo constante la temperatura: a) Calcula el volumen que ocupa el gas. b) Enuncia la ley que corresponde a esta transformación.

5

Una masa de aire está contenida en un recipiente provisto de un émbolo, a temperatura constante. Empujamos el émbolo obteniendo los siguientes resultados: P (atm)

V (L)

1

20

2 4

5 4

a) Completa la tabla, aplicando la ley correspondiente. b) Dibuja la gráfica P-V. c) Determina, a partir de la gráfica, el volumen que ocupará el gas cuando se encuentre sometido a una presión de 2,5 atm. d) ¿Qué ocurrirá si disminuimos la presión por debajo de la presión atmosférica? Justifica tu respuesta.

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a) Los gases están formados por pequeñas partículas en continuo movimiento, separadas unas de otras, y que se distribuyen ocupando todo el volumen disponible. b) Las partículas, en su movimiento, chocan unas con otras y con las paredes del recipiente. Estos choques son la causa de la presión del gas. c) La temperatura mide la rapidez con que se mueven las moléculas. A mayor temperatura, mayor velocidad y mayor energía. d) Al aumentar la temperatura, las moléculas se mueven con mayor velocidad y el número de choques aumenta; por tanto, aumenta la presión.

2

a) A 20 °C la sustancia A se encuentra en estado líquido, porque Tf < 20 °C < Te. b) La sustancia B es un gas a temperatura ambiente, porque Tf < 20 °C y Te < 20 °C. c) A 0 °C la sustancia A se encontrará en estado sólido, porque 0 °C < Tf. La sustancia B se encontrará en estado gaseoso, porque 0 °C > Te.

3

Cambiamos las unidades: V1 = 400 cm3 = 0,4 L; T1 = 20 °C + 273 = 293 K; V2 = 0,38 L. Aplicando la Ley de Charles y Gay-Lussac:

V1 V2 T1 293 K = → T2 = V2 ⋅ = 0,38 L ⋅ = 278,35 K → t 2 = 5,35 °C T1 T2 V1 0,4 L 4

a) Aplicando la ley de Boyle-Mariotte: P1 ⋅ V1 = P2 ⋅ V2: Si P2 =

P1 P1 → P1 ⋅ V1 = → V2 = 3V1 = 3 ⋅ 4 L = 12 L 3 3V2

b) La Ley de Boyle-Mariotte dice: «Si un gas experimenta una transformación a temperatura constante, el producto de l presión por el volumen es una constante». a)

P (atm)

1

2

4

5

c) Si P = 2,5 atm; V = 8 L.

V (L)

20

10

5

4

d) Si P disminuye, el volumen aumenta.

b)

P (atm) 5


5

4

3

2

1

0 0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

20

22

V (L)


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FICHA 2



La gráfica muestra el calentamiento de una sustancia. Representamos la temperatura que alcanza en función del tiempo que transcurre: T (°C)

a) ¿Qué sucede en cada uno de los tramos?

200

150

b) ¿Cuál es la temperatura de fusión de la sustancia?

100

c) ¿Y la temperatura de ebullición?

50

0

−50 0

2

5

10

15

20

25

t (min)

Explica los siguientes hechos aplicando la teoría cinético-corpuscular: a) Los sólidos tienen forma propia, mientras que los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene. b) Cuando la temperatura a la que está un sólido aumenta, el sólido funde. Su masa permanece constante, pero el volumen sí se modifica. c) Los líquidos evaporan a cualquier temperatura.

3

En la rueda de una bicicleta hay aire a una presión de 1,20 atm y a 20 °C de temperatura. Después de rodar durante un rato, la rueda se calienta, por efecto de la fricción con el suelo, hasta 30 °C. Si suponemos que el volumen no varía: a) ¿Qué presión ejerce ahora el aire? b) ¿Qué ocurre con la cantidad de aire que hay en el interior de la cámara?

4

Un volumen de 10 L de gas se encuentra en condiciones normales de presión y temperatura. a) Escribe los valores de las condiciones iniciales. b) Si aumentamos la presión al doble sin variar la temperatura, ¿qué volumen ocupa el gas? ¿Ha aumentado el volumen o ha disminuido?

5

Aplicando la ley de Gay-Lussac, completa la siguiente tabla y luego dibuja la gráfica P-T a partir de los datos recogidos en ella. P (atm)

T (K)

1,5

300 350

3 650

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a) La sustancia se encuentra a −50 °C y se calienta hasta 0 °C. En el segundo tramo se está produciendo un cambio de estado porque la temperatura no cambia, se mantiene constante a 0 °C. En el tercer tramo, la temperatura vuelve a aumentar desde 0 °C hasta 100 °C. En cuarto tramo se produce otro cambio de estado y la temperatura se mantiene constante a 100 °C y, a continuación, vuelve a aumentar. b) La temperatura de fusión es 0 °C. c) La temperatura de ebullición es 100 °C.

2

a) Las partículas que forman los sólidos están fuertemente unidas y ocupan posiciones fijas mientras que en los líquidos las partículas se pueden desplazar unas de otras produciendo el cambio de forma. b) Cuando el sólido cambia de estado, las fuerzas que mantienen unidas a las partículas se debilitan y estas ocupan mayor espacio, pero el número de partículas no cambia; es decir, la masa es la misma. c) Las partículas de la superficie del líquido pueden adquirir la energía suficiente para escapar del mismo a cualquier temperatura.

3

a) P1 = 1,20 atm; T1 = 20 °C + 273 = 293 K; T2 = 30 °C + 273 = 303 K Si V = constante, la transformación sigue la ley de Gay-Lussac:

P1 P2 T2 303 K = 1,20 atm ⋅ = 1,24 atm = → P2 = P1 ⋅ T1 T2 T1 293 K b) La cantidad de aire en el interior de la cámara es la misma. 4

a) V1 = 10 L; P1 = 1 atm; T1 = 0 °C + 273 = 273 K. b) Si la temperatura no varía, la transformación sigue la ley de Boyle-Mariotte: P1⋅ V1 = P2 ⋅ V2. Si P2 = 2P1:

5

V1 10 L = =5L 2 2

La tabla queda así: P (atm)

T (K)

1,5

300

1,75

350

3

600

3,25

650

La gráfica es: P (atm) PRUEBAS DE EVALUACIÓN

V1 = 2V2 → V2 =

3,5 3,0 2,5 2.0 1,5 1,0 0,5 0,0 0

200

400

600


800 T (K)

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FICHA 3


PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Lee atentamente y observa la gráfica: El gas contenido en el interior de un globo está formado por innumerables moléculas que se mueven caóticamente con una gran velocidad del orden de 400 m/s. En este movimiento chocan entre ellas y con las paredes del globo, de forma que, a la presión atmosférica y a una temperatura de unos 25 °C, las moléculas chocan unas 2000 millones de veces por segundo. El globo se hincha debido a la fuerza que hacen las moléculas contra las paredes. Una vez inflado, atamos la boca con un cordel y el gas queda encerrado en su interior. Si el gas contenido en el globo es, por ejemplo, helio, el globo ascenderá al dejarlo en libertad y terminará estallando en lo alto. Sin embargo, si lo llenamos de aire, el globo terminará por caer al suelo. ¿Todo esto es casual? No, los globos siempre obedecen las leyes de la física. 1

N.º relativo de moléculas O2 a 273 K

O2 a 1000 K

H2 a 273 K

1000

2000

3000

4000 v (m/s)

Observa la gráfica y contesta: a) ¿Qué representa la gráfica? b) ¿Se mueven todas las partículas siempre a la misma velocidad? c) ¿Qué partículas se mueven más deprisa en los ejemplos de la gráfica, las de hidrógeno o las de oxígeno, cuando la temperatura de ambos gases es de 0 °C?

2

Identifica en el texto la teoría cinética de los gases.

3

¿Qué es la presión del gas? ¿En qué parte del texto se describe?

4

Si los gases no tienen volumen propio, sino que se adaptan al volumen del recipiente que los contiene, ¿por qué estallan los globos si metemos demasiado aire?

5

Explica por qué el globo lleno de helio asciende y el globo lleno de aire no lo hace.

6

Suponiendo que al ascender el globo, la temperatura no varía, ¿por qué estalla el globo? ¿Qué ley se cumple?

7

Imagina que introducimos el globo en un frigorífico: a) ¿Qué ocurriría? b) ¿Qué ley obedece?

8

El aire y el helio son gases. Explica cómo tienen que ser los valores de sus puntos de fusión y de ebullición para que se encuentren en estado gaseoso en cualquier punto de la Tierra.

9

Si un globo contiene 1 L de aire a la presión atmosférica y a la temperatura ambiente (25 °C), calcula cuál será su volumen al introducirlo en un frigorífico que se encuentra a −3 °C (la presión no varía).

10 En el globo de la cuestión anterior, calcula el volumen si disminuimos la presión hasta 0,6 atm

sin modificar la temperatura.

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a) La gráfica representa el número de moléculas de un gas que se mueven a una temperatura determinada. A una mayor temperatura hay más moléculas moviéndose con una velocidad elevada. b) No todas las partículas se mueven a la misma velocidad. Como se ve en la gráfica, unas pocas se mueven muy deprisa o muy despacio. Además, las partículas no conservan su velocidad, porque continuamente se producen choques entre ellas. c) Se mueven más deprisa (en general) las de hidrógeno, como se aprecia en la curva, que está más desplazada hacia la derecha.

2

«El gas contenido en el interior de un globo está formado por innumerables moléculas que se mueven caóticamente con una gran velocidad del orden de 400 m/s. En este movimiento chocan entre ellas y con las paredes del globo».

3

La presión del gas se debe a la fuerza que ejercen las moléculas al chocar entre ellas y con las paredes del recipiente. En el texto aparece en el párrafo: «En este movimiento chocan entre ellas y con las paredes del globo, de forma que, a la presión atmosférica y a una temperatura de unos 25 °C, las moléculas chocan unas 2000 millones de veces por segundo». El globo se hincha debido a la fuerza que hacen las moléculas contra las paredes.

4

Al hincharse el globo, se estira hasta que alcanza la elasticidad máxima; en ese momento se rompe.

5

El helio es un gas de menor densidad que el aire, y por eso el globo asciende.

6

Al subir el globo, la presión disminuye con la altura. Si suponemos que la temperatura no cambia, de acuerdo con la ley de Boyle-Mariotte, el volumen aumenta.

7

a) y b) La temperatura disminuye, sin variar la presión, según la ley de Gay-Lussac. El volumen disminuye y el globo se encoge.

8

Sus puntos de fusión y de ebullición deben de ser muy bajos, por debajo de 0 °C.

9

V1 = 1 L; P1 = 1 atm; T1 = 25 + 273 = 298 K; T2 = −3 + 273 = 270 K. V1 V2 = T1 T2 Despejamos V2:

V2 = V1 ⋅

T2 270 K =1L⋅ = 0,9 L T1 298 K

10 V1 = 1 L; P1 = 1 atm; T1 = 25 + 273 = 298 K; P2 = 0,6 atm.


Según la ley de Gay-Lussac:

Según la ley de Boyle-Mariotte:

P1 ⋅ V1 = P2 ⋅ V2 Despejamos V2:

V2 =

P1 1 atm V1 = 1 L ⋅ = 1,6 L P2 0,6 atm


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FICHA 1



Tenemos una mezcla de dos sustancias, A y B, con las siguientes propiedades deducidas a partir de su comportamiento cuando se intentan disolver en agua y benceno: Soluble en agua

Soluble en benceno

Estado físico

Sustancia A

Sí

No

Sólido

Sustancia B

No

Sí

Sólido

a) Realiza un esquema que explique la forma de recuperar el componente A separándolo de la mezcla. Ten en cuenta que el agua y el benceno no son miscibles. 2

36,0 g de soluto . 100 g de agua Si tenemos tres disoluciones de cloruro de sodio: La solubilidad del cloruro de sodio en agua es:

Disolución

Contenido

Tipo

1

Hemos disuelto 10,0 g de cloruro de sodio en 1 L de agua.

2


3

Hemos disuelto 40,0 g de cloruro de sodio en 100 mL de agua.

Realiza los cálculos necesarios y clasifícalas como: • Diluida. • Concentrada. • Saturada. 3

En un vaso con 200 cm3 de agua añadimos 15 g de azúcar y a continuación removemos hasta que se disuelven completamente. Determina la concentración de la disolución formada y exprésala en: a) g/L. b) Porcentaje de masa. (dagua = 1 g/cm3)

4

Explica cómo prepararías las siguientes disoluciones: a) 250 ml de disolución de hidróxido de potasio (KOH) con una concentración de 15 g/L. b) Medio litro de disolución de cloruro de sodio (NaCl) en agua con una concentración del 10% en masa.

5

Queremos comprobar cómo cambia la solubilidad del nitrato de potasio cuando varía la temperatura. Para ello, hemos medido la cantidad de nitrato de potasio que se disuelve en 100 g de agua a diferentes temperaturas y hemos obtenido los siguientes datos: Temperatura (°C) Solubilidad (g/100 mL de agua)

0

10

30

45

12

20

40

70

a) Haz una representación gráfica de los datos de la tabla. b) Explica cómo varía la solubilidad del nitrato de potasio con la temperatura. c) ¿Qué cantidad de nitrato de potasio quedará sin disolver si se añaden 80 g y se disuelven en 100 mL de agua a 35 °C?

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Agua + benceno A+B

A se disuelve en el agua y B en el benceno.

Como el agua y el benceno no son miscibles, aparecen dos fases que se separan mediante una decantación. Evaporando el agua se recupera la sustancia A. 2

3

Disolución

Contenido

Tipo

1


c = 1 g/100 g de agua: diluida.

2


c = 20 g/100 g de agua: concentrada.

3

Hemos disuelto 40,0 g de cloruro de sodio en 100 mL de agua.

c = 40 g/100 g de agua > que la solubilidad: saturada.

a) El volumen es V = 200 cm3 = 200 mL = 0,2 L. La concentración es:

c=

ms (g) 15 g = = 75 g/L V (L) 0,2 L

b) mdisolución = 215 g. Por tanto:

c% = 4

15 g de soluto ⋅ 100 g de disolución = 6,97% 215 g de disolución

a) La masa de soluto es:

ms = 15 g/L ⋅ 0,25 L = 3,75 g Medimos 3,75 g de KOH utilizando una balanza y los disolvemos en agua hasta que el volumen sea de 250 mL utilizando un matraz aforado. b) Tenemos:

ms =

10 g de soluto ⋅ 500 g de disolución = 50 g de soluto 100 g de disolución

Medimos 50 g de NaCl utilizando una balanza y los disolvemos en agua hasta que el volumen sea de 0,5 L utilizando un matraz aforado. a) La gráfica es:


5

Solubilidad (g/100 mL agua) 70 60 50 40 30 20 10 0 0

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

T (°C)

b) La solubilidad del nitrato de potasio aumenta con la temperatura. c) La solubilidad a 35 °C es de 50 g/100 mL de agua. Quedan sin disolver: 80 g − 50 g = 30 g de soluto.


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FICHA 2



Dadas las siguientes mezclas: • Arena + hierro.

• Agua + sal.

• Aceite + agua.

a) ¿Serán homogéneas o heterogéneas? b) ¿Qué método utilizarías para separar sus componentes? c) ¿En qué propiedad de las sustancias se basa el método de separación que has elegido? 2

La densidad de un líquido es 0,8 g/cm3 si se añaden 20 g de soluto a 2 L de dicho líquido. Calcula la concentración de la disolución obtenida: a) Expresada en g/L. b) Expresada en porcentaje de masa. (Suponemos que la adición de soluto no modifica el volumen de la disolución.)

3

En un matraz tenemos un líquido incoloro que, por su aspecto, podríamos pensar que es agua. Hacemos los siguientes experimentos: • Lo ponemos a calentar y, cuando el termómetro llega a 105 °C, comienza a hervir. • El líquido se evapora y deja un residuo sólido de color blanco. ¿Qué conclusión puedes sacar de estos datos?

4

Queremos preparar 2,5 L de una disolución de azúcar en agua con una concentración del 5 % en masa: a) ¿Qué cantidad de soluto necesitamos utilizar? b) Explica el procedimiento para preparar la disolución. c) ¿Cuál es la concentración expresada en g/L. (La densidad de la disolución es 1200 kg/m3.)

5

La siguiente gráfica representa la solubilidad de una sustancia en agua a diferentes temperaturas. Solubilidad (g/100 g agua) 50 40 30 20 10 0 0

20

40

60

80

T (°C)

a) Si dispones de un 1 L de disolución de dicha sustancia a 20 °C, ¿qué cantidad de soluto contiene? b) Si deseas aumentar la concentración añadiendo más soluto, ¿qué debes hacer, calentar o enfriar la disolución? c) Si enfriamos hasta 0 °C, ¿qué ocurrirá?

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• Arena + hierro. Es una mezcla heterogénea. Como el hierro tiene propiedades magnéticas y la arena no, podemos separar los componentes utilizando un imán. • Agua + sal. Es una mezcla homogénea, porque la sal es soluble en agua. El punto de ebullición del agua es menor que el de la sal. Por tanto, si calentamos, el agua se evapora, y la sal, no. • Aceite + agua. Es una mezcla heterogénea, porque el agua y el aceite son inmiscibles. Por ello, se pueden separar mediante una decantación.

2

a) La concentración es:

c=

Masa soluto 20 g = = 10 g/L Volumen disolución 2L

b) La masa de líquido es:

mlíquido = 800 g/L ⋅ 2 L = 1600 g La masa de disolución es:

mdisolución = 1600 g + 20 g = 1620 g Entonces:

c% =

3

20 g de soluto ⋅ 100 = 1,25% 1620 g de disolución

El punto de ebullición no coincide con el del agua (100 °C). Por tanto, no se trata de agua. Si al evaporar el líquido queda un residuo sólido, no se trata de una sustancia pura, sino de una disolución. Uno de los componentes probablemente será agua.

4

a) d = 1200 kg/m3 ⋅

103 g 1 m3 ⋅ = 1200 g/L 1 kg 103 L

md = 2,5 L ⋅ 1200 g/L = 3000 g de disolución Y la masa de soluto es: 5 g soluto ⋅ 3000 g disolución = 150 g de soluto 100 g disolución

b) Pesamos 150 g de azúcar y la disolvemos en agua. En un matraz aforado de 2,5 L de capacidad añadimos agua hasta completar el volumen. m 15 g = = 60 g/L c) c = V 2,5 L

5

a) s20 °C =

32 g → s ⋅ 1000 g agua = 320 g 100 g agua


ms =

b) Calentar, ya que según la gráfica la solubilidad aumenta con la temperatura. c) s0 °C =

26 g → s ⋅ 1000 g agua = 260 g 100 g agua

La solubilidad disminuye. Por tanto, se depositan en el fondo: 320 g − 260 g = 60 g de azúcar


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FICHA 3


PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Desde los tiempos prehistóricos, los problemas derivados del agua han sido decisivos para la existencia de agrupaciones humanas. Cuando el agua escaseaba, se producía el éxodo de los pueblos, el abandono de los terrenos que una vez fueron fértiles y aun la desaparición de culturas milenarias.

Distribución del agua en la Tierra

Estudios científicos prevén para el año 2015 el agotamiento de los recursos de agua consumible en las regiones habitadas del planeta. Sin embargo, en la Tierra estamos rodeados de agua salada. Si fuera posible quitar las sales del agua del océano mediante un proceso barato, podrían resolverse algunos de los problemas más urgentes de la humanidad. La conversión del agua de mar en agua dulce no es una idea nueva. La destilación, el método básico para hacerlo, se practica desde hace 2000 años, particularmente por los marinos.

Total de agua en el planeta Agua marina: 97% Agua dulce: 3% Total de agua dulce Hielo: 79% Aguas subterráneas: 20% Agua dulce superficial: 1%

Otro método, objeto de estudios en la actualidad, es el que consiste en desalar el agua de mar por congelación. Cuando el agua salada se congela, el hielo prácticamente no contiene nada de sal. Puede entonces obtenerse agua dulce a partir del congelamiento parcial del agua de mar, separando el hielo y luego derritiéndolo.

Total de agua dulce superficial En los lagos: 50% En el suelo: 38% En la atmósfera: 10%

1

En los ríos: 1%

Haz un breve comentario del texto y explica cómo influye el conocimiento científico y el desarrollo tecnológico en la sociedad.

En los seres vivos: 1%

2

El agua es un recurso renovable. Explica este concepto e intenta justificar la razón de que se pueda agotar según aparece en el texto.

3

La composición química media de 1 L de agua de mar es la siguiente: Componente

Fórmula

Cloruro de sodio

Masa (g)

Concentración en %

24,0

Cloruro de magnesio

5,0

Cloruro de calcio

1,1

Cloruro de potasio

0,7

Bromuro de sodio

0,096

Cloruro de estroncio

0,024

Fluoruro de sodio

0,003

a) ¿Qué tipo de mezcla es el agua de mar? b) Completa la tabla escribiendo la fórmula de cada una de las sustancias y la concentración expresada en % en masa. c) Determina la cantidad de agua de mar que necesitaríamos para obtener una tonelada de cloruro de sodio y de cloruro de potasio. (Densidad del agua del mar: 1027 kg/m3.)

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4

Nombra los métodos de separación que aparecen en el texto y explica en qué consisten.

5

El agua de mar se utiliza tradicionalmente para obtener sal. ¿Qué método se utiliza para este fin? Explica las semejanzas y diferencias que existen entre este método y la destilación.

6

¿Dónde se encuentra la mayor parte de agua dulce? ¿Y la mayor parte de agua dulce superficial?


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Respuesta libre. Buscando la capacidad para relacionar la ciencia, la tecnología y la sociedad, buscando el grado de comprensión acerca del papel que puede tener la ciencia en la resolución de problemas actuales y de la forma de vida en general.

2

Respuesta modelo. El agua existe en la Tierra en tres estados: sólido (hielo, nieve), líquido y gas (vapor de agua). El agua de la superficie se evapora y forma las nubes, mediante la lluvia precipita y se filtra en la Tierra. Esto hace que la cantidad total de agua en el planeta no cambie. La circulación y conservación de agua en la Tierra se llama ciclo del agua y, por tanto, el agua es un recurso renovable. La actividad del hombre puede influir en el ciclo del agua debido a que realiza vertidos de aguas contaminadas, produce alteraciones de la vegetación y del suelo o provoca cambios climáticos que influyen en el nivel de precipitaciones.

3

La tabla queda así: Componente

Fórmula

Masa (g)

Cloruro de sodio

NaCl

24,0

Cloruro de magnesio

MgCl2

5,0

Cloruro de calcio

CaCl2

1,1

Cloruro de potasio

KCl

0,7

Bromuro de sodio

NaBr

0,096

Cloruro de estroncio

SrCl2

0,024

Fluoruro de sodio

NaF

0,003

Concentración en %

24 1027 5,0 1027 1,1 1027 0,7 1027 0,096 1027 0,024 1027 0,003 1027

⋅ 100 = 2,33% ⋅ 100 = 0,48% ⋅ 100 = 0,10% ⋅ 100 = 0,07% ⋅ 100 = 0,009% ⋅ 100 = 0,002% ⋅ 100 = 0,003%

a) El agua del mar es una disolución de sales en agua.

c) 1 t = 106 g; c =

m . La concentración de cloruro de sodio es 24 g/L. V

La concentración de cloruro de potasio es 0,7 g/L.

V=

106 g = 1,4 ⋅ 106 L 0,7 g/L

4

Destilación: método de separación de los componentes de una mezcla basado en la diferencia de sus puntos de ebullición. Congelación: método de separación de los componentes de una mezcla que tienen una gran diferencia en sus puntos de fusión.

5

Para obtener sal se utiliza la evaporación. La evaporación y la destilación hacen que el agua pase a estado de vapor, pero en la destilación lo hace en el punto de ebullición, y en la evaporación, no.


b) Ver tabla.

La evaporación se realiza, generalmente, usando el calor del Sol. 6

En forma de hielo. En los lagos. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 1



En las figuras que aparecen a continuación indica el signo de la carga q: a)

b)

+

+

2

Responde a las siguientes frases con verdadero o falso. En el caso de que sea falso, modifica la frase para que resulte verdadera: a) Cuando un cuerpo tiene carga positiva, es que ha ganado protones. b) Un cuerpo cargado negativamente tiene más electrones que protones. c) Todos los cuerpos tienen electrones y protones. d) Un cuerpo neutro no tiene electrones ni protones. e) Los electrones se ganan o se pierden con más facilidad que los protones porque están en la parte externa de los átomos.

3

Sabiendo que la carga de un electrón es: e = 1,6 ⋅ 10−19 C. a) ¿A cuántos electrones equivale la carga de 1 C? b) Imagina que un cuerpo gana un millón de electrones, ¿qué carga eléctrica adquiere, expresada en culombios?

4

Completa el siguiente cuadro: Especie atómica

Símbolo

Z

A

N.º de protones

N.º de electrones

N.º de neutrones

16 8

Oxígeno

O

Sodio

23

Helio

11

2 14 7

Ion fluoruro

2

N 9

19

20

40

18

Comprueba la relación entre Z y A y el número de neutrones:

A = Z − N.º de neutrones 5

En la naturaleza existen dos isótopos de litio. a) Haz un esquema de los isótopos del litio: 63Li y 73Li, y explica en qué se diferencian y qué tienen en común los isótopos de un elemento. b) Sabiendo que la masa del litio que se encuentra en la naturaleza, formado por la mezcla de los dos isótopos, es 6,94 u, determina el porcentaje en que aparecen cada uno de los isótopos.

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a) q es una carga positiva, porque entre las dos cargas de la figura aparece una fuerza de repulsión. b) q es una carga negativa, porque la fuerza que aparece entre dicha carga y la barra cargada negativamente es de repulsión.

2

a) Falso: cuando un cuerpo se carga positivamente, es que ha perdido electrones. b) Verdadero. c) Verdadero. d) Falso: un cuerpo neutro tiene el mismo número de electrones que de protones. e) Verdadero. a) Como e = 1,6 ⋅ 10−19 C: N.° electrones =

1,6 ⋅ 10−19 C 1 µC ⋅ 1,6 ⋅ 10−13 C → q = 1,6 ⋅ 10−13 C ⋅ = 1,6 ⋅ 10−13 µC 1 electrón 10−6 C

b) q = 106 electrones ⋅ 4

Especie atómica

Símbolo 16 8

Oxígeno

Z

A

N.º de protones

N.º de electrones

N.º de neutrones

O

8

16

8

8

8

Sodio

23 11

Na

11

23

11

11

12

Helio

4 2

He

2

4

2

2

2

Nitrógeno

14 7

N

7

14

7

7

7

−

F

9

19

9

10

10

Ca2+

20

40

20

18

9

Ion fluoruro Ion calcio 5

1C = 6,25 ⋅ 1018 electrones 1,6 ⋅ 10−19 C/e

a) 63Li:

7 3

Li:

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico y diferente número másico; es decir, se diferencian en el número de neutrones que tienen en el núcleo.


3

b) 6,94 = 6 ⋅ P1 + 7 ⋅ P2 → 6,94 = 6 ⋅ P1 + 7 ⋅ (1 − P1) Resolviendo la ecuación: • P1 = 6% (isótopo de litio con A = 6). • P2 = 94% (isótopo de litio con A = 7).


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FICHA 2



La bolita de un péndulo eléctrico se toca con una varilla de plástico que previamente hemos frotado con un paño de lana. Con la misma varilla tocamos la bolita de otro péndulo. Explica lo que ocurrirá si: a) Acercamos los dos péndulos. b) Ponemos los dos péndulos en contacto. c) Tocamos el segundo péndulo con una varilla de vidrio electrizada y lo acercamos al primero.

2

A partir de los siguientes datos. • mprotón = 1,6 ⋅ 10−27 kg • melectrón = 9,11 ⋅ 10−31 kg • mneutrón = 1,6 ⋅ 10−27 kg • qprotón = +1,6 ⋅ 10−19 C • qelectrón = −1,6 ⋅ 10−19 C a) Calcula la masa, en gramos, y la carga, en culombios, del ion Li+ (Z = 3; A = 6). b) ¿Por qué se dice en todos los libros que la masa de un átomo coincide casi exactamente con la masa de su núcleo?

3

Dado el átomo

13 6

C:

a) Escribe el valor de su número atómico y de su número másico. Luego, explica el significado de estos dos valores. b) Explica su estructura según el modelo atómico de Rutherford. c) Escribe los valores del número atómico y número másico de un posible isótopo suyo. ¿En qué se diferencian los isótopos? 4

Completa la siguiente tabla: Especie atómica

Símbolo

Z

S2−

A

N.º de protones

32

16

Si Argón

17

Se conocen tres isótopos del elemento uranio: en los porcentajes: 234 92

•

235 92

•

238 92

14

15 22

40 Cl

•

N.º de neutrones

18

Calcio

5

N.º de electrones

20

36 234 92

U,

235 92

Uy

238 92

U, que existen en la naturaleza

U → 0,0057%

U → 0,72% U → 99,27%

a) ¿Cuál es la masa atómica del uranio? b) ¿Cuál de ellos tiene propiedades radiactivas? c) ¿En qué consisten esas propiedades?

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a) Se repelen porque ambos han adquirido la misma carga eléctrica. b) Se repelen porque, mediante el contacto, adquieren la misma carga eléctrica. c) Se atraen. La varilla de vidrio induce cargas eléctricas de signo contrario.

2

a) El Li+ está formado por 3 protones, 3 neutrones y 2 electrones: La masa será:

m = 3 ⋅ (1,6 ⋅ 10−27 kg) + 3 ⋅ (1,6 ⋅ 10−27 kg) + 2 ⋅ (9,11 ⋅ 10−31 kg) = 9,6 ⋅ 10−27 kg → → m = 9,6 ⋅ 10−27 kg ⋅

103 g = 9,6 ⋅ 10−24 g 1 kg

q = +1,6 ⋅ 10−19 C, puesto que tiene una carga unidad positiva. b) Porque la masa del protón y del neutrón es mucho mayor que la masa de los electrones. Por tanto, la masa del núcleo es mucho mayor. 3

a) Z = 6 → número de protones que un átomo tiene en el núcleo.

A = 13 → número de protones + número de neutrones que un átomo tienen en el núcleo. b) El átomo está formado por un núcleo muy pequeño donde está concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa. En la corteza o parte externa se encuentran los electrones girando alrededor del núcleo.

4

5

Especie atómica

Símbolo

Z

A

N.º de protones

N.º de electrones

N.º de neutrones

Ion sulfuro

S2−

16

32

16

18

16

Silicio

Si

14

29

14

14

15

Argón

Ar

18

38

18

18

22

Calcio

Ca

20

40

20

20

20

Cloro

Cl

17

36

17

17

19

a) La masa atómica es:

m = 234 ⋅ b)

235 92

0,0057 0,72 99,27 + 235 ⋅ + 238 ⋅ = 237,96 u 100 100 100

U tiene propiedades radiactivas.

c) Esto quiere decir puede romperse espontáneamente produciendo dos núcleos de menor tamaño mediante una reacción de fisión nuclear. En este proceso se libera una gran cantidad de energía.



c) Ejemplo: Z = 6 y A = 14. Los isótopos se diferencian en el número de neutrones del núcleo.

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FICHA 3


PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA ¿Qué hay en una estrella? Nosotros mismos, Todos los elementos de nuestro cuerpo y del planeta Estuvieron en las entrañas de una estrella. Somos polvo de estrellas. E. CARDENAL

Ciclo protón-protón

1

H 2

H

1

H 3

He 1

La energía de las estrellas y, por tanto, del Sol, procede de las reacciones de fusión nuclear que se producen en su interior.

H

1

H

4

He

Los componentes predominantes de una estrella son 11H y 42 He, pero en su interior encierran una verdadera factoría de átomos.

1

H

1

H

1

H

3

He

El núcleo de un átomo de hidrógeno está 2 H formado por una sola partícula, el protón. Energía De la fusión de dos núcleos de hidrógeno resulta 1H un núcleo de deuterio, 21H, que es un isótopo del hidrógeno. Al unirse el deuterio a otro núcleo de hidrógeno, forma un isótopo del helio de número másico 3. En este proceso se libera energía. A continuación, dos núcleos de 3He chocan y forman un núcleo de helio ordinario: 42He.

Protón Neutrón Neutrino

Después de la formación de helio, el proceso de las transformaciones nucleares continúa con la creación sucesiva de otros elementos más pesados que el helio: el 47Be, 37Li, para continuar hasta el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, etc.

1

Lee el texto y explica el significado del poema de E. Cardenal que aparecen al principio. ¿Crees que los versos contienen una explicación científica o se trata simplemente de una metáfora poética?

2

En la representación 11H y 42He: a) ¿Qué significa cada uno de los números? b) Explica cómo están formados los átomos que representan. c) Describe las partículas que los forman.

3

Cuando dos núcleos de hidrógeno se encuentren a muy corta distancia, ¿cómo será la fuerza que aparece entre sus protones?

4

Contesta: a) ¿Por qué el hidrógeno, 11H, y el deuterio, 21H, son isótopos? ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian? b) Escribe la representación del isótopo del helio de número másico 3. c) ¿Son isótopos los átomos 74Be, 73Li? ¿Por qué?

5

El hidrógeno se presenta en forma de tres isótopos: el hidrógeno ordinario (1H), que tiene una abundancia del 99,98%; el deuterio (2H), con el 0,012 %, y el tritio (3H), con solo el 0,003%. Determina la masa atómica del hidrógeno.

6

Observa el dibujo de arriba y contesta: a) Explica en qué consiste la fusión nuclear. ¿Qué especies atómicas intervienen? b) Explica la posibilidad de emplear dicha reacción en la obtención de energía, y las ventajas que puede presentar respecto a las reaciones de fisión nuclear.

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Si todos los elementos químicos se han producido mediante reacciones químicas de fusión en el interior de las estrellas, los elementos que forman los seres vivos también tienen el mismo origen. Podemos decir que el poema encierra una explicación científica.

2

a) AZX → Z: número atómico = N.º de protones que tiene en el núcleo.

A: número másico = N.º de protones + N.º de neutrones que tiene en el núcleo •

1 1

H → A = 1; Z = 1. Formado por un protón.

•

4 2

He → A = 4; Z = 2. Formado por dos protones y dos neutrones.

b)

N.º de protones

N.º de neutrones

N.º de electrones

1 1

1

0

1

4 2

2

2

2

H He

c) Protón: partícula con carga positiva. Neutrón: partícula sin carga eléctrica y de masa semejante al protón. Electrón: partícula con carga eléctrica negativa y de masa despreciable frente a las anteriores. 3

Será una fuerza de repulsión eléctrica porque aparece entre dos partículas con el mismo tipo de carga eléctrica.

4

a) Son dos átomos diferentes del mismo elemento con igual número atómico y distinto número másico. Por tanto, tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. b)

3 2

He.

c) No son isótopos, porque tienen diferente número atómico. Escribimos el porcentaje de cada isótopo multiplicado por su masa:

mH = 1 ⋅ 6

99,98 0,012 0,003 +2⋅ +3⋅ = 1,00013 u 100 100 100

a) Dos átomos de hidrógeno pueden unir sus núcleos y convertirse en un átomo de helio desprendiendo una gran cantidad de energía. b) Se podría utilizar como fuente de energía con la ventaja de que no produce residuos radiactivos. Aunque presenta el inconveniente de que, para que se produzca, la temperatura debe ser extraordinariamente alta.



5

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FICHA 1



Dados los siguientes elementos químicos: • Sodio. • Azufre. • Nitrógeno.

• Argón. • Hierro. • Oxígeno.

• Cobalto. • Calcio. • Helio.

• Aluminio. • Carbono.

a) Escribe su símbolo. b) Clasifícalos en metales, no metales y gases nobles. c) A temperatura ambiente, ¿en qué estado físico se encuentran? 2

Dadas las siguientes sustancias: • Cloruro de magnesio. • Hidrógeno. • Yoduro de potasio.

• Cobre. • Dióxido de carbono. • Sodio.

• Cloruro de sodio. • Monóxido de nitrógeno.

a) Identifícalas como elementos o compuestos químicos. b) Escribe su fórmula. c) ¿Cuáles se encontrarán en forma de moléculas y cuáles en forma de cristales? 3

4

Para determinar el tipo de enlace que une a los átomos en tres compuestos desconocidos: A, B y C, se han tomado los siguientes datos: Sustancia

Estado

¿Conduce la corriente?

A

Sólido

No

B

Sólido

Sí

C

Gas

No

c) ¿Cuál de ellos está formando moléculas?

• Amoniaco. • Metano. • Nitrato de potasio.

• Etanol. • Ácido ascórbico. • Agua.

En la siguiente tabla aparece la abundancia de los elementos en la corteza terrestre. Haz un diagrama de barras con estos datos y explica su significado. Elemento

314

b) ¿Cuál de ellos es un cristal iónico?

Clasifica los siguientes compuestos como orgánicos o inorgánicos: • Propano. • Dióxido de carbono. • Glucosa.

5

a) ¿Cual de ellos es un metal?

Abundancia (%)

Oxígeno

46

Silicio

27

Aluminio

8

Hierro

6

Calcio

5

Magnesio

3

Sodio

2

Potasio

2

Otros

1


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a) Na, S, N, Ar, Fe, O, Co, Ca, He, Al y C. b) Metales: sodio, hierro, cobalto, calcio y aluminio. No metales: azufre, nitrógeno, oxígeno y carbono. Gases nobles: argón y helio. c) Sólidos: sodio, azufre, hierro, cobalto, calcio, aluminio y carbono. Gases: nitrógeno, argón, oxígeno y helio.

2

a) Elementos: hidrógeno, cobre, sodio. Compuestos: cloruro de magnesio, yoduro de potasio; dióxido de carbono; cloruro de sodio y monóxido de nitrógeno. b) Fórmulas: MgCl2, H2, KI, Cu, CO2, Na, NaCl y NO. c) Moléculas: H2, CO2 y NO. Cristales: MgCl2, KI, Cu, Na y NaCl.

3

a) B. b) A. c) C.

4

• Compuestos inorgánicos: dióxido de carbono, nitrato de potasio, amoniaco, agua, cloruro de sodio. • Compuestos orgánicos: propano, glucosa, metano, etanol y ácido ascórbico. La gráfica queda así: Abundancia (%) 50

40

30

10

Ot ro s

Po ta sio

So di o

M ag ne sio

Ca lc io

H ie rro

Al um in io

Si lic io

0

Los elementos más abundantes en la corteza terrestre son el silicio y el oxígeno, que forman parte de la mayoría de las rocas.



20

Ox íg en o

5

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FICHA 2



Completa las siguientes frases: a) Un elemento está formado por _________ del mismo tipo. b) Un compuesto está formado por dos o más _________ _________. c) Mediante calor, el óxido de mercurio se puede descomponer en _________ y _________, que son _________.

2

Completa la tabla: Elemento

Símbolo

Z

Litio

3

Oxígeno

8

Sodio

11

Cloro

17

Potasio

19

Grupo

Periodo

Metal o no metal

Iones (+/−)

a) ¿Qué elementos pertenecen al mismo grupo? b) ¿Qué tienen en común? 3

Responde a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué es una molécula? b) ¿Cuáles son las sustancias que están en forma de átomos aislados? c) ¿Qué es un cristal? d) ¿En qué estado físico se encuentran las sustancias que forman cristales? Pon un ejemplo de una sustancia que se encuentre en cada una de las formas.

4

Responde a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es la fórmula del hidrógeno? ¿Por qué? b) El cloruro de calcio, de fórmula CaCl2, se encuentra en forma de cristales iónicos. ¿Qué información nos proporciona la fórmula? c) El elemento carbono puede aparecer en la naturaleza en forma de diamante. ¿Qué tipo de cristal es? ¿Cómo está formado? d) El helio es un gas noble. ¿Cuál es su fórmula? ¿Por qué?

5

La información nutricional de una caja de cereales dice que estos contienen 3,5 mg de hierro/100 g de cereales. La CDR es de 14 mg/día, pero el organismo solo es capaz de absorber el 10% de lo que se ingiere. a) El hierro es un bioelemento o un oligoelemento. ¿Por qué? b) ¿Qué función tiene el hierro en el organismo? c) ¿Qué problemas provoca su falta? d) Si una persona toma una ración de 30 g de cereales en el desayuno, ¿qué cantidad de hierro está ingiriendo? ¿Qué cantidad absorbe? e) ¿Qué cantidad de cereales habría que tomar al día para absorber la CDR en hierro?

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a) Un elemento está formado por átomos del mismo tipo. b) Un compuesto está formado por dos o más átomos distintos. c) Mediante calor, el óxido de mercurio se puede descomponer en oxígeno y mercurio, que son elementos.

2

Símbolo

Z

Grupo

Periodo

Metal o no metal

Iones + o −

Li

3

1

2

Metal

+

Oxígeno

O

8

16

2

No metal

−

Sodio

Na

11

1

3

Metal

+

Cloro

Cl

17

17

3

No metal

−

Potasio

K

19

1

4

Metal

+

Elemento Litio

a) El litio, el sodio y el potasio pertenecen al mismo grupo. b) Ambos tienen un solo electrón en el último nivel y tienen tendencia a perderlo para formar un ion positivo. Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades físicas y químicas semejantes. 3

a) Es un agrupación de átomos que pueden pertenecer al mismo elemento; por ejemplo, O2, o a elementos diferentes formando compuestos; por ejemplo, CO2. b) Los gases nobles; por ejemplo, el helio (He). c) Es una forma de materia cuyas partículas tienen una estructura interna perfectamente ordenada. d) Aparecen en estado sólido. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl).

4

a) H2, debido a que el hidrógeno está formado por moléculas en las cuales hay dos átomos unidos. b) En el cristal hay el mismo número de átomos de sodio que átomos de cloro, en proporción 1:1. c) Es un cristal covalente. Está formado por un gran número de átomos de carbono unidos entre sí. d) He, porque se encuentra en forma de átomos aislados. a) El hierro es un oligoelemento. Se encuentra en el organismo en pequeña proporción, pero es indispensable para todos los seres vivos. b) Interviene en la producción de la hemoglobina. c) Anemia. d) Operando:

m = 30 g de cereales ⋅

3,5 ⋅ 10−3 g de hierro = 1,05 mg de hierro 100 g de cereales

Absorbe el 10%:

m’ = 1,05 ⋅

10 = 0,105 mg 100


5

e) Operando:

m = 0,014 g de hierro ⋅

100 g de cereales = 400 g 3,5 ⋅ 10−3 g de hierro


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FICHA 3


PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Hacia 1830 se conocían cincuenta y cinco elementos diferentes, un buen paso desde los cuatro elementos de la antigua teoría. De hecho, el número era demasiado grande para no inquietar a los químicos. Los elementos variaban extensamente en sus propiedades, y parecía existir poco orden entre ellos. ¿Por qué había tantos? Y ¿cuántos más quedaban por descubrir? ¿Diez? ¿Cien? ¿Mil? ¿Un número infinito? Era tentador buscar un orden en el conjunto de los elementos ya conocidos. Quizá de esta manera podría encontrarse una razón que explicase su número, y alguna manera de justificar la variación de las propiedades que poseían. Breve historia de la Química, ISAAC ASIMOV

1

¿Por qué surgió la necesidad entre los científicos de clasificar los elementos químicos?

2

La clasificación es uno de los métodos de trabajo usuales en la ciencia: clasificación de plantas, animales, etc. a) ¿Cómo se realiza una clasificación? b) ¿Qué utilidad tiene la clasificación de los elementos químicos?

3

¿Cuál es el criterio de clasificación de los elementos en la tabla periódica actual? ¿Hubo otros criterios anteriores? ¿En qué grandes grupos se clasifican los elementos?

4

La tabla periódica actual se debe a D. I. Mendeleiev. a) ¿Sirvió para calmar las inquietudes de los químicos? b) ¿Cuál es el criterio empleado por Mendeleiev para ordenar los elementos? ¿Cuál es el criterio actual? c) ¿Por qué dejó huecos Mendeleiev cuando elaboró su tabla?

5

La posición que ocupa un elemento en el sistema periódico puede explicar sus propiedades, como el estado físico en que se va a encontrar el elemento y los compuestos que formen. Utiliza la posición de los siguientes elementos para completar la tabla: Elemento/ Compuesto

Fórmula

Tipo de elemento

Átomos aislados, molécula o cristales

Estado físico

Oxígeno Sodio Cobalto Dióxido de carbono Cloruro de sodio Monóxido de nitrógeno 6

Observa la tabla periódica en espiral. a) ¿Qué elementos se sitúan en el centro de la espiral? b) ¿Dónde se sitúan los elementos de transición? c) ¿Están agrupados los elementos que tienen propiedades químicas parecidas? Pon ejemplos.

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Debido a que el número de elementos conocidos aumentaba y era necesario buscar alguna relación entre sus propiedades. Cuando aparecen muchos elementos de una categoría, es probable que existan subcategorías en las que poder clasificarlos.

2

a) Es necesario establecer un criterio de clasificación que agrupe a aquellos elementos que tienen las mismas características. b) Porque así podemos comprender mejor sus propiedades, buscar regularidades, etc.

3

El orden creciente de número atómico (Z ). Sí, la primera clasificación se realizó utilizando la masa atómica y no el número atómico. Metales, no metales y gases nobles. Todos los elementos del sistema periódico pertenecen a uno de estos tres grandes grupos.

4

a) Sí. La tabla elaborada por Mendeleiev mostró que la posición en el sistema periódico sirve para predecir las propiedades de un elemento, ya que todos los elementos de un mismo grupo presentan propiedades semejantes. b) La masa atómica. El número atómico. c) Porque predijo que se descubrirían nuevos elementos químicos que estarían situados donde él dejó los huecos. La posición de los huecos indicaba las propiedades que deberían tener los elementos que aún no se habían descubierto. La tabla queda así: Elemento Compuesto

Fórmula

Tipo de elemento

Átomos aislados, molécula o cristales

Estado físico

Oxígeno

O2

No metal

Molécula

Gas

Sodio

Na

Metal

Cristal metálico

Sólido

Cobalto

Co

Metal

Cristal metálico

Sólido

Dióxido de carbono

CO2

No metal + no metal

Molécula

Gas

Cloruro de sodio

NaCl

No metal + metal

Cristal iónico

Sólido

NO

No metal + no metal

Molécula

Gas

Monóxido de nitrógeno

6

a) Los que tienen un número atómico más bajo. b) En la derecha de la tabla. c) Sí, se agrupan con el mismo color partiendo del centro de la espiral. Ejemplos: berilio, magnesio, calcio…; litio, sodio, potasio…; oxígeno, azufre, selenio…



5

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FICHA 1

CAMBIOS QUÍMICOS


Clasifica los siguientes procesos como cambios físicos o químicos. Justifica la respuesta. a) Añadir sal al hielo para facilitar que se funda. b) Fermentación de la cebada para obtener cerveza. c) Imantar una barra de hierro. d) Encender una cerilla. e) Freír un filete.

2

Un vaso de agua tiene una capacidad de 125 mL. Calcula: a) La cantidad de sustancia de agua que hay en el vaso. b) El número de moléculas de agua que hay en el vaso. c) El número de átomos de oxígeno e hidrógeno que hay en el vaso. DATOS: • dagua = 1 g/cm3 • M (H) = 1 • M (O) = 16 • NA = 6,022 ⋅ 1023 partículas/mol.

3

El metano es un gas que se utiliza como combustible, se quema con oxígeno y da lugar a dióxido de carbono y agua. a) Escribe y ajusta la reacción que tiene lugar. b) Si reaccionan 3 mol de metano, ¿qué cantidad de sustancia de dióxido de carbono se obtienen? c) ¿Cuántas moléculas de agua se forman? d) ¿Qué cantidad de metano será necesaria para obtener 20 g de dióxido de carbono? DATOS: • M (C) = 14 • M (H) = 1 • M (O) = 16 • NA = 6,022 . 1023 partículas/mol.

4

Los alimentos congelados se conservan durante meses. Cuando se sacan del congelador es necesario consumirlos pronto porque a temperatura ambiente se estropean con rapidez. a) La descomposición de los alimentos: ¿es un proceso físico o químico? b) Explica a qué se debe que los alimentos se conserven más tiempo al congelarlos.

5

Dada la reacción: H2 + N2 → NH3 a) Ajusta la reacción. b) Explica el significado de la reacción ajustada. c) Justifica, desde el punto de vista atómico, que se cumple la ley de conservación de la masa. Realiza un esquema en el que aparezcan los enlaces que se rompen y los que se forman en la reacción.

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a) Cambio físico. Se forma una disolución, pero no cambia la composición de los componentes. b) Cambio químico. En la fermentación aparecen nuevas sustancias; por tanto, es una reacción química. c) Cambio físico. La barra tiene la misma composición: hierro. d) Cambio químico. Se produce una reacción de combustión. e) Cambio químico. Se producen reacciones químicas que cambian la textura y el sabor de la carne.

2

a) La masa es m = 125 g. Por tanto:

M (H2O) = 18 g/mol → n =

125 g n = = 6,94 mol 18 g/mol M

b) El número de moléculas es: N.º moléculas = n ⋅ NA = 6,94 mol ⋅ 6,022 ⋅ 1023 moléculas/mol = 4,17 ⋅ 1024 moléculas c) El número de átomos de cada elemento es: • N.º de átomos de H = 2 ⋅ 4,17 ⋅ 1024 = 8,35 ⋅ 1024 átomos. • N.º de átomos de O = 4,17 ⋅ 1024 átomos. 3

a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O b) Según la estequiometría de la reacción: 1 mol de CH4 → 1 mol de CO2 n = 3 moles de CO2 c) 1 mol de CH4 → 2 mol de agua nH2O = 2 ⋅ 3 = 6 mol N.º de moléculas = n ⋅ NA = 6 mol ⋅ 6,023 ⋅ 1023 moléculas/mol = 3,6 ⋅ 1024 moléculas d) 1 mol de CH4 → 1 mol de CO2. Por tanto: 16 g de CH4 → 44 g de CO2 → M = 20 g de CO2 ⋅

a) Es un proceso químico, los alimentos se estropean debido a las reacciones químicas que se producen. b) Al disminuir la temperatura, también lo hace la velocidad de las reacciones.

5

a) 3 H2 + N2 → 2 NH3 b) 3 moléculas de H2 + 1 molécula de N2 → 2 moléculas de NH3 3 mol de H2 + 1 mol de N2 → 2 mol de NH3 c)

+

⇒


4

16 g de CH4 = 7,27 g 44 g de CO2

Los átomos se reorganizan, pero el número total de átomos de cada elemento no se modifica.


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FICHA 2

CAMBIOS QUÍMICOS


El carbonato de calcio es un sólido de color blanco. Cuando lo calentamos, se aprecian los siguientes cambios: • Se observa que se produce un gas incoloro y queda un residuo sólido de color blanco. • Al pesar el recipiente antes y después de calentarlo se observa una pérdida de masa. a) ¿Qué tipo de transformación tiene lugar? Justifica la respuesta. b) ¿Por qué se aprecia una pérdida de masa? c) ¿Cuál es el gas que se produce?

2

En el conversor catalítico de un automóvil se produce la reacción: Monóxido de carbono (gas) + oxígeno (gas) → dióxido de carbono (gas) a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Si reaccionan 56 g de monóxido de carbono con 32 g de oxígeno, ¿cuánto dióxido de carbono aparece? Enuncia la ley en la que te has basado para contestar esta pregunta.

3

Dada la reacción: Óxido de hierro (II) + hidrógeno (gas) → hierro (metal) + agua a) Escribe y ajusta la reacción. b) Calcula la masa de hierro que podría obtenerse al reaccionar 40 g de óxido de hierro (II). c) Calcula la cantidad de sustancia de hidrógeno que será necesaria para que la reacción anterior sea completa. DATOS: M (Fe) = 56 ; M (O) = 16 ; M (H) = 1

4

¿En cuál de las siguientes cantidades de sustancia hay mayor número de moléculas?: a) 3 mol de N2. b) 128 g de SO2. c) 17 g de NH3. d) 6,022 ⋅ 1024 moléculas de H2. DATOS: M (N) = 14; M (S) = 32; M (O) = 16: M (H) = 1.

5

La ecuación química ajustada para la combustión del monóxido de carbono es: 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Justifica las respuestas. a) Una molécula de monóxido de carbono reacciona con una molécula de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono. b) 2 moléculas de monóxido de carbono reaccionan con 1 molécula de oxígeno para producir 2 moléculas de dióxido de carbono. c) 2 g de monóxido de carbono reaccionan con 1 g de oxígeno y como resultado se forman 2 g de dióxido de carbono. d) 2 mol de monóxido de carbono reaccionan con 1 mol de oxígeno y se forman 2 mol de dióxido de carbono.

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a) Se produce una reacción química, ya que se observa la aparición de un gas como muestra de la formación de una sustancia diferente. b) En las reacciones químicas se conserva la masa, pero, en este caso, si el recipiente está abierto, el gas se escapa. c) Dióxido de carbono.

2

a) La reacción ajustada es: 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) b) m = 56 g + 32 g = 88 g. La ley de Lavoisier, que dice: en una reacción química la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma. Es decir, que la masa total de los reactivos es igual a la masa de los productos.

3

a) La reacción ajustada es: FeO + H2 → Fe + H2O b) La masa de hiero será:

m = 40 g de FeO ⋅

56 g de Fe = 31,1 g de Fe 72 g de FeO

c) La cantidad de sustancia será:

m 40 g = = 0,55 mol M 72 g/mol

nFeO =

1 mol de FeO reacciona con 1 mol de H2. Por tanto:

nH2 = nFeO = 0,55 mol

a) N.º de moléculas = 3 mol ⋅ 6,023 ⋅ 1023 moléculas/mol = 1,8 ⋅ 1024 moléculas b) N.º de moléculas =

128 g ⋅ 6,022 ⋅ 1023 moléculas/mol = 1,2 ⋅ 1024 moléculas 64 g/mol

c) N.º de moléculas =

17 g ⋅ 6,022 ⋅ 1023 moléculas/mol = 6,022 ⋅ 1023 moléculas 17 g/mol

d) N.º de moléculas = 6,022 ⋅ 1024 moléculas Hay mayor número de moléculas en d). 5

a) Falsa. b) Verdadera. c) Falsa. d) Verdadera.


4

Son ciertas las afirmaciones b) y d). Los coeficientes estequiométricos nos muestran la relación mínima entre el número de moléculas o la cantidad de sustancia de cada una de las sustancias que participan.


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FICHA 3

CAMBIOS QUÍMICOS

PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Muchas de las obras artísticas que el ser humano ha creado a lo largo de las civilizaciones están hechas de mármol. El mármol está compuesto del mineral calcita, que es la forma cristalina del carbonato de calcio (CaCO3). Este mineral sufre un deterioro natural cuando está expuesto en la intemperie a la humedad y el aire, pero este efecto aumenta considerablemente debido a la lluvia ácida. En la combustión de los derivados del petróleo se emiten a la atmósfera sustancias como el SO3, que se combina con el agua según la reacción: SO3 + H2O → H2SO4 produciendo ácido sulfúrico. El ácido ataca a la piedra caliza provocando la disolución de la roca: H2SO4 + CaCO3 → CO2 + CaSO4 + H2O Se forma sulfato de calcio, que es soluble en agua. Este problema de la disolución es particularmente grave cuando la piedra dispone de finos detalles tallados. Además, el CaSO4 formado se incrusta en los poros de la piedra cuando esta se seca, cristalizando en su interior y provocando su rotura.

1

Lee detenidamente el texto y justifica por qué el deterioro de las edificaciones antiguas construidas en mármol se ha acelerado en el último siglo, sobre todo en las grandes ciudades.

2

Contesta: a) La disolución del carbonato de calcio (mármol) por efecto de la lluvia ácida, ¿es un proceso físico o químico? b) La rotura de la piedra por efecto del sulfato de calcio, ¿es un proceso físico o químico?

3

Explica brevemente en qué consiste la lluvia ácida y cómo ataca al mármol. ¿A qué crees que se debe su disolución?

4

Elige algún otro efecto que tenga la lluvia ácida sobre el medio ambiente. a) Acelera las combustiones. b) Separa los componentes del aire. c) Contamina el suelo. d) Destruye el ozono.

5

Un trozo de mármol de 2 kg reacciona con ácido sulfúrico hasta que se disuelve totalmente, según la reacción: H2SO4 + CaCO3 → CO2 + CaSO4 + H2O a) Determina la masa molecular de todas las sustancias implicadas. b) Calcula la cantidad de sustancia que hay en los 2 kg. c) Calcula la cantidad de sustancia de CO2 que se formará. d) Calcula la masa de CaSO4 que aparece en la reacción. DATOS: Masas atómicas → H = 1; S = 32; O = 16; Ca = 40; C = 12.

6

El vinagre es el nombre con que normalmente conocemos a una mezcla que contiene ácido acético. a) ¿Qué ocurrirá si cae vinagre sobre un suelo o una encimera de mármol? b) ¿Por qué?

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En el último siglo ha aumentado el uso de combustibles derivados del petróleo, los cuales, en la combustión, producen los gases que provocan la lluvia ácida. Las grandes ciudades presentan mayor grado de contaminación debido al tráfico y a la existencia de zonas industriales en sus proximidades.

2

a) Es un proceso químico, porque se produce una sustancia diferente con diferentes propiedades a las sustancias de partida. b) Es un proceso físico, la formación de cristales al secarse el agua.

3

El SO3 presente en la atmósfera, como consecuencia de la combustión de derivados del petróleo, reacciona con el vapor de agua produciendo ácido sulfúrico que cae junto con la lluvia: SO3 + H2O → H2SO4 El ácido sulfúrico reacciona con el CaCO3. H2SO4 + CaCO3 → CO2 + CaSO4 + H2O El CaSO4 no es soluble en agua, pero el sulfato de calcio (CaSO4) sí lo es.

4

c) La lluvia ácida cae en el suelo cambiando su acidez y modifica las condiciones de los ecosistemas afectando a las plantas y los animales.

5

a) M (H2SO4) = 98 g/mol ; M (CaCO3) = 100 g/mol; M (CO2) = 44 g/mol; M (CaSO4) = 136 g/mol; M (H2O) = 18 g/mol b) nCaCO3 =

m 2000 g = = 20 mol M (CaCO3) 100 g/mol

c) Según la reacción: 1 mol de CaCO3 → 1 mol de CO2. Por tanto:

nCO2 = nCaCO3 = 20 mol d) Según la reacción: 1 mol de CaCO3 → 1 mol de CaSO4. Es decir: 100 g de CaCO3 → 136 g de CaSO4

mCaSO4 = 2000 g de CaCO3 ⋅

6

136 g de CaSO4 = 2720 g 100 g de CaCO3

a) Atacará al mármol. b) Esto ocurre porque el ácido acético es un ácido.



Por tanto:

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FICHA 1

QUÍMICA EN ACCIÓN


El butano (C4H10) es un gas, derivado del petróleo, que se utiliza como combustible. La energía liberada en la combustión de 1 mol de butano es de 2880 kJ/mol. a) Escribe y ajusta la reacción de combustión del butano. b) Calcula la energía que se desprende al quemar 20 kg de butano. c) Explica qué problema medioambiental se deriva del uso de butano como combustible. Masas atómicas: C = 12, O = 16; H = 1.

2

Completa y ajusta las siguientes reacciones: a) CH4 + _______ → CO2 + _______ b) H2SO4 + NaOH → ______ + ______ c) H2 + O2 → _______ d) C6H12O6 + O2 → _______ + _______ ¿A qué tipo corresponde cada una de ellas?

3

En la siguiente gráfica se representa la variación de la contaminación atmosférica debida al SO2 en una gran ciudad a lo largo de los meses del año: Cantidad de SO2 (ppm) 100

80

60

40

20

0 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Meses del año

a) Señala alguna razón de la actividad humana que esté relacionada con esta variación y comenta la gráfica. b) ¿Qué efectos contaminantes tiene el SO2 cuando se emite a la atmósfera? 4

Señala cuál es el efecto de los siguientes medicamentos sobre el organismo humano y pon algún ejemplo de cada uno de ellos: a) Antipiréticos.

d) Antiinflamatorios.

b) Analgésicos.

e) Vacunas.

c) Antibióticos. 5

Indica qué método se utiliza en una depuradora de aguas para: a) Separar los sólidos que arrastra el agua. b) Eliminar los microorganismos.

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a) La reacción ajustada es: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O b) M (butano) = 12 ⋅ 4 + 1 ⋅ 10 = 58 g/mol. Por tanto:

n=

m 20 000 g = = 344,8 mol M (butano) 58 g/mol

La energía desprendida será:

E = 344,8 mol ⋅ 2880 kJ/mol = 993 024 kJ c) La combustión produce CO2, que contribuye al incremento del efecto invernadero. 2

a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Reacción de combustión. b) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O Reacción de neutralización. c) 2 H2 + O2 → 2 H2O Reacción de combustión. d) C6H12O6 + 9 O2 → 6 CO2 + 6 H2O Reacción de combustión.

3

a) La combustión de combustibles fósiles que contienen azufre es responsable de la contaminación atmosférica por SO2. Es utilizada, fundamentalmente, en el transporte en las grandes ciudades. La cantidad depende de la época del año. Aumenta en los meses de invierno debido al aumento del tráfico y al uso de calefacciones, y disminuye en los meses de verano, en los que se produce una disminución del tráfico y de la combustión en las calderas. b) El SO2 es el principal responsable de la lluvia ácida.

4

a) Antipiréticos: bajar la fiebre (aspirina, paracetamol o ibuprofeno). b) Analgésicos: reducir el dolor (aspirina, paracetamol o ibuprofeno). d) Antiinflamatorios: reducir la inflamación de tejidos u órganos (corticoides). e) Vacunas: prevenir enfermedades creando anticuerpos (antitetánica).

5

a) Decantación: se deja el agua en reposo para que los sólidos se depositen en el fondo. b) Potabilización: se añade cloro para eliminar los microorganismos.



c) Antibióticos: combatir infecciones bacterianas (penicilina, amoxicilina).

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FICHA 2

QUÍMICA EN ACCIÓN


El hidrógeno se utiliza como combustible en los cohetes espaciales porque reacciona con el oxígeno produciendo agua: a) Escribe y ajusta la reacción de formación del agua. b) Si la energía liberada al formarse un mol de agua es 285 kJ, ¿cuánta energía se libera entonces al producirse 100 g? c) ¿Qué ventajas podría tener el uso de hidrógeno como fuente de energía? DATOS: MH = 1; MO = 16.

2

Escribe y ajusta las siguientes reacciones: a) Combustión del gas propano: C3H6. b) Combustión del dióxido de azufre. c) Neutralización del ácido nítrico con hidróxido de sodio. d) Formación de cloruro de calcio.

3

Observa la siguiente gráfica: Concentración de CO2 atmosférico (ppm) 360 350 340 330 320 310 1950

1960

1970

1980

1990

2000

a) Señala alguna actividad humana que esté relacionada con esta variación de dióxido de carbono en la atmósfera. b) ¿Qué proceso natural emite CO2 a la atmósfera? c) Explica la relación entre los datos que aparecen en la gráfica y el fenómeno del calentamiento global del planeta. 4

Señala la utilidad práctica de las siguientes sustancias producidas habitualmente por la industria química. a) Fertilizantes. b) Conservantes. c) Poliéster. d) Antibióticos. e) Analgésicos.

5

328

Explica la diferencia existente entre un material reutilizable, reciclable o biodegradable. Pon un ejemplo. 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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a) 2 H2 + O2 → 2 H2O b) M (agua) = 2 ⋅ 1 + 16 = 18 g/mol. Por tanto:

n=

m 100 g →n= = 5,5 mol M (agua) 18 g/mol

Y la energía es:

E = 5,5 mol ⋅ 285 kJ/mol = 1576,5 kJ c) La ventaja es que en la reacción con el oxígeno para formar agua no se producen sustancias contaminantes. 2

a) C3H6 + 6 O2 → 3 CO2 + 3 H2 b) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 c) HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O d) Ca + Cl2 → CaCl2

3

a) La combustión de combustibles fósiles es el principal responsable de la contaminación atmosférica por CO2. b) Las plantas en la fotosíntesis. c) La emisión de CO2 ha aumentado a lo largo de los últimos años como consecuencia del aumento de actividad humana, siendo la principal fuente de energía la combustión de derivados del petróleo. El CO2 provoca el incremento del efecto invernadero, lo que impide la salida de la energía solar que llega a la superficie de la Tierra. Este efecto está relacionado con el aumento progresivo de temperatura que se ha detectado, produciendo un calentamiento global que puede provocar efectos como el deshielo de los casquetes polares.

4

a) Fertilizantes: aportan al suelo los nutrientes necesarios para el desarrollo de las plantas. b) Conservantes: alargan la conservación de los alimentos impidiendo (o retrasando) el crecimiento de microorganismos. c) Poliéster: es un polímero que se usa como fibra textil artificial. d) Antibióticos: combaten las infecciones bacterianas actuando sobre las bacterias.

5

• Reutilizable: se vuelve a utilizar para el mismo fin aumentando el tiempo de vida útil. Por ejemplo, un mueble que se repara. • Reciclable: reciclar es el proceso mediante el cual productos de desecho son nuevamente utilizados después de algún tratamiento. Por ejemplo, los plásticos o el vidrio. • Biodegradable: que se descompone por un proceso natural biológico. Por ejemplo, los detergentes.



e) Analgésicos: combaten el dolor.

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FICHA 3

QUÍMICA EN ACCIÓN

PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA Un informe oficial de Naciones Unidas en el que participan 2500 científicos prevé nuevas olas de calor, deshielos y subidas preocupantes del nivel del mar. Los expertos consultados aseguran además que parte del calentamiento de la Tierra ya no puede ser evitado. El informe, el cuarto que emitirá este organismo, aumenta el grado de precisión sobre el conocimiento del cambio climático y su grado de atribución al hombre respecto al último informe, de 2001. Y la principal causa son los gases de efecto invernadero: sobre todo dióxido de carbono, pero también metano y óxidos de nitrógeno, que se producen al quemar carbón, petróleo o gas. Es decir, al arrancar un coche o encender la luz. Estos gases se acumulan durante siglos en la atmósfera. Estos gases de efecto invernadero son los que hacen habitables la Tierra, ya que si no sería demasiado fría, pero a los niveles actuales sus efectos son nocivos para el clima. «Los niveles alcanzados en la concentración de dióxido de carbono y metano exceden los valores de los últimos 650 000 años», señala el texto. Extraído de EL PAIS (26-12-2006)

1

Realiza un resumen sobre el texto y ponle un título.

2

Explica por qué argumenta el informe que el cambio climático es atribuido fundamentalmente a la actividad humana.

3

Explica en qué consiste el efecto invernadero. ¿Se produce efecto invernadero en ausencia de sustancias contaminantes?

4

Señala los gases causantes de efecto invernadero según el informe y escribe sus fórmulas. a) ¿De dónde proceden? b) ¿Qué relación existe entre la presencia de estos gases en la atmósfera y el hecho de arrancar el coche o encender la luz?

5

Considera una ciudad en la que circulen diariamente 150 000 coches y cada uno consuma 2 L de gasolina. Si suponemos que la gasolina está formada únicamente por octano (C8H18): a) Escribe y ajusta la reacción de combustión que tiene lugar en el motor de cada coche. b) Calcula la cantidad de gasolina consumida por cada coche, expresa el resultado en gramos (dgasolina = 700 kg/m3). c) Calcula la cantidad en moles. d) Calcula la cantidad de CO2 que se emite a la atmósfera cada día. DATOS: Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

6

Propón alguna medida que tú pudieras poner en práctica para contribuir a reducir el cambio climático.

7

Indica qué consecuencias se deducen del texto: a) Se prevén nuevas olas de calor. b) Las montañas se erosionarán más. c) El nivel del mar aumentará. d) La causa del calentamiento global es el aumento de gases de efecto invernadero en la atmósfera. e) El metano provoca la aparición de lluvia ácida. f) Los gases de efecto invernadero hacen que la Tierra sea habitable.

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Respuesta libre.

2

Explica que la principal causa del cambio climático son la emisión a la atmósfera de los gases de efecto invernadero: dióxido de carbono, metano y óxidos de nitrógeno, que se producen al quemar combustibles fósiles: carbón o petróleo.

3

Se llama «efecto invernadero» al fenómeno por el que determinados gases componentes de la atmósfera retienen parte de la energía que refleja el suelo procedente de la radiación solar. De acuerdo con el informe científico, el efecto invernadero se está viendo acentuado en la Tierra por la emisión, debida a la actividad humana, de ciertos gases, como el dióxido de carbono y el metano o los óxidos de nitrógeno. El efecto invernadero es, pues, la forma natural de mantener la temperatura en la Tierra. Los gases de efecto invernadero forman parte de la composición natural de la atmósfera en pequeña proporción.

4

Dióxido de carbono, metano y óxidos de nitrógeno: • NO • NO2

• CO2 • CH4

• N2O3 • N2O5

a) Son producto de la combustión de los combustibles fósiles. b) La gasolina que se quema en el motor de los coches y la combustión de derivados del petróleo para la obtención de electricidad son los principales responsables. 5

a) C8H18 +

25 O2 → 8 CO2 + 9 H2O 2

b) d = 700 kg/m3 = 0,7 kg/L. Por tanto:

m = d ⋅ V = 0,7 kg/L ⋅ 2 L = 1,4 kg = 1400 g c) La masa molecular del C8H18 es M = 114 g/mol.

n=

1400 g m = = 12,28 mol 114 g/mol M

d) Según la reacción: 1 mol de C8H18 produce 8 mol de CO2.

n = 12,28 ⋅ 8 = 98,24 mol mCO2 = 98,24 mol ⋅ 44 g/mol = 4322,5 g = 4,3 kg Que en un día suponen: 4,3 kg ⋅ 150 000 = 645 000 kg 6

Cualquiera que suponga un ahorro de energía. Por ejemplo, utilizar el transporte público, emplear lámparas de bajo consumo, aislar bien las viviendas…

7

a), b), d) y f).



Como M (CO2) = 44 g/mol:

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FICHA 1

LA ELECTRICIDAD


Dibuja el esquema de un circuito eléctrico que contenga: • Una pila. • Un interruptor. • Una bombilla. a) Marca con una flecha, sobre el dibujo, el sentido de la corriente eléctrica. b) Coloca un amperímetro y un voltímetro que midan el voltaje en los extremos de la bombilla y la intensidad de corriente que la atraviesa.

2

En el circuito de la figura, calcula: A3

R3 = 3 Ω

5A

R1 = 1 Ω R4 = 6 Ω A2

R2 = 2 Ω V

a) La resistencia equivalente del circuito. b) La intensidad de corriente que marca el amperímetro 2. c) La diferencia de potencial en los extremos de la pila. d) La intensidad de corriente que marca el amperímetro 3. 3

Un tostador tiene una potencia de funcionamiento de 1200 W a 230 V. Si para tostar dos rebanadas de pan está encendido durante dos minutos, calcula: a) La intensidad de corriente que circula por el tostador cuando está encendido. b) La energía consumida por el tostador en ese tiempo, expresándola en kilovatios hora y en julios. c) Si el precio de la energía eléctrica es de 0,08 €/kWh, calcula el coste mensual del tostador si cuatro personas toman al día dos tostadas cada una.

4

Determina cuál de los siguientes materiales presenta mayor resistencia eléctrica: a) Un hilo de cobre de 20 cm de longitud y 2 mm de diámetro. b) Una barra de cobre de 20 cm de longitud y 2 cm de diámetro. c) Un hilo de cobre de 20 m de longitud y 2 mm de diámetro. d) Un hilo de algodón de 20 m de longitud y 2 mm de sección. Justifica tu respuesta.

5

¿Cuáles de los siguientes electrodomésticos basan su funcionamiento en el efecto Joule? • El televisor • El calefactor

• La plancha • La nevera

Justifica tu respuesta.

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Respuesta gráfica: A V

2

a) Calculamos la resistencia equivalente del montaje en paralelo:

R’ =

R3 ⋅ R4 =2Ω R3 + R4

Calculamos la resistencia equivalente de las resistencias en serie en el circuito:

Req = R1 + R2 + R’ = 1 + 2 + 2 = 5 Ω b) I = 5 A.

R’ = 2 Ω

I=5A

c) Según la ley de Ohm: ∆V = I ⋅ R = 5 A ⋅ 5 Ω = 25 V ∆V’

d) Para las resistencias en paralelo tenemos: ∆V = 5 ⋅ 2 = 10 V ’

El voltaje es el mismo en las dos resistencias:

I3 = 3

I3

10 ∆V’ = = 3,3 A 3Ω R3

R3

I

a) P = ∆V ⋅ I. Por tanto:

I4

1200 W P I= = = 5,22 A 230 V ∆V

R4

b) E = P ⋅ t = 1200 W ⋅ 120 s = 144 000 J. Por tanto: 2 h = 0,04 kWh 60

c) E = 0,04 kWh ⋅ 4 ⋅ 30 = 4,8 kWh. Así: Coste = 4,8 kWh ⋅ 0,08 €/kWh = 0,384 € 4

La respuesta correcta es la c, ya que R = ρ

L . S

La resistencia depende del material del que esté hecho el conductor. Para un determinado material, la resistencia es mayor cuanto mayor es la longitud y menor el diámetro. 5


E = 1,2 kW ⋅

Se llama efecto Joule a la transformación de la energía eléctrica en calor. Se produce en todos los aparatos eléctricos, pero se aprovecha en la plancha y el calefactor.


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FICHA 2

LA ELECTRICIDAD


En el siguiente circuito: A

1

B

4

2

3

C

6

5

a) Marca el recorrido de la corriente eléctrica y señala cuáles de las bombillas se encienden. b) ¿Cambia la situación si cerramos el interruptor B? 2

A una pila de 12 V se conectan en serie dos resistencias de 15 y 5 Ω y dos resistencias en paralelo de 3 Ω cada una. a) Realiza un esquema del montaje. b) Calcula la resistencia equivalente. c) Calcula la intensidad que circula por el circuito. d) Calcula el voltaje en cada una de las resistencias.

3

Una bombilla de 50 W está funcionando durante 1 hora y 40 minutos. La resistencia del filamento es de de 300 Ω. a) Calcula la intensidad de la corriente que circula por el filamento. b) Si el 90% de la energía consumida se desprende en forma de calor, calcula la cantidad de calor que se desprende en ese tiempo. c) ¿En qué se basa el funcionamiento de la bombilla?

4

Nombra algunos aparatos que incluyan un motor eléctrico en su funcionamiento y explica cómo funciona un motor eléctrico.

5

En la factura de la luz podemos leer que la potencia contratada es de 5,5 kW. Si tenemos funcionando a la vez: • Un calefactor de 1250 W. • 6 bombillas de 60 W. • Un televisor de 180 W. • Un lavavajillas de 2000 W. • Una lavadora de 1900 W. a) ¿Que ocurrirá? b) ¿Qué tenemos que hacer para solucionarlo? c) Calcula la cantidad de energía que consume el lavavajillas si está funcionando tres cuartos de hora y exprésala en kWh.

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A

a) Se encienden las bombillas 1, 2, 3 y 4. b) Al cerrar el interruptor B, no cambia la situación porque el paso de corriente sigue interrumpido.

1

a) Dibujo:

C

4

2

2

B

3

6

5

R1 = 15 Ω

12 V

R2 = 5 Ω

R3 = 3 Ω

R4 = 3 Ω

b) En este caso:

1 1 1 = + → R’ = 1,5 Ω. R’ 3 3

Req

Calculamos la resistencia equivalente:

Req = 15 + 5 + 1,5 = 21,5 Ω c) Aplicando la ley do Ohm ∆V = I ⋅ R: 12 V I = ∆V = = 0,56 A 21,5 Ω R d) Aplicando la ley de Ohm en cada una de las resistencias, tenemos: • ∆V1 = 0,56 A ⋅ 15 Ω = 8,4 V • ∆V2 = 0,56 A ⋅ 5 Ω = 2,8 V a) A partir de la expresión P = I 2 ⋅ R:

I=

ᎏ = 0,4 A 莦冪莦ᎏRPᎏ = 冪ᎏ 300 Ω 50 W

b) E = P ⋅ t = 50 W ⋅ 6000 s = 300 000 J → Q = 300 000 ⋅ 0,90 = 270 000 J c) Su funcionamiento está basado en el efecto Joule: un metal se calienta por efecto de la corriente eléctrica, se pone incandescente y emite luz. 4

Lavadora, batidora, ventilador, frigorífico. Un motor eléctrico funciona haciendo pasar una corriente eléctrica por una bobina cerca de dos imanes; estos se mueven provocando el giro del motor.

5

a) PT = 1250 + 360 + 180 + 2000 + 1900 = 5690 W Supera la potencia contratada y salta el interruptor automático.


3

• ∆V3 = 0,56 A ⋅ 1,5 Ω = 0,8 V

b) Controlar la potencia de los aparatos eléctricos que conectamos, de forma que no estén conectados a la vez los de mayor potencia. c) E = 2 kW ⋅ 0,75 h = 1,5 kWh 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 3

LA ELECTRICIDAD

PRUEBA DE EVALUACIÓN 3 TIPO PISA La seguridad en la instalación eléctrica de nuestra casa es importante para prevenir los riesgos de incendio. Para que los aparatos eléctricos funcionen debe existir un circuito cerrado de electricidad, de la fuente de energía al aparato y de vuelta a la fuente. Los interruptores lo cierran o lo abren.

Conductor Aislante

Las conducciones se hacen mediante cables de hilos de cobre recubiertos de plástico. El grosor (la sección en mm) indica cuál es la máxima intensidad de corriente que pueden soportar. Un cable de 2,5 mm2 es adecuado para una intensidad máxima de 15 A. Para una tensión de 230 V, los cables pueden conectarse a varios elementos sin sobrepasar la potencia total máxima. Por ejemplo: el televisor tiene un consumo de 50 W; la lavadora consume 800 W; el microondas, 1200 W; una secadora, 1800 W; más 10 bombillas de 100 W cada una que equivalen a 1000 W. La suma anterior indica un consumo total de 4850 W, lo que, dividido por el voltaje de la casa (230 V) nos da un consumo de 22 A, aproximadamente. Los incendios de tipo eléctrico se producen por sobrecalentamiento. Si en el caso anterior tenemos un cable que está capacitado para un consumo de 16 A y lo sometemos a un sobreconsumo de 22 A, esto genera un recalentamiento del cable que, al estar expuesto a una superficie combustible, puede producir un incendio. La mejor solución es independizar los circuitos eléctricos del hogar. Por ejemplo: un circuito especialmente dedicado a la cocina, un segundo circuito para enchufes, un tercer circuito solo para alumbrado. Usando los cables adecuados en cada caso. 1

Los hilos conductores en una instalación eléctrica son de cobre y están recubiertos de plástico. ¿Por qué se utilizan estos dos materiales?

2

Contesta: a) ¿Cuál sería la potencia máxima de los aparatos que podríamos conectar a un cable de 2,5 mm2 de sección sin que sufra una sobrecarga? b) De los que se describen en el texto, ¿qué aparato tendríamos que desconectar?

3

En el circuito eléctrico de nuestra casa, ¿dónde está la fuente de energía o generador?

4

Contesta: a) Al aumentar el grosor de los cables, ¿qué ocurre con la resistencia eléctrica: aumenta o disminuye? b) Utilizando la ley de Ohm, explica por qué, sin cambiar el voltaje, un cable de mayor grosor puede soportar una intensidad mayor.

5

Explica el efecto Joule y en qué parte del texto aparece reflejado.

6

Haz un resumen del texto y explica de dónde procede el riesgo de incendio en una instalación eléctrica mal diseñada. ¿Por qué supone una solución independizar los circuitos eléctricos?

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El cobre es un material conductor que permite que circulen las cargas, mientras que el plástico es un material aislante que evita que salgan al exterior.

2

Según la ecuación P = ∆V ⋅ I. a) Un cable de 2,5 mm2 de grosor soporta una intensidad máxima de 15 A. Por tanto:

P = 230 V ⋅ 15 A = 3450 W La potencia necesaria para todos los aparatos eléctricos conectados es de 4850 W. Por tanto, es necesario reducirla en: 4850 − 3450 = 1400 W b) Sería necesario eliminar la secadora o cambiar la instalación. 3

La compañía eléctrica con la que tenemos el contrato nos suministra la energía eléctrica, que llega desde las centrales de distribución procedente de las centrales de producción.

4

a) Según la expresión: R = ρ

L , cuando aumenta la sección del conductor, la resistencia disminuye. S

b) Según la ley de Ohm: ∆V = I ⋅ R Por tanto, si la resistencia es menor, la intensidad de corriente será mayor. 5

Cuando circula una corriente eléctrica por un hilo, este se calienta. Esta transformación de energía eléctrica en calor se conoce como efecto Joule. El calor que se produce depende de:

E = I2 ⋅ R ⋅ t En el texto alude al efecto Joule en:

6

Una instalación eléctrica segura puede prevenir los riesgos de incendio. Los cables de conducción empleados deben tener el grosor adecuado para prevenir un sobrecalentamiento en el caso de que la potencia de los aparatos conectados sobrepase su capacidad. Como todos los aparatos eléctricos no tienen la misma potencia, es conveniente independizar los circuitos adaptando cada uno a sus necesidades, ya que los aparatos eléctricos que se usan en la cocina no consumen lo mismo que el alumbrado, por ejemplo.



«Los incendios de tipo eléctrico se producen por sobrecalentamiento. Si en el caso anterior tenemos un cable que está capacitado para un consumo de 16 A y lo sometemos a un sobreconsumo de 22 A, esto genera un recalentamiento del cable que, al estar expuesto a una superficie combustible, puede producir un incendio».

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Notas

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Algunos nombres de científicas internacionales . . . . . . 341 El caso de España . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 345 Algunos nombres de científicas españolas . . . . . . . . . . 347 Información adicional en Internet . . . . . . . . . . . . . . . . 348 339

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Mujeres científicas Si fuera costumbre mandar a las niñas a las escuelas e hiciéranles luego aprender las ciencias, cual se hace con los niños, ellas aprenderían a la perfección y entenderían las sutilezas de todas las artes y ciencias por igual que ellos… La ciudad de las damas, CHRISTINE DE PISAN (1405). Editorial Siruela

Esta frase nos muestra lo normal que fue, durante muchísimo tiempo, mantener a las mujeres alejadas de una formación que nunca se negó a los hijos varones; pero también nos muestra la determinación de algunas de ellas por conseguir una igualdad de oportunidades incluso desde la misma formación básica. Esta secular diferencia de oportunidades ha hecho que la historia de la Ciencia esté llena de hombres célebres que han aportado muchos descubrimientos y han dado lugar a grandes avances en nuestro mundo, pero que la presencia de las mujeres sea bastante más baja, aunque no menos importante. Se le atribuye a Newton, en una carta dirigida a Robert Hooke en 1676, una famosa frase, que decía: «si he visto más lejos, es porque estoy sentado sobre los hombros de gigantes», y mencionaba a cuatro «gigantes»: Copérnico, Kepler, Galileo y Tycho Brahe. Pero, sin duda, la lista de «gigantes» es muchísimo más amplia y algunos de ellos son mujeres. Se conocen bastantes mujeres científicas, grandes personalidades que, superando los obstáculos y prejuicios de su tiempo, fueron capaces de seguir adelante y luchar por lo que creían. Su condición femenina fue, sin duda, la que motivó el principal prejuicio contra ellas. Pero su tesón y trabajo han demostrado que nacer con un sexo u otro no confiere mayor ni menor capacidad a nadie, y que los prejuicios derivados de condiciones humanas tales como el sexo, la nacionalidad, el credo, etc., no tienen ningún fundamento y no son otra cosa que el reflejo de la más absoluta incultura e ignorancia de los que los sostienen. A lo largo de la historia de la humanidad, han existido grandes mujeres que han favorecido el avance de muchos campos del saber; científicas, tecnólogas, historiadoras… han contribuido de forma notable al conocimiento. La aportación de las mujeres a la ciencia se remonta a hace 3200 años. Sus trabajos y sus logros han sido, indudablemente, decisivos para el conocimiento de la Ciencia y para hacer de este un

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mundo mejor. Pero en ocasiones, condicionantes ajenos a su capacidad han hecho que la repercusión y el conocimiento que tenemos sobre su trabajo y sobre ellas mismas sea escaso, e incluso haya pasado inadvertido. Puede parecernos que esta circunstancia y la discriminación que sufre la mitad de la población, por el simple hecho de ser mujer, están actualmente superadas, y más si se trata del ámbito científico y de las altas esferas de la sabiduría. Podemos pensar que «esto es algo del pasado», pero la realidad es otra muy distinta. Si bien es cierto que, aunque en el pasado resultaba extraño ver una mujer investigando en un laboratorio o haciendo trabajo de campo, actualmente no nos resulta insólito que las mujeres se encarguen de llevar a cabo proyectos de investigación. Pero, también es cierto que es lamentablemente frecuente ver mujeres ocupando puestos de menor responsabilidad que hombres de igual o menor capacitación. Hoy día, en que prácticamente todos los países occidentales niegan la existencia de discriminación por razón de sexo en sus instituciones, cada vez son más las mujeres que van a la universidad, incluso el número de mujeres que se matriculan en muchas carreras científicas es superior al de hombres. Así mismo, el número de mujeres que terminan sus estudios universitarios supera, en muchas licenciaturas, al de hombres. Por tanto, cabría esperar un incremento progresivo de la presencia femenina en el ámbito académico, pero no es así. En un informe de la Unión Europea se revela que, a pesar de haber más licenciadas que licenciados, son los hombres los que ocupan en mayor número los puestos de profesor titular. En el año 1999, tan solo el 27 % de los investigadores europeos eran mujeres, porcentaje que subió al 29 % en 2003. Pero esta diferencia no es igual en todos los países. En Finlandia, Francia y España, las mujeres representan un 18 % de los profesores titulares, mientras que en Holanda, Alemania y Dinamarca baja hasta un 6,5 %. Así, los datos y las estadísticas se convierten en una valiosa herramienta para poner de manifiesto la existencia de desigualdades de género en la carrera investigadora de la mujer. Aunque debemos tener en cuenta que existen determinados sectores que han mostrado un interés especial por promover la paridad de género en el ámbito científico.


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En el año 1971, en EE UU, se fundó la Association for Women in Science, y en la década de 1980 comenzaron diversas iniciativas en la Comunidad Europea, principalmente en los países nórdicos y Gran Bretaña, para trabajar sobre este tema. Estas iniciativas culminaron con la formación del Grupo de Helsinki, cuya función principal era examinar la situación de las mujeres científicas en 30 países europeos y cuyos resultados se publicaron, en el año 2000, en el informe ETAN* (European Technology Assessment Network on Women and Science). Los datos de este informe demuestran que las mujeres investigadoras y docentes están «sub-representadas en los puestos clave en los 30 países» (según las propias palabras del comisario europeo de Investigación Philippe Busquin). Entre los resultados del informe se hizo patente lo que se ha llamado «efecto tijera» en la evolución de las escalas científicas y que se presenta claramente en todos los países analizados. Según este efecto, aunque el número de mujeres que comienzan y terminan estudios superiores es mayor al de hombres, la relación se invierte al llegar a los puestos de investigadores y profesores, de forma que se va acentuando esa diferencia según se asciende en la escala investigadora. Esperemos que esta realidad vaya cambiando y lleguemos a una equiparación de oportunidades en la que la condición sexual de una persona no sea

un impedimento para desarrollar toda su capacidad, científica, técnica, o de cualquier otro tipo, además de no afectar de manera positiva ni negativa en su evolución personal ni profesional. Un ejemplo llamativo de los pequeños pasos que se están dando en este sentido puede ser el caso de la famosísima revista Time, que elegía al hombre del año (Man of the year) hasta que, en 2003, cambió para elegir a la persona del año (Person of the year). Desde esa fecha hasta 2006 ya había elegido a tres mujeres como «personas del año».

Algunos nombres de científicas internacionales A pesar de que hay una mayoría de hombres, no son pocas las mujeres que han dejado su huella en el saber y tan solo podemos mencionar a algunas. Esto hace que no estén todas las que son, o han sido, alguien en Ciencia, ya que intentar recoger toda esa información ocuparía una gran extensión y no es el objetivo de este material. Además, tal empeño resultaría imposible, ya que la historia y el nombre de muchas de ellas ha quedado oculto, intencionadamente o no. También habría que dejar constancia de que no es su condición femenina la que les otorga su fama, sino su trabajo. Su condición de mujer, no es más que otra de las características que definen a cualquier ser humano. Tan solo, que ésta, en ocasiones, ha resultado un gran

100 Hombres-Bélgica Hombres-Francia Hombres-Alemania Hombres-Holanda Hombres-España Hombres-Reino Unido

90 80 70

Mujeres-Bélgica Mujeres-Francia Mujeres-Alemania Mujeres-Holanda Mujeres-España Mujeres-Reino Unido

60 50 40 30


% Hombres y mujeres en cada nivel

Estado de hombres y mujeres en Ciencia, en seis países europeos (1997)

20 10 0 Estudiantes

Predoctorales

Profesores/as ayudantes

Profesores/as asociados

Profesores/as titulares

∗

El informe completo se puede consultar, y descargar en formato PDF, en las siguientes direcciones: «http://www.amit-es.org/etan.htm» y «http://www.cordis.lu/rtd2002/science-society/women.htm» 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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hándicap para su desarrollo personal, y, por tanto, un obstáculo más que se añade en la carrera de cualquier científico, y que en el caso de las mujeres también hay que superar, lamentablemente. • Hipatia (370-415). Hija de Teón, uno de los sabios de Alejandría, destacó como astrónoma y matemática. Trabajó en la famosa biblioteca de Alejandría, donde desentrañó complejos conceptos de geometría, filosofía, astronomía..., y calculó con precisión los movimientos de los astros. Su muerte estuvo motivada por asuntos políticos y por la enemistad del obispo Cirilo. • Trótula de Salerno (muerta 1097). Pertenecía a la famosa Escuela Médica de Salerno. Escribió muchas obras, de las que se conservan dos: De passionibus mulierum curandorum y Ornatum mulierum, esta última sobre cosmética y enfermedades epiteliales. Defensora de una medicina preventiva y poco agresiva, de la limpieza, de las dietas equilibradas y del ejercicio físico. Recomendaba cuidados especiales para la mujer y el recién nacido, después del parto. • Margaret Cavendish (1623-1674), Duquesa de Newcastle. Participó en discusiones sobre la materia y el movimiento, la existencia del vacío, la percepción y el conocimiento. Participó en la formulación de las primeras teorías moleculares. Llegó a escribir diez libros de filosofía natural. • Mary Wortley Montagu (1689-1762). Se educó de forma autodidacta en la biblioteca paterna donde conoció la práctica de la vacunación. Mary hizo inocular a sus propios hijos contra la viruela y trató de introducir las vacunas en Europa, pero los prejuicios de médicos y científicos no lo permitieron, lo que retrasó sesenta años la utilización de la vacuna en Europa. • Gabrielle du Chatelet (1706-1746). Nació en Francia y vivió muchos años junto a Voltaire, con el que trabajó sobre la naturaleza del fuego. Tradujo Principia Mathematica de Newton al francés y anticipó el hecho de que el calor y la luz tienen la misma causa. • María Gaetana Agnesi (1718-1779). Desde los cinco años hablaba francés e italiano correctamente, y a los nueve, también latín, griego y hebreo. Con esta edad pronunció un discurso en latín defendiendo la educación superior de la mujer. En 1748 publicó una obra en la que reunía, traducidos, muchos trabajos de grandes científicos, como Newton y Leibniz. • Carolina Herschel (1750-1848). Hija de un músico que ofreció una esmerada educación a todos sus hijos, excepto a ella, fue destinada al servicio

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doméstico. Su curiosidad por la astronomía la llevó a estudiar matemáticas y geometría. Trabajó con su hermano William, junto al que descubrió ocho cometas, 560 estrellas, 2 500 nebulosas y varias galaxias. Ambos construyeron un telescopio con el que además descubrieron el planeta Urano. • Sophie Germaine (1776-1831). Desde su nacimiento, sus padres la mantuvieron en casa, para evitarle los peligros de las calles de París durante la Revolución, por lo que dedicó mucho tiempo a la lectura en la biblioteca familiar. Por ser mujer, no le permitieron matricularse en la Ecole Polytechnic de París, aunque consiguió el material que se impartía en sus aulas. Sus primeros escritos los realizó con el seudónimo de «Señor Le Blanc», y obtuvo el premio de la Academie por proporcionar una teoría matemática para las vibraciones de las superficies elásticas. • Ada Byron Lovelace (1815-1852). Hija del poeta lord Byron, fue educada por su madre, Annabella Milbanke, «la princesa del paralelogramo», con una esmerada formación cultural, musical y científica, también estudió con los mejores matemáticos, entre los que se encontraba Babbage. Junto a él, trabajó en un «ingenio analítico», una auténtica máquina inteligente: el primer ordenador de la historia. Escribió unas notas en las que se encuentra lo que se puede considerar como el primer programa informático. En 1979, el Departamento de Defensa de EE UU le puso el nombre de ADA a un lenguaje de programación, en honor de esta científica. • Florence Nightingale (1820-1910). Desde pequeña, sus padres le enseñaron los conocimientos de Euclides, Aristóteles, etc., pero se negaron a que estudiase matemáticas por «no ser adecuado para mujeres». Al final, estudió Matemáticas y enfermería. Durante la guerra de Crimea se hizo cargo de la enfermería en los hospitales británicos y utilizó sus conocimientos matemáticos para realizar estudios estadísticos y mejorar la sanidad. Fundó la escuela de enfermería de Londres. En 1907 se convirtió en la primera mujer en recibir la Orden del Mérito. • Alice Eastwood (1859-1953). Nació en Canadá y de joven ingresó en un convento, donde aprendió mucho sobre plantas. Trabajó de criada en una casa que disponía de una gran biblioteca, donde leyó temas relacionados con muchas áreas y amplió sus conocimientos sobre plantas. Llegó a convertirse en una de las especialistas botánicas más importantes de su época y efectuó grandes aportaciones a la taxonomía. Fue profesora de Botánica y directora de la revista Zoe y del herbario de la Academia de Ciencias de California.


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• Agnes Pockels (1862-1935). Nació en Alemania y estudió Ciencias Químicas, especializándose en superficies moleculares. Realizó la mayor parte de su trabajo experimental en la cocina de su casa, debido a la discriminación que existía en Alemania contra la mujer en ese momento. Sus trabajos se publicaron en 1891 en la revista Nature. • Marie Curie (1867-1934). Su nombre de soltera era Marie Sklodowska. Nació en Polonia en una familia de profesores. Estudió Ciencias Físicas en la Sorbona, gracias al dinero que había ahorrado trabajando durante su juventud y a malcomer y malvivir en una buhardilla. Se licenció con el número uno de su promoción y se casó con Pierre Curie, junto al que trabajó toda su vida en condiciones realmente adversas. El matrimonio Curie descubrió la radiactividad y aisló dos nuevos elementos radiactivos: el polonio y el radio. Recibió el premio Nobel de Física, junto a su marido, en 1903. Fue catedrática en la Sorbona y en 1911 obtuvo el premio Nobel de Química, esta vez en solitario. Marie Curie no hubiera recibido su primer premio Nobel si su marido no hubiese presionado al jurado con no aceptar el suyo si no le era concedido también a su mujer. Aunque el jurado aceptó y Marie recibió el galardón, nunca le permitieron votar en las siguientes decisiones. • Helen Bradford Thompson Wooley (1874-1947). Estudió filosofía y neurología en la Universidad de Chicago. Doctora cum laude en 1900, con una tesis sobre las diferencias psicológicas entre hombres y mujeres. En 1903 publicó dos libros con los resultados de su tesis, en los que muestra que las diferencias de habilidades y capacidades entre mujeres y hombres no son biológicas, sino socioeducativas. Junto con Helen Cleveland, desarrolló la «Escala Merrill-Palmer», serie de test mentales para niños basados en el aparato de María Montessori. • Lise Meitner (1878-1968). Nació en Viena, hija de un abogado judío, protegido por el emperador Francisco José y la emperatriz Sissi. Se licenció en física y trabajó con Max Planck y Albert Einstein. A ella se debe el descubrimiento de la fisión nuclear, aunque los resultados fueron publicados por Otto Hahn, que ganó el premio Nobel en solitario, ya que negó la participación de Lise en el descubrimiento. Su hallazgo sirvió para elaborar la bomba atómica en el proyecto Manhattan, en el que Lise no quiso intervenir. • Irène Joliot-Curie (1897-1956). Hija mayor de Marie y Pierre Curie. Su formación estuvo dirigida por su abuelo paterno, un médico que le proporcionó una esmerada y completa educación científica. A los 18

años dirigía un equipo de rayos X y fue la primera persona capaz de producir radiactividad artificial. Con 48 años fue nombrada directora del Instituto del Radio. Junto con su marido, Jean-Frédéric Joliot, fue la primera en fotografiar un neutrón, por lo que ambos compartieron el premio Nobel de Química en 1935. • Barbara McClintock (1902-1992). Nació en EE UU y se licenció en Agricultura. Trabajo con genetistas de la talla de Rollins Emerson y Marcus Rhoades. Estudió los cromosomas del maíz con un método inventado por ella misma. Descubrió la trasposición genética; es decir, la existencia de elementos genéticos móviles que cambiaban de posición entre cromosomas. A mediados del siglo XX publicó un importante trabajo, que en un principio fue desechado por «increíble», y por el que más tarde le fue otorgado el premio Nobel de Fisiología y Medicina de 1983. • Kathleen Lonsdale (1903-1971). Era la más joven de diez hermanos. Sus padres se separaron cuando ella tenía cinco años y tuvo una infancia difícil en Londres durante la Segunda Guerra Mundial. Estudió cristalografía con William Bragg (premio Nobel de Física) y fue una de las primeras integrantes de la Royal Society. Demostró que el anillo de benceno es plano y hexagonal. • Grace M. Hopper (1906-1992). Militar de profesión, se licenció en matemáticas y se doctoró en 1934. Trabajó en el Instituto de Matemáticas de Nueva York, renunciando a su puesto para alistarse en el Cuerpo Naval del Servicio de Emergencia de Mujeres Voluntarias, donde se unió al equipo de investigación de ordenadores de la Universidad de Harvard. Inventó un nuevo compilador, y desarrollo el primer lenguaje de programación, el COBOL (Common Business-Oriented Language). • Virginia Apgar (1909-1974). Profesora de anestesiología en el Centro Médico de Columbia, fue la creadora de una prueba muy sencilla, que, practicada a los recién nacidos, permite detectar fácil y rápidamente alteraciones del ritmo cardíaco, la respiración, el tono muscular, la percepción del color, etc. Este test se aplica actualmente a todos los bebés, y se conoce como el «test Apgar».


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• Dorothy Crowfoot Hodgkin (1910-1994). Hija de un arqueólogo y de una botánica, nació en El Cairo, donde sus padres estaban trabajando. Se educó en Inglaterra y se licenció en Ciencias Químicas. Estudió la estructura atómica de los cristales, centrándose en compuestos orgánicos de tipo proteico, como la insulina, la penicilina y la vitamina B12. Sus descubrimientos han tenido muchas aplicaciones en Biología y Medicina. Obtuvo el premio Nobel de Química de 1964.


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• Mary Leaky (1913-1996). Hija de un pintor, creció sin ir al colegio, por lo que no pudo entrar en la universidad, aunque trabajó como arqueóloga gracias a sus dotes de dibujante. Se casó con Louis Leaky, el famoso antropólogo, con el que trabajó en África, donde realizó importantísimos hallazgos de fósiles de la evolución humana. Uno de sus descubrimientos más importantes fue el de las huellas de pisadas de Laetoli (Tanzania), que demostraron el andar bípedo de los australopitecus. • Rosalind Franklin (1920-1958). En su infancia destacó como una niña prodigio por su gran inteligencia. Con 18 años se matriculó en la Universidad de Cambridge en Ciencias Químicas, Físicas y Matemáticas. Después se especializó en cristalografía y en difracción de rayos X, técnica con la que estudió la estructura del ADN, consiguiendo unos excelentes resultados, que no había logrado Maurice Wilkins. Rosalind obtuvo la famosa foto 51, en la que se observa una cruz reveladora de la estructura helicoidal del ADN. Wilkins, a espaldas de Rosalind, proporcionó esta foto a James Watson, quien la utilizó, junto a Francis Crick, para reconstruir un modelo de la estructura del ADN. Watson, Crick y Wilkins recibieron el premio Nobel por este descubrimiento, en el que no mencionaron los méritos de Rosalind. Murió de cáncer en 1958 sin conocer las repercusiones de sus descubrimientos. • Jocelyn Bell-Burnell (1943). Aunque no fue una buena estudiante, con tan solo 17 años se empeñó en ser astrónoma. Se licenció en Ciencias Físicas e hizo su tesis en Cambridge, donde descubrió los púlsares, un tipo de estrellas de neutrones que emiten señales de radio. Por este descubrimiento obtuvo el premio Nobel de Física en 1974. • Ellen Ochoa (1958). Doctora en ingeniería eléctrica por la Universidad de Stanford. Directora de la rama de Tecnología de Sistemas Inteligentes de la NASA. Astronauta de la NASA desde 1990, ha efectuado cuatro misiones espaciales en 1993, 1994, 1999 y 2002. Esta no es más que una pequeña muestra de una lista muchísimo más larga, que confirma el trascendental papel de la mujer en la investigación científica. En el tintero se han quedado muchas grandes personalidades: • Agnódice (300 a. C.). Médica ateniense. • Hildegarda de Bingen (1098-1179). Especialista en cosmología, zoología, botánica y mineralogía. • María Cunitz (1610-1664). Astrónoma que ordenó las tablas de movimientos planetarios de Kepler. • Anne Finch (1631-1678). Excelente estudiante de lenguas clásicas, que se inclinó por las matemáticas y la ciencia.

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• Laura Bassi (1711-1778). Una de las mejores profesoras de anatomía de la Universidad de Bolonia. • Anna Morando (1716-1774). Famosa por sus modelos anatómicos en cera. • Marie Anne Poulze Lavoisier (1758-1836). Esposa del célebre Lavoisier, dominaba las matemáticas, la física y la química. Sentó las bases del sistema de nomenclatura química. • Mary Anning (1799-1847). Descubrió el primer esqueleto casi completo de un plesiosaurio. • María Mitchell (1818-1889). Fue la primera mujer astrónoma en EE UU y la primera admitida en la Asociación Americana para el Avance de la Ciencia. • Eleanor Ormerod (1830-1901). Especialista en entomología, escribió muchos artículos sobre plagas de insectos y su control. • Ellen Swallow Richards (1842-1911). Licenciada en Química, trabajó en aplicaciones químicas en la vida cotidiana, como purificación de agua, nutrición, sanidad, etc. • Sofía Kovalevski (1850-1891). Se la considera una de las matemáticas rusas con más renombre. Famosa por su tesis sobre ecuaciones diferenciales. Fue profesora de matemáticas avanzadas en la Universidad de Estocolmo y tras su muerte fue elegida miembro de la Academia de Ciencias de San Petersburgo. • Hertha Ayron (1854-1923). Estudió el arco eléctrico e inventó un ventilador con el que se eliminaban los gases venenosos de las trincheras durante la Primera Guerra Mundial. • Florence Rena Sabin (1871-1953). Estudió las células sanguíneas ofreciendo multitud de datos para la compresión de los mecanismos de defensa del cuerpo humano. Mejoró la sanidad pública en EE UU, consiguiendo una disminución en un 50 % de los fallecimientos por tuberculosis. • Mileva Maric (1875-1948). Matemática esposa de Einstein, con quien trabajó en la elaboración de la teoría de la relatividad. • Maude Slye (1879-1954). Zoóloga investigó la relación de la herencia con el cáncer. • Muriel Robertson (1883-1973). Estudió el ciclo vital del Tripanosoma, lo que llevó al control de la enfermedad del sueño. También identificó la gangrena como una de las principales causas de muerte durante la Primera Guerra Mundial. • Emmy Noether (1882-1935). Está considerada como la creadora del álgebra moderna. • Emma Amalie Noether (1882-1935). Muy apreciada por Einstein gracias a sus trabajos sobre la teoría de la relatividad.


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• Lee Hazen (1885-1975) y Rachel Fuller Brown (1898 – 1980). Fisiología y descubrieron la nistalina, una sustancia fungicida muy usada en medicina. • Gerty Theresa Cori (1896-1957). Recibió el premio Nobel de Medicina 1947, por sus estudios sobre fisiología celular. • Margaret Mead (1901-1978). Famosa por sus investigaciones en el área de la antropología cultural. • María Göppter-Mayer (1906-1972). Premio Nobel de Física de 1963, por sus trabajos sobre el núcleo atómico. • Rachel Carson (1907-1964). Especialista en biología marina, fue una de las primeras personas en detectar los efectos de los pesticidas en el medio ambiente. • Marguerite Perey (1909-1975). Fue miembro del equipo de Marie Curie, y en 1939 descubrió el francio. Llegó a ser directora del Nuclear Research Centre de Estrasburgo. • Rita Levi-Montalcini (1909). Premio Nobel de Fisiología y Medicina de 1986, por sus hallazgos sobre el crecimiento. • Gertrud B. Elion (1918-1999). Premio Nobel de Fisiología y Medicina, por sus trabajos sobre drogas. • Margaret Burbidge (1918). Astrónoma, directora del Centro de Astrofísica y Ciencias del Espacio de la Universidad de San Diego. Integrante del equipo de la NASA.

• Rosalind Yalow (1921). Premio Nobel de Fisiología y Medicina de 1977, por la invención de la técnica de radioinmunoensayo. • Stephanie Kwolek (1923). Creadora de la fibra Kevlar, un material sintético más fuerte que el acero, mucho más ligero y resistente al calor, que se usa en infinidad de aplicaciones, desde planchas hasta naves espaciales. • Patricia Billings (1926). Inventora del Geobond, un material indestructible e incombustible usado en construcción. • Edith Flamigen (1929). Famosa por sus estudios sobre el refinado de petróleo y la obtención de gasolinas más limpias y seguras. • Christiane Nüsslein-Volhard (1942). Premio Nobel de Fisiología y Medicina de 1995, por sus descubrimientos genéticos sobre el desarrollo embrionario. • Dian Fossey (1932-1985). Estudiosa de los gorilas de montaña, por cuya defensa murió asesinada. • Jane Goodall (1934). Famosa especialista en chimpancés. Y una interminable lista que va creciendo según indagamos en la historia y en el presente.

El caso de España Un estudio realizado por el INE/IM, en el periodo 2000-2001, sobre el porcentaje de estudiantes

% 100

80

60

40 MUJERES CIENTÍFICAS

% Hombres y mujeres en cada nivel

Estado de hombres y mujeres en Ciencia en España (2001)

20

0 Estudiantes

Hombres (%)

Predoctorales

Profesores/as ayudantes

Profesores/as asociados/as

Profesores/as titulares

Catedráticos/as

Mujeres (%)


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y profesorado en las universidades publicas españolas, también demostró la existencia en el ámbito científico español del «efecto tijera», ya mostrado en el informe ETAN. En el año 2002, el Consejo Superior de Investigaciones Científicas (CSIC) creó la Comisión «Mujeres y Ciencia en el CSIC». En su propuesta de constitución* podemos leer:

El análisis del personal científico de la Institución ha puesto de manifiesto que solamente un 31,4 % del personal científico del CSIC son mujeres, aunque de acuerdo con los datos procedentes del Instituto Nacional de Estadística, el 53 % de los estudiantes universitarios y el 42 % de los alumnos de doctorado son mujeres (datos del curso 1998-99 y 1997-98, respectivamente). Esta diferencia indica que el CSIC no es capaz de incorporar en la proporción adecuada un segmento de la sociedad española de alta cualificación y con la formación precisa, con el consiguiente perjuicio que esta situación puede causar al desarrollo de la actividad investigadora que le ha sido encomendada. El problema de la baja presencia de la mujer en las tareas científicas de la institución es más grave si se contempla la carrera de las mujeres científicas dentro del CSIC. La presencia de las mujeres disminuye al ir subiendo en las escalas científicas del CSIC. DISTRIBUCIÓN DEL PERSONAL CIENTÍFICO POR ESCALAS (datos de 2002) Escalas

Hombres Mujeres

Total

% mujeres

Profesores de investigación

299

47

346

13,6

Investigadores científicos

385

143

528

27,0

Científicos titulares

834

506

1340

37,8

1 518

696

2 214

31,4

Total1

• Estudiar las posibles causas que dificultan tanto el ingreso como la carrera de las mujeres en el CSIC. • Proponer a la Presidencia posibles acciones destinadas a promover el ingreso y la promoción de las mujeres en el CSIC. • Analizar los posibles sesgos y carencias introducidos históricamente en el desarrollo de la ciencia por la escasa presencia de las mujeres en las instituciones científicas y en sus estamentos directivos y proponer medidas para su corrección. Según otros datos ofrecidos por esta comisión, en el año 2003, las diferencias se hicieron ligeramente menores, aunque se mantenían en valores muy llamativos: Escalas

Hombres Mujeres

Total

% mujeres

Profesores de investigación

373

68

441

15,4

Investigadores científicos

411

166

577

28,8

Científicos titulares

819

515

1334

38,6

1 603

749

2 352

31,8

Total *

Además de esta Comisión, en diciembre de 2001, un grupo de mujeres de variadas disciplinas, de la Universidad, el Consejo Superior de Investigaciones Científicas (CSIC) y la industria, fundaron la Asociación de Mujeres Investigadoras y Tecnólogas (AMIT). Se trata de una asociación que pretende ser voz, foro de discusión y red de apoyo para todas las investigadoras y universitarias. Sus fines son: • Promover la igualdad de mujeres y hombres en el acceso a la actividad investigadora, sea en las Ciencias Naturales o Sociales, las Ciencias de la Materia y las Humanidades.

No se incluye el personal científico de otros cuerpos o escalas que no son propias del CSIC.

• Sensibilizar a nuestro entorno sobre situaciones de discriminación y los mecanismos que llevan a ella.

Vistos estos resultados, en la creación de la Comisión «Mujeres y Ciencia en el CSIC» se plantearon los siguientes cuatro objetivos:

• Conseguir la igualdad de oportunidades a lo largo de la carrera para las mujeres investigadoras y tecnólogas en los ámbitos público y privado.

• Asesorar a la Presidencia del CSIC en los temas relacionados con la promoción del ingreso y posterior carrera de las mujeres científicas en la institución.

• Elaborar recomendaciones y colaborar con otras organizaciones europeas e internacionales para facilitar el avance de las mujeres en Ciencia.

1

∗

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Se puede consultar, y descargar en formato PDF, en la dirección: http://www.csic.es/mujer_ciencia.do# 쮿 FÍSICA Y QUÍMICA 3.° ESO 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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En el año 2003, y en vista de la situación de la mujer en la investigación española, la AMIT hizo las siguientes recomendaciones: • Toda institución pública en la que se realice investigación y docencia debe generar y hacer accesibles los datos de personal, a todos los niveles, desagregados por sexos. • Los centros de investigación y la industria deben poner en marcha un plan de acción para detectar sesgos de género en los procedimientos de admisión y promoción. Este plan debe incluir la monitorización periódica comparativa de la productividad y de la distribución de los recursos entre ambos sexos. • Cada institución debe establecer objetivos realistas y estrategias para aumentar la proporción de mujeres en los niveles más altos: investigadoras principales, profesoras de investigación, catedráticas y cargos de gestión. • Cada institución cumplirá, salvo justificación excepcional, la recomendación europea de que los tribunales de selección y comités de asesoramiento cuenten al menos con un 30 % de mujeres ahora, y llegar a un 40 % para el año 2005.

Algunos nombres de científicas españolas A pesar de todo lo anterior, si indagamos en nuestra historia y en la actualidad, veremos que, en España, también han destacado, y destacan, muchas mujeres científicas. De una también interminable lista podríamos mencionar a las siguientes: • Oliva Sabuco (1562-?). Escribió la obra Nueva Filosofía de la Naturaleza del Hombre, en la que trabaja de forma científica sobre la salud humana. Lope de Vega la calificó como «la décima musa». • María Andrea Casamayor y de la Coma (¿?-1780). Famosa matemática española del Siglo de las Luces. • Isabel Torres (1905-1998). Doctora en Farmacia. Son famosos sus trabajos sobre nutrición y vitaminas. • Dolores García Pineda (1916). Doctora en Farmacia y Bioquímica, realizó diversos estudios de enzimología con Severo Ochoa y trabajó en la Junta de Energía Nuclear. • Sara Borrell (1917-1999). Doctora en Farmacia, experta en estudios bioquímicos y clínicos de hormonas esteroides. • Olga García Riquelme (1920). Doctora en Ciencias. Especialista en análisis de espectros atómicos de interés astrofísico y en cálculos teóricos de configuraciones atómicas.

• Gertrudis de la Fuente (1921). Doctora en Farmacia, especialista en bioquímica. Fue la principal colaboradora del bioquímico Alberto Sols en enzimología. • Josefa Molera (1921). Doctora en Química, especialista en cinética química, introdujo la cromatografía gas-líquido en los análisis químicos. • Concepción Llaguno (1925). Doctora en Ciencias, experta en fermentaciones. Introdujo la técnica de cromatografía de gases para estudiar el aroma de los vinos. • Laura Iglesias (1926). Doctora en Ciencias, famosa por sus trabajos sobre espectroscopia de metales pesados, muy valiosos para la identificación de los espectros estelares. • Griselda Pascual (1926). Doctora en Matemáticas, experta en geometría diferencial y teoría de grupos y retículos. • Carmina Virgili (1927). Catedrática de Geología y una de las mayores expertas en materiales del Triásico. • Ana María Pascual-Leone (1930). Doctora en Farmacia. Es experta en desequilibrios hormonales y malnutrición durante la gestación. • María Cáscales (1934). Doctora en Farmacia. Académica de la Real Academia de Farmacia, primera mujer que ha ocupado este cargo. Especialista en bioquímica metabólica de aminoácidos. • Josefina Castellví (1935). Doctora en Ciencias Biológicas. Trabajó en la organización de la investigación científica de la Antártida, que culminó con la instalación de la base antártica española «Juan Carlos I» en la isla Livingston. • Margarita Salas (1938). Doctora en Ciencias, profesora de investigación del CSIC en el Centro de Biología Molecular Severo Ochoa, presidenta del Instituto de España, organismo que gestiona y coordina las ocho Reales Academias Nacionales de España. Experta bioquímica, trabajó con Severo Ochoa. Junto al profesor Eladio Viñuela, ha organizado la primera escuela española de biología molecular. • Teresa Mendizábal (1940). Doctora en Física, ha trabajado sobre la erosión, la degradación de las tierras y la desertificación del suelo. Miembro del Panel Internacional de Expertos en desertificación, en el que se encuentran dieciséis especialistas de todo el mundo. En 1994 fue asesora de la Convención de Lucha contra la Desertificación, de las Naciones Unidas. • María del Carmen Andrade (1947). Ha sido directora del Instituto de Ciencias de la Construcción Eduardo Torroja (CSIC), presidenta de diversos organismos internacionales. Dirige un equipo pionero en la investigación de la corrosión del hormigón y de las causas que provocan su deterioro.



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• Evangelina Nogales (1965). Doctora en Física, es responsable del descubrimiento de la estructura tridimensional de la tubulina, una proteína muy importante en la célula. • María Blasco (1965). Directora del programa de Oncología Molecular del Centro Nacional de Investigaciones Oncológicas de Madrid. Ha recibido infinidad de premios por sus investigaciones sobre el cáncer. Es la primera persona en haber recibido la medalla de oro de la Organización Europea de Biología Molecular (EMBO).

• Karmele Llano (1979). Bióloga que trabaja en Indonesia, estudiando y protegiendo a los orangutanes de Borneo. Y terminamos igual que empezamos, con una cita, pero esta vez de uno de los científicos más grandes que ha habido, Albert Einstein, quien decía:

El ejemplo no es la principal manera de influir en los demás, es la única.

Información adicional en Internet http://www.csic.es/mujer_ciencia.do# http://www.amit-es.org/ http://www.ifs.csic.es/mujeres/mujeres.htm http://www.bioeticayderecho.ub.es/ http://www.ub.es/fildt/docsybiblio/Mujeres_y_Ciencia.pdf http://www.mtas.es/mujer/principal.htm http://www.fmujeresprogresistas.org/ http://mujeres.universia.es/ http://www.goodfood-project.org/www/Gender/ http://www.cordis.lu/improving/women/reports.htm http://www.cordis.lu/improving/women/documents.htm http://www.cordis.lu/etan/home.html http://www.cordis.lu/science-society/women.htm http://europa.eu.int/comm/research/science-society/documents_en.html#pub http://europa.eu.int/comm/research/science-society/women-science/helsinki_en.html http://europa.eu.int/comm/research/science-society/pdf/she_figures_2003.pdf http://europa.eu.int/comm/research/science-society/women/wir/index_en.html http://nextwave.universia.net/mujeres-cientificas/index.htm http://www.astr.ua.edu/4000WS/4000WS.html http://www.webmujeractual.com/biografias/premios_nobel.htm http://www.cientec.or.cr/equidad.html http://www.awis.org

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Bibliografía Ciencia, tecnología y género en Iberoamérica. Eulalia Pérez Sedeño et al. Actas del V Congreso Iberoamericano de Ciencia, Tecnología y Género. CSIC, Monografías 29. Diversidad cultural, género y tecnología: un abordaje interdisciplinario. Marilia G. de Carvalho y Marlene Tamanini (organizadoras). Editora UTFPR. Curitiba, 2006 Feminismo y conocimiento. Carme Adán. Spiralia. «Mujeres en Física». Revista Española de Física, volumen 20, número 2, 2006. Escritos sobre ciencia, género y educación. Margarita Comas, José Mariano Bernal Martínez y Francesca Comas Rubí. Biblioteca Nueva, 2001. ¿Tiene sexo la mente? Las mujeres en los orígenes de la ciencia moderna. Londa Schiebinger. Cátedra, 2004 Mujeres científicas en España (1940-1970): profesionalización y modernización social. María Jesús Santesmases. Instituto de la Mujer, Madrid, 2000. La mujer ante el desafío tecnológico. Laura Tremosa. Icaria, 1986 Enseñar ciencia: autoridad femenina y relaciones en la educación. Varias autoras. Icaria, 1997 El saber científico de las mujeres. Nuria Solsona i Pairó (Talasa Ediciones, S. L.) Mujeres matemáticas en la historia de la ciencia, en matemáticas y coeducación. Eulalia Pérez Sedeño. OECM Ada Byron, 1994. El legado de Hipatia. Historia de las mujeres en la ciencia desde la Antigüedad hasta fines del siglo XIX. Alic, Margaret. Siglo XXI, Madrid, 1991. Mujeres de ciencias. Mujer, feminismo y ciencias naturales, experimentales y tecnológicas. T. Ortiz Gómez, y G. Becerra Conde (eds.). Universidad de Granada/Instituto de Estudios de la Mujer, Granada, 1996. Reflexiones sobre género y ciencia. Evelyn Fox Keller (1983). Alfons el Magnànim, Valencia, 1989. Ciencia y género. Eulalia Pérez Sedeño y Paloma Alcalá Cortijo (coords.). Philosophica Complutensia.

Mujeres astrónomas y matemáticas en la Antigüedad. C. Margarita Santana, Zenaida Yanes, Lourdes Hernández, Inmaculada Perdomo, Ángeles Camarrón, Emma García y M.ª Olga Expósito. Fundación Canaria Orotava de Historia de la Ciencia, 2004. «Mujeres, manzanas y matemáticas. Entretejidas». Xaro Nomdedeu Moreno. La Matemática en sus personajes, 7, Nivola, 2000.

Matemáticas es nombre de mujer. Susana Mataix. Rubes Editorial, S. L. Perspectivas históricas e interculturales sobre las mujeres en las Matemáticas. Mujer y Ciencia: investigación y currículo. Ann Hibner Koblitz, Yamila Azize Vargas (ed.) y Evelyn Otero Figueroa (ed.). Centro de Recursos para Ciencia e Ingeniería. Proyecto de Estudios de la Mujer, PROMUJER, 1995. Las mujeres ante la ciencia del siglo XXI. Viky Frías Ruiz. Instituto de Investigaciones Feministas, 2001. Mujer y ciencia. Marina Cruz Rodríguez y Luisa Ruiz Higueras (eds,). Universidad de Jaén. Servicio de Publicaciones e Intercambio Científico, 09/1999. Interacciones ciencia y género: discursos y prácticas científicas de mujer. M. J. Barral, C. Magallón, C. Miqueo y M. D. Sánchez (eds.). Icaria, 01/1999. Género y matemáticas. L. Figueiras, M. Molero, A. Salvador y N. Zuasti. Síntesis, S. A., 05/1998. Las mujeres en el sistema de ciencia y tecnología. Estudios de casos. Eulalia Pérez Sedeño (ed.). Madrid: Organizacón de Estados Iberoamericanos para la Educación, la Ciencia y la Cultura, 10, 2001. La formación científica de las mujeres ¿por qué hay tan pocas científicas? Renée Clair (ed.). Asociación Los Libros de la Catarata. Mujeres científicas en todos los tiempos. Nuria Solsona i Pairó, Talasa Ediciones, S.L., 1997. MUJERES CIENTÍFICAS

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Las científicas y su historia en el aula. Mari Álvarez Lires, Núria Solsona Pairó y Teresa Muño Angós Síntesis, 2003. Interacciones ciencia y género. M. J. Barral, C. Miqueo, C. Magallón, M. D. Sánchez (eds.) Icaria Editorial, 1999. De la educación de las damas. Poulain de la Barre. Cátedra Feminismos, Madrid, 1993.


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Notas

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¿Cómo se hace…? Destrezas básicas con el ordenador

Los contenidos que se presentan a continuación pretenden apoyar nuestro proyecto educativo global para la Secundaria de acuerdo con las directrices de la LOE, que plantea como uno de los objetivos de la ESO el conocimiento de las nuevas tecnologías de la información y la comunicación. La LOE expresa así ese objetivo: «Desarrollar destrezas básicas en la utilización de las fuentes de información para, con sentido crítico, adquirir nuevos conocimientos. Adquirir una preparación básica en el campo de las tecnologías, especialmente las de la información y comunicación». En esta sección se presentan de forma muy directa y operativa algunas de las destrezas consideradas básicas en el manejo diario del ordenador. A lo largo de las cuatro guías de esta asignatura, correspondientes a los cuatro cursos de la ESO, se van desarrollando los temas que hemos considerado más adecuados e interesantes para el profesorado.

ÍNDICE DE CONTENIDOS Bloque A. El correo electrónico o e-mail 1. El correo de Hotmail

352

2. Iniciar una sesión en Hotmail

354

3. ¿Cómo enviar un correo con Hotmail?

355

4. ¿Cómo responder a un correo?

357

5. ¿Cómo eliminar un correo?

358

6. ¿Cómo organizar carpetas?

359

7. Nuestros contactos en Hotmail

360

8. Gestión del calendario de mi cuenta de Hotmail

363

9. Compartir el calendario de Hotmail con otros usuarios

366

Bloque B. Internet 1. ¿Qué es World Wind?

368

2. ¿Cómo se descarga World Wind?

368

3. Utilización de World Wind

371

Bloque C. Presentaciones con PowerPoint 1. ¿Cómo crear una presentación con PowerPoint?

373

1. ¿Cómo crear una presentación con Impress?

377

Bloque E. Comprimir y descomprimir archivos con Winzip 1. ¿Cómo comprimir archivos con Winzip?

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2. ¿Cómo descomprimir archivos con Winzip?

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DESTREZAS TIC

Bloque D. Presentaciones con Impress

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Bloque A. El correo electrónico o e-mail

El correo electrónico es el sistema de comunicación entre usuarios más empleado en Internet en la actualidad. Para poder utilizar este sistema debemos disponer de una dirección de correo. Las cuentas de correo se consiguen a través de un proveedor de servicios, como Microsoft, Google, Yahoo, Telefónica, Orange…

descargar los correos en nuestro ordenador y, al trabajar con páginas web, es un poco más lento. – El otro tipo de correo es utilizado por programas como Outlook Express, Evolution, Eudora…, que descargan en nuestro ordenador los mensajes recibidos y después nos permiten manejarlos en modo local en nuestro equipo. Algunos proveedores combinan los dos sistemas: nos permiten consultar a través de Internet los correos nuevos que hayamos recibido y nos dejan asimismo descargarlos en nuestro ordenador cuando deseemos. Actualmente, podemos citar entre los mayores proveedores de direcciones de correo electrónico gratuitas a Microsoft con Hotmail, a Google con Gmail y a Yahoo.

Hay proveedores que ofrecen las cuentas de correo de forma gratuita, generalmente a cambio de insertar publicidad en los mensajes, y otros que cobran una cuota periódica por sus servicios. Las direcciones de correo electrónico tienen un formato similar a este: [email protected] El texto que está a la izquierda de la arroba (@) representa el nombre de usuario de la cuenta de correo y el texto de la parte derecha identifica al proveedor de servicios que nos ha suministrado la dirección de correo. Los proveedores de servicios pueden ofrecer dos tipos de correo: – Algunos proveedores, como Microsoft, ofrecen lo que se denomina correo web, el cual solamente puede ser consultado a través de la página web de Hotmail; así, el proveedor se asegura de que el usuario visualiza la publicidad que aparece en su servidor. Este tipo de correo tiene la ventaja de que puede ser consultado desde cualquier ordenador que tenga conexión a Internet; sin embargo, presenta también algunas desventajas: no podemos

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1

El correo de Hotmail

Este servicio de correo web puede ser gratuito o de pago, según cuáles sean las necesidades del usuario. Para las cuentas gratuitas, Hotmail ofrece un buzón de correo con una capacidad de almacenamiento de 1 giga-byte y permite enviar correos con archivos adjuntos de un tamaño máximo de 10 megabytes. En las cuentas de pago –unos 20 € anuales– se duplica el tamaño del buzón –2 gigabytes– y el de los archivos –20 megabytes de tamaño máximo–. La ventaja que tiene crear una cuenta de Hotmail es que se puede emplear con otros servicios, como Messenger.

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1.º Ejecutamos nuestro navegador de Internet y entramos en la página web de Hotmail tecleando en la barra de direcciones http://www.hotmail.com y pulsando . 2.º Hacemos clic en el botón Crear una cuenta MSN Hotmail.

Clic para crear una cuenta de correo

3.º Aparece una nueva página que debemos comenzar a rellenar con nuestros datos. Lo primero que se nos pide es el nombre de nuestro país y la dirección de correo que deseamos dar de alta, así como la contraseña que queremos asignar a la nueva cuenta.

Más abajo, en la misma página, se nos solicita que introduzcamos nuestros datos personales y, además, se nos pide que repitamos un grupo de ocho caracteres alfanuméricos que aparecen distorsionados en una imagen. El objetivo de este último requisito es evitar que se puedan crear cuentas de correo de forma automática a través de programas.

Una vez rellenados todos los datos solicitados, hacemos clic en el botón Acepto para pasar a la siguiente fase. 4.º Si el proceso ha terminado correctamente, se mostrará una página con un mensaje en el que se nos indica que ya podemos utilizar nuestra cuenta de correo. Para seguir hacemos clic en el botón Continuar.

DESTREZAS TIC

Para crear una cuenta de correo gratuita en Hotmail hemos de seguir estos pasos:

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Bloque A. El correo electrónico o e-mail 2 5.º En la siguiente página aparece una lista de boletines y una relación de ofertas a las cuales nos podemos apuntar para recibir información de forma periódica. Marcamos los boletines u ofertas que nos resulten interesantes y hacemos clic en el botón Continuar.

Iniciar una sesión en Hotmail

Para iniciar una sesión en Hotmail es necesario disponer de una cuenta de correo de Hotmail y seguir estos pasos: 1.º Ejecutamos nuestro navegador de Internet y entramos en la página web de Hotmail tecleando en la barra de direcciones http://www.hotmail.com y pulsando . 2.º En el cuadro Iniciar sesión en Hotmail tecleamos nuestra dirección de correo y nuestra contraseña, y hacemos clic en el botón Iniciar sesión.

6.º En la siguiente página estamos dentro de nuestra nueva cuenta. En ella podemos ver cuánto espacio disponible hay en nuestro buzón de correo y el número de correos que tenemos en él. Para salir de nuestra cuenta necesitamos cerrar la sesión. Para ello, hacemos clic en el botón que aparece en la parte superior de la página.

Clic para abandonar nuestra cuenta de correo

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3.º Para gestionar el correo, hacemos clic en la ficha Correo que aparece en la nueva página. Con esto se mostrará una lista de los correos recibidos que hay en la Bandeja de entrada. Clic para gestionar nuestro correo

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Para abrir cualquiera de los correos de nuestra lista bastará con hacer clic sobre él. El encabezado del mensaje nos da información acerca de quién lo ha enviado, en qué momento y el asunto del que trata. A continuación, viene el cuerpo del mensaje, donde aparece el texto que nos han enviado.

Además de visualizar la bandeja de entrada, también es conveniente visitar de vez en cuando la carpeta de Correo electrónico no deseado, ya que Hotmail puede colocar en dicha carpeta mensajes que provienen de una cuenta de correo que es desconocida para él, pero que, sin embargo, tal vez nos resulten válidos a nosotros. En la parte superior derecha disponemos de un conjunto de botones que nos permitirán ir al mensaje anterior, pasar al siguiente, eliminar el actual o volver a la bandeja de entrada. Ir al mensaje anterior

Ir al mensaje siguiente

Volver a la bandeja de entrada

¿Cómo enviar un correo con Hotmail?

Para enviar un correo electrónico utilizando nuestra cuenta de Hotmail seguiremos estos pasos: 1.º Entramos en Hotmail y nos registramos con nuestra dirección de correo electrónico y nuestra contraseña. 2.º Una vez iniciada la sesión, hacemos clic en la ficha Correo, donde aparecerán el árbol de carpetas y los mensajes que se encuentran en nuestra Bandeja de entrada.

Para crear un nuevo correo, hacemos clic en el botón Nuevo, ; aparecerá una página en la que podemos escribir la cabecera y el contenido del mensaje. En el campo Para debemos teclear el destinatario de nuestro mensaje; si va dirigido a varias direcciones de correo, las separaremos por comas. En el campo CC podemos añadir otras direcciones a las que deseamos enviar una copia del mensaje que estamos creando.

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Eliminar el mensaje actual

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Usamos el campo CCO (con copia oculta) si queremos enviar una copia a una o varias direcciones sin que los demás destinatarios lo sepan. Si tenemos contactos dados de alta en nuestra cuenta, en la parte derecha aparecerá una pestaña titulada Contactos. Al hacer clic sobre ella, se desplegará una lista con sus direcciones. Para utilizar cualquiera de estos contactos basta con hacer clic sobre su nombre o dirección y automáticamente se colocará en el cuadro donde esté situado el cursor (Para, CC o CCO). El cuadro aparecerá señalado a la derecha con un . En Asunto tecleamos una indicación sobre el contenido del mensaje que vamos a enviar. Por último, escribimos en el recuadro central el texto de nuestro mensaje. 3.º Puede suceder que junto al texto debamos enviar uno o más ficheros. Para hacerlo pulsamos en Adjuntar, , y luego en Archivo.

Una vez seleccionada la opción Archivo, hacemos clic en el botón Examinar… Se abrirá el cuadro de diálogo Elegir archivo para que seleccionemos el archivo que deseamos adjuntar a nuestro mensaje.

El archivo seleccionado comenzará a cargarse para ser enviado. Cuando haya sido transferido completamente al servidor, aparecerá su nombre en la parte superior del cuadro donde hemos tecleado el texto de nuestro mensaje.

4.º Una vez completado el mensaje, hacemos clic en el botón Enviar, , para mandarlo. Antes de hacer clic podemos marcar la casilla de verificación Copiar en la carpeta de Mensajes enviados que aparece en la parte inferior de la página. Si marcamos esta casilla, en la carpeta indicada quedará una copia del mensaje que estamos enviando; si no la marcamos, no quedará constancia del mensaje una vez haya concluido el envío. Debemos tener en cuenta, por otra parte, que estas copias de los envíos serán borradas de forma periódica, si se han dejado en la carpeta de Mensajes enviados, cuando tengan treinta días de antigüedad.

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Este borrado automático se realiza para evitar que el buzón se vaya llenando con correos que ya no necesitamos. Si alguno de los correos que hemos enviado es importante y queremos conservarlo, deberemos crear una carpeta nueva y moverlo a ella, ya que el contenido de las carpetas creadas por el usuario se mantiene y no es borrado de forma automática. 5.º Una vez enviado el mensaje, aparecerá una página en la que se indica que el envío se ha realizado y quién ha sido su destinatario. Para volver a ver la lista de correos bastará con hacer clic en la ficha Correo. Si el mensaje que hemos recibido ha sido enviado a más personas y deseamos que la contestación llegue a todas las direcciones a las que se envió, debemos hacer clic en el botón Responder a todos, . El campo Para se rellenará automáticamente con la dirección del destinatario o los destinatarios; en el cuadro Asunto, también de forma automática, aparecerá el mismo contenido que tiene el mensaje al que contestamos precedido del prefijo RE:. En el cuadro de texto donde tecleamos nuestro mensaje hay un espacio libre para escribir nuestra respuesta; a continuación se mostrará el texto del mensaje al que estamos respondiendo. Cuando hayamos terminado, bastará con hacer clic en el botón Enviar.

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¿Cómo responder a un correo?

1.º Entramos en Hotmail y nos registramos con nuestra dirección de correo electrónico y nuestra contraseña. Una vez iniciada la sesión, hacemos clic en la ficha Correo; cuando aparezcan los mensajes recibidos, haremos clic en el correo al que deseamos responder. 2.º Para contestar al remitente que nos envió el mensaje hacemos clic en el botón Responder, .

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Para responder a un correo electrónico que hemos recibido en nuestra cuenta de Hotmail seguimos estos pasos:

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3.º Podría darse el caso de que en lugar de responder al remitente lo que deseemos sea enviar el mismo correo a una tercera persona. Esto se consigue con la opción Reenviar de Hotmail. El procedimiento es similar al que veíamos en el punto anterior: una vez que ya está abierto el mensaje que deseamos remitir, hacemos clic sobre el botón Reenviar, . Debemos rellenar el campo Para; automáticamente en el cuadro Asunto aparecerá el mismo título del mensaje, pero con el prefijo FW:. Si queremos añadir algún comentario, lo incluimos en la parte superior del cuadro de texto en el que aparece el contenido del mensaje; una vez tecleado, hacemos clic en el botón Enviar para mandar la respuesta.

Marcamos los correos que queremos eliminar

Cuando eliminamos un correo, este no es borrado definitivamente, sino que es colocado en la papelera. Así podemos recuperar un correo que hayamos eliminado por equivocación. Si deseamos borrar definitivamente los mensajes que hemos colocado en la papelera, la abrimos haciendo clic sobre su icono, situado a la derecha en el árbol de carpetas, y hacemos clic en el botón Vaciar, .

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¿Cómo eliminar un correo?

Para eliminar un correo electrónico recibido en nuestra cuenta de Hotmail tendremos que seguir estos pasos: 1.º Entramos en Hotmail y nos registramos con nuestra dirección de correo electrónico y nuestra contraseña. Una vez iniciada la sesión, hacemos clic en la ficha Correo; aparecerán entonces los mensajes que hemos recibido. 2.º Para eliminar correos de nuestra cuenta bastará con marcar las casillas de los correos que deseamos borrar y, después, hacer clic en el botón Eliminar, .

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Cuando hacemos clic en este botón, aparece un mensaje que nos pregunta si estamos seguros de querer eliminar de forma permanente los mensajes que hay en la Papelera. Si hacemos clic en Aceptar, los mensajes serán eliminados.

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3.º Aparece una nueva página donde se muestran las carpetas que existen en nuestra cuenta de usuario. Para crear una nueva carpeta, hacemos clic en el botón Nuevo, .

Hay que tener en cuenta que cada cierto tiempo todos los mensajes colocados en la papelera serán borrados definitivamente; en este mensaje, por ejemplo, se indica que serán eliminados cada día:

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¿Cómo organizar carpetas?

Puede ocurrir que nuestra lista de correo tenga tantos que resulte incómoda de manejar. Para evitarlo, podemos distribuir los mensajes en carpetas, de forma que los correos estén organizados por temas y sea más fácil localizarlos.

4.º Aparece un cuadro de texto en el que debemos teclear el nombre de la nueva carpeta que deseamos crear. Una vez hayamos escrito el nombre, hacemos clic en el botón Aceptar para crear la carpeta.

Para crear carpetas daremos los siguientes pasos: 1.º Entramos en Hotmail y nos registramos con nuestra dirección de correo electrónico y nuestra contraseña. Una vez iniciada la sesión, hacemos clic en la ficha Correo.

Clic para administrar carpetas

Si todo ha funcionado correctamente, la nueva carpeta aparecerá en la lista de carpetas. 5.º Una vez creada la estructura de carpetas con la que vamos a organizar nuestros correos, debemos distribuir los correos existentes entre las nuevas carpetas.

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2.º Hacemos clic en el vínculo Administrar carpetas.

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Nuestros contactos en Hotmail

Hotmail nos facilita la búsqueda y selección de las direcciones de correo de nuestros contactos. Además de su dirección de correo, podremos agregar sus datos de residencia, sus teléfonos, otras direcciones de correo electrónico… Para manejar los contactos en Hotmail debemos seguir estos pasos: 1.º Ejecutamos nuestro navegador y entramos en la página de Hotmail. Iniciamos sesión con nuestro usuario y hacemos clic en la ficha Contactos.

Para cambiar de carpeta mensajes de correo que actualmente están en la Carpeta de entrada, nos situamos en ella y marcamos la casilla de verificación (cuadradito en blanco) de todos los mensajes que vamos a mover a una misma carpeta. Después, seleccionamos la lista desplegable Colocar en carpeta y elegimos el nombre de la carpeta a la que deseamos enviar los mensajes marcados anteriormente.

En la nueva página aparecerá una lista con los contactos que ya tenemos almacenados. Si la lista es muy numerosa, podemos ordenar los contactos por Nombre o por Correo electrónico haciendo clic en la cabecera de la columna correspondiente. 2.º Para añadir una nueva entrada a nuestra lista de contactos tenemos que hacer clic en el botón Nuevo, . Aparecerá una página en la que habremos de consignar los datos del nuevo contacto. Una vez hayamos introducido toda la información, podemos guardarla y salir usando el botón Guardar, , o bien utilizar el botón Guardar y agregar otro contacto, que nos permitirá incorporar una nueva entrada a la lista.

6.º Para comprobar que los mensajes se han ubicado adecuadamente bastará con hacer clic sobre el nombre de la carpeta destino y examinar su contenido.

Clic para añadir un nuevo contacto

3.º También podemos añadir un nuevo contacto a nuestra lista desde un correo recibido. Para ello bastará con entrar en el mensaje y hacer clic en el botón Guardar dirección, .

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4.º Con la lista de contactos de Hotmail también podemos crear grupos. Crear un grupo nos permite enviar un mismo mensaje a todos aquellos destinatarios que lo integran. Para crear un grupo seleccionaremos la ficha Contactos y desplegamos la lista del botón Nuevo; a continuación marcaremos la opción Grupo de esa lista.

En la nueva página tecleamos el nombre del grupo, con lo que en la parte inferior aparecerá una lista que incluye todos los contactos que ya tenemos dados de alta en nuestra lista de contactos y, al lado, una lista vacía en la cual vamos a añadir los miembros que van a formar parte del nuevo grupo. Para incluir un contacto en el nuevo grupo basta con seleccionarlo en la lista y hacer clic en el botón Agregar >>.

Para completar el proceso haremos clic en el botón Aceptar.

Cuando hayamos incluido todos los contactos que deseamos integrar en el nuevo grupo, debemos guardar este haciendo clic en el botón .

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Aparecerá una nueva página en la que algunos de los campos ya estarán rellenos con la información del correo que tenemos abierto y otros, que aparecerán en blanco, podrán ser rellenados por nosotros para ampliar la información sobre el contacto.

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Una vez creado el grupo, utilizarlo será tan sencillo como usar un contacto de la lista. Bastará con crear un nuevo correo y en la lista Contactos favoritos que aparece a la derecha de la pantalla hacer clic sobre el nombre del grupo que deseamos utilizar. Dicho nombre aparecerá copiado en el campo Para, en CC o en CCO, según en cuál de ellos nos encontremos situados.

Clic en el nombre del grupo para utilizarlo

5.º Cuando recibimos correo, aquellos mensajes cuyos remitentes no aparecen en nuestra lista de contactos son enviados a la carpeta de Correo electrónico no deseado, la cual elimina de forma automática los que llevan allí más de cinco días.

El contenido de esta carpeta se elimina de forma periódica cada 5 días

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Hotmail nos permite crear una lista segura, es decir, una lista de direcciones que no están entre nuestros contactos y que deseamos que se consideren direcciones de correo fiables, de forma que todos los mensajes que procedan de ellas vayan a la Bandeja de entrada y no a la de Correo no deseado. Para insertar elementos en la lista segura debemos situarnos en la ficha Contactos y hacer clic en el vínculo Lista segura que aparece en el panel de la izquierda.

En la nueva página se muestra una lista de los elementos que están incluidos en la lista segura y un cuadro para añadir una nueva dirección de correo electrónico. Bastará con teclear esta y hacer clic en el botón Agregar para que la nueva dirección quede incluida.

Es importante recordar que todos los mensajes que no procedan de nuestros contactos, de los miembros de alguno de nuestros grupos o de la lista segura se considerarán potencialmente peligrosos y se colocarán en la carpeta de Correo electrónico no deseado.

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Bloque A. El correo electrónico o e-mail 8

Gestión del calendario de mi cuenta de Hotmail

El calendario de Hotmail nos permite organizar nuestra agenda mediante reuniones, citas, tareas, etc. Podemos visualizar la información a diario, por semanas, por meses o anualmente. Además, Hotmail nos permite compartir nuestro calendario con otros usuarios, de manera que ellos podrán ver mi agenda y yo podré visualizar la suya. Esto es muy útil a la hora de organizar reuniones de trabajo, ver el tiempo de que dispone un compañero…

agenda. Por ejemplo, si se trata de una cita o reunión: el Asunto del que se va a hablar; la Ubicación, es decir, el lugar donde se llevará a cabo; la hora y fecha de inicio de la cita y cuándo está previsto que termine…

Para trabajar con el calendario de Hotmail tenemos que seguir estos pasos: 1.º Ejecutamos nuestro navegador de Internet y entramos en Hotmail tecleando en la barra de direcciones http://www.hotmail.com y pulsando . Introducimos nuestro usuario y nuestra contraseña, y hacemos clic en Iniciar sesión. 2.º Una vez conectados con nuestra cuenta, hacemos clic en la ficha Calendario, con lo que aparecerá la agenda del día actual. En el panel de la izquierda tenemos disponible un calendario. Si hacemos clic sobre el día que deseamos consultar, nos aparecerá la agenda de ese día. La parte principal de la página está formada por la agenda, que se halla organizada por horas. La agenda nos mostrará todos los datos que hayamos apuntado previamente en ella.

Por defecto, Hotmail asigna a las citas una duración de una hora, pero podemos cambiar ese valor y establecer la duración que consideremos oportuna. También podemos seleccionar la categoría en la que vamos a incluir nuestra cita; por ejemplo: Cumpleaños, Negocios, Personal…

Para añadir información desplegamos la lista Nuevo y hacemos clic en la opción Cita del menú. En la nueva página tecleamos la información que deseamos añadir a la

Otra opción que podemos marcar es la de que se nos envíe un aviso mediante un correo electrónico o con un mensaje de alerta. Para recibir un correo en nuestra cuenta marcamos la casilla de verificación Enviar correo electrónico a y seleccionamos con cuánto tiempo de antelación se debe enviar dicho mensaje (puede ser desde unos minutos antes hasta una semana). Para almacenar nuestra nueva cita, basta con hacer clic en el botón .

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Tendremos, asimismo, que indicar cómo se debe marcar el tiempo ocupado por esta cita en nuestra agenda. Si la cita está confirmada, lo mejor es conceptuar ese tiempo como No disponible; pero si no estamos seguros de que se vaya a llevar a cabo la reunión, podemos elegir Provisional.

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3.º Otra de las ventajas que proporciona Hotmail es que nos permite convocar reuniones enviando un mensaje a todos aquellos usuarios que deban asistir a ellas. Para convocar una reunión utilizamos la lista desplegable del botón Nuevo y seleccionamos la opción Convocatoria de reunión.

Si todo ha funcionado correctamente, al seleccionar en el calendario el día de nuestra cita aparecerá en la agenda el segmento de tiempo que ocupa. Si hacemos clic sobre la cita, la estaremos editando; podremos, así, ver su contenido y modificarlo si fuese necesario.

Aparecerá una nueva página en la que debemos teclear todas las direcciones de correo de las personas que tienen que asistir a la reunión que estamos convocando. Estas direcciones deben ir separadas por comas. A continuación, debemos rellenar el cuadro Asunto, indicando de qué trata la reunión que se está convocando. Después, anotamos el lugar donde se va a celebrar, la fecha y la duración prevista. En el cuadro Notas debemos informar sobre el contenido o los objetivos de la reunión. Este texto será visualizado por todas las personas convocadas. Podemos especificar, además, la categoría a la que pertenece la reunión y si la hora ya es definitiva o es provisional. Podemos, por último, indicar que se nos envíe un mensaje de correo electrónico o una alerta de MSN antes de que llegue la hora de la reunión.

Se muestra la cita añadida en la agenda, que ocupa el espacio correspondiente a su duración

Podemos pasar al día siguiente o al anterior utilizando las flechas que aparecen en los laterales del navegador de la parte superior de la agenda.

Utilizando los botones de la parte superior, podemos visualizar nuestra agenda por días, semanas, meses o de forma anual. Para ello basta con hacer clic sobre la casilla que se corresponda con la presentación que deseemos utilizar.

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Para confirmar la convocatoria debemos hacer clic en el botón .

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Aparecerá entonces una nueva página de Hotmail que nos muestra las direcciones a las que se ha enviado la convocatoria y nos permite añadir a nuestros contactos aquellas direcciones que aún no están en la lista.

Los usuarios convocados recibirán en su correo electrónico la convocatoria de la reunión con toda la información que hemos incluido. Para confirmar la asistencia a la reunión debemos hacer un clic en el enlace Responder a la convocatoria de reunión que aparece en el mensaje.

Para ver la situación de la convocatoria basta con seleccionar en el calendario el día en que tendrá lugar y hacer clic sobre la reunión. En pantalla se mostrará información de las personas que han confirmado su asistencia, las que han anunciado que no asistirán y aquellas que aún no han respondido.

4.º También podemos incluir las tareas que debemos realizar: desplegamos la lista del botón Nuevo y seleccionamos la opción Tarea del menú. Procederemos de igual forma que en los casos anteriores: tecleamos el asunto, el periodo de tiempo en el que debemos realizar la tarea, el estado de esta y su contenido. Podemos asimismo utilizar el botón para fijar la prioridad de nuestra tarea.

Para almacenar la tarea que estamos creando debemos hacer clic en el botón .

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Si el usuario hace clic en el vínculo indicado, se encontrará ante una página web en la que debe confirmar su asistencia utilizando el botón Aceptar, o bien indicar que no acudirá pulsando el botón Rechazar.

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5.º También podemos añadir notas en nuestra agenda. Las notas son elementos que debemos tener en cuenta, pero que no tienen una fecha establecida. Para crear una nota utilizaremos la lista del botón Nuevo y seleccionaremos la opción Nota del menú. Una vez hayamos rellenado todos los campos, almacenaremos la nota creada haciendo clic en el botón . Si hacemos clic en uno de los contactos de la lista con el que queremos compartir nuestro calendario, automáticamente en el cuadro de texto Dirección de correo electrónico aparecerá su dirección. El calendario de Hotmail puede ser compartido por más usuarios, pero estos deben ser añadidos de uno en uno. Una vez seleccionado el contacto, hacemos clic en el botón Siguiente para continuar.

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Compartir el calendario de Hotmail con otros usuarios

Seleccionamos la dirección de correo del usuario con el que vamos a compartir nuestro calendario

Hotmail nos ofrece la posibilidad de compartir nuestro calendario con otros usuarios. Esto nos permitirá conocer la agenda de los compañeros de nuestro departamento, los huecos libres en los que podemos quedar con alguien, etc. Para compartir nuestro calendario con otros usuarios debemos seguir estos pasos: 1.º Iniciar sesión con nuestra cuenta de Hotmail y hacer clic en la ficha Calendario. 2.º Hacer clic sobre el vínculo Administrar calendarios compartidos que aparece en el panel de la izquierda dentro del grupo Uso compartido.

Aparecerá una nueva página en la que haremos clic sobre el enlace Compartir el calendario; tras ello, se mostrará en pantalla la lista de nuestros contactos.

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En la nueva pantalla debemos seleccionar qué información deseamos compartir con ese usuario: Todos los detalles de citas o Solo cuándo estás libre u ocupado. Seleccionamos la opción que más nos interese y hacemos clic en el botón Siguiente.

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Todo usuario que es invitado a compartir un calendario recibe un mensaje de correo electrónico con el texto que ha tecleado la persona que envía la invitación. Al recibirlo, podemos responder a la invitación haciendo clic en el botón Aceptar o bien en el botón Rechazar. Si aceptamos la invitación, aparecerá un mensaje en el que se nos indica que ya tenemos disponible el calendario compartido en el nuestro. Para salir de esta página hacemos clic en el botón Aceptar. A continuación, se mostrará la página en la que invitaremos al usuario seleccionado. Debemos teclear un pequeño texto en el que le explicaremos nuestra intención de compartir el calendario; luego haremos clic en el botón Finalizar.

Para visualizar el calendario compartido bastará con situarnos en la ficha Calendario y hacer clic sobre el vínculo Calendarios compartidos.

Ahora tenemos nuestro calendario dividido verticalmente en dos agendas: la de la izquierda es la nuestra particular y la de la derecha la que tenemos compartida con los demás usuarios.

En la agenda compartida se muestran las citas de los usuarios que han compartido con nosotros el calendario

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Por último, aparecerá un mensaje en el que se indica que ha sido enviada la invitación para compartir nuestro calendario. Para terminar hacemos clic en el botón Aceptar.

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Bloque B. Internet 1

¿Qué es World Wind?

Es un programa desarrollado por la NASA que utiliza imágenes obtenidas a través de satélites, fotografías aéreas y modelos tridimensionales de la superficie terrestre. World Wind se puede descargar libremente desde Internet.

Las últimas versiones, además de ocuparse de la Tierra, nos permiten trabajar con la Luna, con Marte, con Venus…

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¿Cómo se descarga World Wind?

Para obtener el programa World Wind seguiremos estos pasos: 1.º Ejecutamos nuestro navegador y en la barra de dirección tecleamos la página desde donde vamos a descargar el programa: http://worldwind.arc.nasa.gov. En la parte central de la página vemos un enlace con el texto Download. Hacemos clic sobre este enlace y se nos mostrará una nueva página para descargar el archivo. Este programa actualmente solo está disponible para sistemas operativos Windows de Microsoft. 2.º En la nueva página hacemos clic sobre el vínculo Download dentro del apartado Instalación completa (Full Install 1.3.5). 3.º Se abrirá la ventana de descarga y podremos elegir entre ejecutar directamente la instalación o guardarla en disco para ejecutarla después. Como es un archivo bastante grande –casi 60 megabytes–, recomendamos guardarlo primero en disco y después efectuar la instalación.

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Para ello hacemos clic en el botón Guardar; se abrirá el cuadro de diálogo Guardar como para que seleccionemos la carpeta en la que vamos a descargar el archivo. Una vez seleccionada la carpeta y elegido un nombre para el archivo, hacemos clic en Guardar y comenzará la descarga de World Wind.

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Bloque B. Internet

Surgirá una nueva ventana que nos pedirá que seleccionemos el lenguaje con el que deseamos realizar la instalación del programa. Seleccionamos Español en la lista desplegable y hacemos clic en el botón OK.

El programa funciona con las librerías gráficas DirectX. Si no las tenemos instaladas o la versión de la que disponemos es más antigua que la que necesita el programa, este mostrará un mensaje en el que se nos pregunta si deseamos instalar la nueva versión. Hacemos clic en el botón Sí para que se realice la instalación.

4.º Nos situamos en la carpeta donde hemos descargado el archivo de World Wind y hacemos doble clic sobre su icono para comenzar la instalación.

Al comenzar la instalación de DirectX se mostrará una ventana con el contrato de licencia de Microsoft. Debemos hacer clic en la opción Acepto el contrato y clic en el botón Siguiente > para continuar.

Se mostrará un mensaje que anuncia que se va a proceder a la instalación o actualización de las librerías DirectX si fuera necesario. Hacemos clic en el botón Siguiente >.

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Aparecerá un nuevo cuadro de diálogo en el que se nos pregunta si deseamos ejecutar el archivo; hacemos clic sobre el botón Ejecutar.

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Aparecerá la ventana de finalización de la instalación de las librerías. Pulsamos sobre el botón Finalizar para continuar con la instalación de World Wind. 5.º Se muestra la ventana de bienvenida a la instalación del programa y se avisa de que es aconsejable cerrar cualquier programa que esté siendo ejecutado durante la instalación. Hacemos clic en Siguiente > para continuar.

En la nueva ventana podemos leer el contrato de licencia de NASA World Wind; hacemos clic sobre la opción Acepto los términos de la licencia y clic en Siguiente > para continuar con la instalación.

6.º Aparece una nueva ventana que nos pide que seleccionemos los componentes que deseamos instalar.

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Por defecto, vienen marcados todos; los dejamos como están y hacemos clic en el botón Siguiente >. 7.º Por último, se nos pide que precisemos el lugar donde deseamos instalar el programa. Hacemos clic en el botón Instalar para que se efectúe la instalación en nuestro equipo.

Una vez concluida la instalación, podremos ver una pantalla final que nos indica que el programa se ha instalado en nuestro ordenador. Para finalizar hacemos clic en el botón Terminar.

Al finalizar la instalación, tendremos en el escritorio varios accesos directos al programa: uno para la Tierra, otro para la Luna, otro para Marte… Además, en el menú Inicio se habrá creado, dentro de Todos los programas, el grupo Nasa para acceder a los distintos programas de World Wind.

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Bloque B. Internet 3

Utilización de World Wind

Para ejecutar el programa, lo más cómodo es hacer doble clic sobre su icono en el escritorio. Si no disponemos de ese acceso directo, hacemos clic en el menú Inicio y seleccionamos la opción Programas (menú Inicio clásico) o Todos los programas (menú Windows XP ), nos situamos en el grupo NASA y hacemos clic sobre el elemento World Wind 1.3.

Recuerde que puede ver el espacio libre de su disco duro haciendo doble clic en Mi PC, clic con el botón derecho sobre la unidad de disco duro y clic en la opción Propiedades del menú de contexto.

En la siguiente pantalla debemos indicar la capacidad máxima de almacenamiento que vamos a permitir al programa. Por defecto, la cifra que aparece es 10 000 megabytes, que son aproximadamente 10 gigabytes, una cantidad considerable de espacio, sobre todo si nuestro ordenador es un portátil o un equipo antiguo que tenga un disco duro pequeño.

Una vez establecida la cantidad máxima que deseamos, hacemos clic en el botón Next >. En la siguiente pantalla se puede configurar un ordenador que actúe como Proxy para almacenar las imágenes si no se dispone de conexión continua a Internet.

Como no es nuestro caso, dejamos seleccionada la opción de utilizar Internet y hacemos clic en Next >. Por último, aparece la ventana de finalización, que nos da la opción de visualizar una película de introducción al programa. Hacemos clic en el botón Finish y accedemos al programa.

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La primera vez que se ejecuta el programa hay que confirmarlo, con el fin de establecer algunos de los parámetros de almacenamiento que utilizará a la hora de descargar imágenes. Para continuar hacemos clic en el botón Next >.

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Bloque B. Internet

Para manejar el programa utilizaremos el ratón. Con clic y arrastre del botón izquierdo podemos mover el mapa en cualquiera de las cuatro direcciones: derecha, izquierda, arriba y abajo. Con la rueda del ratón acercamos y alejamos la imagen. Con clic derecho y arrastre giramos el globo terráqueo y cambiamos la perspectiva para visualizar las imágenes en tres dimensiones. La barra de herramientas que aparece en la parte superior del programa nos permite seleccionar las diferentes capas que deseamos mostrar en pantalla.

El primer botón de la izquierda de esa barra de herramientas muestra y oculta la lista de paneles. Podemos seleccionar que se muestren los nombres de los lugares, las fronteras, la atmósfera, las nubes, las banderas, la posición actual en latitud y longitud, los paralelos y los meridianos… Nos podemos situar, por ejemplo, sobre la isla de Tenerife y con clic y arrastre del botón derecho del ratón cambiar la perspectiva para ver su reproducción en tres dimensiones. El resultado, como se ve en la imagen, es espectacular. Para cambiar de la Tierra a la Luna, Marte u otro planeta, bastará con hacer clic sobre la opción File del menú y seleccionar el elemento sobre el que deseamos trabajar.

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En la imagen siguiente se aprecia el planeta Marte; el manejo del programa es idéntico al que hemos visto anteriormente con el globo terráqueo.

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Bloque C. Presentaciones con PowerPoint 1

¿Cómo crear una presentación con PowerPoint?

PowerPoint es un programa que nos permite crear presentaciones para realizar exposiciones, impartir cursos, plantear un proyecto… Una presentación es una colección de diapositivas que se van mostrando de manera manual cuando lo desea el usuario o bien de forma automática transcurrido un determinado intervalo de tiempo. En las diapositivas podemos incluir imágenes prediseñadas, gráficos, tablas, fotografías, sonidos, vídeos… A continuación, vamos a crear una presentación con PowerPoint. Esta es una tarea sencilla que nos va a permitir obtener resultados espectaculares con muy poco esfuerzo.

Cuando hayamos terminado nuestra presentación o debamos guardar el trabajo que llevamos realizado para continuarlo en otro momento, emplearemos la opción del menú Archivo/Guardar o el botón

.

3.º Cuando creamos una presentación, en la parte central de la pantalla aparece una diapositiva en blanco. Lo primero que debemos hacer es desplegar el menú que aparece en el panel de la derecha y seleccionar la opción Diseño de la diapositiva. El siguiente paso es seleccionar en el panel de diseño el modelo de diapositiva que vamos a utilizar.

Debemos seguir estos pasos: 1.º Ejecutamos el programa PowerPoint: hacemos clic en el botón Inicio, seleccionamos Todos los Programas (o Programas, con el menú clásico de Windows), elegimos Microsoft Office y en el submenú que se despliega hacemos clic en Microsoft Office PowerPoint 2003. Si disponemos de un acceso directo a PowerPoint en nuestro escritorio, bastará con hacer doble clic sobre él para ejecutarlo.

2.º Cuando ejecutamos el programa, aparece en pantalla una nueva presentación, vacía. Para abrir una existente podemos utilizar la opción del menú principal Archivo/Abrir… o hacer clic sobre el botón de la barra de herramientas. Para crear una nueva presentación utilizaremos la opción del menú Archivo/Nuevo… o el botón

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Catálogo de diapositivas

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Bloque C. Presentaciones con PowerPoint

4.º Una vez seleccionado el diseño que vamos a utilizar para la diapositiva actual, solo hemos de seguir las indicaciones del modelo. Por ejemplo, si empezamos nuestra presentación con una diapositiva de título, que suele ser lo más habitual, haremos clic sobre el recuadro con el texto Haga clic para agregar título. Una vez tecleado el título, hacemos clic sobre el recuadro inferior y escribimos el subtítulo de nuestra presentación.

5.º Para añadir una nueva diapositiva a nuestra presentación utilizaremos la opción del menú Insertar/Nueva diapositiva o hacemos clic en el botón de la barra de herramientas. El siguiente paso será seleccionar del catálogo de diapositivas el modelo que vamos a utilizar y, posteriormente, dotarlo de contenido siguiendo las indicaciones del diseño seleccionado.

6.º Si deseamos crear una diapositiva que no se adapta a ninguno de los modelos que presenta el catálogo de diapositivas, podemos seleccionar

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el diseño en blanco que aparece en la sección Diseño de objetos del catálogo e insertar en ella los diferentes objetos que necesitemos para crear la nueva diapositiva. Para añadir objetos utilizaremos el menú Insertar, desde el que podemos incluir diagramas, cuadros de texto, imágenes, películas y sonidos…

7.º Podemos seleccionar varios modos de visualización de las diapositivas que tenemos creadas. Para ello, emplearemos el menú Ver o los iconos que aparecen en la parte inferior izquierda de la pantalla: . El modo Normal, , es el que aparece al ejecutar el programa. Si lo seleccionamos, en la parte central tendremos la diapositiva con la que estamos trabajando; a la derecha, el panel de esquema; y en la parte inferior, el panel de notas del orador, donde podremos escribir algún comentario sobre la diapositiva actual. Esto permitirá que personas que no han creado la presentación sepan qué se debe decir a propósito de cada una de las diapositivas según el criterio de la persona que ha diseñado la presentación.

El modo Clasificador de diapositivas , , nos muestra todas las diapositivas en pequeño formato. Esta forma de visualización nos permite cambiar el orden de una diapositiva haciendo sim-

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plemente clic sobre ella y arrastrándola hasta la posición donde la queremos colocar. Esta reordenación también se puede realizar en el panel de esquema y en el panel de diapositiva del mismo modo, es decir, con clic y arrastre. , nos El modo Presentación con diapositivas, mostrará en pantalla completa nuestra presentación a partir de la diapositiva en la que nos encontramos. Si queremos ver la presentación desde el principio, nos debemos situar en la primera diapositiva y hacer clic sobre . Panel de diapositivas

Iconos de visualización de diapositivas

Otra forma de ver la presentación desde el comienzo es utilizar la opción del menú Presentación / Ver presentación o bien pulsar la tecla F5. 8.º Una vez creadas las diapositivas, podemos cambiar fácilmente el aspecto de la presentación seleccionando en la lista desplegable del panel de la derecha la opción Estilo de la diapositiva o eligiendo la opción del menú Formato/Estilo de la diapositiva. En el nuevo panel elegiremos la plantilla de diseño que deseamos aplicar, con lo que todas las diapositivas de nuestra presentación tomarán el aspecto de la plantilla seleccionada. Para cambiar a otra plantilla bastará con hacer clic sobre ella.

9.º Para hacer más dinámica nuestra presentación disponemos de combinaciones de animación que pueden ser aplicadas a la diapositiva actual o a todas las de la presentación (utilizando el botón Aplicar a todas las diapositivas que aparece en la parte inferior del panel). Para aplicar una combinación de animación bastará con seleccionar en la lista desplegable la opción Estilo de la diapositiva – Combinaciones de animación.

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Panel de esquema

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10.º También podemos animar la transición entre las diapositivas de nuestra presentación. Para ello debemos seleccionar en la lista desplegable del panel de la derecha la opción Transición de diapositiva. En el panel aparece una lista de efectos de transición. Para aplicar un efecto, bastará con hacer clic sobre él. Podemos seleccionar la velocidad de la transición entre tres opciones: Rápido, Medio y Lento. Además, en la lista Sonido podemos seleccionar un sonido que se reproducirá cada vez que cambiemos de diapositiva. La parte inferior del panel presenta dos opciones relativas al avance de la diapositiva: que esta avance manualmente al hacer clic con el ratón o que avance de forma automática después de que transcurra el tiempo que determinemos. La configuración que seleccionemos, por defecto, solo se aplicará a la diapositiva actual. Si deseamos que toda la presentación tenga el mismo tipo de transición, debemos hacer clic en el botón Aplicar a todas las diapositivas. 11.º Para realizar la exposición de nuestra presentación, tal como hemos indicado anteriormente, utilizaremos la opción del menú Presentación / Ver presentación o pulsaremos la tecla F5. En pantalla completa aparecerá la primera diapositiva, que mostrará el diseño seleccionado y los efectos de animación aplicados. Podemos hacer clic con el botón derecho sobre la presentación y cambiar el puntero del ratón por un rotulador, un bolígrafo…; también podemos seleccionar el color con el que pintará el nuevo puntero. Haciendo clic y arrastre estaremos pintando sobre nuestra presentación, lo que nos permitirá resaltar aquellos contenidos más interesantes.

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Si el avance de diapositivas manual está activado, podremos movernos por estas con las teclas de avance y retroceso de página (flechas derecha e izquierda). En cualquier momento podemos pulsar la tecla Esc para terminar la presentación. 12.º Para sacar una copia impresa de la presentación disponemos de diferentes opciones. Si escogemos Diapositivas, cada diapositiva se imprimirá en una hoja. La opción Documentos nos permite imprimir varias diapositivas en la misma hoja. La opción Página de notas imprimirá la diapositiva junto con las notas que se hayan insertado en el panel de notas. Por último, la opción Vista Esquema imprimirá únicamente el esquema de nuestra presentación, de manera que si esta contiene dieciocho diapositivas, saldrán impresos dieciocho recuadritos ordenados de forma vertical, pero sin que se vea en ellos nada.

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Impress es un programa que forma parte del conjunto de aplicaciones OpenOffice. Este programa nos permite crear presentaciones para realizar exposiciones, impartir cursos, plantear un proyecto… Una presentación, como ya sabemos, es una colección de diapositivas que se van mostrando de forma manual, cuando lo desea el usuario, o bien automáticamente, transcurrido un intervalo de tiempo que podemos determinar.

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¿Cómo crear una presentación con Impress?

Debemos seguir estos pasos: 1.º Ejecutamos el programa Impress: hacemos clic en la pestaña Aplicaciones, seleccionamos Oficina y en el submenú que se despliega hacemos clic en Presentaciones (OpenOffice.org2 Impress). Si disponemos de un acceso directo a Impress en nuestro escritorio, bastará con hacer doble clic sobre él para ejecutarlo.

Para abrir una presentación ya existente podemos utilizar la opción del menú principal Archivo/Abrir… o hacer clic sobre el botón de la barra de herramientas. Para crear una nueva presentación utilizaremos la opción del menú Archivo/Nuevo… o el botón . Cuando hayamos terminado nuestra presentación o debamos guardar el trabajo que llevamos realizado para continuarlo en otro momento, emplearemos la opción del menú Archivo/Guardar o el botón . 3.º Cuando creamos una presentación, en la parte central de la pantalla se muestra una diapositiva en blanco. En la parte derecha hay un panel que nos permitirá trabajar cómodamente.

Para seleccionar los elementos que van a aparecer en el panel utilizaremos la lista desplegable Ver, en la cual figuran los diferentes elementos que se pueden mostrar. Si la opción está marcada, se mostrarán los elementos correspondientes; si quitamos la marca haciendo un clic sobre ella, desaparecerán del panel. 2.º Cuando ejecutamos el programa, puede aparecer el asistente. Para cerrarlo hacemos clic en el botón Crear, con lo que aparecerá en pantalla una nueva presentación.

Una vez mostradas todas las tareas en el panel, hacemos clic sobre el elemento Diseños, que nos da acceso al catálogo de diapositivas disponible en Impress. El siguiente paso es seleccionar en

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En las diapositivas podremos incluir imágenes prediseñadas, gráficos, tablas, fotografías, sonidos, vídeos… Crear una presentación con Impress es una tarea sencilla que nos permitirá obtener resultados espectaculares con muy poco esfuerzo.

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el panel el diseño del modelo de diapositiva que vamos a utilizar. 4.º Una vez seleccionado el diseño que vamos a utilizar para la diapositiva actual, solo tenemos que seguir las indicaciones del modelo. Por ejemplo, si empezamos nuestra presentación con una diapositiva de título, que suele ser lo más habitual, haremos clic sobre el recuadro con el texto Pulse para añadir un título. Una vez tecleado el título, haremos clic sobre el recuadro inferior en el que pone Pulse para añadir texto y escribiremos el texto que deseemos.

5.º Para añadir una nueva diapositiva a nuestra presentación utilizamos la opción del menú Insertar/Diapositiva o hacemos clic en el botón de la barra de herramientas. El siguiente paso será seleccionar del catálogo de diapositivas el modelo que vamos a emplear y, posteriormente, dotarlo de contenido siguiendo las indicaciones del diseño elegido.

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6.º Si deseamos crear una diapositiva que no se adapta a ninguno de los modelos que presenta el catálogo de diapositivas, debemos seleccionar el diseño vacío e insertar los diferentes objetos que necesitemos para crear la nueva diapositiva. Para insertar objetos utilizaremos el menú Insertar, desde el que podemos incluir diagramas, imágenes, tablas…

7.º Podemos seleccionar varios modos de visualización de las diapositivas que tenemos creadas. Para ello emplearemos el menú Ver o las fichas que hay sobre la diapositiva central.

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Si seleccionamos la visualización en el modo Página de notas, veremos en la parte superior la diapositiva y en la inferior un cuadro de texto en el que podemos escribir los comentarios que deben acompañar a la diapositiva actual. Esto permitirá saber qué se debe decir en cada caso según el criterio de quien ha creado las diapositivas.

El modo Organizador de diapositivas nos las muestra todas en pequeño formato. Este modo de visualización nos permite cambiar el orden de una diapositiva haciendo clic sobre ella y arrastrándola hasta la posición donde la queremos colocar. Esta reordenación también se puede realizar en el modo Normal y en el modo Esquema.

El modo Presentación nos mostrará en pantalla completa nuestra presentación a partir de la diapositiva en la que nos encontramos. Otra forma de ver la presentación es utilizar la opción del menú Presentación / Presentación o bien pulsar la tecla F5. 8.º Una vez creadas las diapositivas, podemos cambiar fácilmente el aspecto de la presentación seleccionando en el panel de la derecha el elemento Páginas maestras. Si en el nuevo panel seleccionamos una de las plantillas que se nos ofrecen, todas las diapositivas de nuestra presentación tomarán el aspecto de dicha plantilla. Para cambiar a otra bastará con hacer clic sobre ella.

9.º Si queremos hacer más atractiva nuestra presentación, podemos agregar efectos de animación a cada uno de los elementos que componen las diapositivas. Para ello, seleccionamos el elemento Animación personalizada del panel de la derecha. El primer paso consiste en marcar el objeto que vamos a animar. Después, hacemos clic en el botón Agregar y aparecerá una ventana en la que podremos elegir la animación que deseamos aplicar. También podemos configurar la velocidad de reproducción de la animación optando entre los valores Lento, Medio, Rápido y Muy rápido.

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El modo Normal es el que aparece al ejecutar el programa: en la parte central tendremos la diapositiva con la que estamos trabajando y a la izquierda el panel de diapositivas con las diapositivas en miniatura.

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11.º Para exponer nuestra presentación utilizaremos la opción del menú Presentación / Presentación o pulsaremos la tecla F5. En pantalla completa aparecerá la primera diapositiva, que mostrará el diseño seleccionado y los efectos de animación que hayamos aplicado sobre ella. Si el avance de diapositivas manual está activado, podemos pasar a la siguiente haciendo clic con el ratón. Podemos también utilizar las flechas del teclado para cambiar de diapositiva. Con la flecha de la derecha y la de abajo pasaremos a la siguiente y con la flecha de la izquierda y la de arriba pasaremos a la diapositiva anterior. Para terminar la presentación podemos utilizar la tecla Esc (escape) en cualquier momento.

10.º Es posible asimismo animar la transición entre las diapositivas. Para ello debemos seleccionar en el panel de la derecha el elemento Transición de diapositivas. En el panel aparece una lista de efectos de transición; para aplicar cualquiera de ellos bastará con hacer clic sobre él. Podemos optar por que la transición discurra a velocidad Rápida, Media o Lenta. Además, en la lista Sonido podemos seleccionar un sonido que se reproducirá cada vez que cambiemos de diapositiva. En la parte inferior del panel se nos ofrecen dos opciones sobre el avance de la diapositiva: que esta avance manualmente al hacer clic con el ratón o que avance automáticamente después de transcurrido un tiempo. La configuración que estamos seleccionando solo se aplicará, por defecto, a la diapositiva actual. Si deseamos que se aplique a toda la presentación, debemos hacer clic en el botón Aplicar a todas las diapositivas.

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12.º Para imprimir una presentación podemos elegir entre tres opciones: imprimir Todo el documento; imprimir un grupo de Páginas consecutivas, anotando la primera y la última separadas por un guión; imprimir solo el párrafo o los párrafos que previamente hayamos marcado (haciendo clic sobre el botón Selección). Para seleccionar el modo de impresión hacemos clic en el botón Opciones… y efectuamos las elecciones que consideremos oportunas.

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Bloque E. Comprimir y descomprimir archivos con Winzip A menudo nos vemos obligados a comprimir y descomprimir archivos, en particular cuando vamos a enviar información por correo electrónico o vamos a copiar la información en un soporte portátil, por ejemplo un disquete o un pendrive, con objeto de llevarla a otro equipo. Para efectuar esta operación podemos utilizar el sistema operativo o bien programas específicos, como son Winzip y Winrar.

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¿Cómo comprimir archivos con Winzip?

Para comprimir información con Winzip debemos tener instalado el programa y seguir los pasos que se enumeran a continuación: 1.º Seleccionar los archivos o carpetas que deseamos comprimir, hacer clic con el botón derecho sobre la selección y elegir la opción Winzip / Agregar a archivo Zip…

Podemos seleccionar qué tipo de compresión deseamos. La más utilizada es Normal, pero también podemos elegir alguna de las variantes de Máxima compresión, que reducen el tamaño del archivo pero aumentan el tiempo que tarda en crearse, o las opciones Rápida o Muy rápida, que aumentan la rapidez de creación del archivo pero hacen que el tamaño final de este sea algo mayor. Además, podemos preparar los archivos finales para diferentes dispositivos según su tamaño. Para ello debemos elegir en la lista desplegable Dividir archivo el tamaño máximo de los archivos resultantes. Elegiremos, por ejemplo, 1,44 MB para los disquetes y 100 MB o 250 MB para los zips. Si la información que vamos a comprimir es confidencial, podemos marcar la casilla Encriptar archivos agregados, con el fin de cifrar mediante una clave los datos comprimidos.

Si marcamos esta casilla, al comenzar la compresión aparecerá una ventana en la que se nos pedirá la contraseña y otra casilla después en la que tendremos que volver a teclearla. El motivo de que haya que escribirla dos veces es asegurarnos de que no hemos cometido ningún error al teclear, ya que no podríamos en ese caso descomprimir la información.

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2.º Aparecerá un cuadro de diálogo en el que debemos indicar la ubicación y el nombre del archivo que vamos a crear.

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Bloque E. Comprimir y descomprimir archivos con Winzip Tenemos que seleccionar, por otra parte, el modo de encriptación que deseamos utilizar. Si queremos ampliar nuestros conocimientos sobre la encriptación, podemos hacer clic en el botón Información acerca de los métodos de encriptación.

También podemos marcar la casilla Sobrescribir archivos existentes, que procederá a sustituir los archivos existentes en la ubicación seleccionada por los que vienen en el archivo comprimido y tienen el mismo nombre.

También podemos marcar la casilla Incluir archivos de sistema/ocultos, que nos permitirá incluir estos tipos de archivos en nuestras compresiones. Esta opción es especialmente interesante si estamos comprimiendo programas, ya que es fácil que alguno de sus archivos esté oculto o bien sea del sistema. Para continuar haremos clic en Agregar.

Otra opción que podemos marcar es Omitir archivos más antiguos, que no descomprimirá los archivos del mismo nombre si son más antiguos que los que hay en la carpeta donde se está colocando la información descomprimida.

3.º Se muestra la ventana de Winzip con todos los archivos y carpetas añadidos. Para cerrar este archivo y continuar en Winzip podemos elegir la opción del menú Archivo / Cerrar archivo comprimido; si deseamos abandonar el programa, seleccionaremos la opción Archivo / Salir.

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¿Cómo descomprimir archivos con Winzip?

Para descomprimir un archivo comprimido bastará con hacer doble clic sobre él o hacer clic con el botón derecho y elegir la opción Abrir con Winzip del menú de contexto. Se abrirá la ventana de Winzip con el contenido del archivo en pantalla. Para extraer los documentos utilizaremos el botón Extraer de la barra de herramientas. Se abrirá una nueva pantalla en la que tenemos que seleccionar la ubicación que deseamos para los documentos que vamos a descomprimir. Antes de descomprimirlos, podemos marcar la casilla Abrir ventana del Explorador, que ejecuta el explorador de Windows y abre una ventana con el contenido que vamos a descomprimir.

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Si marcamos la opción Usar nombres de carpeta, todas las carpetas comprimidas se crearán a partir de la ruta indicada en el cuadro Extraer en. Si no la marcamos, todos los archivos se quedarán en la misma carpeta.

Una vez seleccionada la carpeta y marcadas las opciones deseadas, bastará con hacer clic en el botón Extraer. Si el archivo comprimido está cifrado, Winzip abrirá una ventana para que tecleemos la clave con la que se comprimió la información. Los archivos serán descomprimidos solamente si la contraseña es correcta. Una vez tecleada la clave, haremos clic en el botón Aceptar para extraer los archivos. Para terminar seleccionaremos la opción Archivo / Salir del menú principal.

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Notas

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Dirección de arte: José Crespo Proyecto gráfico: Portada: CARRIÓ/SÁNCHEZ/LACASTA Interiores: Manuel García Ilustración: Enrique Cordero, David Cabacas Jefa de proyecto: Rosa Marín Coordinación de ilustración: Carlos Aguilera Jefe de desarrollo de proyecto: Javier Tejeda Desarrollo gráfico: Rosa María Barriga, José Luis García, Raúl de Andrés Dirección técnica: Ángel García Encinar Coordinación técnica: Alejandro Retana Confección y montaje: DiScript, S. L. Capturas informáticas: David Sánchez Corrección: Ángeles San Román, Gerardo Z. García Documentación y selección fotográfica: Nieves Marinas Fotografías: A. Toril; A. Viñas; Algar; C. Jiménez; C. Roca; C. Suárez; D. López; F. Orte; GARCÍA-PELAYO/Juancho; I. Codina; J. C. Muñoz; J. de Dios; J. Jaime; J. Lucas; KAIBIDE DE CARLOS FOTÓGRAFOS; Krauel; Michele di Piccione; P. Esgueva; A. G. E. FOTOSTOCK; COMSTOCK; COVER/SYGMA/Daniel Giry, P. Vauthey, Philippe Giraud, Tatiana Markow; COVER/VISA REPORTAGE/Hervé Hughes; DIGITALVISION; EFE/L. Gene; EFE/SIPA-PRESS/A. Boulat, D. Frazier, Dickinson; HIGHRES PRESS STOCK/AbleStock.com; I. Preysler; JOHN FOXX IMAGES; NASA/Credit Image created by Reto Stockli with the help of Alan Nelson, under the leadership of Fritz Hasler; PHOTODISC; IES Julio Verne; BIBLIOTECA NACIONAL, MADRID; HOSPITAL DE LA BEATA, MADRID; INSTITUTO GEOLÓGICO Y MINERO DE ESPAÑA; MATTON-BILD; PALAIS DE LA DÉCOUVERTE, PARIS; RENAULT; SERIDEC PHOTOIMAGENES CD; ARCHIVO SANTILLANA

© 2007 by Santillana Educación, S. L. Torrelaguna, 60. 28043 Madrid PRINTED IN SPAIN Impreso en España por

ISBN: 978-84-294-0983-3 CP: 826722 Depósito legal: Queda prohibida, salvo excepción prevista en la ley, cualquier forma de reproducción, distribución, comunicación pública y transformación de esta obra sin contar con la autorización de los titulares de la propiedad intelectual. La infracción de los derechos mencionados puede ser constitutiva de delito contra la propiedad intelectual (artículos 270 y siguientes del Código Penal).

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