MINISTERIO DE EDUCACIÓN DIRECCIÓN NACIONAL DE EDUCACIÓN
DOCUMENTO PARA EL DOCENTE DE CIENCIAS NATURALES
PRIMER AÑO DE BACHILLERATO
Ministerio de Educación Documento para el Docente de Ciencias Naturales Segunda Prueba de Avance de Primer Año de Bachillerato
PRAEM - 2011
ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 1 y 2
Bloque de contenidos:
Contenidos:
Indicador de logro: 5.1 Explica y
Química
El átomo y las partículas valora subatómicas.
los
aportes
científicos
que
describen la estructura interna de la materia,
indicando
características
la
de
los
ubicación
y
electrones,
protones y neutrones.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No diferencian entre peso atómico y peso molecular.
No logran distinguir las partículas subatómicas que forman el peso atómico.
Hay confusión al establecer los pesos atómicos y moleculares de los elementos y sustancias.
Actividad 1: Reconociendo pesos atómicos y moleculares Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las partículas subatómicas
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Realizar exploración de saberes previos por medio de un interrogatorio dirigido. 2. Describir las características que presentan las diferentes partículas que forman a los átomos. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada grupo un texto sobre las partículas subatómicas y ejemplos sobre la obtención de los pesos atómicos y moleculares. 4. Proponer algunos ejercicios de aplicación sobre la obtención de los pesos atómicos y moleculares. 5. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones e interpretar los resultados.
Referencias teóricas
Partículas subatómicas Protones y electrones
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Aunque Dalton creía que los átomos eran indivisibles e inalterables, a lo largo del siglo XIX aparecieron cada vez más evidencias de que los átomos tenían alguna estructura interna. Experimentos con electricidad, espectros atómicos, radiactividad, fueron algunos de los fenómenos que hicieron comprender que el átomo no era tan indivisible e inalterable como suponían Dalton y Demócrito, y, al finalizar el siglo XIX, se descubrieron algunos de los constituyentes del átomo: protones, con carga positiva, y electrones, con carga negativa y casi 2000 veces más pequeños que los protones. En el átomo, el número de protones y electrones era siempre el mismo, para que fuera neutro, sin carga.
Las interacciones entre los electrones de los átomos eran las responsables de su valencia y de las uniones entre distintos átomos, y un átomo podía perder o ganar electrones (convirtiéndose en un ión) pero no protones. Esto es así porque en el átomo, protones y electrones están ordenados. En el centro se encuentran los protones, formando el núcleo atómico. Rodeando el núcleo y a gran distancia de él (de forma relativa, porque el átomo es muy pequeño) están los electrones. Cuando se acercan dos átomos, lo que se acerca realmente son las capas de electrones, no los núcleos.
Número atómico Un átomo puede ganar un electrón, con lo que adquiere carga negativa y se convierte en un anión o ión negativo. O puede perder un electrón y adquirir carga positiva, convirtiéndose en un catión o ión positivo. Pero no puede cambiar su número de protones. Por esto, el número de protones de los átomos de un elemento es tan importante, ya que permite identificarlo sin género de dudas. Conocido el número de protones, sabemos el elemento de que se trata. Así, el número de protones de un átomo recibe el nombre de número atómico, Z. Si el átomo es neutro, coincide con el número de electrones. Si tenemos un anión, habrá más electrones y si un catión menos.
Cada elemento queda identificado por su número atómico. Si dos átomos tienen el mismo número atómico, son átomos del mismo elemento. Si, por el contrario, los átomos tienen distinto número atómico, pertenecen a dos elementos distintos. Además, el orden de los elementos en la tabla periódica, cuyo origen está en el orden de los electrones en el átomo, es el de número atómico creciente. El primer elemento, el hidrógeno, tiene de número atómico 1 (un protón), el segundo, helio, 2 (dos protones), el tercero, litio, 3 y así sucesivamente.
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Esto se debe a que los electrones, alrededor del núcleo, se sitúan en capas siguiendo dos reglas principales. En la capa de orden n, caben sólo 2xn2 electrones. Por eso, en la primera capa (n=1) sólo caben 2 electrones (2x12) en la segunda capa (n=2) caben 8 electrones (2x22), en la tercera 18 (2x32), etcétera.
Pero, además, el átomo sólo puede tener en su última capa 8 electrones. Nunca más, aunque sí menos. Supongamos un átomo con 25 electrones. En su primera capa tendrá dos y en la segunda ocho electrones (no caben más). Quedan todavía quince electrones en el átomo (2 + 8 = 10, hasta 25, 15) pero aunque en la tercera caben 18 electrones, no se colocan los 15 electrones ahí, porque sería la última capa y tendría más de ocho electrones. Los electrones se colocan 13 en la tercera capa y 2 en la cuarta capa. Con esto, la última capa ya no es la tercera, sino la cuarta, y tiene menos de 8 electrones. En la tabla periódica los átomos se ordenan en filas, que se llaman periodos. Cada fila indica la última capa electrónica. Así si un átomo está en el periodo tercero, su última capa de electrones es la tercera, si en el periodo sexto, tendrá seis capas de electrones. También se ordenan en columnas llamadas grupos. En cada grupo, los átomos tienen el mismo número de electrones en la última capa, aunque esta última capa no sea la misma. Así, en el grupo 2, todos los átomos tienen dos electrones en su última capa, aunque esta capa será la tercera, la cuarta o la correspondiente al periodo.
Neutrones. Isótopos Pronto se descubrió que los átomos de un mismo elemento, aunque tenían el mismo número de protones y electrones, no eran todos iguales, sino que algunos tenían más masa que otros. Como las demás propiedades eran iguales (salvo la masa) se trataba del mismo elemento, y debían colocarse en el mismo lugar de la tabla periódica. Por eso recibieron el nombre de isótopos, de las palabras griegas que significan en el mismo lugar. Por ejemplo, el carbono, que posee seis protones (y seis electrones, claro) normalmente tenía una masa de 12 uma (unidad de masa atómica, la unidad que se emplea para medir la masa de los átomos). Pero otros átomos de carbono tenían una masa de 13 uma y otros de 14 uma. El carbono-13 es muy importante en medicina, ya que algunas técnicas de diagnóstico lo emplean. El carbono-14, se emplea para conocer la antigüedad de los objetos históricos o prehistóricos y, gracias a él, por ejemplo, se ha podido demostrar la falsedad de la sábana de Turín. En los años 30 del siglo XX se pudo explicar, adecuadamente, la existencia de isótopos, al descubrirse una nueva partícula, el neutrón, con una masa similar a la del protón pero sin carga eléctrica, neutro (por eso se llamó neutrón). 4
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En el núcleo atómico, además de protones, también hay neutrones. Dos núcleos con el mismo número de protones serán del mismo elemento, pero si tienen distinto número de neutrones tendrán diferente masa. Así, el carbono normal, con una masa de 12 uma, tiene un núcleo formado por 6 protones y 6 neutrones (6 + 6 = 12). Pero el carbono-13, aunque tiene 6 protones, y por eso es carbono, tiene 7 neutrones (6 +7 = 13) y el carbono-14 tiene 8 neutrones en su núcleo, y por eso su masa es de 6 + 8 = 14. Los tres tienen el mismo número de protones (y de electrones), 6, se trata del mismo elemento, pero difieren en el número de neutrones y, debido a eso, aunque tienen las mismas propiedades químicas tienen distinta masa.
Masa atómica La masa de un átomo, como los electrones son muy pequeños, será la masa de su núcleo, es decir, la masa de los protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Esa masa es lo que se llama número másico, A. Un átomo con número másico 12, tendrá 12 partículas en su núcleo, entre protones y neutrones. El carbono siempre tiene el número atómico 6 (Z = 6) pero puede tener como número másico (A) los valores 12, 13 o 14, que son sus diferentes isótopos. La diferencia entre el número másico y el número atómico nos dirá los neutrones que hay en el núcleo.
Para el carbono-12: 12 - 6 = 6. Para el carbono-13: 13 - 6 = 7 y para el carbono-14: 14 - 6 = 8. La masa atómica no es la masa de un átomo, sino la media de la masa de todos los átomos de un elemento. Al ser la media, hay que considerar todos los átomos del elemento. Así, el cloro tiene dos isótopos, uno de masa 35, con una abundancia del 55 %, y otro de masa 36, con una abundancia del 45 %. Así, de cada 100 átomos 55 tienen una masa de 35 y 45 átomos tienen una masa de 36. La masa atómica será: (35 x 55) + (36 x 45) =1925 + 1620 = 3545 = 35,45 100
100
Por eso, la masa atómica del cloro es de 35,45.
Fuente de información http://quimicafacilrumi.blogspot.es/img/particulasubatomicas.pdf
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 3 y 4
Bloque de contenidos:
Contenidos: Masa atómica
Indicador de logro: 5.3 Indaga,
Química
y molecular
describe y resuelve problemas para calcular la cantidad de materia en uma, en gramos, de algunos elementos, moléculas y compuestos químicos.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No comprenden los conceptos de masa atómica y masa molecular.
No logran diferenciar la forma de obtener la masa atómica y el peso atómico.
Hay confusión al establecer los pasos para determinar las masas atómicas y moleculares.
Actividad 1: Reconociendo masas atómicas y moleculares Recursos para el desarrollo de la actividad Texto y ejemplos sobre masas atómicas y moleculares Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explorar presaberes por medio de lluvia de ideas. 2. Explicar las características que presentan las masas atómicas y moleculares. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada grupo un texto y ejemplos sobre masas atómicas y moleculares. 4. Pedir a los estudiantes que elaboren un cuadro comparativo de las características de los átomos y las moléculas. 5. Proponer algunos ejercicios de aplicación para que los estudiantes los resuelvan. 6. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones e interpretar los resultados. 7. Organizar una ronda de preguntas y respuestas.
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Referencias teóricas
¿Qué es el peso atómico? El peso de un átomo es la cantidad de veces que es más pesado que el elemento más liviano, el hidrógeno. Este último se toma como una unidad de peso. Cada átomo posee una parte central o núcleo, compuesto por protones (partículas cargadas positivamente, peso 1) y neutrones (partículas del mismo peso). Para equilibrar eléctricamente la carga positiva de los protones, el núcleo se halla rodeado por una capa o capas de electrones cargados negativamente. Siempre existen partículas enteras, nunca mitades. Tal es el significado del término isótopos (del griego "¡sos" y "topos": "el mismo lugar"; es decir que ocupan el mismo sitio en la lista de números atómicos que es igual a la cantidad de protones). Cuando tal caso se presenta en un elemento, el peso de un átomo de cada isótopo es diferente y su peso atómico es simplemente el promedio del de los isótopos, según sus proporciones. Por ejemplo, el cloro contiene una mezcla de átomos de peso 35 y una cantidad menor de otros de peso 37. Teniendo en cuenta la proporción en que se encuentran ambos isótopos, el peso promedio es de 35,5, que es el peso atómico del cloro. Los pesos atómicos de algunos elementos funcionan casi aproximadamente como los números totales, pero la mayoría son decimales.
¿Qué es el peso molecular? El peso molecular es la suma de los pesos atómicos que entran en la fórmula molecular de un compuesto. Para averiguarlo utiliza la fórmula molecular del compuesto, toma los pesos atómicos que lo componen y multiplica cada peso por el subíndice. El peso molecular se mide en una medida establecida por la IUPAC, que se llama uma. El peso molecular se obtiene sumando el peso atómico de cada átomo de la molécula. 1 uma es igual a la doceava (1/12) parte del peso del átomo de carbono. En el caso del agua: El hidrógeno tiene un peso atómico aproximado de 1 uma. El oxígeno tiene un peso atómico de aproximadamente 16 uma. Entonces, el peso molecular de la molécula de agua es de 18 uma. En la sal común, el NaCl:
Na: 22,9898 x 1 = 22,9898 Cl: 35,5 x 1 = 35,5 Suma: 58,4898 g/mol
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En la sacarosa, C12H22O11: C: 12,0 x 12 = 144,0 H: 1,0 x 22 = 22,0 O: 16,0 x 11 = 176,0 Suma: 342,0 g/mol Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso extendido, el científicamente correcto es "masa molecular". El peso es una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es una magnitud escalar y es independiente del campo gravitacional. Fuente de información http://alkimia-quimika.blogspot.com/2008/06/peso-molecular-o-masa-molecular.html http://www.estudiaronline.org/quimica/quimica-general/peso-atomico.html
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 5 y 6
Bloque de contenidos:
Contenidos: Mol, molalidad
Indicador de logro: 5.4 Indaga y
Química
y molaridad
describe la unidad de mol y asigna adecuadamente el número de átomos de algunos elementos y compuestos químicos.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Dificultad para diferenciar los conceptos de mol, molalidad y molaridad.
Falta de comprensión en los procesos para determinar la molalidad y la molaridad.
Desconocimiento de las unidades en las que se expresan las molalidades y molaridades.
Actividad 1: ¿Qué es un mol, la molalidad y la molaridad? Recursos para el desarrollo de la actividad Texto y ejemplos sobre el mol, la molalidad y la molaridad
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad
1. Analizar y explicar el texto. 2. Describir las características que presentan la molalidad y la molaridad. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada equipo textos, ejemplos de molalidad y molaridad. 4. Proponer algunos ejercicios de situaciones de aplicación. 5. Realizar una plenaria para exponer conclusiones e interpretar los resultados y proceder a una ronda de preguntas y respuestas. Referencias teóricas El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es fundamental del lenguaje de la química.
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MOL. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Un mol equivale a 6,022x1023. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo. Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento. 1 MOL de un elemento = 6,022 x 1023 átomos Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? No. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Para cualquier elemento: 1 MOL = 6,022 x 1023 átomos = MASA ATÓMICA (gramos)
Ejemplos: Gramos
Moles
Átomos
1 mol de S
6,022 x 1023 átomos de S
32,06 g de S
1 mol de Cu
6,022 x 1023 átomos de Cu
63,55 g de Cu
1 mol de N
6,022 x 1023 átomos de N
14,01 g de N
1 mol de Hg
6,022 x 1023 átomos de Hg
200,59 g de Hg
2 moles de K
6,022 x 1023 átomos de K
78,20 g de K
0,5 moles de P
6,022 x 1023 átomos de P
15,485 g de P
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(Masa atómica)
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Con base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una a otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: ¿Cuántas moles de hierro representan 25,0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55,85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25,0 g Fe
(
1 mol 55,85 g
La unidad del dato y del ) = 0,448 moles Fe
denominador del factor de conversión debe ser la misma.
¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5,00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg. Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24,31 g.
5,00 g Mg
(
1 mol 24,31 g
) = 0,206 mol Mg
Masa molar de los compuestos Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
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Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio) K 1 x 39,10 = 39,10 O 1 x 16,00 = 16,00 H 1 x 1,01 =
1,01 + 56,11 g
Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II) Cu 3 x 63,55 = 190,65 P
2 x 30,97 = 61,04
O 8 x 16 =
128 + 379,69 g
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x1023 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
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Ejemplos: ¿Cuántas
moles
de
NaOH
(hidróxido
de
sodio)
hay
en
1,0
Kg
de
esta
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH. Na 1 x 22,99 = 22,99 O
1 x 16,00 = 16,00
H
1 x 1,01 =
1,01 + 40.00 g
La secuencia de conversión sería:
1.00 Kg NaOH (
1000 g NaOH (
1000 g
) = 1000 g NaOH
1 Kg
1 mol 40,00 g
)
= 25,0 mol NaOH
¿Cuál es la masa de 5,00 moles de agua? Calculamos la masa molar del H2O. H
2 x 1,01 = 2,02
O
1 x 16 =
16 +
5,00 mol H2O
(
18,02 g 1 mol
)
= 90,1 g H2O
18,02 g
Composición porcentual Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
%A=
masa total del elemento A
X
masa molar del
100
compuesto
13
sustancia?
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Ejemplos: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III). 1) Calculamos la masa molar del compuesto. Ni
2 x 58,69 =
117,38
C
3 x 12,01 =
36,03
O
9 x 16 =
144 + 297,41 g
2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
% Ni =
%C=
%O=
117.38 297,41
36,03 297,41
144 297,41
x 100 = 39,47%
x 100 = 12,11%
x 100 = 48,42 %
Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo: 39,47 + 12,11 + 48,42 = 100 Fórmula empírica y molecular La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real. La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.
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Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería, muy frecuentes en química orgánica. Ejemplos:
Fórmula
Fórmula
Compuesto
molecular
empírica
Acetileno
C2H2
CH
Benceno
C6H6
CH
Formaldehído
CH2O
CH2O
Ácido acético
C2H4O2
CH2O
Glucosa
C6H12O6
CH2O
Dióxido de carbono
CO2
CO2
Hidrazina
N2H4
NH2
A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto. Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42,00 g y contiene 14,3% de H y 85,7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Cuál es su fórmula molecular? PASO 1 Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.
En 100 g de propileno
14,3 g de H
hay 85,7 g de C
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PASO 2 Convertir los gramos a moles.
14,3 g H (
1 mol de H
85,7 g de C (
1,01 g H
) =14,16 mol H
1 mol de C 12,01 g C
) =7,14 mol C
PASO 3 Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros, se deben multiplicar por el entero más pequeño que dé por resultado otro entero.
H
14,6 7,14
= 2,04
C
7,14 7,14
= 1,0
Los decimales de ,0 y ,9 se aproximan al entero más cercano. Fórmula empírica: CH2 PASO 4 Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.
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Fórmula empírica CH2
C
H
1 x 12,01 = 12,01
2 x 1,01 =
2,02 +
n=
42,00 14,03
= 2,993
14,03 Fórmula molecular: C3H6 Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.
Un sulfuro de hierro contiene 2,233 g de Fe y 1,926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto? Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2. 2,233 g Fe (
32,06 g S (
1 mol Fe 55,85 g Fe
1.926 g S 1 mol S
) = 0,0399 0.04mol Fe
) = 0,06 mol S
PASO 3
Fe
0,04 0,04
=1
S
0,06 0,04
= 1,5
Las fracciones de 0,5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1,5 da un entero es 2. A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
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Fracción
Multiplicar por
decimal 0,5
2
0,3
3
0,25
4
En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento. Fe: 1 x 2 = 2
S: 1,5 x 2 = 3
Fórmula empírica: Fe2S3 PASO 4 Fe2S3 Fe S
2 x 55,85 = 111,7
n=
3 x 32,06 = 96,18 +
208 207,88
=1
207,88 g
Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.
Fuente de información http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 7 Y 25
Bloque de contenidos:
Contenidos: La tabla
Indicador de logro: 5.8 Identifica
Química
periódica
y ubica los elementos químicos de la
tabla
periódica
por
sus
propiedades generales.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No logran diferenciar entre los metales, no metales y semimetales en la tabla periódica.
Falta de comprensión acerca de las propiedades químicas y físicas de los elementos de la tabla periódica.
Desconocimiento de las características particulares de los semimetales.
Actividad 1: Conozcamos los elementos de la tabla periódica Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre la tabla periódica y los grupos y familias que la forman
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Analizar y explicar el texto sobre las propiedades de la tabla periódica. 2. Orientar el diseño de un cuadro comparativo de las características de los metales, semimetales y no metales de la tabla periódica. 3. Organizar a los estudiantes en equipos y proporcionarles ejercicios para agrupar los elementos en los grupos o familias correspondientes. 4. Exponer conclusiones en plenaria e interpretar los resultados. 5. Realizar una ronda de preguntas y respuestas.
Referencias teóricas La Tabla Periódica En 1817, Dobereiner elaboró un documento que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades. Destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo.
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Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la tríada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 se contaba con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente. En 1862 el francés Chancourtois evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Aunque esta clasificación resulta insuficiente, la tabla periódica comienza a ser diseñada.
En 1869, el alemán Meyer pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Simultáneamente con el ruso Mendeleïev, presentan una primera versión de la tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Los elementos se clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos, es así como los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia".
Para poder aplicar la ley que Mendeleïev creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. Consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos poseían las propiedades predichas. Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época como la del Te y la del I, y la de algún otro par de elementos.
Los gases nobles se incorporaron más adelante, cuando fueron descubiertos, como una columna más. Fue a principios del siglo XX cuando Henry Moseley se propuso la ordenación por número atómico y cuando se supo en realidad cuántos huecos había en la tabla periódica (elementos no identificados hasta el momento).
Grupos y períodos El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos. 20
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Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.
Los grupos largos tienen nombre propio: Grupo que comienza con el elemento Li (Litio) Be (Berilio) B (Boro)
Se denomina Grupo de los alcalinos Grupo de los alcalinotérreos Grupo de los térreos
C (Carbono)
Grupo de los carbonoideos
N (Nitrógeno)
Grupo de los nitrogenoides
O (Oxígeno)
Grupo de los anfígenos
F (Flúor)
Grupo de los halógenos
He (Helio)
Grupo de los gases nobles o inertes
Metales, no metales, gases nobles Una primera clasificación de la tabla es entre metales, no metales y gases nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.
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Observa que puedes seguir una pauta muy sencilla para estudiar los no metales.
Los no metales comienzan en el grupo de los térreos con el primero (B).
La siguiente columna (grupo de los carbonoideos) son dos (C y Si).
La siguiente columna (grupo nitrogenoideos) son tres (N, P y As).
La siguiente columna (anfígenos) son cuatro (O, S, Se y Te).
La siguiente columna (halógenos) son cinco (F, Cl, Br, I y At).
Sólo queda el hidrógeno (H) que suele considerarse no metal.
Tipos de elementos 1. Los metales los solemos clasificar en: o
Metales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas (alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general.
o
Metales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas, tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras (lantánidos y actínidos).
o
Otros metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).
2. Los no metales, algunos de los cuales, se encuentran cerca de la línea de separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides). 3. Gases Nobles o gases inertes.
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Propiedades de los elementos según su tipo 1. Propiedades de los metales.
Son buenos conductores de la electricidad y el calor.
Son resistentes y duros.
Son brillantes cuando se frotan o al corte.
Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.
Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.
Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.
Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.
Poseen elevadas densidades; es decir, mucha masa para su tamaño: tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen.
Algunos metales tienen propiedades magnéticas: son atraídos por los imanes.
Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman las propiedades de los metales que se combinan. Así, si un metal es ligero y frágil, mientras que el otro es pesado y resistente, la combinación de ambos podría darnos una aleación ligera y resistente.
Tienen tendencia a formar iones positivos.
Tienden a tener energías de ionización bajas y típicamente pierden electrones es decir se oxidan en sus reacciones químicas.
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:
El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.
El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad).
2. Propiedades de los no metales:
Son malos conductores de la electricidad y el calor.
Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.
No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie no es tan lisa como en los metales.
Son frágiles, se rompen con facilidad.
Tienen baja densidad.
No son atraídos por los imanes.
Tienen tendencia a formar iones negativos.
En general, los puntos de fusión son menores que los de los metales.
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Cuando los no-metales reaccionan con los metales, tienden a ganar electrones (obteniendo así la configuración del gas noble más cercano) y generan aniones, es decir se reducen
Existen siete no-metales que en condiciones normales son moléculas diatómicas:
H2(g) N2(g) O2(g) F2(g) Cl2(g) Br2(l) I2(s) (sólido volatil - se evapora fácilmente, sublima)
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:
El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza.
El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.
3. Semimetales o metaloides Se encuentran entre los metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento. El Silicio por ejemplo tiene lustre, pero no es maleable ni dúctil, sino que es quebradizo como muchos no-metales. Además es menos un mal conductor de la electricidad o el calor. Los Metaloides se usan muy a menudo en la industria de los semiconductores (procesadores y memoria de las computadoras).
4. Hidrógeno. Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos.
5. Gases nobles o gases inertes La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.
Tendencias periódicas del carácter metálico
El carácter metálico es mayor en los elementos de la izquierda de la tabla periódica y tiende a decrecer conforme nos movemos a la derecha en un periodo (renglón) esto es lo mismo que decir que el carácter de no-metal crece al aumentar el valor de la energía de ionización.
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En cualquier familia (columna) el carácter metálico crece de arriba hacia abajo (los valores de la energía de ionización disminuyen al bajar en la familia.) Esta tendencia general no se observa necesariamente en los metales de transición.
Comportamiento periódico del carácter metálico
Fuente de información http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per12.htm
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 8 y 9 Bloque de contenidos:
Contenidos:
Indicador
Química
Tabla periódica
representa y explica correctamente el radio iónico,
de
logro:
energía
electroafinidad,
de
5.9
Indaga,
ionización,
electronegatividad
y
valencia de los elementos químicos en la tabla periódica.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Confusión para identificar la electronegatividad de los elementos en la tabla periódica.
Desconocimiento del significado de la electronegatividad de los elementos de la tabla periódica.
Falta de comprensión de la lectura de los potenciales de ionización y volumen atómico.
Actividad 1: Analicemos las características de los átomos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las características de los átomos Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Realizar exploración de presaberes por medio de lluvia de ideas u otra técnica. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada grupo un texto sobre las características de los átomos. 3. Diseñar un cuadro comparativo de características y usos de cada elemento. 4. Pedir a los estudiantes que en aquellos átomos que ellos conozcan identifiquen su uso en la vida cotidiana. 5. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones. 6. Organizar una ronda de preguntas y respuestas. Referencias teóricas
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Análisis de los elementos de la tabla periódica Grupo I A: metales alcalinos Los metales alcalinos, litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se venden en recipientes al vacío. Grupo II A: metales alcalinotérreos El berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y el radio (Ra) son metales que presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo I A, sus densidades son mas bajas, pero más elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva (2 +). El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia, alrededor del 4 % de la corteza terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que forma la greda o arcilla blanca, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en aleaciones de aluminio, en especial para aviones y proyectiles. El berilio es costoso, pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas que no producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El berilio y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son extensamente en pigmentos blancos. El radio es radiactivo. Grupo III A: familia del boro El boro (B), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. El aluminio (Al), galio (Ga), indio (In), y talio (Tl), forman iones con una carga triple positiva (3 +). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa él número atómico de este grupo. El boro no se encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este compuesto se emplea como suavizante de agua y en productos de limpieza. El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y electricidad. Es un metal
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dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre (8 %), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza en aeronaves, en alambres de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos para pinturas y papel aluminio, entre otros. El galio se funde a 29,8 ºC, la demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado sólido para computadores y celdas solares. El indio es muy blando; se emplea en transistores y recubrimientos de espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos. Grupo IV A: familia del carbono El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo. Elementos del grupo: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), y plomo (Pb). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva forma alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la superficie de un balón de fútbol a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buck y bolas. El carbono vegetal es una forma alotrópica no cristalina (o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, bióxido de carbono (CO2) y monóxido de carbono (CO), el carbón está presente en más de 8 millones de compuestos. Entre los compuestos orgánicos (que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y medicamentos, son también compuestos orgánicos. El silicio es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (26%) pero no se encuentra como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la tecnología moderna, se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas. Grupo V A: familia del nitrógeno Entre los elementos del grupo V A están los no metales nitrógeno (N) y fósforo (P); los metaloides arsénico (As) y antimonio (Sb); y el metal pesado bismuto (Bi).
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El nitrógeno gaseoso diatómico (N2) constituye el 78 % del aire. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden "fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, NH3, que se utiliza como fertilizante y también en la manufactura de ácido nítrico y diversos explosivos. El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizó para fabricar cerillas. Otra forma alotrópica, de fórmula P4 presenta una apariencia cerosa cristalina de color amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxígeno del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y animales. El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y fungicidas agrícolas contienen arsénico. El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores o en láseres. El antimonio es un metaloide con predominio de las propiedades metálicas. Es quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan en pigmentos para pinturas, en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilizar. El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos. Grupo VI A:familia del oxígeno Integrado por el oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico. El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son bióxido de carbono y agua. El oxígeno constituye
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el 21 % en volumen del aire y el 49,5 % en peso de la corteza terrestre. La otra forma alotrópica del oxígeno es el ozono, cuya formula es O3 es más reactivo que el oxígeno ordinario y se puede formar a partir de oxígeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas". El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su formula es S8. El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, H2SO4. Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos. El selenio es un no metal con interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se ha utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas. El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gamma; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por Marie Curie, quien le dio este nombre en honor a su natal Polonia. Grupo VII A: halógenos Formado por el flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y astato (At). El nombre de la familia proviene de las palabras griegas que significan "formadores de sales". Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Son demasiado reactivos para encontrarse libres en la naturaleza. El primer halógeno, el flúor es un gas amarillo pálido, es el elemento con más carácter no metálico de todos. Tiene una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro, F -. Tanto la madera como el hule arden en forma espontánea en flúor gaseoso. El flúor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados fluorocarbonos, como el freón-12, CCl2F2, que se utiliza como
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refrigerante en aparatos de aire acondicionado. Los compuestos de flúor también se utilizan para prevenir la caries dental y en ciertos lubricantes. El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En concentraciones elevadas es muy venenoso, pero en bajas concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo. El bromo es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de pozos. También se puede obtener bromo del agua de mar. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes y retardantes de flama, y en la manufactura de una amplia variedad de otras sustancias químicas, incluso productos farmacéuticos. A temperatura ambiente el yodo es un sólido cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el yodo sólido se sublima, es decir se transforma, directamente del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El yodo es el menos abundante de los halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de California y Louisiana. El elemento está presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas, los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina. Todos los isótopos del astato son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en la corteza terrestre, es menor que 30 gramos (una onza). Grupo VIII A: gases nobles Esta familia incluye al helio (He), neón (Ne), argón (Ar), criptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos. Son malos conductores del calor y la electricidad. No reaccionan con otros elementos.
Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la Tierra es argón, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.
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Debido a su baja densidad y naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zeppelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes. La propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argón se emplean en la soldadura y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxígeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argón y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. El criptón es más costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantez de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografía. La brillante luz naranjarojiza de los anuncios de neón se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neón a baja presión. Metales de transición Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "B" en muchas tablas. En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son más quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición más elevados que los otros metales. Las densidades, puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego disminuyen dentro de cada período, conforme aumenta el número atómico. Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel “s” más externo, además de electrones “d” retenidos con poca fuerza en el siguiente nivel energético mas bajo. Al cobre, la plata y el oro se les llaman metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el oxígeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tuberías para agua y en aleaciones muy conocidas como el latón, el bronce y la plata sterling. La plata, es el mejor conductor tanto de calor como de electricidad. Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos químicos para fotografía. El oro es el más maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son más resistentes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas. Entre otros metales de transición están el cromo, hierro, cobalto, níquel y zinc, del cuarto periodo de la tabla periódica. Se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento más abundante y es el metal menos costoso. Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como cromo, manganeso y níquel,
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que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro cubierto con una delgada capa de zinc se dice que está galvanizado. El zinc es importante en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería. Metales de transición internos Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el número atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con número atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con número atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, más electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos. Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de carbono, láseres, agentes colorantes para el vidrio y otros. Elementos transuránicos El uranio, con el número atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene más protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. El neptunio, es el primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio se sintetizó en 1940; en la actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Número atómico El número atómico Z es la cantidad de protones o electrones que posee el átomo. Número másico Es la suma de los protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Atomicidad Es la cantidad de átomos que forman la molécula de una sustancia simple. Electronegatividad Tendencia de un átomo a atraer los electrones compartidos. 33
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Isótopo Son átomos con igual número atómico Z y distinto número de neutrones. Valencia Es la capacidad de combinación de un elemento con respecto al hidrógeno, tomando a éste como unidad. Número de oxidación Es la cantidad de electrones que cede o acepta un elemento para pasar del estado libre al que se encuentra en el compuesto.
Actividad 2: Utilicemos la tabla periódica Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las características de los átomos Tabla periódica Guía de preguntas y ejercicios Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explorar el uso correcto de la tabla periódica en los estudiantes utilizando alguna técnica como las preguntas detonantes, la caja de sorpresas u otra. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada equipo una copia de la guía de trabajo y el texto utilizado en la actividad anterior. 3. Responder en equipo las preguntas y realizar los ejercicios sugeridos, con el apoyo de la tabla periódica. 4. Apoyar continuamente a los equipos de trabajo y aclarar dudas. 5. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones. Referencias teóricas
Indicar cuántos protones, neutrones y electrones tiene cada uno de los siguientes átomos: 59 Ni 28 7 N 14
75 As 33 7 N 15
52 Cr 24 6 C 12
80 Br 35 6 C 14
¿Por qué hay dos átomos de nitrógeno y dos de carbono? ¿Qué relación existe entre un grupo de la clasificación periódica y el número de electrones de la última capa de los átomos de elementos pertenecientes al mismo? 34
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Completar la siguiente tabla: Elemento
Z
A
Cl
17 35
B
11
Ne
20
Protones
Neutrones
3 10
Mo
54
Bi
209
Cs
55 133
Mg
16
17 24
42
126
P Co
Electrones
15
59
12
¿Los elementos de pesos atómicos 69,7; 72,6; 74,9 y 78,9 pertenecen a un mismo período o a un mismo grupo de la clasificación periódica? ¿Por qué?
Tres elementos del grupo VI de la clasificación periódica tienen pesos atómicos 16, 32 y 79, respectivamente. ¿Qué valor de peso atómico corresponde al elemento más no metálico? ¿Por qué?
¿Cómo varía el carácter metálico en un mismo grupo de la clasificación periódica? y ¿cómo el no metálico?
¿Cuál es el elemento más metálico y cuál el más no metálico?
Explica en qué zona de la tabla periódica se encuentran los elementos metálicos, dónde los no metálicos.
¿Qué relación hay entre la valencia de un elemento en su combinación con el oxígeno y el grupo de la clasificación periódica al que pertenece?
¿Qué relación hay entre la valencia de un elemento en su combinación con el hidrógeno y el grupo de la clasificación periódica al que pertenece?
¿Qué relación existe entre un grupo de clasificación periódica y el número de electrones de la última capa de los átomos de elementos pertenecientes al mismo?
¿Qué relación existe entre el número de ubicación de un elemento en la clasificación periódica y el número de electrones que posee su átomo?
Fuente de información http://www.fisicanet.com.ar/quimica/tabla_periodica/ap01_tabla_periodica.php http://www.fisicanet.com.ar/quimica/tabla_periodica/tb13_tabla_elementos.php http://www.fisicanet.com.ar/quimica/tabla_periodica/tp03_tabla_periodica.php http://www.fisicanet.com.ar/quimica/teoria_atomica/tp01_teoria_atomica.php
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 10 y 11 Bloque de contenidos:
Contenidos:
Indicador
Química
Dispersiones
representa, experimenta y explica con interés
de
los
logro:
6.1
diferentes
Indaga,
tipos
de
dispersiones químicas: suspensiones, coloides y soluciones.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Dificultad para diferenciar las fases de los coloides.
Falta de comprensión en las diferencias existentes entre mezclas homogéneas y heterogéneas.
Desconocimiento de las unidades en las que se expresan las diferentes magnitudes físicas, relacionadas con las dispersiones químicas.
Dificultad para reconocer los tipos de dispersiones químicas: suspensiones, coloides y soluciones.
Actividad 1: La Química en la vida cotidiana Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las soluciones químicas Pliegos de papel bond Pilot Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explorar conocimientos previos en los estudiantes sobre los tipos de soluciones. 2. Analizar el texto facilitado y hacer un mapa conceptual sobre los tipos de soluciones. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles un pliego de papel. 4. Compartir los mapas conceptuales y lograr uno que sintetice las ideas de todos los miembros del equipo. 5. Pedir a los estudiantes que escriban en un cuadro algunas sustancias utilizadas en la vida cotidiana y las ubiquen de acuerdo a la clasificación del texto. 6. Realizar una plenaria para exponer sus resultados.
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Referencias teóricas
Al intentar mezclar almidón de maíz en agua fría no se logra disolverla. Pero al calentar la mezcla y agitarla se forma una dispersión opalina. Esta dispersión no parece ser clara y homogénea ni se asienta. En realidad lo que se obtiene es un coloide. Cuando en un solvente existen partículas dispersas, se forman mezclas como los coloides. La mayonesa, la clara de huevo, las gelatinas y los flanes son ejemplos de coloides.
La fase dispersa de un coloide puede estar constituida por partículas en estado: gaseoso, líquido o sólido. Las distintas mezclas de coloides tienen cada uno un nombre diferente a las demás. En química un coloide es un sistema físico-químico compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas, de tamaño mesoscópico (entre los mundos macroscópico y microscópico). Se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula. Dispersión es cuando algún componente de una mezcla se halla en mayor proporción que los demás.
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El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coágulos.
Las partículas coloidales, deben aumentar su tamaño, a este proceso se le llama coagulación. Estas partículas grandes pueden removerse del medio de dispersión por medio de la filtración, o dejándolas que se asienten. La coagulación debe ser provocada, esto se puede hacer por medio de la temperatura, o añadiendo un electrolito a la mezcla.
Las formas de trabajar de estos procesos son los siguientes: al calentar el coloide, las partículas aumentan la velocidad de sus movimientos, provocando que las moléculas de las partículas colisionen provocando un aumento en su tamaño. O bien, al añadir un electrolito a la mezcla, se neutraliza la carga en la superficie de las partículas, inhibiendo la repulsión que estas partículas tienen hacia las otras, consiguiendo que aumenten su tamaño, haciéndolas más fácil de remover, por medio de la filtración.
Hay otro tipo de separación que es posible en los coloides, esta es llamada diálisis, esta ocurre al pasar el coloide a través de membranas semipermeables, debido a que los iones de las partículas son capaces de pasar a través de la membrana, pero los coloides no. Este tipo de separación sucede en nuestros riñones, y es simulada en los riñones artificiales, donde se hacen las diálisis a la sangre de los pacientes. Cuando un rayo de luz entra en una habitación por la mañana, a menudo se distinguen, reflejadas por la luz, partículas de polvo suspendidas, a este efecto se le conoce como efecto Tyndall. En sí este efecto ocurre siempre que se hace pasar un fino haz de luz, a través de un sistema coloidal y las partículas se ven en el haz de luz, como pequeñas reflexiones de la luz. Una emulsión es una dispersión coloidal de partículas líquidas en otro líquido; la mayonesa, por ejemplo, es una suspensión de glóbulos diminutos de aceite en agua. Un sólido es una suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido; las pinturas, por ejemplo, son una suspensión de partículas de pigmentos sólidos diminutos en un líquido oleoso. Un gel es un sólido en el que las partículas suspendidas
están
sueltas,
organizadas
en
una
disposición
dispersa,
tridimensionalmente, dando cierta rigidez y elasticidad a la mezcla, como en la gelatina.
Un coloide es un sistema compuesto por 2 fases: a) Una normalmente fluida. b) La otra dispersa en formas de partículas. 38
pero
definida
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Las partículas de los coloides no se pueden ver a simple vista. Los coloides son dispersiones de pequeñas partículas de un material en otro de un diámetro aproximadamente igual o menor que 500 nm.
Ejemplos de sustancias coloidales son la pasta dentífrica, quesos, ciertas pinturas, gelatinas, plásticos, niebla, humo y esmog. Aerosoles, geles, espumas y emulsiones. Como ejemplos de geles se pueden mencionar las gelatinas, algunos jabones, ciertas arcillas, determinadas pastas como masillas y barro. Las gelatinas se emplean en la fotografía, ciertos cosméticos, en alimentos y otros. La plata coloidal son partículas de plata cargadas eléctricamente, pequeñas que varían de 0,01 a 0,001 micrón de diámetro suspendidas en agua destilada. Sirve para matar bacterias ya que como son tan finos que el estómago los disuelve y cuando las bacterias se lo comen se mueren y mata a los siguientes bichos: parásitos, cándidas, herpes, fatiga crónica, presencia de estafilococos y estreptococos, herpes zoster, y más de 600 enfermedades virales y bacterianas. Es también exitoso su uso en condiciones sépticas de la boca incluido piorrea y tonsilitis. Aplicado en la piel, ayuda en el acné, verrugas, heridas abiertas, pie de atleta, solo por nombrar algunas. En los ojos ayuda a la conjuntivitis como a otras forma de inflamación e infección de los ojos que no sea picadura o irritación. Puede ser usado vaginalmente, analmente; también como atomizador en la nariz. Tipos de coloides: Fase
Medio o dispersión
Nombre
Ejemplos
Líquido
Emulsión
Agua
dispersa Líquido
en
benceno,
leche
y
mayonesa Gas
Líquido
Espuma
Espuma
de
cerveza,
de
merengue y crema batida Sólido
Sólido
Sólido sólido
Rubíes y otras piedras preciosas
Líquido
Sólido
Espuma sólida
Cuarzo lechoso y ópalo
Gas
Sólido
Emulsión sólida
Piedra pómez y lava
Sólido
Gas
Aerosol sólido
Humo, polvo volcánico, humo de amonio
Fuente de información http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/fisica/Disoluciones.pdf
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 12 y 13 Bloque de contenidos:
Contenidos:
Indicador de logro: 6.2 Indaga, experimenta
Química
Dispersiones
y describe propiedades de las soluciones químicas: componentes, factores que afectan la solubilidad, densidad, puntos de fusión y ebullición y otros.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Desconocimiento de las propiedades de las soluciones químicas.
Dificultad para comprender los factores que afectan a las soluciones químicas.
Confusión al explicar algunos fenómenos de la vida cotidiana relacionados con las soluciones químicas.
Actividad 1: Identifiquemos algunas propiedades de las soluciones químicas Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las soluciones químicas
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Preguntar a los estudiantes sobre algunas características de las soluciones químicas y cómo las identifican. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo, proporcionarles texto relacionado con las propiedades de las soluciones. 3. Pedir que identifiquen algunas sustancias conocidas y las clasifiquen con base a la lectura. 4. Realizar una plenaria para exponer conclusiones. 5. Apoyar a los estudiantes para aclarar dudas. Referencias teóricas
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Densidad. Relación entre la masa de una sustancia pura y el volumen que ocupa esa misma masa. Punto de fusión. Temperatura propia de cada sustancia pura, en éste punto ocurre el cambio del estado sólido al líquido (fusión). Punto de ebullición. Temperatura propia de cada sustancia pura, en éste punto ocurre el cambio del estado líquido al gaseoso (gasificación). Anfótero. Son elementos que se comportan como metales o no metales según el medio en que se encuentren. Alotropía. Es la capacidad que tienen ciertas sustancias puras de presentarse en varias formas con distintas propiedades. Mezcla: Es la unión de 2 o más sustancias en proporción variable, en la que los componentes conservan sus propiedades físicas o químicas; sus componentes se pueden separar fácilmente por medios físicos; generalmente no hay absorción o desprendimiento de energía. Tipos de mezclas:
Mezclas homogéneas: sus componentes se encuentran distribuidos uniformemente en una sola fase. Presentan iguales propiedades en todos sus puntos. Se separan por cristalización, extracción, destilación y cromatografía. Estas mezclas se conocen más genéricamente como soluciones.
Mezclas heterogéneas: Son aquellas cuyos componentes no se distribuyen uniformemente y se distinguen con facilidad; se encuentran en dos o tres fases. Presentan un aspecto no uniforme. Se separan por filtración, decantación y por separación magnética.
Solubilidad: Es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente a una temperatura específica. Es la propiedad de una sustancia para disolverse en otra o la cantidad en gramos que se necesitan para saturar 100 gramos de solvente determinado a una temperatura dada. Fases de la disolución:
Fase dispersante: El soluto se encuentra en menor proporción.
Fase dispersora: El solvente se encuentra en mayor proporción.
Si el soluto se disuelve en grandes cantidades, decimos que es muy soluble; si lo hace en pequeñas cantidades es poco soluble, pero si no se disuelve en ninguna cantidad, lo llamamos insoluble. A las disoluciones homogéneas se les llama soluciones. Las soluciones son mezclas ópticamente homogéneas de dos o más sustancias en proporción variable.
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La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del solvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del solvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación (fenómeno que ocurre cuando un compuesto iónico se disuelve en un compuesto polar, sin formar una nueva sustancia) y si el solvente es agua, hidratación.
Efecto de la temperatura en la solubilidad: La mayoría de los sólidos se disuelven mejor en un líquido a medida que la temperatura aumenta, en raras excepciones, la solubilidad de un soluto disminuye con el aumento de temperatura. En general, los gases son más solubles en agua fría y tienden a abandonar las soluciones en forma de burbujas. Si este proceso es rápido, se llama efervescencia. La solubilidad de un gas en un líquido disminuye cuando aumenta la temperatura. Efecto de la presión en la solubilidad: Los cambios de presión tienen poco efecto en la solubilidad de un soluto si este es sólido o líquido, debido a que ambos son difíciles de comprimir; caso contrario, los gases se comprimen fácilmente y su solubilidad aumenta con la presión, esto es, a mayor presión, mayor solubilidad de los gases.
Naturaleza del soluto y del solvente: El agua es un solvente excelente para la mayoría de los componentes inorgánicos, pero es un mal solvente para las grasas y las ceras, para las que el benceno y el éter son buenos solventes; para las sustancias orgánicas existen buenos solventes como el bisulfuro de carbono, éter sulfúrico, alcohol etílico, benceno y cloroformo. Las soluciones más comunes son las líquidas, en las que el solvente es el agua, por eso se llaman soluciones acuosas. El agua es un solvente eficaz debido a que sus moléculas son polares. Concentración: Se refiere al número de partículas en un volumen determinado.
Por lo general, la velocidad de la reacción en gases o sustancias disueltas en agua, cambia al variar la concentración de uno o más reactivos. Cuando la concentración aumenta, la frecuencia de colisiones aumenta y la reacción se acelera, y al disminuir la concentración, disminuye la velocidad. En las soluciones acuosas la concentración aumenta al disolver más cantidad de soluto. La concentración de una solución se llama solubilidad en el punto de saturación y se expresa como la masa de soluto por masa del solvente.
Tomando en cuenta la concentración, las disoluciones se dividen en:
Solución diluida: Es aquella que contiene una pequeña proporción del soluto disuelto en una gran cantidad de solvente. 42
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Solución concentrada: Gran cantidad de soluto disuelta en una pequeña cantidad de solvente.
Solución saturada: Es aquella en la que las moléculas del soluto disuelto y el soluto no disuelto están en equilibrio dinámico con las moléculas del solvente.
Solución sobresaturada: Es aquella que tiene mayor cantidad de soluto que la saturada en la misma cantidad de solvente, con las mismas condiciones de temperatura y presión.
Actividad 2: Experimentemos cómo se afecta la velocidad de solución de una sustancia Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las soluciones químicas Vaso de precipitados Varilla agitadora Mortero Reloj con cronómetro Soporte, nuez, arandela y rejilla Mechero Termómetro Agua, sal fina, sal gruesa
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad
1. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo, proporcionarles el texto referido a las soluciones químicas. 2. Cronometrar el tiempo que se tarda en disolver 3 gramos de sal en 150 cm3 de agua en diferentes condiciones. 3. Tomar nota de los datos de los tiempos (en segundos) que tarda en disolverse el soluto en las condiciones que se indican. 4. Completar el cuadro y escribir las observaciones. 5. Realizar una plenaria para exponer conclusiones e interpretar los resultados. 6. Apoyar a los estudiantes para aclarar dudas en ronda de preguntas y respuestas.
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Referencias teóricas Soluto
Condición del
Tiempo
Observaciones
solvente Sal fina
Agua fría
Sal gorda
Agua fría
Sal fina
Agua caliente (60 ºC)
Sal gorda
Agua caliente (60 ºC)
Responde las siguientes preguntas en equipo y presenta tus conclusiones en la clase. 1. ¿Cómo influye la temperatura en la velocidad de la solución? 2. ¿Cómo influye el tamaño o grado de división del sólido? 3. Según la teoría cinético-molecular, qué sucede a las moléculas de agua cuando se aumenta la temperatura. 4. Explica de acuerdo con la teoría cinético-molecular, por qué varía la velocidad de la disolución con la temperatura. 6. Explica por qué varía la velocidad de la disolución con el grado de división del soluto. Fuente de información
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/teoria_atomica/tp02_teoria_atomica.php http://www.fisicanet.com.ar/quimica/teoria_atomica/tp05_teoria_atomica.php http://www.iesluisbunuel.com/fisicayquimica/web/material/PRACTICAS/velocidad_disolucion.pdf
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 14 y 15 Bloque de contenidos:
Contenidos: Unidades
Indicador de logro: 6.4 Investiga,
Química
químicas de concentración de
representa y expresa con esmero la
las soluciones: molaridad,
molaridad, molalidad, normalidad y
molalidad, normalidad, fracción
fracción molar de las soluciones
molar.
químicas.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Desconocimiento de las unidades con las que se expresan la molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar de las soluciones químicas.
Dificultad para calcular la molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar de las soluciones químicas.
Confusión al interpretar datos de molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar de las soluciones químicas.
Actividad 1: Utilicemos algunas unidades de concentración de las soluciones Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las unidades de concentración de las soluciones Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Orientar a los estudiantes en el uso de algunas fórmulas para obtener la molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar de las soluciones químicas. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo, proporcionarles material con ejercicios sobre la molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar de las soluciones químicas. 3. Realizar una plenaria para exponer conclusiones e interpretar los resultados. 4. Apoyar a los estudiantes a aclarar dudas.
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Referencias teóricas En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el solvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido para bajas concentraciones, o concentrado, para altas.
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1) Completar: Átomo I He Cl H Ca
Mol Masa de un átomo 254 g 4g 35,5 g 1g 40 g
2) Hallar el peso de una molécula de oxígeno. Respuesta: 5,315x10-20 mg
3) Hallar el número de moléculas que hay en 40 g de agua. Respuesta: 1,337x1024
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4) La masa del átomo de un elemento es de 5,146 x10-23 g, calcular la masa de un mol si su molécula es tetratómica. Respuesta: 124 g
5) Sabiendo que la densidad del oxígeno es de 1,429 g/dm ³ y la de un gas cualquiera es de 1,2506 g/dm ³, hallar el peso molecular gramo del gas. Respuesta: 28 g
6) El aluminio tiene un peso atómico de 27 (u.m.a.), calcular: a) La masa de un átomo gramo de aluminio. b) Los átomos gramo que hay en 63 g de aluminio. c) La masa de un átomo de aluminio. Respuesta: 27 g, 2,34 átomos gramo y 4,48x10-23 g
7) ¿Cuántos átomos gramo de calcio hay en 12 g de éste? Respuesta: 0,3 átomos gramo
8) ¿Cuántas moléculas gramo de amoníaco (NH3) hay en 5,2 g de ésta? Respuesta: 0,3 moles
9) ¿Cuántos átomos hay en una molécula de agua (H2O)? 10) ¿Cuántos átomos hay en tres moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4)? 11) ¿Qué se entiende por peso atómico de un elemento? 12) ¿Qué diferencia encuentra entre la masa atómica de un elemento y el peso atómico de dicho elemento? 13) ¿Qué se entiende por átomo gramo de un elemento? 14) ¿Cómo explica el peso molecular de una sustancia? 15) Expresar la concentración de 40 g de una solución acuosa que contiene 8 g de soluto y cuya densidad es de 1,15 g/cm ³,en: a. gramos de soluto por 100 g de solución. b. gramos de soluto por 100 g de disolvente. c. gramos de soluto por 100 cm ³ de solución.
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16) Se disuelven 0,5 g de cloruro de sodio en una determinada cantidad de agua, de tal modo que resulten 300 cm ³ de solución. Expresar la concentración de la solución en gramos de soluto por litro de solución. 17) Hallar la normalidad de una solución de H2SO4 de 98 % P/P y densidad 1,84 g/cm ³. Respuesta: 36,8
18) Se tienen 250 cm ³ de solución 0,5 N de ácido sulfúrico, se desea saber: a. ¿cuántos moles contiene? b. ¿cuántos equivalentes hay? Respuesta: 0,0625 moles y 0,125 Eq
19) ¿Qué volumen de solución 0,1 N de KOH se necesitan tomar para tener 2,8 g de base? Respuesta: 500 cm ³
20) Se desea preparar 500 cm ³ de solución 0,2 N de un ácido, partiendo de una solución 0,5 N del mismo. Calcular el volumen de solución que se necesita. Respuesta: 200 cm ³ 21) Una solución acuosa de ácido sulfúrico al 11 % P/P tiene una densidad de 1,08 g/cm ³. Expresar su concentración en: a. Gramos de soluto/100 gramos de solución. b. Gramos de soluto/100 gramos de disolvente. c. % P/V. d. N. e. M. f. m. Respuestas: a. 11; b. 12,36; c. 11,88 % P/V; d. 2,42 N; e. 1,21 M; f. 1,26 m
Fuente de información http://www.fisicanet.com.ar/quimica/soluciones/tp01_soluciones.php http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/fisica/Disoluciones.pdf 50
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 16 y 17 Bloque de contenidos:
Contenidos: Configuraciones
Indicador de logro: 5.10 Describe y
Química
electrónicas
explica, cuidadosamente los términos “niveles
o
“orbitales”,
capas “orbital
de
energía”,
atómico”
y
configuración electrónica.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No diferencian entre nivel de energía, orbital, orbital atómico y configuración electrónica.
Dificultad para distinguir los niveles de energía que poseen los átomos.
Hay confusión al construir las configuraciones electrónicas de los átomos.
Dificultad para diferenciar a los aniones y cationes por su carga eléctrica.
Actividad 1: Reconociendo y construyendo orbitales atómicos, niveles de energía y configuraciones electrónicas Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre los orbitales atómicos, las configuraciones electrónicas y los niveles de energía Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Realizar exploración de saberes previos por medio de un interrogatorio dirigido. 2. Explicar las características que presentan el nivel de energía, orbital, orbital atómico y la configuración electrónica. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y pedirles que construyan las configuraciones electrónicas de algunos elementos. 4. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones e interpretar los resultados. Referencias teóricas
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Orbitales atómicos En 1927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción. Un electrón que se mueve alrededor del núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas. Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger. Un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr: Números cuánticos n: l:
m:
s:
número cuántico principal número
cuántico
del
momento angular orbital número
cuántico
magnético número cuántico del spin electrónico.
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos: Valores permitidos para n:
números enteros 1, 2, 3
para l:
números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m:
todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s:
sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
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Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: Si l= 0 el orbital es del tipo s Si l= 1 los orbitales son del tipo p Si l = 2 los orbitales son del tipo d Si l= 3 los orbitales son del tipo f Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales. El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin. Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos: Si n = 1 entonces el número cuántico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:
Si n = 2, el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):
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Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:
Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0, 1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:
Si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:
Y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:
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Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes: De tipo s (para l = 0):
De tipo p (para l = 1):
De tipo d (para l = 2):
De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0, -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones. Niveles de energía En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados. Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. 55
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El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética) en el que se encuentra cada uno de ellos. Las bandas que nos interesan a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son: La banda de valencia y la banda de conducción. La banda de valencia es un nivel de energía en el que se realizan las combinaciones químicas. Los electrones situados en ella, pueden transferirse de un átomo a otro, formando iones que se atraerán debido a su diferente carga, o serán compartidos por varios átomos, formando moléculas. El átomo de Sodio (Na) tiene 11 electrones, 2 en la primera capa, 8 en la segunda y 1 en la tercera, y el Cloro (Cl) tiene 17 electrones, 2 en la primera, 8 en la segunda y 7 en la tercera. Debido a que todos los átomos tienden a tener 8 electrones en la última capa (regla del octeto): el Sodio cederá 1 electrón al Cloro con lo que el primero se quedará con 8 electrones en su ahora última capa, en cambio el Cloro aceptará ese electrón pasando su última capa de tener 7 electrones a 8. Así, el átomo de Sodio que ha perdido un electrón se ha transformado en un ión positivo: Na -> Na+
Átomo de Sodio (Na)
Ión Sodio (Na+)
Y el Cloro que lo ha ganado se transforma en un ión negativo: Cl -> Cl-
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Ión Cloruro (Cl-)
Átomo de Cloro (Cl)
Ambos se atraerán y formarán la molécula de Cloruro Sódico o Sal común (ClNa). La banda de conducción es un nivel de energía en el cual los electrones están aún más desligados del núcleo, de tal forma que, en cierto modo, todos los electrones (pertenecientes a esa banda) están compartidos por todos los átomos del sólido, y pueden desplazarse por este formando una nube electrónica. Cuando un electrón situado en la banda de valencia se le comunica exteriormente energía, bien sea eléctricamente, por temperatura, luz u otro, puede (al ganar energía) saltar a la banda de conducción, quedando en situación de poder desplazarse por el sólido. La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
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La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
Escribiendo configuraciones electrónicas Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del
átomo en la tabla periódica. El número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más
cercano al núcleo (n = 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Actividad 2: Reconociendo a los aniones y cationes por su carga eléctrica Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre los iones, aniones y cationes Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explorar los saberes previos por medio de una lluvia de ideas, un interrogatorio dirigido u otra técnica conocida. 2. Explicar las características que presentan los iones, los aniones y los cationes. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo, entregarles algunos ejemplos de iones y cationes y pedirles que los clasifiquen. 4. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones e interpretar los resultados.
ANIONES Son iones con carga negativa. Los hay monoatómicos y poliatómicos. Aniones monoatómicos: suelen corresponder a no metales que han ganado electrones completando su capa de valencia. Formas de nombrar los aniones:
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• Tradicional: se nombran con la palabra ión seguido del nombre del no metal terminado en el sufijo uro. Ejemplos Compuesto Nombre ClIón cloruro H Ión hidruro S2 Ión sulfuro NH2Ión amiduro CN Ión cianuro • Sistemática: se nombran igual que la nomenclatura tradicional. Ejemplos Compuesto ClHS2-
Nombre Ión cloruro Ión hidruro Ión sulfuro
Aniones poliatómicos: se pueden considerar como procedentes de una molécula que ha perdido protones • Tradicional: se nombran con la palabra ión seguido del nombre del no metal terminado en ito si actúa con la valencia menor o en ato si actúa con la valencia mayor Ejemplos Compuesto SO42NO2ClOMnO4-
Nombre Ión sulfato Ión nitrito Ión hipoclorito Ión permanganato
• Sistemática: se nombran como los ácidos pero anteponiendo la palabra ión y quitando "de hidrógeno". Ejemplos Compuesto SO42NO2ClOMnO4-
Nombre Ión tetraoxosulfato (VI) Ión dioxonitrato (III) Ión oxoclorato (I) Ión tetraoxomanganato (VII)
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Aniones ácidos: proceden de un ácido poliprótico que ha perdido parte de sus protones. • Tradicional: se nombran como el ión correspondiente pero anteponiendo el prefijo hidrógeno y usando prefijos multiplicativos cuando haya más de uno. Ejemplos Compuesto
Nombre
HSO4-
Ión hidrogenosulfato
HCO3-
Ión hidrogenocarbonato Ión bicarbonato
H2PO3-
Ión dihidrógenofosfito
HS-
Ión hidrogenosulfuro Ión bisulfuro
• Sistemática: se nombran como el ión correspondiente pero anteponiendo el prefijo hidrógeno con el prefijo multiplicativo correspondiente. Ejemplos Compuesto
Nombre
HSO42-
Ión hidrogenotetraoxosulfato (VI)
HCO3-
Ión hidrogenotrioxocarbonato (IV)
H2PO3-
Ión dihidrogenotrioxofosfato (III)
HS-
Ión hidrogenosulfuro
CATIONES Son iones con carga positiva. Los hay monoatómicos y poliatómicos.
IONES Son especies químicas (átomos o grupos de átomos) cargadas eléctricamente. Es decir, que tienen un número distinto de protones que de electrones: • Catión: Cuando, en la especie química, hay más protones que electrones y por ello tiene carga positiva. • Anión: Cuando, en la especie química, hay más electrones que protones y por ello tiene carga negativa.
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Cationes monoatómicos: suelen corresponder a metales que han perdido sus electrones de valencia. • Tradicional: se nombran con la palabra ión seguido del nombre del metal terminado en el sufijo (oso o ico) correspondiente. Ejemplos Compuesto
Nombre
Ca2+
Ión calcio
Fe2+
Ión ferroso
Sn
4+
Ión estánnico
• Sistemática: se nombran con la palabra ión seguido del nombre del metal. Si este tiene más de una valencia, se pone, en numeración romana y entre paréntesis, el número de cargas positivas del ión. Ejemplos Compuesto Ca
2+
Nombre Ión calcio
Fe2+
Ión hierro (II)
Sn4+
Ión estaño (IV)
Cationes poliatómicos: muchos se forman al unirse un protón a un compuesto con pares de electrones en su último nivel, otros son, simplemente el resultado de la ruptura de una molécula. En ambas nomenclaturas se prefiere nombrar como catión a aquellos iones en los que aparece un elemento no metálico. • Tradicional: La regla no es muy general, aunque los que proceden de la unión con un protón terminan en -onio y los otros terminan en -ilo Ejemplos Compuesto
Nombre
H2O+
Catión oxonio
NH3+
Catión amonio
PH3+
Catión fosfonio
NO+
Catión nitrosilo
SO22+
Catión sulfonilo Ión sulfurilo
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• Sistemática: Ejemplos Compuesto H2O
+
Nombre Catión oxonio
NH3+
Catión amonio
PH3+
Catión fosfonio
NO+
Catión monoxonitrógeno (III)
SO22+
Catión dioxoazufre (VI)
Fuente de información http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/orbita.html http://iiquimica.blogspot.com/2006/03/configuracin-electrnica.html http://www.iescabrerapinto.com/docs/teoriaformulacioninorg.pdf
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 18 y 19 Bloque
de
contenidos:
Contenidos: Tipos de
Indicador
enlace químico
experimenta y explica las propiedades y
Química
de
logro:
7.2
Indaga,
tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico de los compuestos.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No comprenden la definición de enlace químico.
Dificultad para diferenciar entre enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
Hay confusión al establecer las características físicas y químicas de los diferentes enlaces.
Actividad 1: Reconociendo los enlaces químicos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre los enlaces químicos.
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Realizar exploración de presaberes por medio de lluvia de ideas. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y proporcionarles a cada grupo un texto y ejemplos sobre los enlaces químicos. 3. Pedir a los estudiantes que expliquen las características que presentan los diferentes enlaces químicos. 4. Proponer que elaboren una tabla comparativa para los diferentes tipos de enlaces químicos. 5. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones.
Referencias teóricas Enlaces entre átomos Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos. ¿Por qué se unen los átomos? 63
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Los átomos se unen porque adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.
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Enlace iónico Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica (C, O, F, Cl,...). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más
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que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. Enlace metálico Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. Fuente de información http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/acti vfinal.htm
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 20 Bloque de contenidos:
Contenidos: Compuestos
Indicador de logro:
Química
químicos inorgánicos
7.5
Experimenta,
explica
las
identifica
y
combinaciones
químicas que dan como resultado compuestos
ternarios:
ácidos,
bases y sales.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Dificultad para comprender el concepto de función química.
Falta de comprensión en las diferencias existentes entre un ácido, una base y una sal.
Desconocimiento de las características físicas y químicas de los ácidos, bases y sales.
Actividad 1: Las funciones químicas y su importancia Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las funciones químicas
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad
1. Pedir a los estudiantes que lean y analicen el texto facilitado, de forma individual. 2. Pedir a los estudiantes que elaboren un listado de sustancias o productos de uso cotidiano que puedan ser clasificados como bases, ácidos o sales. 3. Proponer la elaboración de un cuadro o tabla comparativa entre las funciones químicas de bases, ácidos o sales. 4. Realizar una plenaria para exponer sus conclusiones.
Referencias teóricas Las funciones químicas y su importancia en la vida del ser humano Un grupo funcional determina las propiedades químicas de las sustancias que los poseen; es decir, determina su función química.
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Entonces, se llama función química a las propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias que tienen estructura semejante; es decir, que poseen un determinado grupo funcional. Existen funciones en la química inorgánica y en la química orgánica y para comprender el término función podemos hacer una analogía con el concepto de familia. En una familia hay rasgos característicos que identifican a sus miembros, de la misma manera se podría afirmar que en las sustancias, tanto orgánicas como inorgánicas, existen agrupaciones de átomos, o grupo funcional, que debido a sus características comunes poseen un comportamiento típico. Si nos referimos a las funciones en química inorgánica, se pueden distinguir cinco grandes familias, las cuales poseen ramificaciones filiales y que se organizan de la siguiente manera: 1. Óxidos: (Ácidos, Básicos, Neutros, Peróxidos y Superóxidos). 2. Hidróxidos. 3. Ácidos: (Hidrácidos y Oxácidos). 4. Sales: (Haloideas y Oxisales (Neutras, Ácidas, Básicas y Dobles)). 5.
Hidruros: Metálicos y no Metálicos.
En tanto las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque de ella se desprenden todas las demás. En química orgánica, dependiendo de si el grupo funcional característico posee átomos de oxígeno, de nitrógeno o es algún halógeno, la función química será oxigenada, nitrogenada o halogenada. Las funciones químicas más importantes son: Oxigenadas
Nitrogenadas
Halogenadas
Alcoholes
Aminas
Derivados halogenados
Éteres
Amidas
Aldehídos
Nitrilos
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Cetonas Acido carboxílico Esteres
Alcoholes Cualquier compuesto orgánico que mediante un enlace sencillo incluya el grupo funcional – OH (hidroxilo) en su estructura molecular pertenece a la función química alcoholes. Igual que la mayoría de los compuestos orgánicos, un alcohol puede contener más de un grupo –OH en su molécula. En la figura siguiente tenemos dos alcoholes, formados por la sustitución de un átomo de hidrógeno por un –OH en las moléculas de etano y de propano, para formar etanol y propanol, respectivamente.
Los alcoholes más simples se nombran manteniendo el nombre del alcano de origen, cambiando solo la última letra por la terminación “ol”: metano hace metanol; etano, hace etanol; propano hace propanol; butano hace butanol, etc. El metanol (CH3 – OH) es un líquido incoloro, de olor agradable, menos denso que el agua, muy tóxico, que puede producir ceguera si se ingiere un solo trago o puede producir la muerte en dosis mayores. Conocido también como el alcohol de la madera pues antiguamente se obtenía por la destilación de ese material. Se emplea como disolvente de pinturas y barnices, como anticongelante o como combustible en autos de carrera.
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El alcohol etílico, también tóxico, aunque en menor grado que el metano, es el componente de los licores, y puede obtenerse por fermentación de frutas. El nombre que recibe depende del origen de los azúcares fermentados: se llama ron, si procede del azúcar de caña; brandy, si es de la uva; tequila si se obtiene del agave o henequén; whisky si se destila de cebada o vodka si procede del centeno. En la industria, el etanol se emplea como disolvente de grasas y resinas; en la vida doméstica se usa como antiséptico bajo la forma de alcohol desnaturalizado (mezclado con sustancias que lo hacen no ingerible). Otro alcohol de uso frecuente en el hogar es el 2-propanol o isopropanol.
2-propanol o isopropanol
Este producto orgánico se suele untar sobre la piel de un enfermo para “bajar la fiebre”; el calor del cuerpo humano produce la rápida evaporación de este alcohol y con ello baja la temperatura. En la industria se le emplea como disolvente en la preparación de cremas y perfumes debido a que es muy soluble en agua. Éteres Se llaman éteres a los compuestos formados por dos radicales unidos entre sí, mediante enlaces sencillos, a un átomo de oxígeno (O). El grupo funcional es R – O – R (alcoxi). Los radicales ( R ) que se unen al oxígeno pueden ser iguales o diferentes. Para nombrarlos, se antepone la palabra éter al nombre de los radicales; si éstos son iguales se menciona el radical anteponiendo el prefijo “di” y agregando la terminación “ico”; si los radicales son diferentes se nombra en primer lugar el de cadena más corta más el nombre del otro al que se le añade la misma terminación “ico”.
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Algunos ejemplos de éteres son: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
éter dimetílico (los dos radicales son iguales)
CH3 - O – CH2 - CH3
éter metiletílico (radicales distintos)
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 - CH3
éter propílico
El éter más conocido es el éter dietílico, que es un líquido muy volátil y un combustible poderoso, conocido porque sirve para “adormecer”. Desde mediados del siglo XIX se usó como anestésico por su fácil aplicación y porque no altera el pulso cardíaco. En la industria su uso más común es como solvente. Algunos son característicos por sus olores. Y se encuentran en las frutas siendo responsables de sus aromas. El olor del plátano, por ejemplo, se debe al éter metil pentílico. Diversos éteres se emplean en la industria de los desodorantes y los jabones. Aldehídos y cetonas Son dos tipos de compuestos que en su molécula contienen al grupo funcional carbonilo (>C=O, un átomo de oxígeno unido a uno de carbono por medio de un enlace doble). Como ya dijimos anteriormente, si el grupo funcional es terminal (está al final de la cadena) se llaman aldehídos y se llamarán cetonas si el grupo funcional –C=O está unido a un átomo intermedio dentro de la cadena. Debemos notar que para los aldehídos, el grupo funcional incluye también al átomo de hidrógeno, por lo que el grupo queda como –CH=O. Aldehído es una palabra compuesta que significa alcohol deshidrogenado, y para nombrar estos compuestos se cambia la terminación “ol” del alcohol por “al” que identifica a los aldehídos. Las cetonas, en cambio cambian la “ol” del alcohol por la terminación “ona” de la cetona. El más común de los aldehídos es el metanal, conocido como formol, aldehído fórmico o formaldehído. Es un gas incoloro de olor penetrante y soluble en agua, en alcohol y en éter. Sus usos más comunes son para la conservación de órganos o partes anatómicas. También se usa como desinfectante. En la industria se usa para fabricar resinas, colorantes, germicidas y fertilizantes. Aldehídos de origen vegetal se añaden a ciertos productos para agregarles olor y sabor. Otro aldehído es el propanal, que consta de tres carbonos y un grupo funcional carbonilo. El carbono del aldehído está unido aloxígeno por un doble enlace. Está también unido a un hidrógeno. Es importante recordar que en los aldehídos y las cetonas el enlace entre un carbono y el oxígeno es doble, por lo tanto disminuye el número de hidrógenos necesarios. 71
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PRAEM - 2011 Metanal, formaldehído
Aldehído metílico
Aldehído fórmico Propanol Aldehído propílico Propanona 3-Pentanona Ejemplos de aldehídos y cetonas
La cetona más importante es la propanona o dimetil cetona, conocida como acetona y se emplea para disolver barnices y lacas. La acetona es un líquido incoloro, inflamable, soluble en agua y de olor penetrante. Ácidos carboxílicos Compuestos orgánicos que en su molécula contienen el grupo funcional –COOH (un grupo con enlace =O y un grupo con enlace –OH, unidos al mismo átomo de carbono) son llamados ácidos carboxílicos o ácidos orgánicos. Estos compuestos se forman cuando el hidrógeno de un grupo aldehído es reemplazado por un grupo –OH, como vemos en las siguientes fórmulas estructurales, donde el metanal se convierte en ácido metanoico y el propanal se convierte en ácido propanoico: Metanal
Ácido metanoico
Propanal
Ácido propanoico
Generación de ácidos a partir de aldehídos
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Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra “ácido” seguida del nombre del alcano del que proviene y se añade la terminación “ico”. Muchos de los ácidos carboxílicos, en especial aquellos que tienen entre cuatro y veinte átomos de carbono (siempre un número par) se encuentran en las grasas vegetales y animales y son llamados ácidos grasos saturados. Ácidos carboxílicos con menos de cuatro átomos de carbono son líquidos y solubles en agua. Aminas y amidas Las aminas son compuestos orgánicos derivados del amoniaco (NH3). Se forman cuando uno, dos o los tres átomos de hidrógeno se sustituyen por radicales, como vemos en la figura siguiente:
Amoníaco Metilamina
Dimetilamina Trimetilamina
Aminas formadas por sustitución de hidrógenos (H) del amoníaco (NH3) por radicales (CH3).
Para nombrar las aminas se nombran los radicales, empezando por el más simple y agregando al final la terminación “amina”. En la figura de abajo, algunos ejemplos: Metiletilamina Metildietilamina
Trietilamina Fórmulas semidesarrolladas y el nombre de algunas aminas
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Respecto a las amidas, son compuestos que incluyen los grupos funcionales de aminas y ácidos carboxílicos, como podemos ver en la figura siguiente:
Ácido etanoico
Metilamina N - metiletanamida
Amidas, compuestos derivados de la combinación de aminas y ácidos carboxílicos
En todas las proteínas, tanto animales como vegetales, el grupo amida se encuentra repetido miles de veces en forma de cadenas, y también en algunas macromoléculas como el nylon.
Fuente de información http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Funcion_quimica.html
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 22 y 23 Bloque de contenidos:Contenidos:
Indicador de logro: 8.5
Biología
argumenta y describe las diferentes
Pruebas de la evolución
Indaga,
pruebas de la evolución: registro fósil, pruebas embriológicas, taxonómicas y morfológicas.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
No logran comprende los mecanismos de la evolución.
Desconocimiento de las características de las diferentes pruebas de la evolución.
Desconocimiento de la conexión entre las pruebas de la evolución y su relación con los organismos vivos en la actualidad.
Actividad 1: Las pruebas de la evolución Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las pruebas de la evolución
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Pedir a los estudiantes que lean y analicen las características de las diferentes pruebas de la evolución. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y pedirles que relacionen las pruebas de la evolución con las características que presentan los seres vivos en la actualidad. 3. Organizar un debate de las diferentes pruebas de la evolución, haciendo énfasis en que respeten las opiniones de los demás. Referencias teóricas Pruebas de la evolución La teoría de la evolución es una explicación científica, basada en datos obtenidos por observación, que lleva a concluir que la aparición y diversificación de las especies es un proceso natural.
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Pruebas taxonómicas Linneo estableció un sistema de clasificación binomial. El primer nombre, el genérico, es compartido por otras especies muy similares, mientras que el segundo, el específico, diferencia a la especie de otras del mismo género. Para este sistema es básico el concepto de especie. Una especie está formada por un grupo de plantas o de animales, que comparten características similares y que son fértiles entre sí. De acuerdo con esto, si al cruzar dos grupos de animales no obtuviésemos descendencia o ésta fuera estéril, diríamos que pertenecen a dos especies distintas. Una vez agrupados los individuos en especies y las especies en géneros, Linneo siguió agrupándolos en categorías taxonómicas de orden superior. Reunió los géneros parecidos en familias, las familias en órdenes, los órdenes en clases y las clases en reinos. Posteriormente E. Haeckel creó la categoría phylum, que reúne varias clases. Por debajo de la categoría especie, los individuos se pueden agrupar en subespecies, variedades y razas, lo que no implica ningún tipo de aislamiento reproductor, como ocurre entre especies distintas. Linneo clasifica los seres vivos basándose en semejanzas y diferencias. Lamarck habla de un arquetipo común, a partir del que evolucionarían todas las demás formas. Para Darwin la clasificación de los seres vivos tendría un sentido claramente evolutivo. Las categorías taxonómicas representarían grados de parentesco: las especies agrupadas en un género tienen antecesores comunes más recientes que diversos órdenes agrupados en una clase, que los tendrán también, pero más remotos. El sistema taxonómico se puede representar como un árbol. Las raíces serían los orígenes de la vida. Los organismos más antiguos se van diversificando en ramas, que engloban las distintas categorías taxonómicas, hasta llegar a su máxima diversificación en la copa del árbol, las especies. Si representásemos el árbol con todos los grupos taxonómicos que existen o han existido, muy pocas ramas llegarían al final. La historia evolutiva es en realidad un proceso de extinciones y sustituciones, a veces masivas. Probablemente, más del 98 por 100 de los grupos que han existido alguna vez se extinguieron en un pasado más o menos remoto.
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Pruebas anatómicas Cuvier, crítico de Lamarck y partidario a ultranza del creacionismo, es el fundador de una de las pruebas clásicas de la evoluci6n, la anatomía comparada. Los conceptos básicos en anatomía comparada son la homología y la analogía. Dos órganos son homó1ogos si su origen embriológico es común, aunque su función sea distinta, mientras que serán análogos si, desempeñando la misma función, su origen embriológico es distinto. Ejemplos de órganos homólogos los tenemos en las extremidades superiores de muchos mamíferos, con una estructura anatómica similar, que se ha ido adaptando para desempeñar funciones distintas natatorias (cetáceo), prensiles (mono), voladoras (murciélago), andadoras (caballo), excavadoras (topo), etc., debido a un proceso de evolución divergente llamado también irradiación adaptativa. Ejemplos de órganos análogos son aquellos que desempeñan la función de volar en organismos tan distintos como un pterodáctilo (reptil volador de la era secundaria), un ave, un murciélago y un insecto. El origen del ala en cada uno de ellos es distinto: en los insectos es una membrana sostenida por venas quitinosas, en las aves son las plumas que nacen de toda la extremidad anterior, en el murciélago es un pliegue de la piel que se sustenta, fundamentalmente, por el alargamiento de cuatro de los dedos, mientras que en el pterodáctilo el pliegue cutáneo se sustenta por el alargamiento de un solo dedo. El proceso mediante el cual dos grupos de animales distintos dan lugar, a lo largo de la evolución, a formas parecidas se denomina convergencia evolutiva. La anatomía comparada permite comprobar la existencia de órganos vestigiales. Cuando tienes frío o te dan un gran susto, se te pone la piel de gallina. Ello se debe a la presencia de músculos que ponen erectos cada uno de los pelos. Para un mamífero con pelo abundante, esa respuesta crea una cámara de aire que le protege del frío o le da un aspecto amenazador (con mayor volumen aparente), lo que puede disuadir a un agresor. En la especie humana se pueden citar más de un centenar de caracteres vestigiales, siendo los más conocidos el apéndice (recordatorio de nuestro pasado herbívoro), el tercer molar (o muela del juicio), los músculos que mueven el pabellón de la oreja y el pliegue semilunar, situado en el ángulo interno de cada ojo (degeneración de la membrana nictitante, que actúa de tercer párpado en muchos vertebrados).
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Pruebas embriológicas En los comienzos del darwinismo, Haeckel destacó como defensor y propagador de las ideas de Darwin y por sus estudios en embriología, con los que aportó pruebas a la teoría de la evolución. Para Haeckel, la ontogenia de un organismo, es decir, las distintas formas por las que pasa en su desarrollo desde la fase de huevo hasta adulto, es una recapitulación de su filogenia, es decir, de las distintas formas por las que han pasado sus antecesores en la evolución. Realmente, la ley biogenética de Haeckel no se cumple tal como él la propuso. Las distintas etapas en las ontogenias de los vertebrados se parecen entre sí tanto más cuanto más próximas estén a la etapa inicial de huevo y se van diferenciando tanto más cuanto más próximas estén a la fase adulta. El parecido no es entre determinada fase embrionaria y la fase adulta del antecesor evolutivo, sino entre distintas fases embrionarias. Pruebas paleontológicas El estudio de los restos fósiles no sólo ofrece argumentos a favor del cambio y modificación sufrida por antecesores de las especies actuales, sino que indica también que el proceso ha sido muy lento. Un aspecto importante es la datación de los restos fósiles. Los métodos actualmente disponibles son los del C14 (carbono 14), isótopo radiactivo del carbono, utilizado para datar sustancias orgánicas relativamente recientes (de menos de 50 000 años de antigüedad), y los de otros isótopos radiactivos, K40, U235, etc., que sirven para datar fósiles con millones de años de antigüedad. El método se basa en estimar la proporción del isótopo radiactivo existente en los restos fósiles o en los sedimentos en que se encuentran, respecto del isótopo no radiactivo. Como consecuencia del proceso de desintegración radiactiva, las proporciones variarán en función del tiempo transcurrido. Los paleontólogos dividen la historia de nuestro planeta en eras, períodos y épocas, con una duración de millones de años. Si el origen de nuestro planeta, en lugar de haberse producido hace unos 4 500 millones de años, lo situásemos a las cero horas del 1 de enero de un año cualquiera y el momento presente a las 24 horas del último día del año, la aparición de la vida tendría lugar a primeros de abril, los primeros vertebrados marinos a finales de noviembre y los primeros primates el día de Navidad.
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Los animales y vegetales que vivieron en épocas pasadas, sedimentados en condiciones adecuadas, se fosilizaron, y así se han conservado hasta nuestros días. El estudio de los fósiles permite establecer un registro fósil que, aunque no es completo, permite reconstruir las filogenias, es decir, las historias evolutivas de muchos grupos vegetales y animales. Quizá los restos fósiles más interesantes, y también más escasos, son los que nos permiten comprender la aparición de los grandes grupos taxonómicos. En pizarras de la región alemana de Solenhofen se encontraron en 1861 restos del Archeopteryx. Con características reptilianas indudables, hubiera sido clasificado como un dinosaurio primitivo a no ser por las plumas, que lo convierten en el género de aves más antiguo que se conoce: esto aclara el origen reptiliano de las aves. Los fósiles no son siempre restos conservados en sedimentos. A veces podemos considerar a formas actuales como fósiles vivientes, que aparentemente no han evolucionado, conservando las características de animales que vivieron hace millones de años. Un aspecto muy importante a tener en cuenta, cuando se estudian las formas fósiles, es la deriva continental. La corteza terrestre es semifluida y sobre ella «flotan» grandes masas continentales, que se reúnen y se separan en el transcurso del tiempo. Hace 250 millones de años existía un único continente llamado Pangea. Su fraccionamiento y separación en masas continentales independientes dio lugar a la distribución actual. La deriva continental ha provocado en el transcurso de la evolución cambios importantes de clima (por España pasó el ecuador durante el Devónico), emersión o inmersión de grandes áreas y conexión y desconexión de continentes. Norteamérica estuvo conectada con Eurasia hasta hace pocos millones de años, lo que explica las migraciones de los équidos. Australia se separó de las grandes masas continentales antes de la aparición de los vertebrados placentarios, quedando como un reducto de monotremas y marsupiales. Pruebas bioquímicas Cuando se comparan los procesos metabólicos y bioquímicos de organismos diferentes, sorprende la universalidad de las soluciones adoptadas. Por ejemplo, todos los organismos eucariotas poseen proteínas implicadas en la respiración celular. De una de estas proteínas, el citocromo c, que se encuentra en las mitocondrias, se ha estudiado la secuencia de aminoácidos en diversos grupos.
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Teniendo en cuenta las semejanzas y diferencias de dichas secuencias pueden establecerse unas relaciones filogenéticas, que coinciden con las obtenidas por criterios morfológicos, taxonómicos, paleontológicos, embriológicos, etc. Entre el ser humano y el chimpancé hay un solo aminoácido diferente, el que ocupa la posición 66, que en el ser humano es isoleucina y en el chimpancé treonina. Entre el ser humano y el caballo hay 12 diferencias y entre el mono y el caballo 11. Teniendo en cuenta el código genético, se puede calcular el número mínimo de mutaciones (sustituciones de nucleótidos) necesario para cambiar el codón de un aminoácido por el codón de otro y establecer así una filogenia en el ámbito molecular. Estas filogenias coinciden básicamente con las establecidas por otros métodos. Si de acuerdo con Kimura, la mayoría de las sustituciones de aminoácidos de una proteína se considerasen neutras, por no cambiar su función, y el ritmo de sustituciones de aminoácidos fuera constante a lo largo del tiempo, la comparación de las secuencias de aminoácidos de una misma proteína entre diversos grupos permitiría establecer un reloj evolutivo. Determinando por métodos paleontológicos y de datación radiactiva el origen de la diversificación de dos grupos, el reloj evolutivo permitiría establecer una cronología para medir el tiempo de aparición de todas las ramificaciones de la filogenia de dichos grupos. Pruebas genéticas Las investigaciones en genética han aportado también multitud de pruebas. Al comparar los cromosomas de la especie humana con los de los grandes primates, chimpancé, gorila y orangután, se observa una gran homología en cuanto a tamaño, posición del centrómero y bandas teñidas con giemsa. La única diferencia notable es que la especie humana tiene 23 parejas y los primates 24. Un aspecto a tener en cuenta es que la cantidad de información genética de los seres vivos ha tenido que ir aumentando a lo largo de la evolución. Al hablar de la estructura de los cromosomas, vimos que una de las modificaciones estructurales y numéricas consiste en la duplicación de cromosomas completos o de segmentos de cromosomas. Para pasar del ADN de una bacteria ancestral a la de un mamífero bastaría con ocho o nueve duplicaciones del ADN. A lo largo de unos 3 500 millones de años, ello supone una duplicación cada 300 ó 400 millones de años. Fuente de información http://recursos.cnice.mec.es/biosfera/alumno/4ESO/evolucion/5pruebas_de_la_evolucion.htm
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 21 y 24
Bloque de contenidos:
Contenidos:
Indicador de logro: 7.4 Indaga,
Química
Compuestos
químicos analiza, representa y explica los
inorgánicos.
compuestos químicos inorgánicos: óxidos, hidruros y otros.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Desconocimiento de la formación de compuestos químicos inorgánicos.
No logran distinguir los reactantes de los productos.
Hay confusión al establecer la relación de algunas sustancias químicas con su utilidad.
Actividad 1: Reconociendo compuestos inorgánicos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre la formación de compuestos inorgánicos
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Realizar exploración de saberes previos por medio de un interrogatorio dirigido. 2. Pedir a los estudiantes que lean la información referida a los compuestos inorgánicos. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo. 4. Hacer un cuadro comparativo de las diferentes características de los compuestos inorgánicos. 5. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones. 6. Organizar una ronda de preguntas y respuestas.
Referencias teóricas
El hidrógeno se combina con la mayoría de los elementos del sistema periódico para formar hidruros binarios de fórmula,
MHx o MmHn. Estos compuestos del hidrógeno se dividen en tres clases
principales:
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Hidruros salinos Son combinaciones del hidrógeno con los elementos más electropositivos (elementos alcalinos y alcalinotérreos, con excepción del Be, cuyo enlace con el hidrógeno es covalente). Son compuestos iónicos, no volátiles, no conductores en estado sólido y cristalino. En estos compuestos el hidrógeno se encuentra como ión hidruro H¯. Hidruros moleculares o covalentes Son combinaciones del hidrógeno con los elementos no metálicos de los grupos p. Son sustancias volátiles y presentan enlace covalente. Hidruros metálicos Son combinaciones del hidrógeno con los elementos metálicos de las series d y f. Generalmente son compuestos no estequiométricos y presentan propiedades metálicas como la conductividad.
.
Los Hidruros salinos Los hidruros salinos se caracterizan formalmente por contener al hidrógeno en estado de oxidación –1, y existen sólo para los metales más electropositivos (Grupos 1 y 2). Los hidruros de los elementos alcalinos presentan estructura de tipo NaCl, mientras que las de los hidruros de los elementos alcalinotérreos son similares a las de los haluros de metales pesados como el PbCl2 (excepto el MgH2 que presentan estructura tipo rutilo, TiO2). De ahí la denominación de hidruros salinos. Los hidruros salinos son insolubles en disoluciones no acuosas, con excepción de los haluros alcalinos fundidos, donde son muy solubles.
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Los hidruros salinos, generalmente sólidos blancos o grises, se obtienen generalmente mediante reacción directa del metal con hidrógeno a altas temperaturas. Los hidruros se utilizan como desecantes y reductores, como bases fuertes y algunos como fuentes de H2 puro. El CaH2 es particularmente útil como agente desecante de disolventes orgánicos, reaccionado suavemente con el agua. El CaH2 también se puede emplear para reducir los óxidos metálicos a metal: CaH2 (s) + 2H2O (l) → Ca2+(ac) + 2H2(g) + 2OH¯(ac) CaH2 (s) + MO(s) → CaO(s) + M(s) + H2(g) El hidruro sódico reacciona violentamente con el agua, pudiendo llegar a inflamarse con la humedad del aire: NaH(s) + H2O (l) → Na+(ac) + H2(g) + OH-(ac) Cuando se produce un incendio por la inflamación de NaH, nunca se debe apagar con agua, ni tampoco, con CO2, ya que éste produce más llamas. Estos incendios se apagan con extintores de polvo como los de SiO2 (sílice). Uno de las aplicaciones de los hidruros salinos, como el NaH, es la formación de otros hidruros: NaH (s) + B(C2H5)3 (éter) → Na[HB(C2H5)3] (éter) El LiH reacciona con el cloruro de aluminio para formar un hidruro complejo de litio y aluminio, LiAlH 4, que es muy útil como agente reductor en Química orgánica. Al2Cl6 (éter)+ 8 LiH (éter) → 2LiAlH4 (éter) + 6LiCl(s) Hidruros metálicos El hidrógeno reacciona con diversos metales de transición, incluyendo los lantánidos y actínidos, para producir un tipo de hidruros cuya naturaleza aún no se conoce en su totalidad. Los hidruros de los grupos 7-12 o no existen o son poco conocidos, con excepción de los hidruros de Pd, Ni, Cu y Zn. Generalmente, son sólidos quebradizos, presentan apariencia metálica, y son buenos conductores de la electricidad y son de composición variable. La conductividad varía con la mayor o menor ocupación de la banda de conducción o del dopado de hidrógeno. De esta manera, el CeH3-xes conductor y sin embargo el CeH3 es aislante, ya que presenta la banda de conducción llena.
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Hidruros moleculares Se pueden dividir en tres categorías:
Compuestos deficientes en electrones: aquellos que poseen un número menor de electrones que
de enlaces. Un ejemplo de este tipo de hidruros es el diborano: B: 1s22s2p1.............3x2 = 6 H: 1s1.....................1x6 = 6 12e
Hay 12 electrones y 8 enlaces: Los enlaces en el puente son de 3 centros y dos electrones: Cada boro aporta un electrón a uno de los enlaces en los puentes + 1 electrón del H =2e
Compuestos ricos en electrones: aquellos donde hay más pares de electrones que enlaces. Un
ejemplo de este tipo es el amoniaco: H3.........................N: 1s22s2p3....................5e H: 1s1.........................3x1e 8e
Hay 4 pares de electrones y sólo tres enlaces. El nitrógeno posee un par de electrones sin compartir.
Entre los compuestos deficientes y los ricos en electrones se encuentran aquellos donde el
número de pares de electrones es el mismo que el de enlaces. Por ejemplo el CH4:
CH4.........................C: 1s22s2p3....................4e H: 1s1.........................4x1e 8e
4 pares de electrones y 4 enlaces
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Actividad 2. Identifiquemos la utilidad de algunos compuestos inorgánicos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre la formación de compuestos inorgánicos
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Pedir que busquen en libros y revistas de jardinería, en las publicaciones sobre la agricultura, en los locales donde venden plantas, en una floristería y en libros de botánica, preparar una lista de las plantas que requieren un suelo alcalino para crecer. Buscar información acerca de los métodos que se pueden usar para que el suelo alcalino se convierta en ácido y viceversa. Preparar un informe. 2. Describir las aplicaciones y usos en la vida de por lo menos 2 compuestos de cada una de las familias de compuestos inorgánicos estudiadas. Además, considerar algunas utilidades en la medicina. 3. Identificar en los rótulos de varios productos de uso casero tales como medicinas, blanqueadores, limpiadores, detergentes líquidos y alimentos. Determinar en cuántos de ellos hay en su composición química sustancias ácidas o básicas. Preparar un informe. 4. Nombrar todos los antiácidos que conozcas y averiguar los componentes que corrigen la acidez. La acidez del estómago equivale aproximadamente a una solución de HCl 0,02 M ¿Qué ocurre si se eleva la concentración? ¿Cómo deben ser los antiácidos para tratar la acidez del estómago?
Referencias teóricas FAMILIA: óxidos metálicos Se han empleado para el neumoperitoneo diferentes tipos de gases, desde aire, nitrógeno, argón, helio, CO2 y óxido nitroso. Cada uno de ellos reviste características distintas, pero en términos generales sólo los gases solubles (CO2 y N2O) tienen aplicaciones en la práctica de la laparoscopía. El óxido nitroso es útil en las siguientes circunstancias: procedimientos diagnósticos, donde no haya necesidad de fulgurar (aunque no es combustible, sí es comburente y por ello es posible la inflamabilidad sobre todo si coexiste con otros gases como el hidrógeno y el metano que se producen en el tracto intestinal), además no hay que olvidar que, en caso de embolismo aéreo y N 2O, el tamaño del émbolo es mayor que con el CO2. Una ventaja reportada parece ser que el pneumoperitoneo resulta menos doloroso y es factible su realización bajo anestesia local y sedación.
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Entre las funciones más importantes que cumple el óxido nítrico en el organismo, cabe mencionar el efecto modulador del tono vascular, neurotrasmisor central y periférico, inmunológico y la agregación plaquetaria disminuyendo la coagulación. La excesiva producción de óxido nítrico por parte de los macrófagos en el caso de shock séptico, puede producir una marcada vasodilatación periférica con la consiguiente hipotensión. FAMILIA: hidróxidos o bases El quitafantasmas DDI contiene 7% de Hidróxido de sodio. Por esto es muy corrosivo. El producto sirve par quitar los residuos de tintas y de emulsiones de la pantalla. Después de haber quitado la emulsión, hay que secar la pantalla para lograr un mejor rendimiento del producto. Luego, aplicar el quitafantasmas DDI sobre ambos lados de la pantalla con un cepillo. El tiempo de espera puede variar de 5 minutos a unas horas según la agresividad de la tinta. Reactivar con el Limpiador DDI. Enjuagar con agua bajo presión. Evitar el calor excesivo durante el secado, lo que puede dañar la malla. El quitafantasmas DDI es un producto muy activo. Su composición asegura una penetración rápida en los rastros de tinta seca. Después del enjuague con agua, la pantalla queda completamente seca. FAMILIA: sales binarias El cloruro de sodio, es un mineral, aparte de su uso en la alimentación humana, es necesario para la elaboración de una serie de subproductos de gran importancia química como: Hidróxido de sodio; cloro; ácido clorhídrico; hipoclorito de sodio; carbonato de sodio; cloruro de amonio; sodio metálico. Con amplia demanda en el proceso de elaboración de los siguientes productos industriales: celulosa y papel; rayón y celofán; plásticos; jabones y detergentes; telas y fibras; alimentos; aceites; plaguicidas; vidrio; pilas secas; medicamentos; además se usan en la potabilización del agua; en galvanizados; en la industria metalúrgica; en la industria del petróleo; antidetonantes de naftas y otros. FAMILIA: sales terciarias El sulfato de sodio es la principal materia prima utilizada en la fabricación de ácido sulfúrico, oxígeno, sulfuro de sodio, sulfhidrato de sodio, silicato de sodio, sulfito de sodio; que son usados en diversas actividades industriales (metalúrgica, curtiembre , papelera, jabonera y otros). El carbonato de calcio puro existe en dos formas cristalinas: la calcita, de forma hexagonal, la cual posee propiedades de birrefrigencia, y la aragonita, de forma romboédrica. Los carbonatos naturales son los minerales de calcio más abundantes. El espato de Islandia y la calcita son formas esencialmente puras de carbonato, mientras que el mármol es impuro y mucho más compacto, por lo que puede pulirse. Tiene gran demanda como material de construcción. 86
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FAMILIA: ácidos binarios De la fluorita se elabora el ácido fluorhídrico a base del cual se preparan compuestos químicos que contienen flúor. Dicho elemento se utiliza en muchas industrias como por ejemplo, fundente en la industria de acero, obtención de uranio, metalurgia de aluminio, fundiciones, cerámica, vidrio, soldaduras especiales y otros. Un uso especial de los cristales de fluorita es el de la preparación de lentes con mínima dispersión de la luz. En el Perú la fluorita es relativamente escasa y al parecer vinculada con el magmatismo andino. La fluorita se encontró en varias franjas incluyendo a la Subandina y en la Cordillera Oriental. Se reportan varias explotaciones de fluorita que sin embargo son muy pequeñas. El ácido fluorhídrico podría producirse en el Perú como el subproducto del tratamiento de fosfatos para elaborar los abonos. El mineral principal de roca fosfatada es la apatita que contiene flúor en su composición. Al tratar los fosfatos, con ácido sulfúrico para producir los superfosfatos, el flúor se libera y constituye un peligroso contaminante para el medio ambiente. Por esto, varias empresas productoras de abonos fosfatados decidieron recuperar el flúor para elaborar el ácido fluorhídrico.
Algunos ejemplos de ácidos y bases en la vida cotidiana. Ácidos que están presentes en algunos productos comunes Productos
Ácido presente
Fórmula
Aspirina
Ácido acetilsalicílico
CH3COOC6H4COOH
Jugo de fruta cítrica
Ácido ascórbico
C6H8O7
Leche cortada
Ácido láctico
C3H6O3
Agua de soda
Ácido carbónico
H2CO3
Vinagre
Ácido acético
CH3COOH
Manzanas
Ácido málico
COOHCH2CH(OH)COOH
Espinacas
Ácido oxálico
HOOCCOOH.2H2O
Algunas bases o hidróxidos de uso común Nombre
Fórmula
Uso
Hidróxido de Aluminio
Al(OH)3
Desodorante, antiácido
Hidróxido de amonio
NH4OH
Limpiador casero
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
Producción de cueros, argamasa, cemento
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
Laxantes, antiácidos
Hidróxido de sodio
NaOH
Limpiar tubos de desagüe, jabón
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Actividad 3: Cómo reducir la lluvia ácida Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre la formación de compuestos inorgánicos Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explicar desde el punto de vista ambiental el grave problema de los anhídridos y la lluvia ácida. 2. Responder las siguientes preguntas: ¿Qué problemas pueden ser ocasionados por la lluvia ácida? ¿Qué efectos producen en la flora o la fauna de nuestro país? 3. En equipo, citar los principales problemas de contaminación en su comunidad provocados por ácidos y bases. Luego, proponer algunas acciones que realizarán para mejorar el ambiente en su comunidad. 4. Describir brevemente qué acciones propones y realizarás para dar una solución viable al problema de la lluvia ácida en El Salvador.
Referencias teóricas Cuando el aire contiene sustancias venenosas, sucias o dañinas, se dice que está contaminado. Hay diferentes fuentes de contaminación atmosférica. Las fábricas liberan sustancias de desecho de la industria a la atmósfera. Los agricultores rocían sus cultivos con insecticidas que a veces son transportados por el aire lejos de los campos a los que iban destinados. En las granjas con un gran número de cabezas de ganado, los excrementos de los animales liberan gases que también contaminan el aire, las centrales térmicas queman carbón, gas natural y petróleo, y el humo y las emanaciones de sus chimeneas ascienden a la atmósfera. Los coches, camiones, trenes y autobuses queman gasolina o gasóleo y expelen por el tubo de escape gases nocivos. La lluvia ácida es causada principalmente por las centrales térmicas y los automóviles, es una de las consecuencias más serias y amenazadoras de la contaminación atmosférica, porque a largo plazo produce daños a las personas y al medio ambiente. Se forma cuando los óxidos de azufre y nitrógeno se combinan con la humedad atmosférica produciendo ácidos sulfúrico y nítrico, que pueden ser arrastrados a grandes distancias de su lugar de origen antes de depositarse en forma de lluvia. Adopta también a veces la forma de nieve o niebla, o precipitado en forma sólida. Aunque el término lluvia ácida viene usándose desde hace más de un siglo, un término científico más apropiado sería deposición ácida. La forma seca de la deposición es tan dañina para el medio ambiente como la líquida.
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La gran capacidad destructiva de la lluvia ácida sólo se ha hecho evidente en las últimas décadas. Una extensa área que ha sido objeto de múltiples estudios es el norte de Europa, donde la lluvia ácida ha erosionado estructuras, ha dañado los bosques y las cosechas, y ha puesto en peligro o diezmado la vida en los lagos de agua dulce. Los estudios publicados a comienzos de la década de 1980, inculpan inequívocamente a las industrias como principal fuente de la lluvia ácida. En 1988, como parte del Acuerdo sobre la contaminación transfronteriza de la Convención de las Naciones Unidas (1979), veinticinco naciones ratificaron un protocolo en el que se congelaban las emisiones de óxidos de nitrógeno en los niveles de 1987. Algunos líquidos como el jugo de limón y el vinagre, tienen un sabor agrio; esta acritud se llama acidez y a estos líquidos se los conoce como ácidos. Se dice que el agua destilada es neutra; no tiene acidez alguna. El agua de lluvia normal es ligeramente ácida. Pero en zonas muy contaminadas, la lluvia puede ser tan ácida, o incluso más, que el jugo de limón o el vinagre. Cuando los ácidos fuertes se introducen en ambientes naturales pueden causar graves daños a las plantas, a los animales y a las personas. Estos ácidos pueden incluso corroer gradualmente edificios y diversos materiales. La mayor parte de los óxidos de azufre y de nitrógeno que se combinan con agua para formar lluvia ácida se producen al quemar combustible. El azufre existe de manera natural en el carbón, el petróleo y el gas natural, que desprenden óxidos de azufre. El nitrógeno se encuentra en los combustibles líquidos y en la atmósfera, y también se evapora de los fertilizantes agrícolas. La lluvia ácida también puede afectar a los bosques. En muchos países, los árboles están perdiendo sus hojas. Es la principal causante del deterioro de los bosques. La lluvia ácida daña el suelo, ya que altera las distintas sustancias que lo componen y modifica el delicado equilibrio vegetal. Los árboles que crecen sobre suelo ácido pierden fuerza para resistir adversidades como las heladas o la sequía. Cuando los árboles se debilitan por estos motivos, están más expuestos a los ataques de virus, hongos e insectos causantes de plagas forestales. El dióxido de azufre puede obstruir los diminutos poros de las hojas por los que la planta toma el aire que necesita para sobrevivir. Nosotros podemos ayudar a resolver el problema de la lluvia ácida.
Fuente de información http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/hidrogeno/hidruros http://www.fisicanet.com.ar/quimica/compuestos/ap06_compuestos.php www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimicatic/CTSA/AcidosYBasesdelaVidaDiariaB.pdf http://www.oei.org.co/fpciencia/art16.htm 89
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 26
Bloque de contenidos: Química
Contenidos:
Indicador de logro: 7.6 Indaga y explica
Nomenclatura y
la
propiedades de los
inorgánicos y describe las propiedades de
compuestos
los óxidos básicos, anhídridos u óxidos
inorgánicos.
ácidos,
nomenclatura
hidruros
de
no
compuestos
metálicos,
hialoideas e hidruros metálicos.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem: Desconocimiento de la formación de compuestos inorgánicos. Confusión al nombrar los compuestos inorgánicos. Dificultad al identificar los componentes en las reacciones químicas.
Actividad 1: Nombremos algunos compuestos inorgánicos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto y ejemplos sobre la nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Explorar presaberes por medio de lluvia de ideas. 2. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo y pedirles que realicen un mapa conceptual con las principales ideas sobre la nomenclatura de los compuestos. 3. Explicar algunos ejercicios de aplicación para que los estudiantes los resuelvan. 4. Realizar una plenaria para exponer las conclusiones e interpretar los resultados. 5. Apoyar a los estudiantes ante posibles preguntas.
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sales
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Referencias teóricas Formulación inorgánica
Sustancias simples. Constituídas por un elemento: He, Ne, Ar , helio, neon, argon; H , O , N , Cl , 2
2
2
2
dihidrógeno, dioxígeno, dinitrógeno, dicloro; O3, ozono o trioxígeno; S8, octazufre o ciclooctazufre; P4, tetrafósforo.
Combinaciones binarias. Constan de dos elementos que se unen mediante enlace iónico o covalente. El elemento más electropositivo, metálico o situado a la izquierda del sistema periódico, se escribe primero. El elemento no metálico, electronegativo o perteneciente a la derecha del sistema periódico, se escribe a continuación y se nombra con la terminación -uro. Ejemplos: carburo, siliciuro; v = -4 nitruro, fosfuro, arseniuro ; v =- 3 óxido, sulfuro, seleniuro, telururo; v =-2 fluoruro, cloruro, bromuro, yoduro; v = -1
Combinaciones del H con los halógenos. HF, HCl, HBr, HI. Son hidrácidos debido a la reacción +
+
-
ácida con el agua (da iones H ) (HCl = H + Cl ). Nombre: ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno. HCN, ácido cianhídrico.
Combinaciones del H con el grupo del oxígeno. H2O, H2S, H2Se, H2Te. (Agua, sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico, y otros); H O agua oxigenada o peróxido de hidrógeno. 2
2
Combinaciones del H con el grupo del N y otros. NH3, PH3, AsH3, SbH3; amoniaco, fosfina, arsina, -
estibina. La reacción básica con el agua (origina iones OH ): +
-
NH3 + H2O = NH4 + OH ; CH4, metano; SiH4, silano, tetrahidruro de silicio; B2H6, diborano. Con los metales: AlH3, hidruro o trihidruro de aluminio; PbH4, tetrahidruro de plomo o hidruro de plomo (IV); BaH , hidruro de bario; LaH , trihidruro de lantano. 2
3
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Combinaciones del oxígeno (óxidos). Formación del ion óxido: O + 2e = O 2
2-
, (configuración
2 6
electrónica, 1s 2s p del Ne). Cu2O, óxido de dicobre, óxido de cobre (I), óxido cuproso; CuO, óxido de cobre, óxido de cobre(II), óxido cúprico; N2O, óxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno (I); Cl2O5, pentóxido de dicloro, óxido de -
2-
cloro(V), anhidrido clórico. Superóxido: O2 (KO2). Peróxido: O2 (Na2O2, H2O2). Otras combinaciones binarias. FeCl2, cloruro ferroso, dicloruro de hierro, cloruro de hierro (II); FeCl3, cloruro férrico, tricloruro de hierro, cloruro de hierro (III); MnS, sulfuro de manganeso (II); Mg 3N2, nitruro de magnesio; CaH2, hidruro de calcio; LaH3, trihidruro de lantano; SiC, carburo de silicio; BrF5, pentafluoruro de bromo; K2S, sulfuro potásico; Li3N, nitruro de litio; AuI, yoduro de oro(I). Oxoácidos de los halógenos (ns2np5) Ácido hipocloroso, HClO, Cl O + H O = 2HClO; estado de oxidación del Cl = +1; otros: HBrO, HIO 2
2
a. cloroso, HClO2, Cl2O3 + H2O = 2HClO2, est. ox. = +3, HBrO2 a. clórico, HClO3, Cl2O5 + H2O = 2HClO3, est. ox. = +5, HBrO3 , HIO3 a perclórico, HClO , Cl O + H O = 2HClO , est. ox. = +7, HBrO , HIO (metaperyódico), H IO 4
2
7
2
4
4
4
5
6
(ortoperyódico).Nomenclatura, HClO tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno. 4
Oxoácidos del grupo del azufre (ns2np4) SO2, anhidrido sulfuroso (v = +4), + H2O = H2SO3, a sulfuroso o trioxosulfato (IV) de dihidrógeno. Por condensación de dos moléculas da el ácido pirosulfuroso o pentaoxodisulfato (IV) de dihidrógeno, 2H2SO3 - H2O = H2S2O5 SO3, anhidrido sulfúrico (v = +6) + H2O = H2SO4. Por condens. 2H2SO4 - H2O = H2S2O7, ácido pirosulfúrico o heptaoxodisulfato (VI) de dihidrógeno. Otros: H S O , a. tiosulfúrico (reemplazamiento 2
2
3
de un O por un S en el sulfúrico); H2S2O8, a. peroxodisulfúrico (reemplazamiento en H2S2O7 de un O puente por un grupo peroxo -O-O-) Igual para Se. Para el Te solo existen H2TeO3 y H6TeO6 (a. ortotelúrico ≈ ortoperyódico)
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Oxoácidos del grupo del N (ns2np3) Las valencias son +3 y+5. Los ácidos nitroso y nítrico se forman de los anhídridos N O + H O = 2HNO N O + H O = 2HNO 2
3
2
2
2
5
2
3
HPO2, a. metafosforoso (existencia dudosa), H3PO3, a ortofosforoso. Por condensación se obtiene el difosforoso o pirofosforoso 2H3PO3 - H2O = H4P2O5 Con valencia 5 tenemos los ácidos meta-, orto- y pirofosfórico; HPO , H PO , y H P O 3
3
4
4
2
7
Para As existen ácido orto arsenioso y ortoarsénico. Oxoácidos de C, Si (ns2np2) y B(2s22p1) 'H2CO3', CO2 + H2O = H2CO3 H2SiO3, H4SiO4 (meta- y ortosilícico) II B O + H O = 2HBO (metabórico), H BO (ortobórico) 2
3
2
2
3
3
Oxoácidos de los metales de transición Actúa el metal con el máximo estado de oxidación perdiendo los electrones s y d Ej: a. permangánico HMnO4 (v = 7, como perclórico); Mn2O7 + H2O = 2HMnO4 (Mn, Tc, Re). Ácido. crómico H2CrO4, (v = 6, como sulfúrico); a. dicrómico H2Cr2O7 (Cr, Mo, W). Ácido vanádico H3VO4 (v = 5, como fosfórico) (V, Nb, Ta). Notar la analogía entre grupos 5, 6 y 7, y 15,16 y 17. +
+
2+
+
Cationes y aniones. H , ion hidrógeno o protón; Li , ion litio; Cu , ion cobre (II) o cúprico; Cu , ion cobre(I) o cuproso; UO -
2-
2+ 2
+
+
-
-
-
, ion uranilo o dioxouranio (VI); NH , PH ion amonio o fosfonio. H , OH , Br , 4
4
3-
2-
CN , S , N , (hidruro, hidróxido, bromuro, cianuro, sulfuro, nitruro); SO4 , sulfato o anión -
-
2-
tetraoxosulfato (VI); ClO , hipoclorito, MnO4 , permanganato; S2O5 , di-, pirosulfito o pentaoxodisulfato (IV).
Hidróxidos. Compuestos con carácter básico, que contienen el ion OH
-
Li(OH), Ba(OH)2; hidróxido de litio o de bario; „NH4OH‟, hidróxido amónico Fe(OH)2 h. ferroso, h. de hierro(II), dihidróxido de hierro. Fe(OH)3 h. férrico, h. de hierro(III), trihidróxido de hierro.
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-
Sales. Compuestos que contienen un catión y un anión distinto de H , OH o O
2-
Si el anión proviene de un oxoácido se cambia -oso por -ito y -ico por –ato. KCl, cloruro potásico; SrBr2 bromuro de estroncio; Mg(CN)2 cianuro de magnesio. K SO , sulfato potásico o tetraoxosulfato(VI) de dipotasio; NaClO clorito de sodio, dioxo clorato (III) de 2
4
2
sodio; NaHSO3 hidrogenosulfito o sulfito ácido de sodio; Na2S2O7, pirosulfato sódico. Óxidos dobles. Fe3O4, = FeO·Fe2O3, óxido ferroso férrico, tetraóxido de hierro (II) y dihierro (III); Pb3O4 = 2PbO·PbO2, óxido plumboso plúmbico, tetraóxido de diplomo (II) y plomo (IV); Na2Fe2O4 = tetraóxido de dihierro (III) y sodio.
Sales dobles. AgK(NO ) nitrato doble de potasio y plata(I); CsKSO , sulfato doble de potasio y cesio; 3 2
4
PbO(CO3), oxicarbonato de plomo (IV). Hidratos. CuSO4·5H2O, sulfato de cobre (II) pentahidrato o pentahidratado (vitriolo azul); (NH4)Al(SO4)2·12H2O, sulfato doble de amonio y aluminio dodecahidratado (alumbre); CaCl2·6H2O, cloruro cálcico hexahidratado. Compuestos de coordinación o complejos Escritura. Constan de un átomo central rodeado de otros átomos o moléculas (ligandos). Se escribe primero el átomo central seguido de los ligandos aniónicos en orden alfabético y después los ligandos neutros también, en orden alfabético del primer símbolo de su fórmula. La fórmula de la entidad denominada complejo va entre corchetes, [Co(Cl)3(NH3)3]. Prefijos como -cis, -trans, -mer o -fac indican disposición espacial de los ligandos. En todo caso se escribe primero el catión seguido del anión, como en los demás compuestos. Nombramiento. Los ligandos se nombran en orden alfabético sean neutros o cargados negativamente. 3+
El número de ligandos se indica con un prefijo (di-, tri-, tetra-,...): [Co(NH3)6] , hexaamincobalto (III). Si el ligando lleva alguno de estos prefijos (etilendiamina, NH2CH2CH2NH2, en) se prefieren otros (bis-, 3+
tris-, tetrakis-, ...): [Co(en) ] , tris(etilendiamina)cobalto (III). 3
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El estado de oxidación del átomo central se da en numeración romana y entre paréntesis. Se puede dar la carga total del complejo con un número arábigo con el signo correspondiente. Otra posibilidad es dar el número de iones de carga contraria que existen. Se añade el sufijo -ato al nombre del metal (a veces el nombre latino, hexacianoferrato (III)), en todos los complejos aniónicos:
K [Fe(CN) ], hexacianoferrato (II) de potasio, hexacianoferrato (4-) de potasio o hexacianoferrato de 4
6
tetrapotasio. [Pt(Cl)2(C5H5N)(NH3)], aminadicloropiridinaplatino(II). Na3[Ag(S2O3)2], bis(tiosulfato)argentato(3-) de sodio. cis-[PtCl2(Et3P)2], cis-diclorobis(trietilfosfina)platino(II). cis-[PtCl2(NH3)2], cis-diclorodiaminplatino(II). [Pt(C H N) ][PtCl ], tetracloroplatinato(2-) de tetrakis(piridina)platino(2+). 5
5
4
4
[Ru(NH3)5(N2)]Cl2, cloruro de pentaamin (dinitrógeno) rutênio (II).
Actividad 2. Nombremos algunos compuestos inorgánicos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre la formación de compuestos inorgánicos Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad
1. Pedir a los estudiantes que lean la información sobre la formación y nominación de los compuestos inorgánicos. 2. Orientar a los estudiantes para que resuelvan los ejercicios relacionados con la formación y nominación de compuestos inorgánicos. 3. Apoyar a los estudiantes aclarando las dudas que se les presenten.
Referencias teóricas
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Óxidos básicos I.
Obtener óxidos básicos con los siguientes elementos
1) Bismuto (V)
4) Sodio
7) Litio
2) Níquel (III)
5) Potasio
8)Plutonio (III)
3) Platino (IV)
6)Mercurio (II)
9) Estaño (II)
10) Magnesio
a) Balancear la ecuación química b) Nombrar el compuesto de las formas conocidas
II.
Plantear las ecuaciones químicas balanceadas que describen la formación de los siguientes compuestos.
11) Óxido de aluminio
16) Monóxido de cinc
12) Óxido de hierro II
17) Óxido de calcio
13) Monóxido de dicobre
18) Monóxido de dilitio
14) Óxido férrico
19) Trióxido de dicobalto
15) Óxido de plomo II
20) Óxido de bario
a) Completar la nomenclatura III.
Completar la ecuación de formación y nombrar (balancear si fuera necesario) 21)
Hg O
26)
Sn O2
22)
Mn2 O3
27)
Rb2 O
23)
Ag2 O
28)
Co O
24)
Cd O
29)
Ti O2
25)
Cu O
30)
Bi2 O3
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Óxidos ácidos
I.
Obtener óxidos ácidos con los siguientes elementos 31) Antimonio (III)
33) Cloro (I)
35) Bromo (VII)
32) Boro
34) Arsénico (V)
36) Azufre (IV)
a) Balancear la ecuación química b) Nombrar el compuesto de las formas conocidas
II.
Plantear las ecuaciones químicas balanceadas que describen la formación de los siguientes compuestos.
37) Anhídrido permangánico
40) Anhídrido selenioso
38) Óxido de fósforo (III)
41) Óxido de telurio (VI)
39) Trióxido de dinitrógeno
42) Pentóxido de diyodo
a) Completar la nomenclatura.
III.
Completar la ecuación de formación y nombrar (balancear si fuera necesario).
43)
Cr O2
46)
Cl2 O5
44)
F2 O
47)
Se O3
45)
Br2 O
48)
I2 O
Hidruros metálicos
a) Formar hidruros con los siguientes elementos 49) Bario
51) Níquel
53) Litio
50) Hierro
52) Calcio
54) Potasio
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Hidruros no metálicos a) Formar hidruros con los siguientes elementos 55) Antimonio
57) Fósforo
59) Selenio
56) Azufre
58) Manganeso
60) Nitrógeno
Fuentes de información http://campus.usal.es/~Inorganica/zona-alumnos/erf-enlace/Formulacion%20QI.pdf http://www.geocities.ws/profecossoli/oxidoshidruros.html http://www.geocities.ws/profecossoli/oxidoshidruros-sol.html
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 27 y 28 Bloque de contenidos:
Contenidos: Características
Indicador
de
logro:
Biología
y funciones de los seres
experimenta y describe los procesos
vivos.
de
organización,
8.6
Indaga,
irritabilidad,
adaptación, metabolismo, reproducción y homeostasis en los seres vivos.
Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Dificultad para diferenciar los procesos de adaptación de los seres vivos.
Falta de comprensión en los mecanismos de sobrevivencia de los seres vivos.
Desconocimiento de los procesos que ayudan en el metabolismo de los seres vivos.
Actividad 1: Describamos las características de los seres vivos Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre las características de los seres vivos Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad
1. Preguntar a los estudiantes acerca de las características y funciones de los seres vivos que conocen. 2. Organizar a los estudiantes en seis equipos y pedirles que analicen una de las propiedades de los seres vivos. 3. Pedir que organicen sus ideas en un esquema para que las expongan a sus compañeros. Pueden utilizar otros documentos de apoyo bibliográfico. 4. Utilizar la técnica del carrusel para que cada equipo comparta con los demás sus ideas. 5. Realizar una síntesis de las exposiciones y aclarar dudas. Referencias teóricas Propiedades comunes a todos los seres vivos: 1. Organización y Complejidad
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Tal como lo expresa la teoría celular la unidad estructural de todos los organismos es la célula. La célula en sí tiene una organización específica, todas tienen tamaño y forma característicos por las cuales pueden ser reconocidas. Algunos organismos están formados por una sola célula: unicelulares; en contraste, los organismos complejos son multicelulares, en ellos los procesos biológicos dependen de la acción coordenada de las células que los componen, las cuales suelen estar organizadas en tejidos, órganos, sistemas. Los seres vivos muestran un alto grado de organización y complejidad. La vida se estructura en niveles jerárquicos de organización, donde cada uno se basa en el nivel previo y constituye el fundamento del siguiente nivel, por ejemplo: los organismos multicelulares están subdivididos en tejidos, los tejidos están subdivididos en células, las células en organelos y otros. 2. Crecimiento y desarrollo En algún momento de su ciclo de vida todos los organismos crecen. En sentido biológico, crecimiento es el aumento del tamaño celular, del número de células o de ambas. Aún los organismos unicelulares crecen, las bacterias duplican su tamaño antes de dividirse nuevamente. El crecimiento puede durar toda la vida del organismo como en los árboles, o restringirse a cierta etapa y hasta cierta altura, como en la mayoría de los animales. Los organismos multicelulares pasan por un proceso más complicado: diferenciación y organogénesis. En todos los casos, el crecimiento comprende la conversión de materiales adquiridos del medio en moléculas orgánicas específicas del cuerpo del organismo que las captó. El desarrollo incluye todos los cambios que ocurren durante la vida de un organismo, el ser humano sin ir mas lejos se inicia como un óvulo fecundado. 3. Metabolismo Los organismos necesitan materiales y energía para mantener su elevado grado de complejidad y organización, para crecer y reproducirse. Los átomos y moléculas que forman los organismos pueden obtenerse del aire, agua, suelo o de otros organismos. La suma de todas las reacciones químicas de la célula que permiten su crecimiento, conservación
y
reparación,
recibe
el
nombre
de
metabolismo.
El metabolismo es anabólico cuando estas reacciones químicas permiten transformar sustancias sencillas para formar otras complejas, lo que se traduce en almacenamiento de energía, producción de nuevos materiales celulares y crecimiento. Catabolismo, quiere decir desdoblamiento de sustancias complejas con liberación de energía. 100
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4. Homeostasis Las estructuras organizadas y complejas no se mantienen fácilmente, existe una tendencia natural a la pérdida del orden denominada entropía. Para mantenerse vivos y funcionar correctamente los organismos vivos deben mantener la constancia del medio interno de su cuerpo, proceso denominado homeostasis (del griego "permanecer sin cambio"). Entre las condiciones que se deben regular se encuentra: la temperatura corporal, el pH, el contenido de agua, la concentración de electrolitos y otros. Gran parte de la energía de un ser vivo se destina a mantener el medio interno dentro de límites homeostáticos. 5. Irritabilidad Los seres vivos son capaces de detectar y responder a los estímulos que son los cambios físicos y químicos del medio ambiente, ya sea interno como externo. Entre los estímulos generales se cuentan:
Luz: intensidad, cambio de color, dirección o duración de los ciclos luz-oscuridad
Presión
Temperatura
Composición química del suelo, agua o aire circundante
En organismos sencillos o unicelulares, todo el individuo responde al estímulo, en tanto que en los organismos complejos multicelulares existen células que se encargan de detectar determinados estímulos. 6. Reproducción y herencia Dado que toda célula proviene de otra célula, debe existir alguna forma de reproducción, ya sea asexual (sin recombinación de material genético) o sexual (con recombinación de material genético). La variación, que Darwin y Wallace reconocieran como fuente de la evolución y adaptación, se incrementa en este tipo de reproducción. La mayor parte de los seres vivos usan un producto químico: el ADN (ácido desoxirribonucleico) como el soporte físico de la información que contienen. Algunos organismos, como los retrovirus (entre los cuales se cuenta el HIV), usan ARN (ácido ribonucleico) como soporte. Si existe alguna característica que pueda mencionarse como la esencia misma de la vida, es la capacidad de un organismo para reproducirse. Fuente de información http://www.biologia.edu.ar/introduccion/3intro.htm 101
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ACTIVIDAD SUGERIDA PARA EL ÍTEM NÚMERO 29 y 30 Bloque de contenidos:
Contenidos: Mecanismos
Indicador de logro: 8.3 Describe
Biología
de la evolución.
con
interés
los
principales
mecanismos de la evolución de los seres vivos y señalamiento de los aspectos evolutivos. Causas posibles por las que los estudiantes no contestaron bien el ítem:
Desconocimiento sobre algunas hipótesis del surgimiento de la vida.
Falta de comprensión acerca de las teorías del origen de la vida.
Confusión entre las características de los seres vivos y mecanismos de evolución.
Actividad 1: Analicemos cómo surge la vida de las especies Recursos para el desarrollo de la actividad Texto sobre el origen de la vida Descripción de los pasos para el desarrollo de la actividad 1. Preguntar a los estudiantes acerca de las concepciones que tienen sobre el origen de la vida, y las expliquen 2. Analizar de forma individual el texto. 3. Organizar a los estudiantes en equipos de trabajo para realizar un panel foro sobre el origen de las especies. 4.
Permitir que se generen conclusiones, respetando las ideas de los demás.
Referencias teóricas Aunque la característica genética de un solo organismo es la misma durante toda su vida, la composición genética de una especie, comprendida como un todo, cambia a lo largo de muchos períodos de vida. Con el tiempo, las mutaciones y la variabilidad en los descendientes proporcionan la diversidad en el material genético de una especie. La fuerza más importante de la evolución es la selección natural, proceso por el cual los organismos que presentan rasgos adaptativos (que le permiten adaptarse mejor al medio) sobreviven y se reproducen de manera más satisfactoria que los demás sin dichos rasgos.
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Entre los mecanismos de la evolución más importantes se pueden citar los siguientes procedimientos y métodos: 1. Prueba y error Es el más simple de todos los métodos del evolucionismo; es típico de microorganismos con multitud de descendencia en cada generación y se apoya en el mecanismo posterior de la selección natural. 2. Selección Natural En el sentido estricto y exclusivo, actuaría como único método de evolución efectivo, pues las modificaciones aleatorias por sí solas no conseguirían la evolución observada de los seres vivos. En el supuesto de admitir el carácter aleatorio de las modificaciones, el método de prueba y error anterior sería más general que el de selección natural, puesto que éste no opera siempre. En la evolución de la especie humana no parece que tenga gran importancia, salvo a un plazo no largo, sino superlargo. Y tampoco tenemos garantizado que fuese a actuar en el futuro, excepto si lo tomamos en su sentido tautológico. En cualquier caso, la selección natural se puede caracterizar como un método de verificación exógeno al sistema evolutivo propiamente dicho o sistema de creación de las modificaciones genéticas, por actuar "a posteriori". 3. Comprobación o simulación exhaustiva En determinados casos, los organismos vivos pueden comprobar el efecto de sustituir, por ejemplo, una proteína por otra. Si la comprobación es satisfactoria en cuanto a la funcionalidad del nuevo mecanismo de evolución y no existe riesgo de tener efectos secundarios, entonces la supresión de la información genética que genera la primera proteína, se podría efectuar sin mayores problemas, puesto que el objetivo de garantía estaría totalmente cubierto. 4. Comprobación parcial de las modificaciones Cuando un sistema evolucionista se complica y contiene infinidad de interrelaciones, la comprobación exhaustiva de los efectos de una pequeña modificación no será posible y se tendrá que limitar a una comprobación más o menos extensa pero no total. En la medida en que se haya cubierto el abanico de posibles efectos de la modificación genética, la misma comportará mayor o menor riesgo. Los riesgos de este método son muy bien conocidos por los programadores informáticos.
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5. Diferenciación sexual primaria endogámica. Con el desarrollo de seres más complejos, el riesgo del método de la comprobación parcial se va elevando y no garantizaría la viabilidad de los nuevos seres.
La evolución de los seres vivos se considera que ocurre por la confluencia de tres componentes interdependientes determinantes: 1. La selección natural. Es el conjunto de modificaciones en el ambiente de los organismos (puede ser ejercido a un nivel de individuo o a nivel comunitario), graduales o repentinas, las cuales provocan una tensión particular capaz de aniquilar a los individuos o a las especies menos adaptables, y hacer prevalecer a los mejor adaptables. 2. Neutralidad. Este concepto se refiere a la presencia de genes que determinan características fenotípicas nuevas, las cuales se acumulan en el caudal genético de la población, sin actuar favoreciendo a los genes en la supervivencia del individuo, ni contribuyendo para su exterminio. Un ejemplo es la presencia de pezones en mamíferos macho, cuya funcionalidad es obsoleta porque los machos no amamantan a sus crías. Sin embargo, el gene que determina el desarrollo de los pezones continúa expresándose y transmitiéndose a la descendencia. 3. Estructuración. Aún cuando no se produzca una presión selectiva sobre los individuos, ocurren en ellos algunos cambios estructurales que propician una ventaja funcional sobre aquellos individuos que carecen de esas modificaciones. De esta manera, los cambios estructurales que conducen a una variación en la función, transfiere al individuo hacia otra línea evolutiva, incrementando también su habilidad para ocupar otros nichos ecológicos, o para ser movidos entre varios nichos de acuerdo con sus requisitos para sobrevivir. Un ejemplo de estructuración es la posición erecta y locomoción bípeda de los seres humanos. Cuando se modificó la postura de los humanos, los individuos se encontraron ante la disyuntiva de abandonar su nicho ecológico previo o de permanecer en él sometidos a una desventaja peligrosa para la supervivencia de la especie; la nueva postura los calificó para habitar en áreas más abiertas y menos limitadas en recursos. No impidió que los individuos pudieran seguir habitando en su nichos ecológicos previos, así se amplió el mundo del Homo sapiens.
Algunas partes del genoma son más capaces de tomar la sucesión de nucleótidos, y la manera de llevarse a cabo reside en la recombinación del material genético, basado sobre la historia de éxito de los antepasados. Así, las biomoléculas tienen la capacidad de "ver" 104
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y "escoger" los cambios más apropiados para producir una función nueva, o la menos viable que podría suspender algo esencial. Los genomas codifican esta estrategia, y los organismos han intercambiado información genética por la transferencia horizontal de genes. Sucedió en el pasado, sucede ahora, y estará sucediendo en el futuro. La biodiversidad es una fuente de información genética, y los intercambios de información ocurren entre organismos variados, así que ésta llega a ser una buena razón para comenzar con la prioridad en la conservación de la biodiversidad.
Hay un factor determinante que favorece y dirige los cambios evolutivos: la Selección Natural. La selección natural es el conjunto de presiones externas e internas que provocan una tensión dentro de una comunidad específica afectando a cada individuo. Los óptimos genes propicios sobrevivirán a esas presiones, y los menos adecuados desaparecerán. Pero esto no siempre es así, pues en muchas ocasiones los genes para la conducta de cooperación en grupo favorecen la supervivencia de los "débiles". Si un individuo posee una combinación propicia de alelos, entonces esos alelos serán transmitidos a su progenie, de tal manera que los alelos favorables aparecerán en una proporción mayor en las generaciones siguientes.
Causas de evolución en los seres vivientes Hasta ahora, los científicos identifican las siguientes estrategias evolutivas moleculares: 1. Cambios simultáneos múltiples en un solo genoma. 2. Transferencia horizontal. Implica mecanismos que adaptan a un ADN funcional preexistente para nuevos propósitos. 3. Cuando los límites entre intrones/exones concurren en sitios en los cuales la variación en las estructuras de las proteínas pueden acomodarse. 4. Duplicación de genes. Permite que un genoma explore la variación en un contexto funcional sin perder la funcionalidad de la copia original. 5. Módulos de translocación y transposición de secuencias de ADN, en vez de mutaciones puntuales. 6. Transposones, o ADN invasivo, por ejemplo, los plásmidos bacterianos.
En suma, la evolución no se debe tan solo a las mutaciones puntuales. Podría decirse que las mutaciones al azar y puntuales son poco incidentes en la evolución.
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No todos los cambios son evolución. Evolución es un proceso que implica variación, reproducción, herencia y selección. Variación se refiere a cambios en el genotipo individual que podría o no expresarse en el fenotipo de ese individuo. Reproducción es una función de los sistemas vivientes que permite la producción de entidades nuevas que podrían o no compartir los cambios genotípicos de sus antepasados. Herencia es la aptitud de transferir la información genética de entidades preexistentes a sus descendientes. La evolución biológica es irrealizable sin herencia. Selección es el sistema de variaciones en el medio externo o interno que proporciona situaciones de tensión para los individuos, las poblaciones, las comunidades, la biota, etc.
Fuente de información http://www.biologia.edu.ar/introduccion/3intro.htm http://www.molwick.com/es/evolucion/148-evolucionismo.html
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PRAEM PROYECTO DE REFUERZO ACÁDEMICO PARA ESTUDIANTES DE EDUCACIÓN MEDIA
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