GUÍA DIDÁCTICA PARA EL PROFESOR INCLUYE TEXTO PARA EL ESTUDIANTE
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María Isabel Cabello B. Licenciada en Educación. Profesora de Química. Magíster en Ciencias de la Educación.
© Química 2º Año Medio Autora:
María Isabel Cabello Bravo. Licenciada en Educación. Profesora de Química. Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación. Magíster en Ciencias de la Educación. Universidad Mayor.
2009 Ediciones Cal y Canto ® N° de inscripción: 167.011 ISBN: 978-956-8623-21-0 2010 Ediciones Cal y Canto ® N° de inscripción: 167.011 ISBN: 978-956-8623-21-0 2011 Ediciones Cal y Canto ® N° de inscripción: 167.011 ISBN: 978-956-8623-21-0 Director Editorial: Editora Jefe: Editora: Diseño: Diagramación digital: Fotografías: Corrector de pruebas y estilo: Jefe de Producción: Asistente de Producción:
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El presente libro no puede ser reproducido ni en todo ni en parte, ni archivado, ni transmitido por ningún medio mecánico, electrónico, de grabación, CD-Rom, fotocopia, microfilmación u otra forma, sin la autorización escrita del editor. La materialidad y fabricación de este texto está certificado por el IDIEM - Universidad de Chile. Impreso RR Donnelley Se terminó de imprimir esta reimpresión de 2.701 ejemplares en el mes de diciembre de 2010.
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ÍNDICE Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4 Programa de Química de 2º Año de Educación Media. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4 Objetivos Fundamentales Transversales (OFT) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5 Objetivos Fundamentales Verticales (OFV) del programa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 Planificación curricular. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 Recursos del texto y orientaciones generales para uso efectivo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 Fundamentos sobre el uso de Internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13 Instructivo para acceder a páginas Web y para utilizar los buscadores. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15 Unidad 1, Modelo atómico de la materia Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29 Instrumento de Evaluación Nº 1 (fotocopiable) . . . . . . . 33 Instrumento de Evaluación Nº 2 (fotocopiable) . . . . . . . 36 Instrumento de Evaluación Nº 3 (fotocopiable) . . . . . . . 38 Tema 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53 Instrumento de Evaluación Nº 4 (fotocopiable) . . . . . . . 56 Instrumento de Evaluación Nº 5 (fotocopiable) . . . . . . . 57 Unidad 2, Enlace químico Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78 Instrumento de Evaluación Nº 6 (fotocopiable) . . . . . . . 82 Instrumento de Evaluación Nº 7 (fotocopiable) . . . . . . . 86
Unidad 3, Química orgánica Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 90 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 98 Instrumento de Evaluación Nº 8 (fotocopiable) . . . . . . 101 Tema 2. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 113 Instrumento de Evaluación Nº 9 (fotocopiable) . . . . . . 116 Instrumento de Evaluación Nº 10 (fotocopiable) . . . . . 120 Unidad 4, Disoluciones Tema 1. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 126 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 128 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 132 Instrumento de Evaluación Nº 11 (fotocopiable) . . . . . 144 Tema 2. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150 Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152 Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156 Instrumento de Evaluación Nº 12 (fotocopiable) . . . . . 157 Instrumento de Evaluación Nº 13 (fotocopiable) . . . . . 158 Instrumento de Evaluación Nº 14 (fotocopiable) . . . . . 162
Solucionario . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166 Unidad 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166 Unidad 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171 Unidad 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 174 Unidad 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183 Bibliografía . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188
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INTRODUCCIÓN El texto de Química 2º Medio, fue concebido como una herramienta de trabajo e información permanente para el estudiante, complemento de las actividades pedagógicas que usted dirija al interior del aula para alcanzar los aprendizajes esperados. No se trata entonces de un compendio de química general o de un texto que puede ser trabajado por un estudiante en solitario, por el contrario, está basado en los principios colaborativos y de responsabilidades individuales del trabajo en equipo, así como, en la indagación y en los fundamentos de la resolución de problemas. En su estructura, los estudiantes encontrarán un lenguaje de fácil lectura, que sin ensalzar y sobre exponer sin sentido el léxico científico ni alejarse de él, logra establecer el equilibrio necesario para alcanzar los aprendizajes esperados mediante su enunciado literal, la exposición de la habilidades científicas que se practicarán en cada una de las actividades propuestas, la metacognición, la autoevaluación y la coevaluación. Basado en el decreto ministerial número 220, el texto de estudio fomenta la formación integral de los estudiantes, en los ámbitos del hacer, el ser y el valorar. Para ello se ha organizado en cuatro grandes unidades temáticas: modelo atómico, enlace químico, química orgánica y disoluciones, en cada una de las cuales es primordial que los estudiantes identifiquen y valoren los procesos químicos de su entorno. Se confía en que el texto así como la guía didáctica, se convierta en una herramienta de trabajo útil y eficiente para usted y sus estudiantes, que las estrategias y metodologías empleadas en la totalidad del texto así como las sugerencias que a continuación se desarrollan, se conviertan en un medio efectivo que asegure el logro de los aprendizajes propuestos para este nivel y, por ende, en la valoración de las ciencias y en particular de la química, como uno de los pilares que sustentan la comprensión de los fenómenos naturales y los grandes avances científicos de nuestra era.
Programa de Química 2° Año de Educación Media El programa de Química para el Segundo Año de Educación Media es organizado por el MINEDUC en tres unidades que comprenden los temas: modelo atómico de la materia y enlace químico, química orgánica y disoluciones. La primera Unidad (modelo atómico de la materia y enlace químico), correspondientes en este texto a las unidades I (modelo atómico) y II (enlace químico), se concentra en la enseñanza de la estructura electrónica del átomo, las propiedades y del enlace químico, entendiendo que estos temas son claves para la comprensión del ordenamiento que ocupan los elementos químicos en el sistema periódico, mostrando a éste como “referente para organizar y sistematizar una gran cantidad de información acerca de las propiedades físicas y químicas de los elementos y compuestos”. El enlace químico entre átomos de igual o de distinta naturaleza, determinado por su configuración electrónica externa, se describe por medio de las estructuras de Lewis. Se esbozan así los modelos de enlace iónico y covalente, a los que se agrega una descripción muy simple del enlace metálico. La unidad relativa a la química orgánica, se organiza a partir de la idea que, en el sistema periódico, el carbono es un elemento singular y que en sus combinaciones con hidrógeno y con otros elementos genera millones de compuestos con muy variadas estructuras y propiedades, cada uno de los cuales presenta propiedades físicas y químicas particulares, siendo muchos de ellos de gran importancia para los diversos seres vivos, así como para la obtención de productos sintéticos usados en la vida diaria. La última unidad está centrada en las disoluciones, cuyo estudio les permitirá entender que, con poca frecuencia, las reacciones químicas ocurren por mezcla directa de los compuestos químicos puros. Por el contrario, en general se dispone de dichos compuestos en forma de mezclas que contienen una o más especies de una sustancia (soluto) disuelta en un medio (solvente), lo que se convertirá en un valioso marco conceptual para una mejor comprensión de la química del medio ambiente,
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considerando que temas tratados en el 1° Año de Educación Media corresponden a disoluciones, como por ejemplo el aire y las aguas de mares, ríos y lagos. A diferencia del programa de primero medio, centrado en temas concretos y tangibles, el programa de segundo año medio “se focaliza en forma primordial en modelos o teorías, es decir, en imágenes o conceptos relativamente abstractos. De aquí que los modelos, como creaciones humanas, deban ser enseñados en ese contexto: su concepción, evolución y, desde luego, las dudas que acompañaron a su polémica interpretación”. El programa enfatiza que el estudio de los temas desarrollados en sus unidades se centre en la actividad de los estudiantes, buscando interesarlos y motivarlos para que se inicien en la aventura de comprender la química, no sólo desde el punto de vista fenomenológico, sino que también histórico, además y considerando las características de los jóvenes que cursan este nivel, el Ministerio de Educación establece que “se debe insistir en la importancia de abordar el estudio de la química de una manera integrada, esto es, como el resultado de un proceso dinámico que ya tiene una historia de miles de años y que posee, entre otras, implicaciones éticas, sociales, económicas y filosóficas”, siendo muy importante que se enfaticen aspectos utilitarios de la química y la ciencia, que nos permiten una cierta comprensión del mundo natural y del lugar que el ser humano ocupa en la naturaleza, lo que va en directa concordancia con los objetivos fundamentales transversales (OFT) y su propósito de contribuir a la formación para la vida.
Objetivos Fundamentales Transversales (OFT) El Ministerio de Educación (MINEDUC) define las finalidades generales de la educación (MINEDUC, 1998: 7) “referidas al desarrollo personal y la formación ética e intelectual de los estudiantes, cuya realización trasciende a un sector específico del currículum”. Desde esa perspectiva, cada sector o subsector de aprendizaje tiene como propósito contribuir a la formación para la vida. Los Objetivos Fundamentales Transversales definidos en el marco curricular nacional (Decreto Nº 220), corresponden a una explicitación ordenada de los propósitos formativos de la Educación Media en cuatro ámbitos: Crecimiento y Autoafirmación Personal, Desarrollo del Pensamiento, Formación Ética, y Persona y Entorno. El ámbito crecimiento y autoafirmación personal, se refiere a la formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información. Los OFT del ámbito desarrollo del pensamiento, se enfatizan en las habilidades de investigación y el desarrollo de formas de observación, razonamiento y de proceder característicos de la metodología científica, así como las de exposición y comunicación de resultados experimentales o de indagación, destacando en las actividades experimentales, la formación de hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y medición, de flexibilidad y creatividad en la formulación de preguntas e hipótesis. Respecto a los OFT del ámbito persona y su entorno, el programa plantea el conocimiento de la química como una herramienta valiosa para la comprensión del entorno natural, ofreciendo bases de conocimiento para la formación de actitudes de seguridad en los trabajos experimentales, del cuidado por la vida y la resolución de los problemas medioambientales. Para los OFT del ámbito formación ética, el MINEDUC invita a prácticas pedagógicas que se expresan en la seriedad y exhaustividad en el estudio de todos los antecedentes que preceden al inicio de un trabajo de investigación, así como la honestidad en la presentación, análisis y discusión de los resultados.
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A lo largo del texto el docente podrá reforzar los OFT mediante el análisis crítico y cotidiano de la práctica y aplicación de las ciencias químicas, por lo que es importante establecer una práctica pedagógica dialogante, medio a través del cual, el profesor podrá hacer énfasis en los ámbitos de formación de los OFT. En la planificación curricular se seleccionan en cada una de las unidades temáticas OFT, con la finalidad de hacer énfasis en ellos, pero no en contra indicación de reforzarlos a lo largo del currículum. Para ello se sugiere presentar los OFT a los estudiantes al inicio de cada unidad como parte de lo que se espera aprender y compartir a lo largo de la misma, estableciendo la importancia de autoevaluar y coevaluarlos, en el desarrollo integral de los estudiantes, basados en la reflexión de los mismos y sus pares. Por ende, la siguiente subdivisión corresponde sólo a una guía, siendo su condición intrínseca ser trabajados, reforzados, evaluados transversalmente a lo largo de todo el año académico. 1 Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información. 2 Desarrollar habilidades de investigación, formas de observación, razonamiento y proceder característicos del método científico. 3 Valorar la química como una herramienta valiosa para la comprensión del entorno. 4 Fomentar la humanidad, sabiendo reconocer que nadie es poseedor de la verdad. 5 Desarrollar el interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información. 6 Desarrollar la iniciativa personal, la creatividad, el trabajo en equipo, basados en la confianza mutua y responsable. 7 Protección del entorno natural como contexto del desarrollo humano. El Curriculum Oficial promueve en los alumnos y alumnas, el desarrollo de competencias fundamentales para la vida: • Capacidades fundamentales: de lenguaje, comunicación y cálculo. • Disposiciones personales y sociales: desarrollo de la identidad, la autoestima, del conocimiento y valoración del cuerpo y la vida humana, de la solidaridad, del trabajo en equipo, del autocontrol, la integridad, la capacidad de emprender, la responsabilidad individual y social.
• Aptitudes cognitivas: capacidades de abstracción, de pensar en sistemas, de aprender, de innovar y crear. • Conocimientos básicos: del medio natural y social, de las artes, de las ciencias y la tecnología, de la trascendencia y de si mismo.
Objetivos Fundamentales Verticales (OFV) del programa El programa del subsector indica que los estudiantes desarrollarán la capacidad de: 1 Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia. 2 Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia y apreciar el valor explicativo e integrador de los modelos en ciencia. 3 Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interacción con otros átomos. 4 Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e inorgánicos en el contexto cotidiano, y entender las nociones esenciales de la química orgánica. 5 Representar moléculas orgánicas mediante modelos tridimensionales y reconocer los grupos funcionales. 6 Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas con algunas de sus propiedades físicas y químicas. 7 Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos. Los temas y/o tópicos vienen a enriquecer la experiencia de los estudiantes a través de las competencias que sirven para la construcción de los conceptos fundamentales de aprendizaje, lo que requiere que las actividades de la escuela se realicen de una secuencia más simple hasta sus representaciones más complejas que involucran métodos de trabajo y tratamiento de la información. Entre las habilidades transversales destacan las que dicen relación con la capacidad de resolver problemas, de cuantificar, de planificar, de otorgar significados; la capacidad de trabajar autónomamente, de trabajar en equipo, de establecer relaciones sociales, de ser flexible y adaptarse frente a situaciones nuevas, de emplear el computador; la capacidad de comunicarse, etc.
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PLANIFICACIÓN CURRICULAR “No planificar, es planificar para el fracaso”. Como herramienta de trabajo, la planificación curricular debe hacer coincidir recursos, contenidos, tiempos, intereses y destrezas cognitivas de los estudiantes, entre otros factores, para asegurar el logro de los aprendizajes esperados y, por ende, de los objetivos fundamentales verticales. En esencia, la planificación curricular, como su nombre lo indica, es una organización sistemática y continua de una serie de “hechos” o “actividades” desarrolladas con una finalidad específica, en la cual por su carácter operacional, es difícil imprimir la pasión, el carisma y la trascendencia de la disciplina.
Por lo anterior, es fundamental la aplicabilidad cotidiana que usted le asigne a cada uno de los temas tratados, los ejemplos, la transversalidad y multidisciplinariedad que pueda presentar a los estudiantes, para maravillarlos y asombrarlos con el saber de las ciencias químicas. Cada una de las metodologías, métodos y técnicas propuestas constituyen una herramienta de trabajo en aula, que como se indicó con anterioridad, se centra en la indagación, el desarrollo de habilidades científicas, el trabajo en equipo e individual eficaz y la heteroevaluación. La metodología de la indagación se basa en el desarrollo de cuatro pasos:
Observación.
Etapa 1: “Focalización”
Formulación de preguntas de investigación.
Formulación de hipótesis.
Diseño y desarrollo de experiencia.
Etapa 2: “Exploración” Registro de observaciones.
Recopilar, ordenar datos y discusión de observaciones.
Etapa 3: “Reflexión” Análisis de las observaciones y discusión de resultados.
Concluir y comunicar resultados.
Etapa 4: “Aplicación” Evaluación del trabajo realizado.
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Las habilidades científicas a desarrollar y practicar son expuestas en el texto en cada una de las actividades (ciencia en acción, desafío científico y revisemos lo aprendido) que el alumno – alumna desarrollará, además de conocerlas el estudiante podrá evaluar su desempeño respecto a ellas y el docente contará con tablas de especificaciones para los aprendizajes esperados y listas de apreciación para evaluarlas a través de indicadores (presentadas en cada unidad). Ha sido propuesto en las páginas de inicio del Texto para el Estudiante como sistemas de eficiencia y eficacia, que el alumno – alumna puede autoevaluar y coevaluar, en función del logro de los objetivos propuestos. Haciendo énfasis en la responsabilidad, el compromiso, la honestidad y la tolerancia, como virtudes que hacen exitoso el trabajo. La planificación curricular propuesta a continuación supone la ejecución de cuarenta semanas lectivas, las que atendiendo a la realidad particular de un establecimiento, puede adecuarse en tiempos, pues: • Las actividades de laboratorio han sido propuestas para que los estudiantes las desarrollen en una clase de dos horas pedagógicas, tiempo que puede ser disminuido si el docente realiza la misma actividad con carácter demostrativo. • En las tres primeras unidades, la actividad de autoevaluación ha sido considerada una actividad de aula, asignándosele una duración de dos horas pedagógicas. Sin perder su finalidad, esta actividad puede ser desarrollada por el estudiante fuera del aula, como una “tarea”. • Se ha considerado en la planificación tiempos reales, generalmente dos horas pedagógicas, incluida la aplicación de instrumentos de evaluación. • Atendiendo a la necesidad pedagógica, técnica y administrativa de evaluar sumativamente mediante una calificación, se han sugerido trabajos de diversa índole como evaluaciones sumativas. • Según lo estipulado por el Ministerio de Educación para el Sector de Ciencias Naturales, Subsector de Química en el segundo año de Educación Media, se presenta la siguiente planificación anual, posteriormente desarrollada por unidad y tema, en la presente guía.
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Modelo pedagógico del texto: El texto de 2° año de Educación Media fue elaborado considerando un modelo pedagógico que responde a las siguientes características, según sus elementos constitutivos: 1 Enfoque curricular caracterizado por su flexibilidad, pertinencia, transversalidad, investigativo e integrado. 2 Con el propósito de generar en el alumno – alumna interés por comprender conceptos generales que le permitan describir y explicar hechos cotidianos, así como desarrollar habilidades científicas gracias a una metodología basada en su participación activa en el proceso de aprendizaje y la valoración de química como un recurso y herramienta al servicio del bienestar del hombre y la naturaleza. 3 Cuyo contenido y secuencia están íntegramente definidos en el programa elaborado por el Ministerio de Educación y ha sido abordado con una propuesta didáctica basada en la indagación, la participación, investigación y reflexión, en el Texto para el Estudiante. Entendiendo que en la matriz de planificación por unidad usted encontrará: • Objetivos Fundamentales: enuncian los conocimientos y competencias que el MINEDUC a través del programa de estudio para los jóvenes de ese nivel educativo. • Contenidos: en referencia a los Contenidos Mínimos Obligatorios (CMO) hacen referencia a los conocimientos que los estudiantes deben alcanzar en cada unidad temática. • Objetivos Fundamentales Transversales: propósitos formativos de la Educación Media, referidos a los cuatro ámbitos de formación mencionados con anterioridad. • Aprendizajes Esperados: logros específicos que los estudiantes deberán obtener al finalizar una unidad, según programa elaborado por el MINEDUC. • Sugerencias Metodológicas: recomendaciones de aplicación de métodos y técnicas específicas para cada tema. • Recursos: se refiere a los materiales e instrumentos que usted necesitará para aplicar las sugerencias metodológicas.
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4 Con un método, que centra su acción en el aprendizaje
activo del alumno – alumna, haciéndole centro único del proceso de aprendizaje y que busca el desarrollo de competencias y habilidades intelectuales y procedimentales propias del quehacer científico, caracterizándose por: • Aplicar una metodología interactiva. • Considerar la activación de las experiencias y conocimientos previos de los estudiantes, como punto de partida en la adquisición de nuevos conocimientos. • Proponer actividades teóricas, prácticas y experimentales, que le permiten conectar sus conocimientos previos con los nuevos contenidos, así como comprobar su adquisición. • La metacognición, entendida como la capacidad que tenemos de autorregular el propio aprendizaje, es decir, de planificar qué estrategias se han de utilizar en cada situación, aplicarlas, controlar el proceso, evaluarlo para detectar posibles fallas, y como consecuencia, transferir todo ello a una nueva actuación. Lo que implica ser capaz de tomar conciencia sobre la manera de aprender y comprender; y la regulación y control de las actividades que se realizan durante su aprendizaje. 5 Con recursos de diversos tipos, haciendo énfasis en el uso de las TICS, la experimentación, la metacognición y el trabajo colaborativo. 6 Un sistema de evaluación, que incluye la evaluación diagnóstica, formativa, sumativa y la auto y coevaluación. Considere, además, la presencia de ciertos componentes: • Búsqueda de indicios de aquellos procesos o elementos sobre la adquisición de determinadas competencias por parte de los alumnos (as). • Forma de registro y análisis a través de varios instrumentos que permitan análisis de la información. • Criterios para establecer la comparación del proceso de evaluación. • Juicio de valor que permitan juzgar el avance del proceso de aprendizaje. • Toma de decisiones para llevar a cabo los procesos de evaluación, según los propósitos o finalidades que se persiguen con la evaluación propuesta. Para apoyar la evaluación, se ha elaborado una tabla de especificaciones, en cada uno de los temas, que oriente el uso de los instrumentos de evaluación propuestos en el texto del estudiante relacionándolos con los aprendizajes esperados de cada CMO y los indicadores de logro de la evaluación.
7 El aprendizaje incluye el desarrollo de habilidades,
cognición, metacognición y afecto, que permiten el desarrollo integral del estudiante. En relación a las habilidades que el texto pretende desarrollar en los alumnos(as) están los siguientes ámbitos: • De investigación de información: - Capacidad de identificar, procesar y sintetizar información de una diversidad de fuentes. - Organizar información relevante. - Revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y perspectivas. - Suspender los juicios en ausencia de información suficiente. • De indagación científica: - Observación - Descripción - Comparación - Formulación de preguntas - Planteamiento de hipótesis - Formulación de predicciones - Diseño de experimentos - Medición, registro y análisis de datos - Interpretación, sistematización y comunicación de resultados • Habilidades comunicativas: - Exponer ideas, opiniones, convicciones, sentimientos y experiencias de manera coherente y fundamentada. - Uso de diversas y variadas formas de expresión. • Resolución de problemas: - Aplicación de principios, leyes generales, conceptos y criterios. - Abordar situaciones de manera reflexiva y metódica a nivel cotidiano, familiar, social y laboral. • Análisis, interpretación y síntesis de información y conocimientos: - Establecer relaciones entre los distintos sectores de aprendizaje. - Comparar similitudes y diferencias. - Entender el carácter sistémico de procesos y realizar proyectos. - Pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje. - Manejar la incertidumbre. - Adaptarse a los cambios en el conocimiento.
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RECURSOS DEL TEXTO Y ORIENTACIONES GENERALES PARA USO EFECTIVO El texto como herramienta de estudio y trabajo para los estudiantes, así como apoyo didáctico para el profesor, contiene actividades de desarrollo individual y grupal que pueden ser aprovechadas por usted considerando que existen los siguientes recursos a lo largo de cada unidad: • Presentación general del texto: páginas introductorias que incluyen tres grandes temas. Es importante que usted inicie las actividades del año académico comentando con sus estudiantes los pasos de la metodología de la indagación y, por ende, el valor de sus experiencias y conocimientos previos en la adquisición de nuevos conocimientos, así como el desarrollo y práctica de habilidades científicas, en el trabajo individual y en equipo. • Primera página “la enseñanza de las ciencias”, tiene por finalidad que el estudiante reconozca las etapas de la metodología de la indagación, la que aplicará a lo largo del texto y especialmente al inicio de cada unidad o tema. • “Las normas de seguridad en el laboratorio”, son 16 recomendaciones generales que abarcan el manejo de reactivos, materiales e instrumentos, además de aseo, orden y trabajo en equipo, para que el trabajo en laboratorio sea un espacio educativo seguro. Se indica que éstas son complementarias a las normas que usted como docente pueda definir. Es importante que usted elabore un protocolo de trabajo en el laboratorio, complementando las normas enunciadas, con aquellas que obedezcan a la estructura espacial (aula o laboratorio) en la que sus estudiantes trabajarán las actividades experimentales. • “Habilidades científicas” en la cuales se detallan y definen las habilidades que serán trabajadas, mediante un lenguaje sencillo que le permitirá al estudiante identificarlas posteriormente, según las actividades que esté desarrollando. Se agregan además recomendaciones para un trabajo individual o en equipo exitoso, haciendo énfasis en la responsabilidad, organización, coordinación y la rotación de roles. Se sugiere que usted haga énfasis en cada una de las habilidades enunciadas en cada una de las actividades propuestas o elaboradas por usted, recuerde que es primordial que los estudiantes las conozcan para una autoevaluación y una metacognición efectiva.
a Presentación de la Unidad y Tema: introducción que
junto a imágenes representativas y motivadoras presenta el tema abordado por la unidad o el tema, indicando los contenidos y los aprendizajes esperados. Se sugiere introducir cada Unidad discutiendo un hecho cotidiano o aplicación específica, por ejemplo utilizando imágenes que ilustren los temas propuestos en las actividades exploratorias de cada tema o unidad. Partir de ellas, motivar a los estudiantes a responder los cuestionamientos planteados y generar debate en torno a las imágenes, para luego dar inicio a la actividad de “ciencia en acción”. b Ciencia en acción: actividades para desarrollar en grupo o
en forma individual, que le permitirán al estudiante un acercamiento práctico a los contenidos a partir de las experiencias previas, el desarrollo y práctica de diversas habilidades científicas (enunciadas en el lateral). Cada una de ellas ha sido elaborada considerando 9 pasos, los que en los primeras actividades propuestas son explicadas, para posteriormente dar autonomía al estudiante en su aplicación y desarrollo, pasando desde actividades guiadas a semi-guiadas y autónomas: Paso 1. La observación. Paso 2. La formulación de preguntas de investigación. Paso 3. La formulación de hipótesis. Paso 4. El diseño experimental. Paso 5. El registro de observaciones. Paso 6. Recopilación y recolección de datos. Paso 7. Análisis de resultados. Paso 8. Elaboración de conclusiones y comunicación de resultados. Paso 9. Evaluación del trabajo realizado. Estas actividades han sido ideadas con la finalidad de que los estudiantes indaguen creativamente fenómenos y hechos cotidianos, que lo incentivarán a estudiar los temas propuestos como una forma de dar respuesta científica a lo observado. En este contexto es imprescindible que el docente enseñe, observe y corrija la práctica segura y el manejo adecuado de materiales, instrumentos y reactivos, así como el cumplimiento de las medidas de seguridad. Tal como postula el MINEDUC, un lugar importante en el
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programa de química está ocupado por el cuidado del medio ambiente, razón por la cual en cada actividad se realizan recomendaciones a los estudiantes respecto al uso y eliminación de los reactivos, con la finalidad de educar una juventud responsable, consecuente, respetuosa de sí misma y de la sociedad, recomendaciones en las que usted debe hacer énfasis y valorar. Para la comunicación de los resultados experimentales, se enseña a los estudiantes diferentes técnicas, entre ellas elaboración de informes de laboratorio, dípticos o trípticos informativos y paneles. c Metacognición: sesión orientada hacia la reflexión sobre el
propio aprendizaje, aplicada a través de preguntas guías que entregan al estudiante un espacio de reflexión respecto al logro de los aprendizajes, objetivos de actividades y desarrollo de habilidades. Se sugiere que usted enfatice el desarrollo de esta sesión, mediante la formalización de la misma en un espacio específico del cuaderno del subsector (por ejemplo un lateral o las últimas páginas), considerando la relevancia de los procesos metacognitivos en el aprendizaje. d Sabías que: texto de pequeña extensión ubicados en los
laterales que le permitirán comentar con los estudiantes “datos anecdóticos y curiosos”, además de establecer nexos con los Objetivos Fundamentales Transversales, relacionados especialmente con la valoración del trabajo científico individual y en equipo, la responsabilidad, el esfuerzo, la constancia, la comunicación y el respeto por el trabajo de otros, entre otros. e Más que química: texto de pequeña extensión que
relaciona el contenido trabajado con el contexto histórico así como la importancia de su aplicación en el mundo actual, a través de estos se otorga a los estudiantes y, en especial, a usted una valiosa herramienta para valorar las ciencias químicas en la explicación de fenómenos y hechos cotidianos y actuales. f Desafío científico: actividades individuales o grupales, en
las que se explicitan las habilidades a desarrollar con el fin de que el estudiante indague según su experiencia y
conocimientos previos o compruebe el logro de los aprendizajes. Su ejecución constituyen para usted una herramienta de evaluación formativa, pues a través de su ejecución podrá monitorear el desempeño de los estudiantes, orientar el trabajo, establecer un trabajo personalizado atendiendo a las necesidades específicas de un estudiante o de su grupo. g Lectura científica: texto de mediana o larga extensión
presentado al final de cada tema, que articula los contenidos tratados en la aplicación a un texto de corte y lenguaje científico. Para su total aprovechamiento pedagógico se incluyen preguntas “para la reflexión”, las que invitan al estudiante a aplicar los aprendizajes logrados en su análisis, además de establecer nexos con otros subsectores como la Historia, la Biología y la Matemática, lo que le permitirá a los estudiantes valorar la interdisciplinariedad. Para ello se sugiere que genere actividades de debate y/o de plenario (según corresponda) en torno a estas lecturas. h Revisemos lo aprendido: actividad de evaluación y
autoevaluación presentada al final de cada tema, que tiene por finalidad permitir al estudiante revisar a través de su desarrollo todos los aprendizajes esperados y contenidos tratados en la extensión de un tema. Para el docente se convierte en actividades – taller, que pueden ser desarrolladas durante una clase y como actividad de evaluación formativa, para lo cual el docente deberá (en aquellas actividades de mayor extensión) seleccionar algunas actividades en función del tiempo con el que cuente. Estas actividades presentan en su estructura diversos recursos tales como preguntas abiertas, ítems objetivos, desarrollo de ejercicios, entre otros y uno transversal a todas las unidades denominado “autoevaluación”, presentado como un momento de reflexión personal respecto al logro de los Aprendizajes esperados y Contenidos Mínimos Obligatorios asociados a cada unidad. i Trabajos en equipo: están diseñados para el ejercicio
permanente del trabajo responsable comunitario y la suma de los esfuerzos por conseguir los resultados esperados.
INTRODUCCIÓN
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Estos son planteados cada vez que lo contendidos requieren ser discutidos una vez internalizados por los estudiantes o cuando la puesta en escena de sus experiencias y conocimientos previos enriquecerán y dan puntos de partida a los temas tratados. Es necesario que el docente realice una actividad de monitoreo, supervisando que la discusión se centre en los temas establecidos y que el lenguaje, así como las conclusiones obtenidas se organicen en el marco y con el lenguaje científico correspondiente. Un recurso valioso entregado por el texto son las instancias de evaluación del trabajo en equipo y a partir de su análisis las estrategias que los estudiantes diseñan y se comprometen a poner en práctica para mejorar constantemente este sistema de trabajo, por ello, se sugiere que el docente formalice el recurso, mediante la utilización de plenarios, conversación directa y/o la inclusión de las conclusiones y estrategias en informes de laboratorio, dípticos, paneles informativos, entre otros. j Trabajos individuales: están diseñados para el refuerzo
permanente de los aprendizajes esperados y han sido propuestos en el texto como desafíos. La finalidad inmediata de estos últimos es que el estudiante compruebe, en forma inmediata, la comprensión de los temas tratados. k Uso del texto como referencia: fomentar en los
estudiantes la revisión constante del texto, introduciéndolos a la clase siguiente, entregándoles preguntas breves respecto a los temas que serán tratados. Asimismo, la búsqueda de información en la bibliografía complementaria y en los sitios Web indicados, especialmente en aquellos donde es posible encontrar modelos tridimensionales, simulaciones u otros. l Síntesis de unidades: utilizando diversos recursos
(esquemas, mapas conceptuales, resúmenes, entre otros) se presentan conceptos claves trabajados en la unidad. Se sugiere que usted la utilice en el aula como una forma de cerrar el ciclo de contenidos o en su defecto, como una instancia de estudio personal. No olvide replantear los aprendizajes esperados al presentar la síntesis de la unidad, de manera tal que los estudiantes evidencien en su proceso de aprendizaje las estrategias utilizadas y el nivel de logro alcanzado.
m Camino a: página en la que se presentan preguntas
diseñadas con la metodología SIMCE y que abarcan el aprendizaje conceptual, de aplicación y estratégico. Su desarrollo le permite a sus estudiantes desarrollar habilidades en función de los contenidos estudiados, similares a las que empleara en la Prueba de Selección Universitaria o en pruebas internacionales si corresponde. n En Internet: corresponde a páginas recomendadas de
Internet en el contexto del contenido estudiado, en ellas el estudiante encontrará animaciones explicativas, profundización de temas, ejemplos y/o ejercicios para desarrollar en línea. Para el docente, la Internet es un recurso muy valioso, que debe ser usado y aprovechado al máximo, verificando la veracidad de la información allí entregada y velando por el correcto uso del recurso por parte de los estudiantes. Cada una de las secciones tiene un sentido en sí misma, sin embargo, todas en su totalidad contribuyen a que los estudiantes logren los aprendizajes esperados, propuestos por el currículo nacional. Se aconseja seguir el orden preestablecido por el texto, pues de alguna forma la presentación de actividades obedece a la adquisición de conocimientos previos que serán necesarios para el desarrollo de las tareas futuras. Es recomendable hacer uso de todos los recursos presentes en el texto, para cada uno de ellos encontrará las orientaciones necesarias para utilizarlos exitosamente.
FUNDAMENTOS SOBRE EL USO DE INTERNET (Ideas extraídas de “Internet un nuevo recurso para el aula” http://sistemas.redenlaces.cl/portal_enlaces/sitios/manual_internet/manual.html
Aplicado a la educación, el uso de Internet posibilita, a través de nuevos medios, satisfacer en gran medida las necesidades de información, tanto en contenidos como en metodologías y recursos, lo que permite inferir que el mayor valor de esta red para la educación consiste en ser un sistema de difusión del conocimiento y un espacio de encuentro y colaboración, aspectos imprescindibles en los desarrollos educativos. La rapidez y distribución de información en la red hace posible establecer proyectos comunes entre personas de grupos diferentes, conformando instancias de trabajo que superan las barreras geográficas, sociales, económicas y culturales. Entre las ventajas más evidentes que promueve el uso de Internet podemos considerar: • Estimula el uso de formas nuevas y distintas de aprender y construir conocimientos. • Facilita el aprender de otros y con otros. • Estimula destrezas sociales y cognitivas. • Facilita el aprender haciendo, construyendo cosas y resolviendo problemas. • Aporta con nuevas herramientas de apoyo a la realización de trabajos colaborativos; diseño, desarrollo y evaluación de proyectos, trabajo interdisciplinario y experimentación. • Estimula el trabajo global e interdisciplinario. En resumen, Internet es un medio potencialmente muy poderoso para apoyar los procesos de enseñanza y aprendizaje de un establecimiento escolar. También puede ser una herramienta muy efectiva para el desarrollo personal y social de educadores y educandos. Es un medio que está en empresas y servicios de todo el mundo y también, crecientemente, en los hogares, dada la cantidad y variedad de contenidos y servicios que ofrece.
¿Por qué Internet puede ser un recurso pedagógico valioso? • Internet, en sí misma, es una poderosa herramienta que asombra y motiva. • Internet es, en la actualidad, el mayor reservorio de información que existe en el mundo. • Los contenidos se actualizan en forma continua y es posible acceder a ellos en cuestión de minutos. • Facilita el conocimiento de otras culturas y realidades. • El tiempo y el espacio ya no tienen la relevancia de la escuela tradicional, ya que se puede acceder muy fácilmente a personas y/o recursos lejanos. • Evita el aislamiento propio de los colegios, junto con favorecer el trabajo colaborativo a distancia. • Permite la consulta a expertos o profesionales para la resolución de problemas o profundización en contenidos de investigación. • Los estudiantes se manejan con el mismo tipo de herramientas que utilizan los adultos en su trabajo, evitando así la tan temida disociación escuela/sociedad. ¿Por qué Internet puede ser útil para el trabajo del profesor o profesora? A los(as) profesores(as) les permite: • Recopilar información relacionada con un tema, contenido o habilidad que se esté desarrollando en clases. • Encontrar documentos de primera fuente. • Contactarse con los autores de obras en diversas áreas y obtener información de ellos. • Encontrar fundamentos y complementos a las ideas propias. • Colaborar con otros(as) profesores(as) en la elaboración de proyectos y actividades. • Encontrar y compartir planificaciones curriculares que apoyen el desarrollo de una clase. • Descubrir oportunidades de desarrollo profesional accediendo a material e información actualizados. • Contactarse con el resto de la comunidad (padres, apoderados, instituciones, otros docentes, etc.).
INTRODUCCIÓN
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INTRODUCCIÓN
14
¿Por qué Internet puede ser útil para el trabajo de los estudiantes? A los estudiantes les permite: • Aprender acerca de un tema, conociendo las diferentes perspectivas y opiniones que hay acerca de éste. • Investigar temas de interés. • Desarrollar estrategias de investigación. • Entender acontecimientos actuales accediendo a información de primera fuente. • Crear proyectos utilizando los servicios disponibles en Internet (correo, web, listas, etc.). • Unirse a un proyecto que se esté desarrollando a través de la red (correo, web). • Contactarse con estudiantes de distintas etnias, culturas y realidad socio-cultural. • Contactarse con autores de obras de diversas áreas.
Instructivo para acceder a páginas Web y para utilizar los buscadores • Instrucciones para acceder a una página web: 1 Encender el computador. 2 Hacer doble clic en el navegador o browser con el que
cuente el programa que se está utilizando. 3 Apretar en la esquina superior derecha de la ventana
desplegada, en el ícono , que significa “Maximizar”, de modo que se abra completamente la pantalla. 4 Colocar el cursor del mouse en la barra de direcciones
y hacer un clic, de modo de seleccionar lo que está escrito.
(Tomado de Cap. 1 Internet, beneficios para la educación)
5 Escribir en el teclado del computador la página que se desea
“Es recomendable integrar a los estudiantes lo antes posible, en la medida que el profesor se sienta con la confianza para hacerlo. Recuerde que con estas nuevas tecnologías los niños y jóvenes son aprendices mucho más veloces que los adultos, así que la incorporación temprana de ellos le permitirá incluso contar con un ‘apoyo técnico‘ a la mano.” (Tomado de Cap. III Usos pedagógicos de Internet)
Tenga presente que las direcciones de páginas Web están en constante evolución, algunas desaparecen tan rápido como aparecen. Es por esto que se sugiere chequear las direcciones propuestas para el trabajo de los estudiantes antes de dar inicio a una investigación, exploración, etcétera. (Adaptado de Cap. V Integrando Internet a los sectores de aprendizaje)
Para mayores referencias se sugiere leer: • “Manual de alfabetización digital”que aparece en la página Web. http://www.enlaces.cl/Despliegue_Contenidos.php? id_seccion=1&id_contenido=31#a2 • Consejos para abordar con sus estudiantes el uso de Internet y la información que allí aparece. http://www.enciclopedia-sm.com/youandinternet.asp #topsearchtips • “Ministerio de Educación incentiva uso seguro de Internet para niños” (artículo 09/06/05). http://www.mineduc.cl/index.php?id_contenido=1076&id _seccion=10&id_portal=1
explorar. Comenzar colocando “www.” y finalizar con “.cl”, “.com” u otra, según corresponda. 6 Apretar la tecla “enter”
y esperar a que se descargue completamente la página.
En caso de que arroje algún error como “Page not found”: PASO 1: Verificar en la barra de direcciones que esté correctamente escrita la dirección de la página. PASO 2: Apretar en la barra de herramientas el ícono , que significa “Actualizar”, para que se vuelva a cargar la página Web. PASO 3: Cerrar la página de Internet (apretar en la esquina superior derecha, el ícono ) y volver abrir el programa siguiendo los pasos anteriores.
INSTRUCTIVO PARA ACCEDER A PÁGINAS WEB Y PARA UTILIZAR LOS BUSCADORES 1 Utilizar la barra de herramientas y las barras secundarias,
vertical u horizontal, para navegar por la página. 2 Ubicar dentro de la página Web el botón que dice “Buscar” y
escribir en el recuadro adjunto la palabra que sintetiza el concepto que se desea. Se recomienda ser específico. Si no se obtienen resultados, es conveniente utilizar sinónimos, frases sin ilativos o un concepto más amplio que el que se busca, de modo de tener más posibilidades de encontrar resultados positivos. 3 Si debajo del recuadro de búsqueda aparecen alternativas
como: la web, en español u otras, se debe marcar colocando el cursor del mouse en la alternativa que se desea y luego, haciendo clic sobre éste. Cabe destacar que la alternativa “la Web” incluye sitios en inglés u otros idiomas. 4 Luego, apretar el botón “Buscar” y esperar que arroje los
resultados. Estos pueden aparecer como link (acceso directo a otra página web, generalmente en color azul y subrayado) o como texto html, Acrobat u otro programa informático. 5 Revisar uno a uno los resultados encontrados para
seleccionar aquellos que sean útiles. En caso de que sean como link, se debe hacer doble clic con el botón del mouse sobre éste.
La importancia de hacer uso de las herramientas que proporciona Internet permite que tanto alumnos(as) como docentes se mantengan integrados a la Sociedad del Conocimiento y a las Tecnologías de la Información, a su vez, exige cumplir con ciertos estándares e indicadores que permiten evaluar dicho dominio. Para alumnos(as) de Segundo año medio, considerando el mapa de progreso K-12 con sus indicadores de logro del dominio de las TICS, de acuerdo a sus dimensiones: Tecnológica, Información, Comunicación y Ética. Su descripción es: - Utiliza y combina distintos programas como procesador de texto, planillas de cálculo, plantillas de presentación, y dispositivos periféricos, para desarrollar productos multimediales simples (glosario). - Recupera información de Internet en forma autónoma utilizando buscadores especializados y metabuscadores. Evalúa la información utilizando los criterios específicos de la calidad de la información electrónica. - Publica información propia en plataformas virtuales, como blogs y retroalimenta a otros. - Conoce la regulación legal de utilización del espacio virtual y las normas de seguridad de la red y aplica criterios de buenas prácticas.
INTRODUCCIÓN
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TEMA 1
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UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA Unidad
Modelo atómico de la materia.
Tema
El átomo.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia. Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia y
Objetivos Transversales de la Unidad
Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Aprendizajes esperados
Contenidos
Reconocer que toda la materia consiste en combinaciones de una variedad de átomos que están Naturaleza constituidos por un núcleo y electrones, e identificar los eléctrica de la dos elementos más abundantes en el Universo, en la materia. corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano.
Conocer la descripción elemental de algunos modelos atómicos precursores de la teoría moderna del átomo y valorar su importancia histórica.
Relacionar el número de protones en el núcleo con un determinado elemento del sistema periódico; estableciendo que el número de electrones en el átomo neutro es igual al número de protones en el núcleo, y aplican este principio a la determinación de la carga eléctrica de iones monoatómicos. Conocer los nombres y símbolos de los primeros diez elementos del sistema periódico, construir sus configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su posición dentro del período, hacer una predicción razonable acerca de si sus características serán metálicas o no metálicas. Asignar a los átomos de los elementos de los grupos 1, 2, 16, 17 y 18 configuraciones electrónicas externas y un comportamiento químico característico.
Todos los indicados anteriormente.
Modelos atómicos.
Estructura atómica.
Modelo mecano cuántico.
Páginas del texto
14 a la 18
Usted puede introducir la unidad desarrollando la actividad Exploremos en nuestras experiencias y conocimientos con los estudiantes, mediante lluvia de ideas. Explicite a los estudiantes los aprendizajes esperados y los temas que serán vistos en esta unidad. Motive el trabajo para el desarrollo de la primera actividad experimental
19 a la 24
Se recomienda preparar una presentación Power Point con las imágenes más representativas de la evaluación de los modelos atómicos, como son: tubos de descarga, modelo de Thomson, trabajos y modelo atómico de Rutherford, trabajos y modelos de Bohr. En la página 22 encontrará la dirección http//:personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/historiaatomo.htm, podrá encontrar material muy ilustrativo del proceso de construcción del modelo actual del átomo.
25 a la 28
Inicie la actividad comentando con los estudiantes los resultados obtenidos en el Desafío científico de la página 24. Busque cuatro estudiantes que deseen mostrar y comentar su trabajo con el curso. Basado en los aportes de los modelos atómicos y sobre la base del modelo atómico actual, comente con los estudiantes la estructura atómica del sodio (ejemplo citado en el Texto para el Estudiante).
29 a la 34
Invite a los estudiantes a desarrollar el Desafío científico de la página 34 y 36 a modo de taller, para lo cual será necesario que ellos lean la información disponible en las páginas 29 a la 33. Se recomienda que los estudiantes desarrollen la actividad en forma individual,
35 y 36
Inicie la clase comentado los resultados obtenidos por ellos en el Desafío científico desarrollado la clase anterior. Para la revisión de los trabajos y una retroalimentación focalizada, utilice la tabla de especificaciones entregadas en esta misma guía, en la que se establece relación entre las preguntas, indicadores y aprendizajes esperados, gracias a este instrumento usted
37
Todos los indicados anteriormente.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Invite a los estudiantes a formar grupos para leer la Revista Científica. Solicite a los estudiantes desarrollar la actividad Revisemos lo aprendido de las páginas 38 y 39 del Texto para el Estudiante.
38 y 39 Evaluación. Emplee la tabla de especificaciones para elaborar un instrumento de evaluación.
UNIDAD 1
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Tiempo duración de la Unidad
15 semanas (15 clases) / 30 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema
8 semanas (8 clases) / 16 horas pedagógicas
apreciar el valor explicativo e integrador de los modelos en ciencias.
Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interaccionar con otros átomos. Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Desarrollar habilidades de investigación, formas de observación, Valorar la química como una herramienta necesaria para la comprensión del entorno. razonamiento y proceder característicos del método científico. Fomentar la humanidad sabiendo reconocer que nadie es poseedor de la verdad.
Sugerencias metodológicas para las actividades Ciencia en acción (página 15). Esta es una oportuna ocasión para comentar con los estudiantes las primeras páginas del Texto para el Estudiante, sobre las normas de seguridad en el laboratorio, la rigurosidad del trabajo científico y el trabajo en equipo. Para guiar las actividades de los estudiantes durante el trabajo experimental lea las sugerencias de esta guía en la página 20. Puede evaluar el trabajo de los estudiantes gracias a la elaboración del Díptico informativo.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
Evaluación
90 min.
Y para comenzar, pág. 14 Ciencia en acción, pág. 15
Formativa sumativa
90 min.
Desafío científico, pág. 22 Desafío científico, pág. 23 Desafío científico, pág. 24
Formativa
90 min.
Desafío científico, pág. 27 y 28
Formativa
90 min.
Desafío científico, pág. 34
Sumativa
tendrá plena claridad respecto en qué aspectos (indicadores de logro) los estudiantes presentan deficiencias. Revise junto a los estudiantes el concepto de configuración electrónica, desarrolle a modo de ejemplo los mismos ejercicios desarrollados en el Texto para el Estudiante. Solicite a los estudiantes desarrollar como actividad el Desafío científico de la página 36.
90 min.
Desafío científico, pág. 36
Sumativa
Para el desarrollo de ésta, lea las sugerencias metodológicas propuestas en la página 28 de esta guía.
90 min.
Revista científica, pág. 37
Sumativa
Esto les permitirá a los estudiantes prepararse para la evaluación final del tema.
90 min.
Revisemos lo..., pág. 38 Autoevaluación, pág. 39
Formativa
Se presenta en las páginas de esta guía didáctica tres instrumentos de evaluación del tema 1 (instrumento de evaluación Nº 1, Nº 2 y Nº 3), todos fotocopiables, en las páginas 35, 38 y 40 respectivamente.
90 min.
Instr. de eval. 1, pág. 35 Instr. de eval. 2, pág. 38 Instr. de eval. 3, pág. 40
Sumativa
Presente a los estudiantes la historia del átomo. Recuerde conectar los conocimientos que los estudiantes adquirieron gracias a la práctica experimental con las conclusiones del experimento de Thomson. Una vez presentados los modelos atómicos, invite a los estudiantes a trabajar en grupos los Desafíos científicos de las páginas 22 y 23. Revíselos durante la clase y dé como actividad personal de trabajo en el hogar el Desafío científico de la página 24.
Durante esta clase usted deberá explicar el concepto y comportamiento característico de los iones monoatómicos. Luego de explicados los conceptos fundamentales indique a los estudiantes formar equipos de trabajo para desarrollar la actividad Desafío científico de las páginas 27 y 28. Cierre la clase revisando ejercicios tipo con la colaboración de los estudiantes, por ejemplo los ejercicios a, d y f de la 1° pregunta, el a y b de la segunda y a y b de la tercera. No obstante lo anterior, permítales intercambiar ideas y respuestas, con otros estudiantes y el docente. Revise junto a los estudiantes, a modo de plenario, las respuestas entregadas por ellos, y corrija posibles errores. Una vez corregidos los errores solicite a los estudiantes entregar los resultados en un informe.
TEMA 1
18
Recuerde que es imprescindible para el aprendizaje de los estudiantes presentar los aprendizajes esperados; se considera propicio explicitarlos después del desarrollo de las actividades de indagación a fin de establecer relaciones entre las experiencias y conocimientos previos con los aprendizajes que lograran.
Sugerencias metodológicas a Motivación (Actividad exploratoria y
ciencia en acción) Páginas 14 y 18 Para introducir el tema se propone que los estudiantes discutan respecto a los fenómenos de electrización. Puede emplear las imágenes disponibles en el texto (laterales) o en su defecto hacer las experiencias allí señaladas (frotar objetos de lana, plástico) y provocar atracción en objetos de menor tamaño, por ejemplo papeles picados. Permita a los estudiantes comentar sus opiniones en un plenario y luego trabaje sobre la base de las ideas de los jóvenes respecto a nociones de carga eléctrica, electrización, frotamiento, atracción y repulsión.
b Trabajo con preconceptos
Página 14 Esquema de la materia Que los estudiantes completen el esquema propuesto le permitirá verificar el dominio de aprendizajes esperados correspondientes al programa de 8° Año de Educación Básica. Durante su desarrollo procure que los estudiantes comprendan que la carga del neutrón tiene carga eléctrica y que ésta es neutra, puesto que se confunde el concepto carga cero con “no tener cargas”, recuerde que el neutrón sí tiene cargas, de hecho una positiva y una negativa que al verse atraídas entre sí se anulan.
Materia constituida por
Átomo
tos distin s o i r a v Compuesto
varios iguale s Elemento
presenta en su estructura Núcleo
Corteza
están
Protón carga
Positiva
están
Neutrón carga
Neutra
Electrones carga
Negativa
UNIDAD 1
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Página 25 Trabajo con decimales en la determinación de la estructura atómica En la determinación de la estructura atómica se indica al estudiante que se trabajará con el Número Másico como un número entero por aproximación. Siendo probable que ellos no tengan claridad respecto como se debe hacer este procedimiento. Por ello, se sugiere que usted recuerde a los estudiantes que la aproximación se realiza teniendo presente el valor del primer decimal (número inmediatamente después de la coma). Si éste es igual o superior a 5 se debe aproximar al número entero siguiente, por lo contrario si es menor se debe aproximar al número entero antecesor. Por ejemplo, si el valor de A para el sodio (Na) es 22,99, considerando que el primer número decimal (9) es mayor a 5, se establecerá que el A del sodio es 23, en cambio si el valor de A del cinc (Zn) es 65,4 su valor aproximado es 65. Página 25 Estructura atómica Algunos estudiantes pueden manejar la idea errada de que el Número Atómico corresponde al número de protones y electrones o sólo de electrones. Acláreles que Z indica el número de cargas positivas de un átomo y que al tener un comportamiento neutro este número de cargas positivas se considera igual al de cargas negativas. Esto le facilitará con posterioridad que los estudiantes comprendan el comportamiento de los iones y visualicen su formación por pérdida o ganancia de electrones, hecho que no varía el número de protones y, por ende, tampoco el Z. c Manejo conceptual del docente
Página 14 Fenómenos de la electrización Complementando los conocimientos de los estudiantes usted puede mencionar al respecto que: “La materia y su naturaleza eléctrica” Los objetivos de la actividad son: comprobar la naturaleza eléctrica de la materia, demostrando la atracción y repulsión entre cargas, y valorar la experimentación científica como medio de comprobación y explicación de fenómenos cotidianos. Para ello se dispone el desarrollo de una serie de actividades sencillas, basadas fundamentalmente en la carga de cuerpos
por frotación y su interacción. Una vez observadas las situaciones experimentales, los estudiantes deben desarrollar preguntas, frente a las cuales usted debe manejar los siguientes conceptos: • La teoría atómica de Dalton (descrita en la página 19 del Texto para el Estudiante). • Repulsión eléctrica producida entre cuerpos de la misma carga: se repelen o alejan. • Atracción eléctrica, producida entre cuerpos que presentan distinta carga y se atraen o acercan. • El término eléctrico, y todos sus derivados, tiene su origen en las experiencias realizadas por Tales de Mileto, un filósofo griego que vivió en el siglo VI antes de Cristo. Tales estudió el comportamiento de una resina fósil, el ámbar –en griego elektron–, observando que cuando era frotada con un paño de lana adquiría la propiedad de atraer hacia sí pequeños cuerpos ligeros; los fenómenos análogos a los producidos por Tales con el ámbar o elektron se denominaron fenómenos eléctricos y más recientemente fenómenos electrostáticos. • La carga eléctrica constituye una propiedad fundamental de la materia. Se manifiesta a través de ciertas fuerzas, denominadas electrostáticas, que son las responsables de los fenómenos eléctricos. • La electrostática es la parte de la física que estudia este tipo de comportamiento de la materia, se preocupa de la medida de la carga eléctrica o cantidad de electricidad presente en los cuerpos y, en general, de los fenómenos asociados a las cargas eléctricas en reposo. El desarrollo de la teoría atómica permitió aclarar el origen y la naturaleza de los fenómenos eléctricos; la noción de fluido eléctrico, introducida por Benjamín Franklin (1706-1790) para explicar la electricidad, fue precisada a principios de siglo al descubrirse que la materia está compuesta íntimamente de átomos y estos, a su vez, por partículas que tienen propiedades eléctricas. Su interés no sólo está asociado a la descripción de las características de unas fuerzas fundamentales de la naturaleza, sino también a la comprensión de sus aplicaciones tecnológicas. Desde el pararrayos hasta la televisión, una amplia variedad de dispositivos científicos y técnicos están relacionados con los fenómenos electrostáticos. • La electrización es uno de los fenómenos eléctricos producidos cuando a un cuerpo se le dota de propiedades eléctricas y se indica que “ha sido electrizado”. La electrización por frotamiento permitió, a través de unas cuantas
TEMA 1
20
experiencias fundamentales y de una interpretación de las mismas cada vez más completa, sentar las bases de lo que se entiende por electrostática. • La teoría atómica moderna explica el por qué de los fenómenos de electrización y hace de la carga eléctrica una propiedad fundamental de la materia en todas sus formas. Un átomo de cualquier sustancia está constituido, en esencia, por una región central o núcleo y una envoltura externa formada por electrones. Página 23 Espectros atómicos En el Desafío científico de la página 23 se solicita a los estudiantes investigar qué son los espectros atómicos y cómo se relacionan con la explicación de la existencia de los colores. Al respecto usted les puede señalar: Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos. Así, al suministrar energía calorífica a un elemento en fase gaseosa, éste se estimulará y sus átomos emitirán radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, en las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Éste será su espectro de absorción, ambos propios y característicos de cada elemento, lo que permite identificarlos por visualización y análisis de las líneas de absorción o emisión de su espectro. Con lo anterior se cumple la llamada Ley de Kirchoff, que indica, “todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que las emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro”. Página 26 Iones Los iones son átomos que pierden su estado de neutralidad por ganancia o pérdida de electrones. Se denominan cationes cuando han perdido electrones (comportamiento general de los metales) y presentan una carga positiva equivalente a la cantidad de electrones cedidos, en cambio los aniones (generalmente elementos no metálicos) han ganado o captado electrones presentando carga negativa. Para escribirlos la carga debe presentarse en el extremo
superior derecho del símbolo del elemento indicando primero el número y luego la carga, por ejemplo. Zn 2+ F– Para nombrarlos debe recordar las siguientes indicaciones: • Se antepone la palabra ión al nombre del elemento, por ejemplo ión cinc. • Cuando el elemento forma más de un ión se debe colocar el estado de oxidación entre paréntesis, por ejemplo: Au1+ Ión oro (I) y Au3+ Ión oro (III). • En el caso de los aniones además de agregar el prefijo ión al nombre, su terminación es reemplazada por el sufijo “uro”, por ejemplo F– ión fluoruro. • En el caso del oxígeno se reconoce su ión O2– como ión óxido. Página 28 Isótopos • Isótopo: Corresponden a átomos de un elemento químico cuyos núcleos tienen la misma cantidad de protones pero distinto número de neutrones, es decir, presentan el mismo Z pero distinto A. Se designan identificando el nombre del elemento seguido por el número másico, ambos separados por un guión, por ejemplo C – 12, C – 14. Estos se dividen en estables y no estables o radiactivos. Otro fenómeno asociado a la constitución atómica es reconocido como isóbaro, correspondiente a los núcleos atómicos con el mismo número másico (A), pero distinto número atómico (Z). Página 29 Modelo mecanocuántico de la materia Puede suceder que los estudiantes no comprendan la diferencia entre el modelo planteado por Bohr y el modelo del científico austriaco Schrödinger. Para ello es recomendable presentar un esquema del modelo atómico de Bohr y compararlo con el de Schrödinger, estableciendo la diferencia entre “órbitas” y “orbitales”. Se sugiere la siguiente imagen.
Modelo de Bohr
Modelo Schrödinger
UNIDAD 1
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Página 30 a la 35 Números cuánticos (http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm)
• El número cuántico principal (n) corresponde a los niveles de energía que a su vez estarían formados por uno o más subniveles (l), es decir, determina el tamaño de las órbitas, por ende, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.
• El número cuántico secundario (l) representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo que determina la forma del orbital, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón dependiendo del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0 hasta n-1). Los primeros 4 subniveles se representan en el espacio como indica la figura a continuación: n=1 n=2 n=3
n=4
Orbital s
Orbital p
Orbital d
Orbital f
• El número cuántico magnético (m) determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta +l, pasando por el valor 0.
l=0 l=0
l=1
l=0
l=0
l=1 l=2
l=1
l=2 l=3 En resumen, varía de –l hasta +l.
En resumen, l = 0,1,2...(n-1).
TEMA 1
22
Cada electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina con el número cuántico de spin (s), que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2. S= +1/2 S= -1/2
d Consideraciones para algunas de las actividades
propuestas Página 15 Ciencia en acción: Modelos atómicos. En esta actividad, el estudiante desarrollará principalmente la habilidad de observación e investigación Para desarrollar esta actividad, los estudiantes tienen conocimientos previos acerca de los modelos atómicos, estudiados en años anteriores, para lo cual, el paso de observación, debería ser trabajado sin la ayuda de texto; encontrar las diferencias y semejanzas, solo observando los dibujos. Las diferencias y semejanzas, podrían ser ordenadas en una tabla. En las preguntas de investigación utilizando material de apoyo como el texto y recopilación de otras fuentes, deberán ser capaces de realizar un orden cronológico correcto de los modelos de átomos, del científico que los postuló y de la constitución de los mismos. En el diseño experimental, es importante que los estudiantes cumplan con las orientaciones para la construcción de los modelos. Los tamaños de las partículas subatómicas deben ser proporcionales a lo que indica la teoría. En el paso 6 (recopilación y ordenamiento de datos), parte de la tabla debe quedar como sigue: Figura (Texto del Modelo estudiante página 15) Primer Modelo Segundo Modelo Tercer Modelo Cuarto Modelo
Científico autor del modelo
Figura c
J.J. Thomson
Figura a
Ernest Rutherford
Figura d
Niels Bohr
Figura b
Erwin Schrödinger
Descripción de la estructura Las descripciones se deducen de las páginas 2-23 del texto del estudiante.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones En el análisis, el docente debe guiar a los estudiantes, recordándoles, que toda la materia está constituida por átomos, los que presentan partículas subatómicas, que pueden ser positivas (protones), negativas (electrones) o neutras (neutrones), también presentan un núcleo y una envoltura electrónica, según sea el modelo postulado a través del tiempo. A partir de la observación de los trabajos de otros grupos, los estudiantes podrán inferir cuales fueron los errores en la construcción de los modelos y corregir los realizados por ellos mismos. La conclusión y comunicación de resultados debe ser clara y precisa. Una vez que los estudiantes han confeccionado sus modelos de átomo, deben corroborar si el modelo realizado es el correcto; antes de exponer frente a los demás estudiantes. Página 24 Desafío científico Actividad “Historia del átomo” Esta actividad ha sido diseñada para que el estudiante verifique su nivel de logro frente a los contenidos tratados. Para que la actividad cumpla con su objetivo como evaluación formativa, se sugiere que los estudiantes trabajen en forma individual en sus cuadernos sin consultar fuentes (Texto de estudio o cuaderno) y posteriormente compruebe sus respuestas empleando el Texto de estudio. La ejecución de esta actividad permite reforzar los aprendizajes de la primera sesión referida a los modelos atómicos, base sobre la cual se discuten las temáticas posteriores. Si no alcanza a ser terminada en la clase, solicite a sus estudiantes continuar el trabajo, explicando el beneficio que ello les reportará en la comprensión de los futuros aprendizajes. Página 27 Desafio científico Estructura del átomo Para asegurar el logro del objetivo referido al reconocimiento del número de electrones, protones y neutrones de átomos neutros e iones, se sugiere comenzar explicando las características fundamentales de los gases nobles, entre ellas la cantidad de electrones que contienen y que los átomos de otros grupos pudiesen igualar al ganar o perder cargas negativas. Además, se deben explicar los conceptos de número atómico y masa atómica, así como la información que de ambos se puede obtener.
UNIDAD 1
23
Exponga el ejemplo citado en el Texto para el Estudiante respecto al sodio (Na) y presente el diagrama atómico, esto para que el estudiante pueda volver a una fuente confiable si, posteriormente, tiene alguna duda frente al desarrollo de los ejercicios. La formación de cationes y aniones es recomendable presentarla ubicando elementos característicos en la Tabla
Periódica, tales como: Li, Na, Mg, Cl, S, F, O, respecto a sus gases nobles más cercanos, motivando a los estudiantes a predecir ¿en cuál de los gases nobles se convertirá el Na o el Cl? ¿Por qué hacemos la suposición? Obedeciendo a las características de los jóvenes de este nivel educativo, es recomendable usar imágenes explícitas, como la Tabla Periódica.
PREGUNTAS PARA MOTIVAR A LOS ESTUDIANTES ¿A qué gas noble le conviene parecerse al Na y por qué? ¿Qué debe hacer para parecerse a ese gas noble? En ese caso, ¿seguirá siendo neutro? RESPUESTAS • Sus gases nobles más cercanos son el Ne (Z = 10) y el Ar (Z = 18). Para asimilarse a ellos debe perder 1 electrón o que le concedan 7 electrones, para alcanzar la configuración de gas noble, siendo más probable que pierda 1 electrón a que gane 7. • Por ello, el sodio pierde un electrón, quedando con una carga positiva, es decir, convirtiéndose en un ion positivo o catión, con tantas cargas positivas como electrones haya perdido, en este caso Na +.
TEMA 1
24
Página 36 Desafío científico En la actividad planteada se espera que el estudiante, empleando las habilidades de comparación y predicción determine que las capas de valencia de una misma columna y de una misma fila (aún no se ha revisado el concepto de grupo ni periodo) presentan características similares. Es importante que usted guíe este proceso, para lo cual debe recordar que los elementos de un mismo grupo presentan la misma cantidad de electrones en idénticos subniveles, mientras que los elementos de un mismo periodo terminan su configuración en el mismo nivel de energía.
Criterios Ubicación de los protones.
Por ejemplo, los elementos del grupo 1 terminan su configuración como ns1 y los del 2 como ns2, mientras que todos los elementos del periodo 3 terminan su configuración en el nivel 3. Se invita a los estudiantes a desarrollar las habilidades de la interpretación de resultados, comparación y predicción. La primera pregunta, los estudiantes deben establecer las diferencias entre el modelo atómico de Borh y el Mecano – cuántico, para ello deberán aplicar la comparación. Indíqueles volver a revisar los postulados de ambos modelos ubicadas en las páginas 22 y 29 del Texto para el Estudiante, respectivamente. Una forma efectiva de establecer la comparación es mediante un paralelo, como el que se presenta a continuación:
Modelo de Bohr
Modelo Mecanocuántico
Núcleo.
Núcleo.
Ubicación de los neutrones. Núcleo.
Núcleo.
Ubicación de los electrones.
Órbitas circulares, ocupando la menor energía posible, es decir, lo más cercanas al núcleo posible.
Orbitales, regiones del espacio alrededor del núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón.
Principio que sustenta el modelo.
Mecánica clásica. El electrón es atraído por el núcleo (Ley de Coulomb).
Mecánica – ondulatoria o mecánica cuántica.
Modelos.
UNIDAD 1
25
Según la información entregada por el paralelo (u otra técnica que usted considere pertinente) los estudiantes deben concluir que la gran diferencia entre el Modelo de Bohr y el Mecano – cuántico, es la descripción de la ubicación y movimiento del electrón, fundamentalmente por aparición de una nueva forma de explicar el movimiento denominada mecánica cuántica.
Número cuántico
Definición.
n
Corresponde al nivel de energía.
En la pregunta 2 los estudiantes deberán interpretar resultados (configuraciones propuestas) y predecir sus números cuánticos de la capa de valencia. Deberían aplicar los conceptos (se desarrolla ejercicio a) a modo de ejemplo):
l
m
s
l = 0,1, 2…. (n-1) Indica los subniveles de energía.
m = (-l, …., -1,0, +1…..+l) s=± 1 2 Indica la orientación Señala el spin. espacial de los orbitales. Como l = 1 m = -1, 0, 1, es decir, px , py , pz si se Existe un sólo electrón en consideran tres electrones pz, por ende su spin es en p (p3), entonces se +1 distribuyen como px1 , py1 , pz1 2 y el m del último electrón es 1. 1
Descripción.
Nivel 3.
Como n = 3 l = 0 (s),1(p),2(d) El electrón se ubica en el subnivel p, es decir, 1
Resultado 3 p3.
3
1
+1 2
TEMA 1
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Obteniendo los siguientes resultados: Ejercicio
n
l
m
s
B
2
0
0
C
4
1
0
D
3
2
2
+1 2 +1 2 +1 2
La pregunta 3 y 4 tienen estrecha relación, si bien la pregunta 3 tiene por finalidad que los estudiantes determinarán las configuraciones electrónicas de los elementos enumerados, la pregunta 4 permite la comparación entre los ejercicios establecidos en el punto 3. A partir de la comparación, los estudiantes deberían determinar que, los gases nobles, a diferencia de los otros elementos, presentan subniveles energéticos completos. Al investigar respecto a la formación de los iones, podrán establecer que los elementos químicos ganan o ceden electrones para completar los subniveles energéticos, alcanzando una configuración electrónica (como iones) igual a la de su gas noble más cercano, hecho que los hace más estables. Este ejercicio, le permitirá introducir, por ejemplo, conceptos como compuesto químico, pues los estudiantes deben comprender que los electrones que un átomo capta, provienen de otro y viceversa. El ejercicio 5, desarrolla la habilidad de la predicción, la que los estudiantes pondrán en práctica a partir de los conocimientos adquiridos en los ejercicios anteriores. Se espera que los estudiantes predigan que el potasio podría ceder un electrón y así presentar una configuración similar a la del argón; mientras que el magnesio cederá dos electrones obteniendo una configuración electrónica de 10 electrones, similar a la del neón.
Página 37 Lectura científica: Tres hombres que marcaron el destino de las ciencias químicas La lectura propuesta es una oportunidad para que los estudiantes contextualicen los avances de las ciencias químicas con los acontecimientos históricos de cada época. Incentive en sus estudiantes la investigación, propóngale (dentro de sus posibilidades) al docente de Historia y Ciencias Sociales de su colegio trabajar en conjunto esta actividad, su presencia enriquecerá un plenario o muestra de los trabajos.
UNIDAD 1
27
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados
Indicadores
Actividad Asociada
Desafío científico, página 22. Desafío científico, página 23. Desafío científico, página 24. Desafío científico, página 28. Conocer las características Revisemos lo aprendido, página 38. fundamentales de los Desafío científico, página 24. modelos atómicos Asocia correctamente los esquemas de modelos Revisemos lo aprendido, página 38. precursores de la teoría atómicos con cada uno de sus autores. Camino a…, página 63. moderna del átomo. Desafío científico, página 24. En el modelo Mecano-cuántico identifica los Desafío científico, página 34. aportes de los modelos anteriores a él. Desafío científico, página 36. Revisemos lo aprendido, página 38. Desafío científico, página 27. Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica. Asocia el Z como el número de protones del átomo. Desafío científico, página 27. Determina el número de electrones de un Desafío científico, página 27. Determinar el número de átomo, observando el valor de los protones y Revisemos lo aprendido, página 38. la carga que presenta o no el elemento. electrones, protones y neutrones constituyentes Determina el Z y el A de un átomo a partir de Desafío científico, página 28. del átomo. Revisemos lo aprendido, página 38. las cantidades de partículas subatómicas. Nombra los aportes a la estructura moderna del átomo de Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger.
Dibuja correctamente diagramas atómicos. Interpreta la información entregada en un diagrama atómico. Desarrollar la configuración electrónica, reconociendo el número de electrones de valencia en cada caso.
Asociar los conceptos de átomo neutro e ión, con el comportamiento de los electrones en la configuración electrónica.
Desafío científico, página 27. Desafío científico, página 23. Desafío científico, página 27.
Desafío científico, página 34. Identifica los números cuánticos que indican la Desafío científico, página 36. posible ubicación de un electrón. Camino a…, página 63. Desafío científico, página 36. Configura a lo menos los diez primeros Revisemos lo aprendido, página 38. elementos de la Tabla Periódica y puede Camino a…, página 63. determinar los electrones de valencia.
N° de pregunta Preguntas 1, 2 y 3. Preguntas 1 a la 5. Preguntas (a), (b) y (c). Preguntas 6, 7. Pregunta 1. Pregunta (d). Pregunta 9 (B). Pregunta 6. Pregunta (e). Pregunta 5. Pregunta 1. Pregunta 9 (A). Preguntas 1, 2. Preguntas 1, 2. Preguntas 1, 2. Pregunta 2. Pregunta 4. Preguntas 3, 9 (C). Preguntas 2, 3. Pregunta 6. Preguntas 2, 3. Preguntas 1, 2, 3. Pregunta 2. Pregunta 3. Pregunta 3. Preguntas 4, 5, 6, 7, 8, 9 (F). Pregunta 5, 8, 9.
Identifica un átomo neutro de un ión.
Desafío científico, página 27. Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2 y 3. Pregunta 3.
Determina correctamente el número de electrones de un ión.
Desafío científico, página 27. Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2 y 3. Pregunta 3.
Identifica los cationes como átomos que han perdido electrones de su capa más externa.
Desafío científico, página 27. Revisemos lo aprendido, página 38. Camino a…, página 63.
Preguntas 1(d- j) , 2 (b-c-e) y 3 (d). Preguntas 3 (f – i ), 9 (D). Pregunta 10.
Identifica los aniones como átomos que han recibido electrones en su capa más externa.
Desafío científico, página 27. Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1 (b-f-h), 2 (a-d) y 3 (e). Preguntas 3 (g-h-k), 9 (e).
TEMA 1
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La tabla de especificaciones representa la forma en que la prueba o el instrumento de evaluación serán diseñados, es un plano previo del esbozo de lo que abarca y el énfasis respecto de los contenidos y aprendizajes esperados vistos en clase y en un determinado período lectivo.
Para evaluar la comprensión, y estimular así un aprendizaje más profundo, es deseable la utilización de preguntas de desarrollo, de ítems interpretativos (combinación de textos con preguntas de elección única o desarrollo), monografías, informes de investigaciones y proyectos, mapas conceptuales, entre otras.
Al elaborar una tabla de especificaciones, el docente examinador, en función de los contenidos y aprendizajes esperados que se van a verificar en la prueba escrita u otro instrumento, determina el porcentaje de estos y los conocimientos, en el nivel preestablecido del aprendizaje, ya sea, superficial, estratégico o profundo (que incluya conocimiento, comprensión, aplicación, análisis, etc).
Lo importante es que en este tipo de evaluación el alumno(a) pueda describir, interpretar, aplicar, explicar, sintetizar, analizar etc. (capacidades intelectuales asociadas a la comprensión), lo que ha aprendido durante el transcurso del proceso.
El aprendizaje superficial se da cuando el alumno(a) es capaz de reproducir el contenido cuando se requiera y las destrezas cognitivas que involucran este aprendizaje tiene que ver con el identificar, reconocer, clasificar, etc. El aprendizaje profundo es cuando el alumno tiene la intención de desarrollar la comprensión personal, cuando asocia ideas aplicando principios integradores de los contenidos, cuando elabora sus propias conclusiones de acuerdo a lo estudiado, cuando hace una interacción activa del contenido, sobre todo al relacionar nuevas ideas con conocimientos y experiencias ya adquiridos. Las destrezas que se desarrollan en este tipo de aprendizaje están referidas a la interpretación, aplicación, al análisis, a la síntesis, al inferir, a la capacidad de evaluar y por supuesto en predecir. Entre ambos tipos de aprendizajes, podemos ubicar el aprendizaje estratégico, que se refiriere al desarrollo de las destrezas que le exijan al adolescente usar distintos procedimientos que lo orienten o le ayuden a tomar decisiones para llegar a un nivel más elevado de la comprensión y del aprendizaje. Destrezas tales como el comparar, discriminar, diferenciar, etc. La elección de los instrumentos de evaluación adecuados y acordes a lo que se quiera medir le demanda al docente la tarea no sólo de usarlos, como un medio para probar los conocimientos que han alcanzado sus alumnos, sino también, que le permitan a los estudiantes, una mayor conciencia del desarrollo de las capacidades y destrezas para alcanzar aprendizajes de nivel superior. Es así, que antes de elaborar una prueba el profesor debe tener en cuenta el tipo de aprendizaje que se desea medir en los estudiantes. Por ejemplo, para evaluar aprendizajes mecánicos o superficiales como la ortografía, la multiplicación, las relaciones numéricas, las fechas de acontecimientos históricos, la nomenclatura básica de una ciencia, etc. Pueden aplicarse pruebas de respuesta múltiple o de respuesta breve.
Estas formas de evaluación favorecen la posibilidad que el estudiante demuestre el tipo de relación y el contexto que le ha otorgado a los conocimientos aprendidos. Con el propósito de asegurar esta situación se hace necesario que el docente tenga plena conciencia acerca de cómo los estudiantes aprenden considerando los estilos de aprendizajes y requiriendo para ello, de evaluaciones formativas que aseguren la adquisición de los aprendizajes por parte de los alumnos. Después de tener claridad de esta situación, es posible aplicar evaluaciones con intencionalidad sumativa para cotejar los niveles de logro y su grado de concordancia o discrepancia con los aprendizajes esperados del programa. Es recomendable que en las pruebas que tengan esta intencionalidad algunas preguntas busquen detectar el dominio de la nomenclatura básica de la disciplina, otras que se orienten a la comprensión y otras a la aplicación de los conocimientos adquiridos. Para que una prueba cautele esta situación se puede considerar como criterio de ponderación la distribución de las preguntas en la prueba, de tal forma que la mayor cantidad de ítems o preguntas esté orientada a medir el aprendizaje profundo, sin descuidar el hacer preguntas que midan el aprendizaje superficial y estratégico. De esta manera, la aplicación de estos criterios ayuda a salvaguardar la preocupación permanente de evaluar más aprendizajes de tipo profundo que aprendizaje superficial. En suma, se debe desarrollar una evaluación que se preocupe de controlar los conocimientos memorísticos, pero también, y principalmente, evaluar las capacidades relacionadas con la comprensión, favoreciendo, además, la participación de los alumnos en la valoración de sus propios aprendizajes, constituyéndose en sujetos activos de su formación. En resumen, la tabla de especificaciones le permite identificar las preguntas que están asociadas a un indicador del aprendizaje esperado, por ende es una valiosa herramienta de trabajo que le permitirá construir listas de cotejo e incluso instrumentos de evaluación. Más adelante, en esta misma guía, se entregarán indicaciones para la construcción de una lista de cotejo y rúbricas.
UNIDAD 1
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Actividades complementarias 1. Determina el número de protones, neutrones y electrones para los siguientes átomos e iones: a. 2412Mg b. 6329Cu c.
107 47
2. El aluminio tiene Z=13. Luego la configuración electrónica del ión Al3+ es: a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 c. 1s2 2s2 2p6 3s1 d. 1s2 2s2 2p6 e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ag
d. 19578Pt e. 7935Brf. 168O22. Términos pareados. Relaciona los términos de la columna A con los conceptos o términos de la columna B. A B a. Modelo planetario ___ Partículas atómicas ___ 126C 146C b. Número másico ___ Protones + neutrones c. Cargas neutras ___ Protones o electrones en d. Número atómico átomos neutros e. Protones, neutrones, ___ Igual masa atómica electrones ___ Rutherford f. Isótopo ___ Modelo del “Queque inglés” g. Carga positiva ___ Protón h. Isóbaros ___ Neutrones i. Thomson ___ Órbitas j. Bohr ___ Orbitales k. Schrödinger ___ A = sin Tomo = división l. Demócrito Opción múltiple 1. Si al átomo 3616S se le agregan dos electrones, el átomo no neutro resultante tendrá el siguiente número atómico y número másico. a. 16 y 34 b. 16 y 32 c. 18 y 32 d. 16 y 30 e. 18 y 30
3. ¿Cuál de las siguientes especies tiene una configuración electrónica en la que n=2 está incompleta? a. 7N3b. 9F– c. 10Ne d. 8O e. 11Na+ 4. Los electrones de valencia del elemento de Z=9 son: a. 1 b. 2 c. 5 d. 7 e. 9 5. Las especies químicas 11Na y 11Na+ se diferencian en: a. Carga nuclear b. Ubicación en el sistema periódico c. Número másico d. Número atómico e. Cantidad de electrones 6. ¿Cuál de las siguientes especies contiene el menor número de electrones? b. 25Mn+2 a. 24Cr+3 c. 23V+ d. 22Ti e. 17Cl–5 7. El elemento X de Z=12 presenta la configuración 1s22s22p63s2; sus gases nobles mas cercanos tienen las configuraciones 1s22s22p6 y 1s22s22p63s23p6. Según la información entregada X será el ion: a. X–2 b. X–8 c. X+10 d. X+2 e. X+6
TEMA 1
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CIENCIA EN ACCIÓN Medición del diámetro de una molécula Introducción La dimensión de los átomos y de las moléculas es extraordinariamente pequeña. Gracias a esta experiencia los estudiantes podrán determinar el diámetro de un molécula. Procedimiento experimental
Materiales • Cubeta de vidrio (ideal 20 x 30 cm).
• Pliego de papel negro (se recomienda cartulina española). • Talco. • Gotario. • Matraz de aforo. • Pipeta. • Alcohol etílico. • Ácido oleico.
1. Sobre el papel negro dispongan la cubeta de vidrio. 2. En el interior de la cubeta agreguen agua hasta que ésta alcance una altura equivalente a 1 cm. 3. Espolvoreen el talco sobre el agua, cuidando obtener una capa fina y uniforme. 4. Sobre el agua espolvoreada con talco, agreguen una gota de alcohol etílico. La gota, caerá abriendo un pequeño círculo que se cerrará inmediatamente. 5. En un matraz limpio y seco, agreguen con la ayuda de una pipeta (o probeta) 99,8 mL de alcohol etílico y sobre él, 0,2 mL de ácido oleico y procedan a homogeneizar. Con esto formarán una disolución alcohólica 0,2 % v/v de ácido oleico. 6. Con la ayuda de un gotario determinen cuántas gotas de la disolución equivalen a 1 mL de la misma. Posteriormente calculen: a. ¿Cuál es el volumen de una gota de disolución? b. ¿Qué volumen de ácido oleico se encuentra contenido en una gota de solución? 7. Utilizando el mismo gotario, agreguen una gota de la disolución alcohólica de ácido oleico sobre el agua. Observarán la formación de una mancha regular de grasa. 8. Procedan a medir el diámetro de la mancha de grasa. Si ésta es irregular, midan tres diámetros distintos y promédienlos. 9. Agreguen, sobre la capa formada, dos gotas más de disolución. Esta capa adoptará la superficie de un círculo. Calculen el área de la película de grasa para una, dos y tres gotas de disolución añadida. 10. Suponiendo que la capa de ácido oleico que se forma sobre el agua tiene forma de cilindro, calculen la altura de la monocapa para una, dos y tres gotas de solución. Recuerden expresar los valores en Å (1 Å = 10-8 cm). 11. Finalmente determinen el diámetro de una molécula de ácido oleico.
UNIDAD 1
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1. Investiga: i. ¿Qué son los Isótopos y cuál es su importancia? ii. Si para un mismo elemento existen distintos números másicos, cuál es el valor que se expresa en la Tabla periódica. 2. Para cada uno de los siguientes isótopos: a. Calcula el número de protones, electrones y neutrones. b. Dibuja su diagrama atómico. c. Establece las diferencias entre los isótopos de un mismo elemento. i. 1 H ii. 2 H iii. 3 H iv. 12 C v. 13 C vi. 14 C vii. 15 O viii. 16 O ix. 17 O 3. Considerando la estructura atómica y la masa de sus partículas constituyentes, determina la masa de los siguientes átomos: a. Ca b. Na c. K d. Cl e. Br f. Pb i. Según los cálculos realizados, ¿cómo es la masa de un átomo comparada con la materia macroscópica? ii. Ordena crecientemente los elementos listados según su masa. ¿Observas alguna relación con el número atómico? ¿Por qué crees que se debe esta relación?
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación de conceptos. - Calculo de datos. - Interpretación de datos.
TEMA 1
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DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Elaboración de instrumentos de comunicación de resultados.
El modelo atómico actual denominado “mecano-cuántico” nació de la contribución de diferentes trabajos, desde Dalton a Schrödinger, un gran número de destacados científicos aportó diversas teorías y estudios que en suma dieron pie al actual modelo atómico. Elabora un informe científico descriptivo en el que se muestre la evolución de esos estudios hasta la obtención del actual modelo atómico. No olvides incluir el trabajo experimental desarrollado y las conclusiones obtenidas, así como los errores o discusiones a las que esos trabajos dieron origen. Recuerda que debes seguir las siguientes indicaciones: Portada
Identificación de tu colegio o liceo, nombre del trabajo e integrantes del grupo.
Introducción
Breve descripción del trabajo realizado y las conclusiones obtenidas.
Marco teórico
Información obtenida de diversas fuentes que le dan sustento a la investigación. Debes aquí abordar el trabajo de todos los científicos.
Conclusiones
Descripción de los aprendizajes respecto a la estructura atómica, obtenidos gracias al trabajo de investigación.
Bibliografía
Listado de fuentes de información, separados por libros, artículos, revistas, páginas Web.
FOTOCOPIABLE
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Instrumento de Evaluación N° 1 Unidad I Tema 1 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder, las instrucciones para contestar cada ítem y las preguntas formuladas. I Ítem. Términos pareados. 1. Respecto a los modelos atómicos precursores del modelo actual, establece la relación correcta entre los científicos listados en la columna A, la conclusión de sus respectivos trabajos experimentales enumerada en la columna B y figura que representa el modelo atómico respectivo, dispuesto en la columna C. En la tabla inferior relaciona correctamente la numeración correspondiente. A. Científico
B. Conclusión del trabajo científico
C. Modelo 1.
I. Rutherford
a. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento en estado gaseoso, éstos emiten partículas con carga negativa. 2.
II. Thomson
b. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma proporción de masas.
III. Dalton
c. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica.
IV. Bohr
4. d. Existe alrededor del núcleo un alta zona de probabilidad de encontrar a los electrones, la que disminuye proporcionalmente al alejarse del centro positivo. En dicha zona, las cargas negativa giran en orbitales concéntricos.
+
3. +
–
– + –
– –
5. V. Schrödinger
e. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo.
La relación correcta es (escribe sólo la letra o número que corresponda) en orden cronológico: Científico
Conclusión del trabajo científico
Modelo
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II Ítem. Desarrollo. 1. Considerando los siguientes modelos propuestos, explica brevemente, para cada uno de ellos cuáles son sus partículas constituyentes y la ubicación respectiva en cada modelo. Modelo
–
Particulas constituyentes
Ubicación de las partículas constituyentes
– + –
– –
+
+
2. Considerando las respuestas entregadas en el ítem I y la pregunta anterior, establece ¿cuáles fueron los aportes de los siguientes científicos al modelo actual del átomo? Científico
Aportes al modelo actual del átomo
J. Dalton
J.J. Thomson
E.Rutherford
N. Bohr
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3. El modelo actual del átomo reconoce la existencia de tres partículas subatómicas, cada una de las cuales tiene un rol primordial en el equilibrio dinámico de ellos. Observa los siguientes datos: • Masa de las partículas subatómicas expresadas en kilógramos (kg): 1,6 · 10-27 9,1 · 10-31 • Carga de las partículas subatómicas expresadas en Coulomb (C): + 1,6 · 10-19 - 1,6 · 10-19 • Ubicación en el átomo Núcleo Órbitas
4. Los gráficos que se presentan a continuación representan la composición química del Universo, la corteza terrestre, el cuerpo humano y la atmósfera. Obsérvalos atentamente y luego responde. Composición Química de la Corteza Terrestre Otros 12,55% Hierro 5% Aluminio 8,13%
Oxígeno 46,6%
Silicio 27,72%
Composición Química del Cuerpo Humano Nitrógeno Otros 3,2% 3,8% Hidrógeno 9,5% Oxígeno 65%
Carbono 18,5%
• Gracias a diversos estudios se estableció que las partículas positivas y neutras presentaban masas idénticas y 1800 veces más grandes que las negativas y que todas ellas ocupaban posiciones específicas en el átomo.
Composición Química del Universo Helio 15,9%
Otros 0,2%
a. Considerando la información entregada completa la siguiente tabla: Partícula subatómica
Masa
Hidrógeno 83,9%
Carga
Composición Química de la atmósfera
Protones Electrones
Oxígeno 20,9
Otros 1%
Neutrones
b. De acuerdo a los datos de masa de las partículas subatómicas, comenta: - ¿Es posible observar un átomo a simple vista? Justifica tu respuesta.
Nitrógeno 78%
a. ¿Cuáles son los elementos más abundantes en cada uno de los sistemas? b. ¿Cuáles son los elementos identificados, menos abundantes? c. ¿Cómo se justifica que en el cuerpo humano, los elementos más abundantes sean el carbono y el oxígeno? d. ¿Cómo se justifica que en la corteza terrestre, el elemento más abundante sea el oxígeno?
FOTOCOPIABLE
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Instrumento de Evaluación N° 2 Unidad I Tema 1 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente las instrucciones para contestar cada ítem y las preguntas formuladas. Para desarrollar las actividades propuestas debes utilizar la Tabla Periódica. I Ítem. Ejercicios. 1. Para el átomo de sodio (Na) su número atómico es 11 y el másico 22,9. A partir de esta información: a. ¿Qué información te entrega el número atómico (Z)? _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ b. ¿Qué informa el número másico (A)? _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ c. ¿Qué características de la estructura atómica del Na puedes deducir? _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ 2. ¿Cuál es la característica principal de un átomo eléctricamente neutro? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ 3. ¿Qué es un ión? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________
4. ¿Qué es y cómo se forma un catión? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ a. En este tipo de iones, ¿qué información entrega el Z? _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ 5. ¿Qué es y cómo se forma un anión? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ a. En este tipo de iones ¿cómo se determina la cantidad total de electrones? _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ _______________________________________ 6. Determina el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes átomos o iones y, posteriormente, dibuja el diagrama atómico correspondiente. a. Be b. K1+ c. C d. Al 3+ e. Ne f. S 2-
FOTOCOPIABLE
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7. Completa la siguiente tabla, considerando los datos entregados. Átomo / ión
Número Atómico
Ca
20
Número Másico
p+
e
10 8
12
16
N
14
F1-
Comportamiento químico
20
Mg2+ O2-
n
7
Átomo neutro
9
10
Li1+
2
6
8. Observa los siguientes diagramas atómicos y completa la tabla con la información solicitada.
6p 6n
8p 8n
1p
C.
B.
A.
12p+ 12n
14p+ 14n
D.
32p+ 40n
E.
Elemento
Z
F. A
p+
e
e. F
f. Cl
A B C D E F
9. Para cada uno de los siguientes átomos determina la: i. Configuración electrónica. ii. Electrones de valencia. a. Na
b. H
c. O
d. C
n
FOTOCOPIABLE
38
Instrumento de Evaluación N° 3 Unidad I Tema 1 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder. Este instrumento cuenta con un único ítem de selección única compuesto por 28 preguntas, para cada una de las cuales debes seleccionar y marcar con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente al cuestionamiento planteado. 1. Un modelo atómico, planteó erróneamente que “existe un núcleo formado por cargas positivas y una corteza, en la que giran las cargas negativas”. El modelo atómico corresponde a ________________________ y su error fue determinado por __________, respectivamente. a. Thomson – Rutherford b. Rutherford – Schrödinger c. Schrödinger – Thomson d. Rutherford- Bohr e. Thomson – Bohr 2. Qué científico determino que “los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica”. a. Thomson b. Rutherford c. Bohr d. Schrödinger e. Pauli 3. E. Rutherford al realizar sus estudios respecto a la estructura atómica, concluyó que: a. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo. b. El átomo no es indivisible, ya que, al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento en estado gaseoso, estos emiten partículas con carga negativa. c. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma proporción de masas.
d. Existe alrededor del núcleo una alta zona de probabilidad de encontrar a los electrones, la que disminuye proporcionalmente al alejarse del centro positivo. En dicha zona, las cargas negativas giran en orbitales concéntricos. e. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica. 4. El modelo atómico formulado por N. Bohr no es completo, porque: a. No explica la presencia de los neutrones. b. No explica cómo los electrones giran alrededor del núcleo. c. Se aplica sólo al átomo de hidrógeno. d. Explica solamente la formación de espectros de luz. e. Muestra únicamente radiaciones iguales en cada una de la transiciones electrónicas. 5. Un catión, se forma cuando: a. Un átomo neutro cede protones. b. Un ión cede electrones. c. Un átomo neutro cede electrones. d. Un átomo neutro capta electrones. e. Un átomo capta protones. 6. El número atómico (Z), señala: I. El número de p+ de un átomo. II. El número de n de un átomo. III. El número de e de un átomo. IV. El número de p+ y n de un átomo. a. Sólo I b. I y II c. I, II y III d. I, III, IV e. I, II, III, IV
FOTOCOPIABLE
39
7. La diferencia entre un átomo neutro y un ión, de un mismo elemento, radica en: a. La cantidad de electrones que poseen. b. La cantidad de protones que poseen. c. El número de órbitas, que poseen. d. El número de subniveles. e. El spin del último electrón configurado.
Nitrógeno Otros 3,2% 3,8% Hidrógeno 9,5%
b.
Otros 12,55%
40 8. Cuántos p, e, n existen respectivamente en: 20 Ca
a. 20, 20, 20 b. 20, 20, 40 c. 18, 30, 20 d. 20, 40, 20 e. 40, 20, 40
Oxígeno 65%
Carbono 18,5%
c.
Hierro 5% Aluminio 8,13%
Oxígeno 46,6%
Silicio 27,72%
23 9. El número de electrones presentes en el ión 11 Na1+ es:
Oxígeno 20,9
a. 23 b. 11 c. 10 d. 12 e. 21
Otros 1%
d. Nitrógeno 78%
10. Respecto al átomo neutro y el catión de un mismo elemento es correcto afirmar que: a. Presentan distinto número de neutrones. b. El átomo neutro tiene un Z mayor que el catión. c. El catión presenta más protones que el átomo neutro. d. El átomo neutro presenta mayor número de electrones que el catión. e. Sin conocer el Z y el A del átomo neutro no se puede establecer ninguna deducción. 11. El gráfico que representa correctamente la abundancia de elementos químicos en la corteza terrestre es: Helio 15,9%
e. Ninguno de los anteriores. 12. De acuerdo a la estructura lateral es correcto afirmar que: a. Z = 4 b. A = 7 c. Presenta 4 electrones d. Tiene 3 neutrones e. Tiene 4 protones
13. Respecto a la abundancia de los elementos químicos en el cuerpo humano, es correcto señalar que aquel que se encuentra en mayor proporción es: a. Carbono b. Oxígeno c. Hidrógeno d. Nitrógeno e. Silicio
Otros 0,2%
a. Hidrógeno 83,9%
3p+ 4n
FOTOCOPIABLE
40
14. El cloro tiene un número atómico igual a 17, siendo su gas noble más cercano el Ar de Z = 18. Sería correcto afirmar respecto al comportamiento de estos elementos, que: a. El Cl perderá 1 electrón para alcanzar la estabilidad del Ar. b. El Cl ganará 1 electrón para alcanzar la estabilidad del Ar. c. El Ar perderá 1 electrón para alcanzar la estabilidad del Cl. d. El Ar ganará 1 electrón para alcanzar la estabilidad del Cl. e. El Ar perderá 1 electrón y el Cl lo captará, dando origen a un compuesto. 15. La característica primordial de los isótopos es que: a. Poseen la misma cantidad de neutrones. b. Corresponden a un grupo de elementos de números atómicos idénticos que se diferencian en su masa. c. Son átomos distintos que tienen la misma cantidad de electrones. d. Son un conjunto de átomos que tienen distinto número atómico, pero el mismo número másico. e. Son elementos que ubican en distintos orbitales a sus electrones. 16. ¿Cuál de las siguientes proposiciones explica mejor el principio de Pauli? a. Un orbital atómico acepta cómo máximo 8 electrones. b. Un orbital atómico acepta como máximo 18 electrones. c. No pueden existir 2 átomos con el mismo número de electrones. d. No pueden existir 2 electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales. e. No puede existir un átomo con un nivel electrónico lleno.
17. El principio de Heinseberg, indica: a. Los electrones tienen comportamiento dual. b. La luz es un fenómeno que depende del movimiento de los electrones. c. No se puede determinar el lugar en el que existe un átomo. d. No se puede determinar con exactitud, la ubicación de un electrón, pero sí se puede establecer una zona de probable movimiento. e. Es posible determinar con exactitud, la ubicación de un electrón. 18. El Principio de Aufbau, señala: I. En una órbita existe un máximo de 2 electrones. II. No se puede determinar el lugar exacto en el que se ubica un e. III. Dos e, existen en la misma órbita con spin distinto. IV. Los e, llenan un nivel de baja energía, para luego ocupar otros de mayor energía. V. Los e, pueden ocupar cualquier nivel de energía. VI. Los electrones tienen comportamiento dual. a. Sólo I, II y III b. Sólo I, III, IV y V c. Sólo I, III y IV d. Sólo I, III, IV y VI e. I, II, III, IV, V y VI 19. Si el número cuántico l es igual a 2. ¿Qué valor(es) tiene el número cuántico principal n? a. 2 b. 3 c. 0 d. 0,1 y 2 e. 1 20. El orden creciente de energía de los orbitales, es correctamente representado por: a. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s b. 1p, 2p, 3s, 3p, 4p, 3d c. 1s, 2s, 3p, 3s, 3d, 4s d. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d e. 1s, 2s, 3s, 4s, 4p, 3p
FOTOCOPIABLE
41
21. El número de electrones que existen hasta n = 3, l = 1, m = -1, s = – 1 es: 2 a. 12 e b. 14 e c. 25 e d. 16 e e. 24 e
26. Los períodos de la Tabla Periódica de los elementos, corresponden en la configuración electrónica a: a. Nivel b. Subnivel c. Órbita d. Spin e. Número de electrones de valencia.
22. Los números cuánticos del e de valencia del átomo de Al (Z = 13), n, l, m, s respectivamente, son:
27. Si el número de protones, electrones y neutrones de un ión es respectivamente 17, 18 y 18, será correcto afirmar que: I. Es un anión II. Es un catión III. Su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 IV. Su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
a. 3, 1, -1, + 1 2 b. 2, 1, - 1, - 1 2 c. 3, 1, -1, - 1 2 d. 4, 0, 0, + 1 2 e. 3,0, -1, + 1 2 23. El número cuántico, denominado spin, señala: a. La órbita en la que circula el electrón. b. Como gira el electrón alrededor del núcleo. c. Como gira el electrón sobre su propio eje. d. La lejanía que tiene respecto al núcleo. e. Ninguna de las anteriores. 24. Los elementos que presentan su capa externa completa se denominan: a. Metales b. No metales c. Metaloides d. Anfóteros e. Gases nobles 25. La configuración electrónica correcta del Mg2+ (Z = 12) es: a. 1s2 2s2 p6 b. 1s2 2s2 p6 3s2 c. 1s2 d. 1s2 2s2 p4 3s2 p2 e. 1s2 2s2 p5 3s2 p1
a. Sólo I. b. Sólo II. c. Sólo I y III. d. Sólo I y IV. e. Sólo II y IV. 28. Para la configuración; 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. Los valores de n, l, m y s, para el (los) electrón (es) más externo(s) es (son): a. 3, 1, -3, + 1 2 1 b. 3, 2, -2, 2 c. 3, 0, 0, ± 1 2 d. 3, 1, 3, + 1 2 e. 2, 1, 1, ± 1 2
TEMA 2
42
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA Unidad
Modelo atómico de la materia.
Tema
Propiedades periódicas.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia. Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia
Objetivos Transversales de la Unidad
Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Aprendizajes esperados
Contenidos
Sugerencias metodológicas para las actividades
40 a la 44
Inicie la clase completando, junto a los estudiantes, a modo de plenario el esquema de la página 40 del Texto para el Estudiante. Si es posible hágalo empleando medios visuales, al igual que la motivación para presentar la actividad siguiente Exploremos en nuestras experiencias y conocimientos de la misma página. Proponga esta última como una “competencia”entre
Tabla Periódica.
45 a la 47
Inicie la clase solicitando a los estudiantes leer en silencio e individualmente las páginas 45 y 46, referida al trabajo de Dimitri Mendeleiev. Una vez leída por ellos, solicíteles comentar sus apreciaciones respecto al trabajo del científico ruso y el modelo actual del sistema periódico. Solicite a los estudiantes desarrollar el Desafío científico de la página 47.
Clasificación de elementos químicos.
48 a la 52
Desarrolle la actividad Ciencia en acción de las páginas 48 a la 50. Encontrará sugerencias metodológicas para el desarrollo específico de esta actividad encontrará en la pagina 49 de la Guía Didáctica.
53 a la 56
Exponga a los estudiantes la importancia de las propiedades periódicas y sus características fundamentales. Se sugiere utilizar medios audiovisuales para explicar estos temas, especialmente animaciones que puede obtener como videos en http://www.youtube.com. relacionados con el tema.
57 a la 59
Organice a los estudiantes en equipos de trabajo, para que desarrollen, a modo de taller, el Desafío científico de las páginas 57 y 58 y la Revista científica de la página 59.
60 a la 63
Para reforzar los aprendizajes estudiados durante la unidad, solicite a los estudiantes desarrollar las actividades Revisemos lo aprendido y Camino a... de las páginas 60 a la 63.
Criterios de clasificación. Reconocer que muchas de las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, y valorar el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como el resultado de un proceso histórico en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran cantidad de información.
Páginas del texto
Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad y reconocerlas como propiedades periódicas. Explicar el origen de la variación periódica del radio atómico, de la energía de ionización y de la electroafinidad en los elementos del segundo período.
Propiedades periódicas.
Todos los mencionados con anterioridad.
Todos los indicados anteriormente.
Todos los mencionados con anterioridad.
Todos los indicados anteriormente.
Evaluación. Emplee la tabla de especificaciones para elaborar un instrumento de evaluación.
UNIDAD 1
43
Tiempo duración de la Unidad
15 semanas (15 clases) / 30 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema
7 semanas (7 clases) / 14 horas pedagógicas
y apreciar el valor explicativo e integrador de los modelos en ciencias.
Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interaccionar con otros átomos. Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Desarrollar habilidades de investigación, formas de observación, Valorar la química como una herramienta necesaria para la comprensión del entorno. razonamiento y proceder característicos del método científico. Fomentar la humanidad sabiendo reconocer que nadie es poseedor de la verdad.
Sugerencias metodológicas para las actividades grupos, incitando a los estudiantes a buscar soluciones eficientes a las cuestiones planteadas. Los mismos grupos de la actividad anterior deberán desarrollar la actividad Ciencia en acción de las páginas 41 a la 44. Para cerrar la clase solicite a los estudiantes exponer brevemente el pápelógrafo obtenido en la actividad práctica. Concluya las actividades demostrándole a los estudiantes que la capa de valencia de los elementos de un mismo grupo es idéntica y que los elementos de un mismo periodo presenta en los mismos niveles de energía su capa de valencia. Solicite a los estudiantes materiales para desarrollar la actividad Ciencia en acción propuesta en la página 48 del Texto para el Estudiante.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
Evaluación
90 min.
Y para comenzar, pág. 40 Ciencia en acción, pág. 41
Sumativa
90 min.
Desafío científico, pág. 47
Formativa
90 min.
Ciencia en acción, pág. 48 Desafío científico, pág. 52
Sumativa
Cierre la clase solicitando a los estudiantes indicar qué han aprendido durante la clase y cuál sería la importancia de las propiedades periódicas y del ordenamiento propuesto en el sistema. Solicite a los estudiantes los materiales requeridos para desarrollar el Desafío científico propuesto en la página 57 y 58.
90 min.
Desafío científico, pág. 57
Formativa
Usted puede desarrollar la actividad como una evaluación sumativa. Oriente a los estudiantes en el trabajo, todas las sugerencias específicas para la actividad las encontrará en extenso en la página 51 de esta misma guía.
90 min.
Revista científica, pág. 59
Formativa o sumativa
90 min.
Revisemos lo aprendido: Tema 2, pág. 60 Autoevaluación, pág. 61 Síntesis de la Unidad 1, pág. 62 Camino a…, pág. 63
Formativa
90 min.
Instrumento de evaluación Nº4, pág. 58 Instrumento de evaluación Nº5, pág. 59
Sumativa
Como parte del trabajo a presentar, solicite a los estudiantes el desarrollo del Desafío científico de la página 52.
Con la ayuda de la tabla de especificaciones, usted podrá orientar el trabajo y reforzar los aspectos deficitarios.
Se presenta en la página 58 y página 59 de esta guía didáctica dos instrumentos de evaluación del tema 2 (instrumento de evaluación Nº 4 y Nº 5), ambos fotocopiables.
TEMA 2
44
Sugerencias metodológicas a Motivación (actividad exploratoria y Ciencia en
acción) Páginas 40 a la 44 Actividad exploratoria y Ciencia en acción. Para iniciar el estudio de las propiedades periódicas invite a los estudiantes a completar el esquema de la página 40 en su cuaderno.
Átomo según el modelo actual está formado por presentan distintos
Núcleo en él se encuentran
Niveles de energía
en ella se encuentran su distribución se describe en
Protones
Configuración electrónica
los más externos se denominan
Respondiendo las preguntas planteadas, según sus aprendizajes logrados en el tema anterior: En la pizarra dibuje una cómoda con 6 cajones y liste la ropa que deben ordenar. Puede promover que lo discutan en grupos y que, posteriormente, cada grupo presente su esquema. En esta dinámica usted es el científico mencionado en la actividad (pregunta número 2), reuniendo, las ideas de los estudiantes, elabore una propuesta que reúna todas las condiciones mencionadas y coméntela justificadamente a sus estudiantes. Luego de terminada esta breve actividad, inicie el trabajo propuesto en Ciencia en acción de la página 41. En esta
actividad es importante orientar el trabajo de los estudiantes sin dar las respuestas ni ubicar los elementos correctamente según el número atómico. Su labor como mediador del aprendizaje cobra mayor dimensión cuando los estudiantes desarrollen el análisis por comparación. a. Resultados esperados Para el éxito de la actividad es imprescindible que los estudiantes NO observen la Tabla periódica. A partir de los datos entregados en la Tabla los estudiantes deberán asignar color a los metales (azul), no metales (rosado) y gases nobles (morado), determinar A, Z y capa de valencia, obteniendo las siguientes combinaciones:
UNIDAD 1
45
Elemento Magnesio Litio Helio Flúor Potasio Fósforo Argón Estroncio Bromo Neón Aluminio Nitrógeno
Número protones 12 3 2 9 19 15 18 38 35 10 13 7
Número neutrones 12 4 2 10 20 16 22 51 45 10 14 7
Tipo Metal Metal Gas noble No metal Metal No metal Gas noble Metal No metal Gas noble Metal No metal
Color Azul Azul Morado Rosado Azul Rosado Morado Azul Rosado Morado Azul Rosado
Z
A
Capa de valencia
12 3 2 9 19 15 18 38 35 10 13 7
24 7 4 19 39 31 40 89 80 20 27 14
2s2 2s1 1s2 2s2 2p5 4s1 3s2 3p3 2s2 2p6 5s2 4s2 4p5 2s2 2p6 3s2 3p1 2s2 2p3
Los estudiantes podrían ordenar los datos según: - El número de protones, caso en el que obtendrían igual ordenamiento que si escogieran el Z, el número de protones y el número másico, siempre y cuando consideren el mismo criterio de orden, por ejemplo decreciente hacia abajo o hacia el lado. - El tipo de elemento.
c. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Para el análisis del trabajo realizado, los estudiantes deberán observar la comparación de sus criterios de clasificación con la disposición establecida en el sistema periódico. Con esto descubrirán cuál de sus criterios (que actúan como hipótesis) es el correcto.
b. Interpretación Por el conocimiento que los estudiantes ya tienen de la Tabla Periódica (por cursos anteriores), pueden establecer que el ordenamiento será por el Z siendo posible incluso que desarrollen un sistema similar al de Mendeleiev, es decir, dejando los espacios de los elementos no presentes, por ejemplo que ubiquen el aluminio en el casillero (13) y dejen un espacio libre en la misma fila (período) para ubicar el fósforo en el casillero (15).
Usted como guía y orientador del trabajo realizado, deberá conducir a los estudiantes para que observen que el criterio de ordenamiento es el número atómico, pues el número de protones y, por ende, el de electrones (sistema periódico que considera un comportamiento neutro) determina el comportamiento electrónico y las propiedades de los elementos.
TEMA 2
46
b Trabajo con preconceptos
Página 45 Tabla periódica. Los jóvenes manejan desde séptimo básico la Tabla Periódica, razón por la cual les resulta un instrumento o herramienta conocida para obtener información. Procure corregir posibles errores conceptuales como: a. Confusión de los términos masa atómica – peso atómico. Recuerde que la definición correcta es masa atómica, dado el significado físico de peso. b. Al trabajar en la primera actividad Ciencia en acción (página 41), puede existir una creencia errada de las características físicas de los metales, al estar asociados exclusivamente a sustancias muy duras similares al hierro o al cobre, lo que provocará discusión en el grupo por la clasificación de metales como el litio o el potasio. Guíe a los estudiantes señalándoles que los metales y sus propiedades no obedecen exclusivamente a su apariencia física, hacer mayores aclaraciones dependerá del grado o nivel de conocimiento del curso, recuerde que ésta es una actividad de indagación y no de comprobación. c. Existe la creencia generalizada de que el sistema periódico actual es una creación de Mendeleiev, es importante aclarar que sus aportes son la base del actual ordenamiento, pero algunos de sus postulados resultaron erróneos, siendo su versión actualizada, un aporte de varios científicos. c Manejo conceptual del docente
Página 52 Propiedades de metales, metaloides y no metales. Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello todos los elementos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa. A partir de su distribución electrónica y, por ende, del comportamiento de los electrones de su capa de valencia, los elementos metálicos presentan las siguientes propiedades físicas y químicas:
Físicas
Químicas
Conducen con facilidad el calor y la electricidad. Presentan brillo metálico. Generalmente pueden ser laminados (maleabilidad) o estirados formando alambres (ductilidad). A temperatura ambiente son generalmente sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr. Presentan densidades altas. Pueden formar aleaciones. Tienen una alta resistencia a la ruptura (tenaces).
Su molécula está formada por un átomo. Sus átomos tienen 1, 2 ó 3 electrones que pueden participar en un enlace químico. Al ionizarse (proceso para producir iones; átomos con carga eléctrica) adquieren carga eléctrica positiva (cationes).
Los no metales en tanto: Físicas A temperatura ambiente se pueden encontrar en los tres estados de la materia. Son malos conductores del calor y la electricidad. No poseen brillo metálico, a excepción del yodo. No son maleables ni dúctiles.
Químicas Poseen moléculas formadas por dos o más átomos. Sus átomos tienen en la última capa 4, 5, 6 y 7 electrones. Al ionizarse adquieren carga eléctrica negativa (aniones). Al combinarse con el oxígeno forman óxidos no metálicos o anhídridos.
Finalmente, algunos elementos pueden comportarse según las condiciones a las que estén expuestos como metaloides, es decir presentar características de metales y de no metales. Página 52 Secuencia isoelectrónica y efecto pantalla. • Secuencia isoelectrónica: es aquella que está conformada por iones que al ceder o aceptar electrones obtienen la misma cantidad de electrones, por ejemplo, Na+, Mg2+, Cl–, etcétera. • Efecto pantalla: se define así al fenómeno producido por los electrones cercanos al núcleo sobre electrones de niveles más externos, en átomos polieléctricos, reduciendo la atracción electrostática entre los protones del núcleo y los electrones más externos. Este efecto se ve aumentado por la repulsión entre los electrones de un átomo polieléctrico.
UNIDAD 1
47
d Consideraciones para algunas actividades propuestas
Página 41 Ciencia en acción: Sistema periódico de los elementos. El docente puede guiar a los estudiantes en la investigación, explicando que la tabla periódica de los elementos químicos fue el resultado del trabajo de muchos científicos, pero el principal creador y quien trabajó muchos años en crear un orden sistemático para los elementos químicos fue el ruso Dimitri Mendeleiev. Para tener en consideración en el paso 2 (preguntas de investigación) antes de recordar cómo es la tabla periódica actual, o como están ordenados los elementos, el docentes debe recordar a sus estudiantes conceptos estudiados en años anteriores tales como: número atómico, masa atómica, símbolo químico, nombre elemento entre otros que serán estudiados posteriormente. Para responder a la pregunta de investigación y la formulación de hipótesis, el estudiante puede recurrir al texto (pág. 45). Es importante que el estudiante siga paso a paso los puntos indicados en el diseño de investigación, para la recopilación de la información. En el paso 8 (conclusión y comunicación de resultados), la tabla quedaría como sigue: Sistema periódico de los elemento Químicos. Trabajo de Dimitri Mendeleiev. Aciertos
Errores
Concluyó que faltaban - No designó un lugar físico elementos que obedecieran a par el hidrógeno. la secuencia, que él propuso, - Considera una sola valencia para lo cual, dejó espacios para cada uno de los para los elementos elementos clasificados. desconocidos. - Los elementos lantánidos son reconocidos en una sola ubicación, como si fueran un solo elemento. - Los lantánidos se encuentran todos en una misma ubicación. - Los elementos no siempre están en orden creciente de sus masas atómicas.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones. Para el análisis del trabajo realizado, los estudiantes deberán finalmente hacer una comparación entre el sistema periódico de Dimitri Mendeleiev y el sistema periódico actual, el cual está ordenado en grupos y periodos y que los elementos se ordenan de acuerdo a sus propiedades químicas similares, a sus niveles de energía (indicados por el periodo) y a su número atómico. Página 47 Desafío científico. Esta actividad permite a los estudiantes establecer relaciones entre las configuraciones electrónicas de elementos de un mismo grupo y periodo. Su rol como docente mediador del aprendizaje, es guiar la observación haciendo énfasis en el comportamiento de los niveles de energía y capas de valencia, para que los estudiantes puedan deducir características similares de configuración (como muestra la tabla de la página 47 del Texto para el Estudiante) y, a partir de éstas, puedan desarrollar la actividad Ciencia en acción de la página 48. Página 48 Ciencia en acción: Propiedades de los elementos. Antes de realizar la actividad, el docente puede plantear preguntas tales como: ¿qué elementos que encontramos en nuestro entorno, podrían ser metales?, ¿qué parecido tienen entre ellos? ¿para qué los utilizamos?, ¿qué propiedades químicas y físicas presentarán los elementos que se agrupan dentro de esta clasificación?. Usted debe guiar a los alumnos en la recopilación de información, para responder a estas y otras interrogantes. Después de reunir la información, los estudiantes podrán investigar y seleccionar una actividad experimental que se adapte a la utilización de los materiales propuestos. a. Resultados esperados Para responder a la pregunta de investigación, ¿Qué tipo de elemento (metal o no metal) es el grafito y el cobre, según sus respectivos comportamientos?, usted podría sugerir primero, analizar las propiedades físicas que presentan estos elementos de la siguiente forma: - Observar si presentan brillo, si son opacos o transparentes. - Comprobar si son duros o quebradizos. - Observar en qué estado físico se presentan. - Comprobar si son dúctiles (formarse en alambres) y maleables (formar láminas) - Someterlos al calor y observar si conducen el calor.
TEMA 2
48
Al comprobar estás características, y apoyándose en la información recopilada, los estudiantes podrán identificar si el grafito y el cobre son metálicos o no. Otra actividad que los estudiantes podrían realizar, es comprobar la conductividad eléctrica de estos elementos, de la siguiente manera: Ocupando dos lápices de grafito (con punta en ambos extremos), se introducen en una cartulina, cuyo tamaño sea más grande que la boca de un vaso. El vaso se llena con agua, y se introducen los lápices conectados por un extremo a los alambres de cobre, y por el otro a los polos de una batería (de 9 voltios), como muestra el dibujo:
como su baja o alta electronegatividad y la formación de enlaces, por la ganancia o pérdida de electrones de su último nivel de energía Página 57 Desafío científico. Los estudiantes deben utilizar una tabla periódica o un texto, que contenga los valores de la electronegatividad, el radio atómico, para completar las tablas. Se propone a los estudiantes elaborar gráficos para observar el comportamiento de las propiedades periódicas. Para asegurar la correcta elaboración, el Texto para el Estudiante entrega las siguientes indicaciones para su elaboración: Para ello revisemos algunas reglas básicas y fundamentales para que tu gráfico esté bien elaborado. • El gráfico debe estar dispuesto al centro de la hoja de trabajo. • En los ejes debes indicar magnitud y unidades específicas, estas últimas entre paréntesis. • Los puntos debes unirlos a mano alzada. • Debes presentar un trabajo limpio y ordenado.
b. Interpretación Guíe a los alumnos en la actividad que ellos decidan realizar, respetando las orientales que se proponen en el texto, y si las hipótesis realizadas al inicio de la investigación, son válidas o no. Con la actividad experimental propuesta, los estudiantes comprobarán que el grafito y el cobre son conductores de la electricidad, porque al aplicar corriente a los lápices, el agua burbujea, indicando que se está descomponiendo en los dos elementos que la forman H y O, por acción de la corriente eléctrica (electrólisis). c. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Para guiar a los estudiantes en el análisis de las observaciones y la correcta elaboración de conclusiones usted debe considerar que los metales son duros, brillantes, sólidos (a excepción de algunos que son líquidos), dúctiles y maleables y conducen el calor y la electricidad; por lo tanto el cobre tiene características de metal. El grafito, a pesar de conducir electricidad, es el único material no metálico que conduce la electricidad, por lo que es muy utilizado en la fabricación de electrodos. Estos elementos también presentan propiedades químicas,
Se sugiere que usted revise estas indicaciones en plenario reforzando por ejemplo el orden, el manejo de los datos y su trabajo en los ejes. Las habilidades científicas a desarrollar en esta actividad son el análisis de datos, sistematización de la información y la construcción de gráficos, mediante el desarrollo de las siguientes actividades: En la primera pregunta se espera que los estudiantes observen los valores de las propiedades indicadas (volumen atómico, radio atómico, y electronegatividad) y a partir del análisis (pregunta 2) de los datos, determinen su comportamiento a lo largo de los grupos y periodos. En la pregunta 2. a., los estudiantes deberán realizar unas tablas como se muestra a continuación:
UNIDAD 1
49
2. a.
Elementos de un mismo periodo Elementos de un mismo grupo Elementos
Número atómico
Electronegatividad
H Li Na K Rb Cs Fr
1 3 11 19 37 55 87
2,1 1,0 0,9 0,8 0,8 0,79 0,7
Elementos
Número atómico
K Sc Cr Zn As Se Br
19 21 24 30 33 34 35
Radio atómico 2,77 1,62 1,3 1,38 1,39 1,40 No tiene
2. c. Elementos de un mismo periodo
Elementos de un mismo grupo
Elementos
Número atómico
Electronegatividad
Elementos
Número atómico
K Sc Cr Zn As Se Br
19 21 24 30 33 34 35
0,8 1,3 1,6 1,6 2,0 2,4 2,8
H Li Na K Rb Cs Fr
1 3 11 19 37 55 87
2. b. Elementos de un mismo grupo Elementos
Número atómico
Radio atómico
H Li Na K Rb Cs Fr
1 3 11 19 37 55 87
0,79 2,05 2,23 2,77 2,98 3,34 2,7
Volumen atómico 14,2 12,97 23,68 45,36 55,79 69,95 No tiene
Elementos de un mismo periodo Elementos
Número atómico
Volumen atómico
K Sc Cr Zn As Se Br
19 21 24 30 33 34 35
45,36 15 7,23 9,16 13,1 16,48 23,5
TEMA 2
50
Al realizar los gráficos, los alumnos podrán identificar, que: - La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y disminuye de arriba hacia abajo a lo largo de un grupo. - El radio atómico, aumenta de arriba hacia abajo a lo largo de un grupo y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo (si aumenta Z, aumenta el radio). - El volumen atómico, disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y aumenta en un grupo, con el incremento de su número atómico. - En un mismo periodo los radios atómicos disminuyen de izquierda a derecha, es decir, en la medida que aumenta el Z (número atómico), esto debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón. Según la afirmación de la pregunta 3, usted debe tener clara la siguiente información: Las propiedades de los elementos químicos, son una función periódica de sus números atómicos. Todas las propiedades químicas de los elementos, dependen de la configuración electrónica de cada uno de ellos. Las propiedades de los elementos cambian periódicamente con el incremento del número atómico. Por ejemplo, para el desarrollo del análisis de datos, es fundamental que ellos en primer lugar recolecten y ordenen los elementos (por eso se propone la elaboración de tablas) y luego interpreten sus comportamiento (gráficos). La sistematización de la información, se aplica una vez que los estudiantes extrapolan la información obtenida, así por ejemplo se solicita que a partir de algunos datos informen el comportamiento a lo largo de grupos y de periodos.
Página 59 Lectura científica: Importancia de los oligometales ionizados en los seres vivos La lectura propuesta se presenta nuevamente como una instancia de trabajo multidisciplinario, esta vez con un(a) docente del subsector Biología, su presencia en la sala o su disposición a ser consultado(a), enriquece el trabajo de los estudiantes y les permite valorar la compresión completa de hechos científicos desde varias perspectivas. En las preguntas para la reflexión es importante que usted maneje la siguiente información: - Minerales: Son elementos químicos simples cuya presencia e intervención es imprescindible para la actividad de las células, además de controlar el metabolismo y conservar las funciones de los diversos tejidos. Estrictamente, se definen como cualquier elemento químico presente en la naturaleza. - Las necesidades de minerales en el cuerpo se pueden dividir en tres grandes grupos: macroelementos (son los que el organismo necesita en mayor cantidad y se miden en gramos), microelementos (se necesitan en menor cantidad y se miden en miligramos) y los oligoelementos o elementos traza (que se precisan en cantidades pequeñísimas del orden de microgramos). - En ningún caso pueden ser sintetizados por el organismo, es decir, son nutrientes esenciales. - Algunos minerales intervienen en las siguientes funciones: • Plástica: calcio, fósforo, flúor y magnesio dan consistencia al esqueleto y el hierro que es componente de la hemoglobina. • Reguladora: por ejemplo, el yodo forma parte de las hormonas tiroideas. • Transporte: por ejemplo, el sodio y el potasio facilitan el transporte a través de la membrana celular. - La vitamina B12 o cobalamina forma parte de la familia de la vitamina B, su molécula se caracteriza por contener un átomo de cobalto, es almacenada en el hígado y resulta imprescindible para el buen funcionamiento del sistema nervioso, el metabolismo de proteínas, grasas e hidratos de carbono, ayuda a sintetizar la creatina (ácido orgánico nitrogenado indispensable para el aporte energético), favorece el crecimiento y apetito en los niños(as), participa junto al ácido fólico en la formación y regeneración de los glóbulos rojos , mantiene el equilibrio del estado de ánimo,
UNIDAD 1
51
favorece la conversión de algunos aminoácidos en proteínas necesarias para el mantenimiento y regeneración de diversos tejidos, es necesaria para la síntesis de ADN y colabora en la mantención de la capa de mielina de los nervios. Puede obtenerse gracias a la digestión de alimentos de origen animal y vegetal en menor grado.
- Vitamina E: se puede encontrar en los aceites vegetales, cereales, alubias de soya, tomates, germen de trigo, espinacas, bruselas y huevos. Entre sus funciones se destacan ser un antioxidante, en conjunto con la vitamina A protege a los pulmones de la contaminación, colabora en la cicatrización de quemaduras, protege de oxidación a otras vitaminas como la C o el complejo B y facilita la acción de la insulina.
TEMA 2
52
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados Reconocer que muchas propiedades de los elementos se repiten periódicamente y valorar el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como resultado de un proceso histórico, en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran cantidad de información.
Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electroafinidad y reconocerlas como propiedades periódicas.
Indicadores Identifican los aportes del trabajo de Mendeleiev al sistema periódico actual.
Actividad Asociada
N° de pregunta
Preguntas 1, 2, 3, 4. Desafío científico, página 47. Revisemos lo aprendido, página 60. Pregunta I a, I e, I f, VI 1.
Preguntas de análisis, paso 7. Identifica el número atómico como el factor que Ciencia en acción, página 41. ordena los elementos en el sistema periódico. Revisemos lo aprendido, página 61. Pregunta VII 3. Identifica las características comunes de distribución electrónica en grupos y periodos.
Preguntas 1 a la 4. Desafío científico, página 47. Preguntas 4, 5, 6. Desafío científico, página 52. Revisemos lo aprendido, página 60. Preguntas II, VII 2.
Distingue correctamente grupos de periodos.
Desafío científico, página 52.
Pregunta 1.
Identifica las propiedades de metales, no metales y metaloides.
Ciencia en acción, página 48. Desafío científico, página 52.
Preguntas de análisis, paso 7. Preguntas 2, 3.
Enumera las propiedades periódicas.
Pregunta 1. Desafío científico, página 57. Revisemos lo aprendido, página 60. Pregunta III.
Diferencia las propiedades periódicas.
Preguntas 1, 2, 3, 5, 7, 8, 9, 10. Desafío científico, página 57. Revisemos lo aprendido, página 60. Pregunta III.
Identifica correctamente la variación de las Pregunta 1, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. Desafío científico, página 57. diferentes propiedades periódicas a lo largo de Revisemos lo aprendido, página 60. Pregunta IV. un grupo. Identifica correctamente la variación de las Preguntas 1, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. Desafío científico, página 57. diferentes propiedades periódicas a lo largo de Revisemos lo aprendido, página 61. Preguntas IV, V. un periodo.
UNIDAD 1
53
Opción única 1. El enlace covalente se caracteriza por una o más de las siguientes condiciones: I. Uno de los elementos entrega electrones al otro II. Los elementos comparten electrones III. La 6 EN es mayor a 1,7 IV. La 6 EN es un valor inferior a 1,7
Actividades complementarias Tema 2: Propiedades periódicas Actividad 1 Crucigrama 1
a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I, III d. Sólo II, IV e. Sólo I, III, IV
5 9
7 6 3 2 8
2. Dos metales denominados X y Z reaccionan con cloro, formando los compuestos iónicos XCI y ZCI. X y Z como iones tendrán: a. El mismo radio iónico. b. Igual carga eléctrica. c. El mismo número de protones. d. Idéntico potencial de ionización. e. La misma cantidad de electrones.
4
1. Científico ruso que organizó por primera vez los elementos químicos. 2. Científico alemán que trabajó en paralelo a Mendeleiev en la organización de los elementos químicos. 3. Ley que establece propiedades similares para los elementos de una misma columna. 4. Elemento al que Mendeleiev no le designó un lugar fijo en su ordenamiento. (invertido) 5. Secuencia horizontal de elementos 6. Serie de elementos químicos con propiedades similares, ubicados en la misma columna. (invertido) 7. Elementos que se caracterizan por ser excelentes conductores de calor y electricidad. 8. Elementos con propiedades intermedias entre los metales y no metales. 9. Efecto producido por los electrones más cercanos al núcleo sobre los más externos a él.
3. ¿En cuál de los siguientes casos se formaría un enlace iónico? I. C - CI II. Li - CI III. F - CI IV. Na - F a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I y II d. Sólo II y IV e. Sólo II, III y IV 4. Se define como: “la energía necesaria para retirar un electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental” a la propiedad periódica. a. Potencial de ionización. b. Electronegatividad. c. Electroafinidad. d. Electropositividad. e. Radio iónico.
TEMA 2
54
5. La electronegatividad se define como: a. Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. b. Carga que adquiere un átomo neutro al transformarse en ion. c. Tendencia o capacidad para ceder electrones. d. Energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ion negativo. e. Capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace. 6. El aumento del potencial de ionización en un período se representa como a. b. c. d. e. 7. “Efecto producido por el aumento de las capas electrónicas que influyen sobre el radio, volumen o tamaño de los átomos”. La definición corresponde a: a. Metálico b. Metaloide c. Iónico d. Pantalla e. Catiónico 8. “El radio ___________corresponde a la mitad en un átomo aislado en estado gaseoso”. La palabra que completa correctamente la frase es: a. Covalente b. Iónico c. Atómico d. Anión e. Catión
9. De las siguientes propiedades periódicas de los elementos químicos, aumentan en un grupo: I. Radio Atómico II. Electronegatividad III. Volumen Atómico IV. Potencial de Ionización a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo III y IV e. Sólo II y IV 10.El potasio presenta menor potencial de ionización que el sodio. Esto significa: I. El sodio cede con mayor facilidad su electrón II. El potasio cede con mayor facilidad su electrón III. El potasio acepta con mayor facilidad un electrón IV. El potasio libera menor cantidad de energía al ceder un electrón a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo II y IV e. Sólo I y III 11.De la familia de los Alcalino Térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas? I. El átomo de menor volumen es el Berilio II. El átomo más electropositivo es el Radio III. El volumen del Calcio es mayor que el del Magnesio a. Sólo II b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo II y III e. I, II y III 12.¿Cuál de las siguientes propiedades de los gases nobles es falsa como consecuencia de la estabilidad de su estructura atómica? a. Su elevado potencial de ionización. b. No forma compuestos a temperatura y presión ambiente. c. Su estado natural son moléculas monoatómicas. d. La existencia de isótopos pesados en gran porcentaje. e. Presentan bajas temperaturas de fusión y ebullición.
UNIDAD 1
55
Actividad Nº2 1. Ordena los elementos: i. Rb, Te, I ii. Mg, S, Cl En orden de: a. Aumento de radio atómico b. Aumento de la energía de ionización c. Aumento de la electronegatividad 2. ¿Cuál de los siguientes átomos: i. Na, P, Cl o K ii. Rb, Sr, Sb, o Cs Presenta: a. El mayor radio atómico? b. La mayor energía de ionización? c. La mayor electronegatividad? 3. Selecciona el átomo o ión de mayor tamaño en los siguientes pares: a. K y K+ b. Tl y Tl3+ c. O y O2– d. Cu+ y Cu2+ 4. Selecciona el átomo o ión de menor tamaño en los siguientes pares: a. N y N3b. Se y Se2c. Ba y Ba2+ d. Co2+ y Co3+ 5. Ordena las siguientes especies de acuerdo con la disminución del radio: a. K, Ca, Ca2+, Rb b. S, Te2-, Se, Te 6. Ordena las siguientes especies de acuerdo con el aumento del radio: a. Co, Co2+, Co3+ b. Cl, Cl–, Br –
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Interpretar datos. - Obtener información de la tabla periódica. - Resolución de problemas.
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56
Instrumento de Evaluación N° 4 Unidad I Tema 2 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder. Desarrolla cada uno de los ejercicios en los espacios dispuestos de manera ordenada. No puedes USAR la Tabla Periódica. I. Ítem. Ejercicios Completa el siguiente esquema de la Tabla Periódica según la información solicitada: 1. Pinta de color rojo los números que representan los grupos y de color amarillo aquellos que hacen referencia a los periodos.
1 2 3 4 5 6 7
2. Considerando los siguientes datos, ubica a cada elemento en el casillero correspondiente, anotando su símbolo químico. Elemento Hidrógeno Sodio Aluminio Plata Oro Circonio Bario Oxígeno Bromo Hierro Selenio Flúor Boro Polonio Litio Telurio Paladio Cesio
18
1 2
13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Z
Radio atómico (Å)
Electronegatividad
Energía de ionización (eV/átomo)
1 11 13 47 79 40 56 8 35 26 34 9 5 84 3 52 46 55
0,53 1,90 1,43 1,44 1,46 1,60 2,22 13,61 11,84 7,90 9,75 17,42 8,30 1,76 1,55 1,60 1,37 2,67
2,1 0,9 1,5 1,9 2,4 1,4 0,9 3,5 2,8 1,8 2,4 4,0 2,0 2,0 1,0 2,1 2,2 0,7
13,60 5,14 5,98 7,57 9,22 6,95 5,21 0,218 0,070 0,11 0,084 0,18 0,309 8,43 5,39 9,01 8,33 3,89
3. ¿Qué criterio has utilizado para ubicar cada elemento en el casillero que le corresponde? 4. ¿Qué son las propiedades periódicas y qué se entiende por ley periódica? 5. Explica con tus palabras qué es: Radio atómico, Electronegatividad, Energía de Ionización y Radio Covalente.
Radio covalente (Å) 0,32 1,54 1,43 1,34 1,34 1,45 1,98 0,74 1,14 1,15 1,17 0,72 0,81 1,46 1,23 1,37 1,28 2,35
6. Explica el comportamiento en la Tabla Periódica de: Radio atómico, Electronegatividad, Energía de ionización y Radio covalente. 7. Elabora un gráfico número atómico vs. Radio atómico. Explica y justifica el compartimiento de estas variables.
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57
Instrumento de Evaluación N° 5 Unidad I Tema 2 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder. Este instrumento cuenta con un único ítem de selección única compuesto por 10 preguntas, para cada una de las cuales debes seleccionar y marcar con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente al cuestionamiento planteado. 1. En un periodo ¿cuál de las siguientes propiedades aumenta en función del Z? a. El radio atómico. b. La conductividad eléctrica. c. El radio covalente. d. La reactividad frente a los ácidos. e. La electronegatividad.
3. Al avanzar de izquierda a derecha en el sistema periódico, hay un aumento en el número atómico de los elementos y un aumento del primer potencial de ionización. Esto se debe a que aumenta: a. El carácter metálico de los elementos. b. El tamaño de los elementos. c. La carga nuclear efectiva. d. El número de niveles con electrones. e. La energía liberada al captar un electrón el elemento.
2. Si las longitudes de enlaces entre C – C es 1,54 Å y entre el Cl – Cl igual a 1,98 Å, podemos afirmar que la longitud de enlace entre C – Cl es: a. 3,52 Å b. 1,58 Å c. 1,76 Å d. 2,05 Å e. No se puede determinar.
4. La variación de la electronegatividad en la Tabla Periódica se considera “creciente” en los siguientes sentidos. a. Derecha – izquierda y arriba – abajo b. Derecha – izquierda y abajo – arriba c. Izquierda – derecha y arriba – abajo d. Izquierda – derecha y abajo – arriba e. Izquierda – derecha y diagonal hacia arriba
Para responder las preguntas 5 y 6, observa la posición de los siguientes elementos en la Tabla Periódica. 18
1 2
1
13
M
2 3
14 15
W
3
4
5
6
7
8
9
10
16
17
Z
11 12
4 5 6 7
Y
X
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5. El elemento más electronegativo es: a. W b. Y c. M d. Z e. X 6. El elemento que presenta el radio atómico más pequeño es: a. W b. Y c. M d. Z e. X 7. Respecto al astato (At) que también pertenece al grupo de los halógenos (F, Cl, Br, I, At), cuál de las siguientes afirmaciones es falsa: a. Será el halógeno de mayor tamaño. b. Formará un anión con una carga. c. Tendrá el mayor número atómico. d. Será el más electronegativo. e. Tendrá igual número de electrones en la última capa. 8. Respecto al francio que pertenece al grupo 1 (constituido por Li, Na, K, Rb, Cs), no presenta una de las siguientes características: a. Tendrá el mayor radio atómico. b. Formará un catión con una carga. c. Tiene la mayor energía de ionización. d. En su último nivel de energía presenta un electrón. e. Tiene la electronegatividad más baja. 9. La ley periódica establece que: a. Todos los elementos tienen electronegatividades similares. b. El radio atómico de los no metales es menor que el de los metales. c. Que el elemento más electronegativo es el flúor. d. Existen propiedades que presentan comportamientos similares a lo largo de un mismo periodo o grupo. e. El radio covalente es siempre menor que el radio atómico.
10. Los elementos de un mismo grupo se caracterizan por presentar: a. La misma electronegatividad. b. El mismo radio atómico. c. El mismo número de electrones en el último nivel de energía. d. El mismo potencial de ionización. e. Tener la misma cantidad de niveles de energía. 11. Comparando el Pb+2 con el Pb+4, se puede afirmar que: I. Pb+2 posee mayor número de protones II. Pb+4 posee menor número de electrones III. Pb+2 posee mayor volumen IV. Ambos poseen igual número de protones a. Sólo I b. Sólo I y III c. Sólo II y III d. Sólo III y IV e. Sólo II, III y IV 12. ¿Cuál(es) de las siguientes afirmaciones sobre el Potencial de Ionización es (son) correcta(s)? I. Dentro de un periodo el elemento con máximo potencial de ionización es el alcalino que indica el período II. En los grupos, a mayor numero atómico, mayor potencial de ionización III. El potencial de Ionización indica el estado de un compuesto (sólido, líquido o gaseoso) a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Todas ellas son falsas. 13. El elemento más electronegativo es: a. El Francio por estar abajo y a la izquierda del sistema periódico. b. El Cesio por estar abajo y a la izquierda del sistema periódico. c. El Oro por estar dentro de los metales de transición. d. El Flúor por estar más arriba y a la derecha en el sistema periódico. e. El Helio por estar más arriba y a la derecha en el sistema periódico.
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Descripción para la calificación y evaluación Unidad I 1. De los contenidos evaluados en cada instrumento. Instrumentos 2° Medio
CMO Unidad 1
N° 1, Tema 1, página 35
Modelo atómico de la materia. Descripción de modelos atómicos Caracterización de los constituyentes del átomo. El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios. Sus dimensiones comparadas con la materia macroscópica.
N° 2, Tema 1, página 38
Número atómico. Configuración electrónica Comportamiento químico.
N° 3, Tema 1, página 40
Modelo atómico de la materia. Descripción de modelos atómicos. Caracterización de los constituyentes del átomo. El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios. Número atómico. Configuración electrónica Comportamiento químico.
N° 4, Tema 2, página 58
Aproximación a la Tabla Periódica. Propiedades periódicas de los elementos: radio atómico, energía de ionización, electroafinidad y electronegatividad.
N° 5, Tema 2, página 59
Propiedades periódicas de los elementos: radio atómico, energía de ionización, electroafinidad y electronegatividad.
Tema 1
Tema 2
1.1. Recomendaciones técnicas para la elaboración de pruebas e instrumentos de evaluación escritos. Para formular correctamente este tipo de instrumentos considere: a. Formular instrucciones directas, correctas y relacionadas con el objetivo de la prueba. No suponga, por ejemplo que los alumnos y alumnas ya conocen las indicaciones para responder un ítem de selección única, usted debe formular las instrucciones de cada ítem. b. Escoger contenidos en forma graduada de lo más simple a lo más complejo. No escoja preguntas que sean muy difíciles o muy fáciles de responder, las primeras tensionan a los alumnos y alumnas, mientras que las segundas los desmotiva y predisponen para un segundo o tercer instrumento.
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c. Formular preguntas en las que se midan en conjunto o por separado distintas habilidades, es decir, no desarrolle instrumentos que sólo apunten a la memorización o sólo al análisis. De hecho lo correcto es que usted confeccione un instrumento que abarque el aprendizaje superficial, estratégico y profundo, de acuerdo al cual podrá determinar el nivel de exigencia asociado al instrumento, lo que se presenta en la siguiente tabla:
Destrezas
Relación para Relación para Relación para exigencia mínima exigencia intermedia exigencia máxima (70%) (60 %) - IDEAL (50%)
Aprendizaje superficial Definir – reproducir literalmente – memorizar identificar, reconocer, clasificar…
60%
30%
10%
Aprendizaje estratégico Relacionar, diferenciar, distinguir, comprender …
30%
40%
30%
Aprendizaje profundo Interpretar, aplicar, analizar, sintetizar, resolver, comparar, inferir …
10%
30%
60%
d. Identificar claramente antes de la elaboración, cuáles son los aprendizajes esperados que evaluará a través del instrumento. e. Observar las sugerencias técnicas que se hacen en el Programa de estudio, elaborado por el Ministerio de Educación. f. Es pertinente que usted conteste las siguientes preguntas antes de evaluar: - ¿Qué voy a evaluar? - ¿Qué categorías de conocimiento abarca? - ¿Cuáles son las características de los destinatarios? - ¿En qué momento voy a aplicar el instrumento? g. Debe especificar el formato técnico más apropiado. h. Determinar como tabulará los resultados obtenidos, con el fin de que estos le entreguen información relevante.
Criterios e indicadores de evaluación Unidad I En la página 54 de la guía del docente se entrega a usted una tabla de especificaciones, en la cual para cada aprendizaje esperado se establecen indicadores gracias a los cuales podrá determinar el nivel de logro alcanzado por los alumnos y alumnas. Aprendizajes esperados Conocer las características fundamentales de los modelos atómicos precursores de la teoría moderna del átomo.
Indicadores Nombra los aportes a la estructura moderna del átomo de Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger. Asocia correctamente los esquemas de modelos atómicos con cada uno de sus autores. En el modelo Mecano-cuántico identifica los aportes de los modelos anteriores a él. Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica. Asocia el Z como el número de protones del átomo.
Determinar el número de electrones, protones y neutrones constituyentes del átomo. Tema 1
Determina el número de electrones de un átomo, observando el valor de los protones y la carga que presenta o no el elemento. Determina el Z y el A de un átomo a partir de las cantidades de partículas subatómicas. Dibuja correctamente diagramas atómicos. Interpreta la información entregada en un diagrama atómico.
Desarrollar la configuración electrónica, reconociendo el número de electrones de valencia en cada caso.
Identifica los números cuánticos que indican la posible ubicación de un electrón. Configura a lo menos los diez primeros elementos de la Tabla Periódica y puede determinar los electrones de valencia.
Identifica un átomo neutro de un ión. Asociar los conceptos de Determina correctamente el número de electrones de un ión. átomo neutro e ión, con el comportamiento de los Identifica los cationes como átomos que han perdido electrones de su capa más externa. electrones en la configuración Identifica los aniones como átomos que han recibido electrones en su capa más electrónica. externa. Reconocer que muchas propiedades de los elementos se repiten periódicamente, y valorar el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como resultado de un proceso histórico en la búsqueda de sistematizar y Tema ordenar una gran cantidad de información. 2
Identifica los aportes del trabajo de Mendeleiev al sistema periódico actual. Identifica el número atómico como el factor que ordena los elementos en el sistema periódico. Identifica las características comunes de distribución electrónica en grupos y periodos. Distingue correctamente grupos de periodos. Identifica las propiedades de metales, no metales y metaloides. Enumera las propiedades periódicas.
Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electroafinidad y reconocerlas como propiedades periódicas.
Diferencia las propiedades periódicas. Identifica correctamente la variación de las diferentes propiedades periódicas a lo largo de un grupo. Identifica correctamente la variación de las diferentes propiedades periódicas a lo largo de un periodo.
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Los indicadores le permiten modelar diversos instrumentos de evaluación, para observar el proceso de aprendizaje de los alumnos y alumnas, y así obtener datos cuanti o cualitativos, que al compararlos con patrones ideales (indicadores), harán posible evaluar objetiva y sistemáticamente y con un claro sentido científico. Además, le permitirán crear instrumentos válidos en términos de contenidos, es decir, que usted evalúe lo que quiere y debe evaluar, para cerciorarse respecto al nivel de logro de los alumnos y alumnas, respecto a los aprendizajes esperados y confiables. En esta primera unidad revisaremos la formulación de las pautas de observación. Pautas de observación. Corresponden a uno de los instrumentos válidos y confiables más utilizados para el proceso de evaluación formativa. En ella se describen una serie de patrones ideales frente a los cuales el observador puede determinar el nivel de logro del sujeto observado. Como medio evaluativo, necesariamente debe configurar un instrumento objetivo, sistemático y con sentido científico, que puede ser utilizado para evaluar un grupo, un(a) alumno(a) o a todos ellos en distintos momentos. Su diseño implica determinar para el docente: - ¿Qué y por qué evaluar? - ¿Qué aspectos a evaluar? - ¿Cómo evaluar? - ¿Cómo calificar? Respecto a la cuantificación, le proponemos emplear la siguiente escala: 0 No observado. 1 El alumno(a) no logra el indicador estipulado. 2 El alumno(a) logra con dificultad el indicador estipulado. 3 El alumno(a) logra el indicador estipulado. Esta escala le permitirá trabajar las planillas en un programa computacional como Excel y a partir de diversas aplicaciones matemática obtener información cuantitativa que le facilitará el análisis de la información obtenida. A continuación se presentan dos ejemplos de pautas de observación cerradas, ambas pueden ser aplicadas a los grupos o individuos que usted considere pertinente. La primera de ellas está elaborada considerando los indicadores de evaluación entregados a usted en cada unidad en esta misma guía y la segunda, los aspectos básicos del trabajo experimental enunciados en las primeras páginas del texto del estudiante.
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Ejemplo 1: Pauta de observación. Aprendizaje esperado “Determinar el número de electrones, protones y neutrones constituyentes del átomo”.
Pauta de observación Identificación: Subsector de aprendizaje: Química Nivel educativo: 2° medio Actitud predominante del observador (marque con una ✗), según corresponda Participante activo(a) (El observador participa activamente con los alumnos en la actividad). Pseudoparticipante (El observador actúa como guía y participa sólo en algunas ocasiones). Pasivo(a) (El observador no participa en ningún momento de la actividad).
Momento de observación (describa brevemente el momento educativo en el que está aplicando la evaluación): Desarrollo del Desafío científico, página 27, Texto del estudiante. Aspectos distintivos del conocimiento, procedimiento o actitud evaluada (en este caso indicadores de evaluación): 1. Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica. 2. Asocia el Z como el número de protones del átomo. 3. Determina el número de electrones de un átomo, observando el valor de los protones y la carga que presenta o no el elemento. 4. Determina el Z y el A de un átomo a partir de las cantidades de partículas subatómicas. 5. Dibuja correctamente diagramas atómicos. 6. Interpreta la información entregada en un diagrama atómico.
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Planilla para observar a cada alumno(a): Aspectos evaluados
N° de lista del alumno(a) 1
2
3
4
5
6
Total puntaje obtenido por el alumno(a)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 Puntaje obtenido por el curso por indicador
Recomendaciones para la interpretación de los resultados. - Establecer el puntaje ideal. Considerando que usted evaluará 6 indicadores con un puntaje ideal de 3 puntos por cada uno, se espera que cada alumno(a) sume un total de 18 puntos como máximo. Asimismo si trabaja con un curso constituido por 45 estudiantes, se espera que por cada indicador el puntaje máximo alcanzado sea equivalente a 135 puntos. - Determinar el porcentaje de exigencia del instrumento según los criterios técnicos respecto a los aprendizajes superficiales, estratégicos y profundos, en este caso (Desafío científico página 27) se propone un 50%. - Establecer estándares según puntajes máximos y porcentaje de exigencia. Así por ejemplo, los alumnos(as) que obtengan menos de 9 puntos, estarán bajo el porcentaje y deberán revisar nuevamente los contenidos asociados al aprendizaje esperado y los indicadores que sumen en total menos de 67 puntos, deberán ser nuevamente reforzados por usted.
FOTOCOPIABLE
65
Ejemplo 2: Instrumento válido y replicable en cualquier actividad experimental.
Pauta de observación Identificación: Subsector de Aprendizaje: Química Nivel Educativo: 2° medio Actitud predominante del observador (marque con una X), según corresponda Participante activo(a) (El observador participa activamente con los alumnos en la actividad). Pseudoparticipante (El observador actúa como guía y participa sólo en algunas ocasiones). Pasivo (a) (El observador no participa en ningún momento de la actividad).
Momento de observación (describa brevemente el momento educativo en el que está aplicando la evaluación). Actividad de laboratorio Ciencia en acción. Aspectos distintivos del procedimiento o actitud evaluada: 1. Respetan los pasos establecidos. 2. Leen las indicaciones entregadas en el texto. 3. Son respetuosos(as) entre ellos(as). 4. Trabajan eficientemente en las labores que le han sido encomendadas. 5. Respetan las normas de seguridad establecidas para los trabajos experimentales. 6. Entregan a tiempo los medios de comunicación de resultados. 7. Evalúan en forma responsable y seria el trabajo en equipo. Plantilla para observar grupos de trabajo: Grupos
Aspectos evaluados 1
2
3
4
5
6
7
Observaciones relevantes
TEMA 1
66
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO Unidad
Enlace Químico.
Tema
Los átomos se unen. Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interacción con otros átomos.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Desarrollar el interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Objetivos Transversales de la Unidad Aprendizajes esperados
Contenidos
Relacionar la configuración electrónica con el tipo de enlace que los átomos forman predominantemente. Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica. Apreciar la química como una herramienta para comprender el entorno natural y valorarlo.
Configuración electrónica y electrones de valencia
Valora la utilidad de la Estructura de Lewis para explicar y predecir su comportamiento químico Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica. Apreciar la química como una herramienta para comprender el entorno natural y valorarlo.
Estructura de Lewis
Valorar el enlace químico como la entidad fundamental que permite explicar y relacionar la estructura con las propiedades de las diferentes sustancias y materiales. Comprender que los átomos forman compuestos iónicos o covalentes. Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica. Apreciar la química como una herramienta para comprender el entorno natural y valorarlo.
Modelos de enlace. Enlace químico Tipos de enlace: Iónico, covalente y coordinado Energía de enlace.
Páginas del texto
35 a 37 65 a 71
72 a 73
74 a 82
Sugerencias metodológicas para las actividades El profesor(a) inicia la unidad, para ello, puede emplear la introducción de la misma y compartir en plenario las preguntas allí planteadas. Comenta con los alumnos(as) los aprendizajes esperados, e invitándolos a desarrollan las actividades: “Y para comenzar”y Ciencia en acción “Reacciones químicas”, según sugerencia indicadas en la guía didáctica del docente. Inicie la clase revisando los resultados obtenidos por los alumnos(as) en el desafío científico. Exponga a los alumnos(as) la simbología de Lewis, recuerde conectar este nuevo aprendizaje con los que los alumnos(as) conocen y comprenden de la configuración electrónica.
Inicie la clase comentando “más que química”de la página 74 respecto al cloruro de sodio. Demuestre a los alumnos(as) expositivamente como se forma este compuesto a partir de la configuración electrónica y su electronegatividad. Como actividad proponga a los alumnos(as) formar grupos de trabajo para definir enlace químico, enlace iónico, enlaces covalentes y enlace metálico para luego establecer un paralelo en el que se establezcan las diferencias entre ellos.
UNIDAD 2
67
Tiempo duración de la Unidad
7 semanas (7 clases) / 14 horas ped.
Tiempo de duración del Tema
7 semanas (7 clases) / 14 horas ped.
Representar moléculas mediante modelos tridimensionales.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Desarrolla la iniciativa personal, la creatividad, el trabajo en equipo, basados en la confianza mutua y responsable.
Protección por el medio natural como contexto del desarrollo humano.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Tiempo estimado
Conviene, además, retomar las páginas 35 a 37, para recordar, la configuración electrónica y electrones de valencia y, a partir de ahí, conectar con el enlace químico.
Como actividad solicite a los alumnos(as) desarrollar el desafío científico de la página 73. Cierre la clase resumiendo, evidenciando el aprendizaje esperado, puede emplear para ello las preguntas de Metacognición de la página 70.
A partir de la información obtenida solicite a los alumnos(as) predecir qué grupos de elementos podrían formar los enlaces estudiados y las características que como compuestos presentan. Puede cerrar la clase con un plenario guiado por usted, en el cual los alumnos(as) van exponiendo las respuestas obtenidas en el trabajo. Esta es una buena ocasión para conversar científicamente sobre los contenidos revisados usando como referencia la actividad de metacognición de la página 79. Solicite a los alumnos(as) desarrollar como tarea el desafío científico de las páginas 79 y 81.
Recursos didácticos
Evaluación
90 min.
Y para comenzar, página 66 Ciencia en acción, página 67
Formativa
90 min.
Desafío científico, página 73
Formativa
90 min.
Desafío científico, página 79 Desafío científico, página 81
Formativa
TEMA 1
68
Aprendizajes esperados
Contenidos
Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas.
Páginas del texto
83 a 86 Estereoquímica
Representar la forma de diferentes moléculas empleando modelos. Predecir la geometría de una molécula covalente. Predecir y comprender el comportamiento molecular.
87 a 90
Sugerencias metodológicas para las actividades Inicie las actividades revisando junto a los alumnos(as) los desafíos científicos 79 y 81. Explique a los alumnos(as) el modelo RPEV y los tipos de geometrías moleculares, paso a paso, para ello puede desarrollar los ejemplos citados en el texto. Puede reforzar aprendizajes anteriores explicando la formación de cada uno de los compuestos desde el comportamiento de la configuración electrónica de sus elementos constituyentes, determinar la diferencia de electronegatividad y el Inicie la actividad explicando a los alumnos(as) la finalidad de la actividad y los procedimientos que deben seguir. Se recomienda que los alumnos(as) desarrollen los desafíos científicos de las páginas 86 y la 88.
Esta actividad le permite a usted que trabaje con los alumnos(as) en los aprendizajes esperados de unidad.
Todos los señalados en las clases anteriores
Todos los anteriores
92 a 95 Utilice la tabla de especificaciones de la guía didáctica y la propuesta de instrumentos de evaluación.
UNIDAD 2
69
Sugerencias metodológicas para las actividades tipo de enlace que los une, para aplicar el modelo RPEV y determinar la geometría molecular. Para lo anterior puede emplear una presentación Power Point, u otro medio visual que le permita a los alumnos(as) percibir con facilidad la tridimensionalidad de la geometría de las moléculas y la polaridad de las moléculas. Proponga a los alumnos(as) desarrollar los ejercicios tipos de la página 85 para verificar que pueden predecir la geometría de las moléculas. Solicite a los alumnos(as) materiales para desarrollar el desafío científico de la página 86 en la próxima clase. Guíe a sus alumnos(as) cuidando posibles errores conceptuales. Una vez terminada la actividad permita que los alumnos(as) expongan sus resultados.
Solicite a los alumnos(as) desarrollar la actividad “Revisemos lo aprendido”y “camino a”de la página 92 a 95, respectivamente. Observe la tabla de especificaciones de la guía de docente de la página 77 para determinar cuales son las deficiencias que tienen los alumnos(as) y reforzarlas durante el desarrollo de la clase. Con esta actividad los alumnos(as) podrán prepararse para la prueba de la unidad.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
Evaluación
Formativa
90 min.
90 min.
Desafío científico, página 86 Desafío científico, página 88
Formativa
90 min.
Revisemos lo aprendido, página 92 Autoevaluación, página 93 Síntesis de la Unidad 2, página 94 Camino a…, página 95.
Formativa
90 min.
Instrumento de evaluación Nº 6, página 84 Instrumento de evaluación Nº 7, página 88
Sumativa
TEMA 1
70
Sugerencias metodológicas a Trabajo con preconceptos
- Átomos, elementos, moléculas y compuestos: los alumnos(as) pueden confundir los conceptos aun cuando han sido revisados en el 8° año básico, razón por la cual se recomienda revisarlos en la medida que aparezcan en el transcurso de la unidad. • Átomo: unidad estructural y funcional de la materia. Parte más pequeña de un elemento capaz de tomar parte en una reacción química. • Elemento: sustancia que no se puede descomponer en sustancias más simples. Los átomos de un mismo elemento tienen siempre el mismo número de protones. • Molécula: partícula formada por la combinación de átomos en una proporción de números enteros y es posible encontrarla en la naturaleza. Una molécula de un elemento u homomoléculas (los átomos combinados son los mismos por ejemplo 02) o de un compuesto, heteromoléculas (átomos de combinación son diferentes por ejemplo HCl) guarda las propiedades de esos elementos o compuestos. • Compuesto: combinación química de átomos de diferentes elementos que forman una sustancia y cuya relación de combinación permanece fija y estable. - Reacción química: los alumnos(as) han adquirido durante la unidad II del 8° año básico en el sector de Comprensión del Medio Natural una noción del concepto de reacción química, especialmente la reacción de combustión. Por ello pueden aparecer conceptos diversos para la misma. Es importante que (cuando sea pertinente, por ejemplo “Ciencia en acción: Reacción química”, en página 67), usted homogenice el concepto indicando que en reacción química participan dos o más sustancias iniciales denominadas reactivos que dan origen a una o más sustancias finales denominadas productos, las que son muy distintas a los reactivos. Éstas son representadas simbólicamente mediante una ecuación química cuya expresión general es: A+B➠C+D
b Motivación (Actividad exploratoria y
ciencia en acción) Página 66 Y para comenzar… Se entregan herramientas visuales (imágenes) para que los alumnos(as) imaginen la reacción producida entre el ácido clorhídrico y una granalla de zinc (zinc metálico), además de la ecuación química que representa el proceso. Comente con el grupo curso la información entregada por la ecuación química (sin dar respuesta a las preguntas planteadas). Se recomienda que los alumnos(as) observen y discutan en grupos pequeños. Se espera que a partir del manejo que ellos tengan de la información que entrega la ecuación química, deduzcan que el gas que sale por la boca del tubo de ensayo corresponde al hidrógeno (que en la parte inferior en la ecuación está indicado como gas). Asimismo, considerando el conocimiento adquirido respecto a la Ley de la Conservación de la Materia, que escojan la alternativa C de la pregunta 2, pues es la única que se ajusta a la ley anteriormente mencionada. Si por el contrario escogen la alternativa A o B, usted deberá reforzar la idea de conservación de la materia. La pregunta 3 es una primera aproximación al concepto de enlace químico, se espera que los alumnos(as) puedan percibir y explicar que la reacción química se produce gracias al reordenamiento de átomos. Para el desarrollo de la pregunta 4, los alumnos(as) deberán aplicar aprendizajes adquiridos en la unidad anterior, considerando los siguientes datos (que obtienen de la Tabla periódica): ElectroElemento Capa de negatividad valencia H
1s1
Cl
[Ne] 3s2 3p5 3,16
Zn
[Ar] 3d10 4s2 1,6
2,2
Predicción Por su baja electronegatividad es factible que ceda su único electrón. Por su alta electronegatividad es probable que reciba electrones, completando su último nivel de energía Cede electrones.
A partir de los datos entregados se puede establecer que el HCl se formó cuando el hidrógeno cedió electrones (uno) al Cl (recuerde que aún los alumnos(as) no manejan el concepto de enlace) y en el caso del ZnCl2 el Zn (dos electrones) a dos Cl.
UNIDAD 2
71
Página 67 Ciencia en acción: Reacciones químicas. Rompiendo y formando enlaces. Resultados esperados Los estudiantes observan el mecanismo general de dos reacciones químicas he identifican que a partir de sustancias iniciales (reactantes), se forman nuevas sustancias, con propiedades diferentes a las primeras (productos): Reactantes Q Productos A-B + C-D Q A-D + C-B Previamente, los estudiantes trabajaron con estos conceptos, en la actividad de la página 66, por lo que tienen una noción de su significado. A través de la actividad de la página 66, debieran quedar claros estos conceptos. Antes de realizar el paso 4 (diseño experimental), el docente invita a los estudiantes a investigar que es un “enlace químico”, y como se forma; respuesta que pueden encontrar en la página 74 del texto. Es importante que el alumno recurra a otras fuentes de información, para respaldar su investigación. Para el paso 4 (diseño experimental), el docente debe considerar lo siguiente: pH: es el logaritmo negativo de la concentración de iones H+, en otras palabras es un número que nos ayuda a identificar si una solución es ácida o básica. Indicadores ácido-base: son ácidos débiles (de origen orgánico) cuyas formas ácida y básica poseen distintos colores. Entre ellos se encuentra la Fenolftaleína, que en medio ácido es incoloro y en medio básico es rosa. (esta información le ayuda a identificar el resultado de la segunda reacción). La cinta de pH, también es un indicador. Es una tira de papel impregnada con una mezcla de indicadores, que al introducirla en una solución, determina el pH en forma aproximada por color. Observar tabla de pH en página 215, texto del estudiante. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones. Los estudiantes deben contar con toda la información pertinente, para desarrollar su investigación. Los resultados esperados de las reacciones son: Reactantes Producto CO2 + H2O Q H2CO3
Reactantes Productos NaOH(ac) + HIn(ac) Q Na - In + H2O Los cambios de reactantes a productos, se deben a un reordenamiento de átomos y de formación de enlaces, obteniendo sustancias con propiedades diferentes. c Manejo conceptual del docente
Página 72 Notación de Lewis Lewis propuso que la capacidad de reacción de los elementos dependía fuertemente de la configuración electrónica representada por: nsx npy, del último nivel de energía ocupado en sus átomos, y creó una representación atómica que permite ver fácilmente sus propiedades, cuyas reglas de representación básicas son las siguientes: 1. El símbolo del átomo representa al núcleo, a todos los electrones internos y a los (n-1) d y (n-2)f, cuando los hay. 2. Los electrones ns y np se representan por medio de puntos, círculos, cruces o cualquier otro símbolo que se coloca en derredor del símbolo atómico; los electrones de un mismo átomo deberán tener el mismo símbolo. Es recomendable que los electrones de átomos diferentes tengan símbolos diferentes. 3. Los símbolos de los electrones se colocan en cuatro posiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha del símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatro electrones representables, sus símbolos deberán ocupar posiciones diferentes; si hay más de cuatro, se representan por pares. La siguiente tabla resume la representación de algunos grupos de la Tabla periódica: 1
2
13
14
15
16
17
H
Be
B
C
N
O
F
Li
Mg
Al
Si
P
S
Cl
La regla de los octetos es sólo una guía aproximada y útil en la producción de enlaces y estequiometría. Por ejemplo en la estructura de Lewis del óxido de aluminio tenemos: Al ([Ne] 3s23p1)
Al
O ([He] 2s22p4)
O
TEMA 1
72
La fórmula del óxido de aluminio le corresponde: Al2O3, donde se puede ver claramente que existen 2 átomos de aluminio y 3 átomos de oxígeno. Realizando la estructura de Lewis: O Al O
[ ]
Q 2 Al3+ + 3 O
Al
2–
O
En una fórmula empírica correcta, la suma de todas las cargas positivas debe igualar la suma de todas las cargas negativas debidas a los aniones. Así, para el ejemplo anterior, la estructura de Lewis será:
[ O ] [ Al] [ O ] [ Al] [ O ] 2–
3+
2–
3+
2–
En este ejemplo, tanto el Al, como el O adquieren la configuración del gas noble Ne. La regla del octeto formulada por Lewis dice que: “Un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia”. Como una observación puede considerarse lo siguiente, que una molécula es estable si cada uno de los átomos puede quedar rodeado de 8 electrones externos o que cada uno de sus átomos adquiere configuración de gas noble o inerte. Son pasos básicos para establecer la estructura de Lewis los siguientes: 1. Se escribe la estructura básica. Por ejemplo el Al2O3 2. Se realizan las configuraciones electrónicas de las capas externas, por ejemplo: El aluminio que es: 3s23p1 El oxígeno que es: 2s22p4 3. Se cuenta el número total de electrones de valencia, por ejemplo: 2 aluminios (con 3 electrones cada uno) = 6 electrones de valencia. 3 oxígenos (con 6 electrones cada uno) = 18 electrones de valencia. TOTAL = 24 electrones de valencia. 4. Se dibujan los puntos de Lewis y se completan los octetos para los átomos de oxígeno.
5. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, se debe intentar escribir dobles o triples enlaces entre el átomo central y los circunvecinos, haciendo uso de los pares no enlazados de estos últimos. En algunos casos, la capa de valencia de un átomo de una molécula contiene menos de un octeto. Esto ocurre en las moléculas con un número impar de electrones de valencia. Se encuentran tres tipos de excepciones a la regla del octeto. A. Moléculas con un número impar de electrones. La regla del octeto nunca podrá ser satisfecha para todos los átomos en cualquier molécula que se encuentra en estas condiciones. B. El octeto expandido, en numerosos compuestos hay más de ocho electrones de valencia alrededor de un átomo, y sólo ocurre alrededor de átomos de elementos que se encuentran del tercer período de la Tabla Periódica en adelante. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer período tienen orbitales 3d que pueden ser utilizados para el enlace. C. El octeto incompleto, en algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central es una molécula estable y es menor que ocho, considérese a los elementos del grupo IIA y IIIA. Página 73 Desafío Científico El desafío propuesto a los estudiantes, les permitirá desarrollar la habilidad de interpretar datos, a partir de una tabla. Junto al análisis que realicen con otro u otros estudiantes, podrán relacionar la electronegatividad de los elementos con la formación de iones. Los datos de la tabla entregada en la pregunta 1 son: Elementos H Na Cs O Al Cl N Ca Te S
Número Configuración Electronegatividad atómico global 1 11 55 8 13 17 7 20 52 16
2,1 0,9 0,7 3,5 1,5 3,0 3,0 1,0 2,1 2,5
1s1 [Ne]3s1 [Xe]6s1 1s22s22p4 [Ne]3s23p1 [Ne]3s23p5 1s22s22p3 [Ar]4s2 4d105s25p4 [Ne]3s23p4
UNIDAD 2
73
Para desarrollar la pregunta 2, los alumnos(as) deben tener claro el concepto de iones; aunque ya lo han estudiado anteriormente, es importante que el docente recuerde el concepto. Los alumnos(as) deben ser capaces de identificar cuando un átomo gana o pierde electrones, dependiendo de su ubicación en la tabla periódica y sus valores de electronegatividad. A mayor electronegatividad mayor es la tendencia de los átomos a atraer los electrones del enlace hacia sí, cuando participa en la formación de enlaces covalentes. La configuración global externa se indica primero con corchete, la configuración del gas noble que está anterior al elemento y posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluidos en el gas noble, y pertenecen al elemento configurado. Esta escritura facilita, identificar los electrones más externos. Para desarrollar la estructura de Lewis, es importante que usted recuerde a los estudiantes: - En el caso de los compuestos, determinar los elementos que constituye cada compuesto. - Identificar los electrones de valencia a través de la configuración global externa o en su efecto, reconocer al grupo que pertenecen. - Representar la estructura de Lewis con un punto en el caso de los elementos, y en los compuestos hacer la diferencia entre elementos (puntos y cruces). Es importante recalcar que la formación de enlaces químicos se produce porque los átomos adquieren en su nivel más externo, una configuración electrónica de dos u ocho electrones, que es típica de los gases nobles o inertes, lo cual hace que los elementos presenten mayor estabilidad, a diferencia de su estado fundamental. Página 80 Enlace metálico, Aleaciones Se entiende por aleación la unión íntima de dos o más metales (o con metaloides) en mezcla homogénea, generalmente de tipo artificial. Éstas se obtienen por fusión con la finalidad de alterar, para mejorar, las propiedades de los metales desde el punto de vista utilitario, de aspecto físico y/o resistencia mecánica. La estructura de las aleaciones queda conformada por diferentes microconstituyentes o fases, tales como: a. Cristales simples o de componentes puros, donde cada cristal contiene un sólo componente. En este caso, la aleación, llamada eutéctica, es una mezcla íntima de cristales formada
cada uno de ellos de un sólo componente puro. Estas aleaciones son de poca aplicación práctica debido a sus bajas propiedades mecánicas. Por su baja temperatura de fusión, se emplean casi exclusivamente para la soldadura dulce. El ejemplo típico lo constituye la aleación plomo estaño, empleada en la soldadura de láminas de cinc, cobre y latón. b. Cristales de elementos compuestos. Formados por compuestos químicos de los componentes, donde no es posible distinguir separadamente los componentes originales, como el carburo de hierro, que le aporta dureza a los aceros que lo contienen. c. Cristales de solución sólida: Formados por una solución sólida de los componentes puros o por uno de ellos y un compuesto químico de ambos. Las propiedades de las aleaciones dependen de su composición y del tamaño, forma y distribución de sus fases o microconstituyentes. Entre ellas se pueden mencionar, respecto a los metales puros: - Mayor dureza y resistencia a la tracción. - Menor temperatura de fusión por lo menos de uno de sus componentes. - Menor ductibilidad, tenacidad, conductividad eléctrica y térmica. Página 83 Estereoquímica – geometría molecular • Estereoquímica. Se optó en el texto por el modelo de “repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV)” para facilitar la predicción de la geometría molecular, el que considera el esquema general A X n E m, donde: A Átomo central. X Ligandos unidos a A. n Número de ligandos unidos a A. E Pares de electrones libres en el átomo central. m Número de pares de electrones libres. Es complejo para el docente lograr que los estudiantes observen en tres dimensiones moléculas que se dibujarán en el plano. Por ello es recomendable emplear, si el medio o recurso con el que usted cuenta es el pizarrón, el uso de guiones o símbolos que indiquen la ubicación en el espacio, por ejemplo:
TEMA 1
74
d Consideraciones para algunas de las actividades
propuestas
• Geometría molecular. La actividad que se presenta como una actividad teórica – práctica de evaluación se desarrolla con el objeto de predecir y modelar moléculas en tres dimensiones. Es una ocasión valiosa para que el docente corrija las apreciaciones, que los estudiantes pudieron equivocar al observar en el plano la geometría molecular. Se puede además, y complementariamente, solicitar a los estudiantes que los enlaces representados por fósforos sean coherentes a las distancias que a nivel microscópico pudiesen presentar. Por ejemplo, en la molécula de cloruro de berilio (BeCl2) ambos enlaces (Be – Cl) deben tener la misma distancia, no así los que presenta la molécula de hidróxido de potasio (K–O y O – H). Se recomienda complementar sus conocimientos con la información expuesta en la página http://dec.fq.edu.uy/ecampos/ catedra_inorganica/general1/geometria/tapa.html, perteneciente a Departamento de Química “Estrella Campos”, en el cual se expone con un lenguaje sencillo el modelo RPEV. Página 83 Resonancia Algunas moléculas, especialmente las orgánicas, se pueden representar mediante dos o más estructuras de Lewis, que difieren entre sí únicamente en la distribución de los electrones, y que se denominan estructuras resonantes. En estos casos, la molécula tendrá características de ambas estructuras y se dice que la molécula es un híbrido de resonancia de las estructuras resonantes. El método de la resonancia permite saber, de forma cualitativa, la estabilización que puede conseguir una molécula por deslocalización electrónica. Cuanto mayor sea el número de estructuras resonantes mediante las que se pueda describir una especie química, mayor será su estabilidad.
Página 73 Desafío científico I. El desafío propuesto a los estudiantes les permitirá desarrollar las habilidades de predicción, para lo cual se solicita determinen la configuración electrónica de cada elemento enumerado y establezcan la capa de valencia correspondiente, datos a partir de los cuales podrán establecer el número de electrones que cada uno de ellos estaría dispuesto a ceder o ganar para alcanzar la configuración de su gas noble más cercano. Los alumnos(as) deberían observar que los elementos numerados en el grupo 1 tiene la capa de valencia ns1, donde el valor de “n” dependerá del periodo en el que se ubique cada elemento y en todos los casos para alcanzar la configuración del gas noble más cercano les “conviene” perder electrones; para los enumerados en el grupo 17 observarán la capa de valencia ns2 np5, deduciendo que les “conviene” ganar un electrón. II, III, IV, V y VI. Se propone la actividad a fin de que los alumnos(as) puedan establecer relaciones entre los datos entregados y descubrir que a partir del número atómico (Z) puedan determinar la configuración electrónica, de la cual podrán determinar los electrones de valencia y por consiguiente, los símbolos de Lewis para el elemento, además de predecir su naturaleza metálica o no metálica. El objetivo de este desafío es que los alumnos(as) internalicen que los datos de cada elemento pueden ser deducidos y no son “invento”de este texto o del propio docente, más aún que logren visualizar las relaciones que existen entre los datos cuantitativos y cualitativos que se manejan de un elemento. Página 79 Desafío científico 1. Se espera que los alumnos(as) apliquen información entregada en párrafos anteriores y determinen la diferencia de electronegatividad en el amoniaco (NH3) y a partir de ese dato el tipo de enlace. Usted deberá orientar a los alumnos(as) para que: 1° Busquen las electronegatividades respectivas. EN Hidrógeno = 2,2 EN Nitrógeno = 3,04 2° Determinen la diferencia de electronegatividades EN = 0,84
UNIDAD 2
75
3° Asocien el valor de la diferencia a un tipo de enlace. Según datos entregados es un enlace covalente polar, pues EN es mayor que cero y menor a 1,7. 2 y 3. Según la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica, se puede predecir el comportamiento de las parejas de elementos químicos. Si éstas se encuentran alejadas, las sustancias que se formarán serán de naturaleza iónica debido a que existe una diferencia de electronegatividad igual y superior a 1,7; en cambio, si las parejas de elementos se encuentran cercanas, sus diferencias de electronegatividad serán inferiores a 1,6, dando lugar a sustancias covalentes. 4 y 5. Para que el estudiante identifique que tipo de sustancias son el diamante y el grafito, debe analizar el texto de la página 78 y comparar las características de las sustancias moleculares y reticulares. En cuanto a la estructura de estos alótropos, el docente debe destacar que si esta es ordenada y compacta, nos indicará que será fuerte y resistente, en cambio si su estructura se presenta con espacio o en capas nos indicará que será frágil y quebradiza como es el grafito. Los estudiantes deben saber que el diamante y el grafito, son alótropos del carbono. 6. Está explicado en la sección de “Manejo conceptual del docente”, bajo el título de Página 80, Enlace metálico, Aleación; de la página 74, de ésta guía. Página 81 Desafío Científico La actividad ha sido diseñada con el fin de que los alumnos desarrollen las habilidades científicas: comparar, comprender, aplicar, predecir y analizar, mediante la revisión de todos los contenidos estudiados hasta ese momento. En la primera actividad (Verdadero o Falso) proponga a los alumnos(as) responder sin mirar su cuaderno ni el texto de estudio, sólo con los conocimientos adquiridos. Una vez terminada, revise en plenario las respuestas de las afirmaciones 1, 3, 6, 9 y 10 correspondiente a las falsas y las posibles justificaciones que dieron los estudiantes. La afirmación número 1 les permitirá a los alumnos aplicar el concepto de electrones de valencia y asociar que estos se ubican en los niveles más lejanos al núcleo atómico y no en los más cercanos. Afirmación número 3 respecto a la regla del octeto, señalada “ceder”electrones como una forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano, afirmación falsa si se tiene en consideración que también pueden captar electrones como por ejemplo el cloro y todos los elementos del grupo 17 que captan 1 electrón.
El cuestionario del Ítem II, ha sido confeccionado para que el estudiante desarrolle las habilidades de aplicación y comparación. Se espera que los alumnos(as) respondan el cuestionario, sin mirar los contenidos del cuaderno o del texto. Luego analizará junto al docente, cada una de las respuestas, dando ejercicios a modo de ejemplo y los resultados de cada una de ellas. Para la pregunta 1y 2 los alumnos(as) deben aplicar los conocimientos estudiados en las páginas anteriores En las preguntas 3, 6 y 7, el alumno(as) desarrollará la habilidad de comparación entre los contenidos del texto y lo que ocurre cotidianamente en su entorno, identificando que la formación de enlaces, origina sustancias con propiedades totalmente diferentes a los átomos que la forman y que pueden formar moléculas simples o de gran tamaño y complejidad. Por ejemplo, la formación de NaCl, que tiene propiedades totalmente diferente a las de los átomos que la originan, que por separados son reactivos y dañinos. Página 86 Desafío científico La actividad a desarrollar es teórico práctica, en la que los alumnos(as) podrán investigar y elaborar modelos moleculares en forma tridimensional. Tendrán que dominar conceptos tales como: electrones de valencia, regla del dueto y octeto, electronegatividad, enlaces químicos y polaridad; que pueden ser recordados antes de comenzar la actividad. También es importante indicar a los estudiantes que utilicen diferentes colores de plasticina para identificar correctamente a cada uno de los elementos del compuesto. En esta actividad los alumnos(as) deberán dominar conceptos básicos de estereoquímica y basarse en el modelo de repulsión de pares electrónicos(RPEV), ubicando correctamente los electrones de valencia alrededor de un átomo, tratando de minimizar la repulsión electrostática entre ellos, para así formar el enlace químico. Sería recomendable que los alumnos(as) utilizaran un transportador, para medir los ángulos de enlace, correspondiente a cada geometría molecular. En la pregunta 2, los estudiantes comparan las estructuras realizadas con otros equipos de trabajo y analizan las diferencias que tienen las moléculas dependiendo del tipo de enlace que presenten. En la pregunta 3, utilizando los valores de las electronegatividades de cada elemento obtenidos de la pág. 73, los estudiantes determinarán la electronegatividad para saber el tipo de enlace y su polaridad.
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Página 88 Desafío científico Desafío mediante el cual el alumno(a) pondrá en práctica las habilidades científicas de aplicar, comprender y predecir, con la finalidad de determinar la polaridad de las mismas moléculas que en la actividad anterior establecieron la geometría molecular. Para ello, usted debe guiar el trabajo de los alumnos(as) considerando que los estudiantes: 1° Observen la geometría molecular del compuesto, por ejemplo el CCl4
2° Determinar la electronegatividad de los elementos participantes, para establecer hacia dónde se desplazarán los electrones. Por ejemplo, la electronegatividad del carbono (C) es 2,5 y la del cloro (Cl ) 3,16. De estos valores se deduce que los electrones del carbono serán atraídos por cada uno de los cloros, desplazamiento que se puede expresar con los vectores de la siguiente forma:
3° Aplicando la suma de vectores que tendrán (en el plano), se obtendrá un momento dipolar cero (el vector resultante es igual a cero).
Página 91 Lectura Científica: La teoría cuántica de Max Planck Incentive en sus estudiantes el placer por la lectura, señalándoles que esto les permitirá desarrollar un pensamiento reflexivo, crítico y creativo. Además de nutrir de sensaciones, reconocer valores, imaginar paisajes y personajes... y todo ello, de modo más o menos consciente, lo incorporamos nosotros mismos. Y ahí queda, formando ese pozo fértil que crecerá con nuevas lecturas y germinará cualquier día. Al mismo tiempo, se aprenden nuevos conceptos, se amplían y asientan nuevos aprendizajes. Indique, además, que Max Planck con sus trabajos permitió que otros científicos como Einstein, formularan su teoría. Haga ver que el trabajo colaborativo beneficia a todos y así, ellos algún día, podrán mostrar sus aportes a la sociedad si son persistentes en lograr conocimientos que permitan explicar fenómenos que aún no han sido aclarados. Invite a sus alumnos(as) a resolver las actividades propuestas de la Revista Científica, en la sección “Para reflexionar”. También, puede indicar algunos beneficios que aporta el dedicar parte de su tiempo a leer, entre ellos están: - Mejora la capacidad de lectura y escritura - Estimula la creatividad. - Promueve la concentración si es una lectura individual y participación social si es colectiva. - Estimula la capacidad autónoma de trabajo y al mismo tiempo ayuda a adquirir técnicas de documentación, investigación, acceso a la información, entre otras. - Progresa en la comprensión lectora al utilizar estrategias como: hacerse preguntas sobre la lectura, hacer predicciones sobre el texto, categorizar la información, etc.
UNIDAD 2
77
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados
Indicadores
Relacionar la configuración electrónica Establecer la configuración electrónica de los con el tipo de enlace que elementos y reconocer en ella los electrones de valencia los átomos forman predominantemente.
Actividad Asociada Desafío científico, página 73 Desafío científico, página 81 Revisemos lo aprendido, página 92
Desafío científico página 81 Definir enlace químico, covalente polar, apolar, Revisemos lo aprendido, página 92 Valorar el enlace químico iónico, metálico, dativo. Camino a…, página 95 como la entidad Desafío científico, página 79 fundamental que permite Desafío científico, página 81 explicar y relacionar la Puede predecir el tipo de enlace que presenta Desafío científico, página 86 estructura con las una molécula. Revisemos lo aprendido, página 93 propiedades de las Camino a…, página 95 diferentes sustancias y materiales. Desafío científico, página 81 Diferencia claramente los enlaces simples de Desafío científico, página 86 los dobles y triples por la cantidad de pares Revisemos lo aprendido, página 92 electrónicos comprometidos. Comprender que los átomos forman compuestos iónicos o covalentes. Valora la utilidad de la Estructura de Lewis para explicar y predecir su comportamiento químico. Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas. Representar la forma de diferentes moléculas empleando modelos. Predecir la geometría de una molécula covalente. Predecir y comprender el comportamiento molecular.
N° de pregunta Preguntas I. y II. V o F: preguntas 1 a 3 Ítem I. 9; Ítem III. 1 V o F: 6, 7, 9; Ítem II. 3 a 5 Ítem I. 2, 3, 5, 13, 14, 15; Ítem II. 1 a 4; Ítem III. 4, 5, 7 1y5 Ejercicio 1 a 3 Ítem II. 3 y 4 Pregunta 2 y 3 Ítem III.7 1y 5 V o F, Pregunta 7 Pregunta 2, 3 Ítem I. 2 y 13; Ítem II. 4
Desafío científico, página 81 Revisemos lo aprendido, página 92 Desafío científico, página 81 Revisemos lo aprendido página 92 Camino a…, página 95
V o F, Preguntas 5, 8, 10 Ítem III.5; Camino a…, 6 V o F, Pregunta 5 y 10 Ítem II. 1 7
Representa correctamente un átomo neutro o un ión utilizando la estructura de Lewis.
Desafío científico, página 73 Desafío científico, página 81 Desafío científico página 86
III I. V o F, 2, 3, 4; Ítem II. 2 2
Representa correctamente una molécula utilizando la estructura de Lewis.
Desafío científico, página 73 Desafío científico, página 86 Revisemos lo aprendido, página 92
II 2 Ítem II. 4
Aplica correctamente los pasos de RPEV
Desafío científico, página 86
2, 4, 5
Reconoce los electrones desapareados de los apareados.
Desafío científico, página 73 Revisemos lo aprendido, página 92
I. y II. Ítem III. 1
Puede dibujar la geometría de la molécula, a partir de la estructura de Lewis y del REPV
Desafío científico, página 86
2, 3, 4
Representa mediante maquetas las geometrías moleculares fundamentales.
Desafío científico, página 86
2, 3, 4
Reconoce un tipo de compuesto de otro Enumera las propiedades fundamentales de compuestos iónicos y covalentes.
TEMA 1
78
7. El BF3 presenta:
Actividades complementarias
I. Geometría trigonal plana II. Geometría trigonal piramidal III. +≠O IV. +=O a. Sólo I b. Sólo IV c. Sólo I y III d. Sólo II y IV e. Sólo II y III
Actividad Nº1 Opción única 1. El enlace iónico se forma entre elementos que tienen: a. Una gran diferencia de electronegatividad. b. Una electronegatividad idéntica. c. Electropositividad mayor a 1,7. d. Diferencia del potencial de ionización igual a cero. e. Electronegatividad mayor a 1,7.
Verdadero o Falso.
2. Observando la ubicación de cada elemento en la Tabla Periódica, ¿en cuál de las siguientes especies puede existir una unión iónica? a. F2 b. CIF c. OF2 d. NF3 e. LiF 3. Si el nitrógeno (Z=7) se une al oxígeno (Z=8), el número total de electrones enlazados y no enlazados en el compuesto NO es: a. 10 b. 11 c. 12 d. 15 e. 16 4. Las sustancias moleculares se caracterizan por: I. Tener puntos de fusión y ebullición bajos. II. Ser buenos conductores de electricidad. III. Tener polaridad (+) igual a cero y distinta de cero. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I y II d. Sólo I y III e. Sólo II y III 5. Para el átomo de azufre, la notación de Lewis, correcta es: a. S
b. S
c. S
d. S
e. S
6. El compuesto cloruro de magnesio (Mg Cl2) (Mg Z=12, Cl Z=17) presenta una geometría: a. Trigonal plana. c. Angular. e. Lineal.
b. Piramidal. d. Tetraédrica.
1. ___ En el enlace iónico, la diferencia de electronegatividad es mayor que en el enlace covalente. 2. ___ En enlace iónico se forman siempre un anión y un catión. 3. ___ Una de las propiedades fundamentales de los compuestos iónicos es que se disuelven en solventes polares y apolares. 4. ___ Los enlaces covalentes pueden ser simples, dobles o triples. 5. ___ En una sustancia apolar no hay polos. 6. ___ Un dipolo es aquel que presenta sólo un extremo cargado positivamente. 7. ___ Un dipolo presenta enlace covalente apolar entre sus elementos constituyentes. 8. ___ La geometría de una molécula está determinada tanto por los pares de electrones que se enlazan como por aquellos que no lo hacen. 9. ___ Las sustancias covalentes pueden ser moleculares y reticulares. 10. ___ La fuerza de Van der Waals se produce o hace efectiva entre sus sustancias polares. 11. ___ La electronegatividad es la única propiedad periódica que incide en la formación de enlaces. 12. ___ De acuerdo con el concepto de radio iónico, el tamaño de un anión es siempre mayor al de un catión para un mismo elemento. 13. ___ La atracción ion-dipolo corresponde a la interacción entre una molécula con dos polos y un catión o un anión. 14. ___ En las moléculas diatómicas y homoatómicas la diferencia de electronegatividad siempre será igual a cero. 15. ___ Según el modelo de repulsión de pares de electrones de valencia, en la geometría tetraédrica piramidal existe un par de electrones libres en torno al átomo central.
UNIDAD 2
79
Actividad 2 Tabla Fórmula
Estructura de Lewis
F2
F
F
HBr
H
Br
CH4
H H C
Geometría molecular
Momento dipolar (+)
Polaridad
Lineal Lineal
=0 ≠0
No polar Polar
Tetraédrica
=0
No polar
Angular
=0
No polar
Angular Tetraédrica piramidal
≠0 ≠0
Polar Polar
H
H Cl2O
Cl O Cl
Na2S
Na S Na
PO3
H P H H
HClO3
H O O O Cl
Angular
≠0
Polar
H2SO4
H O O S O O H
Angular
≠0
Polar
Tetraédrico
≠0
Polar
Triangular plana
≠0
Polar
NH4+
CO32–
H H N H H O
C O O
=
Observando la tabla responde: 1. ¿Qué fórmulas representan moléculas No polares? 2. ¿Qué moléculas tienen una geometría molecular tetraédrica? 3. ¿Qué moléculas tienen un momento dipolar igual a cero? 4. ¿Qué molécula comparte cuatro pares de electrones?
TEMA 1
80
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Definir. - Resolución de problemas.
Actividad Nº 3 Resuelve los siguientes problemas. 1. El fósforo se presenta a veces como moléculas tetraédricas regulares de P4, con un átomo de fósforo en cada vértice unido a los tres restantes por enlaces exactamente equivalentes. Dibuja la estructura de Lewis de la misma e indica el ángulo esperable entre cada dos enlaces P – P. a. Compara la estructura obtenida para el P4 con la estructura del PH3. ¿Qué diferencias y semejanzas observas? 2. La estructura del ión SO2-4 es tetraédrica, con el átomo de azufre en el centro y los de oxígeno en los vértices, siendo todos los enlaces S – O equivalentes. Indica todas las estructuras resonantes posibles. 3. Indica cuál es la estructura electrónica de NO y CN, deduciendo de ellas su carácter polar. 4. El oxígeno y el azufre pertenecen al mismo grupo de la Tabla Periodica, pero el ángulo de enlace en la molécula de agua y el ácido sulfhídrico (H2S) son respectivamente 104,5 ° y 92°. Determina y explica a qué se debe esta diferencia. 5. Define los siguientes conceptos: a. Orbital atómico d. Enlace / b. Orbital molecular e. Energía de enlace c. Enlace m f. Orbital híbrido 6. Pronostica el tipo de hibridación en el Berilio, Carbono, Silicio y Boro que justifique la no polaridad de las moléculas de: a. CCl4 c. BF3 b. SiH4 d. BeI2 7. Pronostica el tipo de hibridación del Carbono, Galio y Berilio en las siguientes moléculas: a. CO2 c. BeI2 b. GaCl3 8. Para las moléculas que se enumeran a continuación determina: Tipo de enlaces, estructura de Lewis, geometría molecular, polaridad y valor del ángulo de enlace entre los átomos centrales y los laterales. a. F2O c. NF3 b. BF3 9. Demuestra utilizando diagramas de Lewis, que las moléculas siguientes están rodeadas por: a. Cinco pares de electrones – PCl5 / SbCl5 / SF4 / SeF4 / ClF3 / BrF3 / IF3 b. Seis pares de electrones – SF6 / SeF6 / TeF6 / BrF5 / IF5 10. La energía de enlace en el Li2, es igual a 104,4 KJ mol-1 y en el H2 430,54 KJ mol-1. Al respecto señala: a. ¿Cuál de los dos orbitales moleculares será mayor? b. ¿Cuál de las dos longitudes de enlace será mayor?
UNIDAD 2
81
DESAFÍO CIENTÍFICO
Actividad Nº 4 1. Cuáles de las siguientes especies son dipolos: a. SCO b. IBr2c. NO32d. SO2 e. BeCl2 f. SeCl4 g. PCl5 h. NH+4 i. O3 j. ClO2– k. CO2-3 l. IF3
Habilidades a desarrollar: - Resolver problemas. - Aplicar conceptos.
2. Determina el número de enlaces m y / en los siguientes compuestos: –
H B
B.
H–N
N–H
H–B
B–H
C.
H–N–H Cl =
H3C–S–CH3 O =
A.
–
N H
G.
H–C–OH O =
D.
N N
E.
H.
CH3Cl
N N–O
F.
O=C=O
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Instrumento de Evaluación N° 6 Unidad II Nombre: _________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente las instrucciones antes de responder. Para contestar las actividades propuestas y las preguntas formuladas. I Ítem: Verdadero o falso. Determina si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, anteponiendo una V o una F respectivamente, según corresponda. Explica brevemente por qué consideras que una frase es falsa, en el espacio dispuesto. 1. ____ Los electrones llamados “de valencia” son aquellos que se sitúan en el último subnivel. ______________________________________________________________________________________ 2. ____ Para que se forme un enlace químico siempre debe existir participación de electrones. ______________________________________________________________________________________ 3. ____ Los compuestos formados por los elementos del grupo 1 y el 17 siempre tienden a ser iónicos. ______________________________________________________________________________________ 4. ____ De acuerdo a sus propiedades, el agua se clasifica como un compuesto iónico. ______________________________________________________________________________________ 5. ____ El P2O5 en la estructura de Lewis posee dos enlaces covalentes dativos. ______________________________________________________________________________________ 6. ____ Si una misma molécula presenta un enlace iónico y un enlace covalente, se clasificará como un compuesto iónico. ______________________________________________________________________________________ 7. ____ El potasio no es capaz de conducir corriente eléctrica. ______________________________________________________________________________________ 8. ____ El carácter polar de una molécula, es independiente de las electronegatividades de los átomos enlazados. ______________________________________________________________________________________ 9. ____ La mejor estructura de Lewis para un compuesto, es aquella que contenga la mayor cantidad de enlaces dativos. ______________________________________________________________________________________ 10. ____ Los enlaces iónicos son más polares que los covalentes. ______________________________________________________________________________________
FOTOCOPIABLE
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11. ____ El CS2 es un compuesto polar. _____________________________________________________________________________________ 12. ____ La covalencia de un átomo es igual al número de electrones que le falta para adquirir la configuración de un gas noble. _____________________________________________________________________________________ 13. ____ La polaridad de una molécula depende de la polaridad de sus enlaces. _____________________________________________________________________________________ 14. ____ En todos los compuesto, todos los átomos participantes deben cumplir la regla del octeto. _____________________________________________________________________________________ 15. ____ La molécula de N2 es no polar. _____________________________________________________________________________________ 16. ____ El CH4 es un compuesto iónico. _____________________________________________________________________________________ 17. ____ La molécula de HCN tiene cuatro enlaces covalentes polares y la molécula es polar. _____________________________________________________________________________________ 18. ____ El NaNO3 es un compuesto iónico y soluble en H2O _____________________________________________________________________________________ 19. ____ El CH3CH2OH es un compuesto apolar. _____________________________________________________________________________________ 20. ____ El amoniaco (NH3) según el comportamiento de sus enlaces, es soluble en agua. _____________________________________________________________________________________ II Ítem: Términos pareados. Relaciona correctamente los compuestos enumerados en la columna A, anteponiendo el número asignado a cada uno de ellos, en el enunciado propuesto en la columna B que mejor lo describa. Columna A
Columna B
1. H2
Un enlace simple
2. CO2
Dos enlaces dobles
3. N2
Un enlace triple polar
4. HCN
Cuatro enlaces simples
5. CHCl3
Un enlace triple no polar
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III Ítem: Selección única. Marca con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas. 1. Los enlaces en los que los electrones se comparten entre los átomos participantes, pues estos presentan electronegatividades similares son: a. Iónico b. Covalente polar c. Covalente apolar d. Metálico e. Dativo 2. En general, un enlace covalente entre dos átomos se establece cuando se cumple que: I. Ambos átomos son no metales iguales. II. Ambos átomos son no metales diferentes. III. Uno de los átomos es metal y otro no metal. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. I, II y III 3. La molécula que presenta un enlace covalente es: a. BF3 b. KI c. NH4+ d. H2O e. Todas las anteriores. 4. El enlace H – Br, es: a. Iónico b. Covalente polar c. Covalente apolar d. Metálico e. Coordinado
5. Un enlace covalente puede corresponder a una o más de estas situaciones: I. Dos átomos comparten la carga de pares de electrones. II. Un átomo entrega totalmente sus electrones de valencia y otro los acepta completamente. III. Dos átomos de igual valencia se unen por cualquier forma de enlace. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Sólo II y III 6. El compuesto que presenta enlaces polares y no polares es: a. NaH b. N2O3 c. KCl d. H2O2 e. LiCl 7. La molécula que presenta un enlace iónico es: a. H2 b. CCl2 c. F2 d. KF e. NH3 8. La fuerza de atracción que un átomo ejerce hacia una par de electrones compartidos en enlace covalente con otro átomo se conoce como: a. Electronegatividad. b. Potencial reductor. c. Potencial oxidante. d. Potencial de ionización. e. Atracción dipolar.
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9. La unión iónica se favorece por el aumento de diferencia de electronegatividad y por el mayor tamaño de ión positivo (para cargas iguales). Considerando estos antecedentes, ¿cuál será la unión más iónica entre los átomos de Li, F, Na y Cl? a. LiF b. NaF c. LiCl d. NaCl e. ClF 10. El KF es considerando un compuesto iónico. Su unión interatómica implica que: I. Un átomo cedió totalmente y otro aceptó protones. II. Contienen átomos con carga positiva y otros con carga negativa. III. Los átomos participantes están compartiendo electrones. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. Sólo II y III 11. Los compuestos iónicos se caracterizan por: I. Estar constituidos por elementos metálicos II. Estar constituidos por elementos no metálicos. III. Presentar altas 6EN entre los átomos participantes. IV. Presentar pequeñas 6EN entre los átomos participantes. a. Sólo I y III b. Sólo I y IV c. Sólo II y III d. Sólo II y IV e. Sólo I, II y III
12. El flúor presenta una electronegatividad igual a 4 y el cloro 3. Si ambos elementos forman un enlaces covalente entre sí, se puede afirmar que tendrá una o más de las siguientes características: I. El átomo del flúor tiene polaridad negativa y el del cloro positiva. II. El átomo del cloro tiene polaridad negativa y el flúor positiva. III. El enlace tendrá un comportamiento intermedio (entre covalente polar e iónico). a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Sólo II y III 13. Cual de los siguientes compuestos es un mejor electrolito en agua: a. HF b. CsF c. CF4 d. F2 e. BaF2
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Instrumento de Evaluación N° 7 Unidad II Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder las instrucciones para contestar las actividades propuestas y las preguntas formuladas. Recuerda utilizar la Tabla Periódica para obtener información relevante. 1. Escribe la estructura de Lewis para los siguientes átomos y moléculas. Considerando que en todos los casos el átomo central es aquel que se encuentra escrito en primera posición en la fórmula: a. Be b. K c. Ca d. F
e. f. g. h.
NH3 CCl4 H2O BF3
2. Escribe la estructura de Lewis para los siguientes iones mono y poliatómicos. Considerando que en todos los casos el átomo central es aquel que se encuentra escrito en primera posición en la fórmula. a. Li+ b. Cl– c. N3– d. Al3+
e. f. g. h.
SO2– 3 NO+ HPO2– 4 OH–
3. Determina la geometría molecular de los siguientes iones poliatómicos y moléculas: a. COCl2 b. NO
c. IO21d. SO42-
4. Describe la geometría molecular de las especies que presentan alrededor del átomo central:
5. En la siguientes moléculas SiH4, PH3, H2S, el átomo central está rodeado por cuatro pares de electrones. ¿En cuál de ellas existe un ángulo de separación menor a 109,5 °? Justifica tu respuesta utilizando las geometrías moleculares respectivas. 6. En la siguientes moléculas SnCl2, BCl3, SO2, el átomo central está rodeado por cuatro pares de electrones. ¿En cuál de ellas existe un ángulo de separación menor a 120°? Justifica tu respuesta utilizando las geometrías moleculares respectivas. 7. Observa atentamente las siguientes estructuras atómicas, a partir de la información que de ella puedes obtener determina: a.
F F
b.
O O
c.
N N
d.
Cl O Cl
e.
H O H
f.
O N O
O O O
h.
Cl C O
i.
g.
Cl
j.
H
C C H
a. Cuatro enlaces sencillos y dos pares de electrones no compartidos. b. Dos enlaces sencillos y un par de electrones no compartidos. c. Cinco enlaces sencillos. d. Tres enlaces sencillos y dos pares de electrones no compartidos. e. Dos enlaces sencillos y dos pares de electrones no compartidos. f. Cinco enlaces sencillos y un par de electrones no compartidos.
H H
k.
F F B F
X
O H H C H H F
l.
F B F F
i. Fórmula del compuesto o ión poliatómico. ii. Geometría molecular. iii.Polaridad de cada molécula.
Descripción para la calificación y evaluación De los contenidos evaluados en cada instrumento. Instrumentos 2° Medio
CMO Unidad 2
N° 6
Modelos de enlace - Energía de enlace - Enlaces iónicos - Enlaces covalentes - Enlaces de coordinación.
N° 7
Estructuras de Lewis y geometría molecular.
Criterios e indicadores de evaluación En las páginas 77 de la Guía del docente se entrega a usted una tabla de especificaciones, en la cual para cada aprendizaje esperado se establecen indicadores gracias a los cuales podrá determinar el nivel de logro alcanzado por los alumnos y alumnas.
Aprendizajes esperados Relacionar la configuración electrónica con el tipo de enlace que los átomos forman predominantemente. Valorar el enlace químico como la entidad fundamental que permite explicar y relacionar la estructura con las propiedades de las diferentes sustancias y materiales.
Indicadores Establecer la configuración electrónica de los elementos y reconoce en ella los electrones de valencia. Definir enlace químico, covalente polar, apolar, iónico, metálico, dativo. Puede predecir el tipo de enlace que presenta una molécula. Diferencia claramente los enlaces simples de los dobles y triples por la cantidad de pares electrónicos comprometidos.
Comprender que los átomos forman compuestos iónicos o covalentes.
Reconoce un tipo de compuesto de otro.
Valora la utilidad de la estructura de Lewis para explicar y predecir su comportamiento químico. Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas.
Representa correctamente un átomo neutro o un ión utilizando la estructura de Lewis.
Enumera las propiedades fundamentales de compuestos iónicos y covalentes.
Representa correctamente una molécula utilizando la estructura de Lewis. Aplica correctamente los pasos de RPEV.
Representar la forma de diferentes moléculas empleando modelos. Predecir la geometría de una molécula covalente. Predecir y comprender el comportamiento molecular.
Reconoce los electrones desapareados de los apareados. Puede dibujar la geometría de la molécula, a partir de la estructura de Lewis y del REPV Representa mediante maquetas las geometrías moleculares fundamentales.
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Ejemplo 1: Lista de cotejo para determinar capacidad de un alumno(a) para predecir correctamente la geometría de una molécula.
Lista de Cotejo Identificación: Subsector de Aprendizaje: Química Nivel Educativo: 2° medio Fecha de aplicación: Título de la tarea Determinación de la geometría molecular de una molécula aplicando el RPEV Nombre del alumno(a) evaluado__________________________________ Calificación obtenida__________ Escala de evaluación (para traducción a nota) Considerando que son 9 conceptos (indicadores – procedimientos) el puntaje ideal se alcanza cuando el alumno(a) logra nueve “sí”. Por otra parte, los conceptos enumerados (aprendizaje superficial, estratégico – profundo) indican que el nivel de exigencia del ejercicio es equivalente al 60%, por ende: N° de “sí”
Calificación
1 2 3 4 5 6 7 8 9
1,1 1,5 2,3 3,1 3,9 (4,0) 4,7 5,4 6,2 7,0
Pauta de evaluación Complete con un sí o un no, según corresponda. N°
Concepto
1 Identifica el átomo central. 2 Determina la estructura de Lewis del átomo central. 3 Identifica los ligandos unidos al átomo central. 4 Identifica el número de ligandos unidos al átomo central. 5 Determina la estructura de Lewis de los ligandos. 6 Enumera los pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central. 7 Identifica el número de pares de electrones libres. 8 Relaciona el comportamiento de la fórmula con un tipo de geometría molecular. 9 Dibuja la geometría molecular. Totales
sí
no
Observación
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Ejemplo 2: Lista de cotejo para determinar capacidad de los alumnos(as) para predecir correctamente la geometría de una molécula
Lista de Cotejo Identificación: Subsector de Aprendizaje: Química
Nivel Educativo: 2° medio
Fecha de aplicación:
Título de la tarea Determinación de la geometría molecular de una molécula aplicando el RPEV Escala de evaluación (para traducción a nota) Considerando que son 9 conceptos (indicadores – procedimientos) el puntaje ideal se alcanza cuando el alumno(a) logra nueve “sí”. Por otra parte, los conceptos enumerados (aprendizaje superficial, estratégico – profundo) indican que el nivel de exigencia del ejercicio es equivalente al 60%, por ende: N° de “sí”
Calificación
1 2 3 4 5 6 7 8 9
1,1 1,5 2,3 3,1 3,9 (4,0) 4,7 5,4 6,2 7,0
Pauta de evaluación Complete con un sí o un no según corresponda N°
Concepto
1 Identifica el átomo central. 2 3 4 5 6 7 8 9
Determina la estructura de Lewis del átomo central. Identifica los ligandos unidos al átomo central. Identifica el n° de ligandos unidos al átomo central. Determina la estructura de Lewis de los ligandos. Enumera los pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central. Identifica el número de pares de electrones libres. Relaciona el comportamiento de la fórmula con un tipo de geometría molecular. Dibuja la geometría molecular.
Nº de lista de alumnos(as) evaluados (as) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
TEMA 1
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UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA Unidad
Química Orgánica
Tema
Hidrocarburos Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e inorgánicos en el contexto cotidiano, y entender las nociones esenciales de la química orgánica.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y deberes de todas las personas
Objetivos Transversales de la Unidad Aprendizajes esperados
Identificar las propiedades del carbono (C) que hacen posible la formación de enlaces muy fuertes, poco reactivos entre sí y con el hidrógeno (H), pudiendo generar una amplia gama de moléculas, muchas de ellas de cadena larga Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la vida diaria desde un punto de vista químico, social y medioambiental.
Visualizar la estructura tridimensional de una molécula simple, describiendo y valorando la importancia del fenómeno de isomería geométrica. Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la vida diaria desde un punto de vista químico, social y medioambiental.
Contenidos
Compuestos orgánicos e inorgánicos Propiedades del carbono Hidrocarburos y reactividad. Hidrocarburos cíclicos y reactividad. Hidrocarburos de cadena ramificada. Isomería
Isomería
Páginas del texto
96 a la 126
Sugerencias metodológicas para las actividades Introduzca la unidad comentando con los alumnos el esquema de la página 98 y desarrollando, a modo de plenario, la actividad “y para comenzar “de la misma página. Por los tiempos destinados a la unidad, le sugerimos realizar de forma demostrativa la actividad Ciencia en acción “compuestos orgánicos e inorgánicos” de la página 99. De manera expositiva (idealmente apoyado por imágenes explicativas) explique a los alumnos el concepto de tetravalencia y la formación de los enlaces sigma y pi. Su grado de entendimiento le permitirá probablemente incluir los conceptos de hidrocarburos cíclicos y aromáticos, para estos últimos utilice los ejemplos citados en las páginas 118 y 120 respectivamente. Invite a los alumnos a desarrollar los desafíos científicos de las páginas 119 y 123. Si dispone de poco tiempo, puede solicitarle a los alumnos desarrollar algunos ejercicios de cada desafío, incluso distribuyéndolos para que cada grupo tenga ejercicios distintos que resolver.
127 a la 135
Se recomienda que use modelos tridimensionales y emplear un espejo para explicarles a los alumnos los tipos de isomería. Puede emplear las mismas moléculas propuestas como ejemplos en el texto. Desarrolle junto a los alumnos el Desafío científico de la página 129. Puede darles tiempo para que ellos completen la tabla y luego revisarla en la pizarra a modo de plenario. Para ejemplificar la importancia de los compuestos orgánicos en la vida cotidiana puede invitar a los alumnos a leer la Revista científica de la página 133. Solicítele a los alumnos desarrollar los desafíos científicos de las páginas 130 y 131. Puede entregar a cada grupo dos moléculas a modelar, idealmente cada molécula debe ser representada a lo menos por dos grupos, lo que le permitirá establecer posibles diferencias entre los modelos elaborados.
Nota: Los datos entregados en el recurso “más que química”acercan los compuestos orgánicos a artículos y compuestos de uso cotidiano. Úselos para que los alumnos(as) valoren la aplicación de los compuestos orgánicos en la industria, a nivel doméstico y farmacéutico.
UNIDAD 3
91
Tiempo duración de la Unidad
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Representar moléculas orgánicas mediante modelos tridimensionales y reconocer los grupos funcionales. Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente. Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Formación y desarrollo del interés y capacidad por conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Sugerencias metodológicas para las actividades A partir de la capacidad del carbono de formar cadenas largas, indique a los estudiantes la subdivisión de los hidrocarburos. Explique a los alumnos los mecanismos de reacción de los hidrocarburos. Puede utilizar las reacciones ejemplificadas. Junto a los alumnos desarrolle un ejercicio tipo de cada desafío, se sugieren los siguiente: Desafío página 109 n° 1 (número de carbonos 4 y 9), desafío científico página 114 N° 1 ejercicio b y d, N° 2 ejercicios b y c; desafío página 117 N° 2 b y d.
Los “sabías que”y los “más que química”de los laterales le permitirán acercar los compuestos orgánicos a la vida diaria. Úselos para dar ejemplos. Los alumnos ya han comprendido que el carbono puede formar cadenas largas y complejas, momento propicio para explicarles el concepto de cadena ramificada, puede desarrollar explicativamente los ejemplos de las páginas 124 y 125 para mejor comprensión. Explique además las cadenas. A modo de tarea solicíteles realizar el desafío científico de la página 126. Corrija los modelos de una misma molécula que presenten disposiciones espaciales distintas. La actividad “revisemos lo aprendido”puede ser trabajada por los alumnos en forma individual y entregado a usted para su evaluación formativa y sumativa, este último, siempre y cuando en las clases anteriores los alumnos recibieran retroalimentación del proceso. De lo contrario, se recomienda sea utilizado sólo como instrumento de evaluación formativa. Para modelar moléculas orgánicas en computadores se recomienda descargue el programa ArgusLab 4.0 (gratuito desde cualquier sitio de internet) que le permitirá ingresar datos (número de carbonos, hidrógenos y otros elementos) y obtener modelos tridimensionales de las moléculas, especificando ángulo de los enlaces. Para evaluar el tema puede aplicar el instrumento N° 8.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
90 min.
Y para comenzar, pág. 98. Ciencia en acción, pág. 99. Desafío científico, Pág. 106, 109, 111, 114 y 117.
90 min.
Desafío científico, Pág. 119, 123 y 126.
180 min.
Desafío científico, 129, 130, 131 Lectura científica, pág 133. Revisemos lo aprendido: Tema 1, pág. 134. Autoevaluación, pág. 135 Instrumento de evaluación Nº 8
Evaluación
Formativa
Formativa Sumativa
Formativa y sumativa
TEMA 1
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Sugerencias metodológicas a Trabajo con preconceptos
- Definición de química orgánica e inorgánica: En cursos anteriores los alumnos/as han distinguido compuestos orgánicos de inorgánicos separando las ciencias químicas en dos grandes áreas. Es importante que usted les indique que esta denominación viene de la creencia antigua y errónea de que sólo los seres vivos eran capaces de sintetizar los compuestos del carbono, sin embargo, aunque la diferencia clásica entre compuestos orgánicos e inorgánicos ha desaparecido, la expresión química orgánica subsiste enfatizada por varias razones, comenzando por el que todos los compuestos considerados orgánicos contengan carbono o que este elemento forma parte de un número casi ilimitado de combinaciones debido a la extraordinaria tendencia de sus átomos a unirse entre sí. Es importante mencionarles que la química orgánica moderna se ocupa de los compuestos orgánicos de carbono de origen natural y también de los obtenidos en el laboratorio como algunos fármacos, alimentos, productos petroquímicos y carburantes. - Mezclas: En química, una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual no ocurre transformación de tipo químico, de modo que no ocurren reacciones químicas. Las sustancias participantes conservan su identidad y propiedades. Existen dos tipos de mezclas: mezclas heterogéneas y mezclas homogéneas. - Disolventes orgánicos: Los disolventes orgánicos comprenden múltiples sustancias de uso común en la vida diaria. Se encuentran en forma líquida, pero desprenden vapores. La vía de intoxicación más común es la inhalatoria pero pueden producirse intoxicaciones por vía digestiva y cutánea - Materiales orgánicos: Son todas aquellas sustancias que están constituidas principalmente por carbono, acompañado de hidrógeno, oxígeno, y otros elementos que con gran facilidad combustionan en presencia de oxígeno y por un aumento de la temperatura. b Motivación
Página 98 Activación de conocimientos previos La actividad propuesta permite a los alumnos clasificar las sustancias y mezclas, según sus características y los ejemplos han
sido propuestos para que agrupen las sustancias como orgánicas e inorgánicas, de allí la importancia del ordenador gráfico dispuesto en la parte superior de la misma página. En el caso de la mezcla de agua y tetracloruro de carbono, los estudiantes (apoyados en la imagen) podrán distinguir que ambas no se mezclan. Se espera que a partir de sus experiencias previas, ellos distingan que el tetracloruro es una sustancia apolar. Así mismo, al consultar por la separación de las sustancias usted debe guiar a los estudiantes para que analicen los casos a partir de la diferencia en lo puntos de ebullición, observando que en el caso del alcohol es bajo (comparado con el del agua). Por último, las respuestas a la pregunta 3), deben ser abordadas considerando la polaridad, sus puntos de ebullición y la combustión. Se sugiere permita a los alumnos/as discutir sus respuestas en grupos, durante un breve tiempo y posteriormente comentar sus resultados en plenario. Página 99 Ciencia en acción: Compuestos orgánicos e inorgánicos En la planificación se ha sugerido (atendiendo al tiempo que dispone para el desarrollo del tema) que sea desarrollada como una actividad demostrativa, en la que usted puede invitar a los alumnos/as a colaborar como ayudantes, para hacerlos partícipes de la actividad. Desarrolle cada una de las experiencias propuestas y proponga una tabla para ordenar los datos experimentales, que los alumnos pueden completar en la medida que usted desarrolla la experiencia. Se sugiere que en el caso de las mezclas de agua, etanol y tetracloruro de carbono, agregue un colorante al agua para que sea más evidente, para los alumnos, el comportamiento de la mezcla. Resultados esperados: Al registrar las temperaturas de las sustancias expuestas a la llama del mechero se espera que los alumnos observen que algunos compuestos tienen puntos de ebullición altos, mientras que otros muy bajos y con “saltos de temperatura” importantes. Cuando se mezclen las sustancias (agua, etanol y tetracloruro), se espera que los alumnos observen que no hay disolución entre ellas, tal como se dijo con anterioridad, le facilitará a los alumnos la observación si emplea colorantes. Finalmente, al exponer el alcohol y el agua a la llama de un fósforo se espera que el primero se combustione fácilmente.
UNIDAD 3
93
Interpretación Guíe a los alumnos para que observen las diferencias entre sólidos (sal y azúcar) y líquidos (etanol, agua y tetracloruro). Indique además, que de acuerdo a la experiencia desarrollada son criterios de clasificación el comportamiento de la temperatura y la disolución. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Para guiar a los estudiantes en el análisis de las observaciones y la correcta elaboración de conclusiones, usted debe recordar que los compuestos orgánicos ofrecen una serie de características que los distinguen de los compuestos inorgánicos. Los segundos en general, son en su mayoría de carácter iónico, solubles sobre todo en agua y con altos puntos de ebullición y fusión; en tanto, en los compuestos orgánicos predomina el carácter covalente, con puntos de ebullición y fusión bajos. Se disuelven en disolventes orgánicos no polares (cómo éter, alcohol, cloroformo y benceno), son generalmente líquidos volátiles o sólidos y sus densidades se aproximan a la unidad. c Manejo conceptual del docente
a. Compuestos orgánicos e inorgánicos: Fundamental para guiar a los alumnos/as en su proceso de descubrimiento y aprendizaje es que usted recuerde las siguientes diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Criterios Elementos constituyentes
Compuestos Orgánicos C, H, O, N, S, P y halógenos
Compuestos Inorgánicos Otros elementos
Estado físico
Líquidos y gaseosos Sólidos, líquidos y mayoritariamente gaseosos
Volatilidad
Alta
c. Los alquendiinos presentan estructuras con dos enlaces triples, simples y un enlace doble. Para nombrarlos se indica la posición del enlace doble y posteriormente la de los enlaces triples, por ejemplo: 1 – hexen – 3,5 – diino CH > C - C > C - CH = CH2 CH > C - CH = CH - C > CH
3 – hexen – 1,5 – diino
CH > C - CH2 - C > C - CH = CH2
1 – hepten – 3,6 – diino
CH > C - CH2 - CH = CH - C > CH
3 – hepten – 1,6 – diino
d. Los alcadieninos presentan un enlace triple y dos enlaces dobles; para nombrarlos se indica la ubicación de los dos enlaces dobles y posteriormente del enlace triple, por ejemplo: CH > C - CH = CH - CH = CH2
1,3 – hexadien – 5 – ino
CH2 = CH - C > C - CH = CH2
1,5 – hexadien – 3 – ino
CH2 = CH - CH2 - C > C - CH = CH2 1,6 – heptadien – 3 – ino Los alqueninos corresponden a moléculas orgánicas que presentan un enlace doble y uno triple, además de simples. La nomenclatura IUPAC indica que al nombre de la cadena se asocia la terminación propia del enlace doble y luego la ubicación y terminación característica del enlace triple. Por ejemplo:
Baja
Solubilidad en agua Insolubles en su mayoría Necesidad de Con frecuencia catalizadores para reacción
Muy alta
Tipo de enlace
Covalente, iónico
Covalente
b. Alqueninos: En los hidrocarburos alifáticos se pueden encontrar estas especies, así como los alcadieninos y los alquendiinos. En todos los casos se refieren a cadenas lineales de hidrocarburos que presentan una combinación de más de un tipo de enlaces entre carbono carbono.
No son tan necesarios
CH > C - CH = CH2
butenino
CH3 - C > C - CH = CH2
1 – penten – 3 – ino
CH > C - CH2 - CH = CH2
1 – penten – 4 – ino
CH > C - CH = CH - CH3
3 – penten – 1 – ino
CH > C - C = CH2
2 – metil – buten – 3 – ino
CH3
TEMA 1
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CH3 - CH2 - C > C - CH = CH2
1 – hexen – 3 – ino
CH > C - CH2 - CH2 - CH = CH2
1 – hexen – 5 – ino
e. Mitocondrias: En la lectura científica los alumnos deberán reflexionar respecto a la formación del ATP (adenosin trifosfato) y su formación en éste. Al respecto recuerde que son los orgánulos celulares encargados de suministrar la mayor parte de la energía necesaria para la actividad celular, actúan por tanto, como centrales energéticas de la célula y sintetizan ATP a expensas de los carburantes metabólicos (glucosa, ácidos grasos y aminoácidos). La ultraestructura mitocondrial está en relación con las funciones que desempeña: en la matriz se localizan los enzimas responsables de la oxidación de los ácidos grasos, los aminoácidos, el ácido pirúvico y el ciclo de Krebs. En la membrana interna están los sistemas dedicados al transporte de los electrones que se desprenden en las oxidaciones anteriores y un conjunto de proteínas encargadas de acoplar la energía liberada del transporte electrónico con la síntesis de ATP, estas proteínas le dan un aspecto granuloso a la cara interna de la membrana mitocondrial.
Radicales alquilo: Si a un alcano se le suprime un átomo de hidrógeno, resulta un radical alquilo, el cual se representa con el símbolo R - . Para nombrar estos radicales, debemos considerar el tipo de átomo de carbono que presenta la valencia libre. Los nombres de los radicales alquilo se forman cambiando la terminación ano por il o ilo e indicando con un prefijo, si es necesario, el tipo de átomo de carbono del cual se suprimió el átomo de hidrógeno. Los prefijos que se anteponen al nombre del radical alquilo son: iso, sec, y ter. El prefijo “iso” indica que un grupo - CH3 está unido al segundo átomo de carbono de una cadena lineal. El “sec” en cambio, señala que en el alcano normal se ha quitado un hidrógeno del carbón secundario número dos. Finalmente el prefijo “ter” indica que del alcano de cuatro átomos de carbono se ha quitado un hidrógeno al carbón terciario Algunos ejemplos son: CH3–CH2–CH2– CH3–CH– CH3 CH3–CH2–CH2–CH2– CH3 CH3–CH2–CH–
Imagen célula eucarionte
CH3 CH3–CH–CH2–
Propil Isopropil Butil Secbutil Isobutil
CH3 CH3–C– CH3
Imagen mitocondria
Terbutil
UNIDAD 3
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Caracterización de hidrocarburos Hidrocarburo
Alcanos
Cicloalcanos
Alquenos
Alquinos
Dienos
CnH2n+2
CnH2n
CnH2n
CnH2n-2
CnH2n-2
Sufijo -ano
Ciclo .....-ano
Sufijo -eno
Sufijo -ino
Sufijo -dieno
Adición
Adición
Adición
Heterolítica
Heterolítica
Heterolítica
Fórmula General Nomenclatura Tipo de reacciones
Sustitución
Sustitución Todos
Adición ciclo propano
Forma de ruptura del enlace
Homolítica
Homolítica Heterolítica
Mecanismo
Radicalario
Radicalario
——
Adición electrofílica
Adición electrofílica
Adición electrofílica
Intermediario
Radical libre
Radical libre
——
Carbo catión
Carbo catión
Carbo catión
Cicloalquinos Cicloalquenos
Cicloalcanos
Nomenclatura - Terminación ano - Se nombran anteponiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano. - Los radicales se nombran sustituyendo el sufijo -ano por -ilo. - Si tiene dos sustituyentes, se nombran por orden alfabético. Se numera el ciclo comenzando por el sustituyente que va antes en el nombre. - Si el anillo tiene tres o más sustituyentes, se nombran por orden alfabético. La numeración del ciclo se hace de forma que se otorguen los localizadores más bajos a los sustituyentes. -Terminación eno -Se asignan los números menores los carbonos del doble enlace. -La dirección de numeración se elige de manera de dar los menores números a los sustituyentes del anillo. - El doble enlace siempre está en posición uno, por eso, no es necesario especificarlo en el nombre. - Terminación ino - La cadena principal debe contener el triple enlace. - La posición del triple enlace se indica con la menor numeración. - Para nombrar moléculas lineales que contienen dobles y triples enlaces, el sufijo ano del alcano correspondiente se sustituye por el sufijo enino, adienino, endiino, etc. Para ello se atribuye a los dobles y triples enlaces los menores números posibles.
d Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas Páginas 106 - 109 - 111 - 114 - 117 119 - 123 - 126 - 129 - 130 -131 Desafíos científicos Las actividades indicadas han sido diseñadas para que los alumnos apliquen en forma inmediata los conocimientos que han adquirido. Estos se han subdivido por temas, a fin de afianzar en ellos la internalización de las reglas y mecanismos revisados en el texto. Proponga a los alumnos su desarrollo en forma individual y revisar en el mismo texto los contenidos. Todas las actividades
son de comprobación, por ende, encontrarán en párrafos anteriores orientaciones para su correcto desarrollo. Se sugiere, además, que usted revise algunos ejercicios tipo en cada caso al finalizar la actividad. Puede emplear estos desafíos (tal como indica la planificación) para distribuir ejercicios en diferentes grupos. Si ésta es su elección, se sugiere revise los contenidos asociados y dé la actividad a los alumnos para ejecutarla en grupos. Pueden constituirse en actividades de evaluación acumulativa, que al finalizar la revisión de todos los contenidos, se promedien para convertirse en una calificación parcial.
TEMA 1
96
Página 117 Desafío científico Este desafío tiene por finalidad que los alumnos desarrollen las habilidades de investigación, formulación, aplicación y autoevaluación. Para dar respuesta a la pregunta número 1 los estudiantes deberán investigar la nomenclatura de los alqueninos. Las preguntas 2 a la 4, le permitirán repasar la formulación de alcanos, alquenos y alquinos. Así como las preguntas 5 y 6 les establecer la estructura tridimensional de los compuestos. En la planificación se sugiere designe moléculas por cada grupo de trabajo, la idea es que modelen, a lo menos, dos moléculas, y al iniciar la clase siguiente usted les de espacio suficiente para que presenten su modelo y lo comparen con el que elabore otro grupo. Gracias a estos modelos es posible que los alumnos distingan tipos de enlaces, posición de los hidrógenos para disminuir la repulsión, entre otros aspectos propios de la estructura molecular. Se sugiere, que una vez presentadas las moléculas, invite a los
alumnos/as a desarrollar la autoevaluación (propuesta en la tabla de la página 131) en sus respectivos cuadernos. Cuando los alumnos estén ejecutando la actividad propuesta para la clase, recoja información respecto al proceso de autoevaluación. Los aspectos que los alumnos evaluarán le permitirán guiar la retroalimentación al finalizar la clase. Página 133 Lectura científica: El combustible de nuestro cuerpo Se recomienda desarrolle la lectura científica de manera dirigida, en consideración al tiempo del que dispone. Si un docente de Biología dispone de tiempo en su planificación puede proponerle que trabajen el documento en paralelo. Comente con los alumnos(as) las preguntas para la reflexión, material que le permita guiar la discusión ha sido dispuesto en esta guía en “manejo conceptual del docente”
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados Identificar las propiedades del carbono (C) que hacen posible la formación de enlaces muy fuertes, poco reactivos entre sí y con el hidrógeno (H), pudiendo generar una amplia gama de moléculas, muchas de ellas de cadena larga.
Reconocer el nombre de los principales grupos funcionales orgánicos, aplicando reglas simples de nomenclatura de compuestos orgánicos comunes y representar sus fórmulas, indicando además algunos de sus usos.
Indicadores
Actividad Asociada
N° de pregunta
Explica la tetravalencia del carbono
Desafío científico, página 106
Preguntas 1 a la 5
Reconoce en una molécula los enlaces carbono - carbono
Desafío científico, página 106
Preguntas 2 y 3
Reconoce los tipos de hibridación del carbono
Desafío científico, página 106
Pregunta 5
Aplica concepto de hidrocarburo a la identificación de compuestos.
Desafío científico, página 106
Pregunta 3
Diferencia entre alcanos, alquenos, alquinos.
Desafío científico, página 126 Desafío científico, página 130
Preguntas 1 a la 4 Preguntas 1 y 3
Identifica ramificaciones orgánicas.
Desafío científico, página 126
Preguntas 1 a la 4
Reconoce en una cadena principal y ramificaciones.
Desafío científico, página 126
Preguntas 1 a la 4
Identifica alcanos en cualquiera de las fórmulas en las que se puede presentar la unión simple entre carbono - carbono.
Desafío científico, página 109 Desafío científico, página 126
Preguntas 1 y 2 Preguntas 1 y 2a
Identifica alquenos en cualquiera de las fórmulas en las que se puede presentar y la unión doble entre carbono – carbono.
Desafío científico, página 114
Preguntas 1 a la 4
UNIDAD 3
97
Conocer aplicaciones acerca de la predicción de propiedades estructurales y modos de reacción de compuestos que contienen grupos funcionales específicos.
Identifica alquinos en cualquiera de las fórmulas en las que se puede presentar y la unión triple entre carbono – carbono.
Desafío científico, página 117
Preguntas 1 a 3
Nombra hidrocarburos alifáticos, considerando el número de carbonos constituyentes y los enlaces carbono – carbono presentes en la cadena
Desafío científico, página 126
Preguntas 1 a la 4
Nombra correctamente cadenas ramificadas. Identifica hidrocarburos cíclicos en cualquiera de las fórmulas en las que se puede presentar y los clasifica según la unión carbono – carbono que presentan.
Desafío científico, página 126
Preguntas 1 a la 4
Desafío científico, página 119
Preguntas 1 y 2
Identifica hidrocarburos aromáticos como derivados del benceno.
Desafío científico, página 123
Preguntas 1 a la 5
Nombra correctamente compuestos aromáticos empleando las reglas establecidas por la IUPAC.
Desafío científico, página 123
Preguntas 1 a la 5
Identifica mecanismos de reacción de alcanos, alquenos y alquinos.
Desafío científico, página 111 Desafío científico, página 114 Desafío científico, página 117
Preguntas I y II Pregunta 4 Pregunta 3
Modela estructuralmente moléculas.
Desafío científico, página 130 y 131
Preguntas 2 a la 5
Relaciona mecanismos de reacción con usos prácticos.
Desafío científico, página 111
Preguntas I y II
Conoce las aplicaciones de la predicción de Desafío científico, página 126 propiedades estructurales.
Pregunta 1
Visualizar la estructura tridimensional de una molécula simple, describiendo y valorando la importancia del fenómeno de isomería geométrica.
Modela estructuras orgánicas, aplicando Desafío científico, páginas 130 y sus conocimientos de estructura molecular 131
Preguntas 5 a la 5
Reconoce tipos de isomería en distintos compuestos.
Desafío científico, página 129
Pregunta 1
Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la vida diaria desde un punto de vista químico, social y medioambiental.
Conoce el uso de compuestos como el etino, propano, butano, entre otros.
Laterales, “Más que química”
Páginas 103, 104, 105, 108, 109, 113, 115, 118, 120, 121, 122, 124 y 125.
Conoce fenómenos bioquímicos.
Revista científica, página 133
Preguntas 1, 2 y 3
Establece relación entre sus conocimientos Revista científica, página 133 químicos con los propios de otras disciplinas.
Preguntas 4 y 5
TEMA 1
98
Actividades complementarias Actividad Nº 1 Sopa de letras Encuentra en esta sopa de letras los siguientes nombres - 10 radicales alifáticos - 6 primero alcano - 7 alquenos desde el formado por 3 hasta los 10 carbonos - 8 alquinos formados por 2 a 9 carbonos P O R G A N I C O S Q U I M I C A I A L
A R A L L B P A P O N A X E H A S N Z I
R A O I I R L L L O C H I D E R O O U T
E L E P M E A C O M C E N D X B D R F P
N I D E E T A N O A I T H I E I I G R E
O Z I N T N T I M B N L E O N C O A E N
N O O T I O O O E E C O P N O O E N O T
E M N E L C A B T L Z M T O O N T N N I
N L I N O B O L I B I E I N B O I O I N
O I X O B U T I L U P T L A I H N I T O
A P E T C T R T O T E A E T O I O C P C
C O H I A A P C I I N N O N N D Q A E A
A R O O H N R O L N T O N E I R U O H R
O P O B E O O I U O I I E P T O I R A B
R S N E X O P S T C L N T A C G M G T O
G D E C I L A M O A R O P R O P I N O H
A O T R L I N O N I L C E D L E C A R I
N D U I D M O U T B E L H L O N A N U S
I C B A H I D R O C N O N I N O A R B R
UNIDAD 3
99
Formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos Instrucciones: 1. Ingresa a http://www.alonsoformula.com/organica/alcanosexercicio_1.htm, sitio en el que encontrarás tres sesiones de ejercicios. 2. En la parte superior del sitio se indica “ejercicio 1”, “ejercicio 2” y “ejercicio 3”. 3. Presiona el botón de acción que te conducirá a los “ejercicios 1”. 4. Lee atentamente cada pregunta propuesta y elige la alternativa correcta con el mouse y márcala haciendo clic sobre el círculo blanco, si tu alternativa fue seleccionada aparecerá el mismo círculo en color rojo. 5. Una vez respondidas las 10 preguntas, haz clic con el mouse sobre el botón corregir. El computador automáticamente te indicará cuántas y cuáles preguntas has respondido incorrectamente. 6. Anota esa pregunta en tu cuaderno y desarróllala, corrige en tu página y vuelve a solicitar la corrección. 7. Una vez concluida la sesión, inicia la siguiente apretando el botón de “ejercicios 2”.
CIENCIA EN ACCIÓN
Habilidades a desarrollar: - Formulación. - Identificación. - Aplicación.
En la primera parte responderás preguntas sobre cadenas alifáticas simples, en la segunda radical y en la tercera cadenas ramificadas.
Uso de los compuestos orgánicos Algunos de los siguientes compuestos que se listan a continuación son empleados por el ser humano cotidianamente: 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Metano Butano Propano 2,2,4-Trimetilpentano o isooctano Heptano Benceno
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Asociación. - Valoración.
TEMA 1
100
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Clasificación. - Relacionar.
Isomería 1. Para los siguientes pares de compuestos, determina nombre correcto y tipo de isomería:
a.
b.
c.
d.
O OH H3C
CH3
H
CH3
e. H
H
H3C
H
2. Explica brevemente: a. ¿Cuál es la importancia de determinar la estructura de una molécula? 3. Determina los isómeros de los siguientes compuestos. En cada caso, señala además, el tipo de isomería. a. b. c. d. e.
2 – metil butano 2 – Pentano 2- etil – 4 metil hexano C4H10O C5H10
Instrumento de Evaluación N° 8 Unidad III Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder las indicaciones para responder cada ítem. Recuerda que a lo largo de esta unidad has obtenido todos los conocimientos que te permiten responder correctamente el instrumento, así que responde con tranquilidad y confiado(a) en los aprendizajes que has logrado. I. Ítem: Identificación. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos y completa la tabla según el número correspondiente. Nº
Compuesto
Nº
1.
8.
2.
9.
3.
10.
4.
11.
5.
12.
6.
13.
7.
14.
Compuesto
FOTOCOPIABLE
101
FOTOCOPIABLE
102
Nº
Nombre del compuesto
Nº
1
8
2
9
3
10
4
11
5
12
6
13
7
14
II Ítem: Selección única. Marca con una ✗ la letra de la alternativa que consideras correcta. 1. El concepto “tetravelencia del carbono” se refiere a: a. La capacidad del carbono de formar cuatro enlaces b. El número atómico del carbono c. La formación del metano d. La energía empleada por el carbono para unirse a cuatro hidrógenos e. El número de electrones configurados en el nivel 1 y 2 de energía 2. Características del enlace pi son: I. Presentar hibridación entre el orbital 2s y dos orbitales p, según la configuración 1s2 (2sp2)1 (2sp2)1 2pz1 II. Formarse cuando un electrón del orbital 2s se excite y se desplace al orbital 2pz III. Presentarse en alcanos IV. Presentarse en alquinos a. Sólo I y III b. Sólo I y IV c. Sólo II y III d. Sólo II y IV e. Sólo I, III y IV
Nombre del compuesto
4. De los siguientes compuestos, no corresponde a un alqueno: a. b. c. d. e.
C2H4 C5H10 C7H12 C10H20 C12H24
5. De acuerdo a sus enlaces es correcto afirmar para el siguiente compuesto:
I. Es un alquino II. Tiene 2 enlaces pi III. Presenta 3 enlaces sigma IV. Presenta 1 enlaces pi a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo I, II y III e. Sólo I, III y IV 6. El nombre de la siguiente cadena es:
3. Respecto a los alcanos es incorrecto afirmar que: a. Presentan sólo enlaces simples entre carbono y carbono b. Su formula resumida se puede establecer como CnH2 x n + 2 c. Son hidrocarburos saturados d. Presentan enlaces sigma e. Presentan a lo menos un enlace pi
a. b. c. d. e.
3, 5, 7 – trimetil – 3 – metil nonano 3,5,7 – trietil – 7 – metil nonano 2,2,4,6 – tetraetil octano 3,5,6,6 – tetraetil octano 1,1,3,5 – tetraetil – 1 - metil heptena
FOTOCOPIABLE
103
7. El compuesto “4 – etil – 3 – metil – ciclopentano” corresponde a la siguiente estructura: CH2
CH3
b.
a.
CH3
d.
c.
CH2
CH3
CH3
e.
8. Para determinar la utilidad de los compuestos orgánicos los científicos han tenido que desarrollar un trabajo serio y ordenado. En su quehacer, son pasos fundamentales los siguientes: 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Formular hipótesis Observación Formular preguntas de investigación Recopilar y ordenar datos para el análisis Concluir y comunicar resultados Diseñar y ejecutar experimentos El orden correcto de estos pasos es: a. 1, 2, 3, 6, 4, 5 b. 2, 1, 3, 6, 4, 5 c. 1, 6, 2, 4, 3, 5 d. 3, 2, 1, 6, 4, 5 e. 6, 1, 2, 3, 4, 5
9. Entre las aplicaciones más comunes de los compuestos orgánicos, se pueden mencionar: I. Doméstico II. Industrial III. Farmacológica Es (son) correcta(s): a. Sólo III b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo II y III e. I, II y III
10.En las reacciones de adición de los alquenos puede actuar un agente simétrico o uno asimétrico. En ambos casos se producirá: a. El reemplazo de los hidrógenos del primer carbono de la cadena b. El rompimiento del doble enlace c. El reemplazo de un hidrógeno del último carbono de la cadena d. Liberación de una gran cantidad de energía e. La formación de un alquino. 11.La definición “compuestos que teniendo los mismos átomos y en idéntica cantidad, se encuentran unidos de diferente forma”, corresponde a: a. b. c. d. e.
Estereoisómeros Isómeros ópticos Isómeros de cadena Isómeros de función Isómeros de constitución o estructurales
12.El comportamiento del ácido láctico expuesto a la luz, es un ejemplo de isómeros: a. De cadena b. De función c. Enantiomeros d. De posición e. Diasteroisómeros 13.El compuesto que presenta el nombre 2 - penteno, podría presentar una de los siguientes tipos de isomería: I. De cadena II. Enantiómeros III. De posición IV. Diasteroisómeros a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y IV d. Sólo II y III e. Sólo III y IV 14.De los siguientes compuestos, el único que presenta isomería geométrica del tipo Cis y Trans es: a. 2-buteno. b. 2,3-dimetil-butano. c. 1,2-dicloro-eteno. d. tetrabromo-eteno. e. eteno.
TEMA 2
104
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA Unidad
Química Orgánica
Tema
Grupos funcionales Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e inorgánicos en el contexto cotidiano, y entender las nociones esenciales de la química orgánica.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y deberes de todas las personas.
Objetivos Transversales de la Unidad Páginas del texto
Aprendizajes esperados
Contenidos
Reconocer el nombre de los principales grupos funcionales orgánicos, aplicando reglas simples de nomenclatura de compuestos orgánicos comunes y representar sus fórmulas, indicando además algunos de sus usos.
Grupos funcionales Nomenclatura
136 a la 153
Conocer aplicaciones acerca de la predicción de propiedades estructurales y modos de reacción de compuestos que contienen grupos funcionales específicos.
Reactividad de grupos funcionales
136 a la 153
Caracterizar los grupos funcionales en compuestos orgánicos, en el contexto de un principio de organización sistemática de sus propiedades estructurales y modos de reacción.
Grupos funcionales
136 a la 153
Reconocer algunas de las aplicaciones más comunes de compuestos orgánicos industriales, domésticos y farmacéuticos relevantes.
Polímeros, aminoácidos, proteínas, lípidos
154 a la 165
Sugerencias metodológicas para las actividades La estructura del texto le permitirá revisar para cada grupo funcional: nomenclatura, reactividad y aplicaciones, en la medida que cada uno de ellos va siendo estudiado por los alumnos(as). Introduzca el tema comentando con los alumnos el esquema de la página 136 y desarrollando a modo de plenario la actividad “y para comenzar “de la misma página. Continúe con el reconocimiento de grupos funcionales. Se sugiere trabaje 2 grupos funcionales en una clase, 3 en una segunda clase y 4 en la tercera clase por el tiempo asignado para trabajar el tema. Se sugiere desarrolle las actividades experimentales de forma demostrativa, para motivar a los alumnos(as) y/o para comprobar sus conocimientos. Así también, se recomienda emplee medios como power point o moviemaker para el desarrollo de las actividades expositivas que incluya en su planificación.
Se sugiere trabaje este tema como una unidad de investigación, fomentando así la práctica de las habilidades científicas asociadas a ella. Enfatice la aplicación de los compuestos orgánicos a la vida cotidiana, motivando así su valoración por parte de los estudiantes, para ello revisando las páginas 154 a 160. Invítelos a investigar en biblioteca o la sala de computación respecto a las “grandes moléculas orgánicas”. Solicíteles desarrollar los pasos de la investigación científica (aplicados en cada una de las actividades ciencia en acción del texto) y proponer un sistema de investigación. Los alumnos(as) dispondrán de tiempo durante la clase para el desarrollo de las actividades de investigación. Cuando los estudiantes terminen la investigación, puede realizar una actividad que le permita verificar su nivel de logro. Puede por ejemplo montar un concurso de preguntas del tipo “carrera del saber”, “quien quiere ser millonario”. En ese concurso, los participantes del equipo deben turnarse. Cada equipo puede tener comodines como, por ejemplo, preguntar al equipo, consultar bibliografía, entre otras.
Nota: Los datos entregados en el recurso “más que química”acercan los compuestos orgánicos a artículos y compuestos de uso cotidiano. Úselos para que los alumnos(as) valoren la aplicación de los compuestos orgánicos en la industria, a nivel doméstico y farmacéutico
UNIDAD 3
105
Tiempo duración de la Unidad
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema
5 semanas ( clases) / 10 horas pedagógicas
Representar moléculas orgánicas mediante modelos tridimensionales y reconocer los grupos funcionales. Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente. Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Sugerencias metodológicas para las actividades Recuerde que en cada clase usted debe considerar el desarrollo de una motivación que incluya la activación de los conocimientos previos, actividades de desarrollo que incluyan una actividad específica para los alumnos y el cierre de las clases con la síntesis y evaluación de los aprendizajes esperados. Para introducir el tema puede invitar a los alumnos (as) a observar el ordenador gráfico de la página 136 y desarrollar en formato de plenario las preguntas planteadas en la actividad “Y para comenzar” de la misma página. No olvide emplear los recursos “más que química”dispuestos en los laterales de cada página, para que los alumnos observen las aplicaciones de los grupos funcionales. Durante la primera clase puede abarcar los grupos funcionales descritos en las páginas 137 a la 145, en la segunda los explicados en las páginas 146 a la 149 y en la tercera de la página 149 a la 153. Puede solicitarle a los alumnos(as) como actividad desarrollar los desafíos científicos correspondientes y/o encomendárselos como tareas. En todos los casos (como se explicará en extenso en las páginas siguientes), los desafíos propuestos les permitirán a los estudiantes aplicar los conocimientos adquiridos respecto a la nomenclatura y reactividad.
Tiempo estimado
270 min.
Para dar cumplimiento a los requerimientos del curriculum debe formular preguntas que se orienten hacia: 1. Manejo conceptual (definiciones de monómeros, polímeros, aminoácidos, etc.). 2. Identificar propiedades (monómeros, polímeros, aminoácidos, proteínas, lípidos, etc). 3. Mencionar aplicaciones comunes (domésticas, industriales, farmacéuticas). 4. Explicar aplicaciones comunes (domésticas, industriales, farmacéuticas). Se sugiere que la segunda clase dedicada al tema, la inicie con la lectura de la revista científica, recurso elaborado con la finalidad de que los alumnos observen las aplicaciones que tienen los grupos funcionales y posteriormente los invite a desarrollar la actividad “revisemos lo aprendido”de la página 162. Esta última actividad, se recomienda, sea desarrollada por los alumnos(as) en forma individual o como máximo en grupos de dos integrantes. Durante su ejecución usted podrá guiar a los alumnos(as) y corregir errores conceptuales, así como profundizar en aspectos como la aplicación e importancia de los grupos funcionales. No olvide desarrollar junto a los alumnos(as) una síntesis de los contenidos estudiados y evaluar el nivel de logro respecto a los aprendizajes propuestos (autoevaluación página 163).
180 min.
Recursos didácticos
Desafío científico, Pág. 140, 143, 146, 147, 149, 150, 152 y 153.
Desafío científico, Pág. 155, 156, 158 y 159. Lectura científica, pág 161. Revisemos lo aprendido: Tema 2, pág. 162. Autoevaluación, pág. 163. Síntesis de la unidad, pág. 164. Camino a…, pág. 165. Instrumento de evaluación Nº 9 y 10.
Evaluación Se sugiere que utilice los desafíos científicos como instrumentos de evaluación formativa. La actividad “Revisemos lo aprendido” podría ser empleado como instrumento de sumativa. Se sugiere realice una evaluación formativa de procesos y una evaluación sumativa. La evaluación sumativa puede desarrollarla durante la actividad final de la unidad y/o con la aplicación de un instrumento de evaluación (se recomienda instrumento N° 9).
TEMA 2
106
Sugerencias metodológicas a Trabajo con preconceptos
Hidrocarburos: Los alumnos(as) han aprendido en el tema anterior de esta misma unidad, sobre estructura y reactividad de hidrocarburos, nociones y conocimientos que le facilitarán a usted la revisión de los grupos funcionales, su estructura, reactividad y nomenclatura. Es importante que los alumnos(as) comprendan que no han comenzado a estudiar un tema distinto, sino que han profundizado en la comprensión del comportamiento de los compuestos orgánicos. Recuerde, en la medida que avance en los grupos funcionales, conceptos como tetravalencia, enlaces sigma y pi. Respecto a la tetravalencia, es importante que enfatice en el hecho de que el comportamiento químico del carbono (desde el punto de vista de los enlaces) no ha cambiado. b Motivación
Página 136 Activación de conocimientos previos Gracias a un organizador gráfico se exponen aplicaciones de los grupos funcionales; las preguntas propuestas en la actividad “y para comenzar” centrar la atención de los estudiantes en compuestos orgánicos. Para trabajar con los alumnos(as) se sugiere que proyecte el organizador gráfico, empleando retroproyector o data show y comente con los alumnos(as) las preguntas en modo de plenario. En la pregunta 5, utilizando los medios antes indicados puede formular la estructura plana de cada compuesto y señalar los grupos funcionales, estableciendo la relación entre estos y los hidrocarburos, por ejemplo el ejercicio n° 1: H H H–C–C–O–H H H
H H H–C–C–O–H H H Una vez revisados todos los ejercicios, se sugiere, construya con los alumnos(as) la definición de grupo funcional y explicarles que su presencia le otorga a los compuestos propiedades específicas. Página 137 Ciencia en acción: Reconocimiento de grupos funcionales Considerando el tiempo del cual dispone para trabajar la actividad experimental se sugiere utilice algunos de los siguientes métodos: Actividad demostrativa, ejecutada por usted con participación de alumnos(as) Actividad demostrativa o trabajo en grupos en el programa Model ChemLAb, que le permite experimentar virtualmente a usted o a sus alumnos(as). Es un programa de fácil manejo. Es recomendable, si no conoce el programa, que experimente y se familiarice usted en primer lugar, para orientar a los estudiantes. Resultados esperados: Experimento 1: La experiencia le permitirá a los alumnos(as) observar una esterificación, por la reacción del butanol y del ácido acético (ácido etanoico) en medio ácido que formara un éster, sustancia que al ser disuelta en agua tendrá un comportamiento hidrofóbico. Experimento 2: Se espera que los alumnos(as) observen la producción de gas en el tubo en el que se desarrolla la reacción. Experimento 3: Observaran la oxidación del alcohol y formación del ácido carboxílico. Interpretación Experimento 1: La reacción que explica el proceso es: CH3CH2CH2CH2OH + CH3COOHACH3 - COO - CH2CH2CH2 CH3 + H2O
Al presentar la formula estructural usted puede guiar a los alumnos(as) para que noten la diferencia entre el etano y este compuesto. Además puede superponer sobre el compuesto alguna señal que indique la presencia del grupo funcional:
Experimento 2: La reacción que explica el proceso es CH3COOH + NaHCO3 A CH3COONa + CO2 + H2O
UNIDAD 3
107
Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Asocie las observaciones de los alumnos a las ecuaciones químicas que explican las reacciones. Enfatice en la ruptura y formación de nuevos enlaces, además de la existencia de mecanismos de reacción orgánicos. c Manejo conceptual del docente
a. Propiedades de los grupos funcionales: En el texto de estudiante se han abordado algunos mecanismos de reacción de los grupos funcionales, pero no sus propiedades. A continuación, se entregan aspectos teóricos que no son abordados en el texto del estudiante para cada grupo funcional, que debe enseñar a los alumnos(as). Se recomienda además que visite el sitio de Internet http://www.quimicaorganica.net/reacciones_organicas.htm, para profundizar más la reactividad orgánica. Alcoholes: El oxígeno tiene hibridación sp3 con dos pares de electrones no enlazantes. La electronegatividad del oxígeno provoca la polarización del enlace O-H y del C-O, lo que produce la aparición de momentos dipolares. Los puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la formación de puentes de hidrógeno. La gran electronegatividad del oxígeno provoca que el hidrógeno pueda ser arrancado por bases. El pKa de los alcoholes, aumenta al aumentar el tamaño de la cadena carbonada (H menos ácidos) Los grupos electronegativos (halógenos) disminuyen el pKa (H más ácidos) ya que estabilizan la base conjugada. Aldehídos y cetonas: Tanto el carbono como el oxígeno del grupo carbonilo tienen hibridación sp2 y se encuentran en el mismo plano que los otros
m+ m– C=O
C=O
C=O ••
•• +C–O– •• ••
KMnO4 CH3CH2CH2CH2OH A CH3CH2CH2CH2COOH + MnO2
dos sustituyentes, con unos ángulos de enlace de 120º. A su vez, el oxígeno del grupo carbonilo tiene dos pares de electrones solitarios y es más electronegativo que el carbono, lo que provoca una polarización del enlace carbono-oxígeno, generando carga parcial positiva sobre el carbono y negativa sobre el oxígeno. Dicha polarización convierte al carbono en electrófilo y al oxígeno en nucleófilo.
••
Experimento 3: Con permanganato a distintos valores de pH se produce la oxidación del alcohol. En este caso (alcohol primario) el permanganato oxida al alcohol a ácido carboxílico.
Esta polarización hace que los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas sean más elevados que los de los hidrocarburos de peso molecular similar, debido a las interacciones entre dipolos. Éteres Se caracterizan por ser muy poco reactivos, lo que permite utilizarlos como disolventes inertes en multitud de reacciones. Como excepción tenemos los éteres cíclicos tensionados (oxaciclopropanos) cuya reactividad es importante, ya que se abren fácilmente tanto en medios ácidos como básicos. Ésteres Se caracterizan por tener sabor y olor frutas y son los constituyentes mayoritarios de las ceras animales y vegetales. Ácidos carboxílicos Este grupo funcional presenta una polaridad importante, debida al doble enlace carbono-oxígeno y al grupo hidroxilo, que interacciona mediante puentes de hidrógeno con otras moléculas como agua, alcoholes u otros ácidos carboxílicos. Los ácidos carboxílicos de menor tamaño (hasta cuatro carbonos) son totalmente solubles en agua debido a las importantes interacciones que se establecen entre las moléculas del ácido y las de agua. Puros o en disolución acuosa se encuentran formando dímeros unidos mediante puentes de hidrógeno.
TEMA 2
108
Aminas: El nitrógeno de las aminas presenta una hibridación sp3 y los sustituyentes se disponen hacia los tres vértices de un tetraedro, el cuarto vértice lo ocupa el par solitario.
Puentes de hidrógeno O H3C
HO C
C OH
CH3
O
Dimero de ácido etanoico
N H
De un modo similar a los alcoholes los ácidos carboxílicos presentan un comportamiento tanto ácido como básico. Su comportamiento ácido se produce cuando el hidrógeno del grupo hidroxilo de los ácidos carboxílicos presenta un pKa comprendido entre 4 y 5, valores relativamente bajos que tienen su explicación en la importante electronegatividad del grupo carbonilo al que está unido y a la estabilización por resonancia de la base conjugada.
H
N CH3
H
H
Amoniaco
Metilamina
H CH3
CH3
Dimetilamina
Cuando una amina tiene tres sustituyentes diferentes, el nitrógeno se convierte en quiral y la imagen especular no es superponible con la molécula. Sin embargo, las aminas son ópticamente inactivas debido a la inversión del nitrógeno, que interconvierte rápidamente los dos enantiómeros entre si, dando lugar a una mezcla racémica.
O
O H3C
N H
C
+ H2O
H3C
OH
+ H3O+
C
O – ion carboxilato
Ka = 10-4,7 pKa = -logKa = 4,7
CH3
H3C H H
N
CH3 N
N
H H
H
H
Estado de transición
O ³ ³ °° ³H C < C ³ 3 ° ³ : O :< ³ ••
••
: O :< µ
Las aminas forman puentes de hidrógeno más débiles que lo alcoholes, debido a la menor polarización del enlace N-H frente al O-H. Por tanto, sus puntos de ebullición son más bajos y también presentan una menor solubilidad en agua.
µ C H3C < C µ °° µ O µ µ °
Estabilización por resonancia del ion carboxilato
En tanto, su comportamiento básico se debe a la protonación del grupo ácido se produce sobre el oxígeno del grupo carbonilo, ya que la especie obtenida se estabiliza por resonancia, deslocalizando la carga positiva sobre el grupo hidroxilo. O H3C
C
+ OH
+
H
H3C OH
OH H3C
C
C
OH
Protonación del ácido carboxilico sobre el oxigeno del carboncillo
OH +
b. Aplicaciones: Uno de los objetivos de la unidad es que los alumnos(as) observen y valoren las aplicaciones de los compuestos orgánicos. En extenso podrá encontrar información relevante en el texto “Química” de Raymond Chang y en el sitio www.quimicaorganica.net. No obstante lo anterior se presentan algunos compuestos para que ejemplifique los usos domésticos, industriales y farmacéuticos. 1. Uso industrial y farmacéutico: El cambio de color que se produce cuando el cromo VI (naranja) se reduce al cromo III (verde) es la base de la prueba del análisis del aliento. Se ha demostrado que existe una relación directa entre la concentración del alcohol en sangre y el alcohol que exhalan
UNIDAD 3
109
los pulmones. El paso de un volumen definido de aire a través de un tubo que contiene ión cromato (+6), de color naranja causa la oxidación del etanol a ácido acético y la reducción del cromo al nivel de oxidación (+3) de color verde. Cuanto mayor es la concentración del alcohol en el aliento, mayor es la distancia que el color verde avanza en el tubo. CH3CH2OH + Cr(VI) etanol
Es un líquido incoloro, que se obscurece en presencia de oxígeno, ya que forma oxopiridinas y oxobenzinas, adquiriendo el olor a tabaco cuando se expone al aire.
CH3COOH + Cr(III) ácido acético
2. Farmacéutico: El ácido acetilsalicílico, principio activo de la Aspirina se encuentra en la corteza de sauce. Se emplea en el tratamiento de la fiebre y el dolor. Fue obtenido el 10 de octubre de 1897 por Félix Hoffman, químico de la compañía farmacéutica Baeyer, mediante la acetilación de la salicilina. El proceso de acetilización del ácido salicílico introduce en la molécula un grupo acetilo (en verde). Este proceso reduce los efectos secundarios de la salicilina, como su excesivo sabor amargo y la irritación estomacal.
3. La nicotina es un alcaloide derivado de la ornitina que se encuentra en la planta del tabaco (Nicotiana tabacum), con alta concentración en sus hojas. Es un potente veneno que se usa como insecticida en agricultura. Sin embargo, a bajas concentraciones actúa como estimulante, siendo uno de los 4000 compuestos químicos presentes en el humo del tabaco y el principal causante de la adicción. La nicotina está formada por una piridina y un pirrol. Existe en forma de dos isómeros, la L-nicotina es la forma activa que se encuentra en el tabaco.
3-(2-(N-metilopirrolidinil piridina)) (Nicotina) 4. El limoneno es la sustancia que da olor característico a las naranjas y los limones. Pertenece al grupo de los terpenos. En su forma levógiro (-) se extrae de la cáscara de la naranja y le confiere su olor característico y como dextrógiro (+) es un líquido aceitoso que puede extraerse fácilmente de la cáscara del limón y es el responsable de su olor. En los últimos años ha adquirido una singular importancia debido a su demanda como disolvente biodegradable. Aparte de disolvente industrial también tiene aplicaciones como componente aromático y es ampliamente usado para sintetizar nuevos compuestos. Es considerado un agente de transferencia de calor limpio y ambientalmente inocuo con lo cual es utilizado en muchos procesos farmacéuticos y de alimentos, por ejemplo como disolvente de resinas, pigmentos, tintas, en la fabricación de adhesivos. También es usado por las industrias farmacéutica y alimentaria como componente aromático y para dar sabor, siendo usado, por ejemplo, en la obtención de sabores artificiales de menta y en la fabricación de dulces y goma de mascar.
R-(+)-Limoneno
S-(-)-Limoneno
TEMA 2
110
d Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas Páginas 140 - 143 - 146 - 147 - 149 150 - 152 - 153 - 155 - 156 - 158 - 159 Desafíos científicos Las actividades de las páginas señaladas, han sido elaboradas para que los alumnos desarrollen y practiquen las habilidades científicas de la identificación y aplicación. En todos los casos, el estudiante deberá nombrar y/o formular compuestos orgánicos, aplicando las reglas de establecidos por la IUPAC. En las páginas 140, 143, 146, 147, 149, 150 y 152 cumplen el fin comentado anteriormente. Se sugiere, en la planificación que emplee estos desafíos como medios para la evaluación formativa. Es recomendable que los jóvenes trabajen en forma individual o en grupos de máximo 2 personas. Este trabajo le facilitará la atención individualizada de los alumnos(as) atendiendo a sus requerimientos particulares, cuando ellos lo soliciten. En las preguntas n° 3 de los desafíos científicos de las páginas 143, 146, 147, 149, 150, 152, 153, 156 y 159 los alumnos(as) podrán aplicar los conocimientos adquiridos respecto a la reactividad orgánica. Si usted considera pertinente, teniendo presente las características de sus estudiantes, puede hacer de estos desafíos una evaluación sumativa. Para ello, puede revisar los cuadernos de los alumnos(as) o solicitarles que desarrollen los ejercicios en hojas separadas para, posteriormente, entregarlas para su revisión. Página 144 Ciencia en acción: Destilación de bebida alcohólica Puede desarrollar esta actividad de manera demostrativa, utilizando el programa Model ChemLab o idealmente con los alumnos(as) en grupos de trabajo. Resultados esperados: Los alumnos(as) observarán un proceso de destilación del una bebida alcohólica. Para ello depositarán en el balón de destilación 100 mL de la bebida la que expuesta a altas temperatura comenzara a ebullir. El gas evaporado al pasar por el tubo de enfriamiento se condensa y aparece en estado líquido en el extremo opuesto del tubo.
Interpretación Para que los alumnos(as) interpreten correctamente los resultados obtenidos, indíqueles comparar los datos recolectados. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Para el análisis se recomienda que los alumnos(as) elaboren un gráfico en el que comparen puntos de ebullición. La finalidad es que ellos observen los bajos puntos de ebullición que presentan los alcoholes y como estos aumentan al estar combinados con otras sustancias (propiedad coligativa) Página 161 Lectura científica: La principal fuente de energía Se sugiere realice lectura dirigida de este texto. Las preguntas para la reflexión están planteadas con una doble finalidad (de allí la importancia de que usted guíe el proceso). Por una parte acercan a los estudiantes a las diversas aplicaciones de los hidrocarburos y los grupos funcionales y se convierte, además, en un excelente recurso para introducir el tema 3 de la misma unidad. Páginas 162 y 163 Revisemos lo aprendido En la planificación se ha propuesto el desarrollo de esta actividad como una evaluación sumativa que los alumnos pueden desarrollar en forma individual o en grupos de 2 integrantes. El trabajo puede ser realizado por los estudiantes (si la infraestructura de su colegio lo permite) fuera del aula, bajo la recomendación de permanecer en lugares cercanos para que usted pueda atender sus consultas. Solicíteles entregar los ejercicios y revíselos a fin de retroalimentar el proceso durante su ejecución y al finalizar el mismo. Posterior a esta actividad y la retroalimentación pertinente los alumnos(as) podrían desarrollar la evaluación del tema (se recomienda el uso del instrumento número 2)
UNIDAD 3
111
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados
Indicadores
Actividad Asociada
N° de pregunta
Desafío científico, página 140 Desafío científico, página 143 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Desafío científico, página 153 Revisemos lo aprendido, pág. 162
1 1 y2 1y2 1y2 1y2 1y2 1 1 Item I, II, IV, V y VII
Identifica grupos funcionales en cadenas de compuestos orgánicos.
Desafío científico, página 140 Desafío científico, página 143 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Desafío científico, página 153 Revisemos lo aprendido, pág. 162
1 1y2 1y2 1y2 1y2 1y2 1 1 Ítem II, III y IV
Conoce las reglas de nomenclatura que se asocian a cada grupo funcional.
Desafío científico, página 140 Desafío científico, página 143 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Desafío científico, página 153 Revisemos lo aprendido, pág. 162
1 1y2 1y2 1y2 1y2 1y2 1 2 Ítem II y III
Reconocer el nombre de los Conoce la estructura de los grupos principales grupos funcionales funcionales. orgánicos, aplicando reglas simples de nomenclatura de compuestos orgánicos comunes y representar sus fórmulas, indicando además algunos de sus usos.
TEMA 2
112
Aprendizajes esperados Conocer aplicaciones acerca de la predicción de propiedades estructurales y modos de reacción de compuestos que contienen grupos funcionales específicos. Caracterizar los grupos funcionales en compuestos orgánicos, en el contexto de un principio de organización sistemática de sus propiedades estructurales y modos de reacción.
Reconocer algunas de las aplicaciones más comunes de compuestos orgánicos industriales, domésticos y farmacéuticos relevantes.
Indicadores
Actividad Asociada
N° de pregunta
Conoce mecanismos de reacción de los diferentes grupos funcionales.
Desafío científico, página 143 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Revisemos lo aprendido, pág. 162
3 3 3 3 3 2 Ítem VI y VII
Identifica los principios básicos de reactividad de cada grupo funcional.
Ciencia en acción, página 137 Desafío científico, página 143 Ciencia en acción, página 144 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad experimental 3 Actividad experimental 3 3 3 3 2 Ítem VI y VII
Caracteriza los grupos funcionales en compuestos orgánicos, considerando principios de organización sistemática.
Ciencia en acción, página 137 Desafío científico, página 140 Desafío científico, página 143 Desafío científico, página 146 Desafío científico, página 147 Desafío científico, página 149 Desafío científico, página 150 Desafío científico, página 152 Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad experimental 1 1y2 1y2 1y2 1y2 1y2 1 Ítem VI y VII
Identifica macromoléculas orgánicas de interés biológico como compuestos orgánicos.
Desafío científico, página 155 Desafío científico, página 159
Actividad 1y2 1y2
Identifica algunas aplicaciones comunes de compuestos orgánicos en la industria.
Desafío científico, página 155 Desafío científico, página 159 Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad 1 VIII
Identifica algunas aplicaciones comunes de compuestos orgánicos en los hogares
Desafío científico, página 155 Desafío científico, página 159 Revisemos lo aprendido, pág. 162
1 1 VIII
Nombra algunas aplicaciones comunes de compuestos orgánicos en la industria farmacéutica.
Desafío científico, página 155 Desafío científico, página 159 Revisemos lo aprendido, pág. 162
1 1 VIII
UNIDAD 3
113
Actividades complementarias DESAFÍO CIENTÍFICO
Actividad Nº 1 I. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos orgánicos: 1. Alcohol metílico 2. Ácido 3,4,6,7 - tetrametil decanodioico 3. Propiltercbutilcetona 4. 3- metil - 4 - propilhexanal 5. Butanona 6. 2 - metilpentanol 7. Alcohol tercbutílico 8. 2,4,5,7 - tetrametil – 6- nonen - 4 - ol 9. 2 - hidroxi pentanal 10. Ácido oxálico 11. Ácido acético 12. 2,3,4 - trimetil heptanal 13. Ácido -5- metil- 3 - carboxi octanodioico 14. 3,8 – dietil- 5,6 - decanodiol 15. 3 – penten - 2 – ol 16. Metil secbutilcetona
Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación. - Formulación.
II. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos: CHO
1.
2.
CF3 – CF2 – CF3
8.
OHC
CHO CHO
Br O
9. CI
3.
OH
OH
11.
CH2OH
12.
4.
5.
CHO
10.
CO
COOH
6.
HOCH2 – CHOH – CH2OH
7.
O
13.
NH2
H2N NH2
CH3
14.
C
O C H
O H
TEMA 2
114
DESAFÍO CIENTÍFICO
Actividad Nº 2 I. Determina la formula condensada de los siguientes compuestos:
Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación. - Formulación.
1. Propanodiol. 2. Dietilcetona. 3. 3,4 - dimetil - 2 – pentanona. 4. 2,4 - heptanodiol. 5. Ácido- 4 – metil- 2 - formil octanodioico. 6. Dimetilcetona. II. Determina el nombre de las siguientes especies: O
1.
O
4.
H
2.
C
O C
5.
O
H
H
3.
O
CH2
CH2
6.
C
O H
O
III. Completa las siguientes reacciones. Indica a qué tipo de reacción corresponde y nombre cada uno de los compuestos orgánicos. 1.
CH3CH2CH2OH + HCl Q
2.
CH3CH2OH + CH3(CH2)3OH
3.
CH3CH = CHCH3 + HBr
4.
CH3 CH3
C = CH2
H2O H2SO4
H2O H2SO4
Medio ácido MEDIO DE K2Cr2O7
5.
CH3CH2CH2 CH2 CH2OH
6.
CH3CH2CH2COO CH2CH2CH3 + H2O Q
UNIDAD 3
115
Actividad Nº 3 Completa la siguiente tabla, indicando propiedades físicas y químicas de los siguientes grupos funcionales. Propiedades químicas
Propiedades físicas
Formula condensada
Grupo Funcional
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Clasificación.
Alcohol Aldehído Ácido carboxílico Éter Ester Amina Amida Cetona
Actividad Nº 4 Determina el nombre de los siguientes compuestos que presentan más de un grupo funcional: O CI
1.
O
Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
NH2
6. Ph O
O H
CHO
7.
OMe
Br
2. 3.
O
8.
O
H
O
H OMe
4.
9.
O H3C
CO2Et
OH
O
5.
O
O
CO2H O
10.
NH2
DESAFÍO CIENTÍFICO
FOTOCOPIABLE
116
Instrumento de Evaluación N° 9 Unidad III Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones: Este instrumento consta de un sólo ítem, de selección única. Lea atentamente antes de responder. Marca con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas. Confía en los aprendizajes que has logrado a lo largo de la unidad y responde seguro(a) de los conocimientos adquiridos. 1. ¿Cuál de las siguientes funciones orgánicas no se visualiza en la estructura? CH3 H2C
C
O O
H3C H2C
O
CH2
C
O C
I. Éter y cetona II. Aldehído y éster III. Cetona y amina IV. Aldehído y amida
N CH2
CH2
a. Sólo II b. Sólo III c. Sólo I y III d. Sólo II y III e. Sólo II y IV
CH2 HO
CH2
I. fenol II. éter III. amina IV. amida V. aldehído a. Sólo II b. Sólo I y III c. Sólo II y III d. Sólo I y IV e. Sólo IV y V 2. La presencia del grupo –OH se puede encontrar en las moléculas de diversas sustancias orgánicas, entre ellas las pertenecientes a la función a. b. c. d. e.
3. Son pares de compuestos carbonílicos, los siguientes:
Éster. Éter. Aldehído. Cetona. Ácido carboxílico.
4. Por oxidación de un alcohol secundario se obtienen: a. b. c. d. e.
Aldehídos Cetonas Ácidos carboxílicos Esteres Éteres
5. El p-cloro fenol, tiene fórmula general a. C6H5OCl b. C6H6OCl2 c. C6H7OCl2 d. C6H6OCl e. C6H5O2Cl
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117
9. El siguiente compuesto:
6. Respecto a las siguientes estructuras: OH
CH3
OH O
HO
OH
CH3 CH3
OH
CH2 HO
Es incorrecto afirmar que: a. Son aromáticas. b. Las tres son fenoles. c. Son isómeros. d. Son insaturadas. e. Poseen la misma temperatura de ebullición. 7. En la siguiente estructura, que corresponde al tetrahidrocanabinol (THC), se observan los siguientes grupos funcionales: CH3 OH
H3C H3C
a. b. c. d. e.
O
CH2
CH2 CH2
CH3
10.Al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un alcohol, se obtiene un compuesto orgánico que se caracteriza por poseer el grupo funcional: a. b. c. d. e.
– CONH – –O– – CHO – CO – – COO –
11.Si un compuesto presenta la fórmula molecular C3H8O, puede ser:
CH2
Éster y alcohol. Fenol y alcohol. Éster y cetona. Aldehído y cetona. Éter y fenol.
8. El compuesto orgánico oxigenado CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3 presenta una cadena: a. b. c. d. e.
Corresponde a: a. Un éter aromático. b. Un fenol. c. Un aldehído d. Un alcohol aromático. e. Una cetona.
Alifática, saturada, homogénea y normal. Cíclica, insaturada, heterogénea y ramificada. Abierta, insaturada, heterogénea y normal. Alifática, saturada, heterogénea y normal. Alifática, aromática, normal e insaturada.
a. b. c. d. e.
Un alcohol o un éter Un aldehído o una cetona Un alcohol o una cetona Un éter o un aldehído Un alcohol o un aldehído
12.“En un recipiente cerrado hay partes iguales de agua, éter etílico y etanol”. Las presiones parciales de los vapores de estos líquidos están en el siguiente orden creciente, de acuerdo a sus propiedades físicas: a. b. c. d. e.
Etanol, agua, éter. Agua, etanol, éter. Éter, etanol, agua. Éter, agua, etanol. Agua, éter, etanol.
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13.Polimerización, fermentación y saponificación son procesos químicos de cuyas reacciones resultan, respectivamente: a. b. c. d. e.
Teflón, propanotriol y etanol. Teflón, etanol y glicerol. Alcohol etílico, teflón y propanotriol. Etanol, glicerol y teflón. Glicerol, teflón y etanol.
14.Al deshidratar el 1-propanol utilizando ácido sulfúrico, los posibles productos obtenidos serían: a. b. c. d. e.
Un éster y un alqueno. Un éter y un alqueno. Un éter y un alquino. Un alcohol terciario y una cetona. Un alcohol terciario y un aldehído.
15.La formula molecular C3H6O puede corresponder a uno o más de los siguientes compuestos orgánicos. I. Propanol II. Propanal III. Dimetil - cetona
17.Como producto de la reacción de eliminación de alcoholes en los que se producirá la ruptura del enlace C – OH en medio ácido y a alta temperatura, se obtendrá: a. b. c. d. e.
Alcano Aldehído Alqueno Ácido carboxílico Halogenuro
18.El propanotriol, conocido comúnmente como glicerina, es un compuesto orgánico utilizado comúnmente en la elaboración de cosméticos. De acuerdo a su nombre y fórmula presenta el siguiente grupo funcional: a. b. c. d. e.
Aldehídos Ácido carboxílico Alcohol Éter Éster
19.El siguiente compuesto, O
a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. Sólo II y III 16.De las siguientes fórmulas estructurales de compuestos orgánicos, la que corresponde a un éter es: a. b. c. d. e.
Se denomina: a. Metil butil cetona b. Butano metano cetona c. Butil metil cetona d. Butil metil éter e. Hexanol 20.El nombre del compuesto es:
CH3-CHO CH3-CO-CH3 CH3-COO-CH3 CH3-O-CH3 CH3-CH2OH
Br
a. b. c. d. e.
Ciclopentano de bromo Bromuro de ciclopentil Bromo ciclo pentil Bromo ciclopentano Ciclopentano bromil
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21.La trietilamina es:
24.El nombre del compuesto: H
a. H
N
b.
O NH
Es: a. Butanodial b. Ácido butanodioico c. Ácido bunatoico – 4 – al d. Etanodial e. Ácido etanodioico
c. NH2
d.
O
NH2
25.Para enumerar el compuesto:
e. N
OH CI
22.En la amida terciara se observa que: a. El nitrógeno está rodeado de un radical y un hidrógeno b. El nitrógeno está rodeado de dos hidrógenos c. El nitrógeno está rodeado de dos radicales d. El nitrógeno está rodeado de dos grupos carbonilos e. El nitrógeno está rodeado de tres hidrógenos 23.El compuesto O N
Se denomina: a. N-Etil-N-metilpentanamida b. N, N – dimetilhexanamida c. N,N,N – trimetilpentanamida d. N – Etil – N- metilpetanamina e. N,N – dimetilpentanamida
Se debe considerar en primer lugar la ubicación del: a. Haluro b. Radical “metil” c. Alcohol d. Enlace simple e. Radical “etil”
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Instrumento de Evaluación N° 10 Unidad III Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente antes de responder. Marca con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas. 1. ¿Cuál de los compuestos es hidrocarburo insaturado? I. C2H6 a. Sólo I c. Sólo III
II. C3H6
III. C6H10
IV. C3H8
b. Sólo II d. Sólo II y III
2. El nombre correcto para el compuesto representado es: CH3–CH=C–CH3 CH2 CH3 a. b. c. d. e.
3-etil-buteno 3-metil-2-penteno 3-metil-3-penteno 2-metil-3-penteno 2-etil-2-buteno
3. El producto de la siguiente reacción de adición es: CH3 - CH = CH2 + H2 A a. b. c. d. e.
Propino Propeno Propano 2-metil-propeno Ciclopropano
5. Los alquenos se caracterizan por presentar: a. b. c. d. e.
Un enlace doble entre H-H Un enlace doble entre C-C Un enlace doble entre C-H Un enlace triple entre C-C Un enlace doble y uno triple en C-C
6. Los alcanos son hidrocarburos que tienen las siguientes características: I. Presentan enlaces simples entre C-H II. Presentan enlaces simples entre C-C III. Están compuestos por un máximo de 10 carbonos a. Sólo I d. SóloII y III
b. Sólo I y II e. Sólo I, II, III
c. Sólo I, III
7. El compuesto C10 H22 es hidrocarburo clasificado como: a. b. c. d. e.
Alcano Alqueno Alquino Radical Aromático
8. Un ciclo buteno es: 4. El pentano tiene la fórmula general: a. b. c. d. e.
C5H10 C5H8 C5H12 C3H8 C5H14
a. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con un enlace doble. b. Un hidrocarburo alifático de 4 carbonos, con un enlace doble. c. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con enlaces simples. d. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con enlaces dobles. e. Un hidrocarburo alifático con 4 carbonos, con enlaces simples.
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9. Aquellos compuestos que presentan uno o más enlaces triples, entre carbono y carbono, se denominan: a. Alcanos d. Radicales
b. Alquenos e. Aromáticos
c. Alquinos
10.La denominación general de hidrocarburos se aplica a aquellos compuestos de la química orgánica que contienen: a. b. c. d. e.
C, H y solo enlaces dobles simples. C, H y solo enlaces dobles o triples. C, H y enlaces simples, dobles o triples. C, H y O. C, H y O, estando estos últimos en la proporción del agua (H2O).
11.La terminación ino se utiliza para determinar a una de estas clases de especies: a. b. c. d. e.
Hidrocarburos con doble enlace Hidrocarburos con triple enlace Compuestos con grupos R-OH Compuestos derivados de carboxiácidos Radicales derivados de un hidrocarburo (o hidrocarburo sin un hidrógeno)
12. El número total de enlaces que existe en el propano, C3H8, es: a. 3
b. 4
c. 8
d. 10
e. 12
13. La siguiente estructura: O R - C - OR corresponde a un: a. Alcohol d. Ácido carboxílico
De cadena De posición De compensación Funcional De tautomería
a. Alcoholes d. Fenoles
b. Ácidos e. Azúcares
c. Aldehídos
16.¿Cuál (es) de los siguientes compuestos tiene(n) la misma fórmula empírica que el 1 butanol? I. 2 butanol
II. Dietiléter
a. Sólo I d. Sólo I y II
III. Metil propil éter
b. Sólo II e. I, II y III
c. Sólo III
O 17.El grupo funcional R - C
corresponde a los: H
a. Ácidos d. Éteres
b. Aldehídos e. Ésteres
c. Alcoholes
18.La combustión de la glucosa entrega dos productos, uno de ellos es el agua y el otro es: 6 C6 H12 O6 A H2O + _________ a. CH3-CH2 OH d. CO2
b. CH4 c. CO e. CH3 (CH2)4 COOH
19.R-CHOH-R oxidación R-CO-R. El producto de la reacción es: a. Hidrocarburo d. Éster 20.El enlace I. Aldehídos
b. Éster c. Éter e. Un aldehído
14.Los compuestos CH3-CH2-O-CH3 y CH3-CH2-CH2-OH ejemplifican un caso de isomería: a. b. c. d. e.
15.¿Cuál de los siguientes tipos de compuestos orgánicos no contienen el grupo OH?
a. Sólo I d. Sólo III
b. Cetona e. Éter
C = O puede encontrarse en: II. Cetona
III. Ácidos carboxílicos
b. Sólo II e. I, II, III
21.El grupo hidroxilo OH aparece en: a. b. c. d. e.
c. Alcohol
Alcoholes y carboxiácidos Cetona y aldehídos Éteres y cetonas Cetonas y aminas Éteres y aminas
c. Sólo I y II
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122
22.Uno de los siguientes tipos de compuestos que no contiene el enlace C=O es: a. b. c. d. e.
27.Un ejemplo de proteína fibrosa es: a. Albúmina b. Globulina c. Colágeno d. Nucleoproteína e. Ninguna de las anteriores
Aldehídos Cetonas Carboxiácidos Ésteres Alquenos
28.Se habla de la desnaturalización proteica cuando: 23.La fórmula molecular C2 H6O podría corresponder a uno de los siguientes pares de compuestos: a. b. c. d. e.
Alcohol etílico – Dimetil éter Alcohol etílico – Ácido acético (o etanoico) Alcohol etílico – Acetaldehído Ácido acético – Acetaldehído Ácido acético – Dimetil éter
24.La molécula de composición H O
H
CH3-C- C - N - C - C NH2
O OH
H H
contiene algunas de las siguientes funciones: I. Amina II. Amida III. Carbonilo IV. Ácido a. Sólo I y II d. Sólo I, II y III
b. Sólo I y IV e. I, II, III y IV
c. Sólo II y III
25.Químicamente, una grasa corresponde a: a. Un ácido carboxílico c. Una sal e. Una amida
b. Un alcohol d. Un éster
26.Al reaccionar la Leu con Ala y Gli, se puede afirmar que: I. Se forma un oligopéptido II. Se forman 3 enlaces peptídicos III. Se forman 2 moléculas de agua IV. Se obtiene una proteína a. Sólo I b. Sólo I y III c. Sólo I y IV d. Sólo I, II y IV e. Sólo I, III y IV
a. b. c. d. e.
Se rompe la unión de los peptidos El péptido forma una proteína La proteína cambia de estructura La proteína cumple una función estructural Ninguna de las anteriores
29.Respecto a los lípidos es falso afirmar que: a. Cumplen funciones de reserva b. Se pueden clasificar como saponificables e isaponificables c. Se separan por cromatografía d. Pueden conformar un glúcido e. No cumplen funciones estructurales 30.Respecto a los aminoácidos es incorrecto afirmar que: a. Presentan un grupo amina y un – COOH en su estructura b. Presentan punto isoeléctrico c. No tienen actividad óptica d. Tienen comportamiento anfótero e. Ninguna es correcta 31.¿Cuál es la clasificación fundamental de polímero? a. b. c. d. e.
Grupo de aminoácidos Conjunto proteico Cadena de hidrocarburos Conjunto de alifáticos Conjunto de monómeros
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32.Al analizar la siguiente secuencia de reacciones: CH3 – CH – CH3
-H2O
O C
A
OH A + HCI
OCH3
NCH3
O
C
B O
Los compuestos A y B son respectivamente: a. 2-propanol y 1-cloro - propeno b. 1-propeno y 1-cloro - propano c. 2 propanol y 2-cloro - propeno d. 2 propeno y 1-cloro - propino e. 1 propeno y 2-cloro – propano 33.Considerando que la estructura del cloruro de polivinilo (PVC) es: [...–CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl– CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl–CH2CHCl–...]
En su estructura se pueden distinguir las funciones: a. Éter u amina b. Éster y amida c. Ácido carboxílico y cetona d. Cetona, éter y amina e. Amina y éster 36.El edulcorante aspartame presenta la fórmula estructural siguiente:
H2N – CH – C – NH – CH – C – OH
El monómero utilizado en su formación es: a. CH3 –CH2Cl b. CH ? CCl c. CH3 -CHCl=CH-CH2Cl d. CH3 – CH3 + HCl e. CH2 = CHCl 34.Una proteína se puede considerar; I. Una poliamida II. Un polímero de adición III. Un polímero de condensación a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. Sólo I y III 35.La cocaína que inicialmente se utilizó como anestésico local, funciona como un potente estimulante. Al fumarlo tarda 15 segundos en llegar al cerebro. Este fármaco impide que el neurotransmisor dopamina se reabsorba después de ser liberado por las neuronas y, el alto nivel de dopamina, estimula los centros del placer del cerebro. La estructura química de la cocaína es
O
O
CH2
CH2
COOH
En esta estructura se pueden identificar, además de ácido carboxílico, las siguientes funciones orgánicas: a. b. c. d. e.
Amina y cetona Amida y cetona Amina, amida y éster Cetona, amina y amida Éter, cetona y amina
37.A continuación se indican cinco hidrocarburos, de los cuales cuatro de los ellos son isómeros entre sí. Indique el único que no lo es: a. b. c. d. e.
Ciclobutano 1-buteno Metil-ciclopropano 2-metil-propano 2-buteno
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Criterios e indicadores para la evaluación (Pautas, otras) En las unidades anteriores se han dispuesto distintos métodos para evaluar el progreso y nivel de logro de los estudiantes respecto a los aprendizajes esperados, contenidos mínimos obligatorios y, por ende, objetivos fundamentales. Se propone en esta unidad, una rúbrica, que puede ser definida como una guía que evalúa el desempeño de un alumno(a) basada en la suma de una gama completa de criterios más bien que una sola cuenta numérica. Este instrumento puede ser utilizado por los propios alumnos(as) como por el docente. En el primer caso es recomendable entregarles a los estudiantes el instrumento antes de iniciar un determinado trabajo para que guíen su accionar según los criterios con los cuales será evaluado si trabajó. Respecto a su uso, varios expertos indican que las rúbricas mejoran los productos finales de los alumnos(as) y por lo tanto aumentan el aprendizaje. Cuando los profesores evalúan los trabajos o los proyectos, saben qué hace un buen producto final y por qué. Cuando los alumnos reciben rúbricas de antemano, entienden cómo los evaluarán y pueden prepararse por consiguiente. Desarrollando una rúbrica y poniéndola a disposición de los estudiantes les proporcionará la ayuda necesaria para mejorar la calidad de su trabajo y para aumentar su conocimiento. Una vez que se ha elaborado la rúbrica, puede ser utilizada para una variedad de actividades. El repaso y la revisión de conceptos desde diversos ángulos mejorando así la comprensión de la lección para los alumnos(as). Entre las ventajas del uso de las rúbricas se reconocen: a. Los docentes pueden aumentar la calidad de su instrucción directa proporcionando el foco, el énfasis, y la atención en los detalles particulares como modelo para los alumnos(as). b. Los(as) alumnos(as) tienen pautas explícitas con respecto a las expectativas del profesor(a). c. Los(as) alumnos(as) pueden utilizar rúbricas como herramienta para desarrollar sus capacidades. d. Los(as) profesores(as) pueden reutilizar las rúbricas para varias actividades. Se dispone de un ejemplo para evaluar dos aprendizajes esperados para esta unidad: Pauta de evaluación de aprendizajes esperados Unidad 3 SUBSECTOR: NIVEL:
Química II Medio
Aprendizaje esperado 1: Identificar las propiedades del carbono que hacen posible generar una amplia gama de moléculas RÚBRICA 4
Identifica la tetravalencia del carbono como producto de la hibridación de sus orbitales
3
Identifica sólo el enlace sigma o pi
2
Identifica la tetravalencia del carbono producto de sus electrones de valencia, pero no asocia éste comportamiento con la hibridación
1
No indentifica la tetravalencia del carbono
Calificación:
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125
Aprendizaje esperado 2: Visualiza la estructura tridimensional de una molécula, describiendo y valorando la importancia de isomería geométrica RÚBRICA 4
Visualiza la estructura tridimensional de a lo menos una molécula y describe su isomería geométrica
3
Visualiza la estructura tridimensional de a lo menos una molécula, pero no identifica su isomería geométrica
2
Visualiza parcialmente la estructura tridimensional de a lo menos una molécula
1
No visualiza la estructura tridimensional de una molécula.
Calificación:
La tabla de verificación que le permite observar y evaluar con mayor objetividad los criterios de la Rúbrica ha sido dispuesta en las tablas de especificaciones de cada tema. En el sitio WEB http://rubistar.4teachers.org/index.php?&skin=es&lang=es&, encontrara indicaciones para crear rúbricas y crearlas, gracias a pasos muy sencillos.
TEMA 1
126
UNIDAD 4: DISOLUCIONES Unidad
Disoluciones
Tema
Disoluciones químicas Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas con algunas propiedades físicas y químicas
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y deberes de todas las personas Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente.
Objetivos Transversales de la Unidad
Contenidos
Páginas del texto
Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad.
Concepto y tipo de disoluciones
166 a la 174
Determinar la concentración de diferentes disoluciones.
Solubilidad: factores que afectan la solubilidad.
Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos.
Concentración de disoluciones
176 - 187
Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución
Conceptos básicos de estequiometría
188 - 191
Aprendizajes esperados
Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.
175
Sugerencias metodológicas para las actividades Complete a modo de plenario, con los alumnos(as), el organizador gráfico de la página 168 y en la medida que complete la parte en la que se hace referencia a las mezclas y reacciones químicas presente los aprendizajes esperados para la unidad. Desarrolle demostrativamente la actividad Ciencia en acción, “Disoluciones”. En la medida que ejecute la actividad invite a distintos estudiantes a participar. Inicie las actividades relacionando los conceptos revisados en la clase anterior. Introduzca el concepto de concentración, explique el concepto y los métodos empleados para calcularla., se sugiere que revise junto a los alumnos los ejemplos (ejercicios resueltos) del Texto para el Estudiante. Solicíteles desarrollar como actividad grupal el desafío científico de la página 179 y de la página 182. Los estudiantes desarrollan la actividad Ciencia en acción, de la página “Propiedades coligativas”. Presente a los alumnos(as) las propiedades coligativas y resuelva junto a ellos (en modo de plenario) el desafío científico de la página 201.
Propiedades coligativas
192 - 205 Para evaluar el tema se recomienda utilizar el instrumento N° 11.
UNIDAD 4
127
Tiempo duración de la Unidad
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación. Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Fomentar hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y medición. Desarrollar habilidades de investigación y de formas de observación, de razonamiento y proceder característicos de la metodología científica.
Sugerencias metodológicas para las actividades Con la participación de los estudiantes desarrolle el análisis, introduciendo en él conceptos de mezcla, soluto, disolvente, la clasificación y los factores que alterarían la solubilidad. Incentive a los alumnos(as) a elaborar el panel informativo para presentar los resultados y las conclusiones. Se indica a los estudiantes desarrollar el desafío científico página 174, como actividad indagatoria, respecto a los factores que alteran la solubilidad. Cierre las actividades revisando el desafío planteado, según los contenidos de la página 175. El trabajo del desafío científico de la página 185, obligara a los alumnos(as) a revisar en el texto los conceptos estequiométricos presentados en las páginas anteriores y a usted a actuar como guía de los grupos. Es imprescindible que usted supervise el trabajo de los alumnos(as) Los alumnos(as) desarrollan la actividad Ciencia en acción, página 183 o en su defecto usted la desarrolla como actividad demostrativa Los alumnos(as) pueden desarrollar como tarea los desafíos científicos de las página 191.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
Evaluación
180 min.
Desafío científico, Pág. 174 y 179.
Formativa Sumativa: panel informativo y Desafío científico
180 min.
Desafío científico, Pág. 185 y 191.
Formativa
90 min.
Desafío científico, pág. 201. Lectura científica, pág. 203. Revisemos lo aprendido: Tema 1, pág. 204. Autoevaluación, pág. 205. Instrumento de Evaluación Nº 11
Sumativa
TEMA 1
128
Sugerencias metodológicas a Motivación
Página 168 Activación de conocimientos previos Para introducir, la unidad se recomienda en la planificación que trabaje en conjunto con los alumnos(as) el organizador gráfico y presente los aprendizajes esperados cuando se hable de las mezclas y de las reacciones químicas. Posteriormente y de acuerdo a los conceptos relacionados en el esquema, solicíteles responder las preguntas propuestas en la actividad “y para comenzar”. Se espera que los estudiantes clasifiquen el jugo, el café y las manillas de bronce como mezclas homogéneas y la combustión del papel, la oxidación (fotografía de las cadenas) y la pastilla efervescente como reacciones químicas, indicando que su criterio para clasificarlas ha sido la presencia de las características de las sustancia iniciales en las finales. La actividad le permitirá a usted reforzar la idea de que en las reacciones químicas se forman sustancias muy distintas, en términos de propiedades, a las iníciales o reactivos. Página 169 Ciencia en acción: Disoluciones - Resultados esperados: Mezcla Agua con azúcar Agua con arena
Clasificación Mezcla homogénea Coloide Mezcla heterogénea Suspensión
Agua con jugo en polvo
Mezcla homogénea
Agua con aceite
Mezcla heterogénea
- Interpretación Las mezclas, por su comportamiento, son de fácil clasificación si el alumno(a) lee detenidamente la introducción, en la cual se entrega información relevante para que pueda distinguirlas. No obstante ello y debido a su comportamiento, la mezcla de agua y azúcar puede presentar un grado mayor de dificultad para el alumno(a) el agua con azúcar. Para la correcta interpretación de los estudiantes le entregamos las siguientes sugerencias para el análisis. - Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones
Recuerde que: Un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema fisico-químico compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas, de tamaño macroscópico (intermedio entre el macroscópico y microscópico), por ende, se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula. Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación. En síntesis, se caracterizan por: • Sus partículas no pueden ser observadas a simple vista. • Los filtros que no pueden atravesar son las membranas semipermeables, como el papel celofán y el colodión. Sus partículas presentan movimiento browniano y efecto Tyndall. Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido o pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (dispersante o dispersora). Cuando uno de los componentes es agua y los otros son sólidos suspendidos en la mezcla, son conocidas como suspensiones mecánicas Entre sus características se pueden mencionar: • Sus partículas son mayores que las de las disoluciones y los coloides, lo que permite observarlas a simple vista. • Sus partículas se sedimentan si la suspensión se deja en reposo. • Los componentes de la suspensión pueden separarse por medio de centrifugación, decantación, filtración y evaporación. b Trabajo con preconceptos
Mezclas y reacciones químicas: En el 8° año básico y en el 1° año medio, los alumnos(as) tienen los primeros acercamientos conceptuales formales a los conceptos de mezcla y reacción química. Si bien, ellos pudieron obtener los aprendizajes esperados en ambos niveles comprendiendo estequiométricamente una reacción e identificando el aire como una mezcla, es probable que estos conceptos se confundan al momento de aplicarlos y explicar el comportamiento de las sustancias iniciales en la preparación de un café. Es decir, no sería extraño que ellos reconozcan como “reactivos”el agua, el café en polvo y el azúcar y como “productos”el café. Para evitar esta confusión, es que se sugiere revise y construya junto a los estudiantes el organizador conceptual propuesto al inicio del tema y de la unidad. Al analizar las fotografías de la actividad “y para comenzar”, usted puede reforzar ambos conceptos haciendo énfasis en las diferencias observadas entre unas y otras, guiando la discusión con preguntas como:
UNIDAD 4
129
1.¿Cuáles son las características de las sustancias iniciales y finales? ¿Se asemejan? 2.¿Cuáles son reacciones químicas? y ¿cuáles disoluciones? ¿Cómo las identifica?
Magnitud física Unidad básica o fundamental fundamental Masa
kilógramo
kg
Magnitudes física y unidades: Desde los primeros cursos de educación básica, los alumnos(as) comienzan a trabajar con los conceptos de magnitudes y unidades, no obstante aún en cursos de educación media existen algunas dificultades para asociar correctamente magnitud y unidad, más aún para transformarlas.
Cantidad de sustancia
mol
mol
Volumen
Litro
L
Recuerde que: • Magnitud física: Toda medición consiste en atribuir un valor numérico cuantitativo a alguna propiedad de un cuerpo, como la longitud o el área. Estas propiedades, pueden cuantificarse por comparación con un patrón o con partes de un patrón. Constituyen ejemplos de magnitudes físicas, la masa, la longitud, el tiempo, la densidad, la temperatura, la velocidad y la aceleración. Se clasifican como: • Magnitudes escalares, caracterizadas por un valor fijo independiente del observador y carecen de dirección y sentido, como por ejemplo, la masa. En física clásica la masa, la energía, la temperatura o la densidad de un cuerpo son magnitudes escalares, ya que, contienen un valor fijo para todos los observadores • Magnitudes vectoriales, son magnitudes que cuentan con: cantidad, dirección y sentido como, por ejemplo, la velocidad, la fuerza, la aceleración, etc. • Magnitudes tensoriales, caracterizan propiedades o comportamientos físicos modelizables mediante un conjunto de números que cambian tensorialmente al elegir otro sistema de coordenadas asociado a un observador con diferente estado de movimiento o de orientación.
Página 189 y 190 (REACTIVO LIMITANTE) Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en una reacción química se le denomina reactivo limitante, ya que limita la cantidad de producto formado, pues una reacción química se detiene una vez que los reactantes (uno de ellos o ambos al mismo tiempo) se acaban, por ejemplo:
• Unidad de medida: Es una cantidad estandarizada de una determinada magnitud física. En general, una unidad de medida toma su valor a partir de un patrón o de una composición de otras unidades definidas previamente. Las primeras se conocen como unidades fundamentales, mientras que las segundas se llaman unidades derivadas. Cada unidad tiene un símbolo asociado a ella, el cual se ubica a la derecha de un factor que expresa cuántas veces dicha cantidad se encuentra representada. Es común referirse a un múltiplo o submúltiplo de una unidad, los cuales se indican ubicando un prefijo delante del símbolo que la identifica. Un conjunto consistente de unidades de medida en el que ninguna magnitud tenga más de una unidad asociada es denominado sistema de unidades.
Símbolo
c Manejo conceptual del docente
2 H2 (g) + O2 (g) A 2H2O (l) Si experimentalmente se dispone de masas que corresponden a 10 moles de hidrógeno y 7 de oxígeno, respectivamente, sabemos que por estequiometría de reacción del H2 y O2 (2 : 1A 1), una vez que se hayan gastado los 10 moles de hidrógeno, quedarán sin reaccionar 2 mol de oxígeno y se habrán formado 10 mol de agua; por lo tanto, el hidrógeno es el reactivo limitante y el oxígeno es el reactivo excedente, es decir, el que está presente en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante. Por ejemplo: Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? 2NH3(g) + CO2(g) A (NH2)2CO(ac) + H2O(l) Se convierten los gramos de reactivos en cantidad de sustancia: Una vez conocidas las proporciones estequiométricas de reactantes y productos, se calcula la cantidad de sustancia de producto que se obtendría si cada reactivo se consumiese en su totalidad: 637,2 gramos (NH3) · 1142 gramos (CO2) ·
1 mol = 37,42 moles (NH3) 17,03 g
1 mol = 25,95 moles (CO2) 44,01 gramos
El amoniaco es el reactivo limitante y se podrían obtener como máximo 18,71 moles de urea, es decir, 1124 g del compuesto. Otro concepto asociado a la estequiometría es el de “rendimiento de la reacción”, definido como la razón entre el rendimiento teórico y el real de una reacción química, entendiendo que el rendimiento
TEMA 1
130
teórico es la cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante, y el rendimiento real, la cantidad de producto que se obtiene experimentalmente en una reacción. Así, el porcentaje de rendimiento de una reacción se establece al aplicar la fórmula: 1 mol (NH2) CO 37,42 moles (NH3) · = 18,71 moles (NH2) 2CO 2 moles (NH3) 25,95 moles (CO2) ·
1 mol (NH2) CO = 25,95 moles (NH2) 2CO 1 moles (CO2)
porcentaje de rendimiento =
rendimiento real · 100% rendimiento teórico
Por ejemplo, para el mismo ejemplo del amoniaco y formación de la urea, se calculó que se obtendrán 1124 g de producto (urea), lo que corresponde a un rendimiento teórico. Si experimentalmente se obtuvieran 953,6 g de la sustancia, el rendimiento de la reacción es 84,84%, según el siguiente cálculo:
( )
953.6 g · 100 = 84,84 % 1124 g
d Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas Página 174 Desafío científico Se indica en la planificación que este desafío le permitirá a los alumnos(as) aplicar sus conocimientos y experiencias previas (indagación) para predecir qué factores afectan la solubilidad y cómo lo hacen. Por ende, se sugiere que sea trabajado en el aula, para que usted pueda orientar el trabajo realizado y la aplicación que hacen de sus experiencias. El potencial de esta actividad, indica que, si es bien desarrollado usted entregara los contenidos de las páginas siguientes sólo para formalizar los conceptos que los alumnos(as) ya manejan. Si usted cuenta con los recursos materiales, se recomienda realice las mezclas y situaciones propuestas de manera experimental y que los alumnos(as) pongan a prueba, mediante diseños experimentales sencillos, las respuestas que han planteado. Esto les permitirá además desarrollar la habilidad de la investigación y reforzar sus aprendizajes respecto a los métodos empelados por el mundo científico para comprender la realidad. Página 179 Desafío científico Como actividad de comprobación permitirá a los estudiantes practicar las habilidades científicas de interpretación de datos y
resolución de problemas. Idealmente debe ser desarrollada en aula, no obstante, los alumnos(as) pueden continuar fuera del aula. La pregunta 1 permite a los alumnos(as) reforzar sus aprendizajes respecto a la solubilidad, mientras que las preguntas 2 en adelante están formuladas para que ellos ejerciten el cálculo de concentraciones. Se sugiere que solicite a los alumnos(as) presentarle los resultados de este desafío y el anterior (página 174) para su evaluación formativa y sumativa. Para guiar a los alumnos(as) se sugiere además que usted desarrolle los ejercicios con anticipación y observe el solucionario dispuesto al final de esta guía. Página 183 Ciencia en acción: Preparación de disoluciones molares Resultados esperados Obtención de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 1,5 M y otra 0,1 M. Interpretación - Calculan la masa molar del Hidróxido de sodio (NaOH). - Interpretan la concentración 1,5 M y 0,1 M, como 1,5 moles de soluto (NaOH) y 0,1 moles de soluto (NaOH), en un litro o mil mililitros de disolución. - Los alumnos(as) calculan la masa necesaria de NaOH para preparar las disoluciones, correspondientes a 87 g (para 1,5M) y 5,8 g (para 0,1M), a partir de la definición de masa molecular. Recomendaciones para el análisis Para un análisis más profundo se recomienda que usted, a modo demostrativo, realice una titulación ácido base. Página 191 Desafío científico La actividad propuesta permitirá a los estudiantes comprobar los aprendizajes obtenidos respecto a: • Determinar la concentración de diferentes disoluciones. • Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos. • Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución Por ello se propone como una actividad que los alumnos(as) pueden desarrollar fuera del aula y se recomienda que usted la evalúe formativamente. Con la información que recopilará a partir de los resultados obtenidos, puede reforzar aquellos aspectos que considere necesarios antes de iniciar el tema de propiedades coligativas.
UNIDAD 4
131
e Evaluación Aprendizajes esperados Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad.
Determinar la concentración de diferentes disoluciones.
Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos. Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución
Indicadores Conoce el concepto de disolución y valora sus propiedades Distingue soluto de disolvente en una disolución
Actividad Asociada Desafío científico, página 174 Revisemos lo aprendido, página 204 Desafío científico, página 174 Desafío científico, página 179 Revisemos lo aprendido, página 204
N° de pregunta 1 a la 7 I, II 1, II 3, II 7 3 a la 5 2 a la 16 I, II 2
Aplica el concepto de solubilidad para Revisemos lo aprendido, página 204 entender el comportamiento de una disolución.
I 8, I 11, I 16 II 6
Conoce los factores que afectan la solubilidad de una disolución.
Desafío científico, página 179 Revisemos lo aprendido, página 204
1 I 8, I 11, I 16 II 5, III 14
Identifica distintos tipos de disoluciones según, la relación cantidad de soluto capacidad de disolver del disolvente. Determina la concentración de diferentes disoluciones
Desafío científico, página 174 Revisemos lo aprendido, página 204
1 a la 7 I, II 1, II 2
Desafío científico, página 179 Desafío científico, página 185 Revisemos lo aprendido, página 204
2 a la 14 1 a la 4 III 1 a la 12
Relaciona el concepto de mol con la masa atómica y molecular.
Desafío científico, página 179 Desafío científico, página 201 Revisemos lo aprendido, página 204
9, 10 y 11 7, 8, 9, 11 y 13 I, II 4, III 1, III 6
Prepara disoluciones de concentración molar, a partir del cálculo de mol y la determinación del volumen de la disolución. Calcula la masa molecular de un compuesto a partir de su formula y de la masa atómica de sus elementos constituyentes
Ciencia en acción, página 195
Actividad experimental
Desafío científico, página 179 Desafío científico, página 182 Desafío científico, página 185
2 a la 11 1 a la 3 1 a la 4
Establece el equilibrio en reacciones químicas por método de tanteo y/o algebraico
Desafío científico, página 191 Revisemos lo aprendido, página 204
1y2 II 11, III 13
Aplica principios básicos de estequiometría a reacciones en disolución
Desafío científico, página 191
2 a la 3
Ciencia en acción, página 192 Desafío científico, página 201 Revisemos lo aprendido, página 204
Actividad experimental 1 a 5, 14 y 15 I, II 5, II 8, II 10, III 14
Ciencia en acción, página 192 Desafío científico, página 201 Revisemos lo aprendido, página 204
Actividad experimental 1 a la 15 II 8, II 9
Valorar la importancia de las Conoce las propiedades coligativas propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos Valora la propiedades coligativas de comunes asociados a dichas las disoluciones propiedades.
TEMA 1
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Actividades complementarias Tema 1: Disoluciones químicas Selección múltiple. 1. Si se tiene una solución de ácido sulfúrico al 19,6% m/m y si la masa molar (MM) del H2SO4 es 98 g/mol, entonces es cierto que: I. II. III. IV.
Hay 19,6 g de ácido en 100 cc de agua Hay 0,2 moles de ácido en 100 g de solución Hay 19,6 g de ácido en 80,4 de agua Hay 0,4 equivalentes-gramos de ácido en 1000 g de solvente a. Sólo I b. Sólo II y III c. Sólo III y IV d. Sólo II, III y IV e. Todas
Crucigrama. 1. Punto técnico de una disolución que es siempre más bajo que el del disolvente puro. 2. Estructura funcional de la materia. 3. Propiedades de las disoluciones que dependen del soluto y no del solvente. 4. Ley que explica la relación proporcional entre la P vapor y la molalidad de la disolución. 5. Componente de mayor proporción en la disolución. 6. Átomo no neutro. 7. Punto térmico en el que la presión externa e interna de un sistema alcanzan el equilibrio. 8. Propiedad coligativa proporcional a la concentración de la disolución. 9. Concentración de solución en la que influye proporcionalmente el número de hidrógenos de los compuestos. 10. Propiedad relacionada con el cambio de estado líquido – gaseoso. 11. Concentración química que establece la relación moL A/kg B. 12. Concentración medida en mol L–1 13. Propiedad de soluto y solvente, que no es aditiva en solución. 14. Especie presente en solución en menor proporción.
UNIDAD 4
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Reactividad de los hidrocarburos
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiarás: - Reactividad de compuestos orgánicos. Introducción Como se ha estudiado, los hidrocarburos presentan mecanismos de reacción característicos, de los que se obtienen productos para su uso directo o para la síntesis de otros productos. En esta actividad experimental observarán y reconocerán la reactividad de algunos hidrocarburos. Paso 1: La observación Al inicio de la actividad observen las características de los reactivos, pues ellos experimentarán cambios químicos. En esta experiencia observarás la reacción entre: a. Hexano y el bromo b. Hexano y el permanganato de potasio c. Ciclo hexeno y el brono d. Ciclo hexeno y el permanganato de potasio e. Benceno y el bromo f. Benceno y el permanganato de potasio g. Carburo de calcio y agua h. Acetileno y oxígeno Paso 2: Preguntas de investigación Planteen con la ayuda de su profesor las preguntas de investigación que guiarán esta actividad. Para ello, recomendamos leer con atención los procedimientos experimentales que te orientarán para formularlas. Paso 3: Formulación de hipótesis Recuerden que formular respuestas probables a las preguntas de investigación, les permitirá guiar el diseño experimental y fundamentalmente desarrollar un proceso de análisis de resultados. Por ejemplo, si han planteado la siguiente pregunta de investigación respecto a la reacción del carburo de calcio y el agua, ¿qué productos se obtendrán?, podrías establecer como inferencia al respecto, “los productos formados son acetileno y hidróxido de calcio”. ¡Manos a la obra!, establezcan sus propias hipótesis. Paso 4: Diseño experimental Lean atentamente las instrucciones y las dudas que tengan consúltenlas a su profesor(a).
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Predecir. - Formulación de ecuaciones.
MATERIALES - Seis tubos de ensayo. - Ocho pipetas. - Vaso pp con agua destilada (para depositar las pipetas utilizadas). - Pisceta. - Embudo analítico. - Cápsula de petri. - Fósforos - Papel filtro. - Cinta adhesiva. REACTIVOS - 6 mL de hexano. - 6 mL de ciclohexeno. - 6 mL de benceno. - Solución 0,1 M de bromo en tetracloruro de carbono. - Solución 0,1 M de permanganato de potasio. - Dos gramos de carburo de calcio.
TEMA 1
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Precauciones Al oler los reactivos nunca pongan su nariz sobre la boca del recipiente que la contiene. Experiencia 1. Reactividad de alcanos, alquenos y aromáticos.
IMPORTANTE Cuando el bromo reacciona con hidrocarburos, se forma un halogenado incoloro, por ende, la reacción se descubre por la desaparición del color rojizo del bromo. Si los tubos permanecen con color rojizo, expónganlos a luz intensa (solar o artificial) durante cinco minutos para verificar los resultados.
1. En un tubo de ensayo dispongan 2 mL de hexano; en otro, 2 mL de ciclohexeno, y en un tercero, 2 mL de benceno. 2. A cada tubo agreguen dos gotas de bromo en tetracloruro de carbono, agítenlos. 3. Repitan el paso 1, en tubos de ensayo limpios. 4. A cada tubo agreguen, esta vez, gotas de permanganato de potasio, agítenlos. Experiencia 2. Lámpara de carburo. Insertar imagen de la formación de una lámpara de carburo a partir de una cápsula de petri y un embudo invertido que en su interior tiene carburo de calcio tapado con papel filtro. 1. En la tapa de la cápsula de petri dispongan dos capas de papel filtro. 2. Sobre el papel filtro, agreguen el carburo de calcio en el centro (no amontonarlo). 3. Con el embudo analítico invertido, tapen el carburo de calcio asegurándolo con cinta adhesiva a la cápsula de petri para formar un sistema hermético. 4. Con la ayuda de la pisceta, agreguen agua a todo el borde de la cápsula de petri, logrando que el agua humecte el papel filtro y la ponga en contacto con el carburo de calcio. Cuando se inicie la reacción, enciendan un fósforo y desplácenlo con cuidado desde la base del embudo hasta el extremo superior. El carburo de calcio al reaccionar con el agua forma acetileno (etino) e hidróxido de calcio (solución de color blanco), según la siguiente ecuación: CaC2 (s) + 2H2O(l)
C2H2(g) + Ca(OH)2 (ac)
Paso 5: Registro de observaciones Como se ha indicado con anterioridad, resulta fundamental para el trabajo científico registrar las observaciones del trabajo experimental. Escriban con sus palabras cada uno de hechos observados en las experiencias realizadas. Paso 6: Recopilar y ordenar datos Una vez registrados los hechos experimentales, es importante ordenarlos de manera tal que sea fácil establecer relaciones entre ellos o simplemente organizarlos. Ingresen sus observaciones en las siguientes tablas:
UNIDAD 4
135
Tabla 01: Características de los reactivos Reactivos
Color
Olor
Estado de la materia
Hexano Ciclo hexeno Benceno Carburo de calcio Bromo Permanganato de potasio
Tabla 02: Reacciones químicas Reacción
Productos obtenidos
Hexano y el bromo Hexano y el permanganato de potasio Ciclo hexeno y el bromo Ciclo hexeno y el permanganato de potasio Benceno y el bromo Benceno y el permanganato de potasio Carburo de calcio y agua Acetileno y oxígeno
Paso 7: Análisis de datos Los datos recopilados permiten analizar las reacciones estudiadas en este experimento. Para guiarlos les proponemos contestar las siguientes preguntas: 1. De acuerdo con sus observaciones, escriban las ecuaciones químicas de las reacciones estudiadas en la experiencia 1. 2. Expliquen químicamente lo observado en la experiencia número 2. 3. Escriban la ecuación química que explica la presencia de una llama en el extremo superior del embudo. 4. Investiguen qué usos tuvo en la minería la reacción de carburo de calcio con agua y de su producto (acetileno) con oxígeno. Paso 8: Concluir y comunicar resultados Elaboren un informe considerando las siguientes partes: 1. Página de presentación. 2. Introducción. 3. Marco teórico. 4. Diseño experimental. 5. Resultados y organización de datos.
Observaciones
TEMA 1
136
6. Análisis de resultados. 7. Conclusiones. 8. Bibliografía. Paso 9: Evaluar el trabajo realizado Revisen el trabajo realizado comentando con su grupo las siguientes preguntas: 1. Todos los integrantes del equipo de trabajo fueron responsables en el desarrollo de sus tareas. 2. Las habilidades propuestas les permitieron practicar las habilidades de observar, predecir y formular ecuaciones. 3. Durante el trabajo desarrollado, los integrantes fueron tolerantes y respetuosos. 4. La actividad desarrollada te permitió comprender a cabalidad los procesos de reactividad orgánica. 5. La reacción del carburo de calcio con agua y de su producto en reacción con oxígeno, así como la investigación realizada respecto a su uso en la minería, te permitió valorar la química como una herramienta de uso cotidiano. Según los comentarios realizados por los miembros del grupo, enumeren los aprendizajes que han logrado respecto a los contenidos y el trabajo en equipo que han logrado en este laboratorio.
DESAFÍO CIENTÍFICO
En tu cuaderno completa el siguiente cuadro resumen y responde las preguntas asociadas a cada uno de los conceptos claves estudiados en este tema.
Habilidades a desarrollar: ¿Por qué tiende a formar - Asociación. sustancias con propiedades - Completación. ácidas? y ¿Cómo es la polaridad en su estructura? ¿Cuáles son sus reacciones más comunes? y ¿qué tipo de alcoholes existen?
Grupo Funcionales son
¿Cómo se obtienen?
Éter
¿Qué es la esterificación?
Éster
¿Qué es la amonólisis?
¿Cuál es el aldehído más simple y para qué se usa?
Fórmula
ACIDO CARBOXÍLICO
¿Espacialmente, en qué se parecen a un aldehído?
¿Cuál es la diferencia entre una simple y una mixta?
¿Qué son?
Amina Aldehído
Fórmula
Ácido acetilsalicílico -OH
Etanol
-CO-
Acetona
-CO-NH2
Nailon
UNIDAD 4
137
DESAFÍO CIENTÍFICO
1. Anota los conceptos faltantes en el siguiente mapa conceptual. MEZCLAS
Habilidades a desarrollar: - Asociación. - Completación.
se clasifican Heterogéneas presentan
también llamadas
Suspensión
Coloide formadas por
pueden ser Insaturada
Soluto tiene una relación denominada
son de dos tipos
Solubilidad
No electrolitos pueden ser presentan pH
Saturada
que se ve afectada por
pueden formar
Presión Agitación
presentan Concentración
Soluciones Amortiguadoras
pueden ser
son Presión de vapor del solvente
Molares subdivididas
subdivididas % m/m
Molares
% v/v
Mb
Descenso del punto de congelación
% m/v entre ellas se pueden establecer relaciones Estequiométricas
Presión osmótica
TEMA 1
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CIENCIA EN ACCIÓN Saponificación Estudiaremos: - Saponificación
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Elaboración. - Manipulación de instrumental.
Materiales y reactivos • Un trozo de jabón • 5 g de grasa. • 10 mL de solución 40% de hidróxido de sodio (NaOH). • 50 g de sal (NaCl). • Tres vasos precipitado de 250 mL. • Una varilla de agitación. • Una probeta de 50 mL. • Un vaso precipitado de 500 mL. • Una pinza metálica. • Un mechero. • Un trípode y su rejilla. • Una cuchara metálica.
PRECAUCIÓN Trabajarán con una base fuerte, el hidróxido de sodio. Eviten el contacto directo y el derrame en la piel. Cualquier consulta que tengas respecto a la manipulación de esa sustancia consúltale a tu profesor/a.
Introducción La saponificación de los lípidos en medio básico es uno de los métodos utilizados para obtener un jabón, objetivo del presente laboratorio. Paso 1: La observación Seguramente en sus actividades diarias emplean más de una vez al día el jabón. Han observado con detención esta sustancia de amplio uso. Observen detenidamente el trozo de jabón y registren sus características. Paso 2: Preguntas de investigación Basados en la observación del trozo de jabón, se pueden plantear las siguientes preguntas de investigación: A. ¿Qué es un jabón? B. ¿De qué está constituido un jabón? C. ¿Cómo se fabrica un jabón? Paso 3: Formulación de hipótesis Respondan las preguntas propuestas en el paso 2, para ello pueden buscar información en diferentes fuentes o ingresen a: http://wwwprof.uniandes.edu.co/~infquimi/vi_feria/id64.htm. Paso 4: Diseño experimental 1. Depositen en el vaso pp de 250 mL 5 g de grasa. 2. Preparen en el vaso pp de 500 mL un baño María. 3. Dispongan con la ayuda de la pinza metálica el vaso con la grasa en el baño María. 4. Agiten la grasa dentro del vaso con la varilla de vidrio, agregando gota a gota los 10 mL de NaOH. 5. Dejen enfriar la mezcla y con la ayuda de una cuchara separen la fase superior (el jabón) en otro vaso pp de 250 mL. 6. En un tercer vaso pp de 250 mL, preparen 50 mL de una solución sobresaturada de cloruro de sodio. 7. Sumerjan el jabón en la solución saturada de cloruro de sodio para retirar el exceso de NaOH. 8. Retiren el exceso de solución de NaCl. 9. Utilizando toalla nova, proceda a secar el jabón obtenido y deposítalo en un molde. Paso 5: Registro de observaciones Observar los cambios que experimentaran los reactivos en todo el proceso es importante para conocer la composición y comprender la elaboración del jabón. Por ello, tomen nota de cada uno de los cambios que observen.
UNIDAD 4
139
Paso 6: Recopilar y ordenar datos Para ordenar las observaciones del proceso, completen la siguiente tabla. Proceso
Observación
Grasa expuesta al baño María Grasa expuesta al baño María y mezclada con hidróxido de sodio Enfriamiento de la mezcla de grasa y NaOH Jabón sumergido en solución saturada de cloruro de sodio.
Paso 7: Análisis de datos Has obtenido un jabón gracias al diseño experimental, de acuerdo a las observaciones recopiladas y ordenadas responde: A. ¿Qué es un jabón? B. ¿De qué está constituido un jabón? C. ¿Cómo se fabrica un jabón? D. ¿Cómo podrían comprobar que han obtenido un jabón? Describan dos procedimientos, ejecútenlos y anoten sus observaciones. E. Con la ayuda de su profesor o profesora, escriban las ecuaciones químicas que explican el proceso.
Paso 8: Concluir y comunicar resultados. Construyan un tríptico informativo para comunicar sus resultados, además deben exponer sus conclusiones respecto al trabajo realizado. En el tríptico incluyan además información respecto a la importancia del uso del jabón cotidianamente. Paso 9: Evaluar el trabajo realizado De acuerdo al trabajo que han realizado respondan las siguientes preguntas: 1. ¿Qué han aprendido? 2. ¿Cuál es la importancia del aprendizaje alcanzado en esta actividad? 3. ¿La actividad desarrollada les permite comprender la importancia de la química? 4. ¿Cuáles han sido las fortalezas del trabajo en equipo, que les han permitido fabricar un jabón? 5. ¿Qué debilidades del trabajo en equipo pusieron en riesgo alcanzar la meta de fabricar un jabón?
CUIDA EL AMBIENTE: Eliminen los residuos líquidos en el desagüe y el sólido en el basurero. Laven con abundante agua los materiales empleados, especialmente los que han estado en contacto con el NaOH.
TEMA 1
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CIENCIA EN ACCIÓN Estudiando las disoluciones Estudiaremos Separación de disoluciones y factores que alteran la solubilidad.
Habilidades a desarrollar - Observación. - Aplicación conceptual.
Matriales y reactivos • Dos cuadrados de papel filtro de 10 x 10 cm. • Dos rectángulos de papel filtro de 5 x 10 cm. • Cuatro vasos precipitados de 250 mL. • Una balanza. • Una varilla de agitación. • Cinco tubos de ensayo. • Una pipeta de 5 ó 10 mL. • Trípode - mechero y rejilla. • Tres tabletas efervescentes. • Tinta negra (se recomienda la tinta Parker o la china). • Medio litro de agua. • Hojas verdes. • 200 mL de alcohol de 96º. • 100 gramos de sal común.
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la actividad, elimina los residuos en el basurero y deja tu puesto de trabajo limpio.
Introducción: Trabajarás en una actividad experimental junto a cuatro compañeros y compañeras para conocer una técnica de separación de disoluciones denominada cromatografía y comprender los factores que afectan la solubilidad de una disolución. Paso 1: La observación Observen atentamente la tinta que utilizarán en la práctica experimental y describan sus características. Paso 2: Preguntas de investigación Lean atentamente el diseño experimental antes de iniciar el trabajo. De acuerdo a lo allí descrito, planteen las preguntas de investigación. Paso 3: Formulación de hipótesis Como en las actividades anteriores, formulen las inferencias que someterán a comprobación durante el diseño experimental. Paso 4: Diseño experimental Experiencia 1: Cromatografía. 1. Depositen el agua en el vaso precipitado. 2. En el centro del cuadrado de papel filtro depositen 5 ó 6 gotas de tinta, hasta formar una mancha. 3. Enrollen el rectángulo de papel filtro, luego insértenlo en el centro de la mancha. 4. Dispongan sobre el vaso precipitado que contiene el agua, el extremo más largo del papel enrollado de modo que atraviese el cuadrado (procuren que el papel enrollado esté sumergido en el agua, pero que ésta no toque el cuadrado que tiene la mancha). 5. Esperen que el agua ascienda por el papel y dejen que actúe sobre la mancha de tinta. 6. Repita el paso 1 reemplazando el agua por el alcohol. 7. Sobre el segundo cuadrado de papel filtro, froten en el centro las hojas verdes hasta conseguir una mancha. 8. Repitan el paso 3 con el segundo rectángulo de papel. 9. Repitan los pasos 4 y 5, esta vez sobre el vaso que contiene alcohol. Experiencia 2. Factores que afectan la solubilidad. “100 mL de agua a temperatura ambiente disuelven 37,5 g de sal común, formando una solución saturada”.
UNIDAD 4
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Primera parte: Solución sobresaturada. 1. En un vaso pp de 250 mL agreguen 100 mL de agua y procedan a calentarla hasta ebullición. 2. Agreguen al agua hirviendo 50 gramos de sal común y agiten hasta disolución. Registren sus observaciones respecto a la solubilidad. 3. Dejen enfriar la disolución, pueden acelerar este proceso en baños externos de agua fría o de hielo. Registren sus observaciones. 4. Una vez fría la disolución, agiten con una varilla y observen. Segunda parte: Ensayos de solubilidad. 1. En tres vasos pp, dispón 10 mL de agua. 2. El primero de los vasos con agua dispónganlo en un congelador o en su defecto en un sistema de enfriamiento continuo. 3. En el segundo vaso, calienten el agua hasta su ebullición. Una vez alcanzada la temperatura, agreguen una pastilla efervescente. Registren el tiempo que demora en disolverse y dejen enfriar. 4. El agua contenida en el tercer vaso, caliéntenla hasta los 40 ºC. Una vez alcanzada la temperatura, agreguen otra pastilla efervescente y registren el tiempo de disolución. Posteriormente deja enfriar junto al vaso número 2. 5. Para finalizar, registren la temperatura del vaso número 1 y luego agreguen la tercera pastilla efervescente. Nuevamente registren el tiempo de disolución. 6. Registren la temperatura de los tres vasos y sus observaciones respecto a las características físicas de la disolución. Paso 5: Registro de observaciones Registren en su cuaderno las observaciones del procedimiento experimental. Paso 6: Recopilar y ordenar datos Decidan como equipo de trabajo un sistema para recopilar ordenadamente la información obtenida. Para ello, es clave considerar la naturaleza de los datos (cuantitativos y/o cualitativos) y las preguntas de investigación, para organizarlos de manera tal que les permita obtener información relevante para contrastar la hipótesis planteada. Paso 7: Análisis de datos 1. De acuerdo con lo observado en la primera experiencia, definan qué es la cromatografía. 2. Expliquen los procesos de la segunda experiencia, aplicando químicamente los factores que afectan la solubilidad de la reacción. 3. En la primera experiencia, ¿por qué se cambia el agua por alcohol en la cromatografía de las hojas verdes? 4. Cómo explican lo observado en los tres vasos que contienen la disolución de la pastilla efervescente: a. A diferentes temperaturas. b. Una vez enfriados o aumentada la temperatura.
TEMA 1
142
Paso 8: Concluir y comunicar resultados Elaboren las conclusiones del trabajo experimental respecto al procedimiento cromatográfico y la solubilidad de las disoluciones. Posteriormente elaboren un informe de laboratorio para comunicar los resultados. Paso 9: Evaluar el trabajo realizado. Les proponemos en esta ocasión evaluar con preguntas abiertas el trabajo realizado como equipo y los aprendizajes esperados. Por ejemplo: 1. ¿Cómo estuvo el trabajo en equipo, fuimos eficientes? 2. ¿Fuimos responsables? 3. ¿Aprendimos qué es la cromatografía y, a partir de ello, valoramos su importancia como técnica de separación? Formulen cada uno de los integrantes del equipo una pregunta para compartir con el grupo a modo de evaluación.
Verdadero o Falso. Determina si las siguiente frases son verdaderas (V) o falsas (F). 1. ___ Las soluciones acuosas siempre tienen como disolvente el agua. 2. ___ El soluto de una solución es siempre aquel que se presenta en menor proporción. 3. ___ Para una solución 7% m/v, se puede asegurar que el volumen del solvente será equivalente a 93 mL. 4. ___ Si una solución acuosa de hidruro sódico presenta concentración 5% v/v, se puede afirmar que el volumen del solvente alcanza los 95 mL. 5. ___ La molaridad se define como “moles de soluto en un kilógramo de solución”. 6. ___ Los eq–g del soluto equivalen al número de moles, cuando el ácido o sustancia es monoprótico (presenta un hidrógeno) 7. ___ El número de moles de un compuesto es siempre igual a la masa dividida por la masa molar (MM)de la sustancia. Términos pareados. Relaciona los conceptos enumerados en la columna A con su definición correcta en la columna B. Para ello antepongan en la definición el número asignado al concepto. Columna A 1. % m/m 2. Molaridad 3. % m/v 4. Normalidad 5. % v/u 6. Molalidad 7. Masa molar (MM) 8. Cantidad de sustancia
Columna B ___ Moles de A en masa de AB en kg ___ Masa de A en 100 gramos de AB ___ Moles de una sustancia ___ Moles de A en un litro de AB ___ Masa de una sustancia en gramos por unidad de mol ___ Volumen de A por cada 100 mL de AB ___ Eg-g de A en 1000 mL de AB ___ Masa de A en 100 mL de AB
UNIDAD 4
143
Resuelve los siguientes ejercicios. 1. La presión de vapor del Benceno (C6H6) a 25 °C es 93,76 mmHg. Determina la presión de vapor de una solución preparada disolviendo 56,4 g de un soluto no volátil (C20H42) en un kilógramo de Benceno. 2. La presión de vapor del agua a 60 °C es 149,4 mmHg. Si Ud. desea preparar una disolución donde la presión de vapor disminuya a 140 mmHg. Determina la masa de glucosa (C6H12O6) que debe disolverse en 150 g de agua para lograr dicho efecto. 3. Se disuelven 0,3 moles de sulfato de sodio (Na2SO4), electrolito fuerte y no volátil, en 2 kg de agua a 60 °C. Si la presión de vapor del agua a esta temperatura es 149,4 mmHg. Determina la presión de vapor de la solución resultante. 4. Determina la constante ebulloscópica de un solvente, si al disolver 100 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 250 g de este solvente, éste incrementa su temperatura de ebullición en 2,1 °C. 5. Calcula el peso molecular de un no electrolito si el agua se congela a –0,50 °C cuando en 20 g de ella se disuelven 12 g de soluto. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal). 6. Si 40 g de un compuesto C6H10O5 se disuelven en 500 g de agua, determina el punto de ebullición de esta disolución. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Keb = 0,52 °C/molal). 7. Si al disolver 20 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 200 g de solvente se observa que el punto de ebullición de la disolución es de 90 °C, determina el punto de ebullición de un solvente puro cuya constante ebulloscópica es 0,61 °C/molal. 8. ¿Cual será el punto de congelación de una solución que contiene 17,25 g de ácido cítrico (C6H8O7) disueltos en 250 g de agua? (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal). 9. A 100 mL de agua se agregan 50 mL de alcohol (masa molar 46 y densidad 0,7 g/mL). ¿Cual será el punto de congelación de esta mezcla? (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal). 10. ¿Cual es la presión osmótica a 20 °C de una solución de sacarosa (C12H22O11), 0,0020 M? 11. Disolviendo 6,73 g de sacarosa (masa molar 342 g/mol) hasta formar 1500 mL de solución a 20 °C. ¿Cual es la presión osmótica que teóricamente corresponderá? 12. Calcular la masa molar aproximada del tiofeno sabiendo que una disolución de 100 mL que contiene 0,32 g de ese compuesto en alcohol dio una presión osmótica de 510 mmHg a 20 °C. 13. ¿Que presión osmótica en atm ejercerá cualquier disolución 0,1 M de una sustancia no ionizable a 20 °C?
DESAFÍO CIENTÍFICO
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Instrumento de Evaluación N° 11 “Disoluciones químicas” Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones: Lea atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder. Este instrumento evalúa los siguientes aprendizajes esperados: • Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad. • Determinar la concentración de diferentes disoluciones. • Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos. • Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución. • Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades. La evaluación consta de 8 preguntas de desarrollo y 20 de selección única. Dispone de 1 hora y 20 minutos como máximo y 1 hora como mínimo, para responderlas.
I. Desarrollo: Responde las preguntas planteadas, empleando sólo los espacios disponibles. 1. ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla homogénea y una heterogénea? Explica utilizando ejemplos comparativos. ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 2. Define disolución. Refiérete brevemente a sus propiedades. ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 3. ¿Cuál es la utilidad de las disoluciones en la vida cotidiana? Cita a lo menos 2 ejemplos. ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________
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4. ¿Qué relación conceptual se puede establecer entre mol y masa? ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 5. ¿Cuál es la importancia de la magnitud “cantidad de sustancia” y la unidad de medida “mol”, para la química? Responde citando un ejemplo. ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 6. ¿Qué es la estequiometría?, ¿cuál es su importancia en el cálculo de reacciones químicas en las que participan disoluciones? ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 7. Explica brevemente ¿qué son las propiedades coligativas? ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ 8. ¿Qué relación tiene las propiedades coligativas con el uso que se da a determinadas disoluciones, como por ejemplo el líquido anticongelante de los automóviles? ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________
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II. Selección única. Marca con una ✗ la letra de la alternativa correcta. 1. Cuando una persona prepara un puré instantáneo, empleando para ello 1 bolsa de puré, dos tazas de agua, una taza de leche, tres cucharaditas de aceite y una pisca de sal, se puede asegurar que el solvente de la mezcla homogénea preparada es: a. El puré b. El agua c. La leche d. El aceite e. La sal 2. Un jugo de frutas es preparado al disolver 20 gramos de fruta en 500 gramos de agua. Su % m/m es: a. 0,04 b. 4,00 c. 3,85 d. 25 e. 2500 3. Un individuo que se tuerce un pie durante un partido de fútbol, es visto por un técnico paramédico, quien le indica que para evitar la inflamación y el moretón debe poner su pie en un litro (equivalente a un kilogramo) de salmuera (mezcla acuosa de sal) tibia al 7% m/m. Según la concentración indicada, las cantidades de sal y agua que debe poner en un recipiente es: (nota: 1000 g de agua son equivalentes a 1 kg). a. 100 g de sal por cada litro de agua b. 7 gramos de sal en 100 g de agua. c. 7 gramos de sal en 93 g de agua d. 70 gramos de sal en 930 g de agua e. 70 gramos de sal en 1000 g de agua 4. Para limpiar una herida, se preparan soluciones diluidas de agua y alcohol. Si un individuo prepara esta mezcla en un recipiente de 700 mL, disponiendo 150 mL de alcohol desnaturalizado y llena el resto del recipiente con agua, obtendrá una disolución de concentración % v/v equivalente a: a. 17,64 b. 21,43 c. 46,67 d. 27,27 e. No se puede determinar la concentración. 5. Una receta para la elaboración de “milk shake” dice: “En un recipiente ponga 300 mL de leche, posteriormente agregue 50 mL de la fruta que usted ha seleccionado para darle sabor y 3 mL de azúcar, agite fuertemente para mezclar”. Respecto a la mezcla es correcto afirmar que:
I. La Leche es el solvente y la fruta uno de los solutos II. La fruta es el solvente y la leche uno de los solutos III. El azúcar es también un solvente IV. El azúcar es también un soluto a. Sólo I c. Sólo I y III e. Sólo II y IV
b. Sólo II d. Sólo I y IV
6. Al preparar un café sin azúcar se disponen en una taza 250 mL de agua y 5 g de café en polvo. Si la densidad del café es 2,3 g/mL, el % m/V de la solución es: a. 2,00 b. 1,98 c. 2,90 d. 3,45 e. No se puede determinar la concentración 7. La masa de 3.5 moles de cobre puro (MM= 63 g/mol), es: a. 220.5 g b. 18, 2 g c. 224 g d. 22,4 g e. 22,05 g 8. Esta simbología 3 H2SO4, indica que hay: I. 3 moléculas. II. 3 átomos de ácido. III. 21 átomos en total. a. Sólo I c. Sólo III e. Sólo I y III
b. Sólo II d. Sólo I y II
9. En la ecuación X Al(OH)3 + Y H2SO4 Z Al2(SO4)3 + 6 H2O Los coeficientes X, Y, Z son respectivamente: a. 2, 3, 1 b. 3, 2, 1 c. 1, 2, 3 d. 3, 6, 3 e. 4, 6, 2 10. Cuántos gramos de hidrógeno se producirán con 10 gramos de cinc ácido clorhídrico, de acuerdo a la ecuación no equilibrada: Zn + HCl ZnCl2 + H2. a. 2 g b. 0,3 g c. 12 g d. 15 g e. 1 g
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11. Sabiendo que una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una concentración 0,15 M se puede deducir que: I. Presenta 0,15 gramos de soluto II. Existen 1000 mL de disolvente III. El total de soluto en la disolución es 0,15 moles IV. El volumen total de la disolución es 1000 mL a. Sólo I c. Sólo II y III e. Sólo III y IV
b. Sólo II d. Sólo II, III y IV
12. La molaridad de una disolución acuosa de 250 mL, que contiene 2 mol de soluto, es: a. 0,008 mol/L b. 0,08 mol/L c. 0,8 mol/L d. 5 mol/L e. 5000 mol/L 13. Para “lavar”los pastelones recién instalados en una casa, se recomienda diluir ácido clorhídrico (HCl) y limpiar con una escobilla. Si un el maestro compra en la ferretería 1 litro de HCl 1 M y lo diluye en 10 litros de agua, qué concentración presentará la disolución. a. 0,1 M b. 0,5 M c. 1 M d. 10 M e. 100 M
16. Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite: I. Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada. II. Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes. III. Determinar masas molares de solutos desconocidos. IV. Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo. Es (son) correcta(s) a. Sólo I y II b. Sólo II y III c. Sólo II, III y IV d. Sólo III y IV e. Todas. 17. El siguiente gráfico muestra los puntos de ebullición (en °C) de 11 disoluciones que tienen el mismo soluto y solvente, pero se diferencian en sus concentraciones. Estos valores se comparan con el punto de ebullición del solvente puro (agua). 120 115
14. En un recipiente con capacidad total de 7 litros, una dueña de casa prepara una disolución acuosa de soda caustica (NaOH), la que utilizará en la limpieza del WC. Dispone en el recipiente 12 kg de hidróxido y llena el recipiente con agua hasta completar 5 litros. La concentración molar de la disolución es: a. 12,5 M b. 2,5 M c. 1,78 M d. 1,83 M e. 0,0025 M 15. Un doctor le indica a su paciente que debe aplicarse paños con salmuera de concentración 3 molar sobre una zona en la que tiene una contusión. El paciente al llegar a su casa prepara 500 mL de la disolución. ¿Qué masa de soluto (NaCl) agregó para obtener la disolución? a. 1,5 g b. 150 g c. 300 g d. 87 g e. 100 g
110 105 100 95 90 1
2
3
4
5
Punto de ebullicióm solución
6
7
8
9
10
11
Punto de ebullicióm agua pura (ºC)
Observando el comportamiento de los datos: I. Existe una relación directamente proporcional entre la cantidad de soluto y la elevación del punto de ebullición. II. La disolución n° 4 es de mayor concentración que la 11. III. El grafico representa el comportamiento de una propiedad coligativa. IV. El número de moles disueltos en la disolución n° 10 es mayor que la de la disolución n° 5 Es(son) correcta(s): a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I, II y III d. Sólo I, II y IV e. Sólo II, III y IV
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18. El punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52 °C/m), es: a. 100,24 °C b. 100,93 °C c. 112,35 °C d. 125,94 °C e. No se puede determinar, faltan datos. 19. El siguiente esquema presenta dos disoluciones de distinta concentración, coexistente en un tubo en U y separadas por una membrana semipermeable. Obsérvala atentamente. Disolución B
Disolución A
Se puede afirmar que: I. La disolución A tiene mayor concentración molar que la B II. La disolución A tiene menor concentración molar que la B III. Se representa un proceso de osmosis IV. Si se aplica presión en el lado de la disolución A, el sentido de intercambio en la membrana se invertirá a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I, III y IV d. Sólo II, III y IV e. Sólo III y IV 20.El valor de la presión osmótica que corresponde a una disolución que contiene 2 moles de soluto en un litro de disolución a una temperatura de 17° C, es: a. 47,59 atm b. 35,56 atm c. 12,35 atm d. 2 atm e. 1 atm
Criterios de evaluación: F. Lista de cotejo y pautas de observación de los aprendizajes esperados y objetivos transversales fundamentales Se sugiere que el docente estructure una lista de cotejo y/o lista de apreciación (según corresponda) para las actividades de evaluación formativa, que le permita visualizar el logro de los aprendizajes esperados y retroalimentar a los estudiantes oportunamente para reforzar aquellos contenidos y ámbitos de la formación (los que evidentemente deben ser evaluados empleando la autoevaluación) que se observen deficitarios. Se estructura a modo de ejemplo la siguiente lista de cotejo. En la primera columna se indica la lista de los estudiantes que componen el curso, en la primera fila se enumeran como indicadores los aprendizajes esperados y los objetivos fundamentales. Como indicadores de logro, se establece como criterios de evaluación: LOGRADO (L) El estudiante ha logrado el aprendizaje u objetivo. LOGRADO CON OBSERVACIÓN (LO) El estudiante ha logrado el aprendizaje u objetivo, con errores conceptuales que deben ser reforzados u objetivos transversales que se muestran sólo de manera ocasional. NO LOGRADO (NL) El estudiante no ha logrado el aprendizaje u objetivo, razón por la cual debe ser replanteado el contenido. Aprendizajes esperados
Objetivos transversales fundamentales
1.Comprende el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad. 1.Es riguroso en el trabajo, en la 2.Determina la concentración de diferentes disoluciones. observación y medición. 3.Reconoce el mol como una unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos. 2. Ha desarrollado habilidades de investigación y de formas de 4.Conoce los principios básicos de la estequiometría y los aplica a las reacciones observación, de razonamiento y en disolución. proceder característicos de la 5.Valora la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la metodología científica. comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades. 6.Conoce los conceptos de ácidos y bases y los asocia a la comprensión de fenómenos de la vida diaria. 7.Conoce las propiedades de las disoluciones amortiguadoras del pH y valora su importancia para la vida. 8. Valora el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
UNIDAD 4
149
Lista de apreciación Unidad 4. Aprendizajes esperados
Nómina de estudiantes 1
2
3
4
5
6
7
8
9
Objetivos transversales fundamentales 1 2 3
TEMA 2
150
UNIDAD 4: DISOLUCIONES Unidad
Disoluciones.
Tema
Ácidos y bases. Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas con algunas propiedades físicas y químicas.
Objetivos Fundamentales de la Unidad
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y deberes de todas las personas. Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente. Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados
Contenidos
Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Teorías ácido - base. Concepto de pH. Escala de pH Cálculo de pH Fuerza relativa de ácidos y bases. Neutralización.
Conocer la propiedad de las disoluciones amortiguadoras del pH y valorar su importancia para la vida.
Disoluciones amortiguadoras o buffer. Uso y aplicaciones de los amortiguadores.
Páginas del texto
206 a la 221
Sugerencias metodológicas para las actividades Considerando el tiempo disponible para trabajar el tema, se sugiere realice las actividades experimentales de manera demostrativa. Si cuenta con más horas de clase que las indicadas en esta planificación permita a los alumnos(as) ejecutar las actividades propuestas en grupos. Desarrolle la actividad “Y para comenzar”de la página 206 a modo de plenario y presente los aprendizajes esperados que se asocian al tema. Ejecute demostrativamente la actividad “Ciencia en acción” de la página 207. Para reducir el tiempo puede emplear recursos audiovisuales, los que puede elaborar extrayendo material desde el portal http://www.elprisma.com/apuntes/curso.asp?id=5239#. Se sugiere emplee la lectura científica para realizar la motivación de la clase. Solicite a los alumnos(as) desarrollar la actividad “Ciencia en acción”de la página 223 y entregar el medio seleccionado para comunicar los resultados. Se sugiere que en él incluyan las preguntas para la reflexión de la lectura científica.
222 a la 231
UNIDAD 4
151
Tiempo duración de la Unidad
9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas.
Tiempo de duración del Tema
4 semanas (4 clases)/ 8 horas pedagógicas.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos. Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información. Fomentar hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y medición.
Desarrollar habilidades de investigación y de formas de observación, de razonamiento y proceder característicos de la metodología científica. Aplicar habilidades científicas en actividades experimentales. Valorar el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Sugerencias metodológicas para las actividades Explique a los estudiantes las características operacionales y las teorías ácido- base. Se recomienda que como actividad de clase, los estudiantes desarrollen el desafío científico de la página 213. Introduzca el concepto de pH y contrasta junto a los alumnos(as) la escala de pH (tal como está explicado en el texto). Emplee en su explicación los ejercicios resueltos presentados en el mismo texto. Como actividad de clase, usted puede seleccionar algunos ejercicios de los desafíos científicos de las páginas 216, 219 y 221. Se sugieren respectivamente: 2d, 3 a, b, f, 4, 6, 9; de la página 216, 1a, 1 b; de la página 221 de 1a, 2 a. Los ejercicios no desarrollados en la clase de los desafíos anteriormente indicados, se recomiendan sean desarrollados por los alumnos(as) y entregados a usted para su calificación.
Tiempo estimado
Recursos didácticos
270 min.
Desafío científico, Pág. 213, 216, 219 y 221.
Formativa Sumativa: Desafío científico
90 min.
Lectura científica, pág. 223. Revisemos lo aprendido: Tema 2, pág. 227. Autoevaluación, pág. 229. Síntesis de la unidad, pág. 230. Camino a…, pág. 231. Instrumento de evaluación Nº 12, 13 y 14.
Formativa Sumativa: Informe de laboratorio.
El análisis de la actividad le permitirá a los estudiantes comprender los aspectos fundamentales del comportamiento de las soluciones buffer. Por ello, es de vital importancia que usted asesore a los grupos de trabajo y la información teórica que les entregue. Se recomienda que los alumnos desarrollen en forma individual (dentro o fuera de aula) las actividades “revisemos lo aprendido”y “síntesis de la unidad”. Se sugiere evaluar el tema con el instrumento N° 12 y la unidad completa con el N° 13.
Evaluación
TEMA 2
152
Sugerencias metodológicas a Motivación
Página 206 Activación de conocimientos previos Comente a los alumnos(as) la introducción propuesta para el tema y explique el organizador conceptual de la página. Posteriormente y a modo de plenario (idealmente apoyado por imágenes grandes que todos los alumnos(as) puedan observar o seguir por ejemplo en el texto, fotografías propuestas) comparta con los alumnos(as) las preguntas de la actividad “y para comenzar”al finalizar conecte las experiencias declaradas por los alumnos(as) y entregue las respuestas correctas. Al cierre de la actividad, presente los aprendizajes esperados para la unidad y refuerce los objetivos fundamentales y transversales citándoles nuevamente. Página 207 Ciencia en acción: Ácidos y bases - Resultados esperados: Clasifican el HCl como un ácido y el NaOH como una base en función de las observaciones y la comparación que hacen con la tabla de datos dispuesta en el paso 1 (observación). - Interpretación y recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones Es de vital importancia que los alumnos(as) comparen sus observaciones y datos recopilados con la tabla dispuesta en la observación. Para asegurarse de ello, se recomienda confeccione la tabla en el pizarrón o en su defecto en un panel y en un lugar visible. Los jóvenes observarán que: El ácido clorhídrico: • Reacciona con el zinc produciendo H2(g) y cloruro de zinc. • No reacciona con grasa. • Al mezclarlo con fenoftaleina se mantiene incoloro. • Con el papel tornasol adquirirá una coloración amarillenta. El hidróxido de sodio: • No reacciona con metal • Disuelve la grasa • Al mezclar con fenoftaleina adquiere un color fucsia • El papel tornasol adquiere una coloración azulada.
b Trabajo con preconceptos
La importancia de las sustancias ácidas y básicas A lo largo del texto se entregan datos que usted puede emplear para que los alumnos(as) asocien estas sustancias a la vida cotidiana (más que química y lectura científica) y así, valoren el aporte de la química a la compresión de la realidad. Se entregan a continuación algunos datos imprescindibles. ÁCIDOS 1. Los ácidos se definen como compuestos que ceden protones en disolución. 2. El pH para el cual la mitad de las moléculas de un ácido han cedido su protón es su pKa. 3. Los ácidos fuertes como el HCl ceden protones incluso a pH muy bajo (por tanto tienen un pKa bajo) y los ácidos débiles sólo ceden protones si el pH es muy alto (es decir, a muy baja concentración de protones libres). 4. Un ejemplo importante de esto es la tirosina, cuyo grupo R es fenólico; un grupo ácido con un pKa ~ 10. 5. La mayoría de los ácidos biológicos, sin embargo, son ácidos más débiles que el HCl. La principal clase de ácidos biológicos son los ácidos carboxílicos. Como la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno de un ácido carboxílico no es tan acusada como en el HCl, la tendencia de un ácido carboxílico a ceder su protón es mucho menor que la del HCl. Sin embargo, los ácidos carboxílicos se disocian más rápidamente que el agua debido a la presencia de dos oxígenos electronegativos. 6. La tendencia de un ácido a disociarse están en función de la fuerza del ácido y del pH de la disolución. Los ácidos fuertes se disocian incluso cuando el pH es bajo, pero esto no ocurre con los ácidos débiles. 7. Por conveniencia, se identifica el pH al cual el ácido está disociado al 50% (la mitad protonado y la otra mitad desprotonado). Este valor de pH se define como el pKa del ácido en cuestión. Por ejemplo: CH3COOH CH3COO– + H+ ; pKa = 4,8; El pKa significa que a pH = 4,8, la mitad de las partículas están ionizadas (acetato) y la otra mitad no lo están (ácido acético). Entendido así, se establece que cuanto más fuerte sea un ácido, más bajo será su pKa. BASES 1. Las bases son capaces de captar protones en un medio acuoso y, por tanto, estarán cargadas positivamente en su forma protonada, y no tendrán carga en la desprotonada. 2. La base débil biológica más común es el grupo amino (R–NH2).
UNIDAD 4
153
3. A pesar de las diferencias entre ácidos y bases, el pKa también se puede utilizar para cuantificar la fuerza relativa de las bases. Nota que mientras que los valores de pKa para los ácidos son generalmente menores que 7, los valores de pKa para las bases son usualmente mayores que 7. Por ejemplo, la etanolamina tiene un pKa de 9,5 y está protonada al 50% (carga media = +1/2) cuando el pH es 9,5. Una excepción a esta regla es el aminoácido histidina, que es una base pero tiene un pKa alrededor de 6,0 c Manejo conceptual del docente
Agua, el principal disolvente biológico El agua puede estabilizar las formas ionizadas de las moléculas, como Na+, Cl–, K+, Mg2+, Ca2+, SO42–, PO42– y HCO3–. Las moléculas de agua adyacentes a un ión simplemente se orientan de forma que sus átomos de oxígeno con carga parcial negativa rodeen a iones positivos, mientras que sus hidrógenos con carga parcial positiva rodeen a iones negativos, como muestra la siguiente imagen, en la que es posible observar la estructura cristalina del NaCl y su disociación en agua. El agua disuelve los compuestos iónicos Estructura cristalina del NaCI
NaCI en agua
Reconocimiento adecuado de las formas protonadas y desprotonadas de un ácido con varias ionizaciones. El ácido fosfórico puede seguir tres ionizaciones, por lo tanto, tiene tres valores de pKa. El ácido fosfórico como grupo fosfato tiene gran importancia biológica debido a su papel en DNA/RNA, en moléculas energéticas como el ATP, en la fosforilación de proteínas, etc. La protonación total de este ácido debería ocurrir cuando la [H+] es muy alta, es decir, a bajo pH. Así, a pH 1, o menos, más del 90% del ácido fosfórico está como H3PO4. Si se añade NaOH a una disolución de H3PO4 a pH 1, los iones OH– se combinan con los H+ para dar agua, lo que eleva el pH y deja Na+ en la disolución. Cuando el pH se va acercando a 2,0, se empezará a liberar el primer protón, lo que tiene dos consecuencias, una concierne a la forma química del H3PO4 y la otra al amortiguamiento o tamponamiento. La forma química del ácido, una vez que el primer H+ sea liberado totalmente (pH sobre el valor 3), cambiará a H2PO4–. Pero como en esta reacción también se libera Na+ (al combinarse el OH– y el H+ para producir agua), se puede producir la sal NaH2PO4. Así, esta primera ionización se escribe como: H2O + NaH2PO4 ; pKa = 2,0 NaOH + H3PO4 La reacción para la segunda ionización es: H2O + Na2HPO4 NaOH + NaH2PO4
Sodio (Na) Cloro (CI)
La capacidad del agua para formar enlaces de hidrógeno con otras moléculas de agua o con otros compuestos polares es importante porque: 1. Proporciona al agua gran cohesión y resistencia a la evaporación, 2. Permite la solvatación de las biomoléculas que también pueden formar enlaces de hidrógeno. Puentes de hidrógeno entre moléculas de agua
Puente de H
Agua formando enlaces con el amoniaco
enlaces de H
Oxígeno (O) Nitrógeno (N)
Y de la tercera ionización es: NaOH + Na2HPO4 H2O + Na3PO4 Durante la transición entre el pH 1,0 y el 3,0 la mayoría de los H+ que se utilizan para combinarse con el OH–, proceden del H3PO4. Los protones no vienen del agua pero la relación [H+] · [OH–] = 10–14 aún se mantiene; por tanto, el pH no cambia o vira bruscamente cuando se añade NaOH en la transición de pH 1 a 3. Éste no es el caso entre, por ejemplo, los pH 3,0 y 5,8, cuando la adición de NaOH no toma H+ del fosfato, puesto que no hay valor de pKa para la disociación del fosfato en este intervalo (el segundo pKa corresponde a 6,8). Así, los protones deben proceder del agua y el pH cambia bruscamente en este intervalo. Este “tamponamiento” que evita el viraje brusco de pH se observa claramente en el siguiente gráfico:
TEMA 2
154
En el se observa: Curva de ionización del ácido fosfórico NaH2PO4
1.0
Intervalo de tamponamiento
Equivalentes de NaOH añadidos 0.5
(-1.0)
(-0.75) Carga neta del ácido (-0.5)
(-0.25) pH = pKa
H3PO4 0.0
(0.0)
1.0
2.0
3.0
Página 216, 219 y 221 Desafío científico Se sugiere en la planificación que usted aborde algunos ejercicios para trabajar el cálculo de pH con los alumnos(as). Los ejercicios recomendados son: Página Desafío científico
N° de ejercicios
226
2d, 3 a, b, f, 4, 6, 9
229
1 a, 1 b
231
1ay2
pH de la disolución
1. En el pKa o cerca de él, tanto los ácidos como las bases débiles amortiguan las variaciones de pH, actuando así como tampones. 2. De esta manera, una disolución amortiguará los cambios de pH cerca de su valor de pKa (área sombreada). 3. A valores de pH >> pKa, la afinidad del ácido fosfórico por los protones no es suficiente para unir H+ hasta que no se alcance el siguiente valor de pKa, y a valores de pH << pKa, prácticamente todo el ácido fosfórico ha unido ya H+ y no está disponible para unir más H+ adicionales. 4. Por tanto, el ácido fosfórico, como cualquier otro ácido o base débil, sólo es efectivo como tampón a valores de pH de una unidad por encima o por debajo de su pKa . d Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas Página 213 Desafío científico Actividad de sencilla elaboración que los alumnos(as) deben desarrollar individualmente. Formulada para que desarrollen las habilidades científicas de asociación e interpretación de datos, plantea cuestionamientos directos que pretenden la aplicación inmediata de los contenidos revisados en las páginas anteriores. Técnicamente corresponden a ejercicios que son resueltos con la ecuación Kw = [H+] · [OH–] Antes de iniciar la actividad explique a los alumnos(as) el uso de la calculadora científica, indicando que el botón EXP incluye la base de la potencia y el signo de multiplicación, pues es común que en lugar de registrar la cifra 1 · 10–5 como muestra la siguiente imagen: Registren: Igual a 0,0001 Igual a 0,00001
Estos ejercicios y problemas son “tipo” y le permitirán a los alumnos(as) comprender las claves del cálculo de pH gracias a la aplicación de las fórmulas: 14 = pH + pOH pH = – log [H+] pOH = – log [OH–] pH = – log Ka · Co Kw = [H+] · [OH–] Se sugiere además que usted explique a los estudiantes qué otro método para conocer la concentración de iones es despejando la expresión del pH. Si bien ellos no manejan las propiedades de los logaritmos aún, comprenden que las funciones matemáticas tienen “inversos” y que su “despeje” no se asemeja a la manipulación de los números. A partir de lo anterior, usted puede indicar a los alumnos(as) que; Si pH = – log [H+] y se desea obtener la concentración a partir de un valor conocido de pH se tendrá: pH = – log [H+] / · –1 – pH = log [H+] / inv log (10) 10 –pH = [H +] Además es necesario, explicarles para efectos de uso de la calculadora científica que la base 10 del logaritmo no se expresa con EXP (como en los ejercicios anteriores), si no que debe aplicarse el “SHIF (2° función) LOG”, como muestra la siguiente figura:
UNIDAD 4
155
Se recomienda que los ejercicios que no han sido revisados como “tipo”en el desarrollo de la clase sean encomendados como trabajo individual a los alumnos(as) y entregados a usted para su calificación. Página 223 Ciencia en acción: Amortiguadores o disoluciones buffer Preparación del amortiguador: - Se sugiere que prepare una disolución amortiguadora de pH 4,75 (igual al pKa), razón por la cual puede emplear concentración 1 M para ambas especies. - Resultados esperados: Comprobar que el pH de la disolución amortiguadora [CH3COOH]/[CH3COONa] no experimenta cambios significativos de pH, en comparación con agua destilada.
Los alumnos(as) observarán que el pH no varia en el buffer moviéndose en el rango de pH 3,75 a 5,75 (según rango de pH = pH buffer ± 1) y en el agua destilada sí lo hace, alcanzando valores muy distintos al original (pH = 7), presentando valores cercanos a 1 cuando se adicione HCl y 14 cuando se agregue el NaOH. - Interpretación y recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusiones. - Solicite a los alumnos(as) leer las páginas 235 y 236 antes de desarrollar el análisis. - Asesore a cada grupo en la lectura de las páginas señaladas. Si lo estima conveniente, comente en forma general las ecuaciones químicas de la página 236, en la que se discute el buffer estudiado en el laboratorio.
e Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados Aprendizajes esperados Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Indicadores
Actividad Asociada
N° de pregunta
Identifica ácidos y bases de acuerdo a sus Ciencia en acción, pág. 207 características operacionales y Desafío científico, pág. 213 propiedades. Revisemos lo aprendido, pág. 228
Actividad experimental 3y4 I 4, I 6,I 7, II 1, II 2,
Identifica ácidos y bases aplicando la teoría de Arrhenius y de Lowry - Brosnted. Identifica el comportamiento ácido – base con la concentración de iones H+ y OH– en disolución.
Desafío científico, pág. 216 Revisemos lo aprendido, pág. 228 Desafío científico, página 213 Desafío científico, página 216 Desafío científico, página 221
1, 3 I 1, I 3,I 5,I 8, III 1 1a5 2, 4 a 10 1 al 2
Clasifica sustancias ácidas y básica considerando la concentración de iones H+ y OH– en disolución. Identifica sustancias ácidas y básicas, según su comportamiento en reacción química. Conoce el concepto de pH y lo asocia para clasificar sustancias como ácidas o básicas, según la escala.
Desafío científico, página 213 Desafío científico, página 216 Desafío científico, página 221
3 4 al 10 1 al 2
Desafío científico, página 216 Revisemos lo aprendido, pág. 228 Desafío científico, página 216 Revisemos lo aprendido, pág. 218
3 III, IV 3 2c, 4 al 10 III, IV
Calcula el pH de distintas sustancias de distinta fuerza y concentración.
Desafío científico, página 216 Desafío científico, página 221 Revisemos lo aprendido, pág. 228
4 al 10 1 al 2 IV 2, IV 3
Revisemos lo aprendido, pág. 228 Camino a…, pág. 231 Ciencia en acción, página 223 Revisemos lo aprendido, pág. 228 Lectura científica, página 227
III 2, 5 Actividad experimental I 2, IV 4 1 a la 6
Conocer la propiedad de las Conoce las reacciones de neutralización. disoluciones amortiguadoras del pH y valorar su importancia Conoce el concepto y las propiedades de para la vida las disoluciones amortiguadoras. Valora la importancia de las disoluciones amortiguadoras.
TEMA 2
156
Actividades complementarias Tema 2: Ácidos y bases
6. El pH de una disolución de ácido fluorhídrico, preparado al disolver 0,17 g de la sustancia en 2 litros de solución, será igual a X cuando se añadan 8 litros de agua. El valor de X es: a. 1,77 b. 2,37 c. 2,87 d. 3,07
Selección múltiple. 1. ¿Cuáles de las siguientes observaciones son aplicables a los ácidos y las bases? I. Los ácidos dejan iones H+ en solución II. Las bases dejan iones OH+ en solución III. Los ácidos fijan iones OH– IV. Las bases fijan iones H+ a. Sólo I y II c. Sólo I, II y III
b. Sólo I y III d. Sólo I, II y IV
2. Los compuestos HCl, NaCl, NaOH, de acuerdo con su ecuación de disociación, podrían clasificarse respectivamente como: a. Ácido – sal – ácido b. Base – ácido – base c. Ácido – ácido – base d. Ácido – sal – base 3. Si se desea determinar la acidez de una cierta solución, cuál de los siguientes compuestos de calcio podría utilizarse: a. CaCl2 b. Ca (OH)2 c. Ca SO4 d. Ca (ClO3)2 4. La escala de pH tiene su origen en el calor de kw, expresión de la constante de equilibrio del siguiente proceso: a. 2H2O A A 2H2(g) + O2(g) b. 2H2 + O2 A A H2O – c. H2O A A H+ + OH d. H+ + OH– A A H2O – 5. En la ecuación H2O + H2PO–4 A A H3PO4 + OH , la especie H2PO4– se comporta como: a. Ácido b. Base c. Ácido conjugado d. Base conjugada
7. Si el ácido fluorhídrico tiene una Ka=1,3 · 10–2, ¿cuál será el pH de su base conjugada, cuando esté presente una concentración igual a 0,5 M? a. 13,69 b. 6,21 c. 7,79 d. Ninguna de las anteriores
Guía de ejercicios química. Cálculo de pH en ácidos y bases. 1. Escriba la fórmula del ácido conjugado de las especies siguientes: a. HSO3– b. F– c. PO–34 d. CO–23 2. ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de ácido perclórico 0,040 N? 3. ¿Cuál es la concentración molar de una solución acuosa de hidróxido potásico de pOH=2,11? 4. ¿Cuál es el pH de una solución de HCN 0,20 M, si su Ka = 4,9 · 10–10? 5. Calcula el pH de cada una de las siguientes soluciones de ácidos: a. [HBr] = 1,8 · 10–4 b. 1,02 g de HNO3 en 250 mL de solución c. 200 mL de HClO4 0,500 M d. Ácido hidrazoico (HN3) 0,175 M de Ka=1,9 · 10–5 e. Ácido propiónico (HC3 H5 O2) 0,040 M de Ka = 1,3 · 10–5
Instrumento de Evaluación N° 12 Unidad 4, Tema 2 Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Problema 1: el agua como disolvente ¿Cuáles de las siguientes propiedades del agua explican su capacidad para disolver el ácido acético? considera todas estas posibilidades a. La alta tensión superficial del agua, que es debido a la formación de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua adyacentes. b. La capacidad para actuar como tampón, absorbiendo los protones cedidos por el ácido acético. c. La capacidad para orientar las moléculas de agua de manera que sus polaridades neutralicen los iones formados cuando el ácido se disocia. d. La capacidad para formar enlaces de hidrógeno con los grupos carbonilo e hidroxilo del ácido acético. Problema 2: ¿qué es el pH? El pH de una disolución es igual a: a. la concentración de iones hidrógeno, [H+] b. log [H+] c. –log [H+] d. ln [H+] e. –ln [H+] Problema 3: pH fisiológico El pH fisiológico es 7,4. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno de una disolución a pH fisiológico? a. –7,4 M b. 0,6 M c. 0,6 · 10–8 M –8 –8 d. 1 · 10 M e. 4 · 10 Si la concentración de H+ en una disolución es 10–3 M, ¿cuál será la concentración de OH– en la misma disolución a 25°C? a. 10–3 M b. 10–11 M c. 1011 M d. 2 · 10–11 M e. 10–14 M Problema 4: neutralizando una disolución básica ¿Cuántos milílitros de una disolución de HCl 0,4 M se requieren para llevar a 7 (pH neutro) el pH de 10 mL de una disolución de NaOH 0,4 M? Nota: el HCl y el NaOH se disocian completamente en agua (es decir, no hacen falta valores de pKa). a. 4 b. 40 c. 10 d. 20 e. 2
Problema 5: neutralizando una disolución ácida ¿Cuántos milílitros se requieren de una disolución de NaOH 0,2 M para llevar a 7 el pH de 20 mL de una disolución de HCl 0,4 M? a. 4 b. 40 c. 10 d. 20 e. 5 Problema 6: ácidos y pKa Los ácidos se definen como compuestos con valores de pKa por debajo de 7,0. a. Verdadero b. Falso Problema 7: relación entre pKa y pH La relación correcta entre pKa y pH es que: a. Ambos son funciones logarítmicas. b. Ambos son siempre < 7 para ácidos y > 7 para bases. c. Estos dos conceptos no están relacionados de ninguna manera puesto que los fluidos biológicos contienen mezclas de demasiados ácidos y bases. d. Cuando pH = pKa, el compuesto en cuestión tendrá carga de +0,5. e. Cuando pH = pKa, el compuesto ionizable en cuestión (ya sea ácido o base) estará la mitad protonado y la mitad desprotonado. Problema 8: pH y capacidad tamponante de una mezcla Si se mezclan volúmenes iguales de NaH2PO4 0,05 M y H3PO4 0,05 M, ¿cuál de las siguientes opciones describe mejor la disolución resultante? (Los pKa para el ácido fosfórico son 2,0, 6,8 y 12,0) a. pH 2 y pobre tamponamiento. b. pH 2 y buen tamponamiento. c. pH 6,8 y buen tamponamiento. d. pH 12 y buen tamponamiento. e. pH 6,8 y pobre tamponamiento.
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Instrumento de Evaluación N° 13 Ácidos y bases Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________ Instrucciones: Lee atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder. Este instrumento evalúa los siguientes aprendizajes esperados: 1. Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a la comprensión de fenómenos de la vida diaria. 2. Conocer la propiedad de las disoluciones amortiguadoras del pH y valorar su importancia para la vida La evaluación consta de 25 preguntas de selección única. Dispone de 1 hora y 20 minutos como máximo y 1 hora como mínimo, para responderlas.
1. Si se deseara ordenar estos tres temas: I. Ácidos - bases. II. Electrólitos III. Disoluciones De manera tal que el desarrollo de uno sea precedente del otro, usted las ordenaría de la siguiente forma: a. I, II y III b. I, III y II c. II, I y III d. II, III y I e. III, II y I 2. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones con aplicables a los ácidos y las bases? I. II. III. IV.
Los ácidos dejan iones H+ en disolución. Las bases dejan iones OH– en disolución. Los ácidos fijan iones OH– Las bases fijan iones H+ a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo II y IV e. I, II, III y IV
3. Respecto al comportamiento de los ácidos y las bases, es correcto afirmar que: I. En disolución acuosa todos los ácidos liberan iones hidrógeno. II. En disolución acuosa todas las bases liberan iones hidroxilo. III. La reacción de un ácido y una base produce una sal y agua. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. I, II y III 4. Son propiedades de las bases: I. II. III. IV.
Dejar iones OH– en disolución acuosa. Dejar iones con H+ en disolución acuosa. Reaccionar con H+ en disolución acuosa Reaccionar con OH– en disolución acuosa. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo IV d. Sólo I y III e. Sólo II y IV
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5. El compuesto de la fórmula HCl es considerado que es un ácido debido esencialmente a una de estas propiedades:
8. En las soluciones acuosas de cianuro de hidrógeno se produce esta ionización ácida. HCN + H2O
a. Porque todas las sustancia que como él, tiene H en su fórmula se comportan como ácidos. b. Porque el HCl es un compuesto muy soluble en agua. c. Porque en la disolución acuosa existen iones H+ d. Porque en la disolución acuosa existen iones Cl– e. Porque la disolución de HCl en agua exotérmica. 6. Los compuestos cuyas fórmulas son HCl, NaCl y NaOH son de uso muy común en la química. El carácter de estos compuestos, respectivamente, es: a. Ácido - sal - base b. Ácido - base - sal c. Base - base - ácido d. Sal - sal - sal e. Ácido - base - base
NH4+(ac) + OH–(ac)
Aplicando teorías ácido - base, puede considerarse que el carácter básico de esas disoluciones de debe a uno o más de estos hechos: I. Porque fija H+ del H2O II. Por la presencia de iones OH– III. Porque forma iones NH4+ a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. Sólo I y III
Y en las soluciones de sales que contienen el ión cianuro se produce esta ionización básica. CN– + H2O HCN + OH– De acuerdo a la teoría de Brosnted, el agua se comporta: a. Como ácido en I y II b. Como base en I y II c. Como ácido en I y como base en II d. Como base en I y como ácido en II e. Como ácido en I y no tiene comportamiento ácido-base en II 9. El carácter “ ácido” que poseen algunos compuestos, puede ser neutralizado con otros compuestos que tengan el carácter de:
7. El amoníaco es un compuesto soluble en agua siendo estas disoluciones muy utilizadas como “base” debido a la siguiente reacción: NH3(ac) + H2O
H 3O+ + CN
I. Bases II. Hidróxidos III. Ácidos más débiles a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y II e. I, II y III 10.¿Cuál [es] de los siguientes compuestos de potasio KOH KCl K2 Pueden considerarse que sea [n] sal[es] a. Sólo K2O b. Sólo KOH c. Sólo KCl d. Sólo K2O y KOH e. K2, KOH, KCl
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11.Si se deseara eliminar la acidez de una cierta solución, ¿cuál de los siguientes compuestos de calcio podría utilizar? a. CaCl2 b. CaSO4 c. Ca (OH)2 d. Ca(NO3)2 e. Ca(ClO3)2 12.El cloruro de amonio, NH4Cl, es soluble en agua y en ciertas soluciones por una reacción denominada de “hidrólisis” existen estas especies
14.En el agua pura a temperatura ambiente, una fracción de sus moléculas está ionizada de una de estas formas: a. H2O
H+ + OH–
b. H2O
H2 + O
c. H2O
H2 +
d. H2O
2H + O
e. H2O
2 H + + O2
1 2
O2
15.Directa o indirectamente la medida del pH de una disolución permite conocer alguna(s) de estas propiedades:
NH4+, NH4OH, Cl–, H+ En consecuencia en esta solución el NH4Cl se considera como: I. II. III. IV.
Ácido Base Sal Electrólito a. Sólo I y III b. Sólo I y IV c. Sólo I, III y IV d. Sólo II y IV e. Sólo II, III y IV
13.La denominación de “ácido débil” se utiliza para aquellas especies que además de dejar iones H+ en disolución: a. Sólo tienen un H ionizable. b. Presentan soluciones de equilibrio químico con K < 10–2. c. Tienen peso molecular relativamente bajo. d. Producen soluciones de pH > 7. e. Se encuentran en solución menor que 1 molar.
I. El comportamiento ácido de una sustancia en disolución. II. El comportamiento básico de una sustancia en disolución. III. La concentración de H+. IV. La concentración de OH–. a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo I, II y III e. I , II , III, IV 16. Los valores extremos en la escala de pH son:
a. b. c. d. e.
En solución ácida
En solución básica
0 1 1 7 14
14 7 10 1 0
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17.Las soluciones ácidas, neutras y básicas tienen valores de pH que corresponden a uno de estos casos pH de disolución:
a. b. c. d. e.
Ácida <7 <7 >7 >7 7
Neutra 0 7 0 <7 <7
21.En el agua perfectamente neutra la concentración de H+ es. a. log 7 moles/L b. -log 7 moles/L c. 10–7 moles/L d. 7 moles/L e. 107 moles/L
Básica >7 >7 <7 >7 >7
22.En el agua neutra se cumple simultáneamente que:
18.Una disolución que tenga pH = 1, significa que: I. II. III. IV.
a. [H+] = [OH–] < 10–7 b. [H+] = [OH–] = 10–7 c. [H+] = 10–7 y [OH–] < 10–7 d. [H+] < 10– 7 y [OH–] = 10– 7 e. [H+] > 10– 7 y [OH–] < 10– 7
Es ácida Es neutra Tiene [H+] = 1 Tiene [H+] = 10–1 [O,1] a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I y III d. Sólo I y IV e. Sólo II y III
23.El producto iónico del agua es 1 · 10–14 y corresponde a :
19.Las disoluciones diluidas de amoniaco son débilmente básicas. En esta escala de pH esas soluciones estarán en: pH
0 a]
7 b]
c]
14 d]
e]
20.En el agua perfectamente neutra existe una concentración de H+ que tiene uno de estos valores: a. 1 mol de H+/gramo de agua b. 1 mol de H+/litro de agua c. 10–7 moles de H+/litro de agua d. 10–7 moles de H+/gramo de agua e. 10–7 moles de H+/mol de agua
a. K = [H+] / [OH–] b. K = [OH–] / [H+] c. K = [H+] [OH–] d. K = 1/ [H+] [OH–] e. K = log [H+] log [OH–] 24.De las siguientes disoluciones, la más ácida es la que tenga: a. [H+] = 10–2 b. [H+] = 10– 4 c. [H+] = [OH–] = 10–7 d. [OH–] = 10–4 e. [OH–] = 10–10 25.La disolución básica de pH = 10 contiene: a. [OH–] = 10– 10 b. [H+] = 10– 10 c. [OH–] = 10–1 d. [H+] = 10– 1 e. [OH–] = 101
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Instrumento de Evaluación N° 14 Disoluciones y Ácidos - bases Nombre: __________________________________________________________________________________ Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones Generales: Lee atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder. Este instrumento evalúa los siguientes contenidos: 1. Conceptos básicos de disoluciones. 2. Solubilidad 3. Estequiometría 4. Cálculo de concentraciones 5. Cálculo de pH La evaluación consta de 26 preguntas de selección única. Dispones de 1 hora y 20 minutos como máximo y 1 hora como mínimo, para responderlas.
1. Una disolución acuosa de CaCO3 tiene una concentración 3 M. Se dispone en un recipiente y se procede a evaporar agua hasta la mitad de su volumen, considerando que la temperatura no altera el soluto, ¿cómo es la nueva concentración? a. Indeterminada b. La misma c. La mitad d. El doble e. El cuádruple 2. Respecto a los factores que afectan la solubilidad de una disolución es correcto afirmar: I. El aumento de la temperatura, provoca un aumento en la solubilidad. II. La presión es directamente proporcional a solubilidad de una disolución líquido gaseosa. III. La agitación es inversamente proporcional a la solubilidad. a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I y III d. Sólo II y III e. I, II y III
3. Para aumentar la concentración de un soluto cualquiera en una disolución de concentración conocida, se debe realizar una o más de estas operaciones: I. Aumentar la cantidad de soluto sin variar la cantidad de solvente. II. Aumentar la cantidad de disolvente sin variar la cantidad de soluto. III. Eliminar disolvente por evaporación. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Sólo II y III 4. Se prepara una disolución acuosa de glicerina de140 mL, para lo cual se disuelven 50 g de glicerina en 100 cm3 de agua. La cantidad de glicerina que contiene cada mL de disolución es: a. 0,33 b. 0,36 c. 0,5 d. 1,40 e. 2,80
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5. Mezclando agua con sal, se han preparado las siguientes disoluciones: I. 100 g de NaCl en 5 litros de disolución II. 20 g de NaCl en 1 litro de disolución III. 2 g de NaCl en 0,2 litros de disolución. Las concentraciones de estás disoluciones indican que: a. I > II = III b. I = II > III c. I = II = III d. I < II = III e. I = II < III 6. Al disolver 10 gramos de azufre en 30 gramos de sulfuro de carbono, el % m/m de la disolución obtenida es: a. 10 b. 25 c. 30 d. 33 e. 40 7. Si de una disolución acuosa de NaClO3 (40% m/m), se utilizan 100 gramos, la cantidad de soluto y disolvente empleada respectivamente es: a. 0,4 g y 100 g b. 40 g y 60 g c. 40 g y 100 g d. 40 g y 140 g e. 40 g y una cantidad de agua que no es posible determinar sin saber la densidad de la disolución. 8. ¿Cuántos milílitros de disolución 1.50 M de KOH se necesitan para suministrar 0.125 mol de KOH? a. 12.0 mL b. 18.6 mL c. 83.3 mL d. 96.0 mL e. 45.0 mL
9. Se prepara una solución mezclando 30.0 mL de HCl 8.00 M, 100 mL de HCl 2.00 M y agua suficiente para completar 200.0 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad del HCl en la solución final? a. 0.45 M b. 0,75 M c. 1.00 M d. 2.20 M e. 4.50 M 10.Cierto volumen de una disolución 0.50 M contiene 4.5 g de una sal “X”. ¿Qué masa de la sal está presente en el mismo volumen de una disolución 2.50 M? a. 5.0 g b. 9.0 g c. 14.0 g d. 23.0 g e. 43, 2 g 11.Se derrama un poco de ácido sulfúrico sobre una mesa de laboratorio. El ácido se puede neutralizar espolvoreando bicarbonato de sodio sobre él para después recoger con un trapo la solución resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico de la forma siguiente: 2NaHCO3 (s) + H2SO4(ac)
Na2SO4 (ac) + 2CO2 (g) + 2 H2O (l)
Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa el burbujeo debido a la formación de CO2 (g). Si se derramaron 35 mL de H2SO4 6.0 M, ¿cuál es la masa mínima de NaHCO3 que es necesario agregar para neutralizar el ácido derramado? a. 35.0 g b. 14.0 g c. 26.0 g d. 42.0 g e. 38,5 g
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164
12.Una solución tiene pH 7. Agregando cierto reactivo pasó a pH = 5. El reactivo agregado pudo ser: I. Un ácido II. Una base III. Agua a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Sólo II y III 13.El pH y el pOH están relacionados entre sí por una de estas expresiones: a. pH + pOH = 7 b. pH - pOH = 7 c. pH + pOH = 14 d. pH · pOH = 14 e. pH / pOH = 1 14.Una solución de pH = 12, ¿qué concentración de OH– presenta? a. 102 moles/1 b. 2 · 10–2 moles/1 c. 10–2 moles/1 d. 2 e. -log 10–2 15. El pH de una disolución es igual a: a. la concentración de iones hidrógeno, [H+] b. log [H+] c. -log [H+] d. ln [H+] e. -ln [H+] 16.Si el pH fisiológico es 7,4. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno? a. –7,4 M b. 0,6 M c. 0,6 · 10– 8 M d. 1 · 10– 8 M e. 4 · 10– 8 M
17.Si la concentración de H+ en una disolución es 10–3 M, ¿cuál será la concentración de OH– en la misma disolución a 25 °C? a. 10–3 M b. 10–11 M c. 1011 M d. 2 · 10–11 M e. 10–14 M 18.¿Cuántos milílitros de una disolución de HCl 0,4 M se requieren para llevar a 7 el pH de 10 mL de una disolución de NaOH 0,4 M? Recuerda que ambas especies (ácida y básica son fuertes). a. 4 b. 40 c. 10 d. 20 e. 2 19.¿Cuántos milílitros se requieren de una disolución de NaOH 0,2 M para llevar a 7 el pH de 20 mL de una disolución de HCl 0,4 M? a. 4 b. 40 c. 10 d. 20 e. 5 20.La relación correcta entre pKa y pH es que: a. Ambos son funciones logarítmicas. b. Ambos son siempre < 7 para ácidos y > 7 para bases. c. Estos dos conceptos no están relacionados de ninguna manera puesto que los fluidos biológicos contienen mezclas de demasiados ácidos y bases. d. Cuando pH = pKa, el compuesto en cuestión tendrá carga de +0,5. e. Cuando pH = pKa, el compuesto ionizable en cuestión [ya sea ácido o base] estará la mitad protonado y la mitad desprotonado.
FOTOCOPIABLE
165
21.Si se mezclan volúmenes iguales de NaH2PO4 0,05 M y H3PO4 0,05 M, ¿cuál de las siguientes opciones describe mejor la disolución resultante? [Los pKa para el ácido fosfórico son 2,0, 6,8 y 12,0] a. pH 2 y pobre tamponamiento. b. pH 2 y buen tamponamiento. c. pH 6,8 y buen tamponamiento. d. pH 12 y buen tamponamiento. e. pH 6,8 y pobre tamponamiento. 22.¿Cuál de los siguientes iones dará solución básica al añadirse a agua? a. Na+ b. CH3COO– c. Ca2+ d. Cl– e. NH4+ 23.Una cierta disolución amortiguadora tiene igual concentración de X– y HX. La Ka de HX es 10–5. El pH del tampón será: a. 3 b. 5 c. 7 d. 9 e. 13
24.Se forma una disolución amortiguadora mezclando 500 mL de HAc 0,2 M y 500 mL de NaAc 0,1 M. La cantidad máxima de HCl que se puede añadir a esta disolución sin exceder la capacidad del tampón es: a. 0,01 moles b. 0,05 moles c. 0,10 moles d. 0,15 moles e. 0,20 moles 25.En la hidrólisis del KAc se forman las especies: a. Iones Ac– y OH– b. Iones H3O+ y moléculas de KOH c. Iones H+, Ac– y OH– d. Moléculas de HAc e iones OH– e. Iones K+ y Ac– 26.Una de las disoluciones formada mezclando las especies que se indican a continuación, mantendrá un pH casi constante al añadir pequeñas cantidades de ácido fuerte o de base fuerte, ¿cuál es? a. 100 mL de HCl 1 M y 100 mL de NaOH 1 M b. 100 mL de NH4Cl 1 M y 100 mL de NH4OH 1 M c. 100 mL de NaOH 1 M y 100 mL de NH4OH 1 M d. 100 mL de HCl 1 M y 100 mL de NaCl 1 M e. 100 mL de NaAc 1 M y 100 mL de HCl 1 M
SOLUCIONARIO
166
SOLUCIONARIO 2.
Unidad 1, Tema 1
a. 7 p+, 7 n y 12 e– b. 12 p+, 13 n y 10 e– c. 13 p+, 14 n y 10 e– d. 9 p+, 10 n y 10 e– e. 25 p+, 29 n y 22 e–
Página 22 Desafío científico 1. 1836 Página 23 Desafío científico 4. Es el conjunto de ondas electromagnéticas emitidas por los átomos y son característico de cada átomo. La frecuencia de luz que pueda emitir un átomo depende del estado de excitación de los electrones y de eso depende el color de su llama. 5. Max Planck en su Teoría Cuántica postula principalmente que: La luz no llega de una manera continua, sino que está compuesta por pequeños paquetes de energía, llamados Cuantos. Los cuantos de energía se llaman fotones. 6. a. Posee un protón b. Tiene un electrón c. Posee un nivel de energía Página 24 Desafío científico a. Thomson: Define la existencia de partículas positivas y negativas (naturaleza eléctrica de la materia). Rutherford: Descubre el núcleo. Bohr: Define órbitas para los electrones. b. Thomson: La existencia en un espacio común de cargas positivas y negativas. Rutherford: No explica la distribución de la nube electrónica alrededor del núcleo. Página 27 Desafío científico 1.
a b c d e f g h i j
e
p+
n
8 10 19 18 16 20 52 54 12 10
8 8 19 19 16 16 52 52 12 12
8 8 20 20 16 16 76 76 12 12
3. a. 126 C4–
b. 205 Pb 82
c. 10446 Pa
d. 5525Mn7+ e. 2814 Si4–
4. Z
A
p+
e–
n
Elemento
6 15 24 30 49 83 77 35 12
12 31 52 65 115 209 192 80 24
6 15 24 30 49 83 77 35 12
6 15 24 30 49 83 77 35 12
6 16 28 35 66 126 115 45 12
Carbono Fósforo Cromo Zinc Indio Bismuto Iridio Bromo Magnesio
5. Un isótopo es un átomo de un mismo elemento que se diferencia por el número de neutrones. 6. d., a., g., e., b., f., c. Página 34 Desafío científico 1. a. 5 orbitales y 10 electrones b. 7 orbitales y 14 electrones 2. a. secundario (también llamado del momento angular), l b. 2 c. s y d d. p e. –l, … 0 …, +l 3. a. Figura 12: Nos entrega la información para completar la distribución de los electrones correctamente, siguiendo el orden de las flechas. A la vez, nos indica el orden de los subniveles energéticos en el átomo (número cuántico secundario l). b. Figura 14: Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía, los orbitales de mayor energía se ocupan cuando se completa la capacidad del de menor energía.
SOLUCIONARIO
167
c. Figura 16: Los electrones dentro del átomo, se ubican en orbitales de igual energía, primero de a uno y con el mismo espín, y luego se completan con el segundo electrón con espín contrario. 4. La figura 9. Modelo atómico mecano cuántico. Página 36 Desafío científico 1. La distribución electrónica en orbitales. 2. a. n = 3 b. n = 2 c. n = 4 d. n = 3
l=1 l=0 l=1 l=2
m = –1,0,1 m=0 m = –1,0 m = –2,–1,0,1,2
s = +1/2 s = +1/2 s = +1/2 s = +1/2
3. a. 1s1 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 c. 1s2 2s2 2p5 d. 1s2 2s2 2p2 e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 f. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 g. 1s2 2s2 2p6 3s2 h. 1s2 2s2 2p3 i. 1s2 j. 1s2 2s2 2p6 k. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 l. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Página 38 Revisemos lo aprendido: Tema 1 1. a. Demócrito i. niveles b. carbono y oxígeno j. Dalton, indivisibles c. átomos k. carga d. catódicos, electrones l. masa e. silicio m.Chadwick f. Millikan n. negativa, núcleo, g. positivas, protones neutrones h. Goldstein 2. A
p+
e–
n
Elemento
6 15 24 30 49 83 77 35 12
12 31 52 65 115 209 192 80 24
6 15 24 30 49 83 77 35 12
6 15 24 30 49 83 77 35 12
6 16 28 35 66 126 115 45 12
Oxígeno Fósforo Cromo Cinc Indio Bismuto Iridio Bromo Magnesio
3. Especies a. Cl b. Be c. Ca d. Br e. Fe f. S2– g. K+ h. Zn2+ i. O2– j. Se k. 13Al3+ l. 12Mg
4. a. Tienen todos los electrones apareados. Subniveles completos. b. Se refiere a la tendencia de formar iones de los elementos, de acuerdo con el gas noble más cercano. 5. a. K = 1 b. Mg = 2 Al perder los electrones más externos el K quedaría con 18 e como el Ar, y el Mg con 10 e como el Neón. Si reciben los electrones necesarios para completar el subnivel se transforman en los aniones 02–, F–,N3–. Las configuraciones electrónicas del oxígeno, flúor y bromo, están incompletas en el último subnivel. Para completarse, los átomos ganan y pierden electrones, y así completan sus últimos niveles de energía con 8 electrones; adquiriendo una configuración semejante a la de un gas noble.
Z
Electrones 17 4 20 35 26 18 18 28 10 34 10 12
Neutrones 18 5 20 45 30 16 20 35 8 45 14 12
Protones 17 4 20 35 26 16 19 30 8 34 13 12
4. a. Principio de incertidumbre: incapacidad de determinar exactamente la posición, velocidad y energía simultáneamente, de un electrón dentro del átomo. b. Principio de mínima energía: Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo
SOLUCIONARIO
168
tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad. c. Principio de exclusión de Pauli: Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos. d. Principio de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía, los electrones entran de a uno, ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.
8. Z= 2, 2 electrones de valencia (e–) Z= 4, 2 e– Z= 5, 3 e– Z= 8, 6 e– Z= 6, 4 e– Z= 10, 8 e– Z= 11, 1 e– 9. A. e B. b
C. c D. c
E. a F. c
Tema 2
5. 2
2
a. 1s b. 1s2 2s2 2p1
2
4
c. 1s 2s 2p d. 1s2 2s2 2p6
6. Configuración global externa [Ne] 3s2 3p1 [Ne] 3s1 [He] 2s2 [Ne] 3s2 3p3 [Ne] 3s2 3p2 [He] 2s2 2p3 [Ne] 3s2 3p5 [Ar] 4s2 [Ar] 4s1
Número atómico 13 11 4 15 14 7 17 20 19
7. a.
b.
c.
B?
B?
1s
2s
B?
B?
B
B
1s
2s
2px
2py
2pz
B?
B?
B?
B?
B?
1s
2s
2px
2py
2pz
B 3s
Página 47 Desafío científico 1. K ➛ [Ar] 4s1 a. Li ➛ 1s2 2s1 b. Be ➛ 1s2 2s2 Sr ➛ [Kr] 5s2 c. B ➛ 1s2 2s2 2p1 Ga ➛ [Ar]4s2 3d 10 4p1 d. C ➛ 1s2 2s2 2p2 Si ➛ [He] 3s2 3p2 e. Cu ➛ [Ar] 4s2 3d 9 Ag ➛ [Kr] 5s2 4d 9 f. Zn ➛ [Ar] 4s2 3d 10 Cd ➛ [Kr] 5s2 4d 10 g. Sc ➛ [Ar] 4s2 3d 1 Y ➛ [Kr] 5s2 4d 1 h. Cr ➛ [Ar] 4s2 3d 4 Mo ➛ 5s2 4d4 2. Los pares configurados presentan la misma capa de valencia en distintos niveles de energía. 3. a. 1 b. 2 c. 13 d. 14 4. a. Li ➛ 2 b. Be ➛ 2 c. B ➛ 13 d. C ➛ 14 e. Cu ➛ 11 f. Zn ➛ 12 g. Sc ➛ 3 h. Cr ➛ 6
e. 11 f. 12 g. 3 h. 6 K➛4 Sr ➛ 5 Ga ➛ 4 Si ➛ 3 Ag ➛ 5 Cd ➛ 5 Y➛5 Mo ➛ 5
SOLUCIONARIO
169
Página 52 Desafío científico 1. Configuración electrónica global externa
Nombre del elemento
Clasificación (metal, metoloide o no metal)
Z
Grupo
Periodo
20
2
3
[Ar] 4s2
Calcio
Metal
1
Sodio
Metal
Galio
Metal
Cloro
No metal
11
1
3
[Ne] 3s
31
13
4
[Ar] 4s2 3d10 4p1
17
17
3
2
2
6
2
2
9
5
1s 2s 2p 3s 3p
29
11
4
[Ar] 4s 3d
Cobre
Metal
40
4
5
[Kr] 5s2 4d2
Zirconio
Metal
53
17
5
[Kr] 4d10 5s2 5p5
Yodo
No metal
3
2
Magnesio
Metal
12
2
[Ne] 3s 2
2
3
7
15
2
1s 2s 2p
Nitrógeno
No metal
13
3
3
[Ne] 3s2 3p1
Aluminio
Metal
Cesio
Metal
Titanio
Metal
Estroncio
Metal
Hierro
Metal
Argón
No metal
55
13
22
4
1
6
[Xe] 6s
4
2
2
[Ar] 4s 3d 2
38
2
5
[Kr] 5s
26
8
4
[Ar] 4s2 3d6
18
18
3
2
6
[Ne] 3s 3p
2. a. Metal: elemento que se caracteriza por ser buen conductor de calor y electricidad, siendo mayoritariamente sólido y brillante, maleable y dúctil. b. Metaloide: elemento que se caracteriza por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y no metales. c. No metal: elemento que se caracteriza por ser mal conductor, excelente aislante térmico; puede presentarse en cualquier estado de la materia, no es dúctil y no tiene brillo. 3. a. Metal b. No metal c. No metal 6. 1 – 4 – 2 – 7 – 5 – 3 – 6 Página 57 Desafío científico 1. Elementos
Electronegatividad
Radio atómico
H Li Na K Rb Cs Fr
2,1 1,0 0,9 0,8 0,8 0,79 0,7
O,79 2,05 2,23 2,77 2,98 3,34 2,7
Elementos K Sc Cr Zn As Se Br
Electronegatividad 0,8 1,3 1,6 1,6 2,0 2,4 2,8
Radio atómico 2,77 1,62 1,3 1,38 1,39 1,40 No tiene
2. Los alumnos realizan los gráficos. 3. a. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y disminuye de arriba hacia abajo a lo largo de un grupo. b. El radio atómico, aumenta de arriba hacia abajo a lo largo de un grupo y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. c. El volumen atómico, disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y aumenta en un grupo, con el incremento de su número atómico. 4. El gráfico sería una recta descendente. Disminuye a medida que aumenta el número atómico de los elementos.
Página 60 Revisemos lo aprendido: Tema 2 I. a. Número atómico b. metales c. volumen atómico d. radio atómico e. pesos atómicos f. filas, columnas g. representativos h. no metálicos
V.
II. a. 2,2 f. 4,5
VI.
III.
b. 3,16 g. 5,1
c. 2,16 d. 2,13 h. 1,18 i. 6,2
Ejercicio
Período
a b c d e f g h i j
2 3 2 2 3 4 5 1 6 3
a. Fr – Ni – O b. Be – Ca – Ra c. Cu – Zn – Fe d. Cl – Al – Na
e. 3,17 h. 3,15 Grupo 2 16 16 13 17 5 1 18 2 15
a. Volumen atómico: Cantidad de centímetros cúbicos (cm3) que corresponde a un átomo. b. Radio atómico: Distancia entre el núcleo y el extremo exterior del átomo. c. Potencial de ionización: Energía necesaria para retirar el electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. d. Electroafinidad: Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo. e. Electronegatividad: Tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente. f. Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. IV.
Propiedades periódicas
Período
Grupo
Volumen atómico Radio atómico Radio iónico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad
? ? ?
A @ @ A A A
? ? ?
SOLUCIONARIO
170
a. La configuración 1s2 2s2 corresponde al Be y la 1s2 al He. Este último es un gas noble y será necesaria mayor cantidad de energía para retirar al electrón más débilmente retenido. b. La configuración [Ne] 3s1 corresponde al Na y 1s2 2s2 al Li. VII. 1. c 2. c 3. b Página 62 Síntesis de unidad 1. 1. Rutherford y Bohr 3. Protones 5. Negativa 6. Neutra 8. Números cuánticos 9. Periodo 10. Metaloide 11. Radio iónico, potencial de ionización y electronegatividad 13. Exclusión de Pauli 2. Conectores: 1. Modelos atómicos 2. Forman elementos que se ordenan en el... 3. Está constituido por... 4. Tienen carga 5. Tienen carga 6. Tienen carga 7. Los elementos se ordenan de acuerdo a su... 8. Distribución de los electrones en... 9. Los elementos se ordenan en... Página 63 Camino a… 1. C 5. C 2. C 6. E 3. C 7. B 4. E 8. A
9. C 10. D
Unidad 2 Página 73 Desafío Científico 1. Elementos H Na Cs O Al Cl N Ca Te S
Número Configuración Electronegatividad atómico global 1 11 55 8 13 17 7 20 52 16
1s1 [Ne]3s1 [Xe]6s1 1s22s22p4 [Ne]3s23p1 [Ne]3s23p5 1s22s22p3 [Ar]4s2 4d105s25p4 [Ne]3s23p4
2,1 0,9 0,7 3,5 1,5 3,0 3,0 1,0 2,1 2,5
b. H2O
Ion
H Na Cs O Al Cl N Ca Te S
H+ Na+ Cs+ O2Al3+ ClN2Ca2+ Te2S2-
HS-
Los iones se formaron dependiendo de la cantidad de electrones que necesitaban para cumplir con la regla del octeto. c. 1. H
Na
Cs
O
Al
Cl
N
Ca
c. 2. Quedarían todos con 8 electrones. (8 puntos) d. Comportamiento: H= no metálico Cs= metálico Al= metálico
Na= metálico O= no metálico Cl= no metálico
Te
HOH
Na2O
Na O Na
Al2O3
O O Al O HCl H Cl CsCl Cs Cl Na2Te Na Te Na
2. a. Entrega la información de la configuración electrónica del elemento. El paréntesis, indica la configuración del gas noble más cercano. b. Los iones que se formarían son: Elementos
N= no metálico Ca= metálico Te= no metálico S= no metálico 3. a. Los iones se forman cuando captan o ceden o comparten electrones, para completar su configuración electrónica del último nivel, cumpliendo la regla del octeto. Los elementos con mayor electronegatividad, tienen a formar anión y los de menor electronegatividad, forman cationes.
S
HS
NH4+
H HN H
+
H
Página 79 Desafío científico 1. NH3 H N H 6EN = 0,9; los tres enlaces son covalentes polares. H 2. a. Iónico b. Apolar c. Metálico d. Polar 3. a. Sustancias reticulares. b. El diamante es más resistente y duro que el grafito, debido a que se cristaliza en el sistema cúbico. Se une a cuatro átomos de carbono por enlaces sencillos, en disposición tetraédrica. El grafito está unido a tres átomos de carbono. Presenta geometría de un triángulo equilátero plano. Por esto, todos los átomos de carbono se encuentran en el mismo plano, formando láminas hexagonales. 4. La resistencia mecánica es la capacidad que tienen algunos cuerpos de resistir esfuerzos y fuerzas aplicadas sin romperse ni deformarse. Las sustancias moleculares tienen baja resistencia mecánica ya que son blandas, debido a que sus átomos están débilmente unidos, por eso la mayoría son solubles en agua y tienen puntos de fusión y ebullición bajos. 5. Mezcla de dos o más elementos al menos uno de los cuales es un metal; una aleación tiene propiedades metálicas.
SOLUCIONARIO
171
SOLUCIONARIO
172
Página 81 Desafío Científico I. Verdadero o Falso. 1. F 2. V 3. F 4. V
5. 6. 7. 8.
9. F 10. F
V F V V
II. 1. Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto. 2. Un enlace químico se forma cuando los átomos, ceden, captan o comparten electrones con otro átomo, para alcanzar la estabilidad y completar su configuración electrónica, como la del gas noble más cercano. 3. El enlace químico es importante, ya que al unirse los átomos, formando enlaces, se producen agrupaciones, que son las sustancias químicas que utilizamos a diario. Ejemplo: Sal de mesa.
4. Se debe obtener la configuración electrónica de los elementos para conocer sus electrones de valencia y dependiendo de la electronegatividad, se podrá deducir si el átomo pierde, gana o comparte electrones. 5. Según el tipo de enlace, los compuestos tendrán diferentes propiedades físicas y químicas. 6. Los enlaces metálicos forman sustancias de gran utilidad que tienen como características principales: - Ser bueno conductores de electricidad (cables de cobre) - Ser buenos conductores de calor. - Ser dúctiles y maleables. 7. En el efecto fotoeléctrico hay un desprendimiento de electrones desde un metal, por ende hay un movimiento; al igual que en un enlace metálico, en que los electrones se mueven entre redes de iones positivos, movimiento que explica que los metales sean buenos conductores de la electricidad. Enlace
Iónicos Diferencia de electronegatividad Comportamiento de electrones
Mayor a 1,7 Se transfieren de un átomo a otro.
Página 86 Desafio científico 1. PH3 H20 P 0 H
H
H
H
CCl4 H
C
Na
Na
C
O
Cl
Cl
Na2Te Te Na
Na
Molécula H2O Na2O PH3 CO2 CCl4 Na2Te
Cl
CO2 O
Entre 0 y 1,69 Se comparten en los átomos constituyentes.
3. a.
Cl Na2O O
Covalentes
3. b.
Molécula H2O Na2O PH3 CO2 CCl4 Na2Te
Metálicos No hay entero de Aen Forman agregados, por posiciones fijas y próximas.
Tipo de enlace Covalente Iónico Covalente Covalente Covalente Covalente Polaridad molecular Polar -----Polar Apolar Apolar Polar
SOLUCIONARIO
173
4. En la industria química, se usa principalmente en la fabricación de fertilizantes, ácido nítrico y explosivos. También se encuentra presente en productos de limpieza y desinfección utilizados en el hogar. Página 88 Desafio científico 1. a. HCl: 3 – 2,1=0,9 polar b. BeCl2: 3 – 1,5 = 1,5 los dos enlaces son polares. Pero la molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (Be) no posee pares electrónicos libres y sus 2 ligandos son iguales (Cl). c. O3: 3,5 – 3,5 = 0 apolar d. CCl4: 3 – 2,5 = 0,5 los cuatro enlaces son polares. Pero la molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (C) no posee pares electrónicos libres y sus 4 ligandos son iguales (Cl). e. Na2O: 3,5 – 0,9 = 2,6 iónico f. KOH: Las EN son respectivamente: 0,8 – 3,5 – 2,1. Es un compuesto iónico. g. BF3: 4 – 2 = 2 iónico h. PH3: 2,1 – 2,1= 0 polar (presenta un par de electrones sin enlazar, generando un vector electrónico) i. HNO2: Las EN son respectivamente: 2,1 – 3,0 – 3,5. Es un compuesto polar, ya que los ligandos son diferentes y el átomo central (N), posee un par de electrones libre. j. SO3: 3,5 – 2,5 = 1,0 (los tres enlaces son polares; pero la molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (S) no posee pares electrónicos libres y sus 3 ligandos son iguales (O).
Página 92 y 93 Revisemos lo aprendido 6 C
I.
O V
1 E
A
N
L
2 L
E
A
N
C
T
E
E
3 O
W
I
S
E
T
O
Q
7 D
4 D U 5 I
E
T
O
O
N
I
C
O
8 M
E
T
A
L
I
T
V
O
A
I
C
O
C O
II. Molécula
Tipo de enlace
Geometría molecular
Polaridad
HF BeF2 SO3 OF2 CHCl3 SO2 NCl3 BCl3
Covalente Iónico Covalente Covalente Covalente Covalente Covalente Covalente
Lineal Lineal Trigonal plana Angular Tetraédrica Angular Piramidal Trigonal plana
Polar ----Apolar Polar Polar Polar Apolar Apolar
III. 1. a 2. d 3. d Página 95 1. e 2. d
4. b 5. c 6. c Camino a... 3. e 4. e
7. c 8. c
5. a 6. e
7. b 8. d
SOLUCIONARIO
174
Página 109 Desafío Científico
Unidad 3, Tema 1
1. NºC Fórmula Fórmula Fórmula estructural empírica molecular plana
Página 106 Desafío Científico
Fórmula estructural Nombre condensada
1. 1s2 2s2 2p2 x
x
2.
xCx x
H
H
H
x
x
x
C
x
b. H
H
x
x
H –– C –– H
CH4
H
x
C
H x
C
x x
H
H
x x x
x x x
C
x x
C2H6
H –– C –– C –– H
/
C2H5
C4H10
H–C–C–C–C–H
CH3–CH3
Etano
x
C
H
H
x x
x
CH3–CH2–CH2–CH3 Butano
H H H H
x
C
x
H
HHHH HH
6
C3 H7
C6H14
H–C–C–C–C–C–C–H
m
H x
C H x
x
x
4
m
f. H
x
C
x x x x x x
C
x x
C H x
x
H
H
2. a. Fórmula molecular b. Fórmula estructural condensada c. Fórmula estructural plana
/ /
H x x
C
Página 111 Desafío Científico I. 1. a. C5 H10 + H2 C5 H12 b. C8 H16 + H2 C8 H18
H x x x x x
C
x x
H
m
4.Tetravalente Forma enlaces / y b Hibridación Forma cadenas largar Naturalmente se puede encontrar como carbono amorfo y cristalino 5.a. 2sp3
Metano
H
HHHH HH
x
x
C
m
H
H
g. H
CH4
H H H H H H
x x
m
x
C
H d. H
H
H x x
x
CH3
H
H
x
/
2
H
x
x
m x
x
m
x
H
H
C
x
C
x x
x
m x
x x x x
C
C H
H x
x
m m
e. H
CH4
m
m
H
c. H
1
H
m
3. a. H
H
x xCx x
xCx x
b. 2sp2
c. 2sp
2. a. 2C2 H6 + 702 b. 2C4 H10 + 1302 3. a. C2 H6 + Cl2 b. C6H14 + F2 II. 1. C3 H6 + H2 2. 2C4 H10 + 13O2 3. C3 H8 + X2 4. C7 H14 + H2 5. C5 H12 + 8O2 6. C9 H20 + Cl2
4C02 + 6H20 8C02 + 10H20 C2H5Cl + HCl C6H13F + HF
C3H8 8CO2 + 10H2O C3H7X + HX C7 H16 5CO2 + 6H2O C9 H19 Cl + HCl
CH3–(CH2)4–CH3 Hexano
SOLUCIONARIO
175
Página 114 Desafío Científico 1. Ejercicio
Fórmula molecular
Fórmula estructural plana
Fórmula estructural condensada
H H H
a.
C3H6
H – C= C– C– H
CH2 = CH – CH3
H H H H H H H H
b.
C7H14
H–C=C–C–C–C–C–C–H
CH2 = CH – (CH2)4 – CH3
H H H H H H
c.
C4H8
H H H
C=C–C–C–H H
H H H H
d.
C8H14
CH2 = CH – CH2 – CH3
H H H H H
H–C–C=C=C–C–C–C–C–H H
CH – CH = C = CH – (CH2)3 CH3
H H H H
H H H H H H H H H
e.
C9H14
C=C–C=C–C–C=C–C–C–H H
2. a. Penteno b. Hexeno c. 2-Penteno d. 1,5–Octadieno e. 1,3,7 -Nonatrieno
H
CH2=CH–CH=CH–CH2–CH=CH–CH2–CH3
H H
3. a. Propeno b. 3-metil-2-penteno 4. a. C5 H10 + HCl b. C3 H6 + Cl2
C5 H11 Cl C3 H6 Cl2
SOLUCIONARIO
176
Página 117 Desafío Científico 1. Observar “Manejo conceptual del docente” del Tema 1 (página 93 de la GD) sobre los alquininos. 2. Ejercicio
Fórmula molecular
Fórmula estructural plana
Fórmula estructural condensada
H H
a.
H–C∫C–C–C–H
C4H6
H H
CH∫C–CH2–CH3
H H H H H H
b.
H – C ∫C – C – C – C – C – C – C – H
C8 H14
CH∫C–(CH2)5–CH3
H H H H H H H H H H
c.
C8H10
H – C – C – C ∫C – C – C ∫C – C – H H H
d.
C10 H10
H
CH3–CH2–C∫C–CH2–C∫C–CH3
H H H H H
H – C ∫C – C ∫C – C ∫C –C – C – C – C – H
CH∫C–C∫C–C∫C–(CH2)3–CH3
H H H H
3. a. CH ∫ CH + Cl2 ClCH=CH Cl BrCH = CH – CH3 b. CH ∫ C – CH3 + HBr
c. CH ∫ C – CH2 – CH3 + Cl2 ClCH = CH – CH2CH2Cl d. CH ∫ C – CH3 + HCl ClCH = CH – CH3 Página 123 Desafío Científico
Página 119 Desafío Científico 1. a. Ciclo butano b. Ciclo hexano c. Ciclo penteno d. Ciclo butino 2. a.
e. 1,3 -ciclo pentadiino f. 1,3 -ciclo hexadieno g. 1-ciclo penten-3-ino
b.
1. a. Propilbenceno b. O-dimetilbenceno c. O-dietilbenceno d. 1-etil-3-metilbenceno e. p-dietilbenceno f. 1-etil-2,5-dimetilbenceno 2. Cotidianamente los hidrocarburos aromáticos los encontramos en medicamentos, en perfumes, en tinturas orgánicas (sintéticas o naturales), en los cigarrillos (Benzopireno), en algunos condimentos que encontramos en la cocina, en insecticidas (naftalina). Cl
4. c.
d. a.
e.
+ Cl2
+ HCI
f. Br
g.
h.
b.
+ Br2
+ HBr
SOLUCIONARIO
177
5. a. 1,4-dimetilbenceno b. 1,2-dietilbenceno c. 1,2,4-trimetilbenceno
Página 129 Desafío Científico
Página 126 Desafío Científico 1. a. 3,5 dimetil heptano b. 4-etil-2,4-dimetil hexeno c. 3-etil-5-metil-1,4-heptadieno d. 5,5-dimetil-3-octino e. 4-etil-4,8,8-trimetil-2,6-decatriino f. 1-etil-2-metil-cliclohexano g. 1,2- dimetilbenceno h. 1-etil-2-metil-ciclopentano 2.a.
CH3 – CH – CH2 – CH3 CH3
CH3 – C – CH3 CH3 CH2 – CH3
c.
CH3 – CH – CH2– CH– CH– CH2– CH3 CH3
d.
CH3
CH3 – CH = C –– CH – CH3 CH3 CH3
e.
f.
g.
Tipo de isomería De cadena Óptica De función De función De posición Diastereoisómeros Diastereoisómeros
Página 134 Revisemos lo aprendido I. Las definiciones se encuentran en el texto del estudiante, en las siguientes páginas: 1. p. 107 2. p. 104 3. p. 104 4. p. 105
CH3
b.
Ejercicio 1 2 3 4 5 6 7
CH ∫ C – CH – C ∫ CH CH2– CH2 – CH3
II. 1. El alumno hace referencia a la tetravalencia y a la hibridación. 2. El alumno indica que el enlace ␦ es más fuerte que el enlace , en enlaces dobles y triples, debido a la estabilidad de su hibridación. III.1.
CH3
5.
m m
2.
m
CH2 = C – C ∫ CH CH3 CH ∫ C – CH2 – CH – CH2 – C ∫ CH
5. p.108 6. p.119 7. p.120 8. p.127
3.
m
m
/
m
m
m
m
al sufijo ENO o INO se reemplaza la terminación “O” por IL o ILO 3. Los radicales para los alquenos y alquinos, se nombran del mismo modo indicado para los alcanos. (Ver información en páginas 124 y 125 del Texto del Estudiante). 4. Texto del estudiante páginas 124 y 125.
// 4.
6.
/
m
m
m /
/
m /
/ (Todos son enlaces m)
SOLUCIONARIO
178
IV. Hidrocarburo Enlace Fórmula Terminación ENO Alqueno Doble (uno o más) CnH2n Alcano
Simple
CnH2n+2
ANO
Alquino
Triple (uno o más) CnH2n–2
INO
1.
VII. 1. De cadena 2. De posición 3. De función VIII. 1. C6 H14
5.
6.
2-metilpentano
Hexano
3-metilpentano 2.
4. Geométrica 5. Geométrica 6. De función
2,2-dimetilbutano 2,3-dimetilbutano
2. C4 H8 1-buteno
3.
Cis-2-buteno
7. 2-metilpropeno
Trans-2-buteno 3. C4H9Cl 4.
8.
Cl Cl Cl 1-clorobutano 2-clorobutano 1-cloro-2-metilpropano 4. C3H6Cl2
Cl Cl Cl 1,2-dicloropropano
Cl 1,1-dicloropropano VI. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.
3,3- dimetilhexano 3,3-dimetil-4-octino 2,5- dimetil-4-octeno 3-etil-3-metilhexino 3-etil-5-metil-1,3-ciclohexadieno 1,2-dimetil-3-ciclobutino O-dietilbenceno 2-etil-1,3-dimetilbenceno Hexano 2,3-Heptadieno Cis-2-buteno Trans-2-buteno
Cl Cl Cl Cl 1,3-dicloropropano
2,2-dicloropropano IX. 1. 2C2 H6 + 7O2 2. C3 H6 + H2 3. CH4 + F2
4CO2 + 6H2O C3H8 CH3F + HF
4. C6H12 + HF
C6H13F
5. C4H6 + HX
C4H7X
SOLUCIONARIO
179
Unidad 3, Tema 2 Página 140 Desafío científico 1. a. b. c. d.
Página 147 Desafío Científico 1. a. Butanal CHO 2. a.
b. Propanodial b.
CHO
Clorometano Triclorometano 2,4-difluorobutano 3-cloro butino CHO
OHC
CHO
Página 143 Desafío científico 1. a. Etanol b. Butin–3–oL c. 2,3-butanodiol 2. a. Terciario b. Primario c. Secundario
3. CH3 CH2 CH2 OH
Página 149 Desafío Científico 1. a. Dietilcetona o 3-Pentanona b. Butilmetilcetona o 2-Hexanona H H H H O H H H H
2. a. H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H H H H H
HA
3. a. C4 H9 OH tºC C4H8 + H2O b. C3 H7 OH + HCI C3 H7 CI + H2O
H H H H
H H O H H H H H H
b. H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H H H
Página 146 Desafío Científico 1. a. Etilmetileter b. Dietileter
CH3 CH2 CHO + H2
c.
H H H H H H O C
H H H C–C–C–H H H H
2. a.
b.
3. a. El producto de la oxidación de un alcohol primario es un aldehído, y el de un alcohol secundario una cetona. b. La ozonólisis de alquenos es la reacción de alquenos con ozono, para formar aldehídos, cetonas o mezclas de ambos después de una etapa de reducción. c. Los alquinos reaccionan con ácido sulfúrico acuoso en presencia de un catalizador de mercurio para formar enoles, el enol isomeriza rápidamente en condiciones de reacción, para dar aldehídos o cetonas.
3. a. CH3CH2CH2CH2CH2OH + CH3CH2CH2CH2CH2OH CH3CH2CH2CH2CH2 – O – CH2CH2CH2CH2CH3 + H2O b. CH3CH2CH2CH2CH2OH + CH3CH2OH CH3CH2CH2CH2CH2 – O – CH3CH3 + H2O
SOLUCIONARIO
180
Página 150 Desafío Científico 1. a. Ácido propanoico b. Ácido propanodioico 2. a. CH – CH – COOH 3
2
b. CH – (CH ) – COOH 3
2 5
3. a. CH3(CH2)4COOCH2CH3
medio ácido
éster
b. CH3(CH2)3COO(CH2)2CH3+NaOH c. CH3(CH2)2COOCH2CH3
H2O medio ácido
CH3(CH2)4COOH+CH3CH2OH ácido alcohol CH3(CH2)3COONa+CH3(CH2)2OH CH3(CH2)2COOH+CH3CH2OH
Página 152 Desafío Científico 1. a. Butanomida b. N-etilpropanamida c. N,N-dimetil etanamida 2. a. CH3CONH2 + H2O CH3COOH + NH3 b. CH3CH2CH2COOCH2CH2CH3 + NH3 CH3CH2CH2CONH2 + CH3CH2CH2OH
Página 153 Desafío Científico
Página 162 Revisemos lo aprendido
1. a. Butanomina b. N-metiletanomina c. N,N-dimetiletanomina d. dibencilamina
I. Fórmula Condensada 10 8 5 2 3 4 1 7 6 9
Ejemplo 5 9 8 7 3 6 2 1 10 4
SOLUCIONARIO
181
II. 1. 3-cloro pentano 2. Tribronometano 3. 3-cloro penteno 4. 2-butanol 5. Dipentileter 6. Etilpropileter 7. Propanal 8. Butano 9. 3-Hexanona 10. Ácido 2,2-dimetilpentanoico
IV. Grupo Funcional
III. 1. OH
Haluros
CH3CL
Cloro metano
Alcohol
CH3OH
Metanol
Éteres
CH3–O–CH3
Dimetileter
Aldehído
O H–C–H
Metanal
Cetona
O CH3–C–CH3
2-propanona
Ácido Carbóxilico
O H–C–OH
Ácido metanoico
Esteres
O Etanoato de metilo CH3–C–O–CH3
Amida
O CH3–C–NH2
Etanamida
Amina
CH3NH2
Metilamina
Cl Cl
Cl
2.
Compuesto más sencillo
Cl
Cl Cl
3.
4. Cl
5.
O
V. a. Ácido Carboxílico-Éster-Aldehído-Cetona-Alcohol-Éter b. Amida-Amina
6. O CHO
7.
OHC O
8.
9.
C
O C
10.
CH3 – COOH
SOLUCIONARIO
182
VI a. CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 OH b. CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 OH
HX
d. CH3–C–O–CH3 + NH3 e. CH3–CH2–OH + CH3–CH2–OH
II
CH3–CH2CH2–CH2–CH2–CH2–C–H + H2 CH3 CH2 CH2 CH2 CH=CH2 + H2O
c. CH3– CH – CH2– CH2–CH3 + HCI I OH O II
O
HAC
CH3– CH– CH2– CH2– CH3 + H2O I Cl O II
CH3 –C –NH2 + CH3OH H2SO4
CH3–CH2–0–CH2–CH3 + H2O O
f. CH3–CH–CH2OH I CH3 Cl
HAC
II
CH3–CH–C–H + H2 I CH3
I
g. CH2–CH2–CH3 + NaOH
CH2=CH–CH3 + H2O + NaCl
h. CH3–CH2–CH2–CH2–COOH + CH3 CH2 CH2 OH i. CH3–CH2–CH2–COOH + CH3–CH2–CH2 OH VII. a. Respuesta en la página 147 b. Respuesta en la página 143 c. Respuesta en la página 149 d. Respuesta en la página 152 VIII. 1. a. 2. e. 3. e. Página 164 Síntesis de la unidad 1. Alifático 2. Saturados 3. Alcanos 4. Insaturados 5. Alicíclicos 6. Alquenos 7. Homocíclicos 8. Heterocíclicos 9. Benceno 10. Antracenos 11. Naftalénicos 12. Anillos distintos
O II CH3–CH2–CH2–CH2–C–O–CH2–CH2–CH3 + H2O O II CH3–CH2–CH2–C–O–CH2–CH2–CH3 + H2O 13. Anillo y heteroátomo 14. Alcohol 15. Cetona 16. Amina 17. Aldehídos 18. Amida 19. Éster 20. Ácidos carboxílico 21. Alquino 22. Polímeros 23. Lípidos 24. Proteínas 25. Carbohidratos 26. Ácidos nucleícos 27. Aminoácidos 28. Alimentos 29. Disacáridos 30. Polisacáridos 31. Oligasacáridos 32. Ácidos grasos 33. Saponificables 34. Nucleóticos
SOLUCIONARIO
183
Página 179 Desafío Científico
1. D 2. A 3. A 4. A 5. A 6. E 7. E 8. E 9. A 10. B
1. a.
Solubilidad (g soluto/100 g de agua)
Página 165 Camino a…
Unidad 4, Tema 1 Página 174 Desafío Científico 1. a. Saturada b. Al disolver el contenido del sobre en un volumen mayor a 1 litro de agua. c. Cuando se logra disolver el contenido del sobre en un volumen menor a 1 litro de agua a 20°C. 2. Se debe aumentar la cantidad del disolvente. 3. Destilación. Por diferencia en los puntos de ebullición 4. El alumno puede mencionar: no agitar, dejar que se enfríe la disolución, agregar más agua. 5. En mezclas heterogéneas donde el solvente es un líquido y el soluto es un sólido. 6. En soluciones líquidas con solutos sólidos generalmente al aumentar la temperatura también aumenta la solubilidad; por otra parte la presión no genera mayor cambio. A su vez, en soluciones líquidas con solutos gaseosos, un aumento de la temperatura disminuye la solubilidad, mientras que al aumentar la presión aumenta la solubilidad. La agitación y el estado de agregación de un soluto sólido, no modifican la solubilidad, sino que se relacionan, con el tiempo necesario para que se disuelva el soluto y se forme la solución. 7. a. Presión b. Agitación c. Estado de agregación
2000 1900 1800 1700 1600 1500 1400 1300 1200 1100 1000
KI KNO3 NaNO3
750 700 650 600 550 500 450 400 350 300 250 200 150 100 50 0
NaCl
KIO3
10
20
30
40
50
60
70
80 90
Temperatura ºC 1. b. Mayor solubilidad KI Menor solubilidad KIO3 c. Mayor solubilidad KI Menor solubilidad KIO3 2. 3. 4. 5.
% m/m = 62,5% % V/V = 12,5% % m/V= 15% Masa H2O= 570g
6. Masa azúcar = 2,2 g 7. Disolviendo 70 g de soluto hasta completar 1 L de disolución. 8. Se necesitan 260 g de soluto para 1 L de disolución.
SOLUCIONARIO
184
9. Se diferencian al calcular el valor de la relación porcentual de la masa del soluto en gramos y el volumen de la disolución. En el caso del ejemplo: %m/V (sacarosa)= 239.4% %m/V (sal)= 40,6% Con respecto a la cantidad de soluto, no hay cambio, ambas soluciones tienen 7 moles por litro. 10. 3 moles de soluto en 1 Kg de disolvente. 11. Disolviendo 9 moles de sal en un kilógramo de disolvente. Página 182 Desafío Científico 1. a. 42 g/mol b. 3,57 • 10-3 moles 21 c. 2,15 • 10 unidades elementales de NaF 2. a. No equivalen a la misma masa, pues su masa atómica es distinta (Na= 23 g/moL,F=19 g/mol) b. Sí, un mol de cualquier especie equivale a 6,02 · 1023 entidades elementales. 3. La cantidad de sustancia debe expresarse en unidad de mol, ya que nos permite contar partículas elementales tan pequeñas como átomos y moléculas. Página 185 Desafío Científico 1. NaCl = 58 g/mol 2. 0,41 M 3. mMgCl = 10g MgCl2 = 94 g/mol 2 4. V agua de mar = 0,0006 L Na2SO4 = 142 g/mol CaCl2 = 110 g/mol NaHCO3 = 84 g/mol NaF = 42 g/mol Página 191 Desafío Científico 4HCl(ac) + 2Na2SO4(ac) 1. a. 4NaCl(s) + 2H2SO4(ac) b. 2H2CO3(ac) + 4KClO(ac) 2K2CO3(ac) + 4HClO(ac) c. 2C4H10(g)+ 13O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(g) 2. a. 4NaCl(s) + 2H2SO4(ac) Molar 4 moles + 2 moles Ponderal 232 g + 196 g 428 g = Volumen 4 volúmenes + 2 volúmenes
4HCl(ac) + 2Na2SO4(ac) 4 moles + 2 moles 144 g + 284 g 428g 4 volúmenes + 2 volúmenes
b. 2H2CO3(ac) + 4KClO(ac)
2K2CO3(ac) + 4HClO(ac)
Molar 2 moles + 4 moles Ponderal 124 g + 360 g 484 g = Volumen 2 volúmenes + 4 volúmenes
2 moles + 4 moles 276 g + 208 g 484g 2 volúmenes + 4 volúmenes
c. 2C4H10(g) + 13O2(g) Molar 2 moles + 13 moles Ponderal 116 g + 416 g 532 g Volumen 2 volúmenes 13 volúmenes
8 CO2(g) + 10 H2O(g)
=
8 moles + 10 moles 352 g + 180 g 532 g 8 volúmenes 10 volúmenes
3. a. 160 gramos de oxígeno, deben reaccionar con la adecuada cantidad de metano para producir 5 moles de agua. b. 1 mol de CO2 c. 43,6 g de metano CH4 d. Reactivo que se consume primero en una reacción y que determina o limita la cantidad de producto formado. e. Depende de las condiciones en que ocurre la reacción. Página 201-202 Desafío Científico 1. Un gasoducto es una tubería para conducir gas de usos industriales o domésticos. 2. A través de una tubería metálica llamada gasoducto. 3. Las principales diferencias del gas natural con el gas licuado. Es que: - El gas natural no produce envenenamiento al inhalarlo. - El gas natural tiene un rango de inflamabilidad muy limitado, ya que en concentraciones en el aire, por debajo del 4% y por arriba de aproximadamente el 14%, no se encenderá. Además, su temperatura de ignición alta y su rango de inflamabilidad limitado reducen la posibilidad de un incendio o explosión accidental. La baja emisión de partículas del gas natural permite reducir la contaminación del aire. 4. Las ventajas es que : - es menos contaminante y más seguro que el gas licuado. - es de más fácil transporte. - no hay perdidas de gas en su transporte. - el producto final es de mejor calidad. Desventaja: - la potencia obtenida en su combustión es menor que en el gas licuado.
SOLUCIONARIO
185
5. Sin duda es una buena alternativa, ya que el gas natural es un gas menos contaminante que el gas licuado. 6. 0,188 7. 388,66 g/mol 8. a. 0,0285 b. 0,0294 moles c. 282,31 g/mol 9. 1038,46 g 10. –0,465 ºC 11. Masa molar del ácido benzoico = 25,23 g/mol 12. 4 atm 13. 112 g/mol 14.a. La finalidad de las bebidas isotónicas, es compensar la deshidratación y la pérdida de nutrientes, que acompañan cualquier actividad física. Estas bebidas reponen fluidos, aportan vitaminas, además de tener incorporados electrolitos e hidratos de carbono como energía. b. Las bebidas isotónicas, tiene la misma osmolaridad que los fluidos del organismo, por lo que mantienen un equilibrio entre la concentración extracelular e intracelular. O sea, proporcionan el equilibrio ideal entre rehidratación y reabastecimiento. 15. Las aplicaciones industriales de la osmosis son: - Producción de aguas de alta calidad. - Circuitos de refrigeración. - Pintado por electrodeposición. - Tintado de fibras textiles. - Fabricación de catalizadores. - Procesado de papel fotográfico. Página 204 Revisemos lo aprendido I. 1. G 7. B 13. N 2. C 8. E 14. I 3. M 9. A 15. S 4. J 10. F 16. P 5. D 11. O 17. H 6. W 12. R 18. L
19. V 20. K 21. T 22. Q 23. Ñ 24. U
II. 1. Hace referencia a las mezclas heterogéneas 2. En las disoluciones sobresaturadas, no se invierten las proporciones entre soluto y disolvente; sino que, el soluto está presente en una cantidad superior a la que el disolvente puede disolver. 3. Las disoluciones deben estar compuestas por sustancias con polaridades semejantes.
4. Es la unidad de medida empleada para medir la magnitud “cantidad de sustancia”. 5. El soluto debe ser gaseoso. 6. La solubilidad se refiere a la máxima cantidad de soluto que es capaz de contener un solvente a una determinada temperatura, mientras que la concentración a la relación cuantitativa entre ambos componentes. 7. Se refiere a la polaridad. 8. Al ser distinta la cantidad de soluto, el punto de ebullición cambia (Propiedades coligativas). 9. Se hace referencia a la osmosis y el movimiento de las sustancias a favor de la gradiente de concentración. 10. Las propiedades coligativas dependen únicamente de la cantidad de partículas en solución. 11. Al no estar balanceada, no se iguala la cantidad de materia en ambos lados de la ecuación. III.1. mHNO = 48g 3
2. m azúcar = 15,6g 3. M = 3,5 mol L 4. % V/V = 17,5 5. mAlCl = 15g 3
6. nHF = 1,2 mol
8. M = 2,92 mol L 9. mNaCl = 580g 10. % V/V = 6 11. M = 0,05 mol L 12. Se deben agregar 200 mL de agua.
7. Vdisolvente = 29,23 mL 13. a. b. c. d. e. f. g.
2+1 2+1 2+13 2+1 2+1 2+1 1+1
1+1 1+2 8+10 1+2 2 2 2
SOLUCIONARIO
186
Unidad 4, Tema 2
b. KOH Base
Página 213 Desafío Científico 1.
d. HF ácido
[ H+] > [OH–] 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 [H+] < [OH–] 1 · 10–14
2. 3. 4. 5.
H3O+ Ác. Conj, ClO– Ba. conj.
c. CClO4 Ácido, H2O Básica Kw
H3O+ Ácido conjugado,
3. a. HNO3 Ácida, H2O Básica NO–3 Base Conj.
[ H+] · [OH–]
e. LiOH Base
1 · 10–1 1 · 10–2 1 · 10–3 1 · 10–4 1 · 10–5 1 · 10–6 1 · 10–7 1 · 10–8 1 · 10–9 1 · 10–10 1 · 10–11 1 · 10–12 1 · 10–13
f. CH3 COOH Ácido, NH3 Base NH4+ Ác. conj.
CH3COO–Base conj.,
g. H2SO4 Ácido, H2O Base H3O+ Ác. Conj
HSO4– Base conj,
1 · 10–13 1 · 10–12 1 · 10–11 1 · 10–10 1 · 10–9 1 · 10–8 1 · 10–7 1 · 10–6 1 · 10–5 1 · 10–4 1 · 10–3 1 · 10–2 1 · 10–1
El comportamiento ácido y base de una sustancia. a. Ácida b. Ácida c. Básica d. Básica d, c, b, a. a. Influye en el crecimiento de la planta. b. Si aumenta la concentración de iones H+ el suelo se vuelve ácido y puede afectar a la planta, ya que las plantas prefieren generalmente suelos básicos.
Página 216 Desafío Científico 1. Respuestas en el texto del estudiante a. Página 210 b. Página 210 c. Página 210 d. Página 210 2. Respuestas en el texto del estudiante a. Página 211 b. Página 212 c. Página 215 d. Página 215
4. [H+] = 1·10–9
[OH–] = 1·10–5
5. [H+] = 1· 10–5
[OH–] = 1· 10–9
6. pOH = 9,5 7. pOH = 6
[H+] = 1·10–8
[OH–] = 1· 10–6
8. a. Ácido d. Ácida
b. Ácido e. Neutra
c. Ácido
9. Tipo de especie
pH
pOH
[H+]
[OH–]
Base Base Ácido Neutro Ácido Ácido
11 10 4 7 5 2
3 4 10 7 9 12
1 • 10–11 1 • 10–10 1 • 10–4 1 • 10–7 1 • 10–5 1 • 10–2
1 • 10–3 1 • 10–4 1 • 10–10 1 • 10–7 1 • 10–9 1 • 10–12
10.a. Levemente ácida d. Neutra
b. Neutra e. Ácida
c.Levemente básica
SOLUCIONARIO
187
Página 219 Desafío Científico 1. a. pH = 3 b. pH = 13,7 c. pH =1,17 2. HNO3 Página 221 Desafío Científico 1. a. b. c. d. e.
pH=1,29 pH=2,85 pH=2 pH=12,82 pH=13,54
2. a. b. c. d. e.
[H+] = 1· 10 – 5 M [H+] = 6,31 · 10 – 5 M [H+] =3,16 · 10 – 7 M [H+] = 3,16 · 10 – 6 M [H+] = 1 · 10 – 9
Página 228 Revisemos lo aprendido I. Asociación 1. g 4. h 7. e 2. c 5. b 8. d 3. f 6. a Página 230 Síntesis 1. homogéneas 2. solutos 3. estado del disolvente, tipo de soluto 4. concentración 5. sobresaturadas 6. solubilidad 7. concentración 8. %m/m 9. %V/V 10. mol 11. molaridad 12. molalidad
13. presión de vapor 14. punto de ebullición 15. punto de congelación 16. osmosis 17. ácidas 18. Arrhenius 19. Lowry– Brönsted 20. disociación del agua 21. bases 22. pH=–log[H+] 23. constante de acidez 24. neutralización 25. amortiguadoras
Página 231 C amino a... 1. 2. 3. 4. 5. 6.
c b d a d e
7. a 8. e 9. a 10. c
BIBLIOGRAFÍA
188
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