OBJETIVOS Explicación, experimentacióny representación de algunosmétodos de separación de los componentes de una mezcla:tamizado, decantación, filtración,cristalización, evaporación, destilación y otros ACTIVIDADES DE COMPETENCIAS

1ª) ¿Qué es una mezcla?

2ª) ¿Qué es una mezcla homogénea?

3ª) ¿Qué es una mezcla heterogénea?

4ª) ¿Qué es una disolución?

5ª) ¿Qué es el disolvente y el soluto en una disolución?

6ª) ¿En el agua hay oxigeno disuelto?

7ª) ¿Cómo separarías una mezcla heterogénea de un líquido y un sólido?

8ª) ¿Cómo separarías una mezcla heterogénea de dos líquidos?

9ª) ¿Cómo separarías un disolución de 2 líquidos?.

10ª) ¿Cómo se disuelve mejor un sólido en un líquido, cuando el líquido esta caliente o frió.

16- Identifica y explica con seguridad los conceptos la diferencia

entre sustancia, elemento, compuesto y mezcla.

17- Explica la diferenciaEntre sustancia, elemento, compuesto y mezcla.

18-Representa correctamente los compuestos por medio de fórmulas químicas

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema

mezcla.

Tiempo 2 horas LUNES 20 D EMAYO

5.9 Experimenta y explica con interés algunos métodos de separación los componentes de una mezcla: tamizado, decantación, filtración, cristalización, evaporación, destilación y otros.

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

GRADO SEPTIMO

Materia Ciencias Salud Y Medio Ambiente FECHA

MARTES 21 D E MAYO

Tema TIPOS

DE

SOLUCIONES

Soluciones Clasificacion - Componentes de una solución

Tiempo 2 horas

INDICADORDORES D E LOGRO 5.10 Identifica con interés y diferencia correctamente

el soluto y el solvente como los componentes de una solución o mezcla homogénea . 5.11 Explica y comprueba experimentalmente ycon responsabilidad que la superficie de contacto, la agitación, la temperatura y la cantidad de soluto son factores que afectan la solubilidad de una solución.

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

OBJETIVOS ■Identificación y diferenciación de los componentes de una solución o mezcla

homogénea soluto y solvente.

■Explicación y experimentación de los factores que afectan la solubilidad: superficie de

contacto, agitación, temperatura y cantidad de soluto.

Tipos de soluciones

En el ámbito de la química el término solución o disolución alude a las mezclas que poseen dos

o más sustancias y que son homogéneas. Aquellas sustancias que se encuentran en menor

cantidad y que son las que se disuelven en la mezcla se las conoce bajo el nombre de soluto. El

solvente, en cambio, es la sustancia en la que el soluto se disuelve.

Según la conductividad eléctrica que posean las soluciones, se las clasifica en:

No electrolíticas: estas soluciones, como su nombre indica, tienen una capacidad casi

inexistente de transportar electricidad. Se caracterizan por poseer una disgregación del soluto

hasta el estado molecular y por la no conformación de iones. Algunos ejemplos de estas

soluciones son: el alcohol y el azúcar.

Electrolíticas: estas soluciones, en cambio, sí pueden transportar electricidad de manera

mucho más perceptible. A esta clase de soluciones también se las conoce bajo el nombre de

iónicas, y algunos ejemplos son las sales, bases y ácidos.

Dependiendo de la cantidad de soluto que haya, existen distintas soluciones:

Soluciones saturadas: en las soluciones en que existe la mayor cantidad de soluto capaz de

mantenerse disuelto, a una temperatura estable, en un solvente, se las conoce bajo el nombre

de soluciones saturadas. En caso de que se agregue mayor cantidad de soluto, la mezcla

superaría su capacidad de disolución.

Soluciones insaturadas: estas soluciones, también conocidas bajo el nombre de diluidas, son

aquellas en las que la masa de solución saturada es, en relación a la del soluto disuelta, mayor

para la misma masa de solvente y a igual temperatura.

Soluciones concentradas: en estas soluciones, el porcentaje de soluto es cercano al establecido

por la solubilidad a la misma temperatura.

Soluciones sobresaturadas: en dichas soluciones existe una cantidad menor de solución

saturada que de soluto a una determinada temperatura.

ACTIVIDAD CONTESTAR LA ACTIVIDAD D EPAGINAS 148 149 PARA FINALIZAR

UNIDAD

glosariod e la unidad

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema glosario d e la

unidad

Tiempo 2 horas JUEVES 23 D EMAYO

5.9 Experimenta y explica con interés algunos métodos de separación los componentes de una mezcla: tamizado, decantación, filtración, cristalización, evaporación, destilación y otros.

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

GRADO SEPTIMO

. OBJETIVOS Identificación y representación Los tipos de reacciones ecuación química

Tipos de Reacciones Químicas:

A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes:

masa molecular:

Ej. :

Reacciones de composición, adición o síntesis:

Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor

Reacciones de descomposición:

Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:

Ej. :

Materia Ciencias Salud Y Medio

Ambiente

FECHA

Tema –TIPOS

Ecuaciones químicas

Tiempo 2 horas LUNES 20 D EMAYO

INDICADOR D E LOGRO

5.8 Identifica y representa con interés los componentes de una ecuación química y los tipos d e

reacciones

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.

Reacciones de simple sustitución:

Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.

Ej. :

Reacciones de doble sustitución:

También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay

intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:

Ej. :

Reacciones Reversibles:

Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

Reacciones Irreversibles:

Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.

Ej. :

Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.

B) De acuerdo a su energía:

En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.

Reacciones Exotérmicas:

Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor.

Ej. :

Reacciones Endotérmicas:

Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.

Ej. :

Materia Ciencias Salud Y Medio

Ambiente

FECHA

Tema –TIPOS

Ecuaciones químicas

CONTINUCION

Tiempo 2 horas MARTES 21 D EMAYO

INDICADOR D E LOGRO

5.8 Identifica y representa con interés los componentes de una ecuación química y los tipos d e

reacciones

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

JERCICIOS:

Mg + HCl → MgCl2 + H2

Na + H3PO4 → Na3 PO4 + H2

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + NaCl

Materia Ciencias Salud Y Medio

Ambiente

FECHA

Tema –TIPOS

Ecuaciones químicas

CONTINUCION

Tiempo 1 horas MARTES JUEVES 23 D EMAYO

INDICADOR D E LOGRO

5.8 Identifica y representa con interés los componentes de una ecuación química y los tipos d e

reacciones

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

OBJETIVO

NOMBRAR LOS DIFERENTES COMPUESTOS BINARIOS EN LOS 2 TIPOS D ENOMNECLATURA.

OXIDOS:

4Fe3 + 3 O2

2 → 2 Fe2O3

2 Fe2 + O2

2 → Fe2 O2 → 2 Fe O

Antes de explicar estos procesos recordemos que significa valencia. La valencia es básicamente la

capacidad que tiene cada elemento de combinarse con otro. Hay elementos que tienen más de una

valencia. Estas valencias se expresan a través de números que podemos encontrar en cualquier tabla

periódica.

Los dos ejemplos expuestos son los óxidos que forma el hierro, con valencia 3 y con valencia 2.

Existen 3 sistemas de nomenclatura para nombrarlos.

Antes queremos explicar brevemente como se forma la unión. En primer lugar los elementos que se

combinan intercambian sus valencias. En la primera reacción observamos que el hierro usa valencia 3

y el oxigeno 2. A la derecha de la flecha esta el oxido formado (producto). La valencia 2 del oxígeno

aparece abajo, como subíndice en el hierro y la del hierro aparece abajo del oxigeno. Se han

intercambiado sus valencias. Luego, si los números lo permiten, hay que simplificar. En este caso no

es posible hacerlo. Ya que el 2 y el 3 no tienen divisores en común. Las valencias de los elementos

suelen escribirse como supraíndice (arriba) de los elementos. A veces se usan los números romanos.

Por último se colocan los números correspondientes delante de las sustancias para equilibrar la

reacción. En este caso puntual nos referimos al 4 adelante del hierro, al 3 adelante del oxígeno y al 2

adelante del óxido que se haya a la derecha de la flecha. A estos números se los llama coeficientes.

Estos son los 3 pasos que hay que respetar a la hora de escribir correctamente una ecuación química.

Intercambio de valencias, simplificación y equilibrio de la ecuación química.

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema FORMACION

COMPUESTOS BINARIOS

OXIDOS

Tiempo 4 horas Lunes 13 D E MAYO JUEVES 16 D E

MAYO

INDICADOR D E LOGRO 6.7 Aplica y explica con interés el método de tanteo o inspección simple al balancear ecuaciones químicas sencillas.

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO NOVENO

Esta sistemática se aplica no solo a la formación de los óxidos sino también a cualquier reacción

química que forme cualquier compuesto.

Volviendo a la nomenclatura de compuestos. En la primera reacción, donde el hierro usa valencia 3,

según el Sistema Tradicional se llama Oxido férrico. Y en la segunda reacción donde usa valencia 2, la

menor, se llama óxido ferroso. Este sistema usa sufijos, es decir, terminaciones como oso o ico.

Cuando el elemento usa la menor valencia la terminación es oso y cuando usa la mayor valencia utiliza

el ico. Según la nomenclatura sistemática o por atomicidad, aquí se usan prefijos de cantidad. En el

primer caso sería; Trióxido de di hierro y en el segundo Monóxido de Hierro. Según el Sistema

Numeral Stock, se llamarían Oxido de Hierro (III) y Oxido de Hierro (II) respectivamente. Aquí no se

usan sufijos ni prefijos.

Cuando un elemento, como es el caso del Potasio, que posee una sola valencia y vale 1 no se utilizan

sufijos. Ejemplo:

4 K1 + O2 → 2 K2O

Llamamos según la tradicional, óxido de Potasio, no se aplican las terminaciones ico ni oso porque no

hay valencia mayor ni menor. De la misma manera se aplica en la Stock. Según la sistemática sería

monóxido de dipotasio.

Cuando estamos en presencia de elementos con más de 2 valencias como es el caso del cloro que

tiene 4, no basta con los sufijos oso ni ico en el sistema Tradicional.

2 Cl21 + O2 → 2 Cl2O (valencia 1)

2 Cl21 + 3 O2 → 2 Cl2O3 (valencia 3)

2 Cl21 + 5 O2 → 2 Cl2O5 (valencia 5)

2 Cl21 + 7 O2 → 2 Cl2O7 (valencia 7)

N. tradicional N. Sistemática N. Stock

Cl2O Óxido Hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de Cloro (I)

Cl2O3 Óxido Cloroso Trióxido de dicloro Óxido de Cloro (III)

Cl2O5 Óxido Clórico Pentóxido de dicloro Óxido de Cloro (V)

Cl2O7 Óxido Perclórico Heptóxido de dicloro Óxido de Cloro (VII)

Vemos que la novedad la tiene la nomenclatura Tradicional con la aparición de los prefijos Hipo y Per

para la valencia más chica y más grande respectivamente. En el caso que hubieran solo 3 valencias se

toman en cuenta las tres última, es decir, oso, ico y per-ico. Hipo queda excluido. El ejemplo lo

constituye el manganeso al actuar como no metal, con valencias 4,6 y 7. Los nombres son, óxido

manganoso, óxido mangánico y óxido Permangánico.

Los otros elementos que exhiben este mismo comportamiento son el Iodo y el Bromo por tener las

mismas valencias que el cloro.

Un elemento que vale la pena considerarlo es el azufre. Tiene tres valencias: 2, 4 y 6. Pero para la

formación de óxidos suele usar la 4 y la 6. La 2 la utiliza más en combinación con el hidrógeno.

S4 + O2 → SO2 ( Las valencias 4 del azufre y la 2 del oxígeno son simplificadas por 2 ).

2 S6 + 3O2 → 2 SO3 ( Las valencias 6 del azufre y la 2 del oxígeno también han sido simplificadas).

N. tradicional N. Sistemática N. Stock

SO2 Óxido Sulfuroso Dióxido de Azufre Óxido de Azufre (IV)

SO3 Óxido Sulfúrico Trióxido de Azufre Óxido de Azufre (VI)

Peróxidos:

Hay un caso particular de los óxidos, los peróxidos. En estos casos el oxígeno usa un enlace con otro

oxígeno quedando solo un enlace para usarlo en la unión con otro elemento. O sea, que actúa con un

número de oxidación de -1 en lugar de -2.

H2 + O2 → H2O2

2Na + O2 → Na2O2

Ca + O2 → CaO2

N. tradicional N. Sistemática N. Stock

H2O2 Agua oxigenada Dióxido de dihidrógeno Peróxido de Hidrógeno

Na2O2 Peróxido de Sodio Dióxido de disodio Peróxido de Sodio (I)

CaO2 Peróxido de Calcio Dióxido de Calcio Peróxido de Calcio (II)

OBJETIVO

NOMBRAR LOS DIFERENTES COMPUESTOS BINARIOS EN LOS 2 TIPOS D ENOMNECLATURA.

Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno)

Hidruros metálicos

Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el

hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H.

Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre

del metal con los sufijos -oso o -ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para las

nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre

genérico.

Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico

2K + H2 → 2KH

Compuesto Nomenc. sistemática Nomenc. Stock Nomenc. tradicional

KH monohidruro de potasio hidruro de potasio3 hidruro potásico o hidruro de potasio

NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel (III) hidruro niquélico

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema FORMACION

COMPUESTOS BINARIOS

CLORUROS FLORUROS

Tiempo 4 horas Lunes 13 D E MAYO JUEVES 16 D E

MAYO

INDICADOR D E LOGRO 6.7 Aplica y explica con interés el método de tanteo o inspección simple al balancear ecuaciones químicas sencillas.

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO NOVENO

PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico

Hidrácidos o hidruros no metálicos [

Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el

hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenosy halógenos respectivamente). Los elementos

de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que

por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos.

Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos

(estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver

la sección oxácidos.

Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran

agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso

el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre

especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H+1

Br-

1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

Cl2 + H2 → 2HCl(g)

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos

los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como

nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado

gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.

Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido

HCl(g) + H2O → H+1

+ Cl-1

Compuesto en estado puro en disolución

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico

Hidruros con los nitrogenoides

Estos hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos binarios de hidrógeno y un elemento de la

familia V (nitrogenoides) que se enlazan siguiendo la fórmulaNoMetal + H3. A estos compuestos se les

llama por sus nombres comunes, aunque muy raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de

los hidruros (metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento más electronegativo en

el compuesto.

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

N2 + 3H2 → 2NH3

Compuesto Nombre

NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno

PH3 fosfina o trihidruro de fósforo

AsH3 arsina o trihidruro de arsénico

SbH3 estibina o trihidruro de antimonio

BiH3 bismutina o trihidruro de bismuto

OBJETIVO -1- Descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión

de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha Primer Año General

Tema

CONFIGURACION

ELECTRONICA

Configuración electrónica: abreviada con llenado de Spín.

Tiempo 2 horas MARTES 21 D E MAYO

INDICADOR D E LOGRO ■Indagación, explicación y

determinación de los números cuánticos: n, l, m, s y sus valores en los niveles, subniveles, orbitales y Spín de algunos elementos químicos

GRADO Primer Ano Técnico MATES 21 D EMAYO

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.

Configuración electrónica abreviada

1. 1

Escribe el símbolo químico para el xenón, el gas noble anterior, entre corchetes: [Xe]. Esto representa la configuración electrónica del xenón, que es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4P6, 4d10, 5s2, 5p6.

2. 2 Escribe el número del nivel siguiente de energía más alto de la secuencia. Ten en cuenta que los niveles de energía no siempre se llenan en el orden que puedes esperar. El orden correcto es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3p, 3s, 4s, 5p, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7p, 5f, 6d, 7p.

OBJETIVOS

Indagación, explicación ydeterminación de los números cuánticos: n, l, m, s y sus valoresen los niveles, subniveles,orbitales y Spín de algunos elementos químicos.

NUMEROS CUANTICOS

La propuesta de Schrodinger , considerado como el 5° modelo atómico , radica

en describir las características de todos los electrones de un átomo , y para

ello uso lo que conocemos como números cuánticos .

Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede

tener los mismos números cuánticos.

El significado de los números cuánticos es :

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se

encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .

l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).

m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores

del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) .

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha Primer Año General

Tema

NUMEROS CUANTICOS

Tiempo 2 horas MIERCOLES 22 D E MAYO

INDICADOR D E LOGRO Indagación, explicación y determinación de los números cuánticos: n, l, m, s y sus valores en los niveles, subniveles, orbitales y Spín de algunos elementos químicos.

GRADO Primer Ano Técnico MIERCOLES 22 D EMAYO

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.

Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos

valores +1/2 y -

En resumen los números cuanticos se expresan :

n : Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)

l : Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) de l =0 (orbital s) hasta n - 1.

m : magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero,hasta +l.

s : spin (-1 , + 1 ).

Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta la configuración electrónica

De esta forma se pueden obtener los números cuánticos de los electrones de los niveles superiores. Para mayor facilidad se presentará una tabla para

asignar los números cuánticos correctos, conociendo la configuración electrónica y la localización exacta del electrón.

1s2/2s

22p

63s

23p

64s

23d

104p

65s

24d

105p

66s

24f

145d

106p

67s

25f

146d

107p

6

El número que precede al orbital es igual al número cuántico principal,por ejemplo para los electrones que están en el orbital 4p, el nivel = 4.

El número cuántico secundario se establece observando el orbital referido, por

ejemplo para el orbital 4p , el subnivel es el orbital , l = 1 (p)

Orbital Equivalencia

s 0

p 1

d 2

f 3

El existen tres tipos de orbitales p (px ,py y pz ) por lo que se dice que hay tres espacios donde se acomodan dos electrones en cada uno, esos espacios o tipos de orbitales reciben el número cuántico magnético de -1 , 0 y +1 . Es decir para el orbital p existen 3 números cuánticos magnéticos.

Orbital Tipos de

orbitales

Números cuánticos m Numero

de

electrones

s 1 0 2

p 3 -1 , 0 , +1 6

d 5 -2 , -1 , 0 , +1 ,+2 10

f 7 -3 , -2 , -1 , 0 , +1 ,

+2 , +3

14

Si nos referimos al cuarto nivel de energía, 4s23d104p6? , y se menciona al orbital 4p, el superíndice indica el total de electrones de ese orbital, si se sabe

que el orbital p siempre tiene los números cuánticos m ( -1 , 0 , +1 ) , entonces se agrupan de dos en dos , es decir 2 electrones para cada número

cuántico magnético.

De tal manera que dos electrones (los apareados) diferirán únicamente del número cuántico s o de spin , ya que uno tendrá s = - 1/2y el otro s = + 1/2 .

Para realizar estos ejercicios deberás coger lápiz y papel. Te aconsejamos seguir el

siguiente orden:

A partir del enunciado, determinar el número de electrones que tiene el átomo o

ion.

Dibujar un diagrama de Möller en blanco.

Ir rellenándolo hasta colocar todos los electrones.

Pasar a una sola línea la configuración electrónica.

Comprobar la solución en el ordenador

Ejercicios:

1. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88). ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

2. Escribe la configuración electrónica del 74W. ¿Cuáles son los electrones de interés

en química?

3. Escribe la configuración electrónica del 94Pu. ¿Cuáles son los electrones de interés

en química?

4. Escribe la configuración electrónica del 52Te2-. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

5. Escribe la configuración electrónica del 78Pt2+. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema

- ■Configuraciones

electrónicas.

Tiempo 2 horas Primer Año General jueves 22 d e

mayo

INDICADOR D E LOGROS .11 Ilustra de forma creativa y explica claramente el movimiento de los electrones en los orbitales s, p, d, f, en la corteza del átomo hipotético.

GRADO Primer Año Técnico

JUEVES 22 D E MAYO

.. 5

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

Objetivo Experimentación, descripción y representación de una reacción

química, identificando sus componentes.

■Experimentación, descripción e identificación de los principales

tipos de reacciones químicas: combinación, descomposición, desplazamiento y neutralización. INTRODUCCION

REACCIONES D E COMBINACION Reacción de síntesis

Una reacción de síntesis o reacción de combinación es un proceso elemental en el

que dos sustancias químicas reaccionan para generar un solo producto.Elementos o

compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. La siguiente

es la forma general que presentan este tipo de reacciones:

A+B → AB

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Algunas reacciones de síntesis se dan al combinar un óxido básico con agua, para formar

un hidróxido, o al combinar el óxido de un no metal con agua para producir un oxi-ácido.

Ejemplos:

Na2O(s) + H2O(l) → 2Na(OH)(ac)

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac)

Otras reacciones de síntesis se dan al combinar un no metal con hidrógeno, para obtener

un hidrácido.

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema

- REACCCIONE S

QUIMICA S Y

SUSU TIPOS

Tiempo 2 horas GRADO Segundo Año General

LUNES 20 de mayo

INDICADOR D E LOGRO 6.1 Experimenta, describe y representa con interés una reacción química con sus componentes. 6.2 Experimenta, describe e identifica con seguridad los principales tipos de reacciones químicas: combinación, descomposición,

desplazamiento y neutralización.

Segundo Año Técnico MIERCOLES

22 D EMAYO

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

Ejemplo:

Cl2(g)+ H2(g) → 2HCl(g)

La oxidación de un metal, también es una reacción de síntesis o de combinación.

Ejemplo:

4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)

Metal + no metal compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)

Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata, siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales

que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para

predecir el producto. Considere el siguiente ejemplo:

Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el

recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas gotas de agua para acelerar la reacción química.

Otro ejemplo de este tipo de reacción química, es la reacción entre aluminio

metálico con bromo líquido para producir cloruro de aluminio sólido según la siguiente ecuación:

No metal + oxígeno óxido de no metal

En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones

de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la cantidad de oxígeno presente es limitada, el producto es monóxido de carbono

(CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO2),

como se puede observar en las siguientes ecuaciones:

Oxido de metal + agua hidróxido de metal

Por ejemplo, el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar hidróxido de calcio de acuerdo a la siguiente ecuación:

La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del

número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH-). Si el metal presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido

es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III) forma el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del

metal o base, a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es

algunas veces llamado óxido básico.

Oxido de metal + agua oxácido

Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos . Por esta razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. Ejemplo, el dióxido de

azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente ecuación:

El dióxido de azufre, SO2 puede ser oxidado en el aire para formar SO3. Cuando

éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.

Oxido de metal + óxido de no metal sal

Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización.

Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente

un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal

formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base

se determina el producto. Por ejemplo:

.2.2 REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS: Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o mas moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas mas sencillas, por ejemplo:

2HgO (s) !2Hg(l) + O2(g)

en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son mas sencillas que la primera.

2.2.3 REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION: En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:

CuSO4 + Fe ! FeSO4 + Cu

En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre

2.2.4 REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos

AB + CD----------------- AC + BD

Por Ejemplo:

K2S + MgSO4 ! K2SO4 + MgS

Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha

Tema

- REACCCIONE S

QUIMICA S Y SUS

TIPOS

CONTINUACION

Tiempo 2 horas GRADO Segundo Año General

VIERNES 24 de mayo

INDICADOR D E LOGRO 6.1 Experimenta, describe y representa con interés una reacción química con sus componentes. 6.2 Experimenta, describe e identifica con seguridad los principales tipos de reacciones químicas: combinación, descomposición,

desplazamiento y neutralización.

Segundo Año Técnico JUEVES 23 D

EMAYO

PROFESORA DORA ALICIA VELIZ