Post on 11-Aug-2015
ºmedio
M a r í a I s a b e l C a b e l l o B .
Licenciada en Educación.
Profesora de Química.
Magíster en Ciencias de la Educación.
GUÍA DIDÁCTICA PARA EL PROFESORINCLUYE TEXTO PARA EL ESTUDIANTE
© Química 2º Año Medio
Autora: María Isabel Cabello Bravo.
Licenciada en Educación. Profesora de Química.
Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación.
Magíster en Ciencias de la Educación.
Universidad Mayor.
2009 Ediciones Cal y Canto
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-21-0
2010 Ediciones Cal y Canto
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-21-0
2011 Ediciones Cal y Canto
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-21-0
Director Editorial: Jorge Muñoz Rau
Editora Jefe: Alicia Manonellas Balladares
Editora: Patricia Morales Inostroza
Diseño: María Jesús Moreno Guldman
Diagramación digital: David Maldonado Cid
Rodolfo Acosta Castillo
Fotografías: Banco de Fotos de Ediciones Cal y Canto
Corrector de pruebas y estilo: Alejandro Cisternas Ulloa
Jefe de Producción: Cecilia Muñoz Rau
Asistente de Producción: Lorena Briceño González
El presente libro no puede ser reproducido ni en todo ni en parte, ni archivado, ni transmitido
por ningún medio mecánico, electrónico, de grabación, CD-Rom, fotocopia, microfilmación u
otra forma, sin la autorización escrita del editor.
La materialidad y fabricación de este texto está certificado por el IDIEM - Universidad de Chile.
Impreso RR Donnelley
Se terminó de imprimir esta reimpresión de 2.701 ejemplares en el mes de diciembre de 2010.
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Unidad 1, Modelo atómico de la materia
Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
Instrumento de Evaluación Nº 1 (fotocopiable) . . . . . . . 33
Instrumento de Evaluación Nº 2 (fotocopiable) . . . . . . . 36
Instrumento de Evaluación Nº 3 (fotocopiable) . . . . . . . 38
Tema 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53
Instrumento de Evaluación Nº 4 (fotocopiable) . . . . . . . 56
Instrumento de Evaluación Nº 5 (fotocopiable) . . . . . . . 57
Unidad 2, Enlace químico
Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78
Instrumento de Evaluación Nº 6 (fotocopiable) . . . . . . . 82
Instrumento de Evaluación Nº 7 (fotocopiable) . . . . . . . 86
Unidad 3, Química orgánica
Tema 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 90
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 98
Instrumento de Evaluación Nº 8 (fotocopiable) . . . . . . 101
Tema 2. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 113
Instrumento de Evaluación Nº 9 (fotocopiable) . . . . . . 116
Instrumento de Evaluación Nº 10 (fotocopiable) . . . . . 120
Unidad 4, Disoluciones
Tema 1. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 126
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 128
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 132
Instrumento de Evaluación Nº 11 (fotocopiable) . . . . . 144
Tema 2. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150
Sugerencias metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152
Actividades complementarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156
Instrumento de Evaluación Nº 12 (fotocopiable) . . . . . 157
Instrumento de Evaluación Nº 13 (fotocopiable) . . . . . 158
Instrumento de Evaluación Nº 14 (fotocopiable) . . . . . 162
ÍNDICE
Solucionario . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166
Unidad 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166
Unidad 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171
Unidad 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 174
Unidad 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183
Bibliografía . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188
Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
Programa de Química de 2º Año de Educación Media. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
Objetivos Fundamentales Transversales (OFT) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
Objetivos Fundamentales Verticales (OFV) del programa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
Planificación curricular. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
Recursos del texto y orientaciones generales para uso efectivo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
Fundamentos sobre el uso de Internet . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
Instructivo para acceder a páginas Web y
para utilizar los buscadores. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
INTRODUCCIÓN
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El texto de Química 2º Medio, fue concebido como una
herramienta de trabajo e información permanente para el
estudiante, complemento de las actividades pedagógicas que
usted dirija al interior del aula para alcanzar los aprendizajes
esperados. No se trata entonces de un compendio de química
general o de un texto que puede ser trabajado por un
estudiante en solitario, por el contrario, está basado en los
principios colaborativos y de responsabilidades individuales del
trabajo en equipo, así como, en la indagación y en los
fundamentos de la resolución de problemas.
En su estructura, los estudiantes encontrarán un lenguaje de
fácil lectura, que sin ensalzar y sobre exponer sin sentido el
léxico científico ni alejarse de él, logra establecer el equilibrio
necesario para alcanzar los aprendizajes esperados mediante su
enunciado literal, la exposición de la habilidades científicas que
se practicarán en cada una de las actividades propuestas, la
metacognición, la autoevaluación y la coevaluación.
Basado en el decreto ministerial número 220, el texto de
estudio fomenta la formación integral de los estudiantes, en los
ámbitos del hacer, el ser y el valorar. Para ello se ha organizado
en cuatro grandes unidades temáticas: modelo atómico, enlace
químico, química orgánica y disoluciones, en cada una de las
cuales es primordial que los estudiantes identifiquen y valoren
los procesos químicos de su entorno.
Se confía en que el texto así como la guía didáctica, se convierta
en una herramienta de trabajo útil y eficiente para usted y sus
estudiantes, que las estrategias y metodologías empleadas en
la totalidad del texto así como las sugerencias que a
continuación se desarrollan, se conviertan en un medio efectivo
que asegure el logro de los aprendizajes propuestos para este
nivel y, por ende, en la valoración de las ciencias y en particular
de la química, como uno de los pilares que sustentan la
comprensión de los fenómenos naturales y los grandes avances
científicos de nuestra era.
Programa de Química 2° Año de
Educación Media
El programa de Química para el Segundo Año de Educación
Media es organizado por el MINEDUC en tres unidades que
comprenden los temas: modelo atómico de la materia y enlace
químico, química orgánica y disoluciones.
La primera Unidad (modelo atómico de la materia y enlace
químico), correspondientes en este texto a las unidades I
(modelo atómico) y II (enlace químico), se concentra en la
enseñanza de la estructura electrónica del átomo, las
propiedades y del enlace químico, entendiendo que estos temas
son claves para la comprensión del ordenamiento que ocupan
los elementos químicos en el sistema periódico, mostrando a
éste como “referente para organizar y sistematizar una gran
cantidad de información acerca de las propiedades físicas y
químicas de los elementos y compuestos”.
El enlace químico entre átomos de igual o de distinta
naturaleza, determinado por su configuración electrónica
externa, se describe por medio de las estructuras de Lewis. Se
esbozan así los modelos de enlace iónico y covalente, a los que
se agrega una descripción muy simple del enlace metálico.
La unidad relativa a la química orgánica, se organiza a partir de
la idea que, en el sistema periódico, el carbono es un elemento
singular y que en sus combinaciones con hidrógeno y con otros
elementos genera millones de compuestos con muy variadas
estructuras y propiedades, cada uno de los cuales presenta
propiedades físicas y químicas particulares, siendo muchos de
ellos de gran importancia para los diversos seres vivos, así
como para la obtención de productos sintéticos usados en la
vida diaria.
La última unidad está centrada en las disoluciones, cuyo estudio
les permitirá entender que, con poca frecuencia, las reacciones
químicas ocurren por mezcla directa de los compuestos
químicos puros. Por el contrario, en general se dispone de
dichos compuestos en forma de mezclas que contienen una o
más especies de una sustancia (soluto) disuelta en un medio
(solvente), lo que se convertirá en un valioso marco conceptual
para una mejor comprensión de la química del medio ambiente,
considerando que temas tratados en el 1° Año de Educación
Media corresponden a disoluciones, como por ejemplo el aire y
las aguas de mares, ríos y lagos.
A diferencia del programa de primero medio, centrado en temas
concretos y tangibles, el programa de segundo año medio “se
focaliza en forma primordial en modelos o teorías, es decir, en
imágenes o conceptos relativamente abstractos. De aquí que los
modelos, como creaciones humanas, deban ser enseñados en
ese contexto: su concepción, evolución y, desde luego, las dudas
que acompañaron a su polémica interpretación”.
El programa enfatiza que el estudio de los temas desarrollados
en sus unidades se centre en la actividad de los estudiantes,
buscando interesarlos y motivarlos para que se inicien en la
aventura de comprender la química, no sólo desde el punto de
vista fenomenológico, sino que también histórico, además y
considerando las características de los jóvenes que cursan este
nivel, el Ministerio de Educación establece que “se debe insistir
en la importancia de abordar el estudio de la química de una
manera integrada, esto es, como el resultado de un proceso
dinámico que ya tiene una historia de miles de años y que
posee, entre otras, implicaciones éticas, sociales, económicas y
filosóficas”, siendo muy importante que se enfaticen aspectos
utilitarios de la química y la ciencia, que nos permiten una
cierta comprensión del mundo natural y del lugar que el ser
humano ocupa en la naturaleza, lo que va en directa
concordancia con los objetivos fundamentales transversales
(OFT) y su propósito de contribuir a la formación para la vida.
Objetivos Fundamentales Transversales (OFT)
El Ministerio de Educación (MINEDUC) define las finalidades
generales de la educación (MINEDUC, 1998: 7) “referidas al
desarrollo personal y la formación ética e intelectual de los
estudiantes, cuya realización trasciende a un sector específico
del currículum”. Desde esa perspectiva, cada sector o subsector
de aprendizaje tiene como propósito contribuir a la formación
para la vida.
Los Objetivos Fundamentales Transversales definidos en el
marco curricular nacional (Decreto Nº 220), corresponden a una
explicitación ordenada de los propósitos formativos de la
Educación Media en cuatro ámbitos: Crecimiento y
Autoafirmación Personal, Desarrollo del Pensamiento, Formación
Ética, y Persona y Entorno.
El ámbito crecimiento y autoafirmación personal, se refiere a la
formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la
realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Los OFT del ámbito desarrollo del pensamiento, se enfatizan en
las habilidades de investigación y el desarrollo de formas de
observación, razonamiento y de proceder característicos de la
metodología científica, así como las de exposición y
comunicación de resultados experimentales o de indagación,
destacando en las actividades experimentales, la formación de
hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y
medición, de flexibilidad y creatividad en la formulación de
preguntas e hipótesis.
Respecto a los OFT del ámbito persona y su entorno, el
programa plantea el conocimiento de la química como una
herramienta valiosa para la comprensión del entorno natural,
ofreciendo bases de conocimiento para la formación de
actitudes de seguridad en los trabajos experimentales, del
cuidado por la vida y la resolución de los problemas
medioambientales.
Para los OFT del ámbito formación ética, el MINEDUC invita a
prácticas pedagógicas que se expresan en la seriedad y
exhaustividad en el estudio de todos los antecedentes que preceden
al inicio de un trabajo de investigación, así como la honestidad en la
presentación, análisis y discusión de los resultados.
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A lo largo del texto el docente podrá reforzar los OFT mediante el
análisis crítico y cotidiano de la práctica y aplicación de las ciencias
químicas, por lo que es importante establecer una práctica
pedagógica dialogante, medio a través del cual, el profesor podrá
hacer énfasis en los ámbitos de formación de los OFT.
En la planificación curricular se seleccionan en cada una de las
unidades temáticas OFT, con la finalidad de hacer énfasis en
ellos, pero no en contra indicación de reforzarlos a lo largo del
currículum. Para ello se sugiere presentar los OFT a los
estudiantes al inicio de cada unidad como parte de lo que se
espera aprender y compartir a lo largo de la misma,
estableciendo la importancia de autoevaluar y coevaluarlos, en
el desarrollo integral de los estudiantes, basados en la reflexión
de los mismos y sus pares.
Por ende, la siguiente subdivisión corresponde sólo a una guía,
siendo su condición intrínseca ser trabajados, reforzados,
evaluados transversalmente a lo largo de todo el año académico.
Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer
la realidad y utilizar el conocimiento y la información.
Desarrollar habilidades de investigación, formas de
observación, razonamiento y proceder característicos del
método científico.
Valorar la química como una herramienta valiosa para la
comprensión del entorno.
Fomentar la humanidad, sabiendo reconocer que nadie es
poseedor de la verdad.
Desarrollar el interés y la capacidad de conocer la realidad y
utilizar el conocimiento y la información.
Desarrollar la iniciativa personal, la creatividad, el trabajo en
equipo, basados en la confianza mutua y responsable.
Protección del entorno natural como contexto del desarrollo
humano.
El Curriculum Oficial promueve en los alumnos y alumnas, el
desarrollo de competencias fundamentales para la vida:
• Capacidades fundamentales: de lenguaje, comunicación y cálculo.
• Disposiciones personales y sociales: desarrollo de la identidad,
la autoestima, del conocimiento y valoración del cuerpo y la
vida humana, de la solidaridad, del trabajo en equipo, del
autocontrol, la integridad, la capacidad de emprender, la
responsabilidad individual y social.
• Aptitudes cognitivas: capacidades de abstracción, de pensar
en sistemas, de aprender, de innovar y crear.
• Conocimientos básicos: del medio natural y social, de las
artes, de las ciencias y la tecnología, de la trascendencia y de
si mismo.
Objetivos Fundamentales Verticales (OFV)
del programa
El programa del subsector indica que los estudiantes
desarrollarán la capacidad de:
Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de
la materia.
Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la
materia y apreciar el valor explicativo e integrador de los
modelos en ciencia.
Relacionar la estructura electrónica del átomo con su
capacidad de interacción con otros átomos.
Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e
inorgánicos en el contexto cotidiano, y entender las
nociones esenciales de la química orgánica.
Representar moléculas orgánicas mediante modelos
tridimensionales y reconocer los grupos funcionales.
Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas
con algunas de sus propiedades físicas y químicas.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y
escrita acerca de procesos químicos.
Los temas y/o tópicos vienen a enriquecer la experiencia de los
estudiantes a través de las competencias que sirven para la
construcción de los conceptos fundamentales de aprendizaje, lo
que requiere que las actividades de la escuela se realicen de una
secuencia más simple hasta sus representaciones más
complejas que involucran métodos de trabajo y tratamiento de
la información. Entre las habilidades transversales destacan las
que dicen relación con la capacidad de resolver problemas, de
cuantificar, de planificar, de otorgar significados; la capacidad
de trabajar autónomamente, de trabajar en equipo, de
establecer relaciones sociales, de ser flexible y adaptarse frente
a situaciones nuevas, de emplear el computador; la capacidad
de comunicarse, etc.
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Como herramienta de trabajo, la planificación curricular debe
hacer coincidir recursos, contenidos, tiempos, intereses y
destrezas cognitivas de los estudiantes, entre otros factores,
para asegurar el logro de los aprendizajes esperados y, por
ende, de los objetivos fundamentales verticales.
En esencia, la planificación curricular, como su nombre lo
indica, es una organización sistemática y continua de una serie
de “hechos” o “actividades” desarrolladas con una finalidad
específica, en la cual por su carácter operacional, es difícil
imprimir la pasión, el carisma y la trascendencia de la
disciplina.
Por lo anterior, es fundamental la aplicabilidad cotidiana que
usted le asigne a cada uno de los temas tratados, los ejemplos,
la transversalidad y multidisciplinariedad que pueda presentar
a los estudiantes, para maravillarlos y asombrarlos con el saber
de las ciencias químicas.
Cada una de las metodologías, métodos y técnicas propuestas
constituyen una herramienta de trabajo en aula, que como se
indicó con anterioridad, se centra en la indagación, el desarrollo
de habilidades científicas, el trabajo en equipo e individual
eficaz y la heteroevaluación.
La metodología de la indagación se basa en el desarrollo de
cuatro pasos:
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PLANIFICACIÓN CURRICULAR
Etapa 1: “Focalización”
Observación.
Formulación de preguntas de investigación.
Formulación de hipótesis.
Concluir y comunicar resultados.
Evaluación del trabajo realizado.
Etapa 4: “Aplicación”
Recopilar, ordenar datos y discusión de observaciones.
Análisis de las observaciones y discusión de resultados.
Etapa 3: “Reflexión”
Diseño y desarrollo de experiencia.
Registro de observaciones.
Etapa 2: “Exploración”
“No planificar, es planificar para el fracaso”.
Las habilidades científicas a desarrollar y practicar son
expuestas en el texto en cada una de las actividades (ciencia en
acción, desafío científico y revisemos lo aprendido) que el
alumno – alumna desarrollará, además de conocerlas el
estudiante podrá evaluar su desempeño respecto a ellas y el
docente contará con tablas de especificaciones para los
aprendizajes esperados y listas de apreciación para evaluarlas a
través de indicadores (presentadas en cada unidad).
Ha sido propuesto en las páginas de inicio del Texto para el
Estudiante como sistemas de eficiencia y eficacia, que el
alumno – alumna puede autoevaluar y coevaluar, en función
del logro de los objetivos propuestos. Haciendo énfasis en la
responsabilidad, el compromiso, la honestidad y la tolerancia,
como virtudes que hacen exitoso el trabajo.
La planificación curricular propuesta a continuación supone la
ejecución de cuarenta semanas lectivas, las que atendiendo a la
realidad particular de un establecimiento, puede adecuarse en
tiempos, pues:
• Las actividades de laboratorio han sido propuestas para que
los estudiantes las desarrollen en una clase de dos horas
pedagógicas, tiempo que puede ser disminuido si el docente
realiza la misma actividad con carácter demostrativo.
• En las tres primeras unidades, la actividad de autoevaluación
ha sido considerada una actividad de aula, asignándosele una
duración de dos horas pedagógicas. Sin perder su finalidad,
esta actividad puede ser desarrollada por el estudiante fuera
del aula, como una “tarea”.
• Se ha considerado en la planificación tiempos reales,
generalmente dos horas pedagógicas, incluida la aplicación
de instrumentos de evaluación.
• Atendiendo a la necesidad pedagógica, técnica y
administrativa de evaluar sumativamente mediante una
calificación, se han sugerido trabajos de diversa índole como
evaluaciones sumativas.
• Según lo estipulado por el Ministerio de Educación para el
Sector de Ciencias Naturales, Subsector de Química en el
segundo año de Educación Media, se presenta la siguiente
planificación anual, posteriormente desarrollada por unidad y
tema, en la presente guía.
Modelo pedagógico del texto:
El texto de 2° año de Educación Media fue elaborado
considerando un modelo pedagógico que responde a las
siguientes características, según sus elementos constitutivos:
Enfoque curricular caracterizado por su flexibilidad,
pertinencia, transversalidad, investigativo e integrado.
Con el propósito de generar en el alumno – alumna interés
por comprender conceptos generales que le permitan
describir y explicar hechos cotidianos, así como desarrollar
habilidades científicas gracias a una metodología basada en
su participación activa en el proceso de aprendizaje y la
valoración de química como un recurso y herramienta al
servicio del bienestar del hombre y la naturaleza.
Cuyo contenido y secuencia están íntegramente definidos
en el programa elaborado por el Ministerio de Educación y
ha sido abordado con una propuesta didáctica basada en la
indagación, la participación, investigación y reflexión, en el
Texto para el Estudiante. Entendiendo que en la matriz de
planificación por unidad usted encontrará:
• Objetivos Fundamentales: enuncian los conocimientos y
competencias que el MINEDUC a través del programa de
estudio para los jóvenes de ese nivel educativo.
• Contenidos: en referencia a los Contenidos Mínimos
Obligatorios (CMO) hacen referencia a los conocimientos
que los estudiantes deben alcanzar en cada unidad
temática.
• Objetivos Fundamentales Transversales: propósitos
formativos de la Educación Media, referidos a los cuatro
ámbitos de formación mencionados con anterioridad.
• Aprendizajes Esperados: logros específicos que los
estudiantes deberán obtener al finalizar una unidad,
según programa elaborado por el MINEDUC.
• Sugerencias Metodológicas: recomendaciones de
aplicación de métodos y técnicas específicas para cada
tema.
• Recursos: se refiere a los materiales e instrumentos que
usted necesitará para aplicar las sugerencias
metodológicas.
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(2) Texto de pág. 6
Con un método, que centra su acción en el aprendizaje
activo del alumno – alumna, haciéndole centro único del
proceso de aprendizaje y que busca el desarrollo de
competencias y habilidades intelectuales y procedimentales
propias del quehacer científico, caracterizándose por:
• Aplicar una metodología interactiva.
• Considerar la activación de las experiencias y
conocimientos previos de los estudiantes, como punto de
partida en la adquisición de nuevos conocimientos.
• Proponer actividades teóricas, prácticas y experimentales,
que le permiten conectar sus conocimientos previos con
los nuevos contenidos, así como comprobar su adquisición.
• La metacognición, entendida como la capacidad que
tenemos de autorregular el propio aprendizaje, es decir,
de planificar qué estrategias se han de utilizar en cada
situación, aplicarlas, controlar el proceso, evaluarlo para
detectar posibles fallas, y como consecuencia, transferir
todo ello a una nueva actuación. Lo que implica ser capaz
de tomar conciencia sobre la manera de aprender y
comprender; y la regulación y control de las actividades
que se realizan durante su aprendizaje.
Con recursos de diversos tipos, haciendo énfasis en el uso de
las TICS, la experimentación, la metacognición y el trabajo
colaborativo.
Un sistema de evaluación, que incluye la evaluación
diagnóstica, formativa, sumativa y la auto y coevaluación.
Considere, además, la presencia de ciertos componentes:
• Búsqueda de indicios de aquellos procesos o elementos
sobre la adquisición de determinadas competencias por
parte de los alumnos (as).
• Forma de registro y análisis a través de varios
instrumentos que permitan análisis de la información.
• Criterios para establecer la comparación del proceso
de evaluación.
• Juicio de valor que permitan juzgar el avance del proceso
de aprendizaje.
• Toma de decisiones para llevar a cabo los procesos de
evaluación, según los propósitos o finalidades que se
persiguen con la evaluación propuesta.
Para apoyar la evaluación, se ha elaborado una tabla de
especificaciones, en cada uno de los temas, que oriente el uso
de los instrumentos de evaluación propuestos en el texto del
estudiante relacionándolos con los aprendizajes esperados de
cada CMO y los indicadores de logro de la evaluación.
El aprendizaje incluye el desarrollo de habilidades,
cognición, metacognición y afecto, que permiten el
desarrollo integral del estudiante.
En relación a las habilidades que el texto pretende desarrollar
en los alumnos(as) están los siguientes ámbitos:
• De investigación de información:
- Capacidad de identificar, procesar y sintetizar
información de una diversidad de fuentes.
- Organizar información relevante.
- Revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y
perspectivas.
- Suspender los juicios en ausencia de información
suficiente.
• De indagación científica:
- Observación
- Descripción
- Comparación
- Formulación de preguntas
- Planteamiento de hipótesis
- Formulación de predicciones
- Diseño de experimentos
- Medición, registro y análisis de datos
- Interpretación, sistematización y comunicación de
resultados
• Habilidades comunicativas:
- Exponer ideas, opiniones, convicciones, sentimientos y
experiencias de manera coherente y fundamentada.
- Uso de diversas y variadas formas de expresión.
• Resolución de problemas:
- Aplicación de principios, leyes generales, conceptos
y criterios.
- Abordar situaciones de manera reflexiva y metódica a
nivel cotidiano, familiar, social y laboral.
• Análisis, interpretación y síntesis de información y
conocimientos:
- Establecer relaciones entre los distintos sectores de
aprendizaje.
- Comparar similitudes y diferencias.
- Entender el carácter sistémico de procesos y realizar
proyectos.
- Pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje.
- Manejar la incertidumbre.
- Adaptarse a los cambios en el conocimiento.
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RECURSOS DEL TEXTO Y ORIENTACIONES
GENERALES PARA USO EFECTIVO
El texto como herramienta de estudio y trabajo para los
estudiantes, así como apoyo didáctico para el profesor, contiene
actividades de desarrollo individual y grupal que pueden ser
aprovechadas por usted considerando que existen los siguientes
recursos a lo largo de cada unidad:
• Presentación general del texto: páginas introductorias que
incluyen tres grandes temas. Es importante que usted inicie
las actividades del año académico comentando con sus
estudiantes los pasos de la metodología de la indagación y,
por ende, el valor de sus experiencias y conocimientos previos
en la adquisición de nuevos conocimientos, así como el
desarrollo y práctica de habilidades científicas, en el trabajo
individual y en equipo.
• Primera página “la enseñanza de las ciencias”, tiene por
finalidad que el estudiante reconozca las etapas de la
metodología de la indagación, la que aplicará a lo largo del
texto y especialmente al inicio de cada unidad o tema.
• “Las normas de seguridad en el laboratorio”, son 16
recomendaciones generales que abarcan el manejo de
reactivos, materiales e instrumentos, además de aseo, orden y
trabajo en equipo, para que el trabajo en laboratorio sea un
espacio educativo seguro. Se indica que éstas son
complementarias a las normas que usted como docente
pueda definir. Es importante que usted elabore un protocolo
de trabajo en el laboratorio, complementando las normas
enunciadas, con aquellas que obedezcan a la estructura
espacial (aula o laboratorio) en la que sus estudiantes
trabajarán las actividades experimentales.
• “Habilidades científicas” en la cuales se detallan y definen las
habilidades que serán trabajadas, mediante un lenguaje
sencillo que le permitirá al estudiante identificarlas
posteriormente, según las actividades que esté desarrollando.
Se agregan además recomendaciones para un trabajo
individual o en equipo exitoso, haciendo énfasis en la
responsabilidad, organización, coordinación y la rotación de
roles. Se sugiere que usted haga énfasis en cada una de las
habilidades enunciadas en cada una de las actividades
propuestas o elaboradas por usted, recuerde que es
primordial que los estudiantes las conozcan para una
autoevaluación y una metacognición efectiva.
Presentación de la Unidad y Tema: introducción que
junto a imágenes representativas y motivadoras presenta el
tema abordado por la unidad o el tema, indicando los
contenidos y los aprendizajes esperados.
Se sugiere introducir cada Unidad discutiendo un hecho
cotidiano o aplicación específica, por ejemplo utilizando
imágenes que ilustren los temas propuestos en las
actividades exploratorias de cada tema o unidad. Partir de
ellas, motivar a los estudiantes a responder los
cuestionamientos planteados y generar debate en torno a
las imágenes, para luego dar inicio a la actividad de “ciencia
en acción”.
Ciencia en acción: actividades para desarrollar en grupo o
en forma individual, que le permitirán al estudiante un
acercamiento práctico a los contenidos a partir de las
experiencias previas, el desarrollo y práctica de diversas
habilidades científicas (enunciadas en el lateral). Cada una
de ellas ha sido elaborada considerando 9 pasos, los que en
los primeras actividades propuestas son explicadas, para
posteriormente dar autonomía al estudiante en su
aplicación y desarrollo, pasando desde actividades guiadas a
semi-guiadas y autónomas:
Paso 1. La observación.
Paso 2. La formulación de preguntas de investigación.
Paso 3. La formulación de hipótesis.
Paso 4. El diseño experimental.
Paso 5. El registro de observaciones.
Paso 6. Recopilación y recolección de datos.
Paso 7. Análisis de resultados.
Paso 8. Elaboración de conclusiones y comunicación de
resultados.
Paso 9. Evaluación del trabajo realizado.
Estas actividades han sido ideadas con la finalidad de que
los estudiantes indaguen creativamente fenómenos y
hechos cotidianos, que lo incentivarán a estudiar los temas
propuestos como una forma de dar respuesta científica a lo
observado. En este contexto es imprescindible que el
docente enseñe, observe y corrija la práctica segura y el
manejo adecuado de materiales, instrumentos y reactivos,
así como el cumplimiento de las medidas de seguridad.
Tal como postula el MINEDUC, un lugar importante en el
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programa de química está ocupado por el cuidado del
medio ambiente, razón por la cual en cada actividad se
realizan recomendaciones a los estudiantes respecto al uso y
eliminación de los reactivos, con la finalidad de educar una
juventud responsable, consecuente, respetuosa de sí misma
y de la sociedad, recomendaciones en las que usted debe
hacer énfasis y valorar.
Para la comunicación de los resultados experimentales, se
enseña a los estudiantes diferentes técnicas, entre ellas
elaboración de informes de laboratorio, dípticos o trípticos
informativos y paneles.
Metacognición: sesión orientada hacia la reflexión sobre el
propio aprendizaje, aplicada a través de preguntas guías
que entregan al estudiante un espacio de reflexión respecto
al logro de los aprendizajes, objetivos de actividades y
desarrollo de habilidades. Se sugiere que usted enfatice el
desarrollo de esta sesión, mediante la formalización de la
misma en un espacio específico del cuaderno del subsector
(por ejemplo un lateral o las últimas páginas), considerando
la relevancia de los procesos metacognitivos en el
aprendizaje.
Sabías que: texto de pequeña extensión ubicados en los
laterales que le permitirán comentar con los estudiantes
“datos anecdóticos y curiosos”, además de establecer nexos
con los Objetivos Fundamentales Transversales, relacionados
especialmente con la valoración del trabajo científico
individual y en equipo, la responsabilidad, el esfuerzo, la
constancia, la comunicación y el respeto por el trabajo de
otros, entre otros.
Más que química: texto de pequeña extensión que
relaciona el contenido trabajado con el contexto histórico así
como la importancia de su aplicación en el mundo actual, a
través de estos se otorga a los estudiantes y, en especial, a
usted una valiosa herramienta para valorar las ciencias
químicas en la explicación de fenómenos y hechos
cotidianos y actuales.
Desafío científico: actividades individuales o grupales, en
las que se explicitan las habilidades a desarrollar con el fin
de que el estudiante indague según su experiencia y
conocimientos previos o compruebe el logro de los
aprendizajes. Su ejecución constituyen para usted una
herramienta de evaluación formativa, pues a través de su
ejecución podrá monitorear el desempeño de los
estudiantes, orientar el trabajo, establecer un trabajo
personalizado atendiendo a las necesidades específicas de
un estudiante o de su grupo.
Lectura científica: texto de mediana o larga extensión
presentado al final de cada tema, que articula los
contenidos tratados en la aplicación a un texto de corte y
lenguaje científico. Para su total aprovechamiento
pedagógico se incluyen preguntas “para la reflexión”, las que
invitan al estudiante a aplicar los aprendizajes logrados en
su análisis, además de establecer nexos con otros
subsectores como la Historia, la Biología y la Matemática, lo
que le permitirá a los estudiantes valorar la
interdisciplinariedad. Para ello se sugiere que genere
actividades de debate y/o de plenario (según corresponda)
en torno a estas lecturas.
Revisemos lo aprendido: actividad de evaluación y
autoevaluación presentada al final de cada tema, que tiene
por finalidad permitir al estudiante revisar a través de su
desarrollo todos los aprendizajes esperados y contenidos
tratados en la extensión de un tema. Para el docente se
convierte en actividades – taller, que pueden ser
desarrolladas durante una clase y como actividad de
evaluación formativa, para lo cual el docente deberá (en
aquellas actividades de mayor extensión) seleccionar
algunas actividades en función del tiempo con el
que cuente.
Estas actividades presentan en su estructura diversos
recursos tales como preguntas abiertas, ítems objetivos,
desarrollo de ejercicios, entre otros y uno transversal a todas
las unidades denominado “autoevaluación”, presentado
como un momento de reflexión personal respecto al logro
de los Aprendizajes esperados y Contenidos Mínimos
Obligatorios asociados a cada unidad.
Trabajos en equipo: están diseñados para el ejercicio
permanente del trabajo responsable comunitario y la suma
de los esfuerzos por conseguir los resultados esperados.
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Estos son planteados cada vez que lo contendidos requieren
ser discutidos una vez internalizados por los estudiantes o
cuando la puesta en escena de sus experiencias y
conocimientos previos enriquecerán y dan puntos de partida
a los temas tratados. Es necesario que el docente realice una
actividad de monitoreo, supervisando que la discusión se
centre en los temas establecidos y que el lenguaje, así como
las conclusiones obtenidas se organicen en el marco y con el
lenguaje científico correspondiente. Un recurso valioso
entregado por el texto son las instancias de evaluación del
trabajo en equipo y a partir de su análisis las estrategias que
los estudiantes diseñan y se comprometen a poner en
práctica para mejorar constantemente este sistema de
trabajo, por ello, se sugiere que el docente formalice el
recurso, mediante la utilización de plenarios, conversación
directa y/o la inclusión de las conclusiones y estrategias en
informes de laboratorio, dípticos, paneles informativos,
entre otros.
Trabajos individuales: están diseñados para el refuerzo
permanente de los aprendizajes esperados y han sido
propuestos en el texto como desafíos. La finalidad
inmediata de estos últimos es que el estudiante compruebe,
en forma inmediata, la comprensión de los temas tratados.
Uso del texto como referencia: fomentar en los
estudiantes la revisión constante del texto, introduciéndolos
a la clase siguiente, entregándoles preguntas breves
respecto a los temas que serán tratados. Asimismo, la
búsqueda de información en la bibliografía complementaria
y en los sitios Web indicados, especialmente en aquellos
donde es posible encontrar modelos tridimensionales,
simulaciones u otros.
Síntesis de unidades: utilizando diversos recursos
(esquemas, mapas conceptuales, resúmenes, entre otros) se
presentan conceptos claves trabajados en la unidad. Se
sugiere que usted la utilice en el aula como una forma de
cerrar el ciclo de contenidos o en su defecto, como una
instancia de estudio personal. No olvide replantear los
aprendizajes esperados al presentar la síntesis de la unidad,
de manera tal que los estudiantes evidencien en su proceso
de aprendizaje las estrategias utilizadas y el nivel de logro
alcanzado.
Camino a: página en la que se presentan preguntas
diseñadas con la metodología SIMCE y que abarcan el
aprendizaje conceptual, de aplicación y estratégico. Su
desarrollo le permite a sus estudiantes desarrollar
habilidades en función de los contenidos estudiados,
similares a las que empleara en la Prueba de Selección
Universitaria o en pruebas internacionales si corresponde.
En Internet: corresponde a páginas recomendadas de
Internet en el contexto del contenido estudiado, en ellas el
estudiante encontrará animaciones explicativas,
profundización de temas, ejemplos y/o ejercicios para
desarrollar en línea.
Para el docente, la Internet es un recurso muy valioso, que
debe ser usado y aprovechado al máximo, verificando la
veracidad de la información allí entregada y velando por el
correcto uso del recurso por parte de los estudiantes.
Cada una de las secciones tiene un sentido en sí misma, sin
embargo, todas en su totalidad contribuyen a que los
estudiantes logren los aprendizajes esperados, propuestos
por el currículo nacional. Se aconseja seguir el orden
preestablecido por el texto, pues de alguna forma la
presentación de actividades obedece a la adquisición de
conocimientos previos que serán necesarios para el
desarrollo de las tareas futuras.
Es recomendable hacer uso de todos los recursos presentes
en el texto, para cada uno de ellos encontrará las
orientaciones necesarias para utilizarlos exitosamente.
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(Ideas extraídas de “Internet un nuevo recurso para el aula”
http://sistemas.redenlaces.cl/portal_enlaces/sitios/manual_internet/manual.html
Aplicado a la educación, el uso de Internet posibilita, a través de
nuevos medios, satisfacer en gran medida las necesidades de
información, tanto en contenidos como en metodologías y
recursos, lo que permite inferir que el mayor valor de esta red
para la educación consiste en ser un sistema de difusión del
conocimiento y un espacio de encuentro y colaboración,
aspectos imprescindibles en los desarrollos educativos. La
rapidez y distribución de información en la red hace posible
establecer proyectos comunes entre personas de grupos
diferentes, conformando instancias de trabajo que superan las
barreras geográficas, sociales, económicas y culturales.
Entre las ventajas más evidentes que promueve el uso de
Internet podemos considerar:
• Estimula el uso de formas nuevas y distintas de aprender y
construir conocimientos.
• Facilita el aprender de otros y con otros.
• Estimula destrezas sociales y cognitivas.
• Facilita el aprender haciendo, construyendo cosas y
resolviendo problemas.
• Aporta con nuevas herramientas de apoyo a la realización de
trabajos colaborativos; diseño, desarrollo y evaluación de
proyectos, trabajo interdisciplinario y experimentación.
• Estimula el trabajo global e interdisciplinario.
En resumen, Internet es un medio potencialmente muy
poderoso para apoyar los procesos de enseñanza y aprendizaje
de un establecimiento escolar. También puede ser una
herramienta muy efectiva para el desarrollo personal y social de
educadores y educandos. Es un medio que está en empresas y
servicios de todo el mundo y también, crecientemente, en los
hogares, dada la cantidad y variedad de contenidos y servicios
que ofrece.
¿Por qué Internet puede ser un recurso pedagógico
valioso?
• Internet, en sí misma, es una poderosa herramienta que
asombra y motiva.
• Internet es, en la actualidad, el mayor reservorio de
información que existe en el mundo.
• Los contenidos se actualizan en forma continua y es posible
acceder a ellos en cuestión de minutos.
• Facilita el conocimiento de otras culturas y realidades.
• El tiempo y el espacio ya no tienen la relevancia de la escuela
tradicional, ya que se puede acceder muy fácilmente a
personas y/o recursos lejanos.
• Evita el aislamiento propio de los colegios, junto con
favorecer el trabajo colaborativo a distancia.
• Permite la consulta a expertos o profesionales para la
resolución de problemas o profundización en contenidos de
investigación.
• Los estudiantes se manejan con el mismo tipo de
herramientas que utilizan los adultos en su trabajo, evitando
así la tan temida disociación escuela/sociedad.
¿Por qué Internet puede ser útil para el trabajo del
profesor o profesora?
A los(as) profesores(as) les permite:
• Recopilar información relacionada con un tema, contenido o
habilidad que se esté desarrollando en clases.
• Encontrar documentos de primera fuente.
• Contactarse con los autores de obras en diversas áreas y
obtener información de ellos.
• Encontrar fundamentos y complementos a las ideas propias.
• Colaborar con otros(as) profesores(as) en la elaboración de
proyectos y actividades.
• Encontrar y compartir planificaciones curriculares que apoyen
el desarrollo de una clase.
• Descubrir oportunidades de desarrollo profesional accediendo
a material e información actualizados.
• Contactarse con el resto de la comunidad (padres,
apoderados, instituciones, otros docentes, etc.).
FUNDAMENTOS SOBRE EL USO DE INTERNET
¿Por qué Internet puede ser útil para el trabajo de los
estudiantes?
A los estudiantes les permite:
• Aprender acerca de un tema, conociendo las diferentes
perspectivas y opiniones que hay acerca de éste.
• Investigar temas de interés.
• Desarrollar estrategias de investigación.
• Entender acontecimientos actuales accediendo a información
de primera fuente.
• Crear proyectos utilizando los servicios disponibles en Internet
(correo, web, listas, etc.).
• Unirse a un proyecto que se esté desarrollando a través de la
red (correo, web).
• Contactarse con estudiantes de distintas etnias, culturas y
realidad socio-cultural.
• Contactarse con autores de obras de diversas áreas.(Tomado de Cap. 1 Internet, beneficios para la educación)
“Es recomendable integrar a los estudiantes lo antes posible, en
la medida que el profesor se sienta con la confianza para
hacerlo. Recuerde que con estas nuevas tecnologías los niños y
jóvenes son aprendices mucho más veloces que los adultos, así
que la incorporación temprana de ellos le permitirá incluso
contar con un ‘apoyo técnico‘ a la mano.”(Tomado de Cap. III Usos pedagógicos de Internet)
Tenga presente que las direcciones de páginas Web están en
constante evolución, algunas desaparecen tan rápido como
aparecen. Es por esto que se sugiere chequear las direcciones
propuestas para el trabajo de los estudiantes antes de dar inicio
a una investigación, exploración, etcétera. (Adaptado de Cap. V Integrando Internet a los sectores de aprendizaje)
Para mayores referencias se sugiere leer:
• “Manual de alfabetización digital” que aparece en la
página Web.
http://www.enlaces.cl/Despliegue_Contenidos.php?
id_seccion=1&id_contenido=31#a2
• Consejos para abordar con sus estudiantes el uso de Internet y
la información que allí aparece.
http://www.enciclopedia-sm.com/youandinternet.asp
#topsearchtips
• “Ministerio de Educación incentiva uso seguro de Internet
para niños” (artículo 09/06/05).
http://www.mineduc.cl/index.php?id_contenido=1076&id
_seccion=10&id_portal=1
Instructivo para acceder a páginas Web y para utilizar losbuscadores• Instrucciones para acceder a una página web:
Encender el computador.
Hacer doble clic en el navegador o browser con el que
cuente el programa que se está utilizando.
Apretar en la esquina superior derecha de la ventana
desplegada, en el ícono , que significa “Maximizar”, de
modo que se abra completamente la pantalla.
Colocar el cursor del mouse en la barra de direcciones
y hacer un clic, de modo de
seleccionar lo que está escrito.
Escribir en el teclado del computador la página que se desea
explorar. Comenzar colocando “www.” y finalizar con “.cl”,
“.com” u otra, según corresponda.
Apretar la tecla “enter” y esperar a que se
descargue completamente la página.
En caso de que arroje algún error como “Page not found”:
PASO 1: Verificar en la barra de direcciones que esté
correctamente escrita la dirección de la página.
PASO 2: Apretar en la barra de herramientas el ícono ,
que significa “Actualizar”, para que se vuelva a cargar
la página Web.
PASO 3: Cerrar la página de Internet (apretar en la esquina
superior derecha, el ícono ) y volver abrir el
programa siguiendo los pasos anteriores.
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Utilizar la barra de herramientas y las barras secundarias,
vertical u horizontal, para navegar por la página.
Ubicar dentro de la página Web el botón que dice “Buscar” y
escribir en el recuadro adjunto la palabra que sintetiza el
concepto que se desea. Se recomienda ser específico. Si no
se obtienen resultados, es conveniente utilizar sinónimos,
frases sin ilativos o un concepto más amplio que el que se
busca, de modo de tener más posibilidades de encontrar
resultados positivos.
Si debajo del recuadro de búsqueda aparecen alternativas
como: la web, en español u otras, se debe marcar colocando
el cursor del mouse en la alternativa que se desea y luego,
haciendo clic sobre éste. Cabe destacar que la alternativa “la
Web” incluye sitios en inglés u otros idiomas.
Luego, apretar el botón “Buscar” y esperar que arroje los
resultados. Estos pueden aparecer como link (acceso directo
a otra página web, generalmente en color azul y subrayado)
o como texto html, Acrobat u otro programa informático.
Revisar uno a uno los resultados encontrados para
seleccionar aquellos que sean útiles. En caso de que sean
como link, se debe hacer doble clic con el botón del mouse
sobre éste.
La importancia de hacer uso de las herramientas que
proporciona Internet permite que tanto alumnos(as) como
docentes se mantengan integrados a la Sociedad del
Conocimiento y a las Tecnologías de la Información, a su vez,
exige cumplir con ciertos estándares e indicadores que
permiten evaluar dicho dominio. Para alumnos(as) de Segundo
año medio, considerando el mapa de progreso K-12 con sus
indicadores de logro del dominio de las TICS, de acuerdo a sus
dimensiones: Tecnológica, Información, Comunicación y Ética.
Su descripción es:
- Utiliza y combina distintos programas como procesador de
texto, planillas de cálculo, plantillas de presentación, y
dispositivos periféricos, para desarrollar productos
multimediales simples (glosario).
- Recupera información de Internet en forma autónoma
utilizando buscadores especializados y metabuscadores.
Evalúa la información utilizando los criterios específicos de la
calidad de la información electrónica.
- Publica información propia en plataformas virtuales, como
blogs y retroalimenta a otros.
- Conoce la regulación legal de utilización del espacio virtual
y las normas de seguridad de la red y aplica criterios de
buenas prácticas.5
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INSTRUCTIVO PARA ACCEDER A PÁGINAS WEB
Y PARA UTILIZAR LOS BUSCADORES
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIATEM
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Unidad Modelo atómico de la materia.
Tema El átomo.
Objetivos Fundamentales de la UnidadComprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.
Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia y
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer la realidad
y utilizar el conocimiento y la información.
Reconocer que toda la materia consiste en
combinaciones de una variedad de átomos que están
constituidos por un núcleo y electrones, e identificar los
dos elementos más abundantes en el Universo, en la
corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano.
Naturaleza
eléctrica de la
materia.14 a la 18
Conocer la descripción elemental de algunos
modelos atómicos precursores de la teoría moderna
del átomo y valorar su importancia histórica.
Modelos
atómicos.19 a la 24
Todos los indicados anteriormente.
Solicite a los estudiantes desarrollar la actividad Revisemos lo aprendido de
las páginas 38 y 39 del Texto para el Estudiante.Todos los
indicados
anteriormente.
38 y 39Evaluación. Emplee la tabla de especificaciones para elaborar un
instrumento de evaluación.
Relacionar el número de protones en el núcleo con
un determinado elemento del sistema periódico;
estableciendo que el número de electrones en el
átomo neutro es igual al número de protones en el
núcleo, y aplican este principio a la determinación de
la carga eléctrica de iones monoatómicos.
Inicie la actividad comentando con los estudiantes los resultados obtenidos
en el Desafío científico de la página 24. Busque cuatro estudiantes que
deseen mostrar y comentar su trabajo con el curso.
Basado en los aportes de los modelos atómicos y sobre la base del modelo
atómico actual, comente con los estudiantes la estructura atómica del sodio
(ejemplo citado en el Texto para el Estudiante).
Estructura
atómica.25 a la 28
Conocer los nombres y símbolos de los primeros diez
elementos del sistema periódico, construir sus
configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su
posición dentro del período, hacer una predicción
razonable acerca de si sus características serán
metálicas o no metálicas.
Asignar a los átomos de los elementos de los grupos
1, 2, 16, 17 y 18 configuraciones electrónicas
externas y un comportamiento químico
característico.
Invite a los estudiantes a desarrollar el Desafío científico de la página 34 y 36 a
modo de taller, para lo cual será necesario que ellos lean la información
disponible en las páginas 29 a la 33.
Se recomienda que los estudiantes desarrollen la actividad en forma individual,
Modelo
mecano -
cuántico.
29 a la 34
Inicie la clase comentado los resultados obtenidos por ellos en el Desafío
científico desarrollado la clase anterior. Para la revisión de los trabajos y una
retroalimentación focalizada, utilice la tabla de especificaciones entregadas
en esta misma guía, en la que se establece relación entre las preguntas,
indicadores y aprendizajes esperados, gracias a este instrumento usted
35 y 36
Invite a los estudiantes a formar grupos para leer la Revista Científica.37
Se recomienda preparar una presentación Power Point con las imágenes más
representativas de la evaluación de los modelos atómicos, como son: tubos de
descarga, modelo de Thomson, trabajos y modelo atómico de Rutherford, trabajos
y modelos de Bohr. En la página 22 encontrará la dirección
http//:personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/historiaatomo.htm, podrá encontrar
material muy ilustrativo del proceso de construcción del modelo actual del átomo.
Usted puede introducir la unidad desarrollando la actividad Exploremos
en nuestras experiencias y conocimientos con los estudiantes, mediante
lluvia de ideas.
Explicite a los estudiantes los aprendizajes esperados y los temas que
serán vistos en esta unidad.
Motive el trabajo para el desarrollo de la primera actividad experimental
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Tiempo duración de la Unidad 15 semanas (15 clases) / 30 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema 8 semanas (8 clases) / 16 horas pedagógicas
apreciar el valor explicativo e integrador de los modelos
en ciencias.
Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interaccionar con otros átomos.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Desarrollar habilidades de investigación, formas de observación,
razonamiento y proceder característicos del método científico.
Valorar la química como una herramienta necesaria para la comprensión del entorno.
Fomentar la humanidad sabiendo reconocer que nadie es poseedor de la verdad.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
Ciencia en acción (página 15). Esta es una oportuna ocasión para comentar con los estudiantes las
primeras páginas del Texto para el Estudiante, sobre las normas de seguridad en el laboratorio, la
rigurosidad del trabajo científico y el trabajo en equipo.
Para guiar las actividades de los estudiantes durante el trabajo experimental lea las sugerencias de esta
guía en la página 20.
Puede evaluar el trabajo de los estudiantes gracias a la elaboración del Díptico informativo.
90 min.Y para comenzar, pág. 14Ciencia en acción, pág. 15
Formativa
sumativa
90 min.Desafío científico, pág. 22Desafío científico, pág. 23Desafío científico, pág. 24
Formativa
Esto les permitirá a los estudiantes prepararse para la evaluación final del tema. 90 min.Revisemos lo..., pág. 38Autoevaluación, pág. 39
Formativa
Se presenta en las páginas de esta guía didáctica tres instrumentos de evaluación del tema 1 (instrumento
de evaluación Nº 1, Nº 2 y Nº 3), todos fotocopiables, en las páginas 35, 38 y 40 respectivamente.90 min.
Instr. de eval. 1, pág. 35Instr. de eval. 2, pág. 38Instr. de eval. 3, pág. 40
Sumativa
Durante esta clase usted deberá explicar el concepto y comportamiento característico de los iones
monoatómicos.
Luego de explicados los conceptos fundamentales indique a los estudiantes formar equipos de trabajo para
desarrollar la actividad Desafío científico de las páginas 27 y 28.
Cierre la clase revisando ejercicios tipo con la colaboración de los estudiantes, por ejemplo los ejercicios a, d
y f de la 1° pregunta, el a y b de la segunda y a y b de la tercera.
90 min.Desafío científico, pág. 27 y 28
Formativa
90 min. Desafío científico, pág. 34 Sumativa
tendrá plena claridad respecto en qué aspectos (indicadores de logro) los estudiantes presentan
deficiencias.
Revise junto a los estudiantes el concepto de configuración electrónica, desarrolle a modo de ejemplo los
mismos ejercicios desarrollados en el Texto para el Estudiante.
Solicite a los estudiantes desarrollar como actividad el Desafío científico de la página 36.
90 min. Desafío científico, pág. 36 Sumativa
Para el desarrollo de ésta, lea las sugerencias metodológicas propuestas en la página 28 de esta guía. 90 min. Revista científica, pág. 37 Sumativa
No obstante lo anterior, permítales intercambiar ideas y respuestas, con otros estudiantes y el docente.
Revise junto a los estudiantes, a modo de plenario, las respuestas entregadas por ellos, y corrija posibles errores.
Una vez corregidos los errores solicite a los estudiantes entregar los resultados en un informe.
Presente a los estudiantes la historia del átomo. Recuerde conectar los conocimientos que los estudiantes
adquirieron gracias a la práctica experimental con las conclusiones del experimento de Thomson.
Una vez presentados los modelos atómicos, invite a los estudiantes a trabajar en grupos los Desafíos científicos de
las páginas 22 y 23. Revíselos durante la clase y dé como actividad personal de trabajo en el hogar el Desafío
científico de la página 24.
Sugerencias metodológicas
Motivación (Actividad exploratoria y
ciencia en acción)
Para introducir el tema se propone que los estudiantes discutan
respecto a los fenómenos de electrización. Puede emplear las
imágenes disponibles en el texto (laterales) o en su defecto
hacer las experiencias allí señaladas (frotar objetos de lana,
plástico) y provocar atracción en objetos de menor tamaño, por
ejemplo papeles picados.
Permita a los estudiantes comentar sus opiniones en un
plenario y luego trabaje sobre la base de las ideas de los
jóvenes respecto a nociones de carga eléctrica, electrización,
frotamiento, atracción y repulsión.
Recuerde que es imprescindible para el aprendizaje de los
estudiantes presentar los aprendizajes esperados; se considera
propicio explicitarlos después del desarrollo de las actividades de
indagación a fin de establecer relaciones entre las experiencias y
conocimientos previos con los aprendizajes que lograran.
Trabajo con preconceptos
Esquema de la materiaQue los estudiantes completen el esquema propuesto le permitirá
verificar el dominio de aprendizajes esperados correspondientes al
programa de 8° Año de Educación Básica. Durante su desarrollo
procure que los estudiantes comprendan que la carga del neutrón
tiene carga eléctrica y que ésta es neutra, puesto que se confunde
el concepto carga cero con “no tener cargas”, recuerde que el
neutrón sí tiene cargas, de hecho una positiva y una negativa que
al verse atraídas entre sí se anulan.
Página 14
bPáginas 14 y 18
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Compuesto Elemento
Átomo
Núcleo
Protón Neutrón Electrones
Positiva Neutra Negativa
Corteza
TEM
A 1
18
Materia
varios distintos varios iguales
constituida por
están
carga carga carga
están
presentaen su estructura
UN
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D 1
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Trabajo con decimales en la determinación de laestructura atómicaEn la determinación de la estructura atómica se indica al
estudiante que se trabajará con el Número Másico como un
número entero por aproximación. Siendo probable que ellos no
tengan claridad respecto como se debe hacer este
procedimiento.
Por ello, se sugiere que usted recuerde a los estudiantes que la
aproximación se realiza teniendo presente el valor del primer
decimal (número inmediatamente después de la coma). Si éste
es igual o superior a 5 se debe aproximar al número entero
siguiente, por lo contrario si es menor se debe aproximar al
número entero antecesor.
Por ejemplo, si el valor de A para el sodio (Na) es 22,99,
considerando que el primer número decimal (9) es mayor a 5,
se establecerá que el A del sodio es 23, en cambio si el valor de
A del cinc (Zn) es 65,4 su valor aproximado es 65.
Estructura atómicaAlgunos estudiantes pueden manejar la idea errada de que el
Número Atómico corresponde al número de protones y
electrones o sólo de electrones. Acláreles que Z indica el
número de cargas positivas de un átomo y que al tener un
comportamiento neutro este número de cargas positivas se
considera igual al de cargas negativas.
Esto le facilitará con posterioridad que los estudiantes
comprendan el comportamiento de los iones y visualicen su
formación por pérdida o ganancia de electrones, hecho que no
varía el número de protones y, por ende, tampoco el Z.
Manejo conceptual del docente
Fenómenos de la electrizaciónComplementando los conocimientos de los estudiantes usted
puede mencionar al respecto que:
“La materia y su naturaleza eléctrica”Los objetivos de la actividad son: comprobar la naturaleza
eléctrica de la materia, demostrando la atracción y repulsión
entre cargas, y valorar la experimentación científica como
medio de comprobación y explicación de fenómenos cotidianos.
Para ello se dispone el desarrollo de una serie de actividades
sencillas, basadas fundamentalmente en la carga de cuerpos
por frotación y su interacción. Una vez observadas las
situaciones experimentales, los estudiantes deben desarrollar
preguntas, frente a las cuales usted debe manejar los siguientes
conceptos:
• La teoría atómica de Dalton (descrita en la página 19 del Texto
para el Estudiante).
• Repulsión eléctrica producida entre cuerpos de la misma
carga: se repelen o alejan.
• Atracción eléctrica, producida entre cuerpos que presentan
distinta carga y se atraen o acercan.
• El término eléctrico, y todos sus derivados, tiene su origen en
las experiencias realizadas por Tales de Mileto, un filósofo
griego que vivió en el siglo VI antes de Cristo. Tales estudió el
comportamiento de una resina fósil, el ámbar –en griego
elektron–, observando que cuando era frotada con un paño
de lana adquiría la propiedad de atraer hacia sí pequeños
cuerpos ligeros; los fenómenos análogos a los producidos por
Tales con el ámbar o elektron se denominaron fenómenos
eléctricos y más recientemente fenómenos electrostáticos.
• La carga eléctrica constituye una propiedad fundamental de
la materia. Se manifiesta a través de ciertas fuerzas,
denominadas electrostáticas, que son las responsables de los
fenómenos eléctricos.
• La electrostática es la parte de la física que estudia este tipo
de comportamiento de la materia, se preocupa de la medida
de la carga eléctrica o cantidad de electricidad presente en los
cuerpos y, en general, de los fenómenos asociados a las
cargas eléctricas en reposo. El desarrollo de la teoría atómica
permitió aclarar el origen y la naturaleza de los fenómenos
eléctricos; la noción de fluido eléctrico, introducida por
Benjamín Franklin (1706-1790) para explicar la electricidad,
fue precisada a principios de siglo al descubrirse que la
materia está compuesta íntimamente de átomos y estos, a su
vez, por partículas que tienen propiedades eléctricas. Su
interés no sólo está asociado a la descripción de las
características de unas fuerzas fundamentales de la
naturaleza, sino también a la comprensión de sus aplicaciones
tecnológicas. Desde el pararrayos hasta la televisión, una
amplia variedad de dispositivos científicos y técnicos están
relacionados con los fenómenos electrostáticos.
• La electrización es uno de los fenómenos eléctricos
producidos cuando a un cuerpo se le dota de propiedades
eléctricas y se indica que “ha sido electrizado”. La electrización
por frotamiento permitió, a través de unas cuantas
Página 14
c
Página 25
Página 25
experiencias fundamentales y de una interpretación de las
mismas cada vez más completa, sentar las bases de lo que se
entiende por electrostática.
• La teoría atómica moderna explica el por qué de los
fenómenos de electrización y hace de la carga eléctrica una
propiedad fundamental de la materia en todas sus formas. Un
átomo de cualquier sustancia está constituido, en esencia, por
una región central o núcleo y una envoltura externa formada
por electrones.
Espectros atómicosEn el Desafío científico de la página 23 se solicita a los
estudiantes investigar qué son los espectros atómicos y cómo se
relacionan con la explicación de la existencia de los colores. Al
respecto usted les puede señalar:
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación
electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias
que son características propias de cada uno de los diferentes
elementos químicos. Así, al suministrar energía calorífica a un
elemento en fase gaseosa, éste se estimulará y sus átomos
emitirán radiación en ciertas frecuencias del visible, que
constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento recibe
radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del
visible, en las mismas en las que emite cuando se estimula
mediante calor. Éste será su espectro de absorción, ambos
propios y característicos de cada elemento, lo que permite
identificarlos por visualización y análisis de las líneas de
absorción o emisión de su espectro. Con lo anterior se cumple la
llamada Ley de Kirchoff, que indica, “todo elemento absorbe
radiación en las mismas longitudes de onda en las que las
emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser,
pues, el negativo uno del otro”.
IonesLos iones son átomos que pierden su estado de neutralidad por
ganancia o pérdida de electrones. Se denominan cationes
cuando han perdido electrones (comportamiento general de los
metales) y presentan una carga positiva equivalente a la
cantidad de electrones cedidos, en cambio los aniones
(generalmente elementos no metálicos) han ganado o captado
electrones presentando carga negativa.
Para escribirlos la carga debe presentarse en el extremo
superior derecho del símbolo del elemento indicando primero el
número y luego la carga, por ejemplo.
Zn 2+
F–
Para nombrarlos debe recordar las siguientes indicaciones:
• Se antepone la palabra ión al nombre del elemento, por
ejemplo ión cinc.
• Cuando el elemento forma más de un ión se debe colocar el
estado de oxidación entre paréntesis, por ejemplo: Au1+ Ión
oro (I) y Au3+ Ión oro (III).
• En el caso de los aniones además de agregar el prefijo ión al
nombre, su terminación es reemplazada por el sufijo “uro”, por
ejemplo F– ión fluoruro.
• En el caso del oxígeno se reconoce su ión O2– como ión óxido.
Isótopos• Isótopo: Corresponden a átomos de un elemento químico
cuyos núcleos tienen la misma cantidad de protones pero
distinto número de neutrones, es decir, presentan el mismo Z
pero distinto A. Se designan identificando el nombre del
elemento seguido por el número másico, ambos separados
por un guión, por ejemplo C – 12, C – 14. Estos se dividen en
estables y no estables o radiactivos.
Otro fenómeno asociado a la constitución atómica es reconocido
como isóbaro, correspondiente a los núcleos atómicos con el
mismo número másico (A), pero distinto número atómico (Z).
Modelo mecanocuántico de la materiaPuede suceder que los estudiantes no comprendan la diferencia
entre el modelo planteado por Bohr y el modelo del científico
austriaco Schrödinger. Para ello es recomendable presentar un
esquema del modelo atómico de Bohr y compararlo con el de
Schrödinger, estableciendo la diferencia entre “órbitas” y
“orbitales”. Se sugiere la siguiente imagen.
Modelo de Bohr Modelo Schrödinger
Página 29
Página 28
Página 26
Página 23
TEM
A 1
20
UN
IDA
D 1
21
Números cuánticos(http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm)
• El número cuántico principal (n) corresponde a los niveles de
energía que a su vez estarían formados por uno o más
subniveles (l), es decir, determina el tamaño de las órbitas,
por ende, la distancia al núcleo de un electrón vendrá
determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con
el mismo número cuántico principal forman una capa.
• El número cuántico secundario (l) representa la existencia de
los subniveles energéticos en el átomo que determina la forma
del orbital, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el
electrón dependiendo del número cuántico principal n,
pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste
(desde 0 hasta n-1). Los primeros 4 subniveles se representan
en el espacio como indica la figura a continuación:
En resumen, l = 0,1,2...(n-1).
• El número cuántico magnético (m) determina la orientación
espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del
número de elipses existente y varía desde -l hasta +l,
pasando por el valor 0.
En resumen, varía de –l hasta +l.
Orbital s Orbital p
Orbital d Orbital f
n=1
n=2
n=3
n=4
l=0
l=0
l=0
l=0
l=1
l=1
l=1
l=2
l=2l=3
Página 30 a la 35
Cada electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro
puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital
o en sentido contrario. Este hecho se determina con el número
cuántico de spin (s), que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Consideraciones para algunas de las actividades
propuestas
Ciencia en acción: Modelos atómicos.En esta actividad, el estudiante desarrollará principalmente la
habilidad de observación e investigación
Para desarrollar esta actividad, los estudiantes tienen conocimientos
previos acerca de los modelos atómicos, estudiados en años
anteriores, para lo cual, el paso de observación, debería ser trabajado
sin la ayuda de texto; encontrar las diferencias y semejanzas, solo
observando los dibujos. Las diferencias y semejanzas, podrían ser
ordenadas en una tabla.
En las preguntas de investigación utilizando material de apoyo como
el texto y recopilación de otras fuentes, deberán ser capaces de
realizar un orden cronológico correcto de los modelos de átomos, del
científico que los postuló y de la constitución de los mismos.
En el diseño experimental, es importante que los estudiantes
cumplan con las orientaciones para la construcción de los modelos.
Los tamaños de las partículas subatómicas deben ser proporcionales
a lo que indica la teoría.
En el paso 6 (recopilación y ordenamiento de datos), parte de la tabla
debe quedar como sigue:
Recomendaciones para su análisis y elaboración
de conclusiones
En el análisis, el docente debe guiar a los estudiantes,
recordándoles, que toda la materia está constituida por átomos,
los que presentan partículas subatómicas, que pueden ser
positivas (protones), negativas (electrones) o neutras
(neutrones), también presentan un núcleo y una envoltura
electrónica, según sea el modelo postulado a través del tiempo.
A partir de la observación de los trabajos de otros grupos, los
estudiantes podrán inferir cuales fueron los errores en la
construcción de los modelos y corregir los realizados por
ellos mismos.
La conclusión y comunicación de resultados debe ser clara y
precisa. Una vez que los estudiantes han confeccionado sus
modelos de átomo, deben corroborar si el modelo realizado es
el correcto; antes de exponer frente a los demás estudiantes.
Desafío científicoActividad “Historia del átomo”
Esta actividad ha sido diseñada para que el estudiante verifique
su nivel de logro frente a los contenidos tratados. Para que la
actividad cumpla con su objetivo como evaluación formativa, se
sugiere que los estudiantes trabajen en forma individual en sus
cuadernos sin consultar fuentes (Texto de estudio o cuaderno) y
posteriormente compruebe sus respuestas empleando el Texto
de estudio. La ejecución de esta actividad permite reforzar los
aprendizajes de la primera sesión referida a los modelos
atómicos, base sobre la cual se discuten las temáticas
posteriores. Si no alcanza a ser terminada en la clase, solicite a
sus estudiantes continuar el trabajo, explicando el beneficio que
ello les reportará en la comprensión de los futuros aprendizajes.
Desafio científicoEstructura del átomo
Para asegurar el logro del objetivo referido al reconocimiento
del número de electrones, protones y neutrones de átomos
neutros e iones, se sugiere comenzar explicando las
características fundamentales de los gases nobles, entre ellas la
cantidad de electrones que contienen y que los átomos de otros
grupos pudiesen igualar al ganar o perder cargas negativas.
Además, se deben explicar los conceptos de número atómico y
masa atómica, así como la información que de ambos se
puede obtener.
Página 27
Página 24
Segundo
Modelo
Ernest
RutherfordFigura a
Tercer
ModeloNiels BohrFigura d
Cuarto
Modelo
Erwin
SchrödingerFigura b
Científicoautor delmodelo
Descripciónde la
estructura
Figura (Texto delestudiantepágina 15)
Modelo
Primer
ModeloJ.J. Thomson
Las descripciones sededucen de laspáginas 2-23 deltexto del estudiante.
Figura c
Página 15
d
S= +1/2
S= -1/2
TEM
A 1
22
UN
IDA
D 1
23
Exponga el ejemplo citado en el Texto para el Estudiante respecto
al sodio (Na) y presente el diagrama atómico, esto para que el
estudiante pueda volver a una fuente confiable si, posteriormente,
tiene alguna duda frente al desarrollo de los ejercicios.
La formación de cationes y aniones es recomendable
presentarla ubicando elementos característicos en la Tabla
Periódica, tales como: Li, Na, Mg, Cl, S, F, O, respecto a sus gases
nobles más cercanos, motivando a los estudiantes a predecir
¿en cuál de los gases nobles se convertirá el Na o el Cl? ¿Por qué
hacemos la suposición? Obedeciendo a las características de los
jóvenes de este nivel educativo, es recomendable usar
imágenes explícitas, como la Tabla Periódica.
PREGUNTAS PARA MOTIVAR A LOS ESTUDIANTES
¿A qué gas noble le conviene parecerse al Na y por qué? ¿Qué debe hacer para parecerse a ese gas noble? En ese caso, ¿seguirá
siendo neutro?
RESPUESTAS
• Sus gases nobles más cercanos son el Ne (Z = 10) y el Ar (Z = 18). Para asimilarse a ellos debe perder 1 electrón o que le
concedan 7 electrones, para alcanzar la configuración de gas noble, siendo más probable que pierda 1 electrón a que gane 7.
• Por ello, el sodio pierde un electrón, quedando con una carga positiva, es decir, convirtiéndose en un ion positivo o catión, con
tantas cargas positivas como electrones haya perdido, en este caso Na +.
Desafío científicoEn la actividad planteada se espera que el estudiante,
empleando las habilidades de comparación y predicción
determine que las capas de valencia de una misma columna y
de una misma fila (aún no se ha revisado el concepto de grupo
ni periodo) presentan características similares.
Es importante que usted guíe este proceso, para lo cual debe
recordar que los elementos de un mismo grupo presentan la
misma cantidad de electrones en idénticos subniveles, mientras
que los elementos de un mismo periodo terminan su
configuración en el mismo nivel de energía.
Por ejemplo, los elementos del grupo 1 terminan su
configuración como ns1 y los del 2 como ns2, mientras que todos
los elementos del periodo 3 terminan su configuración en el
nivel 3.
Se invita a los estudiantes a desarrollar las habilidades de la
interpretación de resultados, comparación y predicción.
La primera pregunta, los estudiantes deben establecer las
diferencias entre el modelo atómico de Borh y el Mecano –
cuántico, para ello deberán aplicar la comparación. Indíqueles
volver a revisar los postulados de ambos modelos ubicadas en
las páginas 22 y 29 del Texto para el Estudiante,
respectivamente. Una forma efectiva de establecer la
comparación es mediante un paralelo, como el que se presenta
a continuación:
Página 36
TEM
A 1
24
Ubicación de los protones. Núcleo. Núcleo.
Ubicación de los neutrones. Núcleo. Núcleo.
Ubicación de los electrones.Órbitas circulares, ocupando la menor energía posible, es
decir, lo más cercanas al núcleo posible.
Orbitales, regiones del espacio alrededor del núcleo
donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón.
Principio que sustenta el
modelo.
Mecánica clásica. El electrón es atraído por el núcleo (Ley
de Coulomb).Mecánica – ondulatoria o mecánica cuántica.
Modelos.
Criterios Modelo de Bohr Modelo Mecanocuántico
UN
IDA
D 1
25
Según la información entregada por el paralelo (u otra técnica
que usted considere pertinente) los estudiantes deben concluir
que la gran diferencia entre el Modelo de Bohr y el Mecano –
cuántico, es la descripción de la ubicación y movimiento del
electrón, fundamentalmente por aparición de una nueva forma
de explicar el movimiento denominada mecánica cuántica.
En la pregunta 2 los estudiantes deberán interpretar resultados
(configuraciones propuestas) y predecir sus números cuánticos
de la capa de valencia. Deberían aplicar los conceptos (se
desarrolla ejercicio a) a modo de ejemplo):
Definición.Corresponde al nivel de
energía.
l = 0,1, 2….
(n-1)
Indica los subniveles de
energía.
s = ±
Señala el spin.
12
Descripción. Nivel 3.
Como n = 3
l = 0 (s),1(p),2(d)
El electrón se ubica en el
subnivel p, es decir, 1
Como l = 1
m = -1, 0, 1,
es decir, px, p
y, p
zsi se
consideran tres electrones
en p (p3), entonces se
distribuyen como px1 , p
y1 , p
z1
y el m del último electrón es
1.
Existe un sólo electrón en
pz, por ende su spin es
+ 12
Resultado
3 p3.3 1 1 +
12
Número cuántico n l m s
m = (-l, …., -1,0, +1…..+l)
Indica la orientación
espacial de los orbitales.
Obteniendo los siguientes resultados:
La pregunta 3 y 4 tienen estrecha relación, si bien la pregunta 3
tiene por finalidad que los estudiantes determinarán las
configuraciones electrónicas de los elementos enumerados, la
pregunta 4 permite la comparación entre los ejercicios
establecidos en el punto 3.
A partir de la comparación, los estudiantes deberían determinar
que, los gases nobles, a diferencia de los otros elementos,
presentan subniveles energéticos completos.
Al investigar respecto a la formación de los iones, podrán
establecer que los elementos químicos ganan o ceden
electrones para completar los subniveles energéticos,
alcanzando una configuración electrónica (como iones) igual a
la de su gas noble más cercano, hecho que los hace más
estables.
Este ejercicio, le permitirá introducir, por ejemplo, conceptos
como compuesto químico, pues los estudiantes deben
comprender que los electrones que un átomo capta, provienen
de otro y viceversa.
El ejercicio 5, desarrolla la habilidad de la predicción, la que los
estudiantes pondrán en práctica a partir de los conocimientos
adquiridos en los ejercicios anteriores. Se espera que los
estudiantes predigan que el potasio podría ceder un electrón y
así presentar una configuración similar a la del argón; mientras
que el magnesio cederá dos electrones obteniendo una
configuración electrónica de 10 electrones, similar a la del neón.
Lectura científica: Tres hombres que marcaron eldestino de las ciencias químicasLa lectura propuesta es una oportunidad para que los
estudiantes contextualicen los avances de las ciencias químicas
con los acontecimientos históricos de cada época. Incentive en
sus estudiantes la investigación, propóngale (dentro de sus
posibilidades) al docente de Historia y Ciencias Sociales de su
colegio trabajar en conjunto esta actividad, su presencia
enriquecerá un plenario o muestra de los trabajos.
Página 37
B 2 0 0 +
C 4 1 0
D 3 2 2
Ejercicio n l m s
12
+ 12
+ 12
TEM
A 1
26
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
UN
IDA
D 1
27
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
Conocer las características
fundamentales de los
modelos atómicos
precursores de la teoría
moderna del átomo.
Determinar el número de
electrones, protones y
neutrones constituyentes
del átomo.
Desarrollar la
configuración electrónica,
reconociendo el número
de electrones de valencia
en cada caso.
Nombra los aportes a la estructura moderna
del átomo de Thomson, Rutherford, Bohr y
Schrödinger.
Desafío científico, página 22.
Desafío científico, página 23.
Desafío científico, página 24.
Desafío científico, página 28.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2 y 3.
Preguntas 1 a la 5.
Preguntas (a), (b) y (c).
Preguntas 6, 7.
Pregunta 1.
Asocia correctamente los esquemas de modelos
atómicos con cada uno de sus autores.
Desafío científico, página 24.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Camino a…, página 63.
Pregunta (d).
Pregunta 9 (B).
Pregunta 6.
En el modelo Mecano-cuántico identifica los
aportes de los modelos anteriores a él.
Desafío científico, página 24.
Desafío científico, página 34.
Desafío científico, página 36.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Pregunta (e).
Pregunta 5.
Pregunta 1.
Pregunta 9 (A).
Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica. Desafío científico, página 27. Preguntas 1, 2.
Asocia el Z como el número de protones del átomo. Desafío científico, página 27. Preguntas 1, 2.
Determina el número de electrones de un
átomo, observando el valor de los protones y
la carga que presenta o no el elemento.
Desafío científico, página 27.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2.
Pregunta 2.
Determina el Z y el A de un átomo a partir de
las cantidades de partículas subatómicas.
Desafío científico, página 28.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Pregunta 4.
Preguntas 3, 9 (C).
Dibuja correctamente diagramas atómicos. Desafío científico, página 27. Preguntas 2, 3.
Interpreta la información entregada en un
diagrama atómico.
Desafío científico, página 23.
Desafío científico, página 27.
Pregunta 6.
Preguntas 2, 3.
Identifica los números cuánticos que indican la
posible ubicación de un electrón.
Desafío científico, página 34.
Desafío científico, página 36.
Camino a…, página 63.
Preguntas 1, 2, 3.
Pregunta 2.
Pregunta 3.
Configura a lo menos los diez primeros
elementos de la Tabla Periódica y puede
determinar los electrones de valencia.
Desafío científico, página 36.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Camino a…, página 63.
Pregunta 3.
Preguntas 4, 5, 6, 7, 8, 9 (F).
Pregunta 5, 8, 9.
Asociar los conceptos de
átomo neutro e ión, con
el comportamiento de los
electrones en la
configuración electrónica.
Identifica un átomo neutro de un ión.Desafío científico, página 27.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2 y 3.
Pregunta 3.
Determina correctamente el número de
electrones de un ión.
Desafío científico, página 27.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1, 2 y 3.
Pregunta 3.
Identifica los cationes como átomos que han
perdido electrones de su capa más externa.
Desafío científico, página 27.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Camino a…, página 63.
Preguntas 1(d- j) , 2 (b-c-e) y 3 (d).
Preguntas 3 (f – i ), 9 (D).
Pregunta 10.
Identifica los aniones como átomos que han
recibido electrones en su capa más externa.
Desafío científico, página 27.
Revisemos lo aprendido, página 38.
Preguntas 1 (b-f-h), 2 (a-d) y 3 (e).
Preguntas 3 (g-h-k), 9 (e).
La tabla de especificaciones representa la forma en que la prueba o
el instrumento de evaluación serán diseñados, es un plano previo
del esbozo de lo que abarca y el énfasis respecto de los contenidos
y aprendizajes esperados vistos en clase y en un determinado
período lectivo.
Al elaborar una tabla de especificaciones, el docente examinador,
en función de los contenidos y aprendizajes esperados que se van a
verificar en la prueba escrita u otro instrumento, determina el
porcentaje de estos y los conocimientos, en el nivel preestablecido
del aprendizaje, ya sea, superficial, estratégico o profundo (que
incluya conocimiento, comprensión, aplicación, análisis, etc).
El aprendizaje superficial se da cuando el alumno(a) es capaz de
reproducir el contenido cuando se requiera y las destrezas
cognitivas que involucran este aprendizaje tiene que ver con el
identificar, reconocer, clasificar, etc.
El aprendizaje profundo es cuando el alumno tiene la intención de
desarrollar la comprensión personal, cuando asocia ideas aplicando
principios integradores de los contenidos, cuando elabora sus
propias conclusiones de acuerdo a lo estudiado, cuando hace una
interacción activa del contenido, sobre todo al relacionar nuevas
ideas con conocimientos y experiencias ya adquiridos. Las destrezas
que se desarrollan en este tipo de aprendizaje están referidas a la
interpretación, aplicación, al análisis, a la síntesis, al inferir, a la
capacidad de evaluar y por supuesto en predecir. Entre ambos tipos
de aprendizajes, podemos ubicar el aprendizaje estratégico, que se
refiriere al desarrollo de las destrezas que le exijan al adolescente
usar distintos procedimientos que lo orienten o le ayuden a tomar
decisiones para llegar a un nivel más elevado de la comprensión y
del aprendizaje. Destrezas tales como el comparar, discriminar,
diferenciar, etc.
La elección de los instrumentos de evaluación adecuados y acordes
a lo que se quiera medir le demanda al docente la tarea no sólo de
usarlos, como un medio para probar los conocimientos que han
alcanzado sus alumnos, sino también, que le permitan a los
estudiantes, una mayor conciencia del desarrollo de las capacidades
y destrezas para alcanzar aprendizajes de nivel superior.
Es así, que antes de elaborar una prueba el profesor debe tener en
cuenta el tipo de aprendizaje que se desea medir en los
estudiantes. Por ejemplo, para evaluar aprendizajes mecánicos o
superficiales como la ortografía, la multiplicación, las relaciones
numéricas, las fechas de acontecimientos históricos, la
nomenclatura básica de una ciencia, etc. Pueden aplicarse pruebas
de respuesta múltiple o de respuesta breve.
Para evaluar la comprensión, y estimular así un aprendizaje más
profundo, es deseable la utilización de preguntas de desarrollo, de
ítems interpretativos (combinación de textos con preguntas de
elección única o desarrollo), monografías, informes de
investigaciones y proyectos, mapas conceptuales, entre otras.
Lo importante es que en este tipo de evaluación el alumno(a)
pueda describir, interpretar, aplicar, explicar, sintetizar, analizar etc.
(capacidades intelectuales asociadas a la comprensión), lo que ha
aprendido durante el transcurso del proceso.
Estas formas de evaluación favorecen la posibilidad que el estudiante
demuestre el tipo de relación y el contexto que le ha otorgado a los
conocimientos aprendidos. Con el propósito de asegurar esta
situación se hace necesario que el docente tenga plena conciencia
acerca de cómo los estudiantes aprenden considerando los estilos de
aprendizajes y requiriendo para ello, de evaluaciones formativas que
aseguren la adquisición de los aprendizajes por parte de los alumnos.
Después de tener claridad de esta situación, es posible aplicar
evaluaciones con intencionalidad sumativa para cotejar los niveles de
logro y su grado de concordancia o discrepancia con los aprendizajes
esperados del programa.
Es recomendable que en las pruebas que tengan esta
intencionalidad algunas preguntas busquen detectar el dominio de
la nomenclatura básica de la disciplina, otras que se orienten a la
comprensión y otras a la aplicación de los conocimientos adquiridos.
Para que una prueba cautele esta situación se puede considerar
como criterio de ponderación la distribución de las preguntas en la
prueba, de tal forma que la mayor cantidad de ítems o preguntas
esté orientada a medir el aprendizaje profundo, sin descuidar el
hacer preguntas que midan el aprendizaje superficial y estratégico.
De esta manera, la aplicación de estos criterios ayuda a
salvaguardar la preocupación permanente de evaluar más
aprendizajes de tipo profundo que aprendizaje superficial. En
suma, se debe desarrollar una evaluación que se preocupe de
controlar los conocimientos memorísticos, pero también, y
principalmente, evaluar las capacidades relacionadas con la
comprensión, favoreciendo, además, la participación de los
alumnos en la valoración de sus propios aprendizajes,
constituyéndose en sujetos activos de su formación.
En resumen, la tabla de especificaciones le permite identificar las
preguntas que están asociadas a un indicador del aprendizaje
esperado, por ende es una valiosa herramienta de trabajo que le
permitirá construir listas de cotejo e incluso instrumentos de
evaluación. Más adelante, en esta misma guía, se entregarán
indicaciones para la construcción de una lista de cotejo y rúbricas.
TEM
A 1
28
UN
IDA
D 1
29
Actividades complementarias
1. Determina el número de protones, neutrones y electrones
para los siguientes átomos e iones:
a. 2412
Mg
b. 6329
Cu
c. 10747
Ag
d. 19578
Pt
e. 7935
Br-
f. 168O2-
2. Términos pareados. Relaciona los términos de la columna A
con los conceptos o términos de la columna B.
Opción múltiple1. Si al átomo 36
16S se le agregan dos electrones, el átomo no
neutro resultante tendrá el siguiente número atómico y
número másico.a. 16 y 34
b. 16 y 32
c. 18 y 32
d. 16 y 30
e. 18 y 30
2. El aluminio tiene Z=13. Luego la configuración electrónica
del ión Al3+ es:
a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
c. 1s2 2s2 2p6 3s1
d. 1s2 2s2 2p6
e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3. ¿Cuál de las siguientes especies tiene una configuración
electrónica en la que n=2 está incompleta?
a. 7N3- b.
9F–
c. 10
Ne d. 8O
e. 11
Na+
4. Los electrones de valencia del elemento de Z=9 son:
a. 1 b. 2
c. 5 d. 7
e. 9
5. Las especies químicas 11
Na y 11
Na+ se diferencian en:
a. Carga nuclear
b. Ubicación en el sistema periódico
c. Número másico
d. Número atómico
e. Cantidad de electrones
6. ¿Cuál de las siguientes especies contiene el menor número
de electrones?
a. 24
Cr+3 b. 25
Mn+2
c. 23
V+ d. 22
Ti
e. 17
Cl–5
7. El elemento X de Z=12 presenta la configuración
1s22s22p63s2; sus gases nobles mas cercanos tienen las
configuraciones 1s22s22p6 y 1s22s22p63s23p6. Según la
información entregada X será el ion:
a. X–2 b. X–8
c. X+10 d. X+2
e. X+6
A
a. Modelo planetario
b. Número másico
c. Cargas neutras
d. Número atómico
e. Protones, neutrones,
electrones
f. Isótopo
g. Carga positiva
h. Isóbaros
i. Thomson
j. Bohr
k. Schrödinger
l. Demócrito
B
___ Partículas atómicas
___ 126C 14
6C
___ Protones + neutrones
___ Protones o electrones en
átomos neutros
___ Igual masa atómica
___ Rutherford
___ Modelo del “Queque inglés”
___ Protón
___ Neutrones
___ Órbitas
___ Orbitales
___ A = sin Tomo = división
TEM
A 1
30
Medición del diámetro de una molécula
IntroducciónLa dimensión de los átomos y de las moléculas es extraordinariamente pequeña.
Gracias a esta experiencia los estudiantes podrán determinar el diámetro de un
molécula.
Procedimiento experimental
1. Sobre el papel negro dispongan la cubeta de vidrio.
2. En el interior de la cubeta agreguen agua hasta que ésta alcance una altura
equivalente a 1 cm.
3. Espolvoreen el talco sobre el agua, cuidando obtener una capa fina y
uniforme.
4. Sobre el agua espolvoreada con talco, agreguen una gota de alcohol etílico.
La gota, caerá abriendo un pequeño círculo que se cerrará inmediatamente.
5. En un matraz limpio y seco, agreguen con la ayuda de una pipeta (o probeta)
99,8 mL de alcohol etílico y sobre él, 0,2 mL de ácido oleico y procedan a
homogeneizar. Con esto formarán una disolución alcohólica 0,2 % v/v de
ácido oleico.
6. Con la ayuda de un gotario determinen cuántas gotas de la disolución
equivalen a 1 mL de la misma. Posteriormente calculen:
a. ¿Cuál es el volumen de una gota de disolución?
b. ¿Qué volumen de ácido oleico se encuentra contenido en una gota
de solución?
7. Utilizando el mismo gotario, agreguen una gota de la disolución alcohólica
de ácido oleico sobre el agua. Observarán la formación de una mancha
regular de grasa.
8. Procedan a medir el diámetro de la mancha de grasa. Si ésta es irregular,
midan tres diámetros distintos y promédienlos.
9. Agreguen, sobre la capa formada, dos gotas más de disolución. Esta capa
adoptará la superficie de un círculo. Calculen el área de la película de grasa
para una, dos y tres gotas de disolución añadida.
10. Suponiendo que la capa de ácido oleico que se forma sobre el agua tiene
forma de cilindro, calculen la altura de la monocapa para una, dos y tres gotas
de solución. Recuerden expresar los valores en Å (1 Å = 10-8 cm).
11. Finalmente determinen el diámetro de una molécula de ácido oleico.
CIENCIA EN ACCIÓN
• Cubeta de vidrio
(ideal 20 x 30 cm).
• Pliego de papel negro
(se recomienda cartulina
española).
• Talco.
• Gotario.
• Matraz de aforo.
• Pipeta.
• Alcohol etílico.
• Ácido oleico.
Materiales
UN
IDA
D 1
31
1. Investiga:
i. ¿Qué son los Isótopos y cuál es su importancia?
ii. Si para un mismo elemento existen distintos números másicos, cuál es el
valor que se expresa en la Tabla periódica.
2. Para cada uno de los siguientes isótopos:
a. Calcula el número de protones, electrones y neutrones.
b. Dibuja su diagrama atómico.
c. Establece las diferencias entre los isótopos de un mismo elemento.
i. 1 H
ii. 2 H
iii. 3 H
iv. 12 C
v. 13 C
vi. 14 C
vii. 15 O
viii.16 O
ix. 17 O
3. Considerando la estructura atómica y la masa de sus partículas constituyentes,
determina la masa de los siguientes átomos:
a. Ca
b. Na
c. K
d. Cl
e. Br
f. Pb
i. Según los cálculos realizados, ¿cómo es la masa de un átomo comparada
con la materia macroscópica?
ii. Ordena crecientemente los elementos listados según su masa. ¿Observas
alguna relación con el número atómico? ¿Por qué crees que se debe esta
relación?
Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Aplicación de conceptos.- Calculo de datos.- Interpretación de datos.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
TEM
A 1
32
El modelo atómico actual denominado “mecano-cuántico” nació de la
contribución de diferentes trabajos, desde Dalton a Schrödinger, un gran
número de destacados científicos aportó diversas teorías y estudios que en suma
dieron pie al actual modelo atómico.
Elabora un informe científico descriptivo en el que se muestre la evolución de
esos estudios hasta la obtención del actual modelo atómico. No olvides incluir el
trabajo experimental desarrollado y las conclusiones obtenidas, así como los
errores o discusiones a las que esos trabajos dieron origen.
Recuerda que debes seguir las siguientes indicaciones:
Portada Identificación de tu colegio o liceo, nombre del trabajo e
integrantes del grupo.
Introducción Breve descripción del trabajo realizado y las conclusiones
obtenidas.
Marco teórico Información obtenida de diversas fuentes que le dan sustento a
la investigación.
Debes aquí abordar el trabajo de todos los científicos.
Conclusiones Descripción de los aprendizajes respecto a la estructura
atómica, obtenidos gracias al trabajo de investigación.
Bibliografía Listado de fuentes de información, separados por libros,
artículos, revistas, páginas Web.
Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Elaboración de
instrumentos decomunicación deresultados.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
A. Científico B. Conclusión del trabajo científico C. Modelo
I.Rutherford
a. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuertevoltaje a los átomos de un elemento en estadogaseoso, éstos emiten partículas con carganegativa.
1.
II.Thomson
b. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar uncompuesto lo hacen siempre en la mismaproporción de masas.
2.
III.Dalton
c. Los átomos de los elementos en estado gaseosoproducen, al ser excitados, espectros discontinuoscaracterísticos que deben reflejar su estructuraelectrónica.
3.
IV.Bohr
d. Existe alrededor del núcleo un alta zona deprobabilidad de encontrar a los electrones, la quedisminuye proporcionalmente al alejarse del centropositivo. En dicha zona, las cargas negativa giran enorbitales concéntricos.
4.
V.Schrödinger
e. Al bombardear los átomos de una lámina delgadacon partículas cargadas positivamente, algunasrebotan en un pequeño núcleo situado en el centrodel átomo.
5.FO
TOCO
PIA
BLE
33
Instrumento de Evaluación N° 1Unidad I Tema 1
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder, las instrucciones para contestar cada ítem y las preguntas formuladas.
I Ítem. Términos pareados.
1. Respecto a los modelos atómicos precursores del modelo actual, establece la relación correcta entre los
científicos listados en la columna A, la conclusión de sus respectivos trabajos experimentales enumerada en
la columna B y figura que representa el modelo atómico respectivo, dispuesto en la columna C.
En la tabla inferior relaciona correctamente la numeración correspondiente.
La relación correcta es (escribe sólo la letra o número que corresponda) en orden cronológico:
Científico Conclusión del trabajo científico Modelo
+
+
– –
––
–+
FOTO
COP
IAB
LE34
Modelo Particulas constituyentes Ubicación de las partículas constituyentes
II Ítem. Desarrollo.
1. Considerando los siguientes modelos propuestos, explica brevemente, para cada uno de ellos cuáles son sus
partículas constituyentes y la ubicación respectiva en cada modelo.
2. Considerando las respuestas entregadas en el ítem I y la pregunta anterior, establece ¿cuáles fueron los
aportes de los siguientes científicos al modelo actual del átomo?
+
+
– –
––
–+
Científico Aportes al modelo actual del átomo
J. Dalton
J.J. Thomson
E.Rutherford
N. Bohr
FOTO
COP
IAB
LE
35
3. El modelo actual del átomo reconoce la existencia
de tres partículas subatómicas, cada una de las
cuales tiene un rol primordial en el equilibrio
dinámico de ellos.
Observa los siguientes datos:
• Masa de las partículas subatómicas expresadas
en kilógramos (kg):
1,6 · 10-27
9,1 · 10-31
• Carga de las partículas subatómicas expresadas
en Coulomb (C):
+ 1,6 · 10-19
- 1,6 · 10-19
• Ubicación en el átomo
Núcleo
Órbitas
• Gracias a diversos estudios se estableció que las
partículas positivas y neutras presentaban masas
idénticas y 1800 veces más grandes que las
negativas y que todas ellas ocupaban posiciones
específicas en el átomo.
a. Considerando la información entregada
completa la siguiente tabla:
b. De acuerdo a los datos de masa de las
partículas subatómicas, comenta:
- ¿Es posible observar un átomo a simple vista?
Justifica tu respuesta.
4. Los gráficos que se presentan a continuación
representan la composición química del Universo, la
corteza terrestre, el cuerpo humano y la atmósfera.
Obsérvalos atentamente y luego responde.
a. ¿Cuáles son los elementos más abundantes en
cada uno de los sistemas?
b. ¿Cuáles son los elementos identificados, menos
abundantes?
c. ¿Cómo se justifica que en el cuerpo humano,
los elementos más abundantes sean el carbono
y el oxígeno?
d. ¿Cómo se justifica que en la corteza terrestre, el
elemento más abundante sea el oxígeno?
Composición Química de la Corteza Terrestre
Hierro5%
Otros12,55%
Aluminio8,13%
Silicio27,72%
Oxígeno46,6%
Composición Química del Cuerpo Humano
Carbono18,5%
Oxígeno65%
Otros3,8%
Nitrógeno3,2%
Hidrógeno9,5%
Composición Química de la atmósfera
Nitrógeno78%
Otros1%
Oxígeno20,9
Composición Química del Universo
Hidrógeno83,9%
Otros0,2%Helio
15,9%
Protones
Electrones
Neutrones
CargaPartículasubatómica Masa
FOTO
COP
IAB
LE36
Instrumento de Evaluación N° 2Unidad I Tema 1
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente las instrucciones para contestar cada ítem y las preguntas formuladas.
Para desarrollar las actividades propuestas debes utilizar la Tabla Periódica.
I Ítem. Ejercicios.
1. Para el átomo de sodio (Na) su número atómico es
11 y el másico 22,9. A partir de esta información:
a. ¿Qué información te entrega el número atómico (Z)?
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
b. ¿Qué informa el número másico (A)?
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
c. ¿Qué características de la estructura atómica del
Na puedes deducir?
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
2. ¿Cuál es la característica principal de un átomo
eléctricamente neutro?
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
3. ¿Qué es un ión?
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
4. ¿Qué es y cómo se forma un catión?
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
a. En este tipo de iones, ¿qué información entrega
el Z?
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
5. ¿Qué es y cómo se forma un anión?
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
a. En este tipo de iones ¿cómo se determina la
cantidad total de electrones?
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
6. Determina el número de protones, electrones y
neutrones de los siguientes átomos o iones y,
posteriormente, dibuja el diagrama atómico
correspondiente.
a. Be
b. K1+
c. C
d. Al 3+
e. Ne
f. S 2-
Átomo / ión NúmeroAtómico
NúmeroMásico p+ e n Comportamiento químico
Ca 20 20
Mg2+ 10 12
O2- 8 16
N 14 7 Átomo neutro
F1- 9 10
Li1+ 2 6
FOTO
COP
IAB
LE
37
9. Para cada uno de los siguientes átomos determina la:
i. Configuración electrónica.
ii. Electrones de valencia.
a. Na b. H c. O d. C e. F f. Cl
7. Completa la siguiente tabla, considerando los datos entregados.
8. Observa los siguientes diagramas atómicos y completa la tabla con la información solicitada.
A. B. C.
D. E. F.
12p+12n
1p6p6n
14p+14n
Elemento Z A p+ e n
A
B
C
D
E
F
8p8n
32p+40n
FOTO
COP
IAB
LE38
Instrumento de Evaluación N° 3Unidad I Tema 1
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder. Este instrumento cuenta con un único ítem de selección única
compuesto por 28 preguntas, para cada una de las cuales debes seleccionar y marcar con una ✗ la letra de la
alternativa que responde correctamente al cuestionamiento planteado.
1. Un modelo atómico, planteó erróneamente que
“existe un núcleo formado por cargas positivas y
una corteza, en la que giran las cargas negativas”. El
modelo atómico corresponde a
________________________ y su error fue
determinado por __________, respectivamente.
a. Thomson – Rutherford
b. Rutherford – Schrödinger
c. Schrödinger – Thomson
d. Rutherford- Bohr
e. Thomson – Bohr
2. Qué científico determino que “los átomos de los
elementos en estado gaseoso producen, al ser
excitados, espectros discontinuos característicos
que deben reflejar su estructura electrónica”.
a. Thomson
b. Rutherford
c. Bohr
d. Schrödinger
e. Pauli
3. E. Rutherford al realizar sus estudios respecto a la
estructura atómica, concluyó que:
a. Al bombardear los átomos de una lámina
delgada con partículas cargadas positivamente,
algunas rebotan en un pequeño núcleo situado
en el centro del átomo.
b. El átomo no es indivisible, ya que, al aplicar un
fuerte voltaje a los átomos de un elemento en
estado gaseoso, estos emiten partículas con
carga negativa.
c. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar
un compuesto lo hacen siempre en la misma
proporción de masas.
d. Existe alrededor del núcleo una alta zona de
probabilidad de encontrar a los electrones, la
que disminuye proporcionalmente al alejarse del
centro positivo. En dicha zona, las cargas
negativas giran en orbitales concéntricos.
e. Los átomos de los elementos en estado gaseoso
producen, al ser excitados, espectros
discontinuos característicos que deben reflejar
su estructura electrónica.
4. El modelo atómico formulado por N. Bohr no es
completo, porque:
a. No explica la presencia de los neutrones.
b. No explica cómo los electrones giran alrededor
del núcleo.
c. Se aplica sólo al átomo de hidrógeno.
d. Explica solamente la formación de espectros de luz.
e. Muestra únicamente radiaciones iguales en cada
una de la transiciones electrónicas.
5. Un catión, se forma cuando:
a. Un átomo neutro cede protones.
b. Un ión cede electrones.
c. Un átomo neutro cede electrones.
d. Un átomo neutro capta electrones.
e. Un átomo capta protones.
6. El número atómico (Z), señala:
I. El número de p+ de un átomo.
II. El número de n de un átomo.
III. El número de e de un átomo.
IV. El número de p+ y n de un átomo.
a. Sólo I
b. I y II
c. I, II y III
d. I, III, IV
e. I, II, III, IV
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COP
IAB
LE
39
7. La diferencia entre un átomo neutro y un ión, de
un mismo elemento, radica en:
a. La cantidad de electrones que poseen.
b. La cantidad de protones que poseen.
c. El número de órbitas, que poseen.
d. El número de subniveles.
e. El spin del último electrón configurado.
8. Cuántos p, e, n existen respectivamente en: 2040 Ca
a. 20, 20, 20
b. 20, 20, 40
c. 18, 30, 20
d. 20, 40, 20
e. 40, 20, 40
9. El número de electrones presentes en el ión 1123Na1+ es:
a. 23
b. 11
c. 10
d. 12
e. 21
10. Respecto al átomo neutro y el catión de un
mismo elemento es correcto afirmar que:
a. Presentan distinto número de neutrones.
b. El átomo neutro tiene un Z mayor que el
catión.
c. El catión presenta más protones que el átomo
neutro.
d. El átomo neutro presenta mayor número de
electrones que el catión.
e. Sin conocer el Z y el A del átomo neutro no se
puede establecer ninguna deducción.
11. El gráfico que representa correctamente la
abundancia de elementos químicos en la corteza
terrestre es:
a.
b.
c.
d.
e. Ninguno de los anteriores.
12. De acuerdo a la estructura lateral es correcto
afirmar que:
13. Respecto a la abundancia de los elementos químicos
en el cuerpo humano, es correcto señalar que aquel
que se encuentra en mayor proporción es:
a. Carbono
b. Oxígeno
c. Hidrógeno
d. Nitrógeno
e. Silicio
3p+4n
a. Z = 4
b. A = 7
c. Presenta 4 electrones
d. Tiene 3 neutrones
e. Tiene 4 protones
Nitrógeno78%
Otros1%
Oxígeno20,9
Hierro5%
Otros12,55%
Aluminio8,13%
Silicio27,72%
Oxígeno46,6%
Carbono18,5%
Oxígeno65%
Otros3,8%
Nitrógeno3,2%
Hidrógeno9,5%
Hidrógeno83,9%
Otros0,2%Helio
15,9%
FOTO
COP
IAB
LE40
14. El cloro tiene un número atómico igual a 17,
siendo su gas noble más cercano el Ar de Z = 18.
Sería correcto afirmar respecto al
comportamiento de estos elementos, que:
a. El Cl perderá 1 electrón para alcanzar la
estabilidad del Ar.
b. El Cl ganará 1 electrón para alcanzar la
estabilidad del Ar.
c. El Ar perderá 1 electrón para alcanzar la
estabilidad del Cl.
d. El Ar ganará 1 electrón para alcanzar la
estabilidad del Cl.
e. El Ar perderá 1 electrón y el Cl lo captará,
dando origen a un compuesto.
15. La característica primordial de los isótopos es que:
a. Poseen la misma cantidad de neutrones.
b. Corresponden a un grupo de elementos de
números atómicos idénticos que se diferencian en
su masa.
c. Son átomos distintos que tienen la misma
cantidad de electrones.
d. Son un conjunto de átomos que tienen distinto
número atómico, pero el mismo número másico.
e. Son elementos que ubican en distintos
orbitales a sus electrones.
16. ¿Cuál de las siguientes proposiciones explica
mejor el principio de Pauli?
a. Un orbital atómico acepta cómo máximo 8
electrones.
b. Un orbital atómico acepta como máximo 18
electrones.
c. No pueden existir 2 átomos con el mismo
número de electrones.
d. No pueden existir 2 electrones que tengan sus
cuatro números cuánticos iguales.
e. No puede existir un átomo con un nivel
electrónico lleno.
17. El principio de Heinseberg, indica:
a. Los electrones tienen comportamiento dual.
b. La luz es un fenómeno que depende del
movimiento de los electrones.
c. No se puede determinar el lugar en el que
existe un átomo.
d. No se puede determinar con exactitud, la
ubicación de un electrón, pero sí se puede
establecer una zona de probable movimiento.
e. Es posible determinar con exactitud, la
ubicación de un electrón.
18. El Principio de Aufbau, señala:
I. En una órbita existe un máximo de 2
electrones.
II. No se puede determinar el lugar exacto en
el que se ubica un e.
III. Dos e, existen en la misma órbita con spin
distinto.
IV. Los e, llenan un nivel de baja energía, para
luego ocupar otros de mayor energía.
V. Los e, pueden ocupar cualquier nivel de
energía.
VI. Los electrones tienen comportamiento dual.
a. Sólo I, II y III
b. Sólo I, III, IV y V
c. Sólo I, III y IV
d. Sólo I, III, IV y VI
e. I, II, III, IV, V y VI
19. Si el número cuántico l es igual a 2. ¿Qué valor(es)
tiene el número cuántico principal n?
a. 2
b. 3
c. 0
d. 0,1 y 2
e. 1
20. El orden creciente de energía de los orbitales, es
correctamente representado por:
a. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4sb. 1p, 2p, 3s, 3p, 4p, 3dc. 1s, 2s, 3p, 3s, 3d, 4sd. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3de. 1s, 2s, 3s, 4s, 4p, 3p
FOTO
COP
IAB
LE
41
21. El número de electrones que existen hasta
n = 3, l = 1, m = -1, s = – es:
a. 12 e
b. 14 e
c. 25 e
d. 16 e
e. 24 e
22. Los números cuánticos del e de valencia del
átomo de Al (Z = 13), n, l, m, s respectivamente,
son:
a. 3, 1, -1, +
b. 2, 1, - 1, -
c. 3, 1, -1, -
d. 4, 0, 0, +
e. 3,0, -1, +
23. El número cuántico, denominado spin, señala:
a. La órbita en la que circula el electrón.
b. Como gira el electrón alrededor del núcleo.
c. Como gira el electrón sobre su propio eje.
d. La lejanía que tiene respecto al núcleo.
e. Ninguna de las anteriores.
24. Los elementos que presentan su capa externa
completa se denominan:
a. Metales
b. No metales
c. Metaloides
d. Anfóteros
e. Gases nobles
25. La configuración electrónica correcta del
Mg2+ (Z = 12) es:
a. 1s2 2s2 p6
b. 1s2 2s2 p6 3s2
c. 1s2
d. 1s2 2s2 p4 3s2 p2
e. 1s2 2s2 p5 3s2 p1
26. Los períodos de la Tabla Periódica de los
elementos, corresponden en la configuración
electrónica a:
a. Nivel
b. Subnivel
c. Órbita
d. Spin
e. Número de electrones de valencia.
27. Si el número de protones, electrones y neutrones
de un ión es respectivamente 17, 18 y 18, será
correcto afirmar que:
I. Es un anión
II. Es un catión
III. Su configuración electrónica es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
IV. Su configuración electrónica es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
a. Sólo I.
b. Sólo II.
c. Sólo I y III.
d. Sólo I y IV.
e. Sólo II y IV.
28. Para la configuración; 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. Los valores
de n, l, m y s, para el (los) electrón (es) más
externo(s) es (son):
a. 3, 1, -3, +
b. 3, 2, -2, -
c. 3, 0, 0, ±
d. 3, 1, 3, +
e. 2, 1, 1, ± 1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIATEM
A 2
42
Unidad Modelo atómico de la materia.
Tema Propiedades periódicas.
Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.
Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Fomentar el desarrollo del interés y la capacidad de conocer la realidady utilizar el conocimiento y la información.
Reconocer que muchas de las propiedades de los
elementos se repiten periódicamente, y valorar el
ordenamiento de los elementos en el sistema
periódico como el resultado de un proceso histórico
en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran
cantidad de información.
Criterios de
clasificación.40 a la 44
Distinguir las propiedades de radio atómico, energía
de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad y reconocerlas como propiedades
periódicas.
Explicar el origen de la variación periódica del radio
atómico, de la energía de ionización y de la
electroafinidad en los elementos del segundo período.
Exponga a los estudiantes la importancia de las propiedades periódicas y
sus características fundamentales. Se sugiere utilizar medios audiovisuales
para explicar estos temas, especialmente animaciones que puede obtener
como videos en http://www.youtube.com. relacionados con el tema.Propiedades
periódicas.
53 a la 56
Todos los mencionados con anterioridad.
Para reforzar los aprendizajes estudiados durante la unidad, solicite a los
estudiantes desarrollar las actividades Revisemos lo aprendido y Camino
a... de las páginas 60 a la 63.
Todos los
indicados
anteriormente.60 a la 63
Todos los mencionados con anterioridad.Evaluación. Emplee la tabla de especificaciones para elaborar un
instrumento de evaluación.
Todos los
indicados
anteriormente.
Organice a los estudiantes en equipos de trabajo, para que desarrollen, a
modo de taller, el Desafío científico de las páginas 57 y 58 y la Revista
científica de la página 59.
57 a la 59
Inicie la clase solicitando a los estudiantes leer en silencio e individualmente
las páginas 45 y 46, referida al trabajo de Dimitri Mendeleiev. Una vez leída
por ellos, solicíteles comentar sus apreciaciones respecto al trabajo del
científico ruso y el modelo actual del sistema periódico.
Solicite a los estudiantes desarrollar el Desafío científico de la página 47.
Tabla
Periódica.45 a la 47
Desarrolle la actividad Ciencia en acción de las páginas 48 a la 50.
Encontrará sugerencias metodológicas para el desarrollo específico de
esta actividad encontrará en la pagina 49 de la Guía Didáctica.
Clasificación
de elementos
químicos.
48 a la 52
Inicie la clase completando, junto a los estudiantes, a modo de plenario el
esquema de la página 40 del Texto para el Estudiante. Si es posible hágalo
empleando medios visuales, al igual que la motivación para presentar la
actividad siguiente Exploremos en nuestras experiencias y conocimientos
de la misma página. Proponga esta última como una “competencia” entre
UN
IDA
D 1
43
Tiempo duración de la Unidad 15 semanas (15 clases) / 30 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema 7 semanas (7 clases) / 14 horas pedagógicas
y apreciar el valor explicativo e integrador de los modelos enciencias.
Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interaccionar con otros átomos.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Desarrollar habilidades de investigación, formas de observación,
razonamiento y proceder característicos del método científico.
Valorar la química como una herramienta necesaria para la comprensión del entorno.
Fomentar la humanidad sabiendo reconocer que nadie es poseedor de la verdad.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
90 min.
Y para comenzar,
pág. 40
Ciencia en acción,
pág. 41
Sumativa
Cierre la clase solicitando a los estudiantes indicar qué han aprendido durante la clase y cuál sería la
importancia de las propiedades periódicas y del ordenamiento propuesto en el sistema.
Solicite a los estudiantes los materiales requeridos para desarrollar el Desafío científico propuesto en la
página 57 y 58.
90 min.Desafío científico,
pág. 57Formativa
Con la ayuda de la tabla de especificaciones, usted podrá orientar el trabajo y reforzar los aspectos
deficitarios. 90 min.
Revisemos lo aprendido:
Tema 2, pág. 60
Autoevaluación, pág. 61
Síntesis de la
Unidad 1, pág. 62
Camino a…, pág. 63
Formativa
Se presenta en la página 58 y página 59 de esta guía didáctica dos instrumentos de evaluación del
tema 2 (instrumento de evaluación Nº 4 y Nº 5), ambos fotocopiables.90 min.
Instrumento de
evaluación Nº4, pág. 58
Instrumento de
evaluación Nº5, pág. 59
Sumativa
Usted puede desarrollar la actividad como una evaluación sumativa.
Oriente a los estudiantes en el trabajo, todas las sugerencias específicas para la actividad las
encontrará en extenso en la página 51 de esta misma guía.
90 min.Revista científica,
pág. 59Formativa o
sumativa
Concluya las actividades demostrándole a los estudiantes que la capa de valencia de los elementos de
un mismo grupo es idéntica y que los elementos de un mismo periodo presenta en los mismos niveles
de energía su capa de valencia.
Solicite a los estudiantes materiales para desarrollar la actividad Ciencia en acción propuesta en la
página 48 del Texto para el Estudiante.
90 min.Desafío científico,
pág. 47Formativa
Como parte del trabajo a presentar, solicite a los estudiantes el desarrollo del Desafío científico de la
página 52. 90 min.
Ciencia en acción, pág. 48
Desafío científico,
pág. 52
Sumativa
grupos, incitando a los estudiantes a buscar soluciones eficientes a las cuestiones planteadas.
Los mismos grupos de la actividad anterior deberán desarrollar la actividad Ciencia en acción de las
páginas 41 a la 44.
Para cerrar la clase solicite a los estudiantes exponer brevemente el pápelógrafo obtenido en la
actividad práctica.
Sugerencias metodológicas
Motivación (actividad exploratoria y Ciencia en
acción)
Actividad exploratoria y Ciencia en acción.Para iniciar el estudio de las propiedades periódicas invite a los
estudiantes a completar el esquema de la página 40 en su
cuaderno.
Páginas 40 a la 44
a
TEM
A 2
44
Respondiendo las preguntas planteadas, según sus aprendizajes
logrados en el tema anterior:
En la pizarra dibuje una cómoda con 6 cajones y liste la ropa
que deben ordenar. Puede promover que lo discutan en grupos
y que, posteriormente, cada grupo presente su esquema. En
esta dinámica usted es el científico mencionado en la
actividad (pregunta número 2), reuniendo, las ideas de los
estudiantes, elabore una propuesta que reúna todas las
condiciones mencionadas y coméntela justificadamente a
sus estudiantes.
Luego de terminada esta breve actividad, inicie el trabajo
propuesto en Ciencia en acción de la página 41. En esta
actividad es importante orientar el trabajo de los estudiantes
sin dar las respuestas ni ubicar los elementos correctamente
según el número atómico. Su labor como mediador del
aprendizaje cobra mayor dimensión cuando los estudiantes
desarrollen el análisis por comparación.
a. Resultados esperadosPara el éxito de la actividad es imprescindible que los
estudiantes NO observen la Tabla periódica.
A partir de los datos entregados en la Tabla los estudiantes
deberán asignar color a los metales (azul), no metales (rosado)
y gases nobles (morado), determinar A, Z y capa de valencia,
obteniendo las siguientes combinaciones:
Átomo
Núcleo
ProtonesConfiguración
electrónica
Niveles de energía
según el modelo actual está formado por
en él se encuentran
en ella se encuentran
los más externosse denominan
presentandistintos
su distribuciónse describe en
UN
IDA
D 1
45
Los estudiantes podrían ordenar los datos según:
- El número de protones, caso en el que obtendrían igual
ordenamiento que si escogieran el Z, el número de protones y
el número másico, siempre y cuando consideren el mismo
criterio de orden, por ejemplo decreciente hacia abajo o
hacia el lado.
- El tipo de elemento.
b. InterpretaciónPor el conocimiento que los estudiantes ya tienen de la Tabla
Periódica (por cursos anteriores), pueden establecer que el
ordenamiento será por el Z siendo posible incluso que
desarrollen un sistema similar al de Mendeleiev, es decir,
dejando los espacios de los elementos no presentes, por
ejemplo que ubiquen el aluminio en el casillero (13) y dejen un
espacio libre en la misma fila (período) para ubicar el fósforo en
el casillero (15).
c. Recomendaciones para su análisis y elaboración de conclusionesPara el análisis del trabajo realizado, los estudiantes deberán
observar la comparación de sus criterios de clasificación con la
disposición establecida en el sistema periódico. Con esto
descubrirán cuál de sus criterios (que actúan como hipótesis) es
el correcto.
Usted como guía y orientador del trabajo realizado, deberá
conducir a los estudiantes para que observen que el criterio de
ordenamiento es el número atómico, pues el número de
protones y, por ende, el de electrones (sistema periódico que
considera un comportamiento neutro) determina el
comportamiento electrónico y las propiedades de los elementos.
Magnesio 12 12 Metal Azul 12 24 2s2
Litio 3 4 Metal Azul 3 7 2s1
Helio 2 2 Gas noble Morado 2 4 1s2
Flúor 9 10 No metal Rosado 9 19 2s2 2p5
Potasio 19 20 Metal Azul 19 39 4s1
Fósforo 15 16 No metal Rosado 15 31 3s2 3p3
Argón 18 22 Gas noble Morado 18 40 2s2 2p6
Estroncio 38 51 Metal Azul 38 89 5s2
Bromo 35 45 No metal Rosado 35 80 4s2 4p5
Neón 10 10 Gas noble Morado 10 20 2s2 2p6
Aluminio 13 14 Metal Azul 13 27 3s2 3p1
Nitrógeno 7 7 No metal Rosado 7 14 2s2 2p3
Númeroprotones
Númeroneutrones Tipo Color Z A Capa de
valenciaElemento
Trabajo con preconceptos
Tabla periódica.Los jóvenes manejan desde séptimo básico la Tabla Periódica,
razón por la cual les resulta un instrumento o herramienta
conocida para obtener información. Procure corregir posibles
errores conceptuales como:
a. Confusión de los términos masa atómica – peso atómico.
Recuerde que la definición correcta es masa atómica, dado el
significado físico de peso.
b. Al trabajar en la primera actividad Ciencia en acción (página
41), puede existir una creencia errada de las características
físicas de los metales, al estar asociados exclusivamente a
sustancias muy duras similares al hierro o al cobre, lo que
provocará discusión en el grupo por la clasificación de metales
como el litio o el potasio. Guíe a los estudiantes señalándoles
que los metales y sus propiedades no obedecen exclusivamente
a su apariencia física, hacer mayores aclaraciones dependerá del
grado o nivel de conocimiento del curso, recuerde que ésta es
una actividad de indagación y no de comprobación.
c. Existe la creencia generalizada de que el sistema periódico
actual es una creación de Mendeleiev, es importante aclarar
que sus aportes son la base del actual ordenamiento, pero
algunos de sus postulados resultaron erróneos, siendo su
versión actualizada, un aporte de varios científicos.
Manejo conceptual del docente
Propiedades de metales, metaloides y no metales.Las propiedades químicas de los elementos dependen de la
distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello todos
los elementos que tienen igual número de electrones en su
último nivel presentan propiedades químicas similares,
correspondiendo el número de período en que se encuentra
ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo
guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.
A partir de su distribución electrónica y, por ende, del
comportamiento de los electrones de su capa de valencia, los
elementos metálicos presentan las siguientes propiedades
físicas y químicas:
Los no metales en tanto:
Finalmente, algunos elementos pueden comportarse según las
condiciones a las que estén expuestos como metaloides, es
decir presentar características de metales y de no metales.
Secuencia isoelectrónica y efecto pantalla.• Secuencia isoelectrónica: es aquella que está conformada por
iones que al ceder o aceptar electrones obtienen la misma
cantidad de electrones, por ejemplo, Na+, Mg2+, Cl–, etcétera.
• Efecto pantalla: se define así al fenómeno producido por los
electrones cercanos al núcleo sobre electrones de niveles más
externos, en átomos polieléctricos, reduciendo la atracción
electrostática entre los protones del núcleo y los electrones
más externos. Este efecto se ve aumentado por la repulsión
entre los electrones de un átomo polieléctrico.
Página 52
A temperatura ambiente se
pueden encontrar en los tres
estados de la materia.
Son malos conductores del calor
y la electricidad.
No poseen brillo metálico, a
excepción del yodo.
No son maleables ni dúctiles.
Poseen moléculas formadas por
dos o más átomos.
Sus átomos tienen en la última
capa 4, 5, 6 y 7 electrones.
Al ionizarse adquieren carga
eléctrica negativa (aniones).
Al combinarse con el oxígeno
forman óxidos no metálicos o
anhídridos.
Físicas Químicas
Conducen con facilidad el calor y
la electricidad.
Presentan brillo metálico.
Generalmente pueden ser
laminados (maleabilidad) o
estirados formando alambres
(ductilidad).
A temperatura ambiente son
generalmente sólidos excepto
Hg, Ga, Cs y Fr.
Presentan densidades altas.
Pueden formar aleaciones.
Tienen una alta resistencia a la
ruptura (tenaces).
Su molécula está formada por
un átomo.
Sus átomos tienen 1, 2 ó 3
electrones que pueden participar
en un enlace químico.
Al ionizarse (proceso para
producir iones; átomos con carga
eléctrica) adquieren carga
eléctrica positiva (cationes).
Físicas Químicas
Página 52
c
Página 45
b
TEM
A 2
46
UN
IDA
D 1
47
Consideraciones para algunas actividades propuestas
Ciencia en acción: Sistema periódico de loselementos.El docente puede guiar a los estudiantes en la investigación,
explicando que la tabla periódica de los elementos químicos fue
el resultado del trabajo de muchos científicos, pero el principal
creador y quien trabajó muchos años en crear un orden
sistemático para los elementos químicos fue el ruso Dimitri
Mendeleiev.
Para tener en consideración en el paso 2 (preguntas de
investigación) antes de recordar cómo es la tabla periódica
actual, o como están ordenados los elementos, el docentes
debe recordar a sus estudiantes conceptos estudiados en años
anteriores tales como: número atómico, masa atómica, símbolo
químico, nombre elemento entre otros que serán estudiados
posteriormente.
Para responder a la pregunta de investigación y la formulación
de hipótesis, el estudiante puede recurrir al texto (pág. 45).
Es importante que el estudiante siga paso a paso los puntos
indicados en el diseño de investigación, para la recopilación de
la información.
En el paso 8 (conclusión y comunicación de resultados), la tabla
quedaría como sigue:
Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones.
Para el análisis del trabajo realizado, los estudiantes deberán
finalmente hacer una comparación entre el sistema periódico
de Dimitri Mendeleiev y el sistema periódico actual, el cual está
ordenado en grupos y periodos y que los elementos se ordenan
de acuerdo a sus propiedades químicas similares, a sus niveles
de energía (indicados por el periodo) y a su número atómico.
Desafío científico.Esta actividad permite a los estudiantes establecer relaciones
entre las configuraciones electrónicas de elementos de un
mismo grupo y periodo. Su rol como docente mediador del
aprendizaje, es guiar la observación haciendo énfasis en el
comportamiento de los niveles de energía y capas de valencia,
para que los estudiantes puedan deducir características
similares de configuración (como muestra la tabla de la página
47 del Texto para el Estudiante) y, a partir de éstas, puedan
desarrollar la actividad Ciencia en acción de la página 48.
Ciencia en acción: Propiedades de los elementos.Antes de realizar la actividad, el docente puede plantear
preguntas tales como: ¿qué elementos que encontramos en
nuestro entorno, podrían ser metales?, ¿qué parecido tienen
entre ellos? ¿para qué los utilizamos?, ¿qué propiedades químicas
y físicas presentarán los elementos que se agrupan dentro de esta
clasificación?. Usted debe guiar a los alumnos en la recopilación
de información, para responder a estas y otras interrogantes.
Después de reunir la información, los estudiantes podrán
investigar y seleccionar una actividad experimental que se
adapte a la utilización de los materiales propuestos.
a. Resultados esperados
Para responder a la pregunta de investigación, ¿Qué tipo de
elemento (metal o no metal) es el grafito y el cobre, según sus
respectivos comportamientos?, usted podría sugerir primero,
analizar las propiedades físicas que presentan estos elementos
de la siguiente forma:
- Observar si presentan brillo, si son opacos o transparentes.
- Comprobar si son duros o quebradizos.
- Observar en qué estado físico se presentan.
- Comprobar si son dúctiles (formarse en alambres) y maleables
(formar láminas)
- Someterlos al calor y observar si conducen el calor.
Página 48
Página 47
Concluyó que faltaban
elementos que obedecieran a
la secuencia, que él propuso,
para lo cual, dejó espacios
para los elementos
desconocidos.
- No designó un lugar físico
par el hidrógeno.
- Considera una sola valencia
para cada uno de los
elementos clasificados.
- Los elementos lantánidos
son reconocidos en una
sola ubicación, como si
fueran un solo elemento.
- Los lantánidos se
encuentran todos en una
misma ubicación.
- Los elementos no siempre
están en orden creciente de
sus masas atómicas.
Aciertos Errores
Sistema periódico de los elemento Químicos.Trabajo de Dimitri Mendeleiev.
Página 41
d
TEM
A 2
48
Al comprobar estás características, y apoyándose en la
información recopilada, los estudiantes podrán identificar si el
grafito y el cobre son metálicos o no.
Otra actividad que los estudiantes podrían realizar, es
comprobar la conductividad eléctrica de estos elementos, de la
siguiente manera:
Ocupando dos lápices de grafito (con punta en ambos
extremos), se introducen en una cartulina, cuyo tamaño sea
más grande que la boca de un vaso. El vaso se llena con agua, y
se introducen los lápices conectados por un extremo a los
alambres de cobre, y por el otro a los polos de una batería (de 9
voltios), como muestra el dibujo:
b. Interpretación
Guíe a los alumnos en la actividad que ellos decidan realizar,
respetando las orientales que se proponen en el texto, y si las
hipótesis realizadas al inicio de la investigación, son válidas o
no.
Con la actividad experimental propuesta, los estudiantes
comprobarán que el grafito y el cobre son conductores de la
electricidad, porque al aplicar corriente a los lápices, el agua
burbujea, indicando que se está descomponiendo en los dos
elementos que la forman H y O, por acción de la corriente
eléctrica (electrólisis).
c. Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones
Para guiar a los estudiantes en el análisis de las observaciones y
la correcta elaboración de conclusiones usted debe considerar
que los metales son duros, brillantes, sólidos (a excepción de
algunos que son líquidos), dúctiles y maleables y conducen el
calor y la electricidad; por lo tanto el cobre tiene características
de metal. El grafito, a pesar de conducir electricidad, es el único
material no metálico que conduce la electricidad, por lo que es
muy utilizado en la fabricación de electrodos.
Estos elementos también presentan propiedades químicas,
como su baja o alta electronegatividad y la formación de
enlaces, por la ganancia o pérdida de electrones de su último
nivel de energía
Desafío científico.Los estudiantes deben utilizar una tabla periódica o un texto,
que contenga los valores de la electronegatividad, el radio
atómico, para completar las tablas.
Se propone a los estudiantes elaborar gráficos para observar el
comportamiento de las propiedades periódicas. Para asegurar la
correcta elaboración, el Texto para el Estudiante entrega las
siguientes indicaciones para su elaboración:
Para ello revisemos algunas reglas básicas y fundamentales
para que tu gráfico esté bien elaborado.
• El gráfico debe estar dispuesto al centro de la hoja de trabajo.
• En los ejes debes indicar magnitud y unidades específicas,
estas últimas entre paréntesis.
• Los puntos debes unirlos a mano alzada.
• Debes presentar un trabajo limpio y ordenado.
Se sugiere que usted revise estas indicaciones en plenario
reforzando por ejemplo el orden, el manejo de los datos y su
trabajo en los ejes.
Las habilidades científicas a desarrollar en esta actividad son el
análisis de datos, sistematización de la información y la
construcción de gráficos, mediante el desarrollo de las
siguientes actividades:
En la primera pregunta se espera que los estudiantes observen
los valores de las propiedades indicadas (volumen atómico,
radio atómico, y electronegatividad) y a partir del análisis
(pregunta 2) de los datos, determinen su comportamiento a lo
largo de los grupos y periodos.
En la pregunta 2. a., los estudiantes deberán realizar unas
tablas como se muestra a continuación:
Página 57
UN
IDA
D 1
49
2. a.
2. b.
2. c.
Elementos de un mismo periodo
K 19 45,36
Sc 21 15
Cr 24 7,23
Zn 30 9,16
As 33 13,1
Se 34 16,48
Br 35 23,5
Elementos Númeroatómico Volumen atómico
H 1 14,2
Li 3 12,97
Na 11 23,68
K 19 45,36
Rb 37 55,79
Cs 55 69,95
Fr 87 No tiene
Elementos Númeroatómico
Elementos de un mismo grupo
Volumen atómico
K 19 2,77
Sc 21 1,62
Cr 24 1,3
Zn 30 1,38
As 33 1,39
Se 34 1,40
Br 35 No tiene
Elementos Númeroatómico
Elementos de un mismo periodo
Radio atómico
H 1 0,79
Li 3 2,05
Na 11 2,23
K 19 2,77
Rb 37 2,98
Cs 55 3,34
Fr 87 2,7
Elementos Númeroatómico
Elementos de un mismo grupo
Radio atómico
Elementos de un mismo periodo
K 19 0,8
Sc 21 1,3
Cr 24 1,6
Zn 30 1,6
As 33 2,0
Se 34 2,4
Br 35 2,8
Elementos Númeroatómico Electronegatividad
H 1 2,1
Li 3 1,0
Na 11 0,9
K 19 0,8
Rb 37 0,8
Cs 55 0,79
Fr 87 0,7
Elementos Númeroatómico
Elementos de un mismo grupo
Electronegatividad
Al realizar los gráficos, los alumnos podrán identificar, que:
- La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo y disminuye de arriba hacia abajo a lo
largo de un grupo.
- El radio atómico, aumenta de arriba hacia abajo a lo largo de
un grupo y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un
periodo (si aumenta Z, aumenta el radio).
- El volumen atómico, disminuye de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo y aumenta en un grupo, con el
incremento de su número atómico.
- En un mismo periodo los radios atómicos disminuyen de
izquierda a derecha, es decir, en la medida que aumenta el Z
(número atómico), esto debido a la atracción que ejerce el
núcleo sobre los electrones de los orbitales externos,
disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.
Según la afirmación de la pregunta 3, usted debe tener clara la
siguiente información:
Las propiedades de los elementos químicos, son una función
periódica de sus números atómicos. Todas las propiedades
químicas de los elementos, dependen de la configuración
electrónica de cada uno de ellos. Las propiedades de los
elementos cambian periódicamente con el incremento del
número atómico.
Por ejemplo, para el desarrollo del análisis de datos, es
fundamental que ellos en primer lugar recolecten y ordenen los
elementos (por eso se propone la elaboración de tablas) y luego
interpreten sus comportamiento (gráficos).
La sistematización de la información, se aplica una vez que los
estudiantes extrapolan la información obtenida, así por ejemplo
se solicita que a partir de algunos datos informen el
comportamiento a lo largo de grupos y de periodos.
Lectura científica: Importancia de losoligometales ionizados en los seres vivosLa lectura propuesta se presenta nuevamente como una
instancia de trabajo multidisciplinario, esta vez con un(a)
docente del subsector Biología, su presencia en la sala o su
disposición a ser consultado(a), enriquece el trabajo de los
estudiantes y les permite valorar la compresión completa de
hechos científicos desde varias perspectivas.
En las preguntas para la reflexión es importante que usted
maneje la siguiente información:
- Minerales: Son elementos químicos simples cuya presencia e
intervención es imprescindible para la actividad de las células,
además de controlar el metabolismo y conservar las funciones
de los diversos tejidos. Estrictamente, se definen como
cualquier elemento químico presente en la naturaleza.
- Las necesidades de minerales en el cuerpo se pueden dividir
en tres grandes grupos: macroelementos (son los que el
organismo necesita en mayor cantidad y se miden en
gramos), microelementos (se necesitan en menor cantidad y
se miden en miligramos) y los oligoelementos o elementos
traza (que se precisan en cantidades pequeñísimas del orden
de microgramos).
- En ningún caso pueden ser sintetizados por el organismo, es
decir, son nutrientes esenciales.
- Algunos minerales intervienen en las siguientes funciones:
• Plástica: calcio, fósforo, flúor y magnesio dan consistencia
al esqueleto y el hierro que es componente de la
hemoglobina.
• Reguladora: por ejemplo, el yodo forma parte de las
hormonas tiroideas.
• Transporte: por ejemplo, el sodio y el potasio facilitan el
transporte a través de la membrana celular.
- La vitamina B12 o cobalamina forma parte de la familia de la
vitamina B, su molécula se caracteriza por contener un átomo
de cobalto, es almacenada en el hígado y resulta
imprescindible para el buen funcionamiento del sistema
nervioso, el metabolismo de proteínas, grasas e hidratos de
carbono, ayuda a sintetizar la creatina (ácido orgánico
nitrogenado indispensable para el aporte energético),
favorece el crecimiento y apetito en los niños(as), participa
junto al ácido fólico en la formación y regeneración de los
glóbulos rojos , mantiene el equilibrio del estado de ánimo,
Página 59
TEM
A 2
50
favorece la conversión de algunos aminoácidos en proteínas
necesarias para el mantenimiento y regeneración de diversos
tejidos, es necesaria para la síntesis de ADN y colabora en la
mantención de la capa de mielina de los nervios. Puede
obtenerse gracias a la digestión de alimentos de origen
animal y vegetal en menor grado.
- Vitamina E: se puede encontrar en los aceites vegetales,
cereales, alubias de soya, tomates, germen de trigo, espinacas,
bruselas y huevos. Entre sus funciones se destacan ser un
antioxidante, en conjunto con la vitamina A protege a los
pulmones de la contaminación, colabora en la cicatrización de
quemaduras, protege de oxidación a otras vitaminas como la C
o el complejo B y facilita la acción de la insulina.
UN
IDA
D 1
51
TEM
A 2
52
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
Reconocer que muchas
propiedades de los
elementos se repiten
periódicamente y valorar
el ordenamiento de los
elementos en el sistema
periódico como resultado
de un proceso histórico,
en la búsqueda de
sistematizar y ordenar
una gran cantidad de
información.
Identifican los aportes del trabajo de
Mendeleiev al sistema periódico actual.
Desafío científico, página 47.
Revisemos lo aprendido, página 60.
Preguntas 1, 2, 3, 4.
Pregunta I a, I e, I f, VI 1.
Distinguir las
propiedades de radio
atómico, energía de
ionización, afinidad
electrónica y
electroafinidad y
reconocerlas como
propiedades periódicas.
Enumera las propiedades periódicas.Desafío científico, página 57.
Revisemos lo aprendido, página 60.
Pregunta 1.
Pregunta III.
Diferencia las propiedades periódicas.Desafío científico, página 57.
Revisemos lo aprendido, página 60.
Preguntas 1, 2, 3, 5, 7, 8, 9, 10.
Pregunta III.
Identifica correctamente la variación de las
diferentes propiedades periódicas a lo largo de
un grupo.
Desafío científico, página 57.
Revisemos lo aprendido, página 60.
Pregunta 1, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10.
Pregunta IV.
Identifica correctamente la variación de las
diferentes propiedades periódicas a lo largo de
un periodo.
Desafío científico, página 57.
Revisemos lo aprendido, página 61.
Preguntas 1, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10.
Preguntas IV, V.
Identifica el número atómico como el factor que
ordena los elementos en el sistema periódico.
Ciencia en acción, página 41.
Revisemos lo aprendido, página 61.
Preguntas de análisis, paso 7.
Pregunta VII 3.
Identifica las características comunes de
distribución electrónica en grupos y periodos.
Desafío científico, página 47.
Desafío científico, página 52.
Revisemos lo aprendido, página 60.
Preguntas 1 a la 4.
Preguntas 4, 5, 6.
Preguntas II, VII 2.
Distingue correctamente grupos de periodos. Desafío científico, página 52. Pregunta 1.
Identifica las propiedades de metales, no
metales y metaloides.
Ciencia en acción, página 48.
Desafío científico, página 52.
Preguntas de análisis, paso 7.
Preguntas 2, 3.
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
UN
IDA
D 1
53
Actividades complementarias
Tema 2: Propiedades periódicasActividad 1
Crucigrama
1. Científico ruso que organizó por primera vez los elementos
químicos.
2. Científico alemán que trabajó en paralelo a Mendeleiev en la
organización de los elementos químicos.
3. Ley que establece propiedades similares para los elementos
de una misma columna.
4. Elemento al que Mendeleiev no le designó un lugar fijo en
su ordenamiento. (invertido)
5. Secuencia horizontal de elementos
6. Serie de elementos químicos con propiedades similares,
ubicados en la misma columna. (invertido)
7. Elementos que se caracterizan por ser excelentes
conductores de calor y electricidad.
8. Elementos con propiedades intermedias entre los metales y
no metales.
9. Efecto producido por los electrones más cercanos al núcleo
sobre los más externos a él.
Opción única
1. El enlace covalente se caracteriza por una o más de las
siguientes condiciones:
I. Uno de los elementos entrega electrones al otro
II. Los elementos comparten electrones
III. La EN es mayor a 1,7
IV. La EN es un valor inferior a 1,7
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo I, III
d. Sólo II, IV
e. Sólo I, III, IV
2. Dos metales denominados X y Z reaccionan con cloro, formando
los compuestos iónicos XCI y ZCI. X y Z como iones tendrán:
a. El mismo radio iónico.
b. Igual carga eléctrica.
c. El mismo número de protones.
d. Idéntico potencial de ionización.
e. La misma cantidad de electrones.
3. ¿En cuál de los siguientes casos se formaría un enlace iónico?
I. C - CI
II. Li - CI
III. F - CI
IV. Na - F
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo I y II
d. Sólo II y IV
e. Sólo II, III y IV
4. Se define como: “la energía necesaria para retirar un electrón
más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su
estado fundamental” a la propiedad periódica.
a. Potencial de ionización.
b. Electronegatividad.
c. Electroafinidad.
d. Electropositividad.
e. Radio iónico.
1
5
9
6
7
3
2
4
8
TEM
A 2
54
5. La electronegatividad se define como:
a. Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones.
b. Carga que adquiere un átomo neutro al transformarse
en ion.
c. Tendencia o capacidad para ceder electrones.
d. Energía relacionada con la adición de un electrón a un
átomo gaseoso para formar un ion negativo.
e. Capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer
hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace.
6. El aumento del potencial de ionización en un período se
representa como
a.
b.
c.
d.
e.
7. “Efecto producido por el aumento de las capas electrónicas
que influyen sobre el radio, volumen o tamaño de los
átomos”. La definición corresponde a:
a. Metálico
b. Metaloide
c. Iónico
d. Pantalla
e. Catiónico
8. “El radio ___________corresponde a la mitad en un
átomo aislado en estado gaseoso”. La palabra que completa
correctamente la frase es:
a. Covalente
b. Iónico
c. Atómico
d. Anión
e. Catión
9. De las siguientes propiedades periódicas de los elementos
químicos, aumentan en un grupo:
I. Radio Atómico
II. Electronegatividad
III. Volumen Atómico
IV. Potencial de Ionización
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo III y IV
e. Sólo II y IV
10.El potasio presenta menor potencial de ionización que el
sodio. Esto significa:
I. El sodio cede con mayor facilidad su electrón
II. El potasio cede con mayor facilidad su electrón
III. El potasio acepta con mayor facilidad un electrón
IV. El potasio libera menor cantidad de energía al ceder
un electrón
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo II y IV
e. Sólo I y III
11.De la familia de los Alcalino Térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?
I. El átomo de menor volumen es el Berilio
II. El átomo más electropositivo es el Radio
III. El volumen del Calcio es mayor que el del Magnesio
a. Sólo II
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo II y III
e. I, II y III
12.¿Cuál de las siguientes propiedades de los gases nobles es falsa
como consecuencia de la estabilidad de su estructura atómica?
a. Su elevado potencial de ionización.
b. No forma compuestos a temperatura y presión ambiente.
c. Su estado natural son moléculas monoatómicas.
d. La existencia de isótopos pesados en gran porcentaje.
e. Presentan bajas temperaturas de fusión y ebullición.
UN
IDA
D 1
55
Actividad Nº2
1. Ordena los elementos:
i. Rb, Te, I
ii. Mg, S, Cl
En orden de:
a. Aumento de radio atómico
b. Aumento de la energía de ionización
c. Aumento de la electronegatividad
2. ¿Cuál de los siguientes átomos:
i. Na, P, Cl o K
ii. Rb, Sr, Sb, o Cs
Presenta:
a. El mayor radio atómico?
b. La mayor energía de ionización?
c. La mayor electronegatividad?
3. Selecciona el átomo o ión de mayor tamaño en los siguientes pares:
a. K y K+
b. Tl y Tl3+
c. O y O2–
d. Cu+ y Cu2+
4. Selecciona el átomo o ión de menor tamaño en los siguientes pares:
a. N y N3-
b. Se y Se2-
c. Ba y Ba2+
d. Co2+ y Co3+
5. Ordena las siguientes especies de acuerdo con la disminución del radio:
a. K, Ca, Ca2+, Rb
b. S, Te2-, Se, Te
6. Ordena las siguientes especies de acuerdo con el aumento del radio:
a. Co, Co2+, Co3+
b. Cl, Cl–, Br –
Habilidades a desarrollar:- Interpretar datos.- Obtener información de la
tabla periódica.- Resolución de problemas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
FOTO
COP
IAB
LE56
Instrumento de Evaluación N° 4Unidad I Tema 2
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder. Desarrolla cada uno de los ejercicios en los espacios dispuestos de manera
ordenada. No puedes USAR la Tabla Periódica.
1
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
2
3
4
5
6
7
Elemento Z Radioatómico (Å) Electronegatividad Energía de ionización
(eV/átomo)Radio
covalente (Å)
Hidrógeno 1 0,53 2,1 13,60 0,32Sodio 11 1,90 0,9 5,14 1,54Aluminio 13 1,43 1,5 5,98 1,43Plata 47 1,44 1,9 7,57 1,34Oro 79 1,46 2,4 9,22 1,34Circonio 40 1,60 1,4 6,95 1,45Bario 56 2,22 0,9 5,21 1,98Oxígeno 8 13,61 3,5 0,218 0,74Bromo 35 11,84 2,8 0,070 1,14Hierro 26 7,90 1,8 0,11 1,15Selenio 34 9,75 2,4 0,084 1,17Flúor 9 17,42 4,0 0,18 0,72Boro 5 8,30 2,0 0,309 0,81Polonio 84 1,76 2,0 8,43 1,46Litio 3 1,55 1,0 5,39 1,23Telurio 52 1,60 2,1 9,01 1,37Paladio 46 1,37 2,2 8,33 1,28Cesio 55 2,67 0,7 3,89 2,35
3. ¿Qué criterio has utilizado para ubicar cada
elemento en el casillero que le corresponde?
4. ¿Qué son las propiedades periódicas y qué se
entiende por ley periódica?
5. Explica con tus palabras qué es: Radio atómico,
Electronegatividad, Energía de Ionización y Radio
Covalente.
6. Explica el comportamiento en la Tabla Periódica de:
Radio atómico, Electronegatividad, Energía de
ionización y Radio covalente.
7. Elabora un gráfico número atómico vs. Radio
atómico. Explica y justifica el compartimiento de
estas variables.
I. Ítem. Ejercicios
Completa el siguiente esquema de la Tabla Periódica según
la información solicitada:
1. Pinta de color rojo los números que representan los
grupos y de color amarillo aquellos que hacen referencia
a los periodos.
2. Considerando los siguientes datos, ubica a cada
elemento en el casillero correspondiente, anotando su
símbolo químico.
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IAB
LE
57
1. En un periodo ¿cuál de las siguientes propiedades
aumenta en función del Z?
a. El radio atómico.
b. La conductividad eléctrica.
c. El radio covalente.
d. La reactividad frente a los ácidos.
e. La electronegatividad.
2. Si las longitudes de enlaces entre C – C es 1,54 Å y
entre el Cl – Cl igual a 1,98 Å, podemos afirmar que
la longitud de enlace entre C – Cl es:
a. 3,52 Å
b. 1,58 Å
c. 1,76 Å
d. 2,05 Å
e. No se puede determinar.
3. Al avanzar de izquierda a derecha en el sistema
periódico, hay un aumento en el número atómico
de los elementos y un aumento del primer
potencial de ionización. Esto se debe a que
aumenta:
a. El carácter metálico de los elementos.
b. El tamaño de los elementos.
c. La carga nuclear efectiva.
d. El número de niveles con electrones.
e. La energía liberada al captar un electrón el
elemento.
4. La variación de la electronegatividad en la Tabla
Periódica se considera “creciente” en los siguientes
sentidos.
a. Derecha – izquierda y arriba – abajo
b. Derecha – izquierda y abajo – arriba
c. Izquierda – derecha y arriba – abajo
d. Izquierda – derecha y abajo – arriba
e. Izquierda – derecha y diagonal hacia arriba
Instrumento de Evaluación N° 5Unidad I Tema 2
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder. Este instrumento cuenta con un único ítem de selección única compuesto
por 10 preguntas, para cada una de las cuales debes seleccionar y marcar con una ✗ la letra de la alternativa que
responde correctamente al cuestionamiento planteado.
Para responder las preguntas 5 y 6, observa la posición de los siguientes elementos en la Tabla Periódica.
1
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14
M Z
X
W
Y
15 16 17
18
2
3
4
5
6
7
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LE58
5. El elemento más electronegativo es:
a. W
b. Y
c. M
d. Z
e. X
6. El elemento que presenta el radio atómico más
pequeño es:
a. W
b. Y
c. M
d. Z
e. X
7. Respecto al astato (At) que también pertenece al
grupo de los halógenos (F, Cl, Br, I, At), cuál de las
siguientes afirmaciones es falsa:
a. Será el halógeno de mayor tamaño.
b. Formará un anión con una carga.
c. Tendrá el mayor número atómico.
d. Será el más electronegativo.
e. Tendrá igual número de electrones en la
última capa.
8. Respecto al francio que pertenece al grupo 1
(constituido por Li, Na, K, Rb, Cs), no presenta una
de las siguientes características:
a. Tendrá el mayor radio atómico.
b. Formará un catión con una carga.
c. Tiene la mayor energía de ionización.
d. En su último nivel de energía presenta un
electrón.
e. Tiene la electronegatividad más baja.
9. La ley periódica establece que:
a. Todos los elementos tienen
electronegatividades similares.
b. El radio atómico de los no metales es menor
que el de los metales.
c. Que el elemento más electronegativo es el flúor.
d. Existen propiedades que presentan
comportamientos similares a lo largo de un
mismo periodo o grupo.
e. El radio covalente es siempre menor que el
radio atómico.
10. Los elementos de un mismo grupo se
caracterizan por presentar:
a. La misma electronegatividad.
b. El mismo radio atómico.
c. El mismo número de electrones en el último
nivel de energía.
d. El mismo potencial de ionización.
e. Tener la misma cantidad de niveles de energía.
11. Comparando el Pb+2 con el Pb+4, se puede
afirmar que:
I. Pb+2 posee mayor número de protones
II. Pb+4 posee menor número de electrones
III. Pb+2 posee mayor volumen
IV. Ambos poseen igual número de protones
a. Sólo I
b. Sólo I y III
c. Sólo II y III
d. Sólo III y IV
e. Sólo II, III y IV
12. ¿Cuál(es) de las siguientes afirmaciones sobre el
Potencial de Ionización es (son) correcta(s)?
I. Dentro de un periodo el elemento con
máximo potencial de ionización es el alcalino
que indica el período
II. En los grupos, a mayor numero atómico,
mayor potencial de ionización
III. El potencial de Ionización indica el estado de
un compuesto (sólido, líquido o gaseoso)
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y III
e. Todas ellas son falsas.
13. El elemento más electronegativo es:
a. El Francio por estar abajo y a la izquierda del
sistema periódico.
b. El Cesio por estar abajo y a la izquierda del
sistema periódico.
c. El Oro por estar dentro de los metales de transición.
d. El Flúor por estar más arriba y a la derecha en el
sistema periódico.
e. El Helio por estar más arriba y a la derecha en el
sistema periódico.
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59
Descripción para la calificación y evaluaciónUnidad I
1. De los contenidos evaluados en cada instrumento.
1.1. Recomendaciones técnicas para la elaboración de pruebas e instrumentos de evaluación escritos.
Para formular correctamente este tipo de instrumentos considere:
a. Formular instrucciones directas, correctas y relacionadas con el objetivo de la prueba. No suponga, por
ejemplo que los alumnos y alumnas ya conocen las indicaciones para responder un ítem de selección
única, usted debe formular las instrucciones de cada ítem.
b. Escoger contenidos en forma graduada de lo más simple a lo más complejo. No escoja preguntas que
sean muy difíciles o muy fáciles de responder, las primeras tensionan a los alumnos y alumnas, mientras
que las segundas los desmotiva y predisponen para un segundo o tercer instrumento.
Instrumentos 2°Medio CMO Unidad 1
N° 1, Tema 1, página 35
Modelo atómico de la materia.Descripción de modelos atómicos Caracterización de los constituyentes del átomo.El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios.Sus dimensiones comparadas con la materia macroscópica.
Tema 1N° 2, Tema 1, página 38Número atómico.Configuración electrónicaComportamiento químico.
N° 3, Tema 1, página 40
Modelo atómico de la materia.Descripción de modelos atómicos. Caracterización de los constituyentes del átomo.El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios.Número atómico.Configuración electrónicaComportamiento químico.
N° 4, Tema 2, página 58Aproximación a la Tabla Periódica.Propiedades periódicas de los elementos: radio atómico, energía de ionización,electroafinidad y electronegatividad. Tema 2
N° 5, Tema 2, página 59 Propiedades periódicas de los elementos: radio atómico, energía de ionización,electroafinidad y electronegatividad.
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LE60
d. Identificar claramente antes de la elaboración, cuáles son los aprendizajes esperados que evaluará a
través del instrumento.
e. Observar las sugerencias técnicas que se hacen en el Programa de estudio, elaborado por el Ministerio
de Educación.
f. Es pertinente que usted conteste las siguientes preguntas antes de evaluar:
- ¿Qué voy a evaluar?
- ¿Qué categorías de conocimiento abarca?
- ¿Cuáles son las características de los destinatarios?
- ¿En qué momento voy a aplicar el instrumento?
g. Debe especificar el formato técnico más apropiado.
h. Determinar como tabulará los resultados obtenidos, con el fin de que estos le entreguen información
relevante.
c. Formular preguntas en las que se midan en conjunto o por separado distintas habilidades, es decir, no
desarrolle instrumentos que sólo apunten a la memorización o sólo al análisis. De hecho lo correcto es que
usted confeccione un instrumento que abarque el aprendizaje superficial, estratégico y profundo, de
acuerdo al cual podrá determinar el nivel de exigencia asociado al instrumento, lo que se presenta en la
siguiente tabla:
DestrezasRelación para
exigencia mínima (50%)
Relación paraexigencia intermedia
(60 %) - IDEAL
Relación paraexigencia máxima
(70%)
Aprendizaje superficial Definir – reproducir literalmente – memorizaridentificar, reconocer, clasificar…
60% 30% 10%
Aprendizaje estratégicoRelacionar, diferenciar, distinguir, comprender…
30% 40% 30%
Aprendizaje profundoInterpretar, aplicar, analizar, sintetizar,resolver, comparar, inferir …
10% 30% 60%
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61
Criterios e indicadores de evaluaciónUnidad I
En la página 54 de la guía del docente se entrega a usted una tabla de especificaciones, en la cual para cada
aprendizaje esperado se establecen indicadores gracias a los cuales podrá determinar el nivel de logro
alcanzado por los alumnos y alumnas.
Aprendizajes esperados Indicadores
Tema1
Conocer las característicasfundamentales de losmodelos atómicosprecursores de la teoríamoderna del átomo.
Nombra los aportes a la estructura moderna del átomo de Thomson, Rutherford,Bohr y Schrödinger.
Asocia correctamente los esquemas de modelos atómicos con cada uno de sus autores.
En el modelo Mecano-cuántico identifica los aportes de los modelos anteriores a él.
Determinar el número deelectrones, protones yneutrones constituyentes delátomo.
Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica.
Asocia el Z como el número de protones del átomo.
Determina el número de electrones de un átomo, observando el valor de los protonesy la carga que presenta o no el elemento.
Determina el Z y el A de un átomo a partir de las cantidades de partículassubatómicas.
Dibuja correctamente diagramas atómicos.
Interpreta la información entregada en un diagrama atómico.
Desarrollar la configuraciónelectrónica, reconociendo elnúmero de electrones devalencia en cada caso.
Identifica los números cuánticos que indican la posible ubicación de un electrón.
Configura a lo menos los diez primeros elementos de la Tabla Periódica y puededeterminar los electrones de valencia.
Asociar los conceptos deátomo neutro e ión, con elcomportamiento de loselectrones en la configuraciónelectrónica.
Identifica un átomo neutro de un ión.
Determina correctamente el número de electrones de un ión.
Identifica los cationes como átomos que han perdido electrones de su capa más externa.
Identifica los aniones como átomos que han recibido electrones en su capa másexterna.
Tema2
Reconocer que muchaspropiedades de los elementosse repiten periódicamente, yvalorar el ordenamiento de loselementos en el sistemaperiódico como resultado deun proceso histórico en labúsqueda de sistematizar yordenar una gran cantidad deinformación.
Identifica los aportes del trabajo de Mendeleiev al sistema periódico actual.
Identifica el número atómico como el factor que ordena los elementos en el sistemaperiódico.
Identifica las características comunes de distribución electrónica en grupos y periodos.
Distingue correctamente grupos de periodos.
Identifica las propiedades de metales, no metales y metaloides.
Distinguir las propiedades deradio atómico, energía deionización, afinidadelectrónica y electroafinidad yreconocerlas comopropiedades periódicas.
Enumera las propiedades periódicas.
Diferencia las propiedades periódicas.
Identifica correctamente la variación de las diferentes propiedades periódicas a lolargo de un grupo.
Identifica correctamente la variación de las diferentes propiedades periódicas a lolargo de un periodo.
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Los indicadores le permiten modelar diversos instrumentos de evaluación, para observar el proceso de
aprendizaje de los alumnos y alumnas, y así obtener datos cuanti o cualitativos, que al compararlos con
patrones ideales (indicadores), harán posible evaluar objetiva y sistemáticamente y con un claro sentido
científico.
Además, le permitirán crear instrumentos válidos en términos de contenidos, es decir, que usted evalúe lo que
quiere y debe evaluar, para cerciorarse respecto al nivel de logro de los alumnos y alumnas, respecto a los
aprendizajes esperados y confiables.
En esta primera unidad revisaremos la formulación de las pautas de observación.
Pautas de observación.
Corresponden a uno de los instrumentos válidos y confiables más utilizados para el proceso de evaluación
formativa. En ella se describen una serie de patrones ideales frente a los cuales el observador puede determinar
el nivel de logro del sujeto observado.
Como medio evaluativo, necesariamente debe configurar un instrumento objetivo, sistemático y con sentido
científico, que puede ser utilizado para evaluar un grupo, un(a) alumno(a) o a todos ellos en distintos
momentos.
Su diseño implica determinar para el docente:
- ¿Qué y por qué evaluar?
- ¿Qué aspectos a evaluar?
- ¿Cómo evaluar?
- ¿Cómo calificar?
Respecto a la cuantificación, le proponemos emplear la siguiente escala:
0 No observado.
1 El alumno(a) no logra el indicador estipulado.
2 El alumno(a) logra con dificultad el indicador estipulado.
3 El alumno(a) logra el indicador estipulado.
Esta escala le permitirá trabajar las planillas en un programa computacional como Excel y a partir de diversas
aplicaciones matemática obtener información cuantitativa que le facilitará el análisis de la información obtenida.
A continuación se presentan dos ejemplos de pautas de observación cerradas, ambas pueden ser aplicadas a
los grupos o individuos que usted considere pertinente. La primera de ellas está elaborada considerando los
indicadores de evaluación entregados a usted en cada unidad en esta misma guía y la segunda, los aspectos
básicos del trabajo experimental enunciados en las primeras páginas del texto del estudiante.
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Ejemplo 1: Pauta de observación. Aprendizaje esperado “Determinar el número de electrones, protones y
neutrones constituyentes del átomo”.
Pauta de observaciónIdentificación:
Subsector de aprendizaje: Química
Nivel educativo: 2° medio
Actitud predominante del observador (marque con una ✗), según corresponda
Momento de observación (describa brevemente el momento educativo en el que está aplicando la evaluación):
Desarrollo del Desafío científico, página 27, Texto del estudiante.
Aspectos distintivos del conocimiento, procedimiento o actitud evaluada (en este caso indicadores de
evaluación):
1. Reconoce el Z y el A en la Tabla Periódica.
2. Asocia el Z como el número de protones del átomo.
3. Determina el número de electrones de un átomo, observando el valor de los protones y la carga que
presenta o no el elemento.
4. Determina el Z y el A de un átomo a partir de las cantidades de partículas subatómicas.
5. Dibuja correctamente diagramas atómicos.
6. Interpreta la información entregada en un diagrama atómico.
Participante activo(a) (El observador participa activamente con los alumnos en la actividad).
Pseudoparticipante (El observador actúa como guía y participa sólo en algunas ocasiones).
Pasivo(a) (El observador no participa en ningún momento de la actividad).
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Recomendaciones para la interpretación de los resultados.
- Establecer el puntaje ideal. Considerando que usted evaluará 6 indicadores con un puntaje ideal de 3 puntos
por cada uno, se espera que cada alumno(a) sume un total de 18 puntos como máximo.
Asimismo si trabaja con un curso constituido por 45 estudiantes, se espera que por cada indicador el puntaje
máximo alcanzado sea equivalente a 135 puntos.
- Determinar el porcentaje de exigencia del instrumento según los criterios técnicos respecto a los aprendizajes
superficiales, estratégicos y profundos, en este caso (Desafío científico página 27) se propone un 50%.
- Establecer estándares según puntajes máximos y porcentaje de exigencia. Así por ejemplo, los alumnos(as)
que obtengan menos de 9 puntos, estarán bajo el porcentaje y deberán revisar nuevamente los contenidos
asociados al aprendizaje esperado y los indicadores que sumen en total menos de 67 puntos, deberán ser
nuevamente reforzados por usted.
N° de lista del alumno(a)Aspectos evaluados Total puntaje obtenido por el
alumno(a)1 2 3 4 5 61
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
Puntaje obtenido por el curso por indicador
Planilla para observar a cada alumno(a):
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Ejemplo 2: Instrumento válido y replicable en cualquier actividad experimental.
Pauta de observación
Identificación:
Subsector de Aprendizaje: Química
Nivel Educativo: 2° medio
Actitud predominante del observador (marque con una X), según corresponda
Momento de observación (describa brevemente el momento educativo en el que está aplicando la evaluación).
Actividad de laboratorio Ciencia en acción.
Aspectos distintivos del procedimiento o actitud evaluada:
1. Respetan los pasos establecidos.
2. Leen las indicaciones entregadas en el texto.
3. Son respetuosos(as) entre ellos(as).
4. Trabajan eficientemente en las labores que le han sido encomendadas.
5. Respetan las normas de seguridad establecidas para los trabajos experimentales.
6. Entregan a tiempo los medios de comunicación de resultados.
7. Evalúan en forma responsable y seria el trabajo en equipo.
Plantilla para observar grupos de trabajo:
GruposAspectos evaluados
Observaciones relevantes1 2 3 4 5 6 7
Participante activo(a) (El observador participa activamente con los alumnos en la actividad).
Pseudoparticipante (El observador actúa como guía y participa sólo en algunas ocasiones).
Pasivo (a) (El observador no participa en ningún momento de la actividad).
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
TEM
A 1
66
Unidad Enlace Químico.
Tema Los átomos se unen.
Objetivos Fundamentales de la Unidad Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de
interacción con otros átomos.
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Desarrollar el interés y la capacidad de conocer la realidad y utilizar el
conocimiento y la información.
El profesor(a) inicia la unidad, para ello, puede emplear la introducción
de la misma y compartir en plenario las preguntas allí planteadas.
Comenta con los alumnos(as) los aprendizajes esperados, e invitándolos
a desarrollan las actividades: “Y para comenzar” y Ciencia en acción
“Reacciones químicas”, según sugerencia indicadas en la guía didáctica
del docente.
Configuración
electrónica y
electrones de
valencia
35 a 37
65 a 71
Valora la utilidad de la Estructura de Lewis para
explicar y predecir su comportamiento químico
Desarrollar habilidades de investigación, observación
y análisis propios de la metodología científica.
Apreciar la química como una herramienta para
comprender el entorno natural y valorarlo.
Inicie la clase revisando los resultados obtenidos por los alumnos(as) en
el desafío científico.
Exponga a los alumnos(as) la simbología de Lewis, recuerde conectar
este nuevo aprendizaje con los que los alumnos(as) conocen y
comprenden de la configuración electrónica.
Estructura de
Lewis72 a 73
Valorar el enlace químico como la entidad
fundamental que permite explicar y relacionar la
estructura con las propiedades de las diferentes
sustancias y materiales.
Comprender que los átomos forman compuestos
iónicos o covalentes.
Desarrollar habilidades de investigación, observación
y análisis propios de la metodología científica.
Apreciar la química como una herramienta para
comprender el entorno natural y valorarlo.
Inicie la clase comentando “más que química” de la página 74 respecto
al cloruro de sodio. Demuestre a los alumnos(as) expositivamente
como se forma este compuesto a partir de la configuración electrónica
y su electronegatividad.
Como actividad proponga a los alumnos(as) formar grupos de trabajo
para definir enlace químico, enlace iónico, enlaces covalentes y enlace
metálico para luego establecer un paralelo en el que se establezcan las
diferencias entre ellos.
Modelos de
enlace. Enlace
químico
Tipos de
enlace:
Iónico,
covalente y
coordinado
Energía de
enlace.
74 a 82
Relacionar la configuración electrónica con el tipo de
enlace que los átomos forman predominantemente.
Desarrollar habilidades de investigación, observación
y análisis propios de la metodología científica.
Apreciar la química como una herramienta para
comprender el entorno natural y valorarlo.
UN
IDA
D 2
67
Tiempo duración de la Unidad 7 semanas (7 clases) / 14 horas ped.
Tiempo de duración del Tema 7 semanas (7 clases) / 14 horas ped.
Representar moléculas mediante modelos tridimensionales. Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita acerca de procesos químicos.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Desarrolla la iniciativa personal, la creatividad, el trabajo en
equipo, basados en la confianza mutua y responsable.
Protección por el medio natural como contexto del desarrollo humano.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
Conviene, además, retomar las páginas 35 a 37, para recordar, la configuración electrónica y
electrones de valencia y, a partir de ahí, conectar con el enlace químico.
90 min.
Y para comenzar,
página 66
Ciencia en acción,
página 67
Formativa
Como actividad solicite a los alumnos(as) desarrollar el desafío científico de la página 73.
Cierre la clase resumiendo, evidenciando el aprendizaje esperado, puede emplear para ello las
preguntas de Metacognición de la página 70.90 min.
Desafío científico,
página 73Formativa
A partir de la información obtenida solicite a los alumnos(as) predecir qué grupos de elementos
podrían formar los enlaces estudiados y las características que como compuestos presentan.
Puede cerrar la clase con un plenario guiado por usted, en el cual los alumnos(as) van exponiendo las
respuestas obtenidas en el trabajo. Esta es una buena ocasión para conversar científicamente sobre
los contenidos revisados usando como referencia la actividad de metacognición de la página 79.
Solicite a los alumnos(as) desarrollar como tarea el desafío científico de las páginas 79 y 81. 90 min.
Desafío científico,
página 79
Desafío científico,
página 81
Formativa
TEM
A 1
68
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Representar correctamente las estructuras de Lewis
de átomos, iones poliatómicos y moléculas.
Inicie las actividades revisando junto a los alumnos(as) los desafíos
científicos 79 y 81.
Explique a los alumnos(as) el modelo RPEV y los tipos de geometrías
moleculares, paso a paso, para ello puede desarrollar los ejemplos
citados en el texto. Puede reforzar aprendizajes anteriores explicando
la formación de cada uno de los compuestos desde el
comportamiento de la configuración electrónica de sus elementos
constituyentes, determinar la diferencia de electronegatividad y el
83 a 86
Representar la forma de diferentes moléculas
empleando modelos.
Predecir la geometría de una molécula covalente.
Predecir y comprender el comportamiento molecular.
Inicie la actividad explicando a los alumnos(as) la finalidad de la actividad y
los procedimientos que deben seguir. Se recomienda que los alumnos(as)
desarrollen los desafíos científicos de las páginas 86 y la 88.87 a 90
Todos los señalados en las clases anteriores
Esta actividad le permite a usted que trabaje con los alumnos(as) en los
aprendizajes esperados de unidad.
Todos los
anteriores92 a 95
Utilice la tabla de especificaciones de la guía didáctica y la propuesta de
instrumentos de evaluación.
Estereoquímica
UN
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69
Sugerencias metodológicas para las actividades Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
90 min. Formativa
Guíe a sus alumnos(as) cuidando posibles errores conceptuales.
Una vez terminada la actividad permita que los alumnos(as) expongan sus resultados.90 min.
Desafío científico,
página 86
Desafío científico,
página 88
Formativa
Solicite a los alumnos(as) desarrollar la actividad “Revisemos lo aprendido”y “camino a”de la página 92 a
95, respectivamente. Observe la tabla de especificaciones de la guía de docente de la página 77 para
determinar cuales son las deficiencias que tienen los alumnos(as) y reforzarlas durante el desarrollo de la
clase. Con esta actividad los alumnos(as) podrán prepararse para la prueba de la unidad. 90 min.
Revisemos lo aprendido,
página 92
Autoevaluación,
página 93
Síntesis de la Unidad 2,
página 94
Camino a…, página 95.
Formativa
90 min.
Instrumento de
evaluación Nº 6,
página 84
Instrumento de
evaluación Nº 7,
página 88
Sumativa
tipo de enlace que los une, para aplicar el modelo RPEV y determinar la geometría molecular. Para
lo anterior puede emplear una presentación Power Point, u otro medio visual que le permita a los
alumnos(as) percibir con facilidad la tridimensionalidad de la geometría de las moléculas y la
polaridad de las moléculas.
Proponga a los alumnos(as) desarrollar los ejercicios tipos de la página 85 para verificar que pueden
predecir la geometría de las moléculas.
Solicite a los alumnos(as) materiales para desarrollar el desafío científico de la página 86 en la
próxima clase.
TEM
A 1
70
Sugerencias metodológicas
Trabajo con preconceptos
- Átomos, elementos, moléculas y compuestos: los
alumnos(as) pueden confundir los conceptos aun cuando han
sido revisados en el 8° año básico, razón por la cual se
recomienda revisarlos en la medida que aparezcan en el
transcurso de la unidad.
• Átomo: unidad estructural y funcional de la materia. Parte
más pequeña de un elemento capaz de tomar parte en una
reacción química.
• Elemento: sustancia que no se puede descomponer en
sustancias más simples. Los átomos de un mismo elemento
tienen siempre el mismo número de protones.
• Molécula: partícula formada por la combinación de átomos
en una proporción de números enteros y es posible
encontrarla en la naturaleza. Una molécula de un elemento
u homomoléculas (los átomos combinados son los mismos
por ejemplo 02) o de un compuesto, heteromoléculas
(átomos de combinación son diferentes por ejemplo HCl)
guarda las propiedades de esos elementos o compuestos.
• Compuesto: combinación química de átomos de diferentes
elementos que forman una sustancia y cuya relación de
combinación permanece fija y estable.
- Reacción química: los alumnos(as) han adquirido durante
la unidad II del 8° año básico en el sector de Comprensión del
Medio Natural una noción del concepto de reacción química,
especialmente la reacción de combustión. Por ello pueden
aparecer conceptos diversos para la misma. Es importante
que (cuando sea pertinente, por ejemplo “Ciencia en acción:
Reacción química”, en página 67), usted homogenice el
concepto indicando que en reacción química participan dos o
más sustancias iniciales denominadas reactivos que dan
origen a una o más sustancias finales denominadas
productos, las que son muy distintas a los reactivos. Éstas son
representadas simbólicamente mediante una ecuación
química cuya expresión general es:
A + B ➠ C + D
Motivación (Actividad exploratoria y
ciencia en acción)
Y para comenzar… Se entregan herramientas visuales (imágenes) para que los
alumnos(as) imaginen la reacción producida entre el ácido
clorhídrico y una granalla de zinc (zinc metálico), además de la
ecuación química que representa el proceso.
Comente con el grupo curso la información entregada por la
ecuación química (sin dar respuesta a las preguntas planteadas).
Se recomienda que los alumnos(as) observen y discutan en
grupos pequeños. Se espera que a partir del manejo que ellos
tengan de la información que entrega la ecuación química,
deduzcan que el gas que sale por la boca del tubo de ensayo
corresponde al hidrógeno (que en la parte inferior en la
ecuación está indicado como gas).
Asimismo, considerando el conocimiento adquirido respecto a la Ley
de la Conservación de la Materia, que escojan la alternativa C de la
pregunta 2, pues es la única que se ajusta a la ley anteriormente
mencionada. Si por el contrario escogen la alternativa A o B, usted
deberá reforzar la idea de conservación de la materia.
La pregunta 3 es una primera aproximación al concepto de
enlace químico, se espera que los alumnos(as) puedan percibir y
explicar que la reacción química se produce gracias al
reordenamiento de átomos.
Para el desarrollo de la pregunta 4, los alumnos(as) deberán aplicar
aprendizajes adquiridos en la unidad anterior, considerando los
siguientes datos (que obtienen de la Tabla periódica):
A partir de los datos entregados se puede establecer que el HCl
se formó cuando el hidrógeno cedió electrones (uno) al Cl
(recuerde que aún los alumnos(as) no manejan el concepto de
enlace) y en el caso del ZnCl2
el Zn (dos electrones) a dos Cl.
H
Cl
Zn
1s1
[Ne] 3s2 3p5
[Ar] 3d10 4s2
2,2
3,16
1,6
Por su baja
electronegatividad es
factible que ceda su
único electrón.
Por su alta
electronegatividad es
probable que reciba
electrones, completando
su último nivel de energía
Cede electrones.
Elemento Capa devalencia
Electro-negatividad Predicción
Página 66
b
a
UN
IDA
D 2
71
Ciencia en acción: Reacciones químicas.Rompiendo y formando enlaces.Resultados esperados
Los estudiantes observan el mecanismo general de dos
reacciones químicas he identifican que a partir de sustancias
iniciales (reactantes), se forman nuevas sustancias, con
propiedades diferentes a las primeras (productos):
Reactantes Q Productos
A-B + C-D Q A-D + C-B
Previamente, los estudiantes trabajaron con estos conceptos, en
la actividad de la página 66, por lo que tienen una noción de su
significado.
A través de la actividad de la página 66, debieran quedar claros
estos conceptos.
Antes de realizar el paso 4 (diseño experimental), el docente
invita a los estudiantes a investigar que es un “enlace químico”,
y como se forma; respuesta que pueden encontrar en la página
74 del texto. Es importante que el alumno recurra a otras
fuentes de información, para respaldar su investigación.
Para el paso 4 (diseño experimental), el docente debe
considerar lo siguiente:
pH: es el logaritmo negativo de la concentración de iones H+,
en otras palabras es un número que nos ayuda a identificar si
una solución es ácida o básica.
Indicadores ácido-base: son ácidos débiles (de origen
orgánico) cuyas formas ácida y básica poseen distintos colores.
Entre ellos se encuentra la Fenolftaleína, que en medio ácido es
incoloro y en medio básico es rosa. (esta información le ayuda a
identificar el resultado de la segunda reacción).
La cinta de pH, también es un indicador. Es una tira de papel
impregnada con una mezcla de indicadores, que al
introducirla en una solución, determina el pH en forma
aproximada por color.
Observar tabla de pH en página 215, texto del estudiante.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones.
Los estudiantes deben contar con toda la información
pertinente, para desarrollar su investigación. Los resultados
esperados de las reacciones son:
Reactantes Producto
CO2
+ H2O Q H
2CO
3
Reactantes Productos
NaOH(ac)
+ HIn(ac)
Q Na - In + H2O
Los cambios de reactantes a productos, se deben a un
reordenamiento de átomos y de formación de enlaces,
obteniendo sustancias con propiedades diferentes.
Manejo conceptual del docente
Notación de LewisLewis propuso que la capacidad de reacción de los elementos
dependía fuertemente de la configuración electrónica
representada por: nsx npy, del último nivel de energía ocupado
en sus átomos, y creó una representación atómica que permite
ver fácilmente sus propiedades, cuyas reglas de representación
básicas son las siguientes:
1. El símbolo del átomo representa al núcleo, a todos los
electrones internos y a los (n-1) d y (n-2)f, cuando los hay.
2. Los electrones ns y np se representan por medio de puntos,
círculos, cruces o cualquier otro símbolo que se coloca en
derredor del símbolo atómico; los electrones de un mismo
átomo deberán tener el mismo símbolo. Es recomendable
que los electrones de átomos diferentes tengan símbolos
diferentes.
3. Los símbolos de los electrones se colocan en cuatro
posiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a la
derecha del símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatro
electrones representables, sus símbolos deberán ocupar
posiciones diferentes; si hay más de cuatro, se representan
por pares.
La siguiente tabla resume la representación de algunos grupos
de la Tabla periódica:
La regla de los octetos es sólo una guía aproximada y útil en la
producción de enlaces y estequiometría. Por ejemplo en la
estructura de Lewis del óxido de aluminio tenemos:
Al ([Ne] 3s23p1)
O ([He] 2s22p4) O
Al
1 14 15 172 13 16
H Be
Mg
B C N O F
Li Al ClSi P S
Página 72
c
Página 67
TEM
A 1
72
La fórmula del óxido de aluminio le corresponde: Al2O
3, donde
se puede ver claramente que existen 2 átomos de aluminio y 3
átomos de oxígeno. Realizando la estructura de Lewis:
En una fórmula empírica correcta, la suma de todas las cargas
positivas debe igualar la suma de todas las cargas negativas
debidas a los aniones. Así, para el ejemplo anterior, la
estructura de Lewis será:
En este ejemplo, tanto el Al, como el O adquieren la
configuración del gas noble Ne.
La regla del octeto formulada por Lewis dice que: “Un átomo
diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se
rodea de ocho electrones de valencia”.
Como una observación puede considerarse lo siguiente, que una
molécula es estable si cada uno de los átomos puede quedar
rodeado de 8 electrones externos o que cada uno de sus átomos
adquiere configuración de gas noble o inerte.
Son pasos básicos para establecer la estructura de Lewis los
siguientes:
1. Se escribe la estructura básica. Por ejemplo el Al2O
3
2. Se realizan las configuraciones electrónicas de las capas
externas, por ejemplo:
El aluminio que es: 3s23p1
El oxígeno que es: 2s22p4
3. Se cuenta el número total de electrones de valencia, por
ejemplo:
2 aluminios (con 3 electrones cada uno) = 6 electrones de
valencia.
3 oxígenos (con 6 electrones cada uno) = 18 electrones de
valencia.
TOTAL = 24 electrones de valencia.
4. Se dibujan los puntos de Lewis y se completan los octetos
para los átomos de oxígeno.
5. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, se
debe intentar escribir dobles o triples enlaces entre el átomo
central y los circunvecinos, haciendo uso de los pares no
enlazados de estos últimos.
En algunos casos, la capa de valencia de un átomo de una
molécula contiene menos de un octeto. Esto ocurre en las
moléculas con un número impar de electrones de valencia.
Se encuentran tres tipos de excepciones a la regla del octeto.
A. Moléculas con un número impar de electrones. La regla del
octeto nunca podrá ser satisfecha para todos los átomos en
cualquier molécula que se encuentra en estas condiciones.
B. El octeto expandido, en numerosos compuestos hay más
de ocho electrones de valencia alrededor de un átomo, y
sólo ocurre alrededor de átomos de elementos que se
encuentran del tercer período de la Tabla Periódica en
adelante. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos
del tercer período tienen orbitales 3d que pueden ser
utilizados para el enlace.
C. El octeto incompleto, en algunos compuestos el número
de electrones que rodean al átomo central es una
molécula estable y es menor que ocho, considérese a los
elementos del grupo IIA y IIIA.
Desafío CientíficoEl desafío propuesto a los estudiantes, les permitirá desarrollar la
habilidad de interpretar datos, a partir de una tabla. Junto al análisis
que realicen con otro u otros estudiantes, podrán relacionar la
electronegatividad de los elementos con la formación de iones.
Los datos de la tabla entregada en la pregunta 1 son:
Elementos Electronegatividad Configuraciónglobal
Númeroatómico
H 1 2,1 1s1
Na 11 0,9 [Ne]3s1
Cs 55 0,7 [Xe]6s1
O 8 3,5 1s22s22p4
Al 13 1,5 [Ne]3s23p1
Cl 17 3,0 [Ne]3s23p5
N 7 3,0 1s22s22p3
Ca 20 1,0 [Ar]4s2
Te 52 2,1 4d105s25p4
S 16 2,5 [Ne]3s23p4
Página 73
2–
[ ]O3+
[ ]Al2–
[ ]O2–
[ ]O3+
[ ]Al
Q 2 Al3+ + 32–[ ]O
O
Al
Al
O
O
UN
IDA
D 2
73
Para desarrollar la pregunta 2, los alumnos(as) deben tener claro
el concepto de iones; aunque ya lo han estudiado anteriormente,
es importante que el docente recuerde el concepto.
Los alumnos(as) deben ser capaces de identificar cuando un
átomo gana o pierde electrones, dependiendo de su ubicación
en la tabla periódica y sus valores de electronegatividad. A
mayor electronegatividad mayor es la tendencia de los átomos
a atraer los electrones del enlace hacia sí, cuando participa en la
formación de enlaces covalentes.
La configuración global externa se indica primero con corchete,
la configuración del gas noble que está anterior al elemento y
posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluidos
en el gas noble, y pertenecen al elemento configurado. Esta
escritura facilita, identificar los electrones más externos.
Para desarrollar la estructura de Lewis, es importante que usted
recuerde a los estudiantes:
- En el caso de los compuestos, determinar los elementos que
constituye cada compuesto.
- Identificar los electrones de valencia a través de la configuración
global externa o en su efecto, reconocer al grupo que
pertenecen.
- Representar la estructura de Lewis con un punto en el caso de
los elementos, y en los compuestos hacer la diferencia entre
elementos (puntos y cruces).
Es importante recalcar que la formación de enlaces químicos se
produce porque los átomos adquieren en su nivel más externo,
una configuración electrónica de dos u ocho electrones, que es
típica de los gases nobles o inertes, lo cual hace que los
elementos presenten mayor estabilidad, a diferencia de su
estado fundamental.
Enlace metálico, AleacionesSe entiende por aleación la unión íntima de dos o más metales
(o con metaloides) en mezcla homogénea, generalmente de
tipo artificial. Éstas se obtienen por fusión con la finalidad de
alterar, para mejorar, las propiedades de los metales desde el
punto de vista utilitario, de aspecto físico y/o resistencia
mecánica.
La estructura de las aleaciones queda conformada por
diferentes microconstituyentes o fases, tales como:
a. Cristales simples o de componentes puros, donde cada cristal
contiene un sólo componente. En este caso, la aleación,
llamada eutéctica, es una mezcla íntima de cristales formada
cada uno de ellos de un sólo componente puro. Estas
aleaciones son de poca aplicación práctica debido a sus bajas
propiedades mecánicas.
Por su baja temperatura de fusión, se emplean casi
exclusivamente para la soldadura dulce. El ejemplo típico lo
constituye la aleación plomo estaño, empleada en la
soldadura de láminas de cinc, cobre y latón.
b. Cristales de elementos compuestos. Formados por
compuestos químicos de los componentes, donde no es
posible distinguir separadamente los componentes
originales, como el carburo de hierro, que le aporta dureza a
los aceros que lo contienen.
c. Cristales de solución sólida: Formados por una solución
sólida de los componentes puros o por uno de ellos y un
compuesto químico de ambos.
Las propiedades de las aleaciones dependen de su composición
y del tamaño, forma y distribución de sus fases o
microconstituyentes. Entre ellas se pueden mencionar, respecto
a los metales puros:
- Mayor dureza y resistencia a la tracción.
- Menor temperatura de fusión por lo menos de uno de sus
componentes.
- Menor ductibilidad, tenacidad, conductividad eléctrica y térmica.
Estereoquímica – geometría molecular • Estereoquímica.
Se optó en el texto por el modelo de “repulsión de pares de
electrones de valencia (RPEV)” para facilitar la predicción de la
geometría molecular, el que considera el esquema general
A X n E m, donde:
A Átomo central.
X Ligandos unidos a A.
n Número de ligandos unidos a A.
E Pares de electrones libres en el átomo central.
m Número de pares de electrones libres.
Es complejo para el docente lograr que los estudiantes observen
en tres dimensiones moléculas que se dibujarán en el plano. Por
ello es recomendable emplear, si el medio o recurso con el que
usted cuenta es el pizarrón, el uso de guiones o símbolos que
indiquen la ubicación en el espacio, por ejemplo:
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Página 80
TEM
A 1
74
• Geometría molecular.
La actividad que se presenta como una actividad teórica – práctica
de evaluación se desarrolla con el objeto de predecir y modelar
moléculas en tres dimensiones. Es una ocasión valiosa para que el
docente corrija las apreciaciones, que los estudiantes pudieron
equivocar al observar en el plano la geometría molecular.
Se puede además, y complementariamente, solicitar a los
estudiantes que los enlaces representados por fósforos sean
coherentes a las distancias que a nivel microscópico pudiesen
presentar. Por ejemplo, en la molécula de cloruro de berilio
(BeCl2) ambos enlaces (Be – Cl) deben tener la misma distancia,
no así los que presenta la molécula de hidróxido de potasio
(K–O y O – H).
Se recomienda complementar sus conocimientos con la
información expuesta en la página
http://dec.fq.edu.uy/ecampos/
catedra_inorganica/general1/geometria/tapa.html,
perteneciente a Departamento de Química “Estrella Campos”, en
el cual se expone con un lenguaje sencillo el modelo RPEV.
ResonanciaAlgunas moléculas, especialmente las orgánicas, se pueden
representar mediante dos o más estructuras de Lewis, que
difieren entre sí únicamente en la distribución de los electrones, y
que se denominan estructuras resonantes. En estos casos, la
molécula tendrá características de ambas estructuras y se dice
que la molécula es un híbrido de resonancia de las estructuras
resonantes. El método de la resonancia permite saber, de forma
cualitativa, la estabilización que puede conseguir una molécula
por deslocalización electrónica. Cuanto mayor sea el número de
estructuras resonantes mediante las que se pueda describir una
especie química, mayor será su estabilidad.
Consideraciones para algunas de las actividades
propuestas
Desafío científicoI. El desafío propuesto a los estudiantes les permitirá
desarrollar las habilidades de predicción, para lo cual se
solicita determinen la configuración electrónica de cada
elemento enumerado y establezcan la capa de valencia
correspondiente, datos a partir de los cuales podrán
establecer el número de electrones que cada uno de ellos
estaría dispuesto a ceder o ganar para alcanzar la
configuración de su gas noble más cercano.
Los alumnos(as) deberían observar que los elementos
numerados en el grupo 1 tiene la capa de valencia ns1,
donde el valor de “n” dependerá del periodo en el que se
ubique cada elemento y en todos los casos para alcanzar la
configuración del gas noble más cercano les “conviene”
perder electrones; para los enumerados en el grupo 17
observarán la capa de valencia ns2 np5, deduciendo que les
“conviene” ganar un electrón.
II, III, IV, V y VI. Se propone la actividad a fin de que los
alumnos(as) puedan establecer relaciones entre los datos
entregados y descubrir que a partir del número atómico (Z)
puedan determinar la configuración electrónica, de la cual
podrán determinar los electrones de valencia y por
consiguiente, los símbolos de Lewis para el elemento, además
de predecir su naturaleza metálica o no metálica. El objetivo
de este desafío es que los alumnos(as) internalicen que los
datos de cada elemento pueden ser deducidos y no son
“invento” de este texto o del propio docente, más aún que
logren visualizar las relaciones que existen entre los datos
cuantitativos y cualitativos que se manejan de un elemento.
Desafío científico1. Se espera que los alumnos(as) apliquen información
entregada en párrafos anteriores y determinen la diferencia de
electronegatividad en el amoniaco (NH3) y a partir de ese dato
el tipo de enlace.
Usted deberá orientar a los alumnos(as) para que:
1° Busquen las electronegatividades respectivas.
ENHidrógeno
= 2,2
ENNitrógeno
= 3,04
2° Determinen la diferencia de electronegatividades
EN = 0,84
Página 79
Página 73
d
Página 83
UN
IDA
D 2
75
3° Asocien el valor de la diferencia a un tipo de enlace.
Según datos entregados es un enlace covalente polar, pues
EN es mayor que cero y menor a 1,7.
2 y 3. Según la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica,
se puede predecir el comportamiento de las parejas de
elementos químicos. Si éstas se encuentran alejadas, las
sustancias que se formarán serán de naturaleza iónica debido
a que existe una diferencia de electronegatividad igual y
superior a 1,7; en cambio, si las parejas de elementos se
encuentran cercanas, sus diferencias de electronegatividad
serán inferiores a 1,6, dando lugar a sustancias covalentes.
4 y 5. Para que el estudiante identifique que tipo de sustancias
son el diamante y el grafito, debe analizar el texto de la
página 78 y comparar las características de las sustancias
moleculares y reticulares. En cuanto a la estructura de estos
alótropos, el docente debe destacar que si esta es ordenada y
compacta, nos indicará que será fuerte y resistente, en cambio
si su estructura se presenta con espacio o en capas nos
indicará que será frágil y quebradiza como es el grafito.
Los estudiantes deben saber que el diamante y el grafito, son
alótropos del carbono.
6. Está explicado en la sección de “Manejo conceptual del
docente”, bajo el título de Página 80, Enlace metálico,
Aleación; de la página 74, de ésta guía.
Desafío CientíficoLa actividad ha sido diseñada con el fin de que los alumnos
desarrollen las habilidades científicas: comparar, comprender,
aplicar, predecir y analizar, mediante la revisión de todos los
contenidos estudiados hasta ese momento.
En la primera actividad (Verdadero o Falso) proponga a los
alumnos(as) responder sin mirar su cuaderno ni el texto de
estudio, sólo con los conocimientos adquiridos. Una vez
terminada, revise en plenario las respuestas de las afirmaciones
1, 3, 6, 9 y 10 correspondiente a las falsas y las posibles
justificaciones que dieron los estudiantes.
La afirmación número 1 les permitirá a los alumnos aplicar el
concepto de electrones de valencia y asociar que estos se ubican en
los niveles más lejanos al núcleo atómico y no en los más cercanos.
Afirmación número 3 respecto a la regla del octeto, señalada
“ceder” electrones como una forma de alcanzar la configuración
electrónica del gas noble más cercano, afirmación falsa si se tiene
en consideración que también pueden captar electrones como
por ejemplo el cloro y todos los elementos del grupo 17 que captan
1 electrón.
El cuestionario del Ítem II, ha sido confeccionado para que el
estudiante desarrolle las habilidades de aplicación y comparación.
Se espera que los alumnos(as) respondan el cuestionario, sin
mirar los contenidos del cuaderno o del texto. Luego analizará
junto al docente, cada una de las respuestas, dando ejercicios a
modo de ejemplo y los resultados de cada una de ellas.
Para la pregunta 1y 2 los alumnos(as) deben aplicar los
conocimientos estudiados en las páginas anteriores
En las preguntas 3, 6 y 7, el alumno(as) desarrollará la habilidad
de comparación entre los contenidos del texto y lo que ocurre
cotidianamente en su entorno, identificando que la formación de
enlaces, origina sustancias con propiedades totalmente diferentes
a los átomos que la forman y que pueden formar moléculas
simples o de gran tamaño y complejidad.
Por ejemplo, la formación de NaCl, que tiene propiedades
totalmente diferente a las de los átomos que la originan, que por
separados son reactivos y dañinos.
Desafío científicoLa actividad a desarrollar es teórico práctica, en la que los
alumnos(as) podrán investigar y elaborar modelos moleculares en
forma tridimensional.
Tendrán que dominar conceptos tales como: electrones de
valencia, regla del dueto y octeto, electronegatividad, enlaces
químicos y polaridad; que pueden ser recordados antes de
comenzar la actividad.
También es importante indicar a los estudiantes que utilicen
diferentes colores de plasticina para identificar correctamente a
cada uno de los elementos del compuesto.
En esta actividad los alumnos(as) deberán dominar conceptos básicos
de estereoquímica y basarse en el modelo de repulsión de pares
electrónicos(RPEV), ubicando correctamente los electrones de valencia
alrededor de un átomo, tratando de minimizar la repulsión
electrostática entre ellos, para así formar el enlace químico.
Sería recomendable que los alumnos(as) utilizaran un
transportador, para medir los ángulos de enlace, correspondiente
a cada geometría molecular.
En la pregunta 2, los estudiantes comparan las estructuras
realizadas con otros equipos de trabajo y analizan las
diferencias que tienen las moléculas dependiendo del tipo de
enlace que presenten.
En la pregunta 3, utilizando los valores de las electronegatividades
de cada elemento obtenidos de la pág. 73, los estudiantes
determinarán la electronegatividad para saber el tipo de enlace y
su polaridad.
Página 86
Página 81
TEM
A 1
76
Desafío científicoDesafío mediante el cual el alumno(a) pondrá en práctica las
habilidades científicas de aplicar, comprender y predecir, con la
finalidad de determinar la polaridad de las mismas moléculas
que en la actividad anterior establecieron la geometría
molecular. Para ello, usted debe guiar el trabajo de los
alumnos(as) considerando que los estudiantes:
1° Observen la geometría molecular del compuesto, por
ejemplo el CCl4
2° Determinar la electronegatividad de los elementos
participantes, para establecer hacia dónde se desplazarán los
electrones. Por ejemplo, la electronegatividad del carbono
(C) es 2,5 y la del cloro (Cl ) 3,16. De estos valores se deduce
que los electrones del carbono serán atraídos por cada uno
de los cloros, desplazamiento que se puede expresar con los
vectores de la siguiente forma:
3° Aplicando la suma de vectores que tendrán (en el plano), se
obtendrá un momento dipolar cero (el vector resultante es
igual a cero).
Lectura Científica: La teoría cuántica de Max PlanckIncentive en sus estudiantes el placer por la lectura, señalándoles
que esto les permitirá desarrollar un pensamiento reflexivo, crítico
y creativo. Además de nutrir de sensaciones, reconocer valores,
imaginar paisajes y personajes... y todo ello, de modo más o
menos consciente, lo incorporamos nosotros mismos. Y ahí queda,
formando ese pozo fértil que crecerá con nuevas lecturas y
germinará cualquier día. Al mismo tiempo, se aprenden nuevos
conceptos, se amplían y asientan nuevos aprendizajes.
Indique, además, que Max Planck con sus trabajos permitió que
otros científicos como Einstein, formularan su teoría. Haga ver
que el trabajo colaborativo beneficia a todos y así, ellos algún
día, podrán mostrar sus aportes a la sociedad si son persistentes
en lograr conocimientos que permitan explicar fenómenos que
aún no han sido aclarados.
Invite a sus alumnos(as) a resolver las actividades propuestas
de la Revista Científica, en la sección “Para reflexionar”.
También, puede indicar algunos beneficios que aporta el
dedicar parte de su tiempo a leer, entre ellos están:
- Mejora la capacidad de lectura y escritura
- Estimula la creatividad.
- Promueve la concentración si es una lectura individual y
participación social si es colectiva.
- Estimula la capacidad autónoma de trabajo y al mismo tiempo
ayuda a adquirir técnicas de documentación, investigación,
acceso a la información, entre otras.
- Progresa en la comprensión lectora al utilizar estrategias
como: hacerse preguntas sobre la lectura, hacer predicciones
sobre el texto, categorizar la información, etc.
Página 91Página 88
UN
IDA
D 2
77
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
Relacionar la
configuración electrónica
con el tipo de enlace que
los átomos forman
predominantemente.
Establecer la configuración electrónica de los
elementos y reconocer en ella los electrones
de valencia
Desafío científico, página 73
Desafío científico, página 81
Revisemos lo aprendido, página 92
Preguntas I. y II.
V o F: preguntas 1 a 3
Ítem I. 9; Ítem III. 1
Valorar el enlace químico
como la entidad
fundamental que permite
explicar y relacionar la
estructura con las
propiedades de las
diferentes sustancias y
materiales.
Definir enlace químico, covalente polar, apolar,
iónico, metálico, dativo.
Desafío científico página 81
Revisemos lo aprendido, página 92
Camino a…, página 95
V o F: 6, 7, 9; Ítem II. 3 a 5
Ítem I. 2, 3, 5, 13, 14, 15; Ítem II.
1 a 4; Ítem III. 4, 5, 7
1 y 5
Comprender que los
átomos forman
compuestos iónicos o
covalentes.
Reconoce un tipo de compuesto de otroDesafío científico, página 81
Revisemos lo aprendido, página 92
V o F, Preguntas 5, 8, 10
Ítem III.5; Camino a…, 6
Valora la utilidad de la
Estructura de Lewis para
explicar y predecir su
comportamiento químico.
Representar correctamente
las estructuras de Lewis de
átomos, iones
poliatómicos y moléculas.
Representa correctamente un átomo neutro o
un ión utilizando la estructura de Lewis.
Desafío científico, página 73
Desafío científico, página 81
Desafío científico página 86
III
I. V o F, 2, 3, 4; Ítem II. 2
2
Representar la forma de
diferentes moléculas
empleando modelos.
Predecir la geometría de
una molécula covalente.
Predecir y comprender el
comportamiento
molecular.
Aplica correctamente los pasos de RPEV Desafío científico, página 86 2, 4, 5
Reconoce los electrones desapareados de los
apareados.
Desafío científico, página 73
Revisemos lo aprendido, página 92
I. y II.
Ítem III. 1
Puede dibujar la geometría de la molécula, a
partir de la estructura de Lewis y del REPVDesafío científico, página 86 2, 3, 4
Representa mediante maquetas las
geometrías moleculares fundamentales.Desafío científico, página 86 2, 3, 4
Representa correctamente una molécula
utilizando la estructura de Lewis.
Desafío científico, página 73
Desafío científico, página 86
Revisemos lo aprendido, página 92
II
2
Ítem II. 4
Enumera las propiedades fundamentales de
compuestos iónicos y covalentes.
Desafío científico, página 81
Revisemos lo aprendido página 92
Camino a…, página 95
V o F, Pregunta 5 y 10
Ítem II. 1
7
Puede predecir el tipo de enlace que presenta
una molécula.
Desafío científico, página 79
Desafío científico, página 81
Desafío científico, página 86
Revisemos lo aprendido, página 93
Camino a…, página 95
Ejercicio 1 a 3
Ítem II. 3 y 4
Pregunta 2 y 3
Ítem III.7
1y 5
Diferencia claramente los enlaces simples de
los dobles y triples por la cantidad de pares
electrónicos comprometidos.
Desafío científico, página 81
Desafío científico, página 86
Revisemos lo aprendido, página 92
V o F, Pregunta 7
Pregunta 2, 3
Ítem I. 2 y 13; Ítem II. 4
TEM
A 1
78
Actividades complementarias
Actividad Nº1
Opción única
1. El enlace iónico se forma entre elementos que tienen:
a. Una gran diferencia de electronegatividad.
b. Una electronegatividad idéntica.
c. Electropositividad mayor a 1,7.
d. Diferencia del potencial de ionización igual a cero.
e. Electronegatividad mayor a 1,7.
2. Observando la ubicación de cada elemento en la Tabla
Periódica, ¿en cuál de las siguientes especies puede existir
una unión iónica?
a. F2
b. CIF c. OF2
d. NF3
e. LiF
3. Si el nitrógeno (Z=7) se une al oxígeno (Z=8), el número
total de electrones enlazados y no enlazados en el
compuesto NO es:
a. 10 b. 11 c. 12
d. 15 e. 16
4. Las sustancias moleculares se caracterizan por:
I. Tener puntos de fusión y ebullición bajos.
II. Ser buenos conductores de electricidad.
III. Tener polaridad ( ) igual a cero y distinta de cero.
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo I y II d. Sólo I y III
e. Sólo II y III
5. Para el átomo de azufre, la notación de Lewis, correcta es:
a. b. c. d. e.
6. El compuesto cloruro de magnesio
(Mg Cl2) (Mg Z=12, Cl Z=17) presenta una geometría:
a. Trigonal plana. b. Piramidal.
c. Angular. d. Tetraédrica.
e. Lineal.
7. El BF3
presenta:
I. Geometría trigonal plana
II. Geometría trigonal piramidal
III. ≠O
IV. =O
a. Sólo I b. Sólo IV
c. Sólo I y III d. Sólo II y IV
e. Sólo II y III
Verdadero o Falso.
1. ___ En el enlace iónico, la diferencia de electronegatividad
es mayor que en el enlace covalente.
2. ___ En enlace iónico se forman siempre un anión y un catión.
3. ___ Una de las propiedades fundamentales de los
compuestos iónicos es que se disuelven en solventes
polares y apolares.
4. ___ Los enlaces covalentes pueden ser simples, dobles o triples.
5. ___ En una sustancia apolar no hay polos.
6. ___ Un dipolo es aquel que presenta sólo un extremo
cargado positivamente.
7. ___ Un dipolo presenta enlace covalente apolar entre sus
elementos constituyentes.
8. ___ La geometría de una molécula está determinada tanto
por los pares de electrones que se enlazan como por
aquellos que no lo hacen.
9. ___ Las sustancias covalentes pueden ser moleculares y
reticulares.
10. ___ La fuerza de Van der Waals se produce o hace efectiva
entre sus sustancias polares.
11. ___ La electronegatividad es la única propiedad periódica
que incide en la formación de enlaces.
12. ___ De acuerdo con el concepto de radio iónico, el tamaño
de un anión es siempre mayor al de un catión para un
mismo elemento.
13. ___ La atracción ion-dipolo corresponde a la interacción
entre una molécula con dos polos y un catión o un anión.
14. ___ En las moléculas diatómicas y homoatómicas la diferencia
de electronegatividad siempre será igual a cero.
15. ___ Según el modelo de repulsión de pares de electrones de
valencia, en la geometría tetraédrica piramidal existe un
par de electrones libres en torno al átomo central.
SSSSS
UN
IDA
D 2
79
Actividad 2
Tabla
Observando la tabla responde:
1. ¿Qué fórmulas representan moléculas No polares?
2. ¿Qué moléculas tienen una geometría molecular tetraédrica?
3. ¿Qué moléculas tienen un momento dipolar igual a cero?
4. ¿Qué molécula comparte cuatro pares de electrones?
F2
HBr
CH4
Cl2O
Na2S
PO3
HClO3
H2SO
4
NH4
+
CO3
2–
Lineal
Lineal
Tetraédrica
Angular
Angular
Tetraédrica piramidal
Angular
Angular
Tetraédrico
Triangular plana
= 0
≠ 0
= 0
= 0
≠ 0
≠ 0
≠ 0
≠ 0
≠ 0
≠ 0
No polar
Polar
No polar
No polar
Polar
Polar
Polar
Polar
Polar
Polar
F F
Cl ClO
H HP
H
Na NaS
H O O O Cl
H O O S O O H
H
CH H
H
H
NH H
H
H Br
CO O
O
=
Fórmula Estructura de Lewis Geometría molecular Momento dipolar ( ) Polaridad
TEM
A 1
80
Actividad Nº 3
Resuelve los siguientes problemas.
1. El fósforo se presenta a veces como moléculas tetraédricas regulares de P4, con
un átomo de fósforo en cada vértice unido a los tres restantes por enlaces
exactamente equivalentes. Dibuja la estructura de Lewis de la misma e indica
el ángulo esperable entre cada dos enlaces P – P.
a. Compara la estructura obtenida para el P4
con la estructura del PH3. ¿Qué
diferencias y semejanzas observas?
2. La estructura del ión SO42- es tetraédrica, con el átomo de azufre en el centro y
los de oxígeno en los vértices, siendo todos los enlaces S – O equivalentes.
Indica todas las estructuras resonantes posibles.
3. Indica cuál es la estructura electrónica de NO y CN, deduciendo de ellas su
carácter polar.
4. El oxígeno y el azufre pertenecen al mismo grupo de la Tabla Periodica, pero el
ángulo de enlace en la molécula de agua y el ácido sulfhídrico (H2S) son
respectivamente 104,5 ° y 92°. Determina y explica a qué se debe esta diferencia.
5. Define los siguientes conceptos:
a. Orbital atómico d. Enlace
b. Orbital molecular e. Energía de enlace
c. Enlace f. Orbital híbrido
6. Pronostica el tipo de hibridación en el Berilio, Carbono, Silicio y Boro que
justifique la no polaridad de las moléculas de:
a. CCl4
c. BF3
b. SiH4
d. BeI2
7. Pronostica el tipo de hibridación del Carbono, Galio y Berilio en las siguientes
moléculas:
a. CO2
c. BeI2
b. GaCl3
8. Para las moléculas que se enumeran a continuación determina: Tipo de
enlaces, estructura de Lewis, geometría molecular, polaridad y valor del ángulo
de enlace entre los átomos centrales y los laterales.
a. F2O c. NF
3
b. BF3
9. Demuestra utilizando diagramas de Lewis, que las moléculas siguientes están
rodeadas por:
a. Cinco pares de electrones – PCl5
/ SbCl5
/ SF4
/ SeF4
/ ClF3
/ BrF3
/ IF3
b. Seis pares de electrones – SF6
/ SeF6
/ TeF6
/ BrF5
/ IF5
10. La energía de enlace en el Li2, es igual a 104,4 KJ mol-1 y
en el H2
430,54 KJ mol-1. Al respecto señala:
a. ¿Cuál de los dos orbitales moleculares será mayor?
b. ¿Cuál de las dos longitudes de enlace será mayor?
Habilidades a desarrollar:- Definir.- Resolución de problemas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
UN
IDA
D 2
81
Actividad Nº 4
1. Cuáles de las siguientes especies son dipolos:
a. SCO
b. IBr2-
c. NO32-
d. SO2
e. BeCl2
f. SeCl4
g. PCl5
h. NH4+
i. O3
j. ClO2–
k. CO32-
l. IF3
2. Determina el número de enlaces y en los siguientes compuestos:
A. B. C.
D. E. F.
G. H.
Habilidades a desarrollar:- Resolver problemas.- Aplicar conceptos.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
H3C–S–CH
3
O
= H–N–H
Cl
=
H–C–OH
O
= CH3Cl O=C=O
–
H
B
–
N
H
H–N N–H
H–B B–H
N N N N–O
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COP
IAB
LE82
I Ítem: Verdadero o falso.
Determina si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, anteponiendo una V o una F respectivamente,
según corresponda. Explica brevemente por qué consideras que una frase es falsa, en el espacio dispuesto.
1. ____ Los electrones llamados “de valencia” son aquellos que se sitúan en el último subnivel.
______________________________________________________________________________________
2. ____ Para que se forme un enlace químico siempre debe existir participación de electrones.
______________________________________________________________________________________
3. ____ Los compuestos formados por los elementos del grupo 1 y el 17 siempre tienden a ser iónicos.
______________________________________________________________________________________
4. ____ De acuerdo a sus propiedades, el agua se clasifica como un compuesto iónico.
______________________________________________________________________________________
5. ____ El P2O
5en la estructura de Lewis posee dos enlaces covalentes dativos.
______________________________________________________________________________________
6. ____ Si una misma molécula presenta un enlace iónico y un enlace covalente, se clasificará como un
compuesto iónico.
______________________________________________________________________________________
7. ____ El potasio no es capaz de conducir corriente eléctrica.
______________________________________________________________________________________
8. ____ El carácter polar de una molécula, es independiente de las electronegatividades de los átomos
enlazados.
______________________________________________________________________________________
9. ____ La mejor estructura de Lewis para un compuesto, es aquella que contenga la mayor cantidad de
enlaces dativos.
______________________________________________________________________________________
10. ____ Los enlaces iónicos son más polares que los covalentes.
______________________________________________________________________________________
Instrumento de Evaluación N° 6Unidad II
Nombre: _________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente las instrucciones antes de responder. Para contestar las actividades propuestas y las preguntas
formuladas.
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IAB
LE
83
11. ____ El CS2
es un compuesto polar.
_____________________________________________________________________________________
12. ____ La covalencia de un átomo es igual al número de electrones que le falta para adquirir la
configuración de un gas noble.
_____________________________________________________________________________________
13. ____ La polaridad de una molécula depende de la polaridad de sus enlaces.
_____________________________________________________________________________________
14. ____ En todos los compuesto, todos los átomos participantes deben cumplir la regla del octeto.
_____________________________________________________________________________________
15. ____ La molécula de N2
es no polar.
_____________________________________________________________________________________
16. ____ El CH4
es un compuesto iónico.
_____________________________________________________________________________________
17. ____ La molécula de HCN tiene cuatro enlaces covalentes polares y la molécula es polar.
_____________________________________________________________________________________
18. ____ El NaNO3
es un compuesto iónico y soluble en H2O
_____________________________________________________________________________________
19. ____ El CH3CH
2OH es un compuesto apolar.
_____________________________________________________________________________________
20. ____ El amoniaco (NH3) según el comportamiento de sus enlaces, es soluble en agua.
_____________________________________________________________________________________
II Ítem: Términos pareados.
Relaciona correctamente los compuestos enumerados en la columna A, anteponiendo el número asignado a
cada uno de ellos, en el enunciado propuesto en la columna B que mejor lo describa.
Columna A Columna B
1. H2 Un enlace simple
2. CO2 Dos enlaces dobles
3. N2 Un enlace triple polar
4. HCN Cuatro enlaces simples
5. CHCl3 Un enlace triple no polar
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IAB
LE84
III Ítem: Selección única.
Marca con una ✗ la letra de la alternativa que
responde correctamente a las preguntas planteadas.
1. Los enlaces en los que los electrones se
comparten entre los átomos participantes,
pues estos presentan electronegatividades
similares son:
a. Iónico
b. Covalente polar
c. Covalente apolar
d. Metálico
e. Dativo
2. En general, un enlace covalente entre dos átomos
se establece cuando se cumple que:
I. Ambos átomos son no metales iguales.
II. Ambos átomos son no metales diferentes.
III. Uno de los átomos es metal y otro no metal.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. I, II y III
3. La molécula que presenta un enlace covalente es:
a. BF3
b. KI
c. NH4+
d. H2O
e. Todas las anteriores.
4. El enlace H – Br, es:
a. Iónico
b. Covalente polar
c. Covalente apolar
d. Metálico
e. Coordinado
5. Un enlace covalente puede corresponder a una o
más de estas situaciones:
I. Dos átomos comparten la carga de pares de
electrones.
II. Un átomo entrega totalmente sus electrones
de valencia y otro los acepta completamente.
III. Dos átomos de igual valencia se unen por
cualquier forma de enlace.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y III
e. Sólo II y III
6. El compuesto que presenta enlaces polares y no
polares es:
a. NaH
b. N2O
3
c. KCl
d. H2O
2
e. LiCl
7. La molécula que presenta un enlace iónico es:
a. H2
b. CCl2
c. F2
d. KF
e. NH3
8. La fuerza de atracción que un átomo ejerce hacia
una par de electrones compartidos en enlace
covalente con otro átomo se conoce como:
a. Electronegatividad.
b. Potencial reductor.
c. Potencial oxidante.
d. Potencial de ionización.
e. Atracción dipolar.
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IAB
LE
85
9. La unión iónica se favorece por el aumento de
diferencia de electronegatividad y por el mayor
tamaño de ión positivo (para cargas iguales).
Considerando estos antecedentes, ¿cuál será la
unión más iónica entre los átomos de Li, F, Na y Cl?
a. LiF
b. NaF
c. LiCl
d. NaCl
e. ClF
10. El KF es considerando un compuesto iónico. Su
unión interatómica implica que:
I. Un átomo cedió totalmente y otro aceptó
protones.
II. Contienen átomos con carga positiva y otros
con carga negativa.
III. Los átomos participantes están compartiendo
electrones.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. Sólo II y III
11. Los compuestos iónicos se caracterizan por:
I. Estar constituidos por elementos metálicos
II. Estar constituidos por elementos no metálicos.
III. Presentar altas EN entre los átomos
participantes.
IV. Presentar pequeñas EN entre los átomos
participantes.
a. Sólo I y III
b. Sólo I y IV
c. Sólo II y III
d. Sólo II y IV
e. Sólo I, II y III
12. El flúor presenta una electronegatividad igual a 4
y el cloro 3. Si ambos elementos forman un
enlaces covalente entre sí, se puede afirmar que
tendrá una o más de las siguientes características:
I. El átomo del flúor tiene polaridad negativa y el
del cloro positiva.
II. El átomo del cloro tiene polaridad negativa y
el flúor positiva.
III. El enlace tendrá un comportamiento
intermedio (entre covalente polar e iónico).
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y III
e. Sólo II y III
13. Cual de los siguientes compuestos es un mejor
electrolito en agua:
a. HF
b. CsF
c. CF4
d. F2
e. BaF2
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LE86
Instrumento de Evaluación N° 7Unidad II
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder las instrucciones para contestar las actividades propuestas y las preguntas
formuladas.
Recuerda utilizar la Tabla Periódica para obtener información relevante.
1. Escribe la estructura de Lewis para los siguientes
átomos y moléculas. Considerando que en todos los
casos el átomo central es aquel que se encuentra
escrito en primera posición en la fórmula:
a. Be e. NH3
b. K f. CCl4
c. Ca g. H2O
d. F h. BF3
2. Escribe la estructura de Lewis para los siguientes
iones mono y poliatómicos. Considerando que en
todos los casos el átomo central es aquel que se
encuentra escrito en primera posición en la fórmula.
a. Li+ e. SO32–
b. Cl– f. NO+
c. N3– g. HPO42–
d. Al3+ h. OH–
3. Determina la geometría molecular de los siguientes
iones poliatómicos y moléculas:
a. COCl2
c. IO2
1-
b. NO d. SO4
2-
4. Describe la geometría molecular de las especies que
presentan alrededor del átomo central:
a. Cuatro enlaces sencillos y dos pares de electrones
no compartidos.
b. Dos enlaces sencillos y un par de electrones no
compartidos.
c. Cinco enlaces sencillos.
d. Tres enlaces sencillos y dos pares de electrones
no compartidos.
e. Dos enlaces sencillos y dos pares de electrones
no compartidos.
f. Cinco enlaces sencillos y un par de electrones no
compartidos.
5. En la siguientes moléculas SiH4, PH
3, H
2S, el átomo
central está rodeado por cuatro pares de electrones.
¿En cuál de ellas existe un ángulo de separación
menor a 109,5 °? Justifica tu respuesta utilizando las
geometrías moleculares respectivas.
6. En la siguientes moléculas SnCl2, BCl
3, SO
2, el átomo
central está rodeado por cuatro pares de electrones.
¿En cuál de ellas existe un ángulo de separación
menor a 120°? Justifica tu respuesta utilizando las
geometrías moleculares respectivas.
7. Observa atentamente las siguientes estructuras
atómicas, a partir de la información que de ella
puedes obtener determina:
a. b. c.
d. e. f.
g. h. i.
j. k. l.
i. Fórmula del compuesto o ión poliatómico.
ii. Geometría molecular.
iii.Polaridad de cada molécula.
F F O O
Cl ClO H HO
N N
Cl O
Cl
C
F F
F
BF F
F
F
B
H HH
HC
H
H
H
HC C
O OO
O O
OXN
Instrumentos 2° Medio CMO Unidad 2
N° 6 Modelos de enlace - Energía de enlace - Enlaces iónicos - Enlaces covalentes - Enlaces decoordinación.
N° 7 Estructuras de Lewis y geometría molecular.
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LE
87
Descripción para la calificación y evaluación
Criterios e indicadores de evaluación
De los contenidos evaluados en cada instrumento.
En las páginas 77 de la Guía del docente se entrega a usted una tabla de especificaciones, en la cual para cada
aprendizaje esperado se establecen indicadores gracias a los cuales podrá determinar el nivel de logro
alcanzado por los alumnos y alumnas.
Aprendizajes esperados Indicadores
Relacionar la configuración electrónica conel tipo de enlace que los átomos formanpredominantemente.
Establecer la configuración electrónica de los elementos y reconoce en ellalos electrones de valencia.
Valorar el enlace químico como la entidadfundamental que permite explicar yrelacionar la estructura con las propiedadesde las diferentes sustancias y materiales.
Definir enlace químico, covalente polar, apolar, iónico, metálico, dativo.
Puede predecir el tipo de enlace que presenta una molécula.
Diferencia claramente los enlaces simples de los dobles y triples por lacantidad de pares electrónicos comprometidos.
Comprender que los átomos formancompuestos iónicos o covalentes.
Reconoce un tipo de compuesto de otro.
Enumera las propiedades fundamentales de compuestos iónicos y covalentes.
Valora la utilidad de la estructura de Lewispara explicar y predecir su comportamientoquímico.Representar correctamente las estructurasde Lewis de átomos, iones poliatómicos ymoléculas.
Representa correctamente un átomo neutro o un ión utilizando la estructurade Lewis.
Representa correctamente una molécula utilizando la estructura de Lewis.
Representar la forma de diferentesmoléculas empleando modelos.Predecir la geometría de una moléculacovalente. Predecir y comprender elcomportamiento molecular.
Aplica correctamente los pasos de RPEV.
Reconoce los electrones desapareados de los apareados.
Puede dibujar la geometría de la molécula, a partir de la estructura de Lewisy del REPV
Representa mediante maquetas las geometrías moleculares fundamentales.
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IAB
LE88
Ejemplo 1: Lista de cotejo para determinar capacidad de un alumno(a) para predecir correctamente la
geometría de una molécula.
Lista de CotejoIdentificación:
Subsector de Aprendizaje: Química
Nivel Educativo: 2° medio
Fecha de aplicación:
Título de la tarea
Determinación de la geometría molecular de una molécula aplicando el RPEV
Nombre del alumno(a) evaluado__________________________________ Calificación obtenida__________
Escala de evaluación (para traducción a nota)
Considerando que son 9 conceptos (indicadores – procedimientos) el puntaje ideal se alcanza cuando el
alumno(a) logra nueve “sí”. Por otra parte, los conceptos enumerados (aprendizaje superficial, estratégico –
profundo) indican que el nivel de exigencia del ejercicio es equivalente al 60%, por ende:
Pauta de evaluación
Complete con un sí o un no, según corresponda.
N° de “sí” Calificación1 1,12 1,53 2,34 3,15 3,9 (4,0)6 4,77 5,48 6,29 7,0
N° Concepto sí no Observación
1 Identifica el átomo central.
2 Determina la estructura de Lewis del átomo central.
3 Identifica los ligandos unidos al átomo central.
4 Identifica el número de ligandos unidos al átomo central.
5 Determina la estructura de Lewis de los ligandos.
6 Enumera los pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central.
7 Identifica el número de pares de electrones libres.
8 Relaciona el comportamiento de la fórmula con un tipo de geometríamolecular.
9 Dibuja la geometría molecular.
Totales
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LE
89
N° de “sí” Calificación1 1,12 1,53 2,34 3,15 3,9 (4,0)6 4,77 5,48 6,29 7,0
Ejemplo 2: Lista de cotejo para determinar capacidad de los alumnos(as) para predecir correctamente lageometría de una molécula
Lista de CotejoIdentificación:Subsector de Aprendizaje: Química Nivel Educativo: 2° medio Fecha de aplicación:
Título de la tareaDeterminación de la geometría molecular de una molécula aplicando el RPEV
Escala de evaluación (para traducción a nota)Considerando que son 9 conceptos (indicadores – procedimientos) el puntaje ideal se alcanza cuando elalumno(a) logra nueve “sí”. Por otra parte, los conceptos enumerados (aprendizaje superficial, estratégico –profundo) indican que el nivel de exigencia del ejercicio es equivalente al 60%, por ende:
Pauta de evaluación
Complete con un sí o un no según corresponda
N° ConceptoNº de lista de alumnos(as) evaluados (as)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
1 Identifica el átomo central.
2 Determina la estructura deLewis del átomo central.
3 Identifica los ligandos unidosal átomo central.
4 Identifica el n° de ligandosunidos al átomo central.
5 Determina la estructura deLewis de los ligandos.
6Enumera los pares deelectrones libres o solitariosen torno al átomo central.
7 Identifica el número de paresde electrones libres.
8Relaciona el comportamientode la fórmula con un tipo degeometría molecular.
9 Dibuja la geometría molecular.
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
TEM
A 1
90
Unidad Química Orgánica
Tema Hidrocarburos
Objetivos Fundamentales de la Unidad Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e inorgánicos en el contexto
cotidiano, y entender las nociones esenciales de la química orgánica.
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos
y deberes de todas las personas
Introduzca la unidad comentando con los alumnos el esquema de la
página 98 y desarrollando, a modo de plenario, la actividad “y para
comenzar “de la misma página.
Por los tiempos destinados a la unidad, le sugerimos realizar de forma
demostrativa la actividad Ciencia en acción “compuestos orgánicos e
inorgánicos” de la página 99.
De manera expositiva (idealmente apoyado por imágenes
explicativas) explique a los alumnos el concepto de tetravalencia y la
formación de los enlaces sigma y pi.
Su grado de entendimiento le permitirá probablemente incluir los
conceptos de hidrocarburos cíclicos y aromáticos, para estos últimos
utilice los ejemplos citados en las páginas 118 y 120 respectivamente.
Invite a los alumnos a desarrollar los desafíos científicos de las páginas
119 y 123. Si dispone de poco tiempo, puede solicitarle a los alumnos
desarrollar algunos ejercicios de cada desafío, incluso distribuyéndolos
para que cada grupo tenga ejercicios distintos que resolver.
Visualizar la estructura tridimensional de una
molécula simple, describiendo y valorando la
importancia del fenómeno de isomería geométrica.
Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la
vida diaria desde un punto de vista químico, social y
medioambiental.
Nota: Los datos entregados en el recurso “más que química” acercan los compuestos orgánicos a artículos y compuestos de uso cotidiano. Úselos para que los
alumnos(as) valoren la aplicación de los compuestos orgánicos en la industria, a nivel doméstico y farmacéutico.
Se recomienda que use modelos tridimensionales y emplear un espejo
para explicarles a los alumnos los tipos de isomería. Puede emplear las
mismas moléculas propuestas como ejemplos en el texto.
Desarrolle junto a los alumnos el Desafío científico de la página 129.
Puede darles tiempo para que ellos completen la tabla y luego revisarla en
la pizarra a modo de plenario.
Para ejemplificar la importancia de los compuestos orgánicos en la vida
cotidiana puede invitar a los alumnos a leer la Revista científica de la
página 133.
Solicítele a los alumnos desarrollar los desafíos científicos de las páginas 130
y 131. Puede entregar a cada grupo dos moléculas a modelar, idealmente
cada molécula debe ser representada a lo menos por dos grupos, lo que le
permitirá establecer posibles diferencias entre los modelos elaborados.
Isomería 127 a la 135
Identificar las propiedades del carbono (C) que hacen
posible la formación de enlaces muy fuertes, poco
reactivos entre sí y con el hidrógeno (H), pudiendo
generar una amplia gama de moléculas, muchas de
ellas de cadena larga
Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la
vida diaria desde un punto de vista químico, social y
medioambiental.
Compuestos
orgánicos e
inorgánicos
Propiedades
del carbono
Hidrocarburos
y reactividad.
Hidrocarburos
cíclicos y
reactividad.
Hidrocarburos
de cadena
ramificada.
Isomería
96 a la 126
UN
IDA
D 3
91
Tiempo duración de la Unidad 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Representar moléculas orgánicas mediante modelos tridimensionales
y reconocer los grupos funcionales.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente.
Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Formación y desarrollo del interés y capacidad por conocer la realidad y utilizar el
conocimiento y la información.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
90 min.
Y para comenzar,
pág. 98.
Ciencia en acción,
pág. 99.
Desafío científico,
Pág. 106, 109, 111, 114
y 117.
Formativa
Los “sabías que” y los “más que química” de los laterales le permitirán acercar los compuestos
orgánicos a la vida diaria. Úselos para dar ejemplos.
Los alumnos ya han comprendido que el carbono puede formar cadenas largas y complejas,
momento propicio para explicarles el concepto de cadena ramificada, puede desarrollar
explicativamente los ejemplos de las páginas 124 y 125 para mejor comprensión. Explique además
las cadenas.
A modo de tarea solicíteles realizar el desafío científico de la página 126.
90 min.Desafío científico, Pág.
119, 123 y 126.
Formativa
Sumativa
Corrija los modelos de una misma molécula que presenten disposiciones espaciales distintas.
La actividad “revisemos lo aprendido”puede ser trabajada por los alumnos en forma individual y
entregado a usted para su evaluación formativa y sumativa, este último, siempre y cuando en las clases
anteriores los alumnos recibieran retroalimentación del proceso. De lo contrario, se recomienda sea
utilizado sólo como instrumento de evaluación formativa.
Para modelar moléculas orgánicas en computadores se recomienda descargue el programa ArgusLab 4.0
(gratuito desde cualquier sitio de internet) que le permitirá ingresar datos (número de carbonos,
hidrógenos y otros elementos) y obtener modelos tridimensionales de las moléculas, especificando ángulo
de los enlaces.
Para evaluar el tema puede aplicar el instrumento N° 8.
180 min.
Desafío científico, 129,
130, 131
Lectura científica,
pág 133.
Revisemos lo aprendido:
Tema 1, pág. 134.
Autoevaluación,
pág. 135
Instrumento de
evaluación Nº 8
Formativa y
sumativa
A partir de la capacidad del carbono de formar cadenas largas, indique a los estudiantes la
subdivisión de los hidrocarburos.
Explique a los alumnos los mecanismos de reacción de los hidrocarburos. Puede utilizar las
reacciones ejemplificadas.
Junto a los alumnos desarrolle un ejercicio tipo de cada desafío, se sugieren los siguiente: Desafío
página 109 n° 1 (número de carbonos 4 y 9), desafío científico página 114 N° 1 ejercicio b y d, N° 2
ejercicios b y c; desafío página 117 N° 2 b y d.
TEM
A 1
92
Sugerencias metodológicas
Trabajo con preconceptos
- Definición de química orgánica e inorgánica: En cursos
anteriores los alumnos/as han distinguido compuestos
orgánicos de inorgánicos separando las ciencias químicas en dos
grandes áreas.
Es importante que usted les indique que esta denominación viene
de la creencia antigua y errónea de que sólo los seres vivos eran
capaces de sintetizar los compuestos del carbono, sin embargo,
aunque la diferencia clásica entre compuestos orgánicos e
inorgánicos ha desaparecido, la expresión química orgánica
subsiste enfatizada por varias razones, comenzando por el que
todos los compuestos considerados orgánicos contengan carbono
o que este elemento forma parte de un número casi ilimitado de
combinaciones debido a la extraordinaria tendencia de sus átomos
a unirse entre sí.
Es importante mencionarles que la química orgánica moderna se
ocupa de los compuestos orgánicos de carbono de origen natural y
también de los obtenidos en el laboratorio como algunos
fármacos, alimentos, productos petroquímicos y carburantes.
- Mezclas: En química, una mezcla es una combinación de dos o
más sustancias en la cual no ocurre transformación de tipo
químico, de modo que no ocurren reacciones químicas. Las
sustancias participantes conservan su identidad y propiedades.
Existen dos tipos de mezclas: mezclas heterogéneas y mezclas
homogéneas.
- Disolventes orgánicos: Los disolventes orgánicos comprenden
múltiples sustancias de uso común en la vida diaria. Se
encuentran en forma líquida, pero desprenden vapores. La vía de
intoxicación más común es la inhalatoria pero pueden producirse
intoxicaciones por vía digestiva y cutánea
- Materiales orgánicos: Son todas aquellas sustancias que están
constituidas principalmente por carbono, acompañado de
hidrógeno, oxígeno, y otros elementos que con gran facilidad
combustionan en presencia de oxígeno y por un aumento de la
temperatura.
Motivación
Activación de conocimientos previosLa actividad propuesta permite a los alumnos clasificar las
sustancias y mezclas, según sus características y los ejemplos han
sido propuestos para que agrupen las sustancias como orgánicas
e inorgánicas, de allí la importancia del ordenador gráfico
dispuesto en la parte superior de la misma página.
En el caso de la mezcla de agua y tetracloruro de carbono, los
estudiantes (apoyados en la imagen) podrán distinguir que ambas
no se mezclan. Se espera que a partir de sus experiencias previas,
ellos distingan que el tetracloruro es una sustancia apolar.
Así mismo, al consultar por la separación de las sustancias usted
debe guiar a los estudiantes para que analicen los casos a partir
de la diferencia en lo puntos de ebullición, observando que en
el caso del alcohol es bajo (comparado con el del agua).
Por último, las respuestas a la pregunta 3), deben ser abordadas
considerando la polaridad, sus puntos de ebullición y la
combustión.
Se sugiere permita a los alumnos/as discutir sus respuestas en
grupos, durante un breve tiempo y posteriormente comentar
sus resultados en plenario.
Ciencia en acción: Compuestos orgánicos einorgánicosEn la planificación se ha sugerido (atendiendo al tiempo que
dispone para el desarrollo del tema) que sea desarrollada como
una actividad demostrativa, en la que usted puede invitar a los
alumnos/as a colaborar como ayudantes, para hacerlos partícipes
de la actividad.
Desarrolle cada una de las experiencias propuestas y proponga
una tabla para ordenar los datos experimentales, que los
alumnos pueden completar en la medida que usted desarrolla
la experiencia.
Se sugiere que en el caso de las mezclas de agua, etanol y tetracloruro de
carbono, agregue un colorante al agua para que sea más evidente, para
los alumnos, el comportamiento de la mezcla.
Resultados esperados:
Al registrar las temperaturas de las sustancias expuestas a la
llama del mechero se espera que los alumnos observen que
algunos compuestos tienen puntos de ebullición altos, mientras
que otros muy bajos y con “saltos de temperatura” importantes.
Cuando se mezclen las sustancias (agua, etanol y tetracloruro),
se espera que los alumnos observen que no hay disolución
entre ellas, tal como se dijo con anterioridad, le facilitará a los
alumnos la observación si emplea colorantes.
Finalmente, al exponer el alcohol y el agua a la llama de un
fósforo se espera que el primero se combustione fácilmente.
Página 99
Página 98
b
a
UN
IDA
D 3
93
Interpretación
Guíe a los alumnos para que observen las diferencias entre
sólidos (sal y azúcar) y líquidos (etanol, agua y tetracloruro).
Indique además, que de acuerdo a la experiencia desarrollada
son criterios de clasificación el comportamiento de la
temperatura y la disolución.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones
Para guiar a los estudiantes en el análisis de las observaciones y
la correcta elaboración de conclusiones, usted debe recordar que
los compuestos orgánicos ofrecen una serie de características
que los distinguen de los compuestos inorgánicos. Los segundos
en general, son en su mayoría de carácter iónico, solubles sobre
todo en agua y con altos puntos de ebullición y fusión; en tanto,
en los compuestos orgánicos predomina el carácter covalente,
con puntos de ebullición y fusión bajos. Se disuelven en
disolventes orgánicos no polares (cómo éter, alcohol, cloroformo
y benceno), son generalmente líquidos volátiles o sólidos y sus
densidades se aproximan a la unidad.
Manejo conceptual del docente
a. Compuestos orgánicos e inorgánicos: Fundamental para
guiar a los alumnos/as en su proceso de descubrimiento y
aprendizaje es que usted recuerde las siguientes diferencias
entre compuestos orgánicos e inorgánicos.
b. Alqueninos: En los hidrocarburos alifáticos se pueden
encontrar estas especies, así como los alcadieninos y los
alquendiinos. En todos los casos se refieren a cadenas
lineales de hidrocarburos que presentan una combinación de
más de un tipo de enlaces entre carbono carbono.
c. Los alquendiinos presentan estructuras con dos enlaces
triples, simples y un enlace doble. Para nombrarlos se indica
la posición del enlace doble y posteriormente la de los
enlaces triples, por ejemplo:
CH C - C C - CH = CH2
1 – hexen – 3,5 – diino
CH C - CH = CH - C CH 3 – hexen – 1,5 – diino
CH C - CH2
- C C - CH = CH2
1 – hepten – 3,6 – diino
CH C - CH2
- CH = CH - C CH 3 – hepten – 1,6 – diino
d. Los alcadieninos presentan un enlace triple y dos enlaces
dobles; para nombrarlos se indica la ubicación de los dos
enlaces dobles y posteriormente del enlace triple, por
ejemplo:
CH C - CH = CH - CH = CH2
1,3 – hexadien – 5 – ino
CH2
= CH - C C - CH = CH2
1,5 – hexadien – 3 – ino
CH2
= CH - CH2
- C C - CH = CH2
1,6 – heptadien – 3 – ino
Los alqueninos corresponden a moléculas orgánicas que
presentan un enlace doble y uno triple, además de simples. La
nomenclatura IUPAC indica que al nombre de la cadena se asocia
la terminación propia del enlace doble y luego la ubicación y
terminación característica del enlace triple. Por ejemplo:
CH C - CH = CH2
butenino
CH3
- C C - CH = CH2
1 – penten – 3 – ino
CH C - CH2
- CH = CH2
1 – penten – 4 – ino
CH C - CH = CH - CH3
3 – penten – 1 – ino
CH C - C = CH2
2 – metil – buten – 3 – ino
CH3
Otros elementosElementos
constituyentes
C, H, O, N, S, P y
halógenos
Sólidos, líquidos y
gaseosos
Estado físico Líquidos y gaseosos
mayoritariamente
BajaVolatilidad Alta
Muy altaSolubilidad en agua Insolubles en su
mayoría
No son tan
necesarios
Necesidad de
catalizadores para
reacción
Con frecuencia
Covalente, iónicoTipo de enlace Covalente
CompuestosInorgánicos
CompuestosOrgánicosCriterios
c
TEM
A 1
94
CH3
- CH2
- C C - CH = CH2
1 – hexen – 3 – ino
CH C - CH2
- CH2
- CH = CH2
1 – hexen – 5 – ino
e. Mitocondrias: En la lectura científica los alumnos deberán
reflexionar respecto a la formación del ATP (adenosin
trifosfato) y su formación en éste. Al respecto recuerde que
son los orgánulos celulares encargados de suministrar la
mayor parte de la energía necesaria para la actividad celular,
actúan por tanto, como centrales energéticas de la célula y
sintetizan ATP a expensas de los carburantes metabólicos
(glucosa, ácidos grasos y aminoácidos).
La ultraestructura mitocondrial está en relación con las
funciones que desempeña: en la matriz se localizan los
enzimas responsables de la oxidación de los ácidos grasos,
los aminoácidos, el ácido pirúvico y el ciclo de Krebs.
En la membrana interna están los sistemas dedicados al
transporte de los electrones que se desprenden en las
oxidaciones anteriores y un conjunto de proteínas encargadas
de acoplar la energía liberada del transporte electrónico con
la síntesis de ATP, estas proteínas le dan un aspecto granuloso
a la cara interna de la membrana mitocondrial.
Imagen célula eucarionte
Imagen mitocondria
Radicales alquilo:
Si a un alcano se le suprime un átomo de hidrógeno, resulta un
radical alquilo, el cual se representa con el símbolo R - . Para
nombrar estos radicales, debemos considerar el tipo de átomo
de carbono que presenta la valencia libre.
Los nombres de los radicales alquilo se forman cambiando la
terminación ano por il o ilo e indicando con un prefijo, si es
necesario, el tipo de átomo de carbono del cual se suprimió el
átomo de hidrógeno.
Los prefijos que se anteponen al nombre del radical alquilo son:
iso, sec, y ter.
El prefijo “iso” indica que un grupo - CH3
está unido al segundo
átomo de carbono de una cadena lineal. El “sec” en cambio,
señala que en el alcano normal se ha quitado un hidrógeno del
carbón secundario número dos. Finalmente el prefijo “ter”indica que del alcano de cuatro átomos de carbono se ha
quitado un hidrógeno al carbón terciario
Algunos ejemplos son:
PropilCH3–CH
2–CH
2–
IsopropilCH
3–CH–
CH3
SecbutilCH
3
CH3–CH
2–CH–
IsobutilCH
3
CH3–CH–CH
2–
Terbutil
CH3
CH3–C–
CH3
ButilCH3–CH
2–CH
2–CH
2–
UN
IDA
D 3
95
Caracterización de hidrocarburos
Nomenclatura
Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas
Desafíos científicosLas actividades indicadas han sido diseñadas para que los alumnos
apliquen en forma inmediata los conocimientos que han adquirido.
Estos se han subdivido por temas, a fin de afianzar en ellos la
internalización de las reglas y mecanismos revisados en el texto.
Proponga a los alumnos su desarrollo en forma individual y
revisar en el mismo texto los contenidos. Todas las actividades
son de comprobación, por ende, encontrarán en párrafos
anteriores orientaciones para su correcto desarrollo. Se sugiere,
además, que usted revise algunos ejercicios tipo en cada caso al
finalizar la actividad.
Puede emplear estos desafíos (tal como indica la planificación)
para distribuir ejercicios en diferentes grupos. Si ésta es su
elección, se sugiere revise los contenidos asociados y dé la
actividad a los alumnos para ejecutarla en grupos. Pueden
constituirse en actividades de evaluación acumulativa, que al
finalizar la revisión de todos los contenidos, se promedien para
convertirse en una calificación parcial.
Páginas 106 - 109 - 111 - 114 - 117 -119 - 123 - 126 - 129 - 130 -131
d
Fórmula General
- Terminación ano- Se nombran anteponiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano.
- Los radicales se nombran sustituyendo el sufijo -ano por -ilo.
- Si tiene dos sustituyentes, se nombran por orden alfabético. Se numera el ciclo comenzando por el sustituyente que va antes en el nombre.
- Si el anillo tiene tres o más sustituyentes, se nombran por orden alfabético. La numeración del ciclo se hace de forma que se otorguen los
localizadores más bajos a los sustituyentes.
-Terminación eno-Se asignan los números menores los carbonos del doble enlace.
-La dirección de numeración se elige de manera de dar los menores números a los sustituyentes del anillo.
- El doble enlace siempre está en posición uno, por eso, no es necesario especificarlo en el nombre.
- Terminación ino- La cadena principal debe contener el triple enlace.
- La posición del triple enlace se indica con la menor numeración.
- Para nombrar moléculas lineales que contienen dobles y triples enlaces, el sufijo ano del alcano correspondiente se sustituye por el
sufijo enino, adienino, endiino, etc. Para ello se atribuye a los dobles y triples enlaces los menores números posibles.
CnH
2n+2C
nH
2nC
nH
2nC
nH
2n-2C
nH
2n-2
Nomenclatura Sufijo -ano Ciclo .....-ano Sufijo -eno Sufijo -ino Sufijo -dieno
Tipo de reacciones Sustitución
Sustitución Adición
Todos ciclo
propano
Adición Adición Adición
Forma de ruptura
del enlaceHomolítica Homolítica Heterolítica Heterolítica Heterolítica Heterolítica
Mecanismo Radicalario Radicalario —— Adición electrofílica Adición electrofílica Adición electrofílica
Intermediario Radical libre Radical libre —— Carbo catión Carbo catión Carbo catión
Hidrocarburo Alcanos Cicloalcanos Alquenos Alquinos Dienos
Cic
loal
cano
sC
iclo
alqu
enos
Cic
loal
quin
os
TEM
A 1
96
Desafío científicoEste desafío tiene por finalidad que los alumnos desarrollen las
habilidades de investigación, formulación, aplicación y
autoevaluación.
Para dar respuesta a la pregunta número 1 los estudiantes
deberán investigar la nomenclatura de los alqueninos. Las
preguntas 2 a la 4, le permitirán repasar la formulación de
alcanos, alquenos y alquinos. Así como las preguntas 5 y 6 les
establecer la estructura tridimensional de los compuestos.
En la planificación se sugiere designe moléculas por cada grupo de
trabajo, la idea es que modelen, a lo menos, dos moléculas, y al
iniciar la clase siguiente usted les de espacio suficiente para que
presenten su modelo y lo comparen con el que elabore otro grupo.
Gracias a estos modelos es posible que los alumnos distingan tipos
de enlaces, posición de los hidrógenos para disminuir la repulsión,
entre otros aspectos propios de la estructura molecular.
Se sugiere, que una vez presentadas las moléculas, invite a los
alumnos/as a desarrollar la autoevaluación (propuesta en la tabla
de la página 131) en sus respectivos cuadernos. Cuando los
alumnos estén ejecutando la actividad propuesta para la clase,
recoja información respecto al proceso de autoevaluación. Los
aspectos que los alumnos evaluarán le permitirán guiar la
retroalimentación al finalizar la clase.
Lectura científica: El combustible de nuestro cuerpoSe recomienda desarrolle la lectura científica de manera
dirigida, en consideración al tiempo del que dispone. Si un
docente de Biología dispone de tiempo en su planificación
puede proponerle que trabajen el documento en paralelo.
Comente con los alumnos(as) las preguntas para la reflexión,
material que le permita guiar la discusión ha sido dispuesto en
esta guía en “manejo conceptual del docente”
Página 133
Página 117
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
Identificar las propiedades delcarbono (C) que hacen posible laformación de enlaces muyfuertes, poco reactivos entre sí ycon el hidrógeno (H), pudiendogenerar una amplia gama demoléculas, muchas de ellas decadena larga.
Explica la tetravalencia del carbono Desafío científico, página 106 Preguntas 1 a la 5
Identifica alquenos en cualquiera de las
fórmulas en las que se puede presentar y
la unión doble entre carbono – carbono.
Desafío científico, página 114 Preguntas 1 a la 4
Reconocer el nombre de losprincipales grupos funcionalesorgánicos, aplicando reglas simplesde nomenclatura de compuestosorgánicos comunes y representarsus fórmulas, indicando ademásalgunos de sus usos.
Identifica alcanos en cualquiera de las
fórmulas en las que se puede presentar la
unión simple entre carbono - carbono.
Desafío científico, página 109
Desafío científico, página 126
Preguntas 1 y 2
Preguntas 1 y 2a
Reconoce en una molécula los enlaces
carbono - carbono
Desafío científico, página 106 Preguntas 2 y 3
Reconoce los tipos de hibridación del
carbono
Desafío científico, página 106 Pregunta 5
Aplica concepto de hidrocarburo a la
identificación de compuestos.
Desafío científico, página 106 Pregunta 3
Diferencia entre alcanos, alquenos,
alquinos.
Desafío científico, página 126
Desafío científico, página 130
Preguntas 1 a la 4
Preguntas 1 y 3
Identifica ramificaciones orgánicas. Desafío científico, página 126 Preguntas 1 a la 4
Reconoce en una cadena principal y
ramificaciones.
Desafío científico, página 126 Preguntas 1 a la 4
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
UN
IDA
D 3
97
Conocer aplicaciones acerca de la
predicción de propiedades
estructurales y modos de
reacción de compuestos que
contienen grupos funcionales
específicos.
Identifica mecanismos de reacción de
alcanos, alquenos y alquinos.
Desafío científico, página 111
Desafío científico, página 114
Desafío científico, página 117
Preguntas I y II
Pregunta 4
Pregunta 3
Visualizar la estructura
tridimensional de una molécula
simple, describiendo y valorando
la importancia del fenómeno de
isomería geométrica.
Modela estructuras orgánicas, aplicando
sus conocimientos de estructura molecular
Desafío científico, páginas 130 y
131
Preguntas 5 a la 5
Valorar el papel de los
compuestos orgánicos en la vida
diaria desde un punto de vista
químico, social y
medioambiental.
Conoce el uso de compuestos como el
etino, propano, butano, entre otros.
Laterales, “Más que química” Páginas 103, 104, 105,
108, 109, 113, 115, 118,
120, 121, 122, 124 y 125.
Conoce fenómenos bioquímicos. Revista científica, página 133 Preguntas 1, 2 y 3
Establece relación entre sus conocimientos
químicos con los propios de otras
disciplinas.
Revista científica, página 133 Preguntas 4 y 5
Reconoce tipos de isomería en distintos
compuestos.
Desafío científico, página 129 Pregunta 1
Modela estructuralmente moléculas. Desafío científico, página 130 y
131
Preguntas 2 a la 5
Relaciona mecanismos de reacción con
usos prácticos.Desafío científico, página 111 Preguntas I y II
Conoce las aplicaciones de la predicción de
propiedades estructurales.
Desafío científico, página 126 Pregunta 1
Identifica alquinos en cualquiera de las
fórmulas en las que se puede presentar y
la unión triple entre carbono – carbono.
Desafío científico, página 117 Preguntas 1 a 3
Identifica hidrocarburos cíclicos en
cualquiera de las fórmulas en las que se
puede presentar y los clasifica según la
unión carbono – carbono que presentan.
Desafío científico, página 119 Preguntas 1 y 2
Identifica hidrocarburos aromáticos como
derivados del benceno.
Desafío científico, página 123 Preguntas 1 a la 5
Nombra correctamente compuestos
aromáticos empleando las reglas
establecidas por la IUPAC.
Desafío científico, página 123 Preguntas 1 a la 5
Nombra hidrocarburos alifáticos,
considerando el número de carbonos
constituyentes y los enlaces carbono –
carbono presentes en la cadena
Desafío científico, página 126 Preguntas 1 a la 4
Nombra correctamente cadenas
ramificadas.
Desafío científico, página 126 Preguntas 1 a la 4
TEM
A 1
98
Actividades complementarias
Actividad Nº 1
Sopa de letras
Encuentra en esta sopa de letras los siguientes nombres
- 10 radicales alifáticos
- 6 primero alcano
- 7 alquenos desde el formado por 3 hasta los 10 carbonos
- 8 alquinos formados por 2 a 9 carbonos
P
O
R
G
A
N
I
C
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S
Q
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I
N
Formulación y nomenclatura de compuestosorgánicos
Instrucciones:1. Ingresa a http://www.alonsoformula.com/organica/alcanosexercicio_1.htm, sitio
en el que encontrarás tres sesiones de ejercicios.
2. En la parte superior del sitio se indica “ejercicio 1”, “ejercicio 2” y “ejercicio 3”.
3. Presiona el botón de acción que te conducirá a los “ejercicios 1”.
4. Lee atentamente cada pregunta propuesta y elige la alternativa correcta con
el mouse y márcala haciendo clic sobre el círculo blanco, si tu alternativa fue
seleccionada aparecerá el mismo círculo en color rojo.
5. Una vez respondidas las 10 preguntas, haz clic con el mouse sobre el botón
corregir. El computador automáticamente te indicará cuántas y cuáles
preguntas has respondido incorrectamente.
6. Anota esa pregunta en tu cuaderno y desarróllala, corrige en tu página y
vuelve a solicitar la corrección.
7. Una vez concluida la sesión, inicia la siguiente apretando el botón de
“ejercicios 2”.
En la primera parte responderás preguntas sobre cadenas alifáticas simples, en la
segunda radical y en la tercera cadenas ramificadas.
CIENCIA EN ACCIÓN
Habilidades a desarrollar:- Formulación.- Identificación.- Aplicación.
UN
IDA
D 3
99
Uso de los compuestos orgánicos
Algunos de los siguientes compuestos que se listan a continuación son
empleados por el ser humano cotidianamente:
1. Metano
2. Butano
3. Propano
4. 2,2,4-Trimetilpentano o isooctano
5. Heptano
6. Benceno
Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Asociación.- Valoración.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
TEM
A 1
100
Isomería1. Para los siguientes pares de compuestos, determina nombre correcto y tipo
de isomería:
2. Explica brevemente:
a. ¿Cuál es la importancia de determinar la estructura de una molécula?
3. Determina los isómeros de los siguientes compuestos. En cada caso, señala
además, el tipo de isomería.
a. 2 – metil butano
b. 2 – Pentano
c. 2- etil – 4 metil hexano
d. C4H
10O
e. C5H
10
Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Clasificación.- Relacionar.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
a.
b.
c.
d.
e.
O
OH
H3C
H H
CH3 H
H3C H
CH3
FOTO
COP
IAB
LE
101
Instrumento de Evaluación N° 8Unidad III
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder las indicaciones para responder cada ítem.
Recuerda que a lo largo de esta unidad has obtenido todos los conocimientos que te permiten responder
correctamente el instrumento, así que responde con tranquilidad y confiado(a) en los aprendizajes que has
logrado.
I. Ítem: Identificación.
Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos y completa la tabla según el número
correspondiente.
1.
Nº Compuesto Nº Compuesto
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
Nº
1
2
3
4
5
6
7
Nombre del compuesto
FOTO
COP
IAB
LE102
II Ítem: Selección única.
Marca con una ✗ la letra de la alternativa que
consideras correcta.
1. El concepto “tetravelencia del carbono” se refiere a:
a. La capacidad del carbono de formar cuatro
enlaces
b. El número atómico del carbono
c. La formación del metano
d. La energía empleada por el carbono para
unirse a cuatro hidrógenos
e. El número de electrones configurados en el
nivel 1 y 2 de energía
2. Características del enlace pi son:
I. Presentar hibridación entre el orbital 2s y dos
orbitales p, según la configuración 1s2 (2sp2)1
(2sp2)1 2pz1
II. Formarse cuando un electrón del orbital 2s se
excite y se desplace al orbital 2pz
III. Presentarse en alcanos
IV. Presentarse en alquinos
a. Sólo I y III b. Sólo I y IV
c. Sólo II y III d. Sólo II y IV
e. Sólo I, III y IV
3. Respecto a los alcanos es incorrecto afirmar que:
a. Presentan sólo enlaces simples entre carbono y
carbono
b. Su formula resumida se puede establecer
como CnH
2 x n + 2
c. Son hidrocarburos saturados
d. Presentan enlaces sigma
e. Presentan a lo menos un enlace pi
4. De los siguientes compuestos, no corresponde a
un alqueno:
a. C2H
4
b. C5H
10
c. C7H
12
d. C10
H20
e. C12
H24
5. De acuerdo a sus enlaces es correcto afirmar para
el siguiente compuesto:
I. Es un alquino
II. Tiene 2 enlaces pi
III. Presenta 3 enlaces sigma
IV. Presenta 1 enlaces pi
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo I, II y III
e. Sólo I, III y IV
6. El nombre de la siguiente cadena es:
a. 3, 5, 7 – trimetil – 3 – metil nonano
b. 3,5,7 – trietil – 7 – metil nonano
c. 2,2,4,6 – tetraetil octano
d. 3,5,6,6 – tetraetil octano
e. 1,1,3,5 – tetraetil – 1 - metil heptena
Nº
8
9
10
11
12
13
14
Nombre del compuesto
FOTO
COP
IAB
LE
103
7. El compuesto “4 – etil – 3 – metil – ciclopentano”
corresponde a la siguiente estructura:
8. Para determinar la utilidad de los compuestos
orgánicos los científicos han tenido que desarrollar
un trabajo serio y ordenado. En su quehacer, son
pasos fundamentales los siguientes:
1. Formular hipótesis
2. Observación
3. Formular preguntas de investigación
4. Recopilar y ordenar datos para el análisis
5. Concluir y comunicar resultados
6. Diseñar y ejecutar experimentos
El orden correcto de estos pasos es:
a. 1, 2, 3, 6, 4, 5
b. 2, 1, 3, 6, 4, 5
c. 1, 6, 2, 4, 3, 5
d. 3, 2, 1, 6, 4, 5
e. 6, 1, 2, 3, 4, 5
9. Entre las aplicaciones más comunes de los
compuestos orgánicos, se pueden mencionar:
I. Doméstico
II. Industrial
III. Farmacológica
Es (son) correcta(s):
a. Sólo III
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo II y III
e. I, II y III
10.En las reacciones de adición de los alquenos
puede actuar un agente simétrico o uno
asimétrico. En ambos casos se producirá:
a. El reemplazo de los hidrógenos del primer
carbono de la cadena
b. El rompimiento del doble enlace
c. El reemplazo de un hidrógeno del último
carbono de la cadena
d. Liberación de una gran cantidad de energía
e. La formación de un alquino.
11.La definición “compuestos que teniendo los
mismos átomos y en idéntica cantidad, se
encuentran unidos de diferente forma”,
corresponde a:
a. Estereoisómeros
b. Isómeros ópticos
c. Isómeros de cadena
d. Isómeros de función
e. Isómeros de constitución o estructurales
12.El comportamiento del ácido láctico expuesto a la
luz, es un ejemplo de isómeros:
a. De cadena b. De función c. Enantiomeros
d. De posición e. Diasteroisómeros
13.El compuesto que presenta el nombre
2 - penteno, podría presentar una de los siguientes
tipos de isomería:
I. De cadena
II. Enantiómeros
III. De posición
IV. Diasteroisómeros
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y IV
d. Sólo II y III
e. Sólo III y IV
14.De los siguientes compuestos, el único que presenta
isomería geométrica del tipo Cis y Trans es:
a. 2-buteno.
b. 2,3-dimetil-butano.
c. 1,2-dicloro-eteno.
d. tetrabromo-eteno.
e. eteno.
CH2 CH3
CH3
CH2 CH3
CH3
a. b.
c.d.
e.
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Unidad Química Orgánica
Tema Grupos funcionales
Objetivos Fundamentales de la Unidad Reconocer la presencia de compuestos orgánicos e inorgánicos en el contexto
cotidiano, y entender las nociones esenciales de la química orgánica.
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y
deberes de todas las personas.
Reconocer algunas de las aplicaciones más
comunes de compuestos orgánicos industriales,
domésticos y farmacéuticos relevantes.
Nota: Los datos entregados en el recurso “más que química” acercan los compuestos orgánicos a artículos y compuestos de uso cotidiano. Úselos para que los
alumnos(as) valoren la aplicación de los compuestos orgánicos en la industria, a nivel doméstico y farmacéutico
Se sugiere trabaje este tema como una unidad de investigación,
fomentando así la práctica de las habilidades científicas asociadas a ella.
Enfatice la aplicación de los compuestos orgánicos a la vida cotidiana,
motivando así su valoración por parte de los estudiantes, para ello
revisando las páginas 154 a 160.
Invítelos a investigar en biblioteca o la sala de computación respecto a las
“grandes moléculas orgánicas”. Solicíteles desarrollar los pasos de la
investigación científica (aplicados en cada una de las actividades ciencia
en acción del texto) y proponer un sistema de investigación.
Los alumnos(as) dispondrán de tiempo durante la clase para el desarrollo
de las actividades de investigación.
Cuando los estudiantes terminen la investigación, puede realizar una
actividad que le permita verificar su nivel de logro. Puede por ejemplo
montar un concurso de preguntas del tipo “carrera del saber”, “quien quiere
ser millonario”.
En ese concurso, los participantes del equipo deben turnarse. Cada equipo
puede tener comodines como, por ejemplo, preguntar al equipo, consultar
bibliografía, entre otras.
Polímeros,
aminoácidos,
proteínas,
lípidos
154 a la 165
Reconocer el nombre de los principales grupos
funcionales orgánicos, aplicando reglas simples de
nomenclatura de compuestos orgánicos comunes y
representar sus fórmulas, indicando además algunos
de sus usos.
Grupos
funcionales
Nomenclatura
La estructura del texto le permitirá revisar para cada grupo funcional:
nomenclatura, reactividad y aplicaciones, en la medida que cada uno de
ellos va siendo estudiado por los alumnos(as).
Introduzca el tema comentando con los alumnos el esquema de la
página 136 y desarrollando a modo de plenario la actividad “y para
comenzar “de la misma página. Continúe con el reconocimiento de
grupos funcionales.
Se sugiere trabaje 2 grupos funcionales en una clase, 3 en una segunda
clase y 4 en la tercera clase por el tiempo asignado para trabajar el
tema. Se sugiere desarrolle las actividades experimentales de forma
demostrativa, para motivar a los alumnos(as) y/o para comprobar sus
conocimientos. Así también, se recomienda emplee medios como power
point o moviemaker para el desarrollo de las actividades expositivas que
incluya en su planificación.
136 a la 153
Conocer aplicaciones acerca de la predicción de
propiedades estructurales y modos de reacción de
compuestos que contienen grupos funcionales
específicos.
Reactividad
de grupos
funcionales
136 a la 153
Caracterizar los grupos funcionales en compuestos
orgánicos, en el contexto de un principio de
organización sistemática de sus propiedades
estructurales y modos de reacción.
Grupos
funcionales136 a la 153
TEM
A 2
104
UN
IDA
D 3
105
Tiempo duración de la Unidad 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema 5 semanas ( clases) / 10 horas pedagógicas
Representar moléculas orgánicas mediante modelos tridimensionales y
reconocer los grupos funcionales.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente.
Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y utilizar el
conocimiento y la información.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
Para dar cumplimiento a los requerimientos del curriculum debe formular preguntas que se orienten
hacia:
1. Manejo conceptual (definiciones de monómeros, polímeros, aminoácidos, etc.).
2. Identificar propiedades (monómeros, polímeros, aminoácidos, proteínas, lípidos, etc).
3. Mencionar aplicaciones comunes (domésticas, industriales, farmacéuticas).
4. Explicar aplicaciones comunes (domésticas, industriales, farmacéuticas).
Se sugiere que la segunda clase dedicada al tema, la inicie con la lectura de la revista científica, recurso
elaborado con la finalidad de que los alumnos observen las aplicaciones que tienen los grupos
funcionales y posteriormente los invite a desarrollar la actividad “revisemos lo aprendido”de la página
162.
Esta última actividad, se recomienda, sea desarrollada por los alumnos(as) en forma individual o como
máximo en grupos de dos integrantes. Durante su ejecución usted podrá guiar a los alumnos(as) y
corregir errores conceptuales, así como profundizar en aspectos como la aplicación e importancia de los
grupos funcionales.
No olvide desarrollar junto a los alumnos(as) una síntesis de los contenidos estudiados y evaluar el nivel
de logro respecto a los aprendizajes propuestos (autoevaluación página 163).
180 min.
Desafío científico,
Pág. 155, 156, 158 y 159.
Lectura científica,
pág 161.
Revisemos lo aprendido:
Tema 2, pág. 162.
Autoevaluación,
pág. 163.
Síntesis de la unidad,
pág. 164.
Camino a…, pág. 165.
Instrumento de
evaluación Nº 9 y 10.
Se sugiere
realice una
evaluación
formativa de
procesos y una
evaluación
sumativa.
La evaluación
sumativa puede
desarrollarla
durante la
actividad final
de la unidad
y/o con la
aplicación de
un instrumento
de evaluación
(se recomienda
instrumento
N° 9).
Recuerde que en cada clase usted debe considerar el desarrollo de una motivación que incluya la
activación de los conocimientos previos, actividades de desarrollo que incluyan una actividad
específica para los alumnos y el cierre de las clases con la síntesis y evaluación de los aprendizajes
esperados.
Para introducir el tema puede invitar a los alumnos (as) a observar el ordenador gráfico de la página
136 y desarrollar en formato de plenario las preguntas planteadas en la actividad “Y para comenzar”
de la misma página.
No olvide emplear los recursos “más que química”dispuestos en los laterales de cada página, para que
los alumnos observen las aplicaciones de los grupos funcionales.
Durante la primera clase puede abarcar los grupos funcionales descritos en las páginas 137 a la 145,
en la segunda los explicados en las páginas 146 a la 149 y en la tercera de la página 149 a la 153.
Puede solicitarle a los alumnos(as) como actividad desarrollar los desafíos científicos correspondientes
y/o encomendárselos como tareas. En todos los casos (como se explicará en extenso en las páginas
siguientes), los desafíos propuestos les permitirán a los estudiantes aplicar los conocimientos
adquiridos respecto a la nomenclatura y reactividad.
Se sugiere que
utilice los
desafíos
científicos como
instrumentos
de evaluación
formativa.
La actividad
“Revisemos lo
aprendido”
podría ser
empleado como
instrumento de
sumativa.
270 min.
Desafío científico, Pág.
140, 143, 146, 147,
149, 150, 152 y 153.
TEM
A 2
106
Sugerencias metodológicas
Trabajo con preconceptos
Hidrocarburos: Los alumnos(as) han aprendido en el tema
anterior de esta misma unidad, sobre estructura y reactividad
de hidrocarburos, nociones y conocimientos que le facilitarán a
usted la revisión de los grupos funcionales, su estructura,
reactividad y nomenclatura.
Es importante que los alumnos(as) comprendan que no han
comenzado a estudiar un tema distinto, sino que han
profundizado en la comprensión del comportamiento de los
compuestos orgánicos.
Recuerde, en la medida que avance en los grupos funcionales,
conceptos como tetravalencia, enlaces sigma y pi.
Respecto a la tetravalencia, es importante que enfatice en el
hecho de que el comportamiento químico del carbono (desde el
punto de vista de los enlaces) no ha cambiado.
Motivación
Activación de conocimientos previosGracias a un organizador gráfico se exponen aplicaciones de los
grupos funcionales; las preguntas propuestas en la actividad “y
para comenzar” centrar la atención de los estudiantes en
compuestos orgánicos.
Para trabajar con los alumnos(as) se sugiere que proyecte el
organizador gráfico, empleando retroproyector o data show y
comente con los alumnos(as) las preguntas en modo de
plenario.
En la pregunta 5, utilizando los medios antes indicados puede
formular la estructura plana de cada compuesto y señalar los
grupos funcionales, estableciendo la relación entre estos y los
hidrocarburos, por ejemplo el ejercicio n° 1:
Al presentar la formula estructural usted puede guiar a los
alumnos(as) para que noten la diferencia entre el etano y este
compuesto. Además puede superponer sobre el compuesto
alguna señal que indique la presencia del grupo funcional:
Una vez revisados todos los ejercicios, se sugiere, construya con
los alumnos(as) la definición de grupo funcional y explicarles
que su presencia le otorga a los compuestos propiedades
específicas.
Ciencia en acción: Reconocimiento de gruposfuncionalesConsiderando el tiempo del cual dispone para trabajar la
actividad experimental se sugiere utilice algunos de los
siguientes métodos:
Actividad demostrativa, ejecutada por usted con participación
de alumnos(as)
Actividad demostrativa o trabajo en grupos en el programa
Model ChemLAb, que le permite experimentar virtualmente a
usted o a sus alumnos(as). Es un programa de fácil manejo. Es
recomendable, si no conoce el programa, que experimente y se
familiarice usted en primer lugar, para orientar a los estudiantes.
Resultados esperados:
Experimento 1: La experiencia le permitirá a los alumnos(as)
observar una esterificación, por la reacción del butanol y del
ácido acético (ácido etanoico) en medio ácido que formara un
éster, sustancia que al ser disuelta en agua tendrá un
comportamiento hidrofóbico.
Experimento 2: Se espera que los alumnos(as) observen la
producción de gas en el tubo en el que se desarrolla la reacción.
Experimento 3: Observaran la oxidación del alcohol y
formación del ácido carboxílico.
Interpretación
Experimento 1: La reacción que explica el proceso es:
CH3CH
2CH
2CH
2OH + CH
3COOH CH
3- COO - CH
2CH
2CH
2CH
3+ H
2O
Experimento 2: La reacción que explica el proceso es
CH3COOH + NaHCO
3CH
3COONa + CO
2 + H
2O
Página 137
H H
H – C – C – O – H
H H
H H
H – C – C – O – H
H H
Página 136
b
a
UN
IDA
D 3
107
Experimento 3: Con permanganato a distintos valores de pH
se produce la oxidación del alcohol. En este caso (alcohol
primario) el permanganato oxida al alcohol a ácido carboxílico.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones
Asocie las observaciones de los alumnos a las ecuaciones
químicas que explican las reacciones.
Enfatice en la ruptura y formación de nuevos enlaces, además
de la existencia de mecanismos de reacción orgánicos.
Manejo conceptual del docente
a. Propiedades de los grupos funcionales: En el texto de
estudiante se han abordado algunos mecanismos de reacción
de los grupos funcionales, pero no sus propiedades.
A continuación, se entregan aspectos teóricos que no son
abordados en el texto del estudiante para cada grupo funcional,
que debe enseñar a los alumnos(as). Se recomienda
además que visite el sitio de Internet
http://www.quimicaorganica.net/reacciones_organicas.htm,
para profundizar más la reactividad orgánica.
Alcoholes:
El oxígeno tiene hibridación sp3 con dos pares de electrones no
enlazantes. La electronegatividad del oxígeno provoca la
polarización del enlace O-H y del C-O, lo que produce la
aparición de momentos dipolares.
Los puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la
formación de puentes de hidrógeno.
La gran electronegatividad del oxígeno provoca que el
hidrógeno pueda ser arrancado por bases. El pKa de los
alcoholes, aumenta al aumentar el tamaño de la cadena
carbonada (H menos ácidos)
Los grupos electronegativos (halógenos) disminuyen el pKa (H
más ácidos) ya que estabilizan la base conjugada.
Aldehídos y cetonas:
Tanto el carbono como el oxígeno del grupo carbonilo tienen
hibridación sp2 y se encuentran en el mismo plano que los otros
dos sustituyentes, con unos ángulos de enlace de 120º.
A su vez, el oxígeno del grupo carbonilo tiene dos pares de
electrones solitarios y es más electronegativo que el carbono, lo
que provoca una polarización del enlace carbono-oxígeno,
generando carga parcial positiva sobre el carbono y negativa
sobre el oxígeno. Dicha polarización convierte al carbono en
electrófilo y al oxígeno en nucleófilo.
Esta polarización hace que los puntos de ebullición de aldehídos
y cetonas sean más elevados que los de los hidrocarburos de
peso molecular similar, debido a las interacciones entre dipolos.
Éteres
Se caracterizan por ser muy poco reactivos, lo que permite
utilizarlos como disolventes inertes en multitud de reacciones.
Como excepción tenemos los éteres cíclicos tensionados
(oxaciclopropanos) cuya reactividad es importante, ya que se
abren fácilmente tanto en medios ácidos como básicos.
Ésteres
Se caracterizan por tener sabor y olor frutas y son los
constituyentes mayoritarios de las ceras animales y vegetales.
Ácidos carboxílicos
Este grupo funcional presenta una polaridad importante,
debida al doble enlace carbono-oxígeno y al grupo hidroxilo,
que interacciona mediante puentes de hidrógeno con otras
moléculas como agua, alcoholes u otros ácidos carboxílicos. Los
ácidos carboxílicos de menor tamaño (hasta cuatro carbonos)
son totalmente solubles en agua debido a las importantes
interacciones que se establecen entre las moléculas del ácido y
las de agua. Puros o en disolución acuosa se encuentran
formando dímeros unidos mediante puentes de hidrógeno.
C = O C = O+ –
C = O + C – O –• •
• •
• •
• •
• •
c
KMnO4
CH3CH
2CH
2CH
2OH CH
3CH
2CH
2CH
2COOH + MnO
2
TEM
A 2
108
De un modo similar a los alcoholes los ácidos carboxílicos
presentan un comportamiento tanto ácido como básico.
Su comportamiento ácido se produce cuando el hidrógeno del
grupo hidroxilo de los ácidos carboxílicos presenta un pKa
comprendido entre 4 y 5, valores relativamente bajos que
tienen su explicación en la importante electronegatividad del
grupo carbonilo al que está unido y a la estabilización por
resonancia de la base conjugada.
En tanto, su comportamiento básico se debe a la protonación del
grupo ácido se produce sobre el oxígeno del grupo carbonilo, ya
que la especie obtenida se estabiliza por resonancia,
deslocalizando la carga positiva sobre el grupo hidroxilo.
Aminas: El nitrógeno de las aminas presenta una hibridación
sp3 y los sustituyentes se disponen hacia los tres vértices de un
tetraedro, el cuarto vértice lo ocupa el par solitario.
Cuando una amina tiene tres sustituyentes diferentes, el
nitrógeno se convierte en quiral y la imagen especular no es
superponible con la molécula. Sin embargo, las aminas son
ópticamente inactivas debido a la inversión del nitrógeno, que
interconvierte rápidamente los dos enantiómeros entre si,
dando lugar a una mezcla racémica.
Las aminas forman puentes de hidrógeno más débiles que lo
alcoholes, debido a la menor polarización del enlace N-H frente
al O-H. Por tanto, sus puntos de ebullición son más bajos y
también presentan una menor solubilidad en agua.
b. Aplicaciones:
Uno de los objetivos de la unidad es que los alumnos(as)
observen y valoren las aplicaciones de los compuestos
orgánicos. En extenso podrá encontrar información relevante en
el texto “Química” de Raymond Chang y en el sitio
www.quimicaorganica.net.
No obstante lo anterior se presentan algunos compuestos para
que ejemplifique los usos domésticos, industriales y
farmacéuticos.
1. Uso industrial y farmacéutico: El cambio de color que se
produce cuando el cromo VI (naranja) se reduce al cromo III
(verde) es la base de la prueba del análisis del aliento. Se ha
demostrado que existe una relación directa entre la
concentración del alcohol en sangre y el alcohol que exhalan
H
H
H3C
N H
H
CH3
N
HH
N
Estado de transición
CH3
HH
NH
HH
NCH3
CH3
DimetilaminaMetilaminaAmoniaco
HN
CH3
H3C
O
OHC
Protonación del ácido carboxilico sobre eloxigeno del carboncillo
H3C
OH
OHC
+
+
H3C
OH
OHC
H+
Estabilización por resonancia del ion carboxilato
O O
H C C
: :• •
3
: :• •
H C C
O O
3
H3C
O
OHC + H2O
ion carboxilatoKa = 10-4,7
pKa = -logKa = 4,7
+ H3O+
H3C
–
O
CO
Puentes de hidrógeno
Dimero de ácido etanoico
H3C C C CH3
HO
OH O
O
UN
IDA
D 3
109
los pulmones. El paso de un volumen definido de aire a través
de un tubo que contiene ión cromato (+6), de color naranja
causa la oxidación del etanol a ácido acético y la reducción
del cromo al nivel de oxidación (+3) de color verde. Cuanto
mayor es la concentración del alcohol en el aliento, mayor es
la distancia que el color verde avanza en el tubo.
2. Farmacéutico: El ácido acetilsalicílico, principio activo de la
Aspirina se encuentra en la corteza de sauce. Se emplea en
el tratamiento de la fiebre y el dolor. Fue obtenido el 10 de
octubre de 1897 por Félix Hoffman, químico de la compañía
farmacéutica Baeyer, mediante la acetilación de la salicilina.
El proceso de acetilización del ácido salicílico introduce en la
molécula un grupo acetilo (en verde). Este proceso reduce los
efectos secundarios de la salicilina, como su excesivo sabor
amargo y la irritación estomacal.
3. La nicotina es un alcaloide derivado de la ornitina que se
encuentra en la planta del tabaco (Nicotiana tabacum), con
alta concentración en sus hojas. Es un potente veneno que se
usa como insecticida en agricultura. Sin embargo, a bajas
concentraciones actúa como estimulante, siendo uno de los
4000 compuestos químicos presentes en el humo del tabaco
y el principal causante de la adicción.
La nicotina está formada por una piridina y un pirrol. Existe
en forma de dos isómeros, la L-nicotina es la forma activa
que se encuentra en el tabaco.
Es un líquido incoloro, que se obscurece en presencia de
oxígeno, ya que forma oxopiridinas y oxobenzinas,
adquiriendo el olor a tabaco cuando se expone al aire.
4. El limoneno es la sustancia que da olor característico a las
naranjas y los limones. Pertenece al grupo de los terpenos.
En su forma levógiro (-) se extrae de la cáscara de la naranja
y le confiere su olor característico y como dextrógiro (+) es
un líquido aceitoso que puede extraerse fácilmente de la
cáscara del limón y es el responsable de su olor.
En los últimos años ha adquirido una singular importancia
debido a su demanda como disolvente biodegradable.
Aparte de disolvente industrial también tiene aplicaciones
como componente aromático y es ampliamente usado para
sintetizar nuevos compuestos.
Es considerado un agente de transferencia de calor limpio y
ambientalmente inocuo con lo cual es utilizado en muchos
procesos farmacéuticos y de alimentos, por ejemplo como
disolvente de resinas, pigmentos, tintas, en la fabricación de
adhesivos. También es usado por las industrias farmacéutica y
alimentaria como componente aromático y para dar sabor,
siendo usado, por ejemplo, en la obtención de sabores artificiales
de menta y en la fabricación de dulces y goma de mascar.
3-(2-(N-metilopirrolidinil piridina))
(Nicotina)
CH3CH
2OH + Cr(VI)
etanol
CH3COOH + Cr(III)
ácido acético
R-(+)-Limoneno S-(-)-Limoneno
TEM
A 2
110
Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas
Desafíos científicosLas actividades de las páginas señaladas, han sido elaboradas
para que los alumnos desarrollen y practiquen las habilidades
científicas de la identificación y aplicación.
En todos los casos, el estudiante deberá nombrar y/o formular
compuestos orgánicos, aplicando las reglas de establecidos por
la IUPAC.
En las páginas 140, 143, 146, 147, 149, 150 y 152 cumplen el
fin comentado anteriormente.
Se sugiere, en la planificación que emplee estos desafíos como
medios para la evaluación formativa. Es recomendable que los
jóvenes trabajen en forma individual o en grupos de máximo 2
personas. Este trabajo le facilitará la atención individualizada de
los alumnos(as) atendiendo a sus requerimientos particulares,
cuando ellos lo soliciten.
En las preguntas n° 3 de los desafíos científicos de las páginas
143, 146, 147, 149, 150, 152, 153, 156 y 159 los alumnos(as)
podrán aplicar los conocimientos adquiridos respecto a la
reactividad orgánica.
Si usted considera pertinente, teniendo presente las características
de sus estudiantes, puede hacer de estos desafíos una evaluación
sumativa. Para ello, puede revisar los cuadernos de los
alumnos(as) o solicitarles que desarrollen los ejercicios en hojas
separadas para, posteriormente, entregarlas para su revisión.
Ciencia en acción: Destilación de bebidaalcohólicaPuede desarrollar esta actividad de manera demostrativa,
utilizando el programa Model ChemLab o idealmente con los
alumnos(as) en grupos de trabajo.
Resultados esperados:
Los alumnos(as) observarán un proceso de destilación del una
bebida alcohólica. Para ello depositarán en el balón de
destilación 100 mL de la bebida la que expuesta a altas
temperatura comenzara a ebullir. El gas evaporado al pasar por
el tubo de enfriamiento se condensa y aparece en estado
líquido en el extremo opuesto del tubo.
Interpretación
Para que los alumnos(as) interpreten correctamente los
resultados obtenidos, indíqueles comparar los datos recolectados.
Recomendaciones para su análisis y elaboración de
conclusiones
Para el análisis se recomienda que los alumnos(as) elaboren un
gráfico en el que comparen puntos de ebullición. La finalidad es
que ellos observen los bajos puntos de ebullición que presentan
los alcoholes y como estos aumentan al estar combinados con
otras sustancias (propiedad coligativa)
Lectura científica: La principal fuente de energíaSe sugiere realice lectura dirigida de este texto. Las preguntas para
la reflexión están planteadas con una doble finalidad (de allí la
importancia de que usted guíe el proceso). Por una parte acercan
a los estudiantes a las diversas aplicaciones de los hidrocarburos y
los grupos funcionales y se convierte, además, en un excelente
recurso para introducir el tema 3 de la misma unidad.
Revisemos lo aprendidoEn la planificación se ha propuesto el desarrollo de esta
actividad como una evaluación sumativa que los alumnos
pueden desarrollar en forma individual o en grupos de 2
integrantes.
El trabajo puede ser realizado por los estudiantes (si la
infraestructura de su colegio lo permite) fuera del aula, bajo la
recomendación de permanecer en lugares cercanos para que
usted pueda atender sus consultas.
Solicíteles entregar los ejercicios y revíselos a fin de
retroalimentar el proceso durante su ejecución y al finalizar el
mismo. Posterior a esta actividad y la retroalimentación
pertinente los alumnos(as) podrían desarrollar la evaluación del
tema (se recomienda el uso del instrumento número 2)
Páginas 162 y 163
Página 161
Página 144
Páginas 140 - 143 - 146 - 147 - 149 -150 - 152 - 153 - 155 - 156 - 158 - 159
d
UN
IDA
D 3
111
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
Reconocer el nombre de los
principales grupos funcionales
orgánicos, aplicando reglas
simples de nomenclatura de
compuestos orgánicos comunes y
representar sus fórmulas,
indicando además algunos de
sus usos.
Conoce la estructura de los grupos
funcionales.
Desafío científico, página 140
Desafío científico, página 143
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Desafío científico, página 153
Revisemos lo aprendido, pág. 162
1
1 y2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1
1
Item I, II, IV, V y VII
Identifica grupos funcionales en cadenas
de compuestos orgánicos.
Desafío científico, página 140
Desafío científico, página 143
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Desafío científico, página 153
Revisemos lo aprendido, pág. 162
1
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1
1
Ítem II, III y IV
Conoce las reglas de nomenclatura que se
asocian a cada grupo funcional.
Desafío científico, página 140
Desafío científico, página 143
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Desafío científico, página 153
Revisemos lo aprendido, pág. 162
1
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1
2
Ítem II y III
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
TEM
A 2
112
Conocer aplicaciones acerca de la
predicción de propiedades
estructurales y modos de reacción
de compuestos que contienen
grupos funcionales específicos.
Caracterizar los grupos funcionales
en compuestos orgánicos, en el
contexto de un principio de
organización sistemática de sus
propiedades estructurales y
modos de reacción.
Conoce mecanismos de reacción de los
diferentes grupos funcionales.
Desafío científico, página 143
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Revisemos lo aprendido, pág. 162
3
3
3
3
3
2
Ítem VI y VII
Reconocer algunas de las
aplicaciones más comunes de
compuestos orgánicos
industriales, domésticos y
farmacéuticos relevantes.
Identifica macromoléculas orgánicas de
interés biológico como compuestos
orgánicos.
Desafío científico, página 155
Desafío científico, página 159
Actividad
1 y 2
1 y 2
Identifica los principios básicos de
reactividad de cada grupo funcional.
Ciencia en acción, página 137
Desafío científico, página 143
Ciencia en acción, página 144
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad experimental
3
Actividad experimental
3
3
3
3
2
Ítem VI y VII
Identifica algunas aplicaciones comunes
de compuestos orgánicos en la industria.
Desafío científico, página 155
Desafío científico, página 159
Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad
1
VIII
Identifica algunas aplicaciones comunes
de compuestos orgánicos en los hogares
Desafío científico, página 155
Desafío científico, página 159
Revisemos lo aprendido, pág. 162
1
1
VIII
Nombra algunas aplicaciones comunes de
compuestos orgánicos en la industria
farmacéutica.
Desafío científico, página 155
Desafío científico, página 159
Revisemos lo aprendido, pág. 162
1
1
VIII
Caracteriza los grupos funcionales en
compuestos orgánicos, considerando
principios de organización sistemática.
Ciencia en acción, página 137
Desafío científico, página 140
Desafío científico, página 143
Desafío científico, página 146
Desafío científico, página 147
Desafío científico, página 149
Desafío científico, página 150
Desafío científico, página 152
Revisemos lo aprendido, pág. 162
Actividad experimental
1
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1 y 2
1
Ítem VI y VII
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
UN
IDA
D 3
113
Actividad Nº 1
I. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos orgánicos:
1. Alcohol metílico
2. Ácido 3,4,6,7 - tetrametil decanodioico
3. Propiltercbutilcetona
4. 3- metil - 4 - propilhexanal
5. Butanona
6. 2 - metilpentanol
7. Alcohol tercbutílico
8. 2,4,5,7 - tetrametil – 6- nonen - 4 - ol
9. 2 - hidroxi pentanal
10. Ácido oxálico
11. Ácido acético
12. 2,3,4 - trimetil heptanal
13. Ácido -5- metil- 3 - carboxi octanodioico
14. 3,8 – dietil- 5,6 - decanodiol
15. 3 – penten - 2 – ol
16. Metil secbutilcetona
II. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos:
Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Aplicación.- Formulación.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Actividades complementarias
1. 8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
CF3 – CF2 – CF3
2.
3.
Br
CHO
CHO
O
CHO
CO
COOH
H2N
OO
CC H
H
NH2
NH2
CHOOHC
CI
OH
4.OH
5.CH2OH
7.O
CH3
6. HOCH2 – CHOH – CH2OH
TEM
A 2
114
Actividad Nº 2
I. Determina la formula condensada de los siguientes compuestos:
1. Propanodiol.
2. Dietilcetona.
3. 3,4 - dimetil - 2 – pentanona.
4. 2,4 - heptanodiol.
5. Ácido- 4 – metil- 2 - formil octanodioico.
6. Dimetilcetona.
II. Determina el nombre de las siguientes especies:
III. Completa las siguientes reacciones. Indica a qué tipo de reacción
corresponde y nombre cada uno de los compuestos orgánicos.
CH3CH2CH2COO CH2CH2CH3 + H2O Q
Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Aplicación.- Formulación.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
1.
1. CH3CH2CH2OH + HCl Q
2. CH3CH2OH + CH3(CH2)3OH H2SO4
O
2.
3.
OO
CC
CH2 CH2
O
HH
6.O
CH
5.
4.
O
O
H
H2O
3. CH3CH = CHCH3 + HBr
CH3CH2CH2 CH2 CH2OH Medio ácido
MEDIO DE K2Cr
2O
7
4.
5.
6.
CH3
C = CH2
CH3
H2O
H2SO4
UN
IDA
D 3
115
Actividad Nº 3
Completa la siguiente tabla, indicando propiedades físicas y químicas de los
siguientes grupos funcionales.Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Clasificación.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
GrupoFuncional
Alcohol
Aldehído
Ácido carboxílico
Éter
Ester
Amina
Amida
Cetona
Formulacondensada
Propiedadesfísicas
Propiedadesquímicas
Actividad Nº 4
Determina el nombre de los siguientes compuestos que presentan más de un
grupo funcional:Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Aplicación.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
CI OO NH2
Ph
CHO
O
OO
CO2EtH3C
O
O
O
CO2H
NH2
OH
H
Br
O
OMe
OMe
O
H O
O
H
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COP
IAB
LE116
Instrumento de Evaluación N° 9Unidad III
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Este instrumento consta de un sólo ítem, de selección única. Lea atentamente antes de responder. Marca con
una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas.
Confía en los aprendizajes que has logrado a lo largo de la unidad y responde seguro(a) de los conocimientos
adquiridos.
1. ¿Cuál de las siguientes funciones orgánicas no se
visualiza en la estructura?
I. fenol
II. éter
III. amina
IV. amida
V. aldehído
a. Sólo II
b. Sólo I y III
c. Sólo II y III
d. Sólo I y IV
e. Sólo IV y V
2. La presencia del grupo –OH se puede encontrar
en las moléculas de diversas sustancias orgánicas,
entre ellas las pertenecientes a la función
a. Éster.
b. Éter.
c. Aldehído.
d. Cetona.
e. Ácido carboxílico.
3. Son pares de compuestos carbonílicos, los
siguientes:
I. Éter y cetona
II. Aldehído y éster
III. Cetona y amina
IV. Aldehído y amida
a. Sólo II
b. Sólo III
c. Sólo I y III
d. Sólo II y III
e. Sólo II y IV
4. Por oxidación de un alcohol secundario se
obtienen:
a. Aldehídos
b. Cetonas
c. Ácidos carboxílicos
d. Esteres
e. Éteres
5. El p-cloro fenol, tiene fórmula general
a. C6H
5OCl
b. C6H
6OCl
2
c. C6H
7OCl
2
d. C6H
6OCl
e. C6H
5O
2Cl
H2C OCH2
CH2
H3C
H2C
O
O
C
COC
N
CH2
CH2
CH2
CH3
HO
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117
6. Respecto a las siguientes estructuras:
Es incorrecto afirmar que:
a. Son aromáticas.
b. Las tres son fenoles.
c. Son isómeros.
d. Son insaturadas.
e. Poseen la misma temperatura de ebullición.
7. En la siguiente estructura, que corresponde al
tetrahidrocanabinol (THC), se observan los
siguientes grupos funcionales:
a. Éster y alcohol.
b. Fenol y alcohol.
c. Éster y cetona.
d. Aldehído y cetona.
e. Éter y fenol.
8. El compuesto orgánico oxigenado
CH3
- CH2
- O - CH2
- CH3
presenta una cadena:
a. Alifática, saturada, homogénea y normal.
b. Cíclica, insaturada, heterogénea y ramificada.
c. Abierta, insaturada, heterogénea y normal.
d. Alifática, saturada, heterogénea y normal.
e. Alifática, aromática, normal e insaturada.
9. El siguiente compuesto:
Corresponde a:
a. Un éter aromático.
b. Un fenol.
c. Un aldehído
d. Un alcohol aromático.
e. Una cetona.
10.Al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un
alcohol, se obtiene un compuesto orgánico que se
caracteriza por poseer el grupo funcional:
a. – CONH –
b. – O –
c. – CHO
d. – CO –
e. – COO –
11.Si un compuesto presenta la fórmula molecular
C3H
8O, puede ser:
a. Un alcohol o un éter
b. Un aldehído o una cetona
c. Un alcohol o una cetona
d. Un éter o un aldehído
e. Un alcohol o un aldehído
12. “En un recipiente cerrado hay partes iguales de
agua, éter etílico y etanol”. Las presiones parciales
de los vapores de estos líquidos están en el
siguiente orden creciente, de acuerdo a sus
propiedades físicas:
a. Etanol, agua, éter.
b. Agua, etanol, éter.
c. Éter, etanol, agua.
d. Éter, agua, etanol.
e. Agua, éter, etanol.
CH3
O
CH3
CH3
OH
H3CH3C
OCH2
CH2
CH2
CH2
OH
OH
CH3
HO
CH3
OH
HOCH2
OH
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LE118
13.Polimerización, fermentación y saponificación son
procesos químicos de cuyas reacciones resultan,
respectivamente:
a. Teflón, propanotriol y etanol.
b. Teflón, etanol y glicerol.
c. Alcohol etílico, teflón y propanotriol.
d. Etanol, glicerol y teflón.
e. Glicerol, teflón y etanol.
14.Al deshidratar el 1-propanol utilizando ácido
sulfúrico, los posibles productos obtenidos serían:
a. Un éster y un alqueno.
b. Un éter y un alqueno.
c. Un éter y un alquino.
d. Un alcohol terciario y una cetona.
e. Un alcohol terciario y un aldehído.
15.La formula molecular C3H
6O puede corresponder a
uno o más de los siguientes compuestos orgánicos.
I. Propanol
II. Propanal
III. Dimetil - cetona
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. Sólo II y III
16.De las siguientes fórmulas estructurales de
compuestos orgánicos, la que corresponde a un
éter es:
a. CH3-CHO
b. CH3-CO-CH
3
c. CH3-COO-CH
3
d. CH3-O-CH
3
e. CH3-CH
2OH
17.Como producto de la reacción de eliminación de
alcoholes en los que se producirá la ruptura del
enlace C – OH en medio ácido y a alta
temperatura, se obtendrá:
a. Alcano
b. Aldehído
c. Alqueno
d. Ácido carboxílico
e. Halogenuro
18.El propanotriol, conocido comúnmente como
glicerina, es un compuesto orgánico utilizado
comúnmente en la elaboración de cosméticos. De
acuerdo a su nombre y fórmula presenta el
siguiente grupo funcional:
a. Aldehídos
b. Ácido carboxílico
c. Alcohol
d. Éter
e. Éster
19.El siguiente compuesto,
Se denomina:
a. Metil butil cetona
b. Butano metano cetona
c. Butil metil cetona
d. Butil metil éter
e. Hexanol
20.El nombre del compuesto es:
a. Ciclopentano de bromo
b. Bromuro de ciclopentil
c. Bromo ciclo pentil
d. Bromo ciclopentano
e. Ciclopentano bromil
Br
O
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LE
119
21.La trietilamina es:
22.En la amida terciara se observa que:
a. El nitrógeno está rodeado de un radical y un
hidrógeno
b. El nitrógeno está rodeado de dos hidrógenos
c. El nitrógeno está rodeado de dos radicales
d. El nitrógeno está rodeado de dos grupos
carbonilos
e. El nitrógeno está rodeado de tres hidrógenos
23.El compuesto
Se denomina:
a. N-Etil-N-metilpentanamida
b. N, N – dimetilhexanamida
c. N,N,N – trimetilpentanamida
d. N – Etil – N- metilpetanamina
e. N,N – dimetilpentanamida
24.El nombre del compuesto:
Es:
a. Butanodial
b. Ácido butanodioico
c. Ácido bunatoico – 4 – al
d. Etanodial
e. Ácido etanodioico
25.Para enumerar el compuesto:
Se debe considerar en primer lugar la
ubicación del:
a. Haluro
b. Radical “metil”
c. Alcohol
d. Enlace simple
e. Radical “etil”
OHCI
O
O
H
H
O
N
N
NH
N
NH2
NH2
a.
b.
c.
d.
e.
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Instrumento de Evaluación N° 10Unidad III
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lee atentamente antes de responder.
Marca con una ✗ la letra de la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas.
1. ¿Cuál de los compuestos es hidrocarburo insaturado?
I. C2H
6II. C
3H
6III. C
6H
10IV. C
3H
8
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo III d. Sólo II y III
2. El nombre correcto para el compuesto
representado es:
a. 3-etil-buteno
b. 3-metil-2-penteno
c. 3-metil-3-penteno
d. 2-metil-3-penteno
e. 2-etil-2-buteno
3. El producto de la siguiente reacción de adición es:
CH3 - CH = CH
2 + H
2
a. Propino
b. Propeno
c. Propano
d. 2-metil-propeno
e. Ciclopropano
4. El pentano tiene la fórmula general:
a. C5H
10
b. C5H
8
c. C5H
12
d. C3H
8
e. C5H
14
5. Los alquenos se caracterizan por presentar:
a. Un enlace doble entre H-H
b. Un enlace doble entre C-C
c. Un enlace doble entre C-H
d. Un enlace triple entre C-C
e. Un enlace doble y uno triple en C-C
6. Los alcanos son hidrocarburos que tienen las
siguientes características:
I. Presentan enlaces simples entre C-H
II. Presentan enlaces simples entre C-C
III. Están compuestos por un máximo de
10 carbonos
a. Sólo I b. Sólo I y II c. Sólo I, III
d. SóloII y III e. Sólo I, II, III
7. El compuesto C10
H22
es hidrocarburo clasificado
como:
a. Alcano
b. Alqueno
c. Alquino
d. Radical
e. Aromático
8. Un ciclo buteno es:
a. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con un
enlace doble.
b. Un hidrocarburo alifático de 4 carbonos, con
un enlace doble.
c. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con
enlaces simples.
d. Un hidrocarburo cíclico de 4 carbonos, con
enlaces dobles.
e. Un hidrocarburo alifático con 4 carbonos, con
enlaces simples.
CH3–CH=C–CH
3
CH2
CH3
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121
9. Aquellos compuestos que presentan uno o más
enlaces triples, entre carbono y carbono, se
denominan:
a. Alcanos b. Alquenos c. Alquinos
d. Radicales e. Aromáticos
10.La denominación general de hidrocarburos se
aplica a aquellos compuestos de la química
orgánica que contienen:
a. C, H y solo enlaces dobles simples.
b. C, H y solo enlaces dobles o triples.
c. C, H y enlaces simples, dobles o triples.
d. C, H y O.
e. C, H y O, estando estos últimos en la
proporción del agua (H2O).
11.La terminación ino se utiliza para determinar a una
de estas clases de especies:
a. Hidrocarburos con doble enlace
b. Hidrocarburos con triple enlace
c. Compuestos con grupos R-OH
d. Compuestos derivados de carboxiácidos
e. Radicales derivados de un hidrocarburo (o
hidrocarburo sin un hidrógeno)
12. El número total de enlaces que existe en el
propano, C3H
8, es:
a. 3 b. 4 c. 8 d. 10 e. 12
13. La siguiente estructura:
corresponde a un:
a. Alcohol b. Éster c. Éter
d. Ácido carboxílico e. Un aldehído
14.Los compuestos CH3-CH
2-O-CH
3y
CH3-CH
2-CH
2-OH ejemplifican un caso de isomería:
a. De cadena
b. De posición
c. De compensación
d. Funcional
e. De tautomería
15.¿Cuál de los siguientes tipos de compuestos
orgánicos no contienen el grupo OH?
a. Alcoholes b. Ácidos c. Aldehídos
d. Fenoles e. Azúcares
16.¿Cuál (es) de los siguientes compuestos tiene(n) la
misma fórmula empírica que el 1 butanol?
I. 2 butanol II. Dietiléter III. Metil propil éter
a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III
d. Sólo I y II e. I, II y III
17.El grupo funcional corresponde a los:
a. Ácidos b. Aldehídos c. Alcoholes
d. Éteres e. Ésteres
18.La combustión de la glucosa entrega dos
productos, uno de ellos es el agua y el otro es:
a. CH3-CH
2OH b. CH
4c. CO
d. CO2
e. CH3
(CH2)
4COOH
19.R-CHOH-R R-CO-R. El producto de la
reacción es:
a. Hidrocarburo b. Cetona c. Alcohol
d. Éster e. Éter
20.El enlace puede encontrarse en:
I. Aldehídos II. Cetona III. Ácidos carboxílicos
a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo I y II
d. Sólo III e. I, II, III
21.El grupo hidroxilo OH aparece en:
a. Alcoholes y carboxiácidos
b. Cetona y aldehídos
c. Éteres y cetonas
d. Cetonas y aminas
e. Éteres y aminas
C = O
oxidación
C6
H12
O6
H2O + _________
O R - C
H
O
R - C - OR
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LE122
22.Uno de los siguientes tipos de compuestos que no
contiene el enlace C=O es:
a. Aldehídos
b. Cetonas
c. Carboxiácidos
d. Ésteres
e. Alquenos
23.La fórmula molecular C2
H6O podría corresponder
a uno de los siguientes pares de compuestos:
a. Alcohol etílico – Dimetil éter
b. Alcohol etílico – Ácido acético (o etanoico)
c. Alcohol etílico – Acetaldehído
d. Ácido acético – Acetaldehído
e. Ácido acético – Dimetil éter
24.La molécula de composición
contiene algunas de las siguientes funciones:
I. Amina II. Amida III. Carbonilo IV. Ácido
a. Sólo I y II b. Sólo I y IV c. Sólo II y III
d. Sólo I, II y III e. I, II, III y IV
25.Químicamente, una grasa corresponde a:
a. Un ácido carboxílico b. Un alcohol
c. Una sal d. Un éster
e. Una amida
26.Al reaccionar la Leu con Ala y Gli, se puede
afirmar que:
I. Se forma un oligopéptido
II. Se forman 3 enlaces peptídicos
III. Se forman 2 moléculas de agua
IV. Se obtiene una proteína
a. Sólo I b. Sólo I y III c. Sólo I y IV
d. Sólo I, II y IV e. Sólo I, III y IV
27.Un ejemplo de proteína fibrosa es:
a. Albúmina
b. Globulina
c. Colágeno
d. Nucleoproteína
e. Ninguna de las anteriores
28.Se habla de la desnaturalización proteica cuando:
a. Se rompe la unión de los peptidos
b. El péptido forma una proteína
c. La proteína cambia de estructura
d. La proteína cumple una función estructural
e. Ninguna de las anteriores
29.Respecto a los lípidos es falso afirmar que:
a. Cumplen funciones de reserva
b. Se pueden clasificar como saponificables e
isaponificables
c. Se separan por cromatografía
d. Pueden conformar un glúcido
e. No cumplen funciones estructurales
30.Respecto a los aminoácidos es incorrecto
afirmar que:
a. Presentan un grupo amina y un – COOH en
su estructura
b. Presentan punto isoeléctrico
c. No tienen actividad óptica
d. Tienen comportamiento anfótero
e. Ninguna es correcta
31.¿Cuál es la clasificación fundamental de polímero?
a. Grupo de aminoácidos
b. Conjunto proteico
c. Cadena de hidrocarburos
d. Conjunto de alifáticos
e. Conjunto de monómeros
H
CH3-C- C - N - C - C
O HO
OHNH
2H H
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LE
123
32.Al analizar la siguiente secuencia de reacciones:
Los compuestos A y B son respectivamente:
a. 2-propanol y 1-cloro - propeno
b. 1-propeno y 1-cloro - propano
c. 2 propanol y 2-cloro - propeno
d. 2 propeno y 1-cloro - propino
e. 1 propeno y 2-cloro – propano
33.Considerando que la estructura del cloruro de
polivinilo (PVC) es:
[...–CH2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–
CH2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–CH
2CHCl–...]
El monómero utilizado en su formación es:
a. CH3
–CH2Cl
b. CH ? CCl
c. CH3
-CHCl=CH-CH2Cl
d. CH3
– CH3
+ HCl
e. CH2
= CHCl
34.Una proteína se puede considerar;
I. Una poliamida
II. Un polímero de adición
III. Un polímero de condensación
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. Sólo I y III
35.La cocaína que inicialmente se utilizó como
anestésico local, funciona como un potente
estimulante. Al fumarlo tarda 15 segundos en
llegar al cerebro. Este fármaco impide que el
neurotransmisor dopamina se reabsorba después
de ser liberado por las neuronas y, el alto nivel de
dopamina, estimula los centros del placer del
cerebro. La estructura química de la cocaína es
En su estructura se pueden distinguir las
funciones:
a. Éter u amina
b. Éster y amida
c. Ácido carboxílico y cetona
d. Cetona, éter y amina
e. Amina y éster
36.El edulcorante aspartame presenta la fórmula
estructural siguiente:
En esta estructura se pueden identificar, además
de ácido carboxílico, las siguientes funciones
orgánicas:
a. Amina y cetona
b. Amida y cetona
c. Amina, amida y éster
d. Cetona, amina y amida
e. Éter, cetona y amina
37.A continuación se indican cinco hidrocarburos, de
los cuales cuatro de los ellos son isómeros entre sí.
Indique el único que no lo es:
a. Ciclobutano
b. 1-buteno
c. Metil-ciclopropano
d. 2-metil-propano
e. 2-buteno
H2N – CH – C – NH – CH – C – OH
OO
CH2
COOH
CH2
O
C
ONCH3
OCH3
C
O
CH3
– CH – CH3
OH
A + HCI B
-H2O
A
FOTO
COP
IAB
LE124
En las unidades anteriores se han dispuesto distintos métodos para evaluar el progreso y nivel de logro de los
estudiantes respecto a los aprendizajes esperados, contenidos mínimos obligatorios y, por ende, objetivos
fundamentales.
Se propone en esta unidad, una rúbrica, que puede ser definida como una guía que evalúa el desempeño de
un alumno(a) basada en la suma de una gama completa de criterios más bien que una sola cuenta numérica.
Este instrumento puede ser utilizado por los propios alumnos(as) como por el docente. En el primer caso es
recomendable entregarles a los estudiantes el instrumento antes de iniciar un determinado trabajo para que
guíen su accionar según los criterios con los cuales será evaluado si trabajó.
Respecto a su uso, varios expertos indican que las rúbricas mejoran los productos finales de los alumnos(as) y
por lo tanto aumentan el aprendizaje. Cuando los profesores evalúan los trabajos o los proyectos, saben qué
hace un buen producto final y por qué. Cuando los alumnos reciben rúbricas de antemano, entienden cómo los
evaluarán y pueden prepararse por consiguiente. Desarrollando una rúbrica y poniéndola a disposición de los
estudiantes les proporcionará la ayuda necesaria para mejorar la calidad de su trabajo y para aumentar su
conocimiento.
Una vez que se ha elaborado la rúbrica, puede ser utilizada para una variedad de actividades. El repaso y la
revisión de conceptos desde diversos ángulos mejorando así la comprensión de la lección para los alumnos(as).
Entre las ventajas del uso de las rúbricas se reconocen:
a. Los docentes pueden aumentar la calidad de su instrucción directa proporcionando el foco, el énfasis, y la
atención en los detalles particulares como modelo para los alumnos(as).
b. Los(as) alumnos(as) tienen pautas explícitas con respecto a las expectativas del profesor(a).
c. Los(as) alumnos(as) pueden utilizar rúbricas como herramienta para desarrollar sus capacidades.
d. Los(as) profesores(as) pueden reutilizar las rúbricas para varias actividades.
Se dispone de un ejemplo para evaluar dos aprendizajes esperados para esta unidad:
Pauta de evaluación de aprendizajes esperados Unidad 3
SUBSECTOR: Química
NIVEL: II Medio
Aprendizaje esperado 1: Identificar las propiedades del carbono que hacen posible generar una amplia gama
de moléculas
RÚBRICA
Criterios e indicadores para la evaluación (Pautas, otras)
4 Identifica la tetravalencia del carbono como producto de la hibridación de susorbitales
3 Identifica sólo el enlace sigma o pi
2 Identifica la tetravalencia del carbono producto de sus electrones de valencia,pero no asocia éste comportamiento con la hibridación
1 No indentifica la tetravalencia del carbono
Calificación:
FOTO
COP
IAB
LE
125
La tabla de verificación que le permite observar y evaluar con mayor objetividad los criterios de la Rúbrica ha
sido dispuesta en las tablas de especificaciones de cada tema.
En el sitio WEB http://rubistar.4teachers.org/index.php?&skin=es&lang=es&, encontrara indicaciones para crear
rúbricas y crearlas, gracias a pasos muy sencillos.
Aprendizaje esperado 2: Visualiza la estructura tridimensional de una molécula, describiendo y valorando la
importancia de isomería geométrica
RÚBRICA
4 Visualiza la estructura tridimensional de a lo menos una molécula y describe suisomería geométrica
3 Visualiza la estructura tridimensional de a lo menos una molécula, pero noidentifica su isomería geométrica
2 Visualiza parcialmente la estructura tridimensional de a lo menos una molécula
1 No visualiza la estructura tridimensional de una molécula.
Calificación:
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Unidad Disoluciones
Tema Disoluciones químicas
Objetivos Fundamentales de la Unidad Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas con
algunas propiedades físicas y químicas
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos
y deberes de todas las personas
Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente.
Reconocer el mol como unidad de carácter atómico,
aplicable a cálculos químicos.
Conocer los principios básicos de la estequiometría
y aplicarlos a las reacciones en disolución
Inicie las actividades relacionando los conceptos revisados en la clase
anterior.
Introduzca el concepto de concentración, explique el concepto y los
métodos empleados para calcularla., se sugiere que revise junto a los
alumnos los ejemplos (ejercicios resueltos) del Texto para el Estudiante.
Solicíteles desarrollar como actividad grupal el desafío científico de la
página 179 y de la página 182.
Concentración
de
disoluciones
Conceptos
básicos de
estequiometría
176 - 187
188 - 191
Los estudiantes desarrollan la actividad Ciencia en acción, de la página
“Propiedades coligativas”.
Presente a los alumnos(as) las propiedades coligativas y resuelva junto a
ellos (en modo de plenario) el desafío científico de la página 201.
Para evaluar el tema se recomienda utilizar el instrumento N° 11.
Propiedades
coligativas192 - 205
Concepto y
tipo de
disoluciones
166 a la 174Comprender el concepto de disolución para valorar
sus propiedades y utilidad.
Solubilidad:factores queafectan lasolubilidad.
175Determinar la concentración de diferentes
disoluciones.
Complete a modo de plenario, con los alumnos(as), el organizador
gráfico de la página 168 y en la medida que complete la parte en la
que se hace referencia a las mezclas y reacciones químicas presente
los aprendizajes esperados para la unidad.
Desarrolle demostrativamente la actividad Ciencia en acción,
“Disoluciones”. En la medida que ejecute la actividad invite a distintos
estudiantes a participar.
TEM
A 1
126
Valorar la importancia de las propiedades
coligativas de las disoluciones para la comprensión
de fenómenos comunes asociados a dichas
propiedades.
Tiempo duración de la Unidad 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Tiempo de duración del Tema 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita
acerca de procesos químicos
Sugerencias metodológicas para las actividades
Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y
utilizar el conocimiento y la información.
Fomentar hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y medición.
Desarrollar habilidades de investigación y de formas de observación, de
razonamiento y proceder característicos de la metodología científica.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
180 min.Desafío científico,
Pág. 174 y 179.
Formativa
Sumativa:
panel
informativo y
Desafío
científico
El trabajo del desafío científico de la página 185, obligara a los alumnos(as) a revisar en el texto los
conceptos estequiométricos presentados en las páginas anteriores y a usted a actuar como guía de los
grupos. Es imprescindible que usted supervise el trabajo de los alumnos(as)
Los alumnos(as) desarrollan la actividad Ciencia en acción, página 183 o en su defecto usted la
desarrolla como actividad demostrativa
Los alumnos(as) pueden desarrollar como tarea los desafíos científicos de las página 191.
180 min.Desafío científico,
Pág. 185 y 191. Formativa
90 min.
Desafío científico,
pág. 201.
Lectura científica,
pág. 203.
Revisemos lo aprendido:
Tema 1, pág. 204.
Autoevaluación,
pág. 205.
Instrumento de
Evaluación Nº 11
Sumativa
Con la participación de los estudiantes desarrolle el análisis, introduciendo en él conceptos de
mezcla, soluto, disolvente, la clasificación y los factores que alterarían la solubilidad.
Incentive a los alumnos(as) a elaborar el panel informativo para presentar los resultados y las
conclusiones.
Se indica a los estudiantes desarrollar el desafío científico página 174, como actividad indagatoria,
respecto a los factores que alteran la solubilidad. Cierre las actividades revisando el desafío
planteado, según los contenidos de la página 175.
UN
IDA
D 4
127
Sugerencias metodológicas
Motivación
Activación de conocimientos previosPara introducir, la unidad se recomienda en la planificación quetrabaje en conjunto con los alumnos(as) el organizador gráfico ypresente los aprendizajes esperados cuando se hable de lasmezclas y de las reacciones químicas.
Posteriormente y de acuerdo a los conceptos relacionados en elesquema, solicíteles responder las preguntas propuestas en laactividad “y para comenzar”. Se espera que los estudiantesclasifiquen el jugo, el café y las manillas de bronce como mezclashomogéneas y la combustión del papel, la oxidación (fotografía delas cadenas) y la pastilla efervescente como reacciones químicas,indicando que su criterio para clasificarlas ha sido la presencia de lascaracterísticas de las sustancia iniciales en las finales.
La actividad le permitirá a usted reforzar la idea de que en lasreacciones químicas se forman sustancias muy distintas, entérminos de propiedades, a las iníciales o reactivos.
Ciencia en acción: Disoluciones- Resultados esperados:
- InterpretaciónLas mezclas, por su comportamiento, son de fácil clasificación siel alumno(a) lee detenidamente la introducción, en la cual seentrega información relevante para que pueda distinguirlas.No obstante ello y debido a su comportamiento, la mezcla de agua yazúcar puede presentar un grado mayor de dificultad para elalumno(a) el agua con azúcar. Para la correcta interpretación de losestudiantes le entregamos las siguientes sugerencias para el análisis.- Recomendaciones para su análisis y elaboración deconclusiones
Recuerde que:Un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistemafisico-químico compuesto por dos fases: una continua, normalmentefluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas,de tamaño macroscópico (intermedio entre el macroscópico ymicroscópico), por ende, se trata de partículas que no son apreciablesa simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula.Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fasecontinua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículassólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes seencuentran en otros estados de agregación.
En síntesis, se caracterizan por:• Sus partículas no pueden ser observadas a simple vista.• Los filtros que no pueden atravesar son las membranassemipermeables, como el papel celofán y el colodión. Suspartículas presentan movimiento browniano y efecto Tyndall.Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólidoo pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersanen un medio líquido (dispersante o dispersora). Cuando uno de loscomponentes es agua y los otros son sólidos suspendidos en lamezcla, son conocidas como suspensiones mecánicas
Entre sus características se pueden mencionar:• Sus partículas son mayores que las de las disoluciones y los
coloides, lo que permite observarlas a simple vista. • Sus partículas se sedimentan si la suspensión se deja en reposo. • Los componentes de la suspensión pueden separarse por
medio de centrifugación, decantación, filtración y evaporación.
Trabajo con preconceptos
Mezclas y reacciones químicas: En el 8° año básico y en el 1° añomedio, los alumnos(as) tienen los primeros acercamientosconceptuales formales a los conceptos de mezcla y reacción química. Sibien, ellos pudieron obtener los aprendizajes esperados en ambosniveles comprendiendo estequiométricamente una reacción eidentificando el aire como una mezcla, es probable que estosconceptos se confundan al momento de aplicarlos y explicar elcomportamiento de las sustancias iniciales en la preparación de uncafé. Es decir, no sería extraño que ellos reconozcan como “reactivos”elagua, el café en polvo y el azúcar y como “productos”el café. Paraevitar esta confusión, es que se sugiere revise y construya junto a losestudiantes el organizador conceptual propuesto al inicio del tema y dela unidad.Al analizar las fotografías de la actividad “y para comenzar”,usted puede reforzar ambos conceptos haciendo énfasis en lasdiferencias observadas entre unas y otras, guiando la discusióncon preguntas como:
b
Mezcla homogénea
Coloide
Agua con azúcar
Mezcla heterogénea
Suspensión
Agua con arena
Mezcla homogéneaAgua con jugo en polvo
Mezcla heterogéneaAgua con aceite
ClasificaciónMezcla
Página 169
Página 168
a
TEM
A 1
128
UN
IDA
D 4
129
1.¿Cuáles son las características de las sustancias iniciales yfinales? ¿Se asemejan?
2.¿Cuáles son reacciones químicas? y ¿cuáles disoluciones?¿Cómo las identifica?
Magnitudes física y unidades: Desde los primeros cursos deeducación básica, los alumnos(as) comienzan a trabajar con losconceptos de magnitudes y unidades, no obstante aún en cursosde educación media existen algunas dificultades para asociarcorrectamente magnitud y unidad, más aún para transformarlas.
Recuerde que:• Magnitud física: Toda medición consiste en atribuir un valor
numérico cuantitativo a alguna propiedad de un cuerpo,como la longitud o el área. Estas propiedades, puedencuantificarse por comparación con un patrón o con partes deun patrón. Constituyen ejemplos de magnitudes físicas, lamasa, la longitud, el tiempo, la densidad, la temperatura, lavelocidad y la aceleración. Se clasifican como:
• Magnitudes escalares, caracterizadas por un valor fijoindependiente del observador y carecen de dirección ysentido, como por ejemplo, la masa. En física clásica la masa,la energía, la temperatura o la densidad de un cuerpo sonmagnitudes escalares, ya que, contienen un valor fijo paratodos los observadores
• Magnitudes vectoriales, son magnitudes que cuentan con:cantidad, dirección y sentido como, por ejemplo, lavelocidad, la fuerza, la aceleración, etc.
• Magnitudes tensoriales, caracterizan propiedades ocomportamientos físicos modelizables mediante un conjuntode números que cambian tensorialmente al elegir otrosistema de coordenadas asociado a un observador condiferente estado de movimiento o de orientación.
• Unidad de medida: Es una cantidad estandarizada de unadeterminada magnitud física. En general, una unidad demedida toma su valor a partir de un patrón o de unacomposición de otras unidades definidas previamente. Lasprimeras se conocen como unidades fundamentales,mientras que las segundas se llaman unidades derivadas.Cada unidad tiene un símbolo asociado a ella, el cual se ubicaa la derecha de un factor que expresa cuántas veces dichacantidad se encuentra representada. Es común referirse a unmúltiplo o submúltiplo de una unidad, los cuales se indicanubicando un prefijo delante del símbolo que la identifica.Un conjunto consistente de unidades de medida en el queninguna magnitud tenga más de una unidad asociada esdenominado sistema de unidades.
Manejo conceptual del docente
(REACTIVO LIMITANTE)Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en unareacción química se le denomina reactivo limitante, ya quelimita la cantidad de producto formado, pues una reacciónquímica se detiene una vez que los reactantes (uno de ellos oambos al mismo tiempo) se acaban, por ejemplo:
2 H2
(g) + O2 (g)
2H2O
(l)
Si experimentalmente se dispone de masas que corresponden a 10moles de hidrógeno y 7 de oxígeno, respectivamente, sabemos quepor estequiometría de reacción del H
2y O
2(2 : 1 1), una vez que se
hayan gastado los 10 moles de hidrógeno, quedarán sin reaccionar 2mol de oxígeno y se habrán formado 10 mol de agua; por lo tanto, elhidrógeno es el reactivo limitante y el oxígeno es el reactivoexcedente, es decir, el que está presente en mayor cantidad que lanecesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante.
Por ejemplo: Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3
con 1142 gde CO
2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH
2)
2CO] se obtendrán?
2NH3(g)
+ CO2(g)
(NH2)
2CO
(ac)+ H
2O
(l)
Se convierten los gramos de reactivos en cantidad de sustancia:Una vez conocidas las proporciones estequiométricas de reactantesy productos, se calcula la cantidad de sustancia de producto que seobtendría si cada reactivo se consumiese en su totalidad:
El amoniaco es el reactivo limitante y se podrían obtener comomáximo 18,71 moles de urea, es decir, 1124 g del compuesto.Otro concepto asociado a la estequiometría es el de “rendimientode la reacción”, definido como la razón entre el rendimiento teóricoy el real de una reacción química, entendiendo que el rendimiento
637,2 gramos (NH3) · = 37,42 moles (NH
3)
1 mol
17,03 g
1142 gramos (CO2) · = 25,95 moles (CO
2)
1 mol
44,01 gramos
Página 189 y 190
c
Magnitud físicafundamental
Unidad básica ofundamental Símbolo
Masa kilógramo kg
Cantidad de sustancia mol mol
Volumen Litro L
TEM
A 1
130
teórico es la cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo elreactivo limitante, y el rendimiento real, la cantidad de productoque se obtiene experimentalmente en una reacción.
Así, el porcentaje de rendimiento de una reacción se estableceal aplicar la fórmula:
Por ejemplo, para el mismo ejemplo del amoniaco y formación dela urea, se calculó que se obtendrán 1124 g de producto (urea), loque corresponde a un rendimiento teórico. Si experimentalmentese obtuvieran 953,6 g de la sustancia, el rendimiento de lareacción es 84,84%, según el siguiente cálculo:
Consideraciones para el desarrollo de algunas
actividades propuestas
Desafío científicoSe indica en la planificación que este desafío le permitirá a losalumnos(as) aplicar sus conocimientos y experiencias previas(indagación) para predecir qué factores afectan la solubilidad ycómo lo hacen.Por ende, se sugiere que sea trabajado en el aula, para queusted pueda orientar el trabajo realizado y la aplicación quehacen de sus experiencias.
El potencial de esta actividad, indica que, si es bien desarrolladousted entregara los contenidos de las páginas siguientes sólopara formalizar los conceptos que los alumnos(as) ya manejan.Si usted cuenta con los recursos materiales, se recomienda realicelas mezclas y situaciones propuestas de manera experimental yque los alumnos(as) pongan a prueba, mediante diseñosexperimentales sencillos, las respuestas que han planteado. Estoles permitirá además desarrollar la habilidad de la investigación yreforzar sus aprendizajes respecto a los métodos empelados porel mundo científico para comprender la realidad.
Desafío científicoComo actividad de comprobación permitirá a los estudiantespracticar las habilidades científicas de interpretación de datos y
resolución de problemas. Idealmente debe ser desarrollada en aula,no obstante, los alumnos(as) pueden continuar fuera del aula.La pregunta 1 permite a los alumnos(as) reforzar susaprendizajes respecto a la solubilidad, mientras que laspreguntas 2 en adelante están formuladas para que ellosejerciten el cálculo de concentraciones.
Se sugiere que solicite a los alumnos(as) presentarle losresultados de este desafío y el anterior (página 174) para suevaluación formativa y sumativa.Para guiar a los alumnos(as) se sugiere además que usteddesarrolle los ejercicios con anticipación y observe el solucionariodispuesto al final de esta guía.
Ciencia en acción: Preparación de disoluciones molaresResultados esperadosObtención de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 1,5 My otra 0,1 M.
Interpretación - Calculan la masa molar del Hidróxido de sodio (NaOH).- Interpretan la concentración 1,5 M y 0,1 M, como 1,5 moles de
soluto (NaOH) y 0,1 moles de soluto (NaOH), en un litro o milmililitros de disolución.
- Los alumnos(as) calculan la masa necesaria de NaOH parapreparar las disoluciones, correspondientes a 87 g (para 1,5M) y5,8 g (para 0,1M), a partir de la definición de masa molecular.
Recomendaciones para el análisisPara un análisis más profundo se recomienda que usted, amodo demostrativo, realice una titulación ácido base.
Desafío científicoLa actividad propuesta permitirá a los estudiantes comprobarlos aprendizajes obtenidos respecto a:• Determinar la concentración de diferentes disoluciones. • Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable
a cálculos químicos.• Conocer los principios básicos de la estequiometría y
aplicarlos a las reacciones en disolución
Por ello se propone como una actividad que los alumnos(as)pueden desarrollar fuera del aula y se recomienda que ustedla evalúe formativamente. Con la información que recopilaráa partir de los resultados obtenidos, puede reforzar aquellosaspectos que considere necesarios antes de iniciar el tema depropiedades coligativas.
Página 191
Página 183
Página 179
Página 174
d
953.6 g
1124 g· 100 = 84,84 %( )
37,42 moles (NH3) · = 18,71 moles (NH
2)
2CO
1 mol (NH2) CO
2 moles (NH3)
25,95 moles (CO2) · = 25,95 moles (NH
2)
2CO
1 mol (NH2) CO
1 moles (CO2)
porcentaje de rendimiento = · 100%rendimiento real
rendimiento teórico
UN
IDA
D 4
131
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de pregunta
Comprender el concepto de
disolución para valorar sus
propiedades y utilidad.
Conoce el concepto de disolución y
valora sus propiedades
Desafío científico, página 174
Revisemos lo aprendido, página 204
1 a la 7
I, II 1, II 3, II 7
Distingue soluto de disolvente en una
disolución
Desafío científico, página 174
Desafío científico, página 179
Revisemos lo aprendido, página 204
3 a la 5
2 a la 16
I, II 2
Aplica el concepto de solubilidad para
entender el comportamiento de una
disolución.
Revisemos lo aprendido, página 204 I 8, I 11, I 16
II 6
Conoce los factores que afectan la
solubilidad de una disolución.
Desafío científico, página 179
Revisemos lo aprendido, página 204
1
I 8, I 11, I 16
II 5, III 14
Determinar la concentración
de diferentes disoluciones.
Identifica distintos tipos de
disoluciones según, la relación
cantidad de soluto capacidad de
disolver del disolvente.
Desafío científico, página 174
Revisemos lo aprendido, página 204
1 a la 7
I, II 1, II 2
Determina la concentración de
diferentes disoluciones
Desafío científico, página 179
Desafío científico, página 185
Revisemos lo aprendido, página 204
2 a la 14
1 a la 4
III 1 a la 12
Reconocer el mol como unidad
de carácter atómico, aplicable
a cálculos químicos.
Conocer los principios básicos
de la estequiometría y
aplicarlos a las reacciones en
disolución
Relaciona el concepto de mol con la
masa atómica y molecular.
Desafío científico, página 179
Desafío científico, página 201
Revisemos lo aprendido, página 204
9, 10 y 11
7, 8, 9, 11 y 13
I, II 4, III 1, III 6
Prepara disoluciones de concentración
molar, a partir del cálculo de mol y la
determinación del volumen de la
disolución.
Ciencia en acción, página 195 Actividad experimental
Calcula la masa molecular de un
compuesto a partir de su formula y de
la masa atómica de sus elementos
constituyentes
Desafío científico, página 179
Desafío científico, página 182
Desafío científico, página 185
2 a la 11
1 a la 3
1 a la 4
Establece el equilibrio en reacciones
químicas por método de tanteo y/o
algebraico
Desafío científico, página 191
Revisemos lo aprendido, página 204
1 y 2
II 11, III 13
Aplica principios básicos de
estequiometría a reacciones en
disolución
Desafío científico, página 191 2 a la 3
Valorar la importancia de las
propiedades coligativas de las
disoluciones para la
comprensión de fenómenos
comunes asociados a dichas
propiedades.
Conoce las propiedades coligativas Ciencia en acción, página 192
Desafío científico, página 201
Revisemos lo aprendido, página 204
Actividad experimental
1 a 5, 14 y 15
I, II 5, II 8, II 10, III 14
Valora la propiedades coligativas de
las disoluciones
Ciencia en acción, página 192
Desafío científico, página 201
Revisemos lo aprendido, página 204
Actividad experimental
1 a la 15
II 8, II 9
Evaluación e
TEM
A 1
132
Actividades complementarias
Tema 1: Disoluciones químicas
Selección múltiple.
1. Si se tiene una solución de ácido sulfúrico al 19,6% m/m y si
la masa molar (MM) del H2SO
4es 98 g/mol, entonces es
cierto que:
I. Hay 19,6 g de ácido en 100 cc de agua
II. Hay 0,2 moles de ácido en 100 g de solución
III. Hay 19,6 g de ácido en 80,4 de agua
IV. Hay 0,4 equivalentes-gramos de ácido en 1000 g de
solvente
a. Sólo I
b. Sólo II y III
c. Sólo III y IV
d. Sólo II, III y IV
e. Todas
Crucigrama.
1. Punto técnico de una disolución que es siempre más bajo
que el del disolvente puro.
2. Estructura funcional de la materia.
3. Propiedades de las disoluciones que dependen del soluto y
no del solvente.
4. Ley que explica la relación proporcional entre la P vapor y
la molalidad de la disolución.
5. Componente de mayor proporción en la disolución.
6. Átomo no neutro.
7. Punto térmico en el que la presión externa e interna de un
sistema alcanzan el equilibrio.
8. Propiedad coligativa proporcional a la concentración de la
disolución.
9. Concentración de solución en la que influye
proporcionalmente el número de hidrógenos de los
compuestos.
10. Propiedad relacionada con el cambio de estado líquido –
gaseoso.
11. Concentración química que establece la relación moL A/kg B.
12. Concentración medida en mol L–1
13. Propiedad de soluto y solvente, que no es aditiva en solución.
14. Especie presente en solución en menor proporción.
Reactividad de los hidrocarburos
Habilidades a desarrollar:- Observación.- Predecir.- Formulación de ecuaciones.
Estudiarás:- Reactividad de compuestos orgánicos.
IntroducciónComo se ha estudiado, los hidrocarburos presentan mecanismos de reacción
característicos, de los que se obtienen productos para su uso directo o para la
síntesis de otros productos.
En esta actividad experimental observarán y reconocerán la reactividad de
algunos hidrocarburos.
Paso 1: La observaciónAl inicio de la actividad observen las características de los reactivos, pues ellos
experimentarán cambios químicos.
En esta experiencia observarás la reacción entre:
a. Hexano y el bromo
b. Hexano y el permanganato de potasio
c. Ciclo hexeno y el brono
d. Ciclo hexeno y el permanganato de potasio
e. Benceno y el bromo
f. Benceno y el permanganato de potasio
g. Carburo de calcio y agua
h. Acetileno y oxígeno
Paso 2: Preguntas de investigaciónPlanteen con la ayuda de su profesor las preguntas de investigación que guiarán
esta actividad. Para ello, recomendamos leer con atención los procedimientos
experimentales que te orientarán para formularlas.
Paso 3: Formulación de hipótesisRecuerden que formular respuestas probables a las preguntas de investigación,
les permitirá guiar el diseño experimental y fundamentalmente desarrollar un
proceso de análisis de resultados.
Por ejemplo, si han planteado la siguiente pregunta de investigación respecto a
la reacción del carburo de calcio y el agua, ¿qué productos se obtendrán?,
podrías establecer como inferencia al respecto, “los productos formados son
acetileno y hidróxido de calcio”.
¡Manos a la obra!, establezcan sus propias hipótesis.
Paso 4: Diseño experimentalLean atentamente las instrucciones y las dudas que tengan consúltenlas a su
profesor(a).
MATERIALES
- Seis tubos de ensayo.
- Ocho pipetas.
- Vaso pp con agua
destilada (para depositar
las pipetas utilizadas).
- Pisceta.
- Embudo analítico.
- Cápsula de petri.
- Fósforos
- Papel filtro.
- Cinta adhesiva.
REACTIVOS
- 6 mL de hexano.
- 6 mL de ciclohexeno.
- 6 mL de benceno.
- Solución 0,1 M de bromo
en tetracloruro de
carbono.
- Solución 0,1 M de
permanganato de
potasio.
- Dos gramos de carburo
de calcio.
UN
IDA
D 4
133
CIENCIA EN ACCIÓN
TEM
A 1
134
PrecaucionesAl oler los reactivos nunca pongan su nariz sobre la boca del recipiente que la
contiene.
Experiencia 1. Reactividad de alcanos, alquenos y aromáticos.
1. En un tubo de ensayo dispongan 2 mL de hexano; en otro, 2 mL de
ciclohexeno, y en un tercero, 2 mL de benceno.
2. A cada tubo agreguen dos gotas de bromo en tetracloruro de carbono,
agítenlos.
3. Repitan el paso 1, en tubos de ensayo limpios.
4. A cada tubo agreguen, esta vez, gotas de permanganato de potasio,
agítenlos.
Experiencia 2. Lámpara de carburo.
Insertar imagen de la formación de una lámpara de carburo a partir de una
cápsula de petri y un embudo invertido que en su interior tiene carburo de
calcio tapado con papel filtro.
1. En la tapa de la cápsula de petri dispongan dos capas de papel filtro.
2. Sobre el papel filtro, agreguen el carburo de calcio en el centro (no
amontonarlo).
3. Con el embudo analítico invertido, tapen el carburo de calcio asegurándolo
con cinta adhesiva a la cápsula de petri para formar un sistema hermético.
4. Con la ayuda de la pisceta, agreguen agua a todo el borde de la cápsula de
petri, logrando que el agua humecte el papel filtro y la ponga en contacto
con el carburo de calcio. Cuando se inicie la reacción, enciendan un fósforo y
desplácenlo con cuidado desde la base del embudo hasta el extremo
superior.
El carburo de calcio al reaccionar con el agua forma acetileno (etino) e
hidróxido de calcio (solución de color blanco), según la siguiente ecuación:
CaC2 (s)
+ 2H2O
(l)C
2H
2(g) + Ca(OH)
2 (ac)
Paso 5: Registro de observacionesComo se ha indicado con anterioridad, resulta fundamental para el trabajo
científico registrar las observaciones del trabajo experimental.
Escriban con sus palabras cada uno de hechos observados en las experiencias
realizadas.
Paso 6: Recopilar y ordenar datosUna vez registrados los hechos experimentales, es importante ordenarlos de
manera tal que sea fácil establecer relaciones entre ellos o simplemente
organizarlos. Ingresen sus observaciones en las siguientes tablas:
IMPORTANTE
Cuando el bromo reacciona con
hidrocarburos, se forma un
halogenado incoloro, por ende, la
reacción se descubre por la
desaparición del color rojizo del
bromo. Si los tubos permanecen
con color rojizo, expónganlos a
luz intensa (solar o artificial)
durante cinco minutos para
verificar los resultados.
UN
IDA
D 4
135
Tabla 01: Características de los reactivos
Reactivos Color Olor Estado de la materia
Hexano
Ciclo hexeno
Benceno
Carburo de calcio
Bromo
Permanganato de potasio
Tabla 02: Reacciones químicas
Reacción Productos obtenidos Observaciones
Hexano y el bromo
Hexano y el permanganato de potasio
Ciclo hexeno y el bromo
Ciclo hexeno y el permanganato de potasio
Benceno y el bromo
Benceno y el permanganato de potasio
Carburo de calcio y agua
Acetileno y oxígeno
Paso 7: Análisis de datosLos datos recopilados permiten analizar las reacciones estudiadas en este
experimento. Para guiarlos les proponemos contestar las siguientes preguntas:
1. De acuerdo con sus observaciones, escriban las ecuaciones químicas de las
reacciones estudiadas en la experiencia 1.
2. Expliquen químicamente lo observado en la experiencia número 2.
3. Escriban la ecuación química que explica la presencia de una llama en el
extremo superior del embudo.
4. Investiguen qué usos tuvo en la minería la reacción de carburo de calcio con
agua y de su producto (acetileno) con oxígeno.
Paso 8: Concluir y comunicar resultadosElaboren un informe considerando las siguientes partes:
1. Página de presentación.
2. Introducción.
3. Marco teórico.
4. Diseño experimental.
5. Resultados y organización de datos.
TEM
A 1
136
6. Análisis de resultados.
7. Conclusiones.
8. Bibliografía.
Paso 9: Evaluar el trabajo realizadoRevisen el trabajo realizado comentando con su grupo las siguientes preguntas:
1. Todos los integrantes del equipo de trabajo fueron responsables en el
desarrollo de sus tareas.
2. Las habilidades propuestas les permitieron practicar las habilidades de
observar, predecir y formular ecuaciones.
3. Durante el trabajo desarrollado, los integrantes fueron tolerantes y
respetuosos.
4. La actividad desarrollada te permitió comprender a cabalidad los procesos de
reactividad orgánica.
5. La reacción del carburo de calcio con agua y de su producto en reacción con
oxígeno, así como la investigación realizada respecto a su uso en la minería,
te permitió valorar la química como una herramienta de uso cotidiano.
Según los comentarios realizados por los miembros del grupo, enumeren los
aprendizajes que han logrado respecto a los contenidos y el trabajo en
equipo que han logrado en este laboratorio.
Habilidades a desarrollar:- Asociación.- Completación.
En tu cuaderno completa el siguiente cuadro resumen y responde las preguntas
asociadas a cada uno de los conceptos claves estudiados en este tema.
¿Por qué tiende a formar
sustancias con propiedades
ácidas? y ¿Cómo es la
polaridad en su estructura?
¿Qué son?
son
Grupo Funcionales
ACIDO
CARBOXÍLICO
Éter
Éster
Amina
Aldehído
Fórmula Fórmula
Ácido acetilsalicílico
Etanol
Acetona
Nailon
-OH
-CO-
-CO-NH2
¿Cuáles son sus reacciones
más comunes? y ¿qué tipo
de alcoholes existen?
¿Espacialmente, en qué se
parecen a un aldehído?
¿Cómo se obtienen?
¿Qué es la esterificación?
¿Qué es la amonólisis?
¿Cuál es la diferencia entre
una simple y una mixta?
¿Cuál es el aldehído más
simple y para qué se usa?
DESAFÍO
CIENTÍFICO
UN
IDA
D 4
137
Habilidades a desarrollar:- Asociación.- Completación.
1. Anota los conceptos faltantes en el siguiente mapa conceptual.
se clasifican
también llamadas
formadas por
son de dos tipos tiene una relacióndenominada
pueden formar
que se ve
afectada
por
presentan
presentanpresentan
pueden ser
pueden ser
pueden ser
subdivididas subdivididas
entre ellas se pueden
establecer relaciones
son
MEZCLAS
Coloide Suspensión
Insaturada
Solubilidad
pH
Soluciones Amortiguadoras Concentración
Molares
Molares
Mb
% m/v
% v/v
% m/m
Presión de vapor
del solvente
Descenso del
punto de
congelación
Presión
osmóticaEstequiométricas
Presión
Agitación
Saturada
Heterogéneas
Soluto
No electrolitos
DESAFÍO
CIENTÍFICO
SaponificaciónCIENCIA EN ACCIÓN
Habilidades a desarrollar:- Observación.- Elaboración.- Manipulación de
instrumental.
• Un trozo de jabón
• 5 g de grasa.
• 10 mL de solución 40%
de hidróxido de sodio
(NaOH).
• 50 g de sal (NaCl).
• Tres vasos precipitado de
250 mL.
• Una varilla de agitación.
• Una probeta de 50 mL.
• Un vaso precipitado de
500 mL.
• Una pinza metálica.
• Un mechero.
• Un trípode y su rejilla.
• Una cuchara metálica.
Materiales y reactivos
TEM
A 1
138
Estudiaremos:- Saponificación
IntroducciónLa saponificación de los lípidos en medio básico es uno de los métodos
utilizados para obtener un jabón, objetivo del presente laboratorio.
Paso 1: La observaciónSeguramente en sus actividades diarias emplean más de una vez al día el jabón.
Han observado con detención esta sustancia de amplio uso.
Observen detenidamente el trozo de jabón y registren sus características.
Paso 2: Preguntas de investigaciónBasados en la observación del trozo de jabón, se pueden plantear las siguientes
preguntas de investigación:
A. ¿Qué es un jabón?
B. ¿De qué está constituido un jabón?
C. ¿Cómo se fabrica un jabón?
Paso 3: Formulación de hipótesisRespondan las preguntas propuestas en el paso 2, para ello pueden buscar
información en diferentes fuentes o ingresen a:
http://wwwprof.uniandes.edu.co/~infquimi/vi_feria/id64.htm.
Paso 4: Diseño experimental1. Depositen en el vaso pp de 250 mL 5 g de grasa.
2. Preparen en el vaso pp de 500 mL un baño María.
3. Dispongan con la ayuda de la pinza metálica el vaso con la grasa en el baño
María.
4. Agiten la grasa dentro del vaso con la varilla de vidrio, agregando gota a gota
los 10 mL de NaOH.
5. Dejen enfriar la mezcla y con la ayuda de una cuchara separen la fase
superior (el jabón) en otro vaso pp de 250 mL.
6. En un tercer vaso pp de 250 mL, preparen 50 mL de una solución
sobresaturada de cloruro de sodio.
7. Sumerjan el jabón en la solución saturada de cloruro de sodio para retirar el
exceso de NaOH.
8. Retiren el exceso de solución de NaCl.
9. Utilizando toalla nova, proceda a secar el jabón obtenido y deposítalo en un
molde.
Paso 5: Registro de observacionesObservar los cambios que experimentaran los reactivos en todo el proceso es
importante para conocer la composición y comprender la elaboración del
jabón. Por ello, tomen nota de cada uno de los cambios que observen.
PRECAUCIÓN
Trabajarán con una base fuerte,
el hidróxido de sodio. Eviten el
contacto directo y el derrame en
la piel. Cualquier consulta que
tengas respecto a la
manipulación de esa sustancia
consúltale a tu profesor/a.
UN
IDA
D 4
139
Proceso Observación
Grasa expuesta al baño María
Grasa expuesta al baño María y mezcladacon hidróxido de sodio
Enfriamiento de la mezcla de grasa y NaOH
Jabón sumergido en solución saturada decloruro de sodio.
Paso 7: Análisis de datosHas obtenido un jabón gracias al diseño experimental, de acuerdo a las
observaciones recopiladas y ordenadas responde:
A. ¿Qué es un jabón?
B. ¿De qué está constituido un jabón?
C. ¿Cómo se fabrica un jabón?
D. ¿Cómo podrían comprobar que han obtenido un jabón? Describan dos
procedimientos, ejecútenlos y anoten sus observaciones.
E. Con la ayuda de su profesor o profesora, escriban las ecuaciones químicas
que explican el proceso.
Paso 8: Concluir y comunicar resultados.Construyan un tríptico informativo para comunicar sus resultados, además
deben exponer sus conclusiones respecto al trabajo realizado.
En el tríptico incluyan además información respecto a la importancia del uso del
jabón cotidianamente.
Paso 9: Evaluar el trabajo realizadoDe acuerdo al trabajo que han realizado respondan las siguientes preguntas:
1. ¿Qué han aprendido?
2. ¿Cuál es la importancia del aprendizaje alcanzado en esta actividad?
3. ¿La actividad desarrollada les permite comprender la importancia de la
química?
4. ¿Cuáles han sido las fortalezas del trabajo en equipo, que les han permitido
fabricar un jabón?
5. ¿Qué debilidades del trabajo en equipo pusieron en riesgo alcanzar la meta
de fabricar un jabón?
Paso 6: Recopilar y ordenar datosPara ordenar las observaciones del proceso, completen la siguiente tabla.
CUIDA EL AMBIENTE:
Eliminen los residuos líquidos en
el desagüe y el sólido en el
basurero. Laven con abundante
agua los materiales empleados,
especialmente los que han estado
en contacto con el NaOH.
Estudiando las disoluciones
TEM
A 1
140
EstudiaremosSeparación de disoluciones y factores que alteran la solubilidad.
Introducción:Trabajarás en una actividad experimental junto a cuatro compañeros y
compañeras para conocer una técnica de separación de disoluciones
denominada cromatografía y comprender los factores que afectan la solubilidad
de una disolución.
Paso 1: La observaciónObserven atentamente la tinta que utilizarán en la práctica experimental y
describan sus características.
Paso 2: Preguntas de investigaciónLean atentamente el diseño experimental antes de iniciar el trabajo. De acuerdo
a lo allí descrito, planteen las preguntas de investigación.
Paso 3: Formulación de hipótesisComo en las actividades anteriores, formulen las inferencias que someterán a
comprobación durante el diseño experimental.
Paso 4: Diseño experimental
Experiencia 1: Cromatografía.
1. Depositen el agua en el vaso precipitado.
2. En el centro del cuadrado de papel filtro depositen 5 ó 6 gotas de tinta, hasta
formar una mancha.
3. Enrollen el rectángulo de papel filtro, luego insértenlo en el centro de la
mancha.
4. Dispongan sobre el vaso precipitado que contiene el agua, el extremo más
largo del papel enrollado de modo que atraviese el cuadrado (procuren que
el papel enrollado esté sumergido en el agua, pero que ésta no toque el
cuadrado que tiene la mancha).
5. Esperen que el agua ascienda por el papel y dejen que actúe sobre la
mancha de tinta.
6. Repita el paso 1 reemplazando el agua por el alcohol.
7. Sobre el segundo cuadrado de papel filtro, froten en el centro las hojas
verdes hasta conseguir una mancha.
8. Repitan el paso 3 con el segundo rectángulo de papel.
9. Repitan los pasos 4 y 5, esta vez sobre el vaso que contiene alcohol.
Experiencia 2. Factores que afectan la solubilidad.
“100 mL de agua a temperatura ambiente disuelven 37,5 g de sal común,
formando una solución saturada”.
Habilidades a desarrollar- Observación.- Aplicación conceptual.
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada la actividad,
elimina los residuos en el
basurero y deja tu puesto de
trabajo limpio.
Matriales y reactivos
• Dos cuadrados de papel
filtro de 10 x 10 cm.
• Dos rectángulos de
papel filtro de 5 x 10 cm.
• Cuatro vasos
precipitados de 250 mL.
• Una balanza.
• Una varilla de agitación.
• Cinco tubos de ensayo.
• Una pipeta de 5 ó
10 mL.
• Trípode - mechero
y rejilla.
• Tres tabletas
efervescentes.
• Tinta negra (se
recomienda la tinta
Parker o la china).
• Medio litro de agua.
• Hojas verdes.
• 200 mL de alcohol
de 96º.
• 100 gramos de sal
común.
CIENCIA EN ACCIÓN
Primera parte: Solución sobresaturada.
1. En un vaso pp de 250 mL agreguen 100 mL de agua y procedan a calentarla
hasta ebullición.
2. Agreguen al agua hirviendo 50 gramos de sal común y agiten hasta
disolución. Registren sus observaciones respecto a la solubilidad.
3. Dejen enfriar la disolución, pueden acelerar este proceso en baños externos
de agua fría o de hielo. Registren sus observaciones.
4. Una vez fría la disolución, agiten con una varilla y observen.
Segunda parte: Ensayos de solubilidad.
1. En tres vasos pp, dispón 10 mL de agua.
2. El primero de los vasos con agua dispónganlo en un congelador o en su
defecto en un sistema de enfriamiento continuo.
3. En el segundo vaso, calienten el agua hasta su ebullición. Una vez alcanzada
la temperatura, agreguen una pastilla efervescente. Registren el tiempo que
demora en disolverse y dejen enfriar.
4. El agua contenida en el tercer vaso, caliéntenla hasta los 40 ºC. Una vez
alcanzada la temperatura, agreguen otra pastilla efervescente y registren el
tiempo de disolución. Posteriormente deja enfriar junto al vaso número 2.
5. Para finalizar, registren la temperatura del vaso número 1 y luego agreguen la
tercera pastilla efervescente. Nuevamente registren el tiempo de disolución.
6. Registren la temperatura de los tres vasos y sus observaciones respecto a las
características físicas de la disolución.
Paso 5: Registro de observacionesRegistren en su cuaderno las observaciones del procedimiento experimental.
Paso 6: Recopilar y ordenar datosDecidan como equipo de trabajo un sistema para recopilar ordenadamente la
información obtenida. Para ello, es clave considerar la naturaleza de los datos
(cuantitativos y/o cualitativos) y las preguntas de investigación, para
organizarlos de manera tal que les permita obtener información relevante para
contrastar la hipótesis planteada.
Paso 7: Análisis de datos1. De acuerdo con lo observado en la primera experiencia, definan qué es la
cromatografía.
2. Expliquen los procesos de la segunda experiencia, aplicando químicamente
los factores que afectan la solubilidad de la reacción.
3. En la primera experiencia, ¿por qué se cambia el agua por alcohol en la
cromatografía de las hojas verdes?
4. Cómo explican lo observado en los tres vasos que contienen la disolución de
la pastilla efervescente:
a. A diferentes temperaturas.
b. Una vez enfriados o aumentada la temperatura.
UN
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A 1
142
Paso 8: Concluir y comunicar resultadosElaboren las conclusiones del trabajo experimental respecto al procedimiento
cromatográfico y la solubilidad de las disoluciones.
Posteriormente elaboren un informe de laboratorio para comunicar los
resultados.
Paso 9: Evaluar el trabajo realizado.Les proponemos en esta ocasión evaluar con preguntas abiertas el trabajo
realizado como equipo y los aprendizajes esperados. Por ejemplo:
1. ¿Cómo estuvo el trabajo en equipo, fuimos eficientes?
2. ¿Fuimos responsables?
3. ¿Aprendimos qué es la cromatografía y, a partir de ello, valoramos su
importancia como técnica de separación?
Formulen cada uno de los integrantes del equipo una pregunta para compartir
con el grupo a modo de evaluación.
Verdadero o Falso.
Determina si las siguiente frases son verdaderas (V) o falsas (F).
1. ___ Las soluciones acuosas siempre tienen como disolvente el agua.
2. ___ El soluto de una solución es siempre aquel que se presenta en menor proporción.
3. ___ Para una solución 7% m/v, se puede asegurar que el volumen del solvente será equivalente a 93 mL.
4. ___ Si una solución acuosa de hidruro sódico presenta concentración 5% v/v, se puede afirmar que el volumen del solvente
alcanza los 95 mL.
5. ___ La molaridad se define como “moles de soluto en un kilógramo de solución”.
6. ___ Los eq–g del soluto equivalen al número de moles, cuando el ácido o sustancia es monoprótico (presenta un hidrógeno)
7. ___ El número de moles de un compuesto es siempre igual a la masa dividida por la masa molar (MM)de la sustancia.
Términos pareados.
Relaciona los conceptos enumerados en la columna A con su definición correcta en la columna B. Para ello antepongan en la definición
el número asignado al concepto.
Columna A Columna B
1. % m/m ___ Moles de A en masa de AB en kg
2. Molaridad ___ Masa de A en 100 gramos de AB
3. % m/v ___ Moles de una sustancia
4. Normalidad ___ Moles de A en un litro de AB
5. % v/u ___ Masa de una sustancia en gramos por unidad de mol
6. Molalidad ___ Volumen de A por cada 100 mL de AB
7. Masa molar (MM) ___ Eg-g de A en 1000 mL de AB
8. Cantidad de sustancia ___ Masa de A en 100 mL de AB
UN
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143
Resuelve los siguientes ejercicios.
1. La presión de vapor del Benceno (C6H
6) a 25 °C es 93,76 mmHg. Determina
la presión de vapor de una solución preparada disolviendo 56,4 g de un
soluto no volátil (C20
H42
) en un kilógramo de Benceno.
2. La presión de vapor del agua a 60 °C es 149,4 mmHg. Si Ud. desea preparar
una disolución donde la presión de vapor disminuya a 140 mmHg.
Determina la masa de glucosa (C6H
12O
6) que debe disolverse en 150 g de
agua para lograr dicho efecto.
3. Se disuelven 0,3 moles de sulfato de sodio (Na2SO
4), electrolito fuerte y no volátil,
en 2 kg de agua a 60 °C. Si la presión de vapor del agua a esta temperatura es
149,4 mmHg. Determina la presión de vapor de la solución resultante.
4. Determina la constante ebulloscópica de un solvente, si al disolver 100 g de
urea (masa molar 60 g/mol) en 250 g de este solvente, éste incrementa su
temperatura de ebullición en 2,1 °C.
5. Calcula el peso molecular de un no electrolito si el agua se congela a –0,50
°C cuando en 20 g de ella se disuelven 12 g de soluto. (Agua: temperatura
de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal).
6. Si 40 g de un compuesto C6H
10O
5se disuelven en 500 g de agua, determina
el punto de ebullición de esta disolución. (Agua: temperatura de ebullición
100 °C y Keb = 0,52 °C/molal).
7. Si al disolver 20 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 200 g de solvente se
observa que el punto de ebullición de la disolución es de 90 °C, determina
el punto de ebullición de un solvente puro cuya constante ebulloscópica es
0,61 °C/molal.
8. ¿Cual será el punto de congelación de una solución que contiene 17,25 g
de ácido cítrico (C6H
8O
7) disueltos en 250 g de agua? (Agua: temperatura de
congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal).
9. A 100 mL de agua se agregan 50 mL de alcohol (masa molar 46 y densidad
0,7 g/mL). ¿Cual será el punto de congelación de esta mezcla? (Agua:
temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal).
10. ¿Cual es la presión osmótica a 20 °C de una solución de sacarosa (C12
H22
O11
),
0,0020 M?
11. Disolviendo 6,73 g de sacarosa (masa molar 342 g/mol) hasta formar
1500 mL de solución a 20 °C. ¿Cual es la presión osmótica que teóricamente
corresponderá?
12. Calcular la masa molar aproximada del tiofeno sabiendo que una disolución
de 100 mL que contiene 0,32 g de ese compuesto en alcohol dio una
presión osmótica de 510 mmHg a 20 °C.
13. ¿Que presión osmótica en atm ejercerá cualquier disolución 0,1 M de una
sustancia no ionizable a 20 °C?
DESAFÍO
CIENTÍFICO
FOTO
COP
IAB
LE144
Instrumento de Evaluación N° 11“Disoluciones químicas”
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
Instrucciones:
Lea atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder.
Este instrumento evalúa los siguientes aprendizajes esperados:
• Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad.
• Determinar la concentración de diferentes disoluciones.
• Reconocer el mol como unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos.
• Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución.
• Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos
comunes asociados a dichas propiedades.
La evaluación consta de 8 preguntas de desarrollo y 20 de selección única. Dispone de 1 hora y 20 minutos
como máximo y 1 hora como mínimo, para responderlas.
I. Desarrollo:
Responde las preguntas planteadas, empleando sólo los espacios disponibles.
1. ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla homogénea y una heterogénea? Explica utilizando ejemplos
comparativos.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
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2. Define disolución. Refiérete brevemente a sus propiedades.
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________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
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3. ¿Cuál es la utilidad de las disoluciones en la vida cotidiana? Cita a lo menos 2 ejemplos.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
FOTO
COP
IAB
LE
145
4. ¿Qué relación conceptual se puede establecer entre mol y masa?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
5. ¿Cuál es la importancia de la magnitud “cantidad de sustancia” y la unidad de medida “mol”, para la química?
Responde citando un ejemplo.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
6. ¿Qué es la estequiometría?, ¿cuál es su importancia en el cálculo de reacciones químicas en las que
participan disoluciones?
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________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
7. Explica brevemente ¿qué son las propiedades coligativas?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
8. ¿Qué relación tiene las propiedades coligativas con el uso que se da a determinadas disoluciones, como por
ejemplo el líquido anticongelante de los automóviles?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
FOTO
COP
IAB
LE146
II. Selección única.
Marca con una ✗ la letra de la alternativa correcta.
1. Cuando una persona prepara un puré instantáneo,
empleando para ello 1 bolsa de puré, dos tazas de
agua, una taza de leche, tres cucharaditas de aceite y
una pisca de sal, se puede asegurar que el solvente
de la mezcla homogénea preparada es:
a. El puré b. El agua
c. La leche d. El aceite
e. La sal
2. Un jugo de frutas es preparado al disolver 20 gramos
de fruta en 500 gramos de agua. Su % m/m es:
a. 0,04 b. 4,00
c. 3,85 d. 25
e. 2500
3. Un individuo que se tuerce un pie durante un partido
de fútbol, es visto por un técnico paramédico, quien le
indica que para evitar la inflamación y el moretón debe
poner su pie en un litro (equivalente a un kilogramo)
de salmuera (mezcla acuosa de sal) tibia al 7% m/m.
Según la concentración indicada, las cantidades de sal
y agua que debe poner en un recipiente es:
(nota: 1000 g de agua son equivalentes a 1 kg).
a. 100 g de sal por cada litro de agua
b. 7 gramos de sal en 100 g de agua.
c. 7 gramos de sal en 93 g de agua
d. 70 gramos de sal en 930 g de agua
e. 70 gramos de sal en 1000 g de agua
4. Para limpiar una herida, se preparan soluciones
diluidas de agua y alcohol. Si un individuo prepara
esta mezcla en un recipiente de 700 mL,
disponiendo 150 mL de alcohol desnaturalizado y
llena el resto del recipiente con agua, obtendrá una
disolución de concentración % v/v equivalente a:
a. 17,64 b. 21,43
c. 46,67 d. 27,27
e. No se puede determinar la concentración.
5. Una receta para la elaboración de “milk shake”dice:
“En un recipiente ponga 300 mL de leche,
posteriormente agregue 50 mL de la fruta que usted
ha seleccionado para darle sabor y 3 mL de azúcar,
agite fuertemente para mezclar”. Respecto a la
mezcla es correcto afirmar que:
I. La Leche es el solvente y la fruta uno de los
solutos
II. La fruta es el solvente y la leche uno de los
solutos
III. El azúcar es también un solvente
IV. El azúcar es también un soluto
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo I y III d. Sólo I y IV
e. Sólo II y IV
6. Al preparar un café sin azúcar se disponen en una
taza 250 mL de agua y 5 g de café en polvo. Si la
densidad del café es 2,3 g/mL, el % m/V de la
solución es:
a. 2,00 b. 1,98
c. 2,90 d. 3,45
e. No se puede determinar la concentración
7. La masa de 3.5 moles de cobre puro (MM= 63
g/mol), es:
a. 220.5 g b. 18, 2 g
c. 224 g d. 22,4 g
e. 22,05 g
8. Esta simbología 3 H2SO
4, indica que hay:
I. 3 moléculas.
II. 3 átomos de ácido.
III. 21 átomos en total.
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo III d. Sólo I y II
e. Sólo I y III
9. En la ecuación
X Al(OH)3
+ Y H2SO
4Z Al
2(SO
4)3
+ 6 H2O
Los coeficientes X, Y, Z son respectivamente:
a. 2, 3, 1 b. 3, 2, 1
c. 1, 2, 3 d. 3, 6, 3
e. 4, 6, 2
10. Cuántos gramos de hidrógeno se producirán con 10
gramos de cinc ácido clorhídrico, de acuerdo a la
ecuación no equilibrada:
Zn + HCl ZnCl2
+ H2.
a. 2 g b. 0,3 g
c. 12 g d. 15 g
e. 1 g
FOTO
COP
IAB
LE
147
11. Sabiendo que una disolución acuosa de ácido
clorhídrico tiene una concentración 0,15 M se
puede deducir que:
I. Presenta 0,15 gramos de soluto
II. Existen 1000 mL de disolvente
III. El total de soluto en la disolución es 0,15 moles
IV. El volumen total de la disolución es 1000 mL
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo II y III d. Sólo II, III y IV
e. Sólo III y IV
12. La molaridad de una disolución acuosa de 250 mL,
que contiene 2 mol de soluto, es:
a. 0,008 mol/L b. 0,08 mol/L
c. 0,8 mol/L d. 5 mol/L
e. 5000 mol/L
13. Para “lavar” los pastelones recién instalados en una
casa, se recomienda diluir ácido clorhídrico (HCl) y
limpiar con una escobilla. Si un el maestro compra en
la ferretería 1 litro de HCl 1 M y lo diluye en 10 litros
de agua, qué concentración presentará la disolución.
a. 0,1 M b. 0,5 M
c. 1 M d. 10 M
e. 100 M
14. En un recipiente con capacidad total de 7 litros, una
dueña de casa prepara una disolución acuosa de
soda caustica (NaOH), la que utilizará en la limpieza
del WC. Dispone en el recipiente kg de hidróxido
y llena el recipiente con agua hasta completar 5
litros. La concentración molar de la disolución es:
a. 12,5 M b. 2,5 M
c. 1,78 M d. 1,83 M
e. 0,0025 M
15. Un doctor le indica a su paciente que debe aplicarse
paños con salmuera de concentración 3 molar
sobre una zona en la que tiene una contusión. El
paciente al llegar a su casa prepara 500 mL de la
disolución. ¿Qué masa de soluto (NaCl) agregó para
obtener la disolución?
a. 1,5 g b. 150 g
c. 300 g d. 87 g
e. 100 g
16. Las propiedades coligativas tienen tanta importancia
en la vida común como en las disciplinas científicas y
tecnológicas, y su correcta aplicación permite:
I. Separar los componentes de una solución por un
método llamado destilación fraccionada.
II. Formular y crear mezclas frigoríficas y
anticongelantes.
III. Determinar masas molares de solutos
desconocidos.
IV. Formular sueros o soluciones fisiológicas que no
provoquen desequilibrio hidrosalino en los
organismos animales o que permitan corregir
una anomalía del mismo.
Es (son) correcta(s)
a. Sólo I y II b. Sólo II y III
c. Sólo II, III y IV d. Sólo III y IV
e. Todas.
17. El siguiente gráfico muestra los puntos de
ebullición (en °C) de 11 disoluciones que tienen el
mismo soluto y solvente, pero se diferencian en sus
concentraciones. Estos valores se comparan con el
punto de ebullición del solvente puro (agua).
Observando el comportamiento de los datos:
I. Existe una relación directamente proporcional
entre la cantidad de soluto y la elevación del
punto de ebullición.
II. La disolución n° 4 es de mayor concentración
que la 11.
III. El grafico representa el comportamiento de una
propiedad coligativa.
IV. El número de moles disueltos en la disolución n°
10 es mayor que la de la disolución n° 5
Es(son) correcta(s):
a. Sólo I b. Sólo I y II
c. Sólo I, II y III d. Sólo I, II y IV
e. Sólo II, III y IV
120
115
110
105
100
95
90
Punto de ebullicióm solución Punto de ebullicióm agua pura (ºC)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
12
18. El punto de ebullición de una solución de 100 g de
anticongelante etilenglicol (C2H
6O
2) en 900 g de
agua (Keb
= 0,52 °C/m), es:
a. 100,24 °C b. 100,93 °C
c. 112,35 °C d. 125,94 °C
e. No se puede determinar, faltan datos.
19. El siguiente esquema presenta dos disoluciones de
distinta concentración, coexistente en un tubo en U
y separadas por una membrana semipermeable.
Obsérvala atentamente.
Se puede afirmar que:
I. La disolución A tiene mayor concentración molar
que la B
II. La disolución A tiene menor concentración
molar que la B
III. Se representa un proceso de osmosis
IV. Si se aplica presión en el lado de la disolución A,
el sentido de intercambio en la membrana se
invertirá
a. Sólo I b. Sólo II
c. Sólo I, III y IV d. Sólo II, III y IV
e. Sólo III y IV
20.El valor de la presión osmótica que corresponde a
una disolución que contiene 2 moles de soluto en un
litro de disolución a una temperatura de 17° C, es:
a. 47,59 atm b. 35,56 atm
c. 12,35 atm d. 2 atm
e. 1 atm
DisoluciónA
DisoluciónB
FOTO
COP
IAB
LE148
Criterios de evaluación:
F. Lista de cotejo y pautas de observación de los aprendizajes esperados y objetivos transversales fundamentales
Se sugiere que el docente estructure una lista de cotejo y/o lista de apreciación (según corresponda) para las actividades de evaluación
formativa, que le permita visualizar el logro de los aprendizajes esperados y retroalimentar a los estudiantes oportunamente para
reforzar aquellos contenidos y ámbitos de la formación (los que evidentemente deben ser evaluados empleando la autoevaluación)
que se observen deficitarios. Se estructura a modo de ejemplo la siguiente lista de cotejo.
En la primera columna se indica la lista de los estudiantes que componen el curso, en la primera fila se enumeran como indicadores los
aprendizajes esperados y los objetivos fundamentales. Como indicadores de logro, se establece como criterios de evaluación:
LOGRADO (L) El estudiante ha logrado el aprendizaje u objetivo.
LOGRADO CON OBSERVACIÓN (LO) El estudiante ha logrado el aprendizaje u objetivo, con errores conceptuales que deben ser
reforzados u objetivos transversales que se muestran sólo de manera ocasional.
NO LOGRADO (NL) El estudiante no ha logrado el aprendizaje u objetivo, razón por la cual debe ser replanteado el contenido.
Aprendizajes esperados Objetivos transversales fundamentales
1.Comprende el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad.2.Determina la concentración de diferentes disoluciones.3.Reconoce el mol como una unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos.4.Conoce los principios básicos de la estequiometría y los aplica a las reacciones
en disolución.5.Valora la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la
comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.6.Conoce los conceptos de ácidos y bases y los asocia a la comprensión de
fenómenos de la vida diaria.7.Conoce las propiedades de las disoluciones amortiguadoras del pH y valora su
importancia para la vida.8.Valora el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
1.Es riguroso en el trabajo, en laobservación y medición.
2. Ha desarrollado habilidades deinvestigación y de formas deobservación, de razonamiento yproceder característicos de lametodología científica.
UN
IDA
D 4
149
Lista de apreciación Unidad 4.
Nómina de estudiantesAprendizajes esperados
Objetivostransversales
fundamentales1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 2 3
Unidad Disoluciones.
Tema Ácidos y bases.
Objetivos Fundamentales de la Unidad Preparar disoluciones de concentración conocida y relacionarlas con
algunas propiedades físicas y químicas.
Objetivos Transversales de la Unidad
Aprendizajes esperados Sugerencias metodológicas para las actividadesContenidos Páginasdel texto
Respeto a la vida, conciencia de la dignidad humana y de los derechos y deberes de
todas las personas.
Preservación de la naturaleza y cuidado del medioambiente.
Desarrollo de la seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación.
Conocer la propiedad de las disoluciones
amortiguadoras del pH y valorar su importancia
para la vida.
Disoluciones
amortigua-
doras o
buffer.
Uso y
aplicaciones
de los
amortigua-
dores.
222 a la 231
Se sugiere emplee la lectura científica para realizar la motivación de
la clase.
Solicite a los alumnos(as) desarrollar la actividad “Ciencia en acción”de la
página 223 y entregar el medio seleccionado para comunicar los
resultados. Se sugiere que en él incluyan las preguntas para la reflexión
de la lectura científica.
Teorías
ácido - base.
Concepto
de pH.
Escala de pH
Cálculo de pH
Fuerza relativa
de ácidos y
bases.
Neutralización.
206 a la 221Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos
a la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Considerando el tiempo disponible para trabajar el tema, se sugiere
realice las actividades experimentales de manera demostrativa. Si
cuenta con más horas de clase que las indicadas en esta planificación
permita a los alumnos(as) ejecutar las actividades propuestas
en grupos.
Desarrolle la actividad “Y para comenzar”de la página 206 a modo de
plenario y presente los aprendizajes esperados que se asocian al tema.
Ejecute demostrativamente la actividad “Ciencia en acción” de la
página 207. Para reducir el tiempo puede emplear recursos
audiovisuales, los que puede elaborar extrayendo material desde el
portal http://www.elprisma.com/apuntes/curso.asp?id=5239#.
UNIDAD 4: DISOLUCIONESTEM
A 2
150
UN
IDA
D 4
151
Tiempo duración de la Unidad 9 semanas (9 clases) / 18 horas pedagógicas.
Tiempo de duración del Tema 4 semanas (4 clases)/ 8 horas pedagógicas.
Recolectar, sintetizar y exponer información en forma oral y escrita
acerca de procesos químicos.
Sugerencias metodológicas para las actividades
Formación y desarrollo del interés y capacidad de conocer la realidad y
utilizar el conocimiento y la información.
Fomentar hábitos de rigurosidad en el trabajo, en la observación y
medición.
Desarrollar habilidades de investigación y de formas de observación, de razonamiento
y proceder característicos de la metodología científica.
Aplicar habilidades científicas en actividades experimentales.
Valorar el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Tiempoestimado
Recursosdidácticos Evaluación
270 min.Desafío científico, Pág.
213, 216, 219 y 221.
Formativa
Sumativa:
Desafío
científico
El análisis de la actividad le permitirá a los estudiantes comprender los aspectos fundamentales del
comportamiento de las soluciones buffer. Por ello, es de vital importancia que usted asesore a los
grupos de trabajo y la información teórica que les entregue.
Se recomienda que los alumnos desarrollen en forma individual (dentro o fuera de aula) las actividades
“revisemos lo aprendido”y “síntesis de la unidad”.
Se sugiere evaluar el tema con el instrumento N° 12 y la unidad completa con el N° 13.90 min.
Lectura científica,
pág. 223.
Revisemos lo aprendido:
Tema 2, pág. 227.
Autoevaluación,
pág. 229.
Síntesis de la unidad,
pág. 230.
Camino a…, pág. 231.
Instrumento de
evaluación Nº 12, 13
y 14.
Formativa
Sumativa:
Informe de
laboratorio.
Explique a los estudiantes las características operacionales y las teorías ácido- base.
Se recomienda que como actividad de clase, los estudiantes desarrollen el desafío científico de la
página 213.
Introduzca el concepto de pH y contrasta junto a los alumnos(as) la escala de pH (tal como está
explicado en el texto). Emplee en su explicación los ejercicios resueltos presentados en el
mismo texto.
Como actividad de clase, usted puede seleccionar algunos ejercicios de los desafíos científicos de
las páginas 216, 219 y 221. Se sugieren respectivamente: 2d, 3 a, b, f, 4, 6, 9; de la página 216, 1a,
1 b; de la página 221 de 1a, 2 a.
Los ejercicios no desarrollados en la clase de los desafíos anteriormente indicados, se recomiendan
sean desarrollados por los alumnos(as) y entregados a usted para su calificación.
TEM
A 2
152
Sugerencias metodológicas
Motivación
Activación de conocimientos previosComente a los alumnos(as) la introducción propuesta para el
tema y explique el organizador conceptual de la página.
Posteriormente y a modo de plenario (idealmente apoyado por
imágenes grandes que todos los alumnos(as) puedan observar o
seguir por ejemplo en el texto, fotografías propuestas) comparta
con los alumnos(as) las preguntas de la actividad “y para
comenzar” al finalizar conecte las experiencias declaradas por los
alumnos(as) y entregue las respuestas correctas.
Al cierre de la actividad, presente los aprendizajes esperados
para la unidad y refuerce los objetivos fundamentales y
transversales citándoles nuevamente.
Ciencia en acción: Ácidos y bases- Resultados esperados:Clasifican el HCl como un ácido y el NaOH como una base en
función de las observaciones y la comparación que hacen con la
tabla de datos dispuesta en el paso 1 (observación).
- Interpretación y recomendaciones para su análisis y
elaboración de conclusiones
Es de vital importancia que los alumnos(as) comparen sus
observaciones y datos recopilados con la tabla dispuesta en la
observación. Para asegurarse de ello, se recomienda confeccione la
tabla en el pizarrón o en su defecto en un panel y en un lugar visible.
Los jóvenes observarán que:
El ácido clorhídrico:
• Reacciona con el zinc produciendo H2(g) y cloruro de zinc.
• No reacciona con grasa.
• Al mezclarlo con fenoftaleina se mantiene incoloro.
• Con el papel tornasol adquirirá una coloración amarillenta.
El hidróxido de sodio:
• No reacciona con metal
• Disuelve la grasa
• Al mezclar con fenoftaleina adquiere un color fucsia
• El papel tornasol adquiere una coloración azulada.
Trabajo con preconceptos
La importancia de las sustancias ácidas y básicasA lo largo del texto se entregan datos que usted puedeemplear para que los alumnos(as) asocien estas sustancias ala vida cotidiana (más que química y lectura científica) y así,valoren el aporte de la química a la compresión de la realidad.Se entregan a continuación algunos datos imprescindibles.
ÁCIDOS1. Los ácidos se definen como compuestos que ceden protones
en disolución.
2. El pH para el cual la mitad de las moléculas de un ácido han
cedido su protón es su pKa.
3. Los ácidos fuertes como el HCl ceden protones incluso a pH
muy bajo (por tanto tienen un pKa bajo) y los ácidos débiles
sólo ceden protones si el pH es muy alto (es decir, a muy baja
concentración de protones libres).
4. Un ejemplo importante de esto es la tirosina, cuyo grupo R
es fenólico; un grupo ácido con un pKa ~ 10.
5. La mayoría de los ácidos biológicos, sin embargo, son ácidos más
débiles que el HCl. La principal clase de ácidos biológicos son los
ácidos carboxílicos. Como la diferencia de electronegatividad
entre el oxígeno y el hidrógeno de un ácido carboxílico no es tan
acusada como en el HCl, la tendencia de un ácido carboxílico a
ceder su protón es mucho menor que la del HCl. Sin embargo, los
ácidos carboxílicos se disocian más rápidamente que el agua
debido a la presencia de dos oxígenos electronegativos.
6. La tendencia de un ácido a disociarse están en función de la
fuerza del ácido y del pH de la disolución. Los ácidos fuertes
se disocian incluso cuando el pH es bajo, pero esto no ocurre
con los ácidos débiles.
7. Por conveniencia, se identifica el pH al cual el ácido está
disociado al 50% (la mitad protonado y la otra mitad
desprotonado). Este valor de pH se define como el pKa del
ácido en cuestión. Por ejemplo:
CH3COOH CH
3COO– + H+ ; pKa = 4,8;
El pKa significa que a pH = 4,8, la mitad de las partículas
están ionizadas (acetato) y la otra mitad no lo están (ácido
acético). Entendido así, se establece que cuanto más fuerte
sea un ácido, más bajo será su pKa.
BASES1. Las bases son capaces de captar protones en un medio
acuoso y, por tanto, estarán cargadas positivamente en su
forma protonada, y no tendrán carga en la desprotonada.
2. La base débil biológica más común es el grupo amino (R–NH2).
b
Página 207
Página 206a
UN
IDA
D 4
153
3. A pesar de las diferencias entre ácidos y bases, el pKa
también se puede utilizar para cuantificar la fuerza relativa
de las bases. Nota que mientras que los valores de pKa para
los ácidos son generalmente menores que 7, los valores de
pKa para las bases son usualmente mayores que 7. Por
ejemplo, la etanolamina tiene un pKa de 9,5 y está
protonada al 50% (carga media = +1/2) cuando el pH es
9,5. Una excepción a esta regla es el aminoácido histidina,
que es una base pero tiene un pKa alrededor de 6,0
Manejo conceptual del docente
Agua, el principal disolvente biológicoEl agua puede estabilizar las formas ionizadas de las moléculas,
como Na+, Cl–, K+, Mg2+, Ca2+, SO4
2–, PO4
2– y HCO3–. Las
moléculas de agua adyacentes a un ión simplemente se
orientan de forma que sus átomos de oxígeno con carga parcial
negativa rodeen a iones positivos, mientras que sus hidrógenos
con carga parcial positiva rodeen a iones negativos, como
muestra la siguiente imagen, en la que es posible observar la
estructura cristalina del NaCl y su disociación en agua.
La capacidad del agua para formar enlaces de hidrógeno con
otras moléculas de agua o con otros compuestos polares es
importante porque:
1. Proporciona al agua gran cohesión y resistencia a la evaporación,
2. Permite la solvatación de las biomoléculas que también
pueden formar enlaces de hidrógeno.
Reconocimiento adecuado de las formas protonadas y
desprotonadas de un ácido con varias ionizaciones.
El ácido fosfórico puede seguir tres ionizaciones, por lo tanto,
tiene tres valores de pKa. El ácido fosfórico como grupo fosfato
tiene gran importancia biológica debido a su papel en
DNA/RNA, en moléculas energéticas como el ATP, en la
fosforilación de proteínas, etc.
La protonación total de este ácido debería ocurrir cuando la
[H+] es muy alta, es decir, a bajo pH. Así, a pH 1, o menos, más
del 90% del ácido fosfórico está como H3PO
4.
Si se añade NaOH a una disolución de H3PO
4a pH 1, los iones
OH– se combinan con los H+ para dar agua, lo que eleva el pH y
deja Na+ en la disolución.
Cuando el pH se va acercando a 2,0, se empezará a liberar el primer
protón, lo que tiene dos consecuencias, una concierne a la forma
química del H3PO
4y la otra al amortiguamiento o tamponamiento.
La forma química del ácido, una vez que el primer H+ sea
liberado totalmente (pH sobre el valor 3), cambiará a H2PO
4–.
Pero como en esta reacción también se libera Na+ (al
combinarse el OH– y el H+ para producir agua), se puede
producir la sal NaH2PO
4.
Así, esta primera ionización se escribe como:
NaOH + H3PO
4H
2O + NaH
2PO
4; pKa = 2,0
La reacción para la segunda ionización es:
NaOH + NaH2PO
4H
2O + Na
2HPO
4
Y de la tercera ionización es:
NaOH + Na2HPO
4H
2O + Na
3PO
4
Durante la transición entre el pH 1,0 y el 3,0 la mayoría de los H+
que se utilizan para combinarse con el OH–, proceden del H3PO
4.
Los protones no vienen del agua pero la relación [H+] · [OH–] =
10–14 aún se mantiene; por tanto, el pH no cambia o vira
bruscamente cuando se añade NaOH en la transición de pH 1 a 3.
Éste no es el caso entre, por ejemplo, los pH 3,0 y 5,8, cuando la
adición de NaOH no toma H+ del fosfato, puesto que no hay
valor de pKa para la disociación del fosfato en este intervalo (el
segundo pKa corresponde a 6,8). Así, los protones deben
proceder del agua y el pH cambia bruscamente en este intervalo.
Este “tamponamiento” que evita el viraje brusco de pH se
observa claramente en el siguiente gráfico:
Oxígeno (O)Nitrógeno (N)
Puentes de hidrógenoentre moléculas de agua
Agua formando enlacescon el amoniaco
Puente de H
enlacesde H
El agua disuelve los compuestos iónicos
Sodio (Na)Cloro (CI)
NaCI en aguaEstructura cristalina del NaCI
c
TEM
A 2
154
En el se observa:
1. En el pKa o cerca de él, tanto los ácidos como las bases débiles
amortiguan las variaciones de pH, actuando así como tampones.
2. De esta manera, una disolución amortiguará los cambios de
pH cerca de su valor de pKa (área sombreada).
3. A valores de pH >> pKa, la afinidad del ácido fosfórico por
los protones no es suficiente para unir H+ hasta que no se
alcance el siguiente valor de pKa, y a valores de pH << pKa,
prácticamente todo el ácido fosfórico ha unido ya H+ y no
está disponible para unir más H+ adicionales.
4. Por tanto, el ácido fosfórico, como cualquier otro ácido o
base débil, sólo es efectivo como tampón a valores de pH de
una unidad por encima o por debajo de su pKa .
Consideraciones para el desarrollo de algunasactividades propuestas
Desafío científico Actividad de sencilla elaboración que los alumnos(as) deben
desarrollar individualmente. Formulada para que desarrollen las
habilidades científicas de asociación e interpretación de datos,
plantea cuestionamientos directos que pretenden la aplicación
inmediata de los contenidos revisados en las páginas anteriores.
Técnicamente corresponden a ejercicios que son resueltos con la
ecuación Kw = [H+] · [OH–]
Antes de iniciar la actividad explique a los alumnos(as) el uso de la
calculadora científica, indicando que el botón EXP incluye la base de
la potencia y el signo de multiplicación, pues es común que en lugar
de registrar la cifra 1 · 10–5 como muestra la siguiente imagen:
Igual a 0,00001 Registren: Igual a 0,0001
Página 213
d
Curva de ionización del ácido fosfórico
1.00.0 (0.0)
(-0.25)
(-0.5)
(-0.75)
(-1.0)NaH2PO4
H3PO4
1.0
0.5
2.0 3.0pH de la disolución
pH = pKa
Carga netadel ácido
Intervalode tampo-namiento
Equivalentesde NaOHañadidos
Desafío científicoSe sugiere en la planificación que usted aborde algunos
ejercicios para trabajar el cálculo de pH con los alumnos(as).
Los ejercicios recomendados son:
Página 216, 219 y 221
Estos ejercicios y problemas son “tipo” y le permitirán a los
alumnos(as) comprender las claves del cálculo de pH gracias a
la aplicación de las fórmulas:
14 = pH + pOH
pH = – log [H+]
pOH = – log [OH–]
pH = – log Ka · Co
Kw = [H+] · [OH–]
Se sugiere además que usted explique a los estudiantes qué
otro método para conocer la concentración de iones es
despejando la expresión del pH. Si bien ellos no manejan las
propiedades de los logaritmos aún, comprenden que las
funciones matemáticas tienen “inversos” y que su “despeje” no
se asemeja a la manipulación de los números.
A partir de lo anterior, usted puede indicar a los alumnos(as) que;
Si pH = – log [H+] y se desea obtener la concentración a
partir de un valor conocido de pH se tendrá:
pH = – log [H+] / · –1
– pH = log [H+] / inv log (10)
10 –pH = [H +]
Además es necesario, explicarles para efectos de uso de la
calculadora científica que la base 10 del logaritmo no se expresa
con EXP (como en los ejercicios anteriores), si no que debe aplicarse
el “SHIF (2° función) LOG”, como muestra la siguiente figura:
Página Desafío científico N° de ejercicios
226 2d, 3 a, b, f, 4, 6, 9
229 1 a, 1 b
231 1 a y 2
UN
IDA
D 4
155
Se recomienda que los ejercicios que no han sido revisados como
“tipo”en el desarrollo de la clase sean encomendados como trabajo
individual a los alumnos(as) y entregados a usted para su calificación.
Ciencia en acción: Amortiguadores odisoluciones bufferPreparación del amortiguador:- Se sugiere que prepare una disolución amortiguadora de pH
4,75 (igual al pKa), razón por la cual puede emplear
concentración 1 M para ambas especies.
- Resultados esperados:Comprobar que el pH de la disolución amortiguadora
[CH3COOH]/[CH
3COONa] no experimenta cambios significativos
de pH, en comparación con agua destilada.
Los alumnos(as) observarán que el pH no varia en el buffer
moviéndose en el rango de pH 3,75 a 5,75 (según rango de pH
= pH buffer ± 1) y en el agua destilada sí lo hace, alcanzando
valores muy distintos al original (pH = 7), presentando
valores cercanos a 1 cuando se adicione HCl y 14 cuando se
agregue el NaOH.
- Interpretación y recomendaciones para su análisis y
elaboración de conclusiones.
- Solicite a los alumnos(as) leer las páginas 235 y 236 antes de
desarrollar el análisis.
- Asesore a cada grupo en la lectura de las páginas señaladas. Si
lo estima conveniente, comente en forma general las
ecuaciones químicas de la página 236, en la que se discute el
buffer estudiado en el laboratorio.
Página 223
Evaluación
Tabla de especificaciones de los aprendizajes esperados
e
Aprendizajes esperados Indicadores Actividad Asociada N° de preguntaConocer los conceptos de
ácidos y bases y asociarlos a la
comprensión de fenómenos de
la vida diaria.
Identifica ácidos y bases de acuerdo a sus
características operacionales y
propiedades.
Ciencia en acción, pág. 207
Desafío científico, pág. 213
Revisemos lo aprendido, pág. 228
Actividad experimental
3 y 4
I 4, I 6,I 7, II 1, II 2,
Identifica ácidos y bases aplicando la
teoría de Arrhenius y de Lowry - Brosnted.
Desafío científico, pág. 216
Revisemos lo aprendido, pág. 228
1, 3
I 1, I 3,I 5,I 8, III 1
Identifica el comportamiento ácido – base
con la concentración de iones H+ y OH–
en disolución.
Desafío científico, página 213
Desafío científico, página 216
Desafío científico, página 221
1 a 5
2, 4 a 10
1 al 2
Clasifica sustancias ácidas y básica
considerando la concentración de iones H+
y OH– en disolución.
Desafío científico, página 213
Desafío científico, página 216
Desafío científico, página 221
3
4 al 10
1 al 2
Identifica sustancias ácidas y básicas, según
su comportamiento en reacción química.
Desafío científico, página 216
Revisemos lo aprendido, pág. 228
3
III, IV 3
Conoce el concepto de pH y lo asocia para
clasificar sustancias como ácidas o básicas,
según la escala.
Desafío científico, página 216
Revisemos lo aprendido, pág. 218
2c, 4 al 10
III, IV
Calcula el pH de distintas sustancias de
distinta fuerza y concentración.
Desafío científico, página 216
Desafío científico, página 221
Revisemos lo aprendido, pág. 228
4 al 10
1 al 2
IV 2, IV 3
Conocer la propiedad de las
disoluciones amortiguadoras
del pH y valorar su importancia
para la vida
Conoce las reacciones de neutralización. Revisemos lo aprendido, pág. 228
Camino a…, pág. 231
III 2,
5
Conoce el concepto y las propiedades de
las disoluciones amortiguadoras.
Ciencia en acción, página 223
Revisemos lo aprendido, pág. 228
Actividad experimental
I 2, IV 4
Valora la importancia de las disoluciones
amortiguadoras.
Lectura científica, página 227 1 a la 6
TEM
A 2
156
Actividades complementarias
Tema 2: Ácidos y bases
Selección múltiple.
1. ¿Cuáles de las siguientes observaciones son aplicables a los
ácidos y las bases?
I. Los ácidos dejan iones H+ en solución
II. Las bases dejan iones OH+ en solución
III. Los ácidos fijan iones OH–
IV. Las bases fijan iones H+
a. Sólo I y II b. Sólo I y III
c. Sólo I, II y III d. Sólo I, II y IV
2. Los compuestos HCl, NaCl, NaOH, de acuerdo con su ecuación
de disociación, podrían clasificarse respectivamente como:
a. Ácido – sal – ácido
b. Base – ácido – base
c. Ácido – ácido – base
d. Ácido – sal – base
3. Si se desea determinar la acidez de una cierta solución, cuál
de los siguientes compuestos de calcio podría utilizarse:
a. CaCl2
b. Ca (OH)2
c. Ca SO4
d. Ca (ClO3)
2
4. La escala de pH tiene su origen en el calor de kw, expresión
de la constante de equilibrio del siguiente proceso:
a. 2H2O 2H
2(g)+ O
2(g)
b. 2H2
+ O2
H2O
c. H2O H+ + OH–
d. H+ + OH– H2O
5. En la ecuación H2O + H
2PO–
4H
3PO
4+ OH–, la especie
H2PO
4– se comporta como:
a. Ácido
b. Base
c. Ácido conjugado
d. Base conjugada
6. El pH de una disolución de ácido fluorhídrico, preparado al
disolver 0,17 g de la sustancia en 2 litros de solución, será
igual a X cuando se añadan 8 litros de agua. El valor de X es:
a. 1,77 b. 2,37 c. 2,87 d. 3,07
7. Si el ácido fluorhídrico tiene una Ka=1,3 · 10–2, ¿cuál será el
pH de su base conjugada, cuando esté presente una
concentración igual a 0,5 M?a. 13,69
b. 6,21
c. 7,79
d. Ninguna de las anteriores
Guía de ejercicios química.
Cálculo de pH en ácidos y bases.
1. Escriba la fórmula del ácido conjugado de las especies
siguientes:
a. HSO3–
b. F–
c. PO–34
d. CO–23
2. ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de ácido perclórico
0,040 N?
3. ¿Cuál es la concentración molar de una solución acuosa de
hidróxido potásico de pOH=2,11?
4. ¿Cuál es el pH de una solución de HCN 0,20 M, si su
Ka = 4,9 · 10–10?
5. Calcula el pH de cada una de las siguientes soluciones de
ácidos:
a. [HBr] = 1,8 · 10–4
b. 1,02 g de HNO3
en 250 mL de solución
c. 200 mL de HClO4
0,500 M
d. Ácido hidrazoico (HN3) 0,175 M de Ka=1,9 · 10–5
e. Ácido propiónico (HC3
H5
O2) 0,040 M de K
a= 1,3 · 10–5
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Instrumento de Evaluación N° 12Unidad 4, Tema 2
Problema 1: el agua como disolvente
¿Cuáles de las siguientes propiedades del agua
explican su capacidad para disolver el ácido acético?
considera todas estas posibilidades
a. La alta tensión superficial del agua, que es debido a la
formación de enlaces de hidrógeno entre moléculas
de agua adyacentes.
b. La capacidad para actuar como tampón, absorbiendo
los protones cedidos por el ácido acético.
c. La capacidad para orientar las moléculas de agua de
manera que sus polaridades neutralicen los iones
formados cuando el ácido se disocia.
d. La capacidad para formar enlaces de hidrógeno con
los grupos carbonilo e hidroxilo del ácido acético.
Problema 2: ¿qué es el pH?
El pH de una disolución es igual a:
a. la concentración de iones hidrógeno, [H+]
b. log [H+]
c. –log [H+]
d. ln [H+]
e. –ln [H+]
Problema 3: pH fisiológico
El pH fisiológico es 7,4. ¿Cuál es la concentración de
iones hidrógeno de una disolución a pH fisiológico?
a. –7,4 M b. 0,6 M c. 0,6 · 10–8 M
d. 1 · 10–8 M e. 4 · 10–8
Si la concentración de H+ en una disolución es 10–3 M,
¿cuál será la concentración de OH– en la misma
disolución a 25°C?
a. 10–3 M b. 10–11 M c. 1011 M
d. 2 · 10–11 M e. 10–14 M
Problema 4: neutralizando una disolución básica
¿Cuántos milílitros de una disolución de HCl 0,4 M se
requieren para llevar a 7 (pH neutro) el pH de 10 mL
de una disolución de NaOH 0,4 M?
Nota: el HCl y el NaOH se disocian completamente
en agua (es decir, no hacen falta valores de pKa).
a. 4 b. 40 c. 10
d. 20 e. 2
Problema 5: neutralizando una disolución ácida
¿Cuántos milílitros se requieren de una disolución de
NaOH 0,2 M para llevar a 7 el pH de 20 mL de una
disolución de HCl 0,4 M?
a. 4 b. 40 c. 10
d. 20 e. 5
Problema 6: ácidos y pKa
Los ácidos se definen como compuestos con valores
de pKa por debajo de 7,0.
a. Verdadero
b. Falso
Problema 7: relación entre pKa y pH
La relación correcta entre pKa y pH es que:
a. Ambos son funciones logarítmicas.
b. Ambos son siempre < 7 para ácidos y > 7 para
bases.
c. Estos dos conceptos no están relacionados de
ninguna manera puesto que los fluidos biológicos
contienen mezclas de demasiados ácidos y bases.
d. Cuando pH = pKa, el compuesto en cuestión
tendrá carga de +0,5.
e. Cuando pH = pKa, el compuesto ionizable en
cuestión (ya sea ácido o base) estará la mitad
protonado y la mitad desprotonado.
Problema 8: pH y capacidad tamponante de una
mezcla
Si se mezclan volúmenes iguales de NaH2PO
40,05 M
y H3PO
40,05 M, ¿cuál de las siguientes opciones
describe mejor la disolución resultante? (Los pKa para
el ácido fosfórico son 2,0, 6,8 y 12,0) a. pH 2 y pobre tamponamiento.
b. pH 2 y buen tamponamiento.
c. pH 6,8 y buen tamponamiento.
d. pH 12 y buen tamponamiento.
e. pH 6,8 y pobre tamponamiento.
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Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
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Instrumento de Evaluación N° 13Ácidos y bases
Instrucciones:
Lee atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder.
Este instrumento evalúa los siguientes aprendizajes esperados:
1. Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
2. Conocer la propiedad de las disoluciones amortiguadoras del pH y valorar su importancia para la vida
La evaluación consta de 25 preguntas de selección única. Dispone de 1 hora y 20 minutos como máximo y
1 hora como mínimo, para responderlas.
1. Si se deseara ordenar estos tres temas:
I. Ácidos - bases.
II. Electrólitos
III. Disoluciones
De manera tal que el desarrollo de uno sea
precedente del otro, usted las ordenaría de la
siguiente forma:
a. I, II y III
b. I, III y II
c. II, I y III
d. II, III y I
e. III, II y I
2. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones con
aplicables a los ácidos y las bases?
I. Los ácidos dejan iones H+ en disolución.
II. Las bases dejan iones OH– en disolución.
III. Los ácidos fijan iones OH–
IV. Las bases fijan iones H+
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo II y IV
e. I, II, III y IV
3. Respecto al comportamiento de los ácidos y las
bases, es correcto afirmar que:
I. En disolución acuosa todos los ácidos liberan
iones hidrógeno.
II. En disolución acuosa todas las bases liberan
iones hidroxilo.
III. La reacción de un ácido y una base produce
una sal y agua.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. I, II y III
4. Son propiedades de las bases:
I. Dejar iones OH– en disolución acuosa.
II. Dejar iones con H+ en disolución acuosa.
III. Reaccionar con H+ en disolución acuosa
IV. Reaccionar con OH– en disolución acuosa.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo IV
d. Sólo I y III
e. Sólo II y IV
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
5. El compuesto de la fórmula HCl es considerado
que es un ácido debido esencialmente a una de
estas propiedades:
a. Porque todas las sustancia que como él, tiene H
en su fórmula se comportan como ácidos.
b. Porque el HCl es un compuesto muy soluble
en agua.
c. Porque en la disolución acuosa existen iones H+
d. Porque en la disolución acuosa existen iones Cl–
e. Porque la disolución de HCl en agua
exotérmica.
6. Los compuestos cuyas fórmulas son HCl, NaCl y
NaOH son de uso muy común en la química. El
carácter de estos compuestos, respectivamente, es:
a. Ácido - sal - base
b. Ácido - base - sal
c. Base - base - ácido
d. Sal - sal - sal
e. Ácido - base - base
7. El amoníaco es un compuesto soluble en agua
siendo estas disoluciones muy utilizadas como
“base” debido a la siguiente reacción:
NH3(ac)
+ H2O NH
4+
(ac)+ OH–
(ac)
Aplicando teorías ácido - base, puede considerarse
que el carácter básico de esas disoluciones de
debe a uno o más de estos hechos:
I. Porque fija H+ del H2O
II. Por la presencia de iones OH–
III. Porque forma iones NH4
+
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. Sólo I y III
8. En las soluciones acuosas de cianuro de
hidrógeno se produce esta ionización ácida.
HCN + H2O H
3O+ + CN
Y en las soluciones de sales que contienen el ión
cianuro se produce esta ionización básica.
CN– + H2O HCN + OH–
De acuerdo a la teoría de Brosnted, el agua se
comporta:
a. Como ácido en I y II
b. Como base en I y II
c. Como ácido en I y como base en II
d. Como base en I y como ácido en II
e. Como ácido en I y no tiene comportamiento
ácido-base en II
9. El carácter “ ácido” que poseen algunos
compuestos, puede ser neutralizado con otros
compuestos que tengan el carácter de:
I. Bases
II. Hidróxidos
III. Ácidos más débiles
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y II
e. I, II y III
10.¿Cuál [es] de los siguientes compuestos de
potasio
K2
KOH KCl
Pueden considerarse que sea [n] sal[es]
a. Sólo K2O
b. Sólo KOH
c. Sólo KCl
d. Sólo K2O y KOH
e. K2, KOH, KCl
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11.Si se deseara eliminar la acidez de una cierta
solución, ¿cuál de los siguientes compuestos de
calcio podría utilizar?
a. CaCl2
b. CaSO4
c. Ca (OH)2
d. Ca(NO3)
2
e. Ca(ClO3)
2
12.El cloruro de amonio, NH4Cl, es soluble en agua y
en ciertas soluciones por una reacción
denominada de “hidrólisis” existen estas especies
NH4
+, NH4OH, Cl–, H+
En consecuencia en esta solución el NH4Cl se
considera como:
I. Ácido
II. Base
III. Sal
IV. Electrólito
a. Sólo I y III
b. Sólo I y IV
c. Sólo I, III y IV
d. Sólo II y IV
e. Sólo II, III y IV
13.La denominación de “ácido débil” se utiliza para
aquellas especies que además de dejar iones H+
en disolución:
a. Sólo tienen un H ionizable.
b. Presentan soluciones de equilibrio químico con
K < 10–2.
c. Tienen peso molecular relativamente bajo.
d. Producen soluciones de pH > 7.
e. Se encuentran en solución menor que 1 molar.
14.En el agua pura a temperatura ambiente, una
fracción de sus moléculas está ionizada de una de
estas formas:
a. H2O H+ + OH–
b. H2O H
2+ O
c. H2O H
2 + O
2
d. H2O 2H + O
e. H2O 2 H+ + O
2
15.Directa o indirectamente la medida del pH de una
disolución permite conocer alguna(s) de estas
propiedades:
I. El comportamiento ácido de una sustancia en
disolución.
II. El comportamiento básico de una sustancia en
disolución.
III. La concentración de H+.
IV. La concentración de OH–.
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo I, II y III
e. I , II , III, IV
16. Los valores extremos en la escala de pH son:
En solución ácida En solución básica
a. 0 14
b. 1 7
c. 1 10
d. 7 1
e. 14 0
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17.Las soluciones ácidas, neutras y básicas tienen
valores de pH que corresponden a uno de estos
casos pH de disolución:
Ácida Neutra Básica
a. < 7 0 >7
b. < 7 7 > 7
c. > 7 0 < 7
d. > 7 < 7 > 7
e. 7 < 7 > 7
18.Una disolución que tenga pH = 1, significa que:
I. Es ácida
II. Es neutra
III. Tiene [H+] = 1
IV. Tiene [H+] = 10–1 [O,1]
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo I y III
d. Sólo I y IV
e. Sólo II y III
19.Las disoluciones diluidas de amoniaco son
débilmente básicas. En esta escala de pH esas
soluciones estarán en:
pH 0 7 14
a] b] c] d] e]
20.En el agua perfectamente neutra existe una
concentración de H+ que tiene uno de estos
valores:
a. 1 mol de H+/gramo de agua
b. 1 mol de H+/litro de agua
c. 10–7 moles de H+/litro de agua
d. 10–7 moles de H+/gramo de agua
e. 10–7 moles de H+/mol de agua
21.En el agua perfectamente neutra la concentración
de H+ es.
a. log 7 moles/L
b. -log 7 moles/L
c. 10–7 moles/L
d. 7 moles/L
e. 107 moles/L
22.En el agua neutra se cumple simultáneamente
que:
a. [H+] = [OH–] < 10–7
b. [H+] = [OH–] = 10–7
c. [H+] = 10–7 y [OH–] < 10–7
d. [H+] < 10– 7 y [OH–] = 10– 7
e. [H+] > 10– 7 y [OH–] < 10– 7
23.El producto iónico del agua es 1 · 10–14 y
corresponde a :
a. K = [H+] / [OH–]
b. K = [OH–] / [H+]
c. K = [H+] [OH–]
d. K = 1/ [H+] [OH–]
e. K = log [H+] log [OH–]
24.De las siguientes disoluciones, la más ácida es la
que tenga:
a. [H+] = 10–2
b. [H+] = 10– 4
c. [H+] = [OH–] = 10–7
d. [OH–] = 10–4
e. [OH–] = 10–10
25.La disolución básica de pH = 10 contiene:
a. [OH–] = 10– 10
b. [H+] = 10– 10
c. [OH–] = 10–1
d. [H+] = 10– 1
e. [OH–] = 101
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Instrumento de Evaluación N° 14Disoluciones y Ácidos - bases
Instrucciones Generales:
Lee atentamente las instrucciones de cada ítem y las preguntas formuladas, antes de responder.
Este instrumento evalúa los siguientes contenidos:
1. Conceptos básicos de disoluciones.
2. Solubilidad
3. Estequiometría
4. Cálculo de concentraciones
5. Cálculo de pH
La evaluación consta de 26 preguntas de selección única. Dispones de 1 hora y 20 minutos como máximo y
1 hora como mínimo, para responderlas.
1. Una disolución acuosa de CaCO3
tiene una
concentración 3 M. Se dispone en un recipiente y se
procede a evaporar agua hasta la mitad de su
volumen, considerando que la temperatura no
altera el soluto, ¿cómo es la nueva concentración?
a. Indeterminada
b. La misma
c. La mitad
d. El doble
e. El cuádruple
2. Respecto a los factores que afectan la solubilidad
de una disolución es correcto afirmar:
I. El aumento de la temperatura, provoca un
aumento en la solubilidad.
II. La presión es directamente proporcional a
solubilidad de una disolución líquido -
gaseosa.
III. La agitación es inversamente proporcional a la
solubilidad.
a. Sólo I
b. Sólo I y II
c. Sólo I y III
d. Sólo II y III
e. I, II y III
3. Para aumentar la concentración de un soluto
cualquiera en una disolución de concentración
conocida, se debe realizar una o más de estas
operaciones:
I. Aumentar la cantidad de soluto sin variar la
cantidad de solvente.
II. Aumentar la cantidad de disolvente sin variar
la cantidad de soluto.
III. Eliminar disolvente por evaporación.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y III
e. Sólo II y III
4. Se prepara una disolución acuosa de glicerina
de140 mL, para lo cual se disuelven 50 g de
glicerina en 100 cm3 de agua. La cantidad de
glicerina que contiene cada mL de disolución es:
a. 0,33
b. 0,36
c. 0,5
d. 1,40
e. 2,80
Nombre: __________________________________________________________________________________
Curso: 2° medio ___________ Fecha: ___________________________________________________________
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5. Mezclando agua con sal, se han preparado las
siguientes disoluciones:
I. 100 g de NaCl en 5 litros de disolución
II. 20 g de NaCl en 1 litro de disolución
III. 2 g de NaCl en 0,2 litros de disolución.
Las concentraciones de estás disoluciones
indican que:
a. I > II = III
b. I = II > III
c. I = II = III
d. I < II = III
e. I = II < III
6. Al disolver 10 gramos de azufre en 30 gramos de
sulfuro de carbono, el % m/m de la disolución
obtenida es:
a. 10
b. 25
c. 30
d. 33
e. 40
7. Si de una disolución acuosa de NaClO3
(40%
m/m), se utilizan 100 gramos, la cantidad de
soluto y disolvente empleada respectivamente es:
a. 0,4 g y 100 g
b. 40 g y 60 g
c. 40 g y 100 g
d. 40 g y 140 g
e. 40 g y una cantidad de agua que no es posible
determinar sin saber la densidad de la
disolución.
8. ¿Cuántos milílitros de disolución 1.50 M de KOH
se necesitan para suministrar 0.125 mol de KOH?
a. 12.0 mL
b. 18.6 mL
c. 83.3 mL
d. 96.0 mL
e. 45.0 mL
9. Se prepara una solución mezclando 30.0 mL de
HCl 8.00 M, 100 mL de HCl 2.00 M y agua
suficiente para completar 200.0 mL de solución.
¿Cuál es la molaridad del HCl en la solución final?
a. 0.45 M
b. 0,75 M
c. 1.00 M
d. 2.20 M
e. 4.50 M
10.Cierto volumen de una disolución 0.50 M
contiene 4.5 g de una sal “X”. ¿Qué masa de la sal
está presente en el mismo volumen de una
disolución 2.50 M?
a. 5.0 g
b. 9.0 g
c. 14.0 g
d. 23.0 g
e. 43, 2 g
11.Se derrama un poco de ácido sulfúrico sobre una
mesa de laboratorio. El ácido se puede neutralizar
espolvoreando bicarbonato de sodio sobre él
para después recoger con un trapo la solución
resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con
el ácido sulfúrico de la forma siguiente:
2NaHCO3 (s)
+ H2SO
4(ac)Na
2SO
4 (ac)+ 2CO
2 (g) + 2 H
2O
(l)
Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa el
burbujeo debido a la formación de CO2 (g). Si se
derramaron 35 mL de H2SO
46.0 M, ¿cuál es la masa
mínima de NaHCO3
que es necesario agregar para
neutralizar el ácido derramado?
a. 35.0 g
b. 14.0 g
c. 26.0 g
d. 42.0 g
e. 38,5 g
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12.Una solución tiene pH 7. Agregando cierto
reactivo pasó a pH = 5. El reactivo agregado
pudo ser:
I. Un ácido
II. Una base
III. Agua
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. Sólo I y III
e. Sólo II y III
13.El pH y el pOH están relacionados entre sí por una
de estas expresiones:
a. pH + pOH = 7
b. pH - pOH = 7
c. pH + pOH = 14
d. pH · pOH = 14
e. pH / pOH = 1
14.Una solución de pH = 12, ¿qué concentración de OH–
presenta?
a. 102 moles/1
b. 2 · 10–2 moles/1
c. 10–2 moles/1
d. 2
e. -log 10–2
15. El pH de una disolución es igual a:
a. la concentración de iones hidrógeno, [H+]
b. log [H+]
c. -log [H+]
d. ln [H+]
e. -ln [H+]
16.Si el pH fisiológico es 7,4. ¿Cuál es la
concentración de iones hidrógeno?
a. –7,4 M
b. 0,6 M
c. 0,6 · 10– 8 M
d. 1 · 10– 8 M
e. 4 · 10– 8 M
17.Si la concentración de H+ en una disolución es
10–3 M, ¿cuál será la concentración de OH– en la
misma disolución a 25 °C?
a. 10–3 M
b. 10–11 M
c. 1011 M
d. 2 · 10–11 M
e. 10–14 M
18.¿Cuántos milílitros de una disolución de HCl 0,4 M
se requieren para llevar a 7 el pH de 10 mL de una
disolución de NaOH 0,4 M? Recuerda que ambas
especies (ácida y básica son fuertes).
a. 4
b. 40
c. 10
d. 20
e. 2
19.¿Cuántos milílitros se requieren de una disolución
de NaOH 0,2 M para llevar a 7 el pH de 20 mL de
una disolución de HCl 0,4 M?
a. 4
b. 40
c. 10
d. 20
e. 5
20.La relación correcta entre pKa y pH es que:
a. Ambos son funciones logarítmicas.
b. Ambos son siempre < 7 para ácidos y > 7 para
bases.
c. Estos dos conceptos no están relacionados de
ninguna manera puesto que los fluidos
biológicos contienen mezclas de demasiados
ácidos y bases.
d. Cuando pH = pKa, el compuesto en cuestión
tendrá carga de +0,5.
e. Cuando pH = pKa, el compuesto ionizable en
cuestión [ya sea ácido o base] estará la mitad
protonado y la mitad desprotonado.
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21.Si se mezclan volúmenes iguales de NaH2PO
40,05
M y H3PO
40,05 M, ¿cuál de las siguientes
opciones describe mejor la disolución resultante?
[Los pKa para el ácido fosfórico son 2,0, 6,8 y 12,0]
a. pH 2 y pobre tamponamiento.
b. pH 2 y buen tamponamiento.
c. pH 6,8 y buen tamponamiento.
d. pH 12 y buen tamponamiento.
e. pH 6,8 y pobre tamponamiento.
22.¿Cuál de los siguientes iones dará solución básica
al añadirse a agua?
a. Na+
b. CH3COO–
c. Ca2+
d. Cl–
e. NH4+
23.Una cierta disolución amortiguadora tiene igual
concentración de X– y HX. La Ka de HX es 10–5. El
pH del tampón será:
a. 3
b. 5
c. 7
d. 9
e. 13
24.Se forma una disolución amortiguadora
mezclando 500 mL de HAc 0,2 M y 500 mL de
NaAc 0,1 M. La cantidad máxima de HCl que se
puede añadir a esta disolución sin exceder la
capacidad del tampón es:
a. 0,01 moles
b. 0,05 moles
c. 0,10 moles
d. 0,15 moles
e. 0,20 moles
25.En la hidrólisis del KAc se forman las especies:
a. Iones Ac– y OH–
b. Iones H3O+ y moléculas de KOH
c. Iones H+, Ac– y OH–
d. Moléculas de HAc e iones OH–
e. Iones K+ y Ac–
26.Una de las disoluciones formada mezclando las
especies que se indican a continuación,
mantendrá un pH casi constante al añadir
pequeñas cantidades de ácido fuerte o de base
fuerte, ¿cuál es?
a. 100 mL de HCl 1 M y 100 mL de NaOH 1 M
b. 100 mL de NH4Cl 1 M y 100 mL de NH
4OH 1 M
c. 100 mL de NaOH 1 M y 100 mL de NH4OH 1 M
d. 100 mL de HCl 1 M y 100 mL de NaCl 1 M
e. 100 mL de NaAc 1 M y 100 mL de HCl 1 M
SOLUCIONARIO
Unidad 1, Tema 1
Desafío científico1. 1836
Desafío científico4. Es el conjunto de ondas electromagnéticas emitidas por los
átomos y son característico de cada átomo. La frecuencia de luz
que pueda emitir un átomo depende del estado de excitación
de los electrones y de eso depende el color de su llama.
5. Max Planck en su Teoría Cuántica postula principalmente
que: La luz no llega de una manera continua, sino que está
compuesta por pequeños paquetes de energía, llamados
Cuantos. Los cuantos de energía se llaman fotones.
6. a. Posee un protón
b. Tiene un electrón
c. Posee un nivel de energía
Desafío científicoa. Thomson: Define la existencia de partículas positivas y
negativas (naturaleza eléctrica de la materia).
Rutherford: Descubre el núcleo.
Bohr: Define órbitas para los electrones.
b. Thomson: La existencia en un espacio común de cargas
positivas y negativas.
Rutherford: No explica la distribución de la nube
electrónica alrededor del núcleo.
Desafío científico1.
a 8 8 8
b 10 8 8
c 19 19 20
d 18 19 20
e 16 16 16
f 20 16 16
g 52 52 76
h 54 52 76
i 12 12 12
j 10 12 12
e p+ n
Página 27
Página 24
Página 23
Página 22
2.
a. 7 p+, 7 n y 12 e–
b. 12 p+, 13 n y 10 e–
c. 13 p+, 14 n y 10 e–
d. 9 p+, 10 n y 10 e–
e. 25 p+, 29 n y 22 e–
3.
a. 126
C4– b. 20582
Pb c. 10446
Pa d. 5525
Mn7+ e. 2814
Si4–
4.
5. Un isótopo es un átomo de un mismo elemento que se
diferencia por el número de neutrones.
6. d., a., g., e., b., f., c.
Desafío científico1.
a. 5 orbitales y 10 electrones
b. 7 orbitales y 14 electrones
2.
a. secundario (también llamado del momento angular), lb. 2 c. s y dd. p e. –l, … 0 …, +l
3.
a. Figura 12: Nos entrega la información para completar la
distribución de los electrones correctamente, siguiendo el orden
de las flechas. A la vez, nos indica el orden de los subniveles
energéticos en el átomo (número cuántico secundario l).
b. Figura 14: Los electrones se ubican primero en los
orbitales de menor energía, los orbitales de mayor
energía se ocupan cuando se completa la capacidad del
de menor energía.
Página 34
6 12 6 6 6 Carbono
15 31 15 15 16 Fósforo
24 52 24 24 28 Cromo
30 65 30 30 35 Zinc
49 115 49 49 66 Indio
83 209 83 83 126 Bismuto
77 192 77 77 115 Iridio
35 80 35 35 45 Bromo
12 24 12 12 12 Magnesio
ElementoZ A p+ e– n
SOLU
CIO
NA
RIO
166
SOLU
CIO
NA
RIO
167
c. Figura 16: Los electrones dentro del átomo, se ubican en
orbitales de igual energía, primero de a uno y con el
mismo espín, y luego se completan con el segundo
electrón con espín contrario.
4. La figura 9. Modelo atómico mecano cuántico.
Desafío científico1. La distribución electrónica en orbitales.
2.
a. n = 3 l = 1 m = –1,0,1 s = +1/2
b. n = 2 l = 0 m = 0 s = +1/2
c. n = 4 l = 1 m = –1,0 s = +1/2
d. n = 3 l = 2 m = –2,–1,0,1,2 s = +1/2
3. a. 1s1
b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
c. 1s2 2s2 2p5
d. 1s2 2s2 2p2
e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
f. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
g. 1s2 2s2 2p6 3s2
h. 1s2 2s2 2p3
i. 1s2
j. 1s2 2s2 2p6
k. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
l. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
4. a. Tienen todos los electrones apareados. Subniveles completos.
b. Se refiere a la tendencia de formar iones de los
elementos, de acuerdo con el gas noble más cercano.
5.
a. K = 1
b. Mg = 2
Al perder los electrones más externos el K quedaría con
18 e como el Ar, y el Mg con 10 e como el Neón.
Si reciben los electrones necesarios para completar el
subnivel se transforman en los aniones 02–, F–,N3–.
Las configuraciones electrónicas del oxígeno, flúor y
bromo, están incompletas en el último subnivel.
Para completarse, los átomos ganan y pierden electrones,
y así completan sus últimos niveles de energía con 8
electrones; adquiriendo una configuración semejante a la
de un gas noble.
Revisemos lo aprendido: Tema 11.
2.
3.
4.
a. Principio de incertidumbre: incapacidad de
determinar exactamente la posición, velocidad y energía
simultáneamente, de un electrón dentro del átomo.
b. Principio de mínima energía: Los electrones se ubican
primero en los orbitales de más baja energía, por lo
a. Cl 17 18 17
b. Be 4 5 4
c. Ca 20 20 20
d. Br 35 45 35
e. Fe 26 30 26
f. S2– 18 16 16
g. K+ 18 20 19
h. Zn2+ 28 35 30
i. O2– 10 8 8
j. Se 34 45 34
k.13
Al3+ 10 14 13
l.12
Mg 12 12 12
Especies Electrones Neutrones Protones
6 12 6 6 6 Oxígeno
15 31 15 15 16 Fósforo
24 52 24 24 28 Cromo
30 65 30 30 35 Cinc
49 115 49 49 66 Indio
83 209 83 83 126 Bismuto
77 192 77 77 115 Iridio
35 80 35 35 45 Bromo
12 24 12 12 12 Magnesio
ElementoZ A p+ e– n
a. Demócrito
b. carbono y oxígeno
c. átomos
d. catódicos, electrones
e. silicio
f. Millikan
g. positivas, protones
h. Goldstein
i. niveles
j. Dalton, indivisibles
k. carga
l. masa
m.Chadwick
n. negativa, núcleo,
neutrones
Página 38
Página 36
tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los
primeros hayan agotado su capacidad.
c. Principio de exclusión de Pauli: Los orbitales son
ocupados por dos electrones como máximo, siempre que
presenten espines distintos.
d. Principio de máxima multiplicidad de Hund: En
orbitales de la misma energía, los electrones entran de a
uno, ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se
alcanza el semillenado, recién se produce el
apareamiento con los espines opuestos.
5.
6.
7. a.
b.
c.1s 2s 2px 2py 2pz 3s
1s 2s 2px 2py 2pz
1s 2s
13 [Ne] 3s2 3p1
11 [Ne] 3s1
4 [He] 2s2
15 [Ne] 3s2 3p3
14 [Ne] 3s2 3p2
7 [He] 2s2 2p3
17 [Ne] 3s2 3p5
20 [Ar] 4s2
19 [Ar] 4s1
Número atómico Configuración globalexterna
a. 1s2
b. 1s2 2s2 2p1
c. 1s2 2s2 2p4
d. 1s2 2s2 2p6
SOLU
CIO
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168
8.
Z= 2, 2 electrones de valencia (e–)
9.
Tema 2
Desafío científico1.
a. Li ➛ 1s2 2s1 K ➛ [Ar] 4s1
b. Be ➛ 1s2 2s2 Sr ➛ [Kr] 5s2
c. B ➛ 1s2 2s2 2p1 Ga ➛ [Ar]4s2 3d10 4p1
d. C ➛ 1s2 2s2 2p2 Si ➛ [He] 3s2 3p2
e. Cu ➛ [Ar] 4s2 3d9 Ag ➛ [Kr] 5s2 4d9
f. Zn ➛ [Ar] 4s2 3d10 Cd ➛ [Kr] 5s2 4d10
g. Sc ➛ [Ar] 4s2 3d1 Y ➛ [Kr] 5s2 4d1
h. Cr ➛ [Ar] 4s2 3d4 Mo ➛ 5s2 4d4
2. Los pares configurados presentan la misma capa de valencia
en distintos niveles de energía.
3. a. 1 e. 11
b. 2 f. 12
c. 13 g. 3
d. 14 h. 6
4. a. Li ➛ 2 K ➛ 4
b. Be ➛ 2 Sr ➛ 5
c. B ➛ 13 Ga ➛ 4
d. C ➛ 14 Si ➛ 3
e. Cu ➛ 11 Ag ➛ 5
f. Zn ➛ 12 Cd ➛ 5
g. Sc ➛ 3 Y ➛ 5
h. Cr ➛ 6 Mo ➛ 5
Página 47
A. e
B. b
C. c
D. c
E. a
F. c
Z= 5, 3 e–
Z= 8, 6 e–
Z= 10, 8 e–
Z= 4, 2 e–
Z= 6, 4 e–
Z= 11, 1 e–
2. a. Metal: elemento que se caracteriza por ser buen
conductor de calor y electricidad, siendo
mayoritariamente sólido y brillante, maleable y dúctil.
b. Metaloide: elemento que se caracteriza por presentar un
comportamiento intermedio entre los metales y no metales.
c. No metal: elemento que se caracteriza por ser mal
conductor, excelente aislante térmico; puede presentarse en
cualquier estado de la materia, no es dúctil y no tiene brillo.
3. a. Metal b. No metal c. No metal
6. 1 – 4 – 2 – 7 – 5 – 3 – 6
Desafío científico
Elementos Electronegatividad Radioatómico
H 2,1 O,79Li 1,0 2,05Na 0,9 2,23K 0,8 2,77
Rb 0,8 2,98Cs 0,79 3,34Fr 0,7 2,7
1.
Página 57
2. Los alumnos realizan los gráficos.
3. a. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a
lo largo de un periodo y disminuye de arriba hacia abajo
a lo largo de un grupo.
b. El radio atómico, aumenta de arriba hacia abajo a lo largo
de un grupo y disminuye de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo.
c. El volumen atómico, disminuye de izquierda a derecha a
lo largo de un periodo y aumenta en un grupo, con el
incremento de su número atómico.
4. El gráfico sería una recta descendente. Disminuye a medida
que aumenta el número atómico de los elementos.
Elementos Electronegatividad Radioatómico
K 0,8 2,77Sc 1,3 1,62Cr 1,6 1,3Zn 1,6 1,38As 2,0 1,39Se 2,4 1,40Br 2,8 No tiene
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169
20 2 3 [Ar] 4s2 Calcio Metal
11 1 3 [Ne] 3s1 Sodio Metal
31 13 4 [Ar] 4s2 3d10 4p1 Galio Metal
17 17 3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cloro No metal
29 11 4 [Ar] 4s2 3d9 Cobre Metal
40 4 5 [Kr] 5s2 4d2 Zirconio Metal
53 17 5 [Kr] 4d10 5s2 5p5 Yodo No metal
12 2 3 [Ne] 3s2 Magnesio Metal
7 15 2 1s2 2s2 2p3 Nitrógeno No metal
13 3 3 [Ne] 3s2 3p1 Aluminio Metal
55 13 6 [Xe] 6s1 Cesio Metal
22 4 4 [Ar] 4s2 3d2 Titanio Metal
38 2 5 [Kr] 5s2 Estroncio Metal
26 8 4 [Ar] 4s2 3d6 Hierro Metal
18 18 3 [Ne] 3s2 3p6 Argón No metal
Desafío científico1.
Página 52
Z Grupo Periodo Configuración electrónicaglobal externa
Nombre delelemento
Clasificación (metal,metoloide o no metal)
SOLU
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170
Revisemos lo aprendido: Tema 2I. a. Número atómico b. metales
c. volumen atómico d. radio atómico
e. pesos atómicos f. filas, columnas
g. representativos h. no metálicos
II. a. 2,2 b. 3,16 c. 2,16 d. 2,13 e. 3,17
f. 4,5 g. 5,1 h. 1,18 i. 6,2 h. 3,15
a. Volumen atómico: Cantidad de centímetros cúbicos
(cm3) que corresponde a un átomo.
b. Radio atómico: Distancia entre el núcleo y el extremo
exterior del átomo.
c. Potencial de ionización: Energía necesaria para retirar
el electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso
desde su estado fundamental.
d. Electroafinidad: Es la energía relacionada con la adición
de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión
negativo.
e. Electronegatividad: Tendencia o capacidad de un
átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los
electrones de otro átomo en un enlace covalente.
f. Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para
ceder electrones.
Volumen atómico
Radio atómico
Radio iónico
Potencial de ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Propiedadesperiódicas Período Grupo
IV.
Ejercicio Período Grupo
a 2 2
b 3 16
c 2 16
d 2 13
e 3 17
f 4 5
g 5 1
h 1 18
i 6 2
j 3 15
III.
Página 60 V.
a. Fr – Ni – O
b. Be – Ca – Ra
c. Cu – Zn – Fe
d. Cl – Al – Na
VI.
a. La configuración 1s2 2s2 corresponde al Be y la 1s2 al He.
Este último es un gas noble y será necesaria mayor
cantidad de energía para retirar al electrón más
débilmente retenido.
b. La configuración [Ne] 3s1 corresponde al Na y 1s2 2s2 al Li.
VII.
1. c 2. c 3. b
Síntesis de unidad1.
1. Rutherford y Bohr
3. Protones
5. Negativa
6. Neutra
8. Números cuánticos
9. Periodo
10. Metaloide
11. Radio iónico, potencial de ionización y
electronegatividad
13. Exclusión de Pauli
2. Conectores:
1. Modelos atómicos
2. Forman elementos que se ordenan en el...
3. Está constituido por...
4. Tienen carga
5. Tienen carga
6. Tienen carga
7. Los elementos se ordenan de acuerdo a su...
8. Distribución de los electrones en...
9. Los elementos se ordenan en...
Camino a…1. C 5. C 9. C
2. C 6. E 10. D
3. C 7. B
4. E 8. A
Página 63
Página 62
SOLU
CIO
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RIO
171
Unidad 2
Desafío Científico1.
2. a. Entrega la información de la configuración electrónica del
elemento. El paréntesis, indica la configuración del gas
noble más cercano.
b. Los iones que se formarían son:
Los iones se formaron dependiendo de la cantidad de
electrones que necesitaban para cumplir con la regla
del octeto.
c. 1.
c. 2. Quedarían todos con 8 electrones. (8 puntos)
d. Comportamiento:
H= no metálico Na= metálico
Cs= metálico O= no metálico
Al= metálico Cl= no metálico
H Na Cs O Al N CaCl Te S
Elementos Ion
H H+
Na Na+
Cs Cs+
O O2-
Al Al3+
Cl Cl-
N N2-
Ca Ca2+
Te Te2-
S S2-
Elementos Electronegatividad Configuraciónglobal
Númeroatómico
H 1 2,1 1s1
Na 11 0,9 [Ne]3s1
Cs 55 0,7 [Xe]6s1
O 8 3,5 1s22s22p4
Al 13 1,5 [Ne]3s23p1
Cl 17 3,0 [Ne]3s23p5
N 7 3,0 1s22s22p3
Ca 20 1,0 [Ar]4s2
Te 52 2,1 4d105s25p4
S 16 2,5 [Ne]3s23p4
Página 73
N= no metálico Ca= metálico
Te= no metálico S= no metálico
3. a. Los iones se forman cuando captan o ceden o comparten
electrones, para completar su configuración electrónica del
último nivel, cumpliendo la regla del octeto. Los elementos
con mayor electronegatividad, tienen a formar anión y los de
menor electronegatividad, forman cationes.
b.
Desafío científico1. NH
3
EN = 0,9; los tres enlaces son covalentes polares.
2. a. Iónico b. Apolar c. Metálico d. Polar
3. a. Sustancias reticulares.
b. El diamante es más resistente y duro que el grafito,
debido a que se cristaliza en el sistema cúbico. Se une a
cuatro átomos de carbono por enlaces sencillos, en
disposición tetraédrica.
El grafito está unido a tres átomos de carbono. Presenta
geometría de un triángulo equilátero plano. Por esto,
todos los átomos de carbono se encuentran en el mismo
plano, formando láminas hexagonales.
4. La resistencia mecánica es la capacidad que tienen algunos
cuerpos de resistir esfuerzos y fuerzas aplicadas sin
romperse ni deformarse.
Las sustancias moleculares tienen baja resistencia mecánica
ya que son blandas, debido a que sus átomos están
débilmente unidos, por eso la mayoría son solubles en agua
y tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
5. Mezcla de dos o más elementos al menos uno de los cuales
es un metal; una aleación tiene propiedades metálicas.
H
HN H
Página 79
HS- NH4
+
+
H N H
H
H
H S
Na Te NaO
O OAl HCl CsCl Na2TeCs ClH Cl
H2O Na
2O Al
2O
3H O H Na O Na
SOLU
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172
Diferencia de electronegatividad
Comportamiento de electrones
Mayor a 1,7
Se transfieren de un átomo a otro.
Entre 0 y 1,69
Se comparten en los átomos
constituyentes.
No hay entero de Aen
Forman agregados, por
posiciones fijas y próximas.
Iónicos
Enlace
Covalentes Metálicos
Desafío CientíficoI. Verdadero o Falso.
II. 1. Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los
átomos en un compuesto.
2. Un enlace químico se forma cuando los átomos, ceden,
captan o comparten electrones con otro átomo, para
alcanzar la estabilidad y completar su configuración
electrónica, como la del gas noble más cercano.
3. El enlace químico es importante, ya que al unirse los
átomos, formando enlaces, se producen agrupaciones,
que son las sustancias químicas que utilizamos a diario.
Ejemplo: Sal de mesa.
1. F
2. V
3. F
4. V
5. V
6. F
7. V
8. V
9. F
10. F
Página 81
Desafio científico1.
H20
Na2TeNa
2O
0
TeO
H H
Na NaNa Na
PH3
P
H H H
CO2
CCl4
O
Cl
C
ClCl Cl
OC
Página 86
Molécula Polaridadmolecular
H2O Polar
Na2O ------
PH3
Polar
CO2
Apolar
CCl4
Apolar
Na2Te Polar
3. b.
Molécula Tipo de enlace
H2O Covalente
Na2O Iónico
PH3
Covalente
CO2
Covalente
CCl4
Covalente
Na2Te Covalente
3. a.
4. Se debe obtener la configuración electrónica de los
elementos para conocer sus electrones de valencia y
dependiendo de la electronegatividad, se podrá deducir
si el átomo pierde, gana o comparte electrones.
5. Según el tipo de enlace, los compuestos tendrán
diferentes propiedades físicas y químicas.
6. Los enlaces metálicos forman sustancias de gran utilidad
que tienen como características principales:
- Ser bueno conductores de electricidad (cables de cobre)
- Ser buenos conductores de calor.
- Ser dúctiles y maleables.
7. En el efecto fotoeléctrico hay un desprendimiento de
electrones desde un metal, por ende hay un movimiento;
al igual que en un enlace metálico, en que los electrones
se mueven entre redes de iones positivos, movimiento
que explica que los metales sean buenos conductores
de la electricidad.
SOLU
CIO
NA
RIO
173
4. En la industria química, se usa principalmente en la
fabricación de fertilizantes, ácido nítrico y explosivos.
También se encuentra presente en productos de limpieza y
desinfección utilizados en el hogar.
Desafio científico1. a. HCl: 3 – 2,1=0,9 polar
b. BeCl2: 3 – 1,5 = 1,5 los dos enlaces son polares. Pero la
molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (Be) no
posee pares electrónicos libres y sus 2 ligandos son iguales (Cl).
c. O3: 3,5 – 3,5 = 0 apolar
d. CCl4: 3 – 2,5 = 0,5 los cuatro enlaces son polares. Pero la
molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (C) no
posee pares electrónicos libres y sus 4 ligandos son iguales (Cl).
e. Na2O: 3,5 – 0,9 = 2,6 iónico
f. KOH: Las EN son respectivamente: 0,8 – 3,5 – 2,1. Es un
compuesto iónico.
g. BF3: 4 – 2 = 2 iónico
h. PH3: 2,1 – 2,1= 0 polar (presenta un par de electrones sin
enlazar, generando un vector electrónico)
i. HNO2: Las EN son respectivamente: 2,1 – 3,0 – 3,5. Es un
compuesto polar, ya que los ligandos son diferentes y el
átomo central (N), posee un par de electrones libre.
j. SO3: 3,5 – 2,5 = 1,0 (los tres enlaces son polares; pero la
molécula es no polar (apolar) ya que el átomo central (S) no
posee pares electrónicos libres y sus 3 ligandos son iguales (O).
Página 88
Revisemos lo aprendido
II.
III.
Camino a...1. e 3. e 5. a 7. b
2. d 4. e 6. e 8. d
Página 95
1. a
2. d
3. d
4. b
5. c
6. c
7. c
8. c
Molécula Tipo deenlace
Geometríamolecular Polaridad
HF Covalente Lineal Polar
BeF2
Iónico Lineal -----
SO3
Covalente Trigonal plana Apolar
OF2
Covalente Angular Polar
CHCl3
Covalente Tetraédrica Polar
SO2
Covalente Angular Polar
NCl3
Covalente Piramidal Apolar
BCl3
Covalente Trigonal plana Apolar
C
O
V
AE
N
L
A
CO
E
Q
U E T OD
I O N I C O
M E T A L I C O
I V OTAD
C
O
L
E W I S
N
T
E
E T O
6
1
2
3
4
5
8
7
I.
Página 92 y 93
H
H C C C H
H
C C C
SOLU
CIO
NA
RIO
174
Unidad 3, Tema 1
Desafío Científico
1. 1s2 2s2 2p2
Página 106
xx
xx x
x xxxx
xx
H H
H C C H
H H
x
x
x x x
x
x
x
H H H
H C C C H
H H H
x
x
x x x x x
x
xx
x
x
xxxx
xxx
x x x
x
x
H H
H C C C C H
H H
xx xx x
xx x x x x
x
x
x
x
x
4.Tetravalente
Forma enlaces y
Hibridación
Forma cadenas largar
Naturalmente se puede encontrar como carbono amorfo
y cristalino
5.a. 2sp3 b. 2sp2 c. 2sp
2. a. Fórmula molecular
b. Fórmula estructural condensada
c. Fórmula estructural plana
Desafío CientíficoI. 1. a. C
5H
10 + H
2C
5H
12
b. C8
H16
+ H2
C8
H18
2. a. 2 C2
H6
+ 7 02
4 C02
+ 6 H20
b. 2 C4
H10
+ 13 02
8 C02
+ 10 H20
3. a. C2
H6
+ Cl2
C2H
5Cl + HCl
b. C6H
14+ F
2 C
6H
13F + HF
II. 1. C3
H6
+ H2
C3H
8
2. 2 C4
H10
+ 13 O2
8 CO2
+ 10 H2O
3. C3
H8
+ X2
C3H
7X + HX
4. C7
H14
+ H2
C7
H16
5. C5
H12
+ 8 O2
5 CO2
+ 6 H2O
6. C9
H20
+ Cl2
C9
H19
Cl + HCl
Página 111
Desafío CientíficoPágina 109
NºC Fórmula Fórmula Fórmula estructural Fórmula estructural Nombreempírica molecular plana condensada
1 CH4
CH4
CH4
Metano
2 CH3
C2H
6CH
3–CH
3Etano
4 C2H
5C
4H
10CH
3–CH
2–CH
2–CH
3Butano
6 C3
H7
C6H
14CH
3–(CH
2)
4–CH
3Hexano
H
H –– C –– H
H
H H
H –– C –– C –– H
H HH H H H
H – C – C – C – C – H
H H H H
H H H H H H
H–C–C–C–C–C–C–H
H H H H H H
1.
H H
H C C C H
H H
x x xx x
x x x
x x
x x
H H
H C C Hx
xxx
xx x x
x
g.
e.
c. d.
f.
b.
2.
H
H C H
H
x
x
x
x3. a.
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175
Desafío CientíficoPágina 114
1. Ejercicio Fórmula molecular Fórmula estructural plana Fórmula estructural condensada
a. C3H
6CH
2 = CH – CH
3
b. C7H
14CH
2 = CH – (CH
2)
4 – CH
3
c. C4H
8CH
2 = CH – CH
2 – CH
3
d. C8H
14CH – CH = C = CH – (CH
2)
3 CH
3
e. C9H
14CH
2=CH–CH=CH–CH
2–CH=CH–CH
2–CH
3
H H H H H H H H H
C = C – C = C – C – C = C – C – C – H
H H H H
H H H H H H H
H – C – C = C = C – C – C – C – C – H
H H H H H
H H H H
C = C – C – C – H
H H H
H H H H H H H
– C = C – C – C – C – C – C – H
H H H H H
H
H H H
H – C= C– C– H
H
2. a. Penteno
b. Hexeno
c. 2-Penteno
d. 1,5–Octadieno
e. 1,3,7 -Nonatrieno
3. a. Propeno
b. 3-metil-2-penteno
4. a. C5
H10
+ HCl C5
H11
Cl
b. C3
H6
+ Cl2
C3
H6
Cl2
SOLU
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176
1. Observar “Manejo conceptual del docente” del Tema 1 (página 93 de la GD) sobre los alquininos.
2. Ejercicio Fórmula molecular Fórmula estructural plana Fórmula estructural condensada
a. C4H
6CH∫C–CH
2–CH
3
b. C8
H14
CH∫C–(CH2)
5–CH
3
c. C8H
10CH
3–CH
2–C∫C–CH
2–C∫C–CH
3
d. C10
H10
CH∫C–C∫C–C∫C–(CH2)
3–CH
3
3. a. CH ∫ CH + Cl2
ClCH=CH Cl
b. CH ∫ C – CH3
+ HBr BrCH = CH – CH3
Desafío CientíficoPágina 117
H H
H – C ∫ C – C – C – H
H H
H H H H H H
H – C ∫C – C – C – C – C – C – C – H
H H H H H H
H H H H
H – C – C – C ∫C – C – C ∫C – C – H
H H H HH H H H
H – C ∫C – C ∫C – C ∫C –C – C – C – C – H
H H H H
Desafío CientíficoPágina 123
1. a. Ciclo butano
b. Ciclo hexano
c. Ciclo penteno
d. Ciclo butino
e. 1,3 -ciclo pentadiino
f. 1,3 -ciclo hexadieno
g. 1-ciclo penten-3-ino
Desafío CientíficoPágina 119 1. a. Propilbenceno b. O-dimetilbenceno
c. O-dietilbenceno d. 1-etil-3-metilbenceno
e. p-dietilbenceno f. 1-etil-2,5-dimetilbenceno
2. Cotidianamente los hidrocarburos aromáticos los encontramos
en medicamentos, en perfumes, en tinturas orgánicas
(sintéticas o naturales), en los cigarrillos (Benzopireno), en
algunos condimentos que encontramos en la cocina, en
insecticidas (naftalina).2. a. b.
c. d.
e. f.
g. h.
c. CH ∫ C – CH2
– CH3
+ Cl2
ClCH = CH – CH2CH
2Cl
d. CH ∫ C – CH3
+ HCl ClCH = CH – CH3
4.
a.
b.
+ Cl2
+ Br2
+ HCI
+ HBr
Br
Cl
SOLU
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177
1. a. 3,5 dimetil heptano
b. 4-etil-2,4-dimetil hexeno
c. 3-etil-5-metil-1,4-heptadieno
d. 5,5-dimetil-3-octino
e. 4-etil-4,8,8-trimetil-2,6-decatriino
f. 1-etil-2-metil-cliclohexano
g. 1,2- dimetilbenceno
h. 1-etil-2-metil-ciclopentano
3. Los radicales para los alquenos y alquinos, se nombran del
mismo modo indicado para los alcanos. (Ver información en
páginas 124 y 125 del Texto del Estudiante).
4. Texto del estudiante páginas 124 y 125.
5. a. 1,4-dimetilbenceno
b. 1,2-dietilbenceno
c. 1,2,4-trimetilbenceno
2.a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
al sufijo ENO o INO se reemplaza la terminación “O” por IL o ILO
Desafío CientíficoPágina 126
CH3 – CH – CH2 – CH3
CH3
CH3
CH3 – C – CH3
CH3
CH2 – CH3
CH3 – CH – CH2– CH– CH– CH2– CH3
CH3 CH3
CH3 – CH = C –– CH – CH3
CH3 CH3
CH ∫ C – CH – C ∫ CHCH2– CH2 – CH3
CH ∫ C – CH2 – CH – CH2 – C ∫ CH
CH3
CH2 = C – C ∫ CHCH3
Ejercicio Tipo de isomería1 De cadena
2 Óptica
3 De función
4 De función
5 De posición
6 Diastereoisómeros
7 Diastereoisómeros
Desafío CientíficoPágina 129
I. Las definiciones se encuentran en el texto del estudiante, en
las siguientes páginas:
1. p. 107 5. p.108
2. p. 104 6. p.119
3. p. 104 7. p.120
4. p. 105 8. p.127
II. 1. El alumno hace referencia a la tetravalencia y a la
hibridación.
2. El alumno indica que el enlace � es más fuerte que el
enlace �, en enlaces dobles y triples, debido a la
estabilidad de su hibridación.
Revisemos lo aprendidoPágina 134
(Todos son
enlaces )
III.1.
2.
3.
4.
5.
6.
SOLU
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178
IV. Hidrocarburo Enlace Fórmula Terminación
Alqueno Doble (uno o más) CnH
2nENO
Alcano Simple CnH
2n+2ANO
Alquino Triple (uno o más) CnH
2n–2INO
1. 5.
6.
7.
8.
2.
3.
4.
VI. 1. 3,3- dimetilhexano
2. 3,3-dimetil-4-octino
3. 2,5- dimetil-4-octeno
4. 3-etil-3-metilhexino
5. 3-etil-5-metil-1,3-ciclohexadieno
6. 1,2-dimetil-3-ciclobutino
7. O-dietilbenceno
8. 2-etil-1,3-dimetilbenceno
9. Hexano
10. 2,3-Heptadieno
11. Cis-2-buteno
12. Trans-2-buteno
VII. 1. De cadena
2. De posición
3. De función
4. Geométrica
5. Geométrica
6. De función
VIII. 1. C6
H14
Hexano 2-metilpentano
3-metilpentano 2,2-dimetilbutano2,3-dimetilbutano
IX. 1. 2 C2
H6
+ 7 O2
4 CO2
+ 6 H2O
2. C3
H6
+ H2
C3H
8
3. CH4
+ F2
CH3F + HF
4. C6H
12+ HF C
6H
13F
5. C4H
6+ HX C
4H
7X
2. C4
H8
3. C4H
9Cl
4. C3H
6Cl
2
1-buteno Cis-2-buteno
Trans-2-buteno
1-clorobutano
1,1-dicloropropano 1,2-dicloropropano
2,2-dicloropropano 1,3-dicloropropano
2-clorobutano 1-cloro-2-metilpropano
Cl
Cl
Cl
Cl
2-metilpropeno
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
Cl
Cl
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179
Unidad 3, Tema 2
Desafío científico
1. a. Clorometano
b. Triclorometano
c. 2,4-difluorobutano
d. 3-cloro butino
Desafío científico
1. a. Etanol
b. Butin–3–oL
c. 2,3-butanodiol
2. a. Terciario
b. Primario
c. Secundario
3. a.
b. C3
H7
OH + HCI C3
H7
CI + H2O
Desafío Científico
1. a. Etilmetileter
b. Dietileter
2. a.
b.
Página 146
HAC
tºC
4H
9OH C
4H
8+ H
2O
Página 143
Página 140
3.a. CH
3CH
2CH
2CH
2CH
2OH + CH
3CH
2CH
2CH
2CH
2OH CH
3CH
2CH
2CH
2CH
2– O – CH
2CH
2CH
2CH
2CH
3+ H
2O
b. CH3CH
2CH
2CH
2CH
2OH + CH
3CH
2OH CH
3CH
2CH
2CH
2CH
2– O – CH
3CH
3+ H
2O
Desafío Científico
1. a. Butanal b. Propanodial
2. a. b.
Página 147
3. CH3
CH2
CH2
OH CH3
CH2
CHO + H2
CHO
CHO
CHO
OHC CHO
1. a. Dietilcetona o 3-Pentanona
b. Butilmetilcetona o 2-Hexanona
2. a.
b.
3. a. El producto de la oxidación de un alcohol primario es un
aldehído, y el de un alcohol secundario una cetona.
b. La ozonólisis de alquenos es la reacción de alquenos con
ozono, para formar aldehídos, cetonas o mezclas de ambos
después de una etapa de reducción.
c. Los alquinos reaccionan con ácido sulfúrico acuoso en
presencia de un catalizador de mercurio para formar
enoles, el enol isomeriza rápidamente en condiciones de
reacción, para dar aldehídos o cetonas.
Desafío CientíficoPágina 149
H H H H O H H H H
H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H
H H H H H H H H
H H H
C – C – C – H
H H H
H H O H H H H H H
H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H
H H H H H H H H
c.C
O
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180
3. a.
medio ácido
medio ácido
éster ácido alcohol
b.
c.
1. a. Butanomida
b. N-etilpropanamida
c. N,N-dimetil etanamida
Desafío CientíficoPágina 152
Desafío CientíficoPágina 153
1. a. Butanomina
b. N-metiletanomina
c. N,N-dimetiletanomina
d. dibencilamina
I. Fórmula Condensada Ejemplo10 5
8 9
5 8
2 7
3 3
4 6
1 2
7 1
6 10
9 4
Revisemos lo aprendidoPágina 162
2. a. CH3CONH
2+ H
2O CH
3COOH + NH
3
b. CH3CH
2CH
2COOCH
2CH
2CH
3+ NH
3CH
3CH
2CH
2CONH
2+ CH
3CH
2CH
2OH
Desafío CientíficoPágina 150
1. a. Ácido propanoico
b. Ácido propanodioico
2. a.
b.
CH3 – CH2 – COOH
CH3 – (CH2)5 – COOH
CH3(CH2)3COO(CH2)2CH3+NaOH CH3(CH2)3COONa+CH3(CH2)2OH
CH3(CH2)4COOCH2CH3 CH3(CH2)4COOH+CH3CH2OH
CH3(CH2)2COOCH2CH3 CH3(CH2)2COOH+CH3CH2OHH2O
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181
II. 1. 3-cloro pentano
2. Tribronometano
3. 3-cloro penteno
4. 2-butanol
5. Dipentileter
6. Etilpropileter
7. Propanal
8. Butano
9. 3-Hexanona
10. Ácido 2,2-dimetilpentanoico
III. 1.
2.
3.
4.
5.
OH
ClCl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
O
O
CHO
OHC
O
C
O
C
CH3 – COOH
6.
7.
8.
9.
10.
IV. Grupo Funcional Compuesto más sencillo
Haluros Cloro metano
Alcohol Metanol
Éteres Dimetileter
Aldehído Metanal
Cetona 2-propanona
Ácido Carbóxilico Ácido metanoico
Esteres Etanoato de metilo
Amida Etanamida
Amina Metilamina
CH3CL
CH3OH
CH3–O–CH3
OH–C–H
OCH3–C–O–CH3
OCH3–C–CH3
OH–C–OH
OCH3–C–NH2
CH3NH2
V. a. Ácido Carboxílico-Éster-Aldehído-Cetona-Alcohol-Éter
b. Amida-Amina
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182
VII. a. Respuesta en la página 147
b. Respuesta en la página 143
c. Respuesta en la página 149
d. Respuesta en la página 152
VIII. 1. a.2. e.
3. e.
1. Alifático
2. Saturados
3. Alcanos
4. Insaturados
5. Alicíclicos
6. Alquenos
7. Homocíclicos
8. Heterocíclicos
9. Benceno
10. Antracenos
11. Naftalénicos
12. Anillos distintos
13. Anillo y heteroátomo
14. Alcohol
15. Cetona
16. Amina
17. Aldehídos
18. Amida
19. Éster
20. Ácidos carboxílico
21. Alquino
22. Polímeros
23. Lípidos
24. Proteínas
25. Carbohidratos
26. Ácidos nucleícos
27. Aminoácidos
28. Alimentos
29. Disacáridos
30. Polisacáridos
31. Oligasacáridos
32. Ácidos grasos
33. Saponificables
34. Nucleóticos
Síntesis de la unidad Página 164
VI a. CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
OH CH3–CH
2CH
2–CH
2–CH
2–CH
2–C–H + H
2
b. CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
OH CH3
CH2
CH2
CH2
CH=CH2
+ H2O
c. CH3– CH – CH
2– CH
2–CH
3+ HCI CH
3– CH– CH
2– CH
2– CH
3+ H
2O
d. CH3–C–O–CH
3+ NH
3CH
3–C –NH
2+ CH
3OH
e. CH3–CH
2–OH + CH
3–CH
2–OH CH
3–CH
2–0–CH
2–CH
3+ H
2O
f. CH3–CH–CH
2OH CH
3–CH–C–H + H
2
g. CH2–CH
2–CH
3+ NaOH CH
2=CH–CH
3+ H
2O + NaCl
h. CH3–CH
2–CH
2–CH
2–COOH + CH
3CH
2CH
2OH CH
3–CH
2–CH
2–CH
2–C–O–CH
2–CH
2–CH
3+ H
2O
OII
OII
ClI
OII
OII
OII
i. CH3–CH
2–CH
2–COOH + CH
3–CH
2–CH
2OH CH
3–CH
2–CH
2–C–O–CH
2–CH
2–CH
3+ H
2O
OII
IOH
ICH
3
ICH
3
ICl
HAC
HX
H2SO
4
HAC
SOLU
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183
1. D
2. A
3. A
4. A
5. A
6. E
7. E
8. E
9. A
10. B
Camino a…Página 165
1. a. Saturada
b. Al disolver el contenido del sobre en un volumen mayor a
1 litro de agua.
c. Cuando se logra disolver el contenido del sobre en un
volumen menor a 1 litro de agua a 20°C.
2. Se debe aumentar la cantidad del disolvente.
3. Destilación. Por diferencia en los puntos de ebullición
4. El alumno puede mencionar: no agitar, dejar que se enfríe la
disolución, agregar más agua.
5. En mezclas heterogéneas donde el solvente es un líquido y el
soluto es un sólido.
6. En soluciones líquidas con solutos sólidos generalmente al
aumentar la temperatura también aumenta la solubilidad; por
otra parte la presión no genera mayor cambio. A su vez, en
soluciones líquidas con solutos gaseosos, un aumento de la
temperatura disminuye la solubilidad, mientras que al
aumentar la presión aumenta la solubilidad. La agitación y el
estado de agregación de un soluto sólido, no modifican la
solubilidad, sino que se relacionan, con el tiempo necesario
para que se disuelva el soluto y se forme la solución.
7. a. Presión
b. Agitación
c. Estado de agregación
Unidad 4, Tema 1
Desafío CientíficoPágina 174
Desafío CientíficoPágina 179
20001900180017001600150014001300120011001000
750700650600550500450400350300250200150100500
10 20 30 40 50 60 70 80 90
KI
KNO3
NaNO3
KIO3
NaCl
1. a.
1. b. Mayor solubilidad KI
Menor solubilidad KIO3
c. Mayor solubilidad KI
Menor solubilidad KIO3
2. % m/m = 62,5%
3. % V/V = 12,5%
4. % m/V= 15%
5. Masa H2O= 570g
6. Masa azúcar = 2,2 g
7. Disolviendo 70 g de soluto hasta completar 1 L de disolución.
8. Se necesitan 260 g de soluto para 1 L de disolución.
Solu
bilid
ad (g
sol
uto
/100
g d
e ag
ua)
Temperatura ºC
SOLU
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184
3. a. 160 gramos de oxígeno, deben reaccionar con la adecuada
cantidad de metano para producir 5 moles de agua.
b. 1 mol de CO2
c. 43,6 g de metano CH4
d. Reactivo que se consume primero en una reacción y que
determina o limita la cantidad de producto formado.
e. Depende de las condiciones en que ocurre la reacción.
Desafío Científico1. Un gasoducto es una tubería para conducir gas de usos
industriales o domésticos.
2. A través de una tubería metálica llamada gasoducto.
3. Las principales diferencias del gas natural con el gas licuado.
Es que:
- El gas natural no produce envenenamiento al inhalarlo.
- El gas natural tiene un rango de inflamabilidad muy
limitado, ya que en concentraciones en el aire, por debajo
del 4% y por arriba de aproximadamente el 14%, no se
encenderá. Además, su temperatura de ignición alta y su
rango de inflamabilidad limitado reducen la posibilidad de
un incendio o explosión accidental.
La baja emisión de partículas del gas natural permite reducir
la contaminación del aire.
4. Las ventajas es que :
- es menos contaminante y más seguro que el gas licuado.
- es de más fácil transporte.
- no hay perdidas de gas en su transporte.
- el producto final es de mejor calidad.
Desventaja:
- la potencia obtenida en su combustión es menor que en el
gas licuado.
Página 201-202
2. a.
9. Se diferencian al calcular el valor de la relación porcentual
de la masa del soluto en gramos y el volumen de la
disolución. En el caso del ejemplo:
%m/V (sacarosa)= 239.4%
%m/V (sal)= 40,6%
Con respecto a la cantidad de soluto, no hay cambio, ambas
soluciones tienen 7 moles por litro.
10. 3 moles de soluto en 1 Kg de disolvente.
11. Disolviendo 9 moles de sal en un kilógramo de disolvente.
Desafío Científico
1. a. 42 g/mol b. 3,57 • 10-3 moles
c. 2,15 • 1021 unidades elementales de NaF
2. a. No equivalen a la misma masa, pues su masa atómica es
distinta (Na= 23 g/moL,F=19 g/mol)
b. Sí, un mol de cualquier especie equivale a 6,02 · 1023
entidades elementales.
3. La cantidad de sustancia debe expresarse en unidad de mol,
ya que nos permite contar partículas elementales tan
pequeñas como átomos y moléculas.
Desafío Científico
Desafío Científico1. a. 4NaCl
(s)+ 2H
2SO
4(ac)4HCl
(ac)+ 2Na
2SO
4(ac)
b. 2H2CO
3(ac)+ 4KClO
(ac)2K
2CO
3(ac)+ 4HClO
(ac)
c. 2C4H
10(g)+ 13O
2(g)8 CO
2(g)+ 10 H
2O
(g)
Página 191
1. NaCl = 58 g / mol
MgCl2
= 94 g / mol
Na2SO
4 = 142 g / mol
CaCl2
= 110 g / mol
NaHCO3
= 84 g / mol
NaF = 42 g / mol
2. 0,41 M
3. mMgCl
2= 10g
4. V agua de mar
= 0,0006 L
Página 185
Página 182
4NaCl(s)
+ 2H2SO
4(ac)4HCl
(ac)+ 2Na
2SO
4(ac)
Molar
Ponderal
Volumen
4 moles + 2 moles 4 moles + 2 moles
232 g + 196 g 144 g + 284 g
428 g = 428g
4 volúmenes + 2 volúmenes 4 volúmenes + 2 volúmenes
b.2H
2CO
3(ac)+ 4KClO
(ac)2K
2CO
3(ac)+ 4HClO
(ac)
Molar
Ponderal
Volumen
2 moles + 4 moles 2 moles + 4 moles
124 g + 360 g 276 g + 208 g
484 g = 484g
2 volúmenes + 4 volúmenes 2 volúmenes + 4 volúmenes
c.2C
4H
10(g)+ 13O
2(g)8 CO
2(g)+ 10 H
2O
(g)
Molar
Ponderal
Volumen
2 moles + 13 moles 8 moles + 10 moles
116 g + 416 g 352 g + 180 g
532 g = 532 g
2 volúmenes 13 volúmenes 8 volúmenes 10 volúmenes
SOLU
CIO
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RIO
185
5. Sin duda es una buena alternativa, ya que el gas natural es un
gas menos contaminante que el gas licuado.
6. 0,188
7. 388,66 g / mol
8. a. 0,0285 b. 0,0294 moles c. 282,31 g / mol
9. 1038,46 g
10. –0,465 ºC
11. Masa molar del ácido benzoico = 25,23 g/mol
12. 4 atm
13. 112 g / mol
14.a. La finalidad de las bebidas isotónicas, es compensar la
deshidratación y la pérdida de nutrientes, que acompañan
cualquier actividad física. Estas bebidas reponen fluidos,
aportan vitaminas, además de tener incorporados
electrolitos e hidratos de carbono como energía.
b. Las bebidas isotónicas, tiene la misma osmolaridad que
los fluidos del organismo, por lo que mantienen un
equilibrio entre la concentración extracelular e
intracelular. O sea, proporcionan el equilibrio ideal entre
rehidratación y reabastecimiento.
15. Las aplicaciones industriales de la osmosis son:
- Producción de aguas de alta calidad.
- Circuitos de refrigeración.
- Pintado por electrodeposición.
- Tintado de fibras textiles.
- Fabricación de catalizadores.
- Procesado de papel fotográfico.
Revisemos lo aprendido
II. 1. Hace referencia a las mezclas heterogéneas
2. En las disoluciones sobresaturadas, no se invierten las
proporciones entre soluto y disolvente; sino que, el soluto
está presente en una cantidad superior a la que el
disolvente puede disolver.
3. Las disoluciones deben estar compuestas por sustancias
con polaridades semejantes.
I. 1. G
2. C
3. M
4. J
5. D
6. W
7. B
8. E
9. A
10. F
11. O
12. R
13. N
14. I
15. S
16. P
17. H
18. L
19. V
20. K
21. T
22. Q
23. Ñ
24. U
Página 204
4. Es la unidad de medida empleada para medir la
magnitud “cantidad de sustancia”.
5. El soluto debe ser gaseoso.
6. La solubilidad se refiere a la máxima cantidad de soluto
que es capaz de contener un solvente a una determinada
temperatura, mientras que la concentración a la relación
cuantitativa entre ambos componentes.
7. Se refiere a la polaridad.
8. Al ser distinta la cantidad de soluto, el punto de
ebullición cambia (Propiedades coligativas).
9. Se hace referencia a la osmosis y el movimiento de las
sustancias a favor de la gradiente de concentración.
10. Las propiedades coligativas dependen únicamente de la
cantidad de partículas en solución.
11. Al no estar balanceada, no se iguala la cantidad de
materia en ambos lados de la ecuación.
13. a. 2+1 1+1
b. 2+1 1+2
c. 2+13 8+10
d. 2+1 1+2
e. 2+1 2
f. 2+1 2
g. 1+1 2
III.1. mHNO
3= 48g
2. mazúcar
= 15,6g
3. M = 3,5
4. % V/V = 17,5
5. mAlCl
3= 15g
6. nHF
= 1,2 mol
7. Vdisolvente
= 29,23 mL
8. M = 2,92
9. mNaCl
= 580g
10. % V/V = 6
11. M = 0,05
12. Se deben agregar 200 mL
de agua.
molL
molL
molL
SOLU
CIO
NA
RIO
186
Desafío Científico1. Respuestas en el texto del estudiante
a. Página 210
b. Página 210
c. Página 210
d. Página 210
2. Respuestas en el texto del estudiante
a. Página 211
b. Página 212
c. Página 215
d. Página 215
Página 216
3. a. HNO3
Ácida, H2O Básica H
3O+ Ácido conjugado,
NO–3 Base Conj.
b. KOH Base
c. CClO4
Ácido, H2O Básica H
3O+ Ác. Conj, ClO– Ba. conj.
d. HF ácido
e. LiOH Base
f. CH3
COOH Ácido, NH3
Base CH3COO–Base conj.,
NH4
+ Ác. conj.
g. H2SO
4Ácido, H
2O Base HSO
4– Base conj,
H3O+ Ác. Conj
4. [H+] = 1·10–9 [OH–] = 1·10–5
5. [H+] = 1· 10–5 [OH–] = 1· 10–9
6. pOH = 9,5
7. pOH = 6 [H+] = 1·10–8 [OH–] = 1· 10–6
8. a. Ácido b. Ácido c. Ácido
d. Ácida e. Neutra
9.
10.a. Levemente ácida b. Neutra c.Levemente básica
d. Neutra e. Ácida
Tipo deespecie pH pOH [H+] [OH–]
Base 11 3 1 • 10–11 1 • 10–3
Base 10 4 1 • 10–10 1 • 10–4
Ácido 4 10 1 • 10–4 1 • 10–10
Neutro 7 7 1 • 10–7 1 • 10–7
Ácido 5 9 1 • 10–5 1 • 10–9
Ácido 2 12 1 • 10–2 1 • 10–12
1.
2. El comportamiento ácido y base de una sustancia.
3. a. Ácida b. Ácida c. Básica d. Básica
4. d, c, b, a.
5. a. Influye en el crecimiento de la planta.
b. Si aumenta la concentración de iones H+ el suelo se vuelve
ácido y puede afectar a la planta, ya que las plantas
prefieren generalmente suelos básicos.
Kw [ H+] · [OH–]
1 · 10–14 1 · 10–1 1 · 10–13
1 · 10–14 1 · 10–2 1 · 10–12
1 · 10–14 1 · 10–3 1 · 10–11
1 · 10–14 1 · 10–4 1 · 10–10
1 · 10–14 1 · 10–5 1 · 10–9
1 · 10–14 1 · 10–6 1 · 10–8
1 · 10–14 1 · 10–7 1 · 10–7
1 · 10–14 1 · 10–8 1 · 10–6
1 · 10–14 1 · 10–9 1 · 10–5
1 · 10–14 1 · 10–10 1 · 10–4
1 · 10–14 1 · 10–11 1 · 10–3
1 · 10–14 1 · 10–12 1 · 10–2
1 · 10–14 1 · 10–13 1 · 10–1[H+] < [OH–]
[ H+] > [OH–]
Desafío CientíficoPágina 213
Unidad 4, Tema 2
SOLU
CIO
NA
RIO
187
1. a. pH = 3
b. pH = 13,7
c. pH =1,17
2. HNO3
Desafío CientíficoPágina 219
Desafío CientíficoPágina 221
1. a. pH=1,29
b. pH=2,85
c. pH=2
d. pH=12,82
e. pH=13,54
2. a. [H+] = 1· 10 – 5 M
b. [H+] = 6,31 · 10 – 5 M
c. [H+] =3,16 · 10 – 7 M
d. [H+] = 3,16 · 10 – 6 M
e. [H+] = 1 · 10 – 9
Revisemos lo aprendidoI. Asociación
1. g 4. h 7. e
2. c 5. b 8. d
3. f 6. a
Página 228
SíntesisPágina 230
C amino a...Página 231
1. homogéneas
2. solutos
3. estado del disolvente, tipo
de soluto
4. concentración
5. sobresaturadas
6. solubilidad
7. concentración
8. %m/m
9. %V/V
10. mol
11. molaridad
12. molalidad
13. presión de vapor
14. punto de ebullición
15. punto de congelación
16. osmosis
17. ácidas
18. Arrhenius
19. Lowry– Brönsted
20. disociación del agua
21. bases
22. pH=–log[H+]
23. constante de acidez
24. neutralización
25. amortiguadoras
1. c
2. b
3. d
4. a
5. d
6. e
7. a
8. e
9. a
10. c
BIB
LIO
GR
AFÍ
A188
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BIBLIOGRAFÍA