I. E. P A B L O
S E X T O
GUIA DIDACTICA
Res. N° 1111 del 21 de Nov. de 2006
Código
DP-40PP _F38
Versión
1
AREA Ciencias naturales y educación ambiental ASIGNATURA: Química GUÍA N° 1 GRADO: Décimo ESTUDIANTE___________________________________________________ GRUPO______ 1. NUCLEO TEMÁTICO: - Materia y energía. - Propiedades de la materia - Estructura de la materia - Clases de materia - Tabla Periódica. - Nomenclatura Inorgánica. - Reacciones Químicas. - Balanceo de ecuaciones químicas
2. TIEMPO PREVISTO DE DESARROLLO DE LA GUÍA: Primer periodo 3. OBJETIVO DEL NUCLEO NUCLEO TEMÁTICO: Reconocer la composición y trasformaciones de la materia. LOGROS: - Identifica y compara los cambios y transformaciones de la materia en sus diferentes estados. - Clasifica y compara los cambios físicos y los cambios químicos de la materia. - Deduce el comportamiento químico de los átomos con base en la distribución electrónica y diferencia y aplica los conceptos de número atómico, número masico e isótopo. - Determina algunas propiedades físicas y químicas de las moléculas. - Comprueba experimentalmente los cambios y transformaciones de algunos elementos y compuestos químicos al reaccionar entre ellos.
INDICADORES DE LOGRO: - Es responsable en la entrega de trabajos. - Lleva todos los materiales que necesita para la clase. - Presta atención a las explicaciones dadas por el profesor en clase. - Interpreta graficas propias de la asignatura. - Analiza las teorías que explican los fenómenos naturales. - Saca conclusiones acertadas de los conceptos vistos durante la clase. - Analiza, interpreta y aplica correctamente los temas estudiados.
2
- Define los diferentes estados y cambios que sufre la materia. - Diferencia los conceptos de sustancia, mezcla y aplica las técnicas de separación en el laboratorio.
COMPETENCIAS: -
Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. Utilizo modelos biológicos, físicos y químicos para explicar la transformación y conservación de la energía.
-
CRITERIOS DE EVALUACIÓN Participe activa y creativamente en el desarrollo de las guías y talleres.
-
Plantea, interpreta, analiza y da solución a problemas propuestos.
-
Discute los temas con sus compañeros confrontando ideas y conceptos.
-
Emite juicios lógicos y justifica cada conocimiento adquirido.
-
Analiza textos de Ciencias Naturales, Medio Ambiente y Tecnología y elabora conclusiones. conclusiones.
-
Desarrolla talleres y guías en tiempos acordados.
-
Accede a diferentes diferentes fuentes de información utilizando responsablemente responsablemente los recursos recursos y herramientas tecnológicas disponibles.
-
Emite juicios críticos.
-
Relaciona conceptos.
-
Participa y muestra interés en las discusiones de grupo (argumenta y concluye).
-
Realiza experiencias y demostraciones en forma responsable.
-
Ordena, analiza y procesa resultados utilizando el Laboratorio de Química.
-
Construye trabajos de aplicación de los saberes adquiridos, poniendo a prueba su creatividad. creatividad.
-
Elabora síntesis en forma clara, secuencial y coherente de diferentes diferentes temas observados en videos. videos.
-
Verificación de los padres de familia del trabajo realizado por los alumnos y hecho en casa haciendo las anotaciones correspondientes. -
Es responsable con su autoevaluación y coevaluación.
1. RECURSOS:
Laboratorio de química, computador, televisor, videos, computadores de la sala de sistemas, software de clobslabs de prácticas de laboratorio
2. DESARROLLO
PRESABERES
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
3
¿De qué esta hecha la materia?. ¿Cuáles son los estados de agregación agregación de la materia?. ¿Cuáles son los cambios de la materia?
DESARROLLO DEL NUCLEO TEMÁTICO Y FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA MATERIA Y ENERGÍA
La
materia
es
todo
aquello
que
nos
rodea,
ocupa
un
lugar
en
el
espacio
y
tiene
masa,
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama ll ama materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria. Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.
Propiedades generales
Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos: Masa
Es
la
cantidad
de
materia
que
posee
un
cuerpo.
Peso
Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro.
Extensión
Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
4
en
el
espacio.
Impenetrabilidad
Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el mismo espacio.
Inercia
Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o movimiento.
Porosid Porosida ad d
Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro.
Elasticidad
Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "lim ite de influenza "
Divisibilidad
Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.
Propiedades Especificas
Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc. El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores. El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso. La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
5
Materia h et er o g é n eo
Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles.
EJEMPLO: mezcla de agua y aceite.
Material ho m o g é n eo :
Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase
EJEMPLO: mezcla de sal y agua.
Solución:
Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos
EJEMPLO: las gaseosas.
Sustancia pur pura: a:
Es un material homogéneo cuya composición química es invariable.
EJEMPLO: alcohol (etanol)
Elemento:
Sustancia conformada por una sola clase de átomos
EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2), la plata (Ag)
Compuesto:
Sustancia conformada por varias clases de átomos
EJEMPLO: dióxido de carbono (CO 2)
CAMBIOS DE LA MATERIA
Cambio f ís ic o :
Cambio q u ím ic o :
Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición.
Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
EJEMPLO: en la fusión del hielo, el agua pasa de estado sólido a líquido, pero su composición permanece inalterada. EJEMPLO: EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2O a partir de celulosa, cambiando la composición de la sustancia inicial.
6
Camb Cambios ios de estado:
CAMBIOS
DE
El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura, modificando una de éstas variables o ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro.
Sólido, liquido, gaseoso o plasma
ESTADO
CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA SÓLIDOS
LÍQUIDOS
GASES
COMPRESIBILIDAD
No se pueden comprimir
No se pueden comprimir
Sí pueden comprimirse
VOLUMEN
No se adaptan al volumen del Se adaptan al volumen del Se adaptan al volumen del recipiente recipiente recipiente
GRADOS LIBERTAD
DE
EXPANSIBILIDAD
Vibración
Vibración, rotación
Vibración, rotación, traslación
No se expanden
No se expanden
Sí se expanden
REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS Sím b o lo : es la letra o letras letras que se emplean para representar elementos químicos. químicos. EJEMPLO: EJEMPLO: Al (aluminio) Mo lé c u l a : se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones proporciones definidas y constantes.
Son la estructura fundamental de un compuesto.
Fórmula:
Fórm ul a q uím ic a
Fórm ul a em píric a o m ín im a
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
Fórmula mo lecular
Fórmula e estructural stru ctu ral : :
Fórmula de Lewis o electrónica:
7
Es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de átomos.
Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica.
Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual estos se combinan.
EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO:
EJEMPLO: EJEMPLO:
EJEMPLO: EJEMPLO:
La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3
Fe2O3
Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada átomo dentro de la molécula.
Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en enlaces.
UNIDADES QUÍMICAS:
Mol:
Es el número de partículas igual al número de Avogadro
Nùm Nùm ero de Avogadro Avogadro
6.023 x 1023 partículas Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 10 23 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 23
1MOL = 6.023 x 10 = peso atómico del elemento Peso Atómico:
Unidades de Masa Atómi ca u.m.a
La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10 -24 g 0 1.008 uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que:
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
8
El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente,
en consecuencia:
Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 23 1 MOL = 6.023 x 10 moléculas = peso molecular (peso fórmula)
Peso Molecular:
EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 10 23 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: Hidrógeno……………2 x1=2 azufre…………………. 1x32=32 oxígeno ………………4 x 16 = 64
Relación Relación entre mol, peso molecu molecular lar y número de pa rt ícu las :
DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
EJEMPLO: Determine EJEMPLO: Determine la la Fórm ul a Em píric a y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un u n peso molecular de de 180.2 g/mol . PARA DETERMINAR L A F ORMULA EMPÍRICA: GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
9
Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son: C = 12.0,
O = 16.0 y
H = 1.0
El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento. # moles de C = 40/12.0 = 3.33 # moles de O = 53.3/16.0 = 3.33 # moles de H = 6.67/1.0 = 6.67 El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño. C = 3.33/3.33 = 1 O = 3.33/3.33 = 1 H = 6.67/3.33 = 2 Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será: C1H2O1 o bien, CH 2O. PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:
Para obtener la Fórmula Molecular , calculemos el peso de la Fórmula empírica: C = (12.0)x(1) = 12.0 H = (1.0)x(2) = 2.0 O = (16.0)x(1) = 16.0 Suma = 30.0 Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica 180/30 = 6 La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica: C6H12O6 En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO 2.5 habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P 2O5 EJEMPLO:
Calcule el Peso Fórmula del BaCl 2 de Bario). 2 (Cloruro
Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son: Peso Atómico (P. A.) del Bario = Peso Atómico (P. A.) del Cloro = Peso Fórmula del BaCl2 = Peso Fórmula del BaCl2 =
137.3 g/mol 35.5 g/mol (1) x (P. A. del Bario) + (2) x (P. A. del Cloro) (1) x (137.3) + (2) x (35.5) = 137.3 + 71 = 208.3
EJEMPLO:
Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
10
Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento: 27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio 125 gramos de Al ----- ? Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión; EJEMPLO:
Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.
La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue: Peso del C = 85.63 g
peso del H = = 14.37 g
La formula empírica es CH 2. La formula molecular puede ser CH 2, C2H4, C3H6, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH 2. EJEMPLO: Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)
La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los número relativos de moles de átomos. Por tanto el cálculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:
La formula empírica del sulfuro es FeS EJEMPLO: 23
Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 10 átomos de carbono, 2.888 x 24 23 10 átomos de hidrogeno y 4.816 x 10 átomos de oxígeno. GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
11
La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 10 23
Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C 2H6O ESTRUCTURA S DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURA L
EJEMPLO: Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F , d) Li
Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos: a)
Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.
b)
Dos electrones s electrones s y cuatro electrones p, electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica electrónica 1s 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.
c)
Dos electrones s electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s electrónica 1s2 2s2 2p4)
d)
Un electrón s electrón s ( configuración electrónica 1s electrónica 1s2 2s1).
EJEMPLO:
c) H 2 2S.
De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF , b) CH 4 ,
Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos. (fórmula (fórmula electrónica o de estructural) Lewis) a) b) c) ENERGÍA La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.
EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
12
1 caloría
=
4.184 joules =
4.184 J
1 joule
=
1000 = 1kcal calorías 1 newton x 1 metro (unidad de (unidad de longitud) fuerza)
1 newton
=
1 kilogramo x
1 metro
( 1 segundo) -2
1 joule
=
1 kilogramo x
1 metro 2
( 1 segundo) -2
1 kilocaloría =
1 J = 1 kg m 2 s-2 Caloría =
Es
la
cantidad
de
calor
necesaria
para
elevar
en
1º
C
un
gramo
de
agua.
Calor =
Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que los dos alcanzan igual temperatura.
Calor específico =
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro. Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Guardan la siguiente relación
Temperatura =
°C = 5/9 (°F – 32 ) °K = °C + 273 °F = 9/5 °C + 32 com paración de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius Celsius y Fahrenh eit
Punto de ebullición del agua Punto de congelación del agua Cero absoluto Temperatura
373 K 273 K 0K
de
Kelvin (escala absoluta)
Celsius (centígrado)
LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
100°C 212°F 100° 0°C = 32°F 180°F 273°C 460°F
Fahrenheit
13
PRIMERA:
(Ley de Lavoisier)
En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes
SEGUNDA :
(ley de la Termodinámica )
La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma.
TERCERA : ( Ley de Einstein )
La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.
ACTIVIDADES Y TALLERES PRÁCTICOS CUESTIONARIO 1. Clasifique cada una de las siguientes sustancias químicas como elemento compuesto o mezcla. Justifique su respuesta. Azúcar disuelto en agua, Plata, pasta de dientes, carbonato de calcio, palomitas de maíz, aire, hierro, bronce, sal, azufre, gasolina, oxigeno y grasa. 2. Basándose en objetos que rodean su vida cotidiana de ejemplos de sustancias que sean elementos, compuestos y mezclas. 3. ¿Cuáles de los siguientes procesos son exotérmicos?, ¿cuales endotérmicos?, combustión, congelación del agua, fusión del agua, ebullición del agua y condensación del vapor. 4. ¿Cual, de dos recipientes con diferente cantidad de agua que se calientan con la misma intensidad hervirá primero?. Explique su respuesta. 5.
Para cada oración que se presenta indique si es falsa o verdadera verdadera y justifique su respuesta:
a. Las sustancias químicas poseen energía, energía, si esto esto es cierto, entonces, podemos considerarla como energía potencial. b. El análisis dimensional es un método matemático utilizado para establecer magnitudes y unidades. Justifique su respuesta. c.
Los científicos escriben los números números en en forma exponencial para abreviar su escritura. escritura.
d.
Los datos datos utilizados en el desarrollo de experimentos experimentos pueden ser exactos exactos y poco precisos. precisos.
e.
Los cambios o transformaciones transformaciones de la materia suelen ir acompañados por cambios de energía.
f. Los cambios o transformaciones que se dan en la naturaleza suelen darse en un solo sentido, el hielo siempre se derrite, la pólvora se quema. g.
El azúcar es una sustancia pura pura porque está formada por por la misma clase de moléculas. moléculas.
h.
La densidad densidad es una propiedad propiedad extensiva extensiva porque depende de la cantidad cantidad de sustancia presente.
i.
Los cambios físicos son cambios reversibles, mientras que los cambios químicos no.
6. Una persona, al estudiar las propiedades de una sustancia química desconocida X, obtiene los siguientes resultados: A temperatura ambiente es un sólido. Posee punto de fusión alrededor de 200 oC. GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
14
Forma una solución coloreada cuando se coloca en agua. Se obtiene más de un producto por electrolisis. Al calentarla en presencia de aire se forma un sólido blanco. Basado en los datos obtenidos, el investigador afirma que la sustancia desconocida es un elemento. Indica si crees correcta esta conclusión y explica tus razones. 7. El contenido de plomo en la sangre sangre humana que se considera normal es de aproximadamente 0.40 partes por millón; es decir 40 g de plomo por cada 1000 g de sangre. Un valor de 0.80 partes por millón (ppm) de plomo en la sangre se considera peligroso. ¿Cuantos g de plomo están contenidos en 6.0 x 10 3 g de sangre (la cantidad de un adulto promedio) si el contenido de plomo es de 0.62 ppm?
8. Una velocidad típica de depósito de polvo (caída de polvo) polvo) del aire no contaminado contaminado es de 10 toneladas toneladas por milla cuadrada y por mes. a. ¿Cuál es la caída de polvo, expresada en miligramos por metro cuadrado y por hora? b. Si el polvo tiene una densidad media de 2 g/cm 3, ¿cuánto tiempo tardaría en acumularse una capa de polvo de 1 mm de espesor? 9. Un termómetro Fahrenheit y otro Celsius se introducen en un mismo sistema cuya temperatura se quiere medir. En los siguientes casos, ¿A qué temperatura Celsius, corresponde una lectura numérica en el termómetro Fahrenheit? a. Igual que la del termómetro Celsius. b. Dos veces la del termómetro Celsius. c. una octava parte la del termómetro Celsius. d. 300 o más alta que l a del termómetro Celsius. 10.Juan inventa una escala de temperatura que va desde los 30 grados como punto de fusión y 90 grados como punto de ebullición. Si tengo 20 grados Celsius a cuantos grados Juan corresponden?. 11.Si tengo una cadena de plata que pesa 30 gramos y cuesta 30000 pesos. p esos. Cuánto vale un mililitro de plata?. (Consulte la densidad de la plata en la tabla periódica). 12- la fórmula del ácido sulfúrico es H2SO4. De acuerdo a eso responder: a- Cuantas moléculas hay? b- Cuantos átomos de oxigeno tiene c- Cuantos átomos átomos hay en total d- Cuánto pesa la molécula por mol e- Cuál es el porcentaje porcentaje de oxigeno presente presente en la molécula f- La molécula es polar o apolar g- Se disuelve en agua?. agua?. Si o no y porque. h- Si tengo 20 gramos gramos de esta sustancia cuantas moléculas moléculas hay? i- Si tengo 30 moles. Cuantos gramos pesa j- Si resulta de que el ácido sulfúrico es un líquido con densidad de 9,2 gr/ml entonces 30 m l cuanto pesan y cuantos moles son? 13- Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?. 14- Cuáles Cuál es son los cambios de estado que requieren suministro de calor 15- Cuál es la diferencia entre evaporación y ebullición 16- Cuál es la diferencia entre átomo y molécula. 17- Cuál es la diferencia entre enlace iónico y covalente 18- Que es un enlace químico, como se clasifican y dar 3 ejemplos GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
15
19- Cuantos electrones intervienen en un enlace químico 20- Que es la regla del octeto. Dar tres ejemplos 21- Cuál es la electronegatividad de los siguientes elementos: Na, Cl, O, F,K, Be, Ag, Cr, Pb, S, Br. 22- Porque los gases nobles no tienen electronegatividad?. Explica. 23- Que son cationes, que son aniones 24- Dibuja el croquis de la tabla periódica e indica como aumenta la electronegatividad 25- Que es la estructura de Lewis?. Dar 5 ejemplos. 26- La molécula de H2SO4 es de acido sulfúrico. Cuantos enlaces químicos tiene. Cual es la diferencia de electronegatividades de cada uno de sus enlaces? 27- Consulta que otras fuerzas de atracción hay entre las moléculas. 28- Que es una molécula polar y una apolar?. Explica . ¿Cómo se clasifican los enlaces químicos? 29- ¿Cuál es la característica principal del enlace iónico? 30- ¿Entre que elementos de la tabla periódica se espera que se forme un enlace iónico? 31- ¿Qué características presentan presentan los compuestos iónicos? 32- ¿Cuándo se presenta un enlace covalente? 33- ¿Qué diferencias existen entre un enlace iónico y uno covalente? 34- ¿Entre que elementos de la tabla periódica se espera la formación de un enlace covalente? 35- ¿De acuerdo al número de electrones compartidos, ¿cómo se clasifica el enlace covalente? 36- ¿Cuándo se producen enlaces metálicos? 37- ¿Los enlaces de cada una de las siguientes sustancias son iónicos covalentes no polares o covalentes polares? Clasificar las sustancias con enlaces covalentes polares en orden de polaridad de enlace creciente: a) S 8, b) RbCl, c) PF3, d) SCl2, e) F2, f) SF 2. 38- Clasificar los miembros de cada conjunto de compuestos en orden de carácter iónico creciente de sus enlaces. Usar flechas de polaridad para indicar la polaridad de cada enlace: a) HBr, HCl, HI; b) H 2O, CH4, HF; c) SCl 2, PCl3, SiCl4.Reacciones de precipitación
3. EJERCICIO DE PRUEBA SABER 1. Se llama disolvente a la sustancia de la disolución (generalmente liquido) que por sus propiedades particulares puede diluir a otra u otras formando una común y distinta. De lo anterior podemos concluir: A. Una disolución solo está formada formada por un disolvente. B. Una disolución está compuesta por un soluto. C. Una disolución está compuesta por un disolvente y un soluto. D. Las disoluciones no son solidas 2- El estado sólido se caracteriza por tener GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
A. Volumen definido definido B Sus moléculas tienen poca energía cinética C Facilidad de compresión D. Todas las anteriores 3- Es un factor que puede hacer que un material cambie de estado A. La temperatura B. El volumen C. La densidad
16
D. La gravedad
10- Si la densidad del agua líquida es un g/cm3 a 25°c, sería correcto afirmar que cuando las muestras se sumerjan en el agua suceda lo siguiente:
4- Es característica de las bases A. Presencia del hidrogeno hidrogeno B. Presencia del ion hidroxilo C Presencia de oxigeno D Presencia de un no metal 5- No es una propiedad de los gases A. Adaptarse a la forma del recipiente recipiente B. Tener volumen definido C. Ser compresibles D. Difundirse espontáneamente 6- Si se triplica el número de moles, la presión y temperatura de un gas, Su volumen: A. Se reduce a la tercera parte B. Se duplica C. Se triplica D. Se cuadruplica 7- Cuando reaccionan metales con oxigeno se forman: A. Hidruro B. Óxidos básicos C. Bases D. Sales neutras 8- Todos los ácidos corrientes contienen A. Hidrogeno B. Oxigeno C. metales D. alógenos 9-
Un científico recibió unas muestras metálicas para determinar si correspondían al mismo material. Decidió medir la masa y el volumen de cada muestra para determinar su densidad. Los datos obtenidos son los siguientes: Muestra N° 1 2 3 4 5
a. b. c. d.
Masa (gramos) 5 10 15 20 25
Volumen (cm3) 2 4 6 8 10
a. La muestra numero 1 flota en el agua y las demás se hunden. b. La muestra número 2 se vaya al fondo y la número tres flote c. Las muestras 2,3 y 4 se hundan en el agua y la número 1 y 5 floten. d. Todas las muestras se hundan en el agua. 11- A continuación se describen tres pasos de un procedimiento para hallar la densidad de un objeto:
1. 2. 3.
a. b. c. d.
Dividir la masa del objeto entre e l volumen del objeto para hallar la densidad. Medir la masa del objeto Medir el volumen del objeto. Un orden correcto del paso anterior para hallar la densidad seria: 1,2 y 3 1,3 y 2 3,1 y 2 2,3 y 1
12- En la siguiente tabla se muestra la densidad de dos sustancia a 25°c:
a. b. c. d.
Sustancia
Densidad (g/Cm3)
Agua
1,00
Alcohol
0,81
Hielo
0,91
Si usted toma dos vasos iguales uno lo llena con agua y el otro con alcohol en cantidades iguales en cada vaso coloca un cubo de hielo del mismo tamaño, podría suceder que: El hielo se hunda en ambos vasos. El hielo se hunda en el agua y flote en el alcohol. El hielo flote en el agua y se hunda en el alcohol. El hielo flote en los dos vasos.
13- Un estudiante en el laboratorio de química hizo el s iguiente procedimiento para determinar la densidad de un material. 1. Determinó la masa del objeto. 2. Midió los tres lados del objeto y luego los multiplicó para determinar el volumen. 3. Por último dividió la masa en el volumen. De lo anterior podemos afirmar que:
a. b.
El material utilizado era un líquido. El material al que se le determinó la densidad era un sólido irregular. La sustancia era un sólido regular. La sustancia es un gas
De la información de la tabla es correcto afirmar que:
c. d.
La muestra N°1 tiene menor densidad que la muestra N°2 La muestra N°5 presenta mayor densidad que las demás La muestra N°4 tiene mayor densidad que la 1,2 y 3 Todas las muestras pertenecen a la misma sustancia
14- En un taller artesanal se mezcló por accidente en un recipiente: limadura de hierro, aserrín y agua. Esto corresponde a:
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
a. b. c. d.
Una mezcla homogénea. Una mezcla heterogénea. Una mezcla tanto homogénea como heterogénea. Una solución.
17
Átomos
N°de protones
N° de neutrones
N°de electrones
1 2 3 4
1 7 2 7
1 7 2 8
1 7 2 7
15- Si quisiera separar únicamente le agua de la mezcla:
a. b. c. d.
No sería posible. Se separa primero la limadura de hierro con un imán y luego el aserrín por cromatografía. Se separa primero el aserrín por tamiz ado y luego el agua por destilación. Basta separar el agua por filtración y luego separar las limaduras de hierro por imantación.
16- La capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, se llama:
a. b. c. d.
Densidad. Solubilidad Conductividad. Volumen.
Es válido afirmar que son isotopos los átomos:
a. b. c. d.
1 y 4. 3 y 4. 1 y 3. 2 y 4. Responda las preguntas de acuerdo con la siguiente información
17- Las propiedades de la materia son:
a. b. c. d.
Generales y físicas. Específicas y químicas. Generales y específicas. Físicas y químicas
18-
A un tubo de ensayo que contiene agua se le agregan 10gr de sal de cocina, posteriormente se agita la mezcla y se observa que una parte de la sal no se disuelve quedando en el fondo del tubo. Es válido afirmar que en el tubo de ensayo el agua y la sal conforman:
a. b. c. d.
Un compuesto. Una mezcla homogénea. Un elemento. Una mezcla heterogénea.
19- Usted prepara un vaso con agua y le adiciona una cucharadita de azúcar. Agita fuertemente hasta que no queda ningún residuo de azúcar en el fondo. La mezcla que usted hizo es:
a. b. c. d.
Homogénea, porque se observan dos fases. Heterogénea, porque consta de dos o más faces con propiedades diferentes en todas sus partes. Heterogénea, porque se ve una sola fase. Homogénea, porque consta de una sola fase con propiedades similares en todas sus partes.
20- El aire es una mezcla y no un compuesto, esto se explica porque:
a. b. c. d.
Su composición no varía. Sus componentes se disuelven en el agua. Sus componentes se pueden separar por medios físicos o mecánicos. Se licua por compresiones y expansiones bruscas repetidas.
21-
Se tiene en un recipiente una mezcla de agua con aceite. Es válido decir que esta mezcla se puede separar por:
a. b. c. d.
Decantación. Cromatografía. Tamizado. Destilación
22- Los isotopos son átomos de un mismo ele mento que se diferencia en la cantidad de neutrones y en la masa atómica. Las siguiente tabla muestra información de 4 isotopos de átomos:
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
Ele me nto X
Z
Y
17
Z
8
pro ton es
14
L T
A
neutr ones
6
35 8 40
11
Elect rones
8
20
23
23- El numero atómico del elemento X es :
a. b. c. d.
14. 8. 6. 20
24- La cantidad de neutrones del elemento Y es:
a. b. c. d.
17. 35. 52. 18.
25- La cantidad de electrones del elemento Z es:
a. b. c. d.
16. 8. 24. 0.
26- El isotopo Y, se puede representar así
a. b. c. d.
17 y 35 35 y 17 52 y 35 35 y 52
27- Si se tiene en un recipiente una mezcla de agua con alcohol etílico sus componentes se pueden separar por:
a. b. c. d.
Decantación. Centrifugación. Filtración. Destilación.
18
Para realizar unos experimentos, se dispone de los siguientes materiales: 1. Tubo de ensayo 2. Probeta de 10cm3 3. Balanza 4. Pipeta aforada de 5cm3 5. Soporte universal 6. Vaso de precipitado de 100cm3 28- Se requiere medir un volumen de 4Cm3. Para ello es necesario utilizar el implemento:
a.
b. c. d.
6. 4. 2.
29- Si se desea calcular la densidad de un liquido es necesario emplear los materiales:
a. b. c. d.
1y2 3y5 2y 3 2y5
1
4. BIBLIOGRAFÍA Y WEBGRAFÍA: Textos guías, Santillana 10, Blog del profesor Jaime Hernán cortes Restrepo
GUÍA DIDÁCTICA CIENCIAS NATURALES
