GUÍA DIDÁCTICA Y METODOLÓGICA DE QUÍMICA

2020

GUÍA DIDÁCTICA Y METODOLÓGICA DE QUÍMICA

MARÍA ROSARIO CARRASCO PATZI

ESTADO PLURINACIONAL DE BOLIVIA CENTRO PEDAGÓGICO DE DESARROLLO DE LAS INTELIGENCIAS MÚLTIPLES

GUÍA DIDÁCTICA Y METODOLÓGICA DE QUÍMICA EDUCACIÓN SECUNDARIA COMUNITARIA PRODUCTIVA TERCERO y CUARTO CAMPO: VIDA, TIERRA, TERRITORIO (COLECCIÓN)

AÑO 2020

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MARÍA ROSARIO CARRASCO PATZI

AUTORA: Lic. María Rosario Carrasco Patzi

TÍTULO GUÍA DIDÁCTICA Y METODOLÓGICA DE QUÍMICA EDUCACIÓN SECUNDARIA COMUNITARIA PRODUCTIVA

REDACCIÓN, DISEÑO Y DIAGRAMACIÓN Lic. María Rosario Carrasco Patzi

DEPÓSITO LEGAL. 2 – 1 - 1917 – 19 Queda prohibida y penada por ley la reproducción total o parcial de esta obra, con fines comerciales. En caso de fines didácticos o informativos, CITAR FUENTE. FUENTES EN LÍNEA. Blog. ConCiencia de la Vida - María Rosario Carrasco Patzi https://www.rospatzi.com › author › admin. También en InFovía Boliviana en facebook.

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ÍNDICE DEL CONTENIDO CAMPO

ÁREA

VIDA TIERRA QUÍMICA TERRITORIO

PRESENTACIÓN……………………………………………

Introducción a la Química……………………………

Material de laboratorio……………………………….

Procedimientos básicos de laboratorio……….

-Disoluciones……………………………………………….

Tabla de valencias……………………………………….

La materia……………..……………………………………

Notación química.……………………………………….

Combinaciones binarias oxigenadas……………

Combinaciones binarias hidrogenadas……….

Función hidróxidos o bases…………………………

Función ácidos oxácidos………………………………

Radical halogénico……………………………………….

Sales haloideas o haluros…………………………….

Sales oxisales………………………………………………

Reacción Química……………………………………….

Estequiometría……………………………………………

-Leyes ponderales……………………………………….

-Leyes volumétricas…………………………………….

Bibliografía…………………………………………………

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PRESENTACIÓN En el marco de la implementación de esta Guía Didáctica Metodológica del área de Química correspondiente a los cursos: tercero y cuarto de Educación Secundaria Comunitaria Productiva, se hace entrega del presente documento con propuestas dirigidas a docentes del nivel de Educación Secundaria Comunitaria Productiva, estudiantes de las Escuelas Superiores de Formación de Maestros, y público en general que quiera ingresar al fascinante mundo de ésta área del conocimiento. Este recurso, mediante un lenguaje sencillo, se presenta como un mediador y facilitador para una educación que forme personas saludables, física, mental y socialmente, con valores, personas productivas con un gran sustento humanístico, científico y tecnológico en un marco de innovación e investigación, considerando las implicancias sociales y ambientales, dentro de las dimensiones de la realización humana plena del ser, saber, hacer y decidir. Con este motivo, los elementos que propone están organizados de la siguiente manera: OBJETIVOS HOLÍSTICOS. Tomando en cuenta el Currículo Base que propone la Reforma Educativa actual con conocimientos orientados al desarrollo de las cuatro dimensiones.

CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES. Referidos a ésta área de saberes y conocimientos, tomando en cuenta los objetivos holísticos, las orientaciones metodológicas, los productos que se requieren alcanzar; todos con posibilidad de ser ampliados o contextualizados en función a las necesidades y problemáticas locales.

ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Tienen la finalidad de organizar y dirigir el proceso educativo de manera armónica, equilibrada y en complementariedad, para este cometido se organizan de manera que respondan al desarrollo de los contenidos y ejes articuladores de acuerdo a la relación: práctica, teoría, valoración y producción.

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PRODUCTO O RESULTADO. Es la derivación del desarrollo curricular con la producción de un bien, servicio, transformaciones socioculturales, económicas que contribuya a la satisfacción de las necesidades o problemáticas de la comunidad.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN. Se dejan a opción y libre elección de las personas que lean este texto y que con sabiduría sabrán aplicarlas a los estudiantes.

Esperando que este documento fruto del resumen de los contenidos de mi práctica pedagógica durante muchos años, les ayude en su labor docente, para darle así a la ciencia Química el lugar que se merece en nuestras vidas, de modo que se consolide como aprendizaje fundamental que los estudiantes deben alcanzar. Estoy segura de que ustedes sabrán usarlo de la mejor manera y al no existir recetas para desarrollar los procesos educativos, tengo la certeza que aportarán mucho más con su conocimiento y creatividad.

Lic. María Rosario Carrasco Patzi

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1. ¿Qué estudia la Química? Se denomina Química a la ciencia que estudia la composición, estructura, y propiedades de la materia, como ser sus transformaciones íntimas que experimenta durante las reacciones químicas, por medio del método científico. O sea, por medio de la observación, la cuantificación y la experimentación. Toda materia tiene una composición química, por ejemplo: La fórmula del agua que bebes o tomas es H2O. Al bañarte, utilizas champú, jabón y cada cosa que utilizas involucra a la Química.

En tu desayuno, estas consumiendo alimentos y estas provocando una serie de reacciones químicas en tu estomago convirtiendo esa comida en energía.

La sal con la que condimentas tus alimentos es NaCl (Cloruro de sodio) El gas de tu refresco favorito contiene CO2 (Dióxido de carbono) El azúcar con la que endulzas tus refrescos contiene: C6H12O6 (Glucosa).

La gasolina con la que funcionan los motores de combustión interna, es una fracción ligera de los hidrocarburos derivados del petróleo.

En casa si usa el gas natural se denomina Metano (CH4) o si usas gas Licuado es una mezcla de propano con butano al 70% y 30% aproximadamente.

2. Historia de la Química. La Historia de la Química puede dividirse en 4 grandes épocas: 1º. En la antigüedad, que termina en el siglo III a.C., las primeras experiencias del hombre como químico se dieron con la utilización del fuego en la transformación de la 7

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materia, además, se producían algunos metales a partir de minerales (hierro, cobre, estaño). El calor generado por el fuego servía para producir nuevas alteraciones químicas: los alimentos podían cocinarse, y su color, textura y gusto cambiaban. El barro podía cocerse en forma de ladrillos o de recipientes. Y, finalmente, pudieron confeccionar cerámicas, piezas barnizadas e incluso objetos de vidrio. Los griegos creían que las sustancias estaban formadas por los cuatros elementos: tierra, aire, agua y fuego. Asimismo, en Grecia se conocían algunos tintes naturales, al igual que en Egipto que ya conocían las tintas, colores, técnicas aplicadas en el arte del embalsamamiento y en China se conoció la pólvora.

También, en este período el Imperio Inca ya conocía la Química en la Industria textilera, la metalúrgica y la alfarería que fueron las principales actividades de los incas. Por ejemplo: de la lana hacían los mantos, alfombras y colgaduras para los palacios y los templos, le daban el brillo de la seda y colores superiores a los que hasta entonces se conocían en Europa. Los atuendos eran adornados con oro, piedras preciosas y plumas. Los incas eran también muy hábiles ceramistas. Los alfareros mezclaban la arcilla con arena o con conchillas trituradas. Como desconocían la rueda del alfarero, armaban cada vasija con rollos de arcilla. Luego emparejaban y alisaban las paredes de la vasija primorosamente.

Solían moldear recipientes con formas humanas o animales. Por lo general, los dibujos de las vasijas eran pintados, pero también se grababan en la arcilla, simplemente con una uña, o con una varilla. Por último, el objeto era horneado. También eran artesanos muy expertos con los metales con ellos hacían objetos de oro, platino y cobre, y sabían también que mezclando el cobre con el estaño se obtenía el bronce. Los incas no conocían el hierro.

La mayoría de los objetos que fabricaban tenían fines ornamentales y no utilitarios; hacían 8

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joyas de oro, figuras de llamas y máscaras para las momias.

Eran muy pocos los utensilios que se fabricaban con metal.

Uno de los métodos empleados para trabajar el oro, la plata y el cobre consistía en martillar el metal hasta obtener finas laminas. Otra técnica se lograba vaciando el metal fundido en moldes. Los hornos se encendían con leña, pero la madera escaseaba y era muy valiosa en casi toda la región andina. Siempre que fuera posible, los hornos se construían en la pendiente de una colina, donde una constante corriente de aire mantenía vivo el fuego y permitía que se alcanzara la alta temperatura necesaria para fundir los metales.

2º La alquimia, entre los siglos III a.C. y el siglo XVI d.C., buscaba la piedra filosofal para transformar los metales en oro. Aunque los alquimistas estuvieron equivocados en sus procedimientos para convertir por medios químicos el plomo en oro, diseñaron algunos aparatos para sus pruebas, siendo los primeros en realizar una “Química Experimental”.

3º La transición, entre los siglos XVI y XVII. En este período se estudiaron los gases para establecer formas de medición que fueran más precisas. Se utilizó el concepto de elemento como una sustancia que no podía descomponerse en otras y la teoría del flogisto para explicar la combustión.

4ºLos tiempos modernos que se inician en el siglo XVIII, es cuando la Química adquiere las características de una ciencia experimental. Se desarrollan métodos de medición cuidadosos que permiten un mejor conocimiento de algunos fenómenos, como el de la combustión de la materia.

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En consecuencia, se considera a Antoine Laurent Lavoisier como el fundador de la Química Moderna. Sus aportes cubren además de la Química, múltiples áreas. A él se le atribuye el uso de la balanza para la demostración de las leyes fundamentales de la Química.

Lavoisier demostró cuantitativamente que no era posible transformar agua en tierra, como se establecía en la teoría de los cuatro elementos. Estudió también cuidadosamente el fenómeno de la combustión y el de la calcinación y se dio cuenta de que los gases podían ser generados en una reacción química o recombinarse químicamente. Demostró antes y después de una reacción, que la masa de todas las sustancias contenidas en el recipiente es la misma, aún cuando la materia experimente cambios de forma.

3. ¿Cuál es su método de estudio? Es el método científico que consiste en un conjunto de pasos fijados de antemano por una disciplina con el fin de alcanzar conocimientos válidos mediante instrumentos confiables. Sus etapas son las siguientes: • Observación: Es el primer paso y consiste en la aplicación atenta de los sentidos (en este caso la visión), para estudiarlos tal como se presentan en la realidad.

• Descripción: Es el segundo paso trata de una detallada representación del fenómeno.

• Comparación: Es la acción de igualar las características de un fenómeno con otro, a partir de determinadas observaciones o experiencias particulares.

• Hipótesis: Planteamiento supuesto que se hace mediante la observación siguiendo las normas establecidas por el método científico y su relación causa – efecto.

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• Experimentación: Es la reproducción de un fenómeno para la comprobación de las hipótesis.

• Tesis o teoría científica: son las proposiciones generales a las que se llega sobre un fenómeno determinado.

4. ¿Cuáles son las principales divisiones de esta ciencia? Se divide en tres ramas: Química General, Química Especial y Química Aplicada.

A. QUIMICA GENERAL. Estudia las leyes y principios esenciales que rigen los fenómenos químicos. Esta rama se relaciona con la física, por lo que también se llama Físico – Química, entre algunos de sus capítulos podemos citar: • Termoquímica, que estudia la influencia del calor sobre los fenómenos químicos.

• Fotoquímica, que estudia la influencia de la luz sobre los fenómenos químicos.

• Electroquímica, que estudia la influencia de la electricidad en los fenómenos químicos • Química nuclear, que estudia el átomo y los fenómenos radiactivos.

• Petroquímica, estudia la obtención de productos sintéticos a partir del petróleo y gas natural.

• Química macromolecular, estudia la preparación, caracterización, propiedades y aplicaciones de las macromoléculas o polímeros.

• Magnetoquímica, que estudia la influencia del magnetismo en los fenómenos químicos.

• La neumoquímica, que estudia químicamente a los gases.

B. QUÍMICA ESPECIAL O DESCRIPTIVA. Estudia a cada una de las sustancias químicas en particular. A su vez se subdivide en: • Química Orgánica o del carbono, que trata de casi todas las sustancias que tienen carbono en su composición: petróleo, alcoholes, azúcares, albúminas, gomas, etc.

• Química Inorgánica o mineral, que trata de las sustancias propias del reino mineral: metales, no metales y sus combinaciones.

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C. QUÍMICA APLICADA. Estudia las utilidades prácticas y económicas de la Química y las aplica a las diversas industrias y profesiones. Sus capítulos son innumerables, entre ellos citaremos algunos: • Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más beneficiosa y con un bajo daño al medio ambiente.

• Química analítica: Estudia los métodos de identificación y cuantificación de una sustancia en una muestra. Se subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.

• Química médica, es la química que a través de procesos químicos crea diferentes sustancias para el mejoramiento de la medicina.

• Geoquímica: estudia todas las transformaciones de los minerales existentes en la tierra.

• Química Ambiental, es la rama de la química que se encarga de lo que sucede entre la química y la naturaleza. Trata también de crear productos que ayuden a la naturaleza.

• Química agrícola, la química aplicada en la Agricultura, se la utiliza para la conservación de la tierra depende estrechamente de cómo se usa el agua; y la conservación del agua, de cómo se usa la tierra y su conservación. Por ejemplo: La erosión natural o provocada y la salinización del suelo por el riego. Pero, no sólo el abuso indebido de los recursos renovables sino también la ineficiente utilización de ellos, es una forma negativa de la conservación. Si el agua se usa ineficientemente, se hace también ineficiente el uso del suelo. Si la tierra no se utiliza con eficiencia, tampoco resulta eficiente la utilización del agua. Si la tierra es fértil, la aplicación de mucha o de muy poca agua, significa perder los minerales que podían aprovechar los cultivos.

• Bioquímica, estudia las reacciones químicas en los seres vivos, como la utilización de los alimentos que contienen energía y la síntesis de los organismos que están activos en los seres vivos.

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5. ¿Cuál la importancia de la Química? La química está presente en nuestros hogares: actividades como lavar, desinfectar, fumigar son ahora mucho más fáciles de realizar que antes, ello se debe a que en el mercado encontramos productos elaborados químicamente que simplifican estas tareas domésticas. De igual manera, perfumes, desodorantes, polvos faciales, cremas dentales, cremas para afeitar o para proteger la piel se elaboran con el auxilio de la química; esta ciencia ayuda al hombre a mejorar sus condiciones de vida.

Con relación al cuidado de la salud, la química está presente en la elaboración de fármacos; la producción de desinfectantes médicos y la utilización de productos químicos obtenidos del cloro, sosa cáustica, amoníaco y otros, ha permitido la eliminación de hongos, bacterias y algunos protozoarios (animales unicelulares) que afectan la salud, ocasionando enfermedades como micosis, sabañones, amibiasis, etc. Asociada con otras ciencias como la Biología y la Ingeniería Genética, la Química ha contribuido a conocer más la naturaleza humana y con ello prevenir y mejorar la salud de los habitantes del planeta; un ejemplo lo constituye el reciente hecho de descifrar el misterio del DNA (ácido desoxirribonucleico) responsable de nuestras características genéticas.

En la industria, la química ayuda a elaborar muchos productos sintéticos como ser: el nylon, licra, poliéster, polietileno, acrílico, etc., que son usados en las industrias textil, automotriz y otras.

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MATERIAL DE LABORATORIO 1. OBJETIVO HOLÍSTICO Conocemos los nombres, la utilidad e importancia de cada uno de los materiales del laboratorio de Química a través de la experimentación científica realizando experimentos, como una estrategia didáctica que pueda contribuir al desarrollo científico y la transformación de la matriz productiva.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES

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2.1. NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO              

No fumes, comas o bebas en el laboratorio.

Utiliza una bata y tenla siempre bien abrochada, así protegerás tu ropa.

Guarda tus prendas de abrigo y los objetos personales en un armario o taquilla y no los dejes nunca so-bre la mesa de trabajo.

No lleves bufandas, pañuelos largos ni prendas u objetos que dificulten tu movilidad.

Procura no andar de un lado para otro sin motivo y, sobre todo, no corras dentro del laboratorio.

Si tienes el cabello largo, recógetelo.

Dispón sobre la mesa sólo los libros y cuadernos que sean necesarios.

No pruebes ni ingieras los reactivos.

En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, comunícalo inmediatamente al profesor.

Recuerda dónde está situado el botiquín.

Mantén el área de trabajo limpia y ordenada.

Maneja con especial cuidado el material frágil, por ejemplo, el vidrio.

Lávate las manos con jabón después de tocar cualquier producto químico.

Al acabar la práctica, limpia y ordena el material utilizado.

2.2. ¿En qué consiste el Material de Laboratorio de Química? El material de laboratorio es el conjunto de utensilios, instrumentos y aparatos que se utilizan en Química. Veamos los más utilizados:

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TUBO DE ENSAYO.

Permiten la preparación de soluciones y reacciones químicas en pequeña escala. El calentamiento del tubo conlleva utilizar pinzas de madera si se expone a altas temperaturas durante un largo tiempo. De lo contrario pueden usarse las manos para sostenerlo, si no existe peligro. No direccionar el tubo hacia nuestro rostro o cuerpo cuando se lleven a cabo reacciones químicas o preparaciones. Su almacenamiento se deposita en gradillas, las cuales funcionan como sostén.

BALONES Y MATRACES.

Se utiliza principalmente para separar líquidos mediante un proceso de destilación basada en la diferencia de los puntos de ebullición de los componentes de una mezcla. Para calentar líquidos el matraz, debe colocarse sobre una rejilla de asbesto con un trípode, debajo.

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Los matraces Erlenmeyer son de forma cónica y debido a su mayor superficie, permiten una ebullición más rápida de los líquidos.

PROBETA

La Probeta debe limpiarse antes de trabajar con ella. Se introduce el líquido a medir hasta la graduación que queramos. Se vierte el líquido completamente al recipiente destino.

Generalmente mide volúmenes de 25 ó 50 ml, pero existen probetas de distintos tamaños; incluso algunas que pueden medir un volumen hasta de 2000 ml.

EMBUDO

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EMBUDO DE DECANTACIÓN

Se utiliza principalmente para separar líquidos inmiscibles, o insolubles (no se mezclan) que se separan, por diferencia de densidades y propiedades moleculares que estos líquidos poseen.

VASO DE PRECIPITADO

Su objetivo principal es contener líquidos o sustancias químicas diversas de distinto tipo.

Como su nombre lo dice permite obtener precipitados a partir de la reacción de otras sustancias. Normalmente es utilizado para trasportar líquidos a otros recipientes. También se puede utilizar para calentar, disolver, o preparar reacciones químicas.

MORTERO

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El Mortero tiene como finalidad machacar o triturar sustancias solidas. Si al machacar sustancias peligrosas o líquidos en conjunto con sólidos, deberá molerse o triturarse muy suavemente para evitar salpicaduras.

ARGOLLA METÁLICA

Se sujeta directamente con el soporte universal utilizando un tornillo que puede ajustarse manualmente. En la Argolla se pueden posar diferentes materiales (por ejemplo: un embudo o una rejilla de asbesto).

PIPETA CALIBRADA

El líquido se aspira mediante un ligero vacío usando bulbo de succión o propipeta, nunca la boca. Asegurarse que no haya burbujas ni espuma en el líquido. Limpiar la punta de la pipeta antes de trasladar líquido Llenar la pipeta sobre la marca de graduación y trasladar el volumen deseado.

CÁPSULA

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La evaporación de solventes es un proceso que elimina la parte de la solución que se evapora más fácilmente. Esto genera una solución que tiene una concentración de soluto más alto, por lo tanto la solución será más concentrada.

BURETA

Se utilizan para medir líquidos durante las titulaciones volumétricas, para ello, mantenerla en posición vertical, fijándola en un soporte universal.

BALANZA ANALÍTICA

Para este efecto la mesa o mesón en la que se encuentre debe ser rígida y muy estable, mejor si es un mesón de cemento para evitar vibraciones y malas mediciones. Ser anti magnética (no contener metales o acero) y protegida de cargas electrostáticas (no contener plásticos o vidrios).

REJILLA DE ASBESTO

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Es la encargada de repartir la temperatura de manera uniforme cuando esta se calienta con un mechero. Para esto se usa un trípode de laboratorio, ya que sostiene la rejilla mientras es calentada.

CRISOL

Para fundir o calentar en el crisol de porcelana se deben usar guantes o pinzas para retirarlo de la llama. Si el crisol posee una determinada sustancia, la cual se está calentando, nunca debe apuntar hacia nuestro rostro o cuerpo.

PINZAS PARA CRISOL

PINZAS DE MADERA

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MECHERO

El más utilizado es el de lámpara de alcohol. Su uso es muy conveniente por su llama de poder calorífico relativamente alto y porque no ennegrece los recipientes.

MECHERO BUNSEN

Antes de utilizar el mechero, asegúrese cuál es la tubería que suministra el gas y que la manguera de hule esté bien conectada. El mechero deberá ser manipulado por una sola persona. Encienda el cerillo antes de abrir la llave que suministra el gas. No enrolle la manguera de hule alrededor del mechero.

PISETA

Normalmente esta hecho de plástico y su función principal en el laboratorio es lavado de recipientes y materiales de vidrio. También se denomina frasco lavador o matraz de lavado. Generalmente se utiliza agua destilada para eliminar productos o reactivos impregnados en los materiales.

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SOPORTE UNIVERSAL

TRÍPODE

También sirve para sujetar con mayor comodidad cualquier material que se use en el laboratorio que vaya a llenarse con productos peligrosos o líquidos de cualquier tipo.

TERMÓMETRO

Los termómetros están generalmente fabricados con mercurio (Hg), ya que éste se dilata cuando está sujeto al calor y ello nos permite medir su dilatación en una escala graduada

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de temperatura (la escala puede ser Celsius o Fahrenheit). El mercurio es una sustancia líquida dentro del rango de temperaturas de -38,9 °C a 356,7 °C. TUBO REFRIGERANTE

El conducto exterior está provisto de dos conexiones que permiten acoplar mangueras de cauchos para el ingreso y posterior salida del líquido refrigerante. La entrada del líquido se efectúa por una de las conexiones. El líquido refrigerante (generalmente agua) debe circular constantemente para generar la temperatura adecuada que permita la condensación de los vapores.

TUBO DE SEGURIDAD

Suelen ser utilizados para añadir líquidos a un montaje o sistema existente de aparatos.

También sirven para evitar reabsorciones, para prevenir que grandes desprendimientos de gases puedan provocar explosiones en los aparatos, en experimentos de separación, y en otras aplicaciones químicas.

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS Construye tu propio Laboratorio de Química, a partir de materiales de reciclaje y realizamos experimentos por ejemplo: Zanahorias que engordan y adelgazan Materiales Procedimiento Dos recipientes Elegimos 2 zanahorias de similar tamaño, luego las colocamos, a la Una espátula primera en agua y a la segunda, en agua con mucha sal (salmuera).

Tres zanahorias Después esperar 24 horas. Observar que la zanahoria sumergida en Agua potable agua, aumentó de tamaño, mientres que la sumergida en salmuera Sal de cocina aparecerá más delgada.

Conclusiones. La zanahoria tiene poros y el agua puede pasar de afuera hacia adentro porque el agua se encuentra en una solución homogénea. Mientras que sucede todo lo contrario en el caso de la salmuera que es agua concentrada, no fluye, es espesa, es solución heterogénea y que absorbe el agua. Este fenómeno es estudiado en LOS PROCESOS BÁSICOS DE LABORATORIO, en el acápite de las DISOLUCIONES.

4. PRODUCTOS Y RESULTADOS Investiga y realiza una tabla con la composición química de los alimentos que consumes diariamente tomando como base la pirámide alimenticia.

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PROCESOS BÁSICOS DE LABORATORIO 1. OBJETIVO HOLÍSTICO Desarrollamos potencialidades sobre las operaciones básicas de laboratorio a través de la experimentación científica que promueva la reflexión y producción de conocimiento científico estudiantil para la adquisición de buenos hábitos de trabajo y así contribuir al desarrollo tecnológico productivo de nuestro país.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES Los procesos básicos de un laboratorio son todas aquellas técnicas, métodos y procedimientos necesarios para llevar a cabo un grupo determinado de ensayos, según los objetivos o finalidad de cada laboratorio dentro de la organización a la cual pertenecen.

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FILTRACIÓN Es un método utilizado para separar mezclas de líquidos con sólidos mediante la interposición de un medio semipermeable capaz de retener partículas sólidas que permite únicamente el paso de líquidos. Se lleva a cabo utilizando papel filtro, algodón higrófilo, carbón en polvo, arena, etc. El papel de filtro es una especie de tamiz, con poros que permite el paso de los líquidos que impiden el paso de los sólidos. El líquido que atraviesa el filtro se denomina filtrado, y el sólido que ha quedado retenido por el filtro se denomina residuo.

CRISTALIZACIÓN Se conoce como cristalización a un proceso químico en el que se transforma un gas, un líquido o una disolución, en un conjunto de cristales sólidos., tales como los granos de azúcar, de sulfato de magnesio (purgante), ácido bórico, etc. Se prepara una solución muy concentrada de la sustancia que se desea cristalizar, por ejemplo de Cloruro de Sodio y luego se deja evaporar el líquido, quedando la sal bajo la forma de cristales cúbicos, este proceso es mejor realizarlo en cristalizadores.

DESTILACIÓN Es una técnica de separación de los distintos componentes de una mezcla que toma en cuenta los puntos de ebullición de cada uno de los componentes.

Cuanto mayor sea la diferencia entre los puntos de ebullición de las sustancias de la mezcla, más eficaz 27

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será la separación de sus componentes; es decir, los componentes se obtendrán con un mayor grado de pureza. La destilación se utiliza ampliamente en la industria, permitiendo procesos como la obtención de bebidas alcohólicas, refinado del petróleo, obtención de productos petroquímicos de todo tipo y en muchos otros campos.

DESECACIÓN La forma más común de eliminar la humedad de los sólidos es mediante el secado en la estufa, en este caso se coloca la sustancia húmeda en una capsula. En otros casos para el desecado se coloca dentro de una campana de vidrio la sustancia que se quiere deshidratar al lado de una sustancia deshidratante que puede ser el pentóxido de fósforo, o el óxido de calcio (cal viva), al cabo de un tiempo , la desecación queda terminada.

EVAPORACIÓN Es un proceso de transición de fase que experimenta una sustancia a partir de un estado líquido a un estado de vapor o gas. Este proceso ocurre solamente en la superficie entre el líquido y el gas. La evaporación es el inverso de condensación (transición de gas a líquido). Depende de la intensidad del movimiento térmico de las moléculas: cuanto más rápido se mueven las moléculas, más rápida se produce la evaporación. Este método se utiliza para separar componentes de mezclas sólidas / líquidas solubles y mezclas líquidas volátiles / no volátiles. El principio que rige este método es el hecho de que las moléculas de sustancias líquidas cuando ganan calor, se vuelven gaseosas y se pierden de la superficie. Por tanto, el líquido vaporizado no se recoge sino que se pierde a la atmósfera.

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DECANTACIÓN Es una técnica que permite separar un sólido mezclado heterogéneamente con un líquido en el que es insoluble o bien dos líquidos inmiscibles (que no se pueden mezclar homogéneamente). Para separar líquidos que no son solubles, como por ejemplo agua y aceite, es necesario introducir la mezcla en un recipiente llamado embudo de decantación y dejar que repose hasta que los líquidos se separan en dos capas. Después, se abre la llave y se deja salir el líquido de la capa inferior poco a poco, y cerramos la llave cuando falte poco para que salga el otro líquido.

DISOLUCIÓN Una solución (o disolución) es una mezcla homogénea de dos o más componentes. Cuando contiene agua como solvente se llama solución acuosa. Los componentes de una solución son: SOLUTO que es el componente que se encuentra en menor cantidad Y ES EL QUE SE DISUELVE puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas.

El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua). Y el SOLVENTE es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad siendo el medio que disuelve al soluto. El solvente puede ser un gas, líquido o sólido y el más común es el agua.

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DISOLUCIONES QUÍMICAS Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales.

Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente. Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua Características de las soluciones (o disoluciones).  Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.  Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.  Los componentes de una solución son soluto y solvente.

SOLUTO es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

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SOLVENTE, es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

MAYOR O MENOR CONCENTRACIÓN. Las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en:  DILUIDAS: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.  CONCENTRADAS: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.

Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.  SATURADAS: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

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

SOBRESATURADAS: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES. La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución.

También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN:  % Peso a Peso (%P/P) = (peso del soluto / peso de la disolución) · 100  % Vol. a Vol. (%V/V) = (gramos de soluto / ml de la solución) · 100  Fracción molar = (moles soluto / moles soluto + solvente)  Molaridad (M) = (moles soluto / litros de solución)  Molalidad (m) = (moles soluto / masa de solvente en kg)  Normalidad (N) = (nº de Equivalentes / litros de disolución)  Formalidad (F) = (nº de peso-fórmula-gramo o Masa Molecular / litros de disolución).  Partes por millón (ppm) = unidades de sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto.

MOLARIDAD (M). O Concentración Molar es el número de moles de soluto que están disueltos en un determinado volumen. La Molaridad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula:

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Molaridad (M) = n (nº de moles de soluto) Volumen de disolución La Molaridad se expresa en las unidades (moles/litro). Ejemplos: EJEMPLO 1: calcular la molaridad de una disolución que contiene 2,07·10-2 moles de soluto en 50 ml de disolvente:

Molaridad = M = n / V = 2,07·10-2 moles / 0,05 litros = 0,414 molar EJEMPLO 2: calcular el número de moles de soluto en 5 litros de una disolución 0,4 M:

Molaridad = M = n / V → n = M · V n = (0,4 moles / litro) · 5 litros = 2 moles LA NORMALIDAD (N). Concentración Normal de una disolución es el número de Equivalentes Químicos (EQ) o equivalentes-gramo de soluto por litro de disolución:

Normalidad (N) = nº EQ (equivalentes-gramo) Litros de disolución.

CÁLCULO DEL Nº DE EQUIVALENTES QUÍMICOS (EQ):  EQ de un ácido = Peso molecular / nº de H+→ EQ de H2SO4 = 98 / 2 = 49 gramos  EQ de una base = Peso molecular / nº de OH- → EQ de NaOH = 40 / 1 = 40 gramos  EQ de una sal = Peso molecular / carga del catión o anión → EQ de Na 2CO3 = 106 / 2 = 53 gramos

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La Normalidad (N) por lo tanto, mide la concentración de una disolución de manera similar a la Molaridad (M). De hecho, N = M cuando en los casos anteriores el nº de (H+) , (OH-) o la carga de los iones es igual a 1. Ejemplos: EJEMPLO 1. Calcular la normalidad y la molaridad de 50 gramos de Na 2CO3 en 100 ml de disolución:

Normalidad (N):  Peso molecular del Na2CO3 = 106  Equivalente del Na2CO3 = peso molecular / nº de carga del catión de la sal = 106 / 2 = 53  nº de Equivalentes en 50 g de Na2CO3 = 50 / 53 = 0,94  N = nº de Equivalentes / litros de disolución = 0,94 / 0,1 = 9,4 N Molaridad (M):  Moles de soluto = masa soluto / peso molecular = 50 / 106 = 0,47 moles  M = moles soluto / litros disolución = 0,47 / 0,1 = 4,7 M (M = N/2 en este caso) EJEMPLO 2. Calcular la normalidad de 20 gramos de hidróxido de berilio Be(OH)2 en 700 ml de disolución:

 Peso molecular del Be(OH)2 = 43  En una disolución el hidróxido de berilio se disocia de la siguiente forma: Be(OH)2 → Be+2 + 2 OH Equivalente del Be(OH)2 = peso molecular / nº de OH- = 43 / 2 = 21,5  nº de Equivalentes en 20 g de Be(OH)2 = 20 / 21,5 = 0,93  N = nº de Equivalentes / litros de disolución = 0,93 / 0,7 = 1,33 N

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MOLALIDAD (m). O Concentración Molal es el número de moles de soluto que están disueltos en 1 kilogramo de disolvente. La Molalidad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula:

Molalidad (m) = n (nº de moles de soluto) Kilogramos de disolvente La molalidad se expresa en las unidades (moles/Kg). La ventaja de usar la molalidad en lugar de molaridad (moles soluto / volumen disolución) es debido a que el volumen de una disolución varía con la temperatura y de la presión. Como la molalidad no tiene en cuenta el volumen, puede medir la concentración con mayor presión.

En el laboratorio, para medir la molalidad se emplea un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para restárselo. Ejemplos: EJEMPLO 1: calcular la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 siendo la masa del disolvente de 600 gramos y la cantidad de ácido de 60 gramos.

DATOS: peso molecular del H2SO4 = 98 gramos / mol.

En primer lugar calculamos el número de moles y a partir de ahí obtenemos la molalidad:

 n de H2SO4 = masa / peso molecular =60 gramos / 98 gramos · mol-1 = 0,61 moles  m = n / masa disolvente = 0,61 moles / 0,6 kg = 1,02 molal

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Investigamos estos procesos en el ser humano.

Evaporación

Filtración

4. PRODUCTOS O RESULTADOS. Aplica estos procesos químicos en la cocina para la preparación de tus alimentos.

Ejemplos:

Mezclas

Azúcar cristalizada

Filtración de café

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Desecación de carne

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TABLA DE VALENCIAS METALES DE VALENCIA FIJA

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METALES DE VALENCIA VARIABLE

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CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS

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CARACTERÍSTICAS. Halógenos significa: “Formador de Sales”. Tienen 7 electrones en su último nivel de energía.

Sus moléculas son diatómicas. En orden creciente de pesos atómicos, sus propiedades varían, desde el más electronegativo “F” hasta el menos que es el “At”.

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CARACTERÍSTICAS. Anfígenos o Calcógenos, significa: “Formador de minerales”. Tienen 6 electrones en su último nivel de energía.

Forman hidrácidos con el hidrógeno, excepto el Oxígeno que forma agua. En orden creciente de pesos atómicos, sus propiedades varían, desde el más electronegativo “O” hasta el menos, que es el “Te”.

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CARACTERÍSTICAS. Adoptan el nombre del Nitrógeno y presentan 5 electrones en su último nivel de energía.

Forman combinaciones binarias hidrogenadas. En orden creciente de pesos atómicos, sus propiedades varían, desde el más electronegativo “N” hasta el menos, que es el “Sb”.

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CARACTERÍSTICAS. Tienen 4 electrones en su último nivel de energía. Tienen tendencia a unirse entre sí, por enlaces covalentes.

ELEMENTO

SÍMBOLO

NIVEL DE ENERGÍA

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ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Investiga sobre algunos usos de los elementos químicos de la TABLA DE VALENCIAS en nuestra alimentación, en la Industria, textiles, agricultura, minería, transportes, infraestructura, medicina, farmacia, microbiología, perfumes, y otros.

El calcio en nuestros huesos Materiales Procedimiento Dos huesos de Colocamos un hueso en cada vaso. Al primero lo cubrimos con agua y pollo o de res al segundo con vinagre. Renovamos el agua y el vinagre de cada vaso, Una espátula 2 veces por semana. Repetimos el procedimeinto durante 3 semanas Dos vasos que dura este experimento.

Agua potable Al término de las 3 semanas, observamos que el hueso sumergido en Vinagre vinagre se ha vuelto flexible, mientras que el que fue sumergido en agua, permanece rígido y duro.

Conclusiones. Los huesos de los vertebrados son duros y rígidos, esto se debe al fosfato de calcio, el cual no es soluble en agua. Por ello, es que no pierde su dureza.

Por el contrario, el hueso sumergido en vinagre se vuelve flexible, porque el fosfato de calcio se transforma en acetato de calcio, bajo la acción del ácido acético del vinagre.

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PRODUCTOS O RESULTADOS

REALIZAMOS NUESTROS PROPIOS JUEGOS DIDÁCTICOS

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LA MATERIA 1. OBJETIVO HOLÍSTICO. Identificamos, reconociendo las propiedades y los estados de la materia a través de procedimientos sencillos de laboratorio siguiendo pautas y consignas para responder a preguntas científicas, contribuir a la transformación de las tecnologías de la información y la comunicación, producir textos, presentaciones, recopilar y transmitir información.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES.

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¿QUÉ ES LA MATERIA? Es todo lo que impresiona nuestros sentidos, desde un libro, un auto, el computador, hasta la silla en que nos sentamos y el agua que bebemos, los planetas del Universo, los seres vivos como los insectos, los objetos inanimados como las rocas e incluso algo intangible como el aire que respiramos.

LAS PROPIEDADES GENERALES DE LA MATERIA. Son:       

MASA: cantidad de materia que contiene un cuerpo.

VOLÚMEN: espacio que ocupa un cuerpo.

PESO: la fuerza que ejerce la gravedad sobre los cuerpos.

POROSIDAD: espacio que existe entre las partículas.

INERCIA: la materia no se mueve sin intervención de una fuerza externa.

IMPENETRABILIDAD: propiedad de que un cuerpo no pueda usar el espacio de otro cuerpo al mismo tiempo.

DIVISIBILIDAD: capacidad de la materia dividirse en partes más pequeñas.

LAS PROPIEDADES ESPECÍFICAS DE LA MATERIA. Son:  PROPIEDADES FÍSICAS: son el olor, la textura, el sabor, el estado físico, etc.  PROPIEDADES QUÍMICAS: son la combustibilidad, la oxidación, la reactividad, la afinidad electrónica, entre otros.

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CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA.

¿EN QUÉ CONSISTEN LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA? La materia se presenta en muchos estados con propiedades y características diferentes, los más conocidos y observables son tres: Sólido, Líquido, Gaseoso. ¿COMO SE PRESENTA AL ESTADO SÓLIDO LA MATERIA? Las moléculas se encuentran muy juntas, manteniendo constante la presión a baja temperatura, los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente.

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Son agregados generalmente duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de Atracción son mayores que las Fuerzas de Repulsión y que la presencia de pequeños espacios intermoleculares da paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica. Presenta las siguientes características:  Forma y volumen definidos.  Cohesión (atracción)  Tienen forma definida o rígida.  No pueden comprimirse  Resistentes a fragmentarse  Poseen volumen definido  No fluyen. ¿COMO SE PRESENTA AL ESTADO LÍQUIDO LA MATERIA? Si se incrementa la temperatura el sólido va “descomponiéndose” hasta desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. Presenta las siguientes características:  Cohesión menor (regular)  Movimiento energía cinética.  No poseen forma definida.  Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.  Posee fluidez fácilmente en los líquidos menos viscosos. ¿COMO SE PRESENTA AL ESTADO GASEOSO LA MATERIA? Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye por todo el espacio disponible.

El estado gaseoso presenta las siguientes características:

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  

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Cohesión mínima.

Sin forma ni volumen propio sólo existe la forma de los recipientes que los contienen.

Pueden comprimirse fácilmente.

¿En qué consiste la TEORÍA ELECTRÓNICA?

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¿CÓMO SE CLASIFICAN LOS COMPUESTOS? Los compuestos químicos se clasifican en:

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¿A QUE SE DENOMINA ENLACE QUIMICO? Son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos de los compuestos químicos, de la última capa exterior. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. ¿QUE ES LA REGLA DEL OCTETO? El enlace químico de los átomos se establece para que la ultima capa de todos los átomos que forman la sustancia o especie química quede completa o sea con 8 electrones, a esto se denomina regla del octeto. ¿QUE TIPOS DE ENLACE HAY? Los enlaces químicos son de varios tipos: iónico, covalente, covalente coordinado o mixto y metálico.

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–ENLACE IÓNICO. Es el enlace que establece que un elemento cede electrones y otro acepta en número suficiente para adquirir una configuración estable de 8 electrones. Por ejemplo: en la sal común (cloruro de sodio) el enlace que se forma es iónico porque el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa).En este caso el sodio cede su electrón mientras el cloro lo acepta.

–ENLACE COVALENTE. En este tipo de enlace, los dos átomos enlazados comparten electrones, por lo tanto, no pierden ni ganan electrones. Por ejemplo:

¿EN QUE CONSISTE LA ESTRUCTURA DE LEWIS? Para representar un enlace químico y las reacciones entre los átomos, Lewis estableció la utilización de puntos, círculos, el signo “x” o el signo “+”, alrededor del elemento, para 63

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representar sus electrones valencia. El cloruro de sodio se representa mediante la estructura de Lewis de la siguiente manera:

En el caso del SO (anhídrido hiposulfuroso) se comparten dos electrones, este tipo de enlace es el covalente: –ENLACE COVALENTE COORDINADO O MIXTO. Es un enlace donde dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados.

Este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado dativo y aparece como el resultado de una superposición de un enlace iónico y un enlace covalente.

El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante y el que los recibe es el aceptor al simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante hacia el aceptor. Por ejemplo: ácido sulfúrico.

–ENLACE METÁLICO. Es el enlace que se forma en los cristales metálicos. En un modelo de un sólido metálico se puede visualizar una formación tridimensional en la cual los iones

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positivos permanecen fijos en una red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. Este movimiento hace que los cristales sean buenos conductores de calor y electricidad. Por ejemplo:

3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS

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4. PRODUCTOS Y RESULTADOS

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Realizamos una presentación del tema mediante cuadros sinópticos

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NOTACIÓN QUÍMICA 1. OBJETIVO HOLÍSTICO. Identificamos y comprendemos las reglas básicas de la asignación de diferentes tipos de nomenclatura, notación de los elementos y fórmulas de compuestos químicos a través de ejercicios que colaboren a un aprendizaje significativo de los diferentes grupos funcionales inorgánicos, permitiendo la resolución de problemas.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿QUE ES LA NOTACIÓN QUÍMICA? Es la representación escrita de las sustancias químicas, o sea la escritura de la química. ¿EN QUE CONSISTE LA NOTACIÓN DE LOS ELEMENTOS? Los elementos se representan mediante símbolos que son las abreviaturas de sus nombres. Cada símbolo representa un solo átomo y tiene valor universal es decir, se usa en todo el mundo.

1. En muchos casos se toma como símbolo solo la primera letra mayúscula del nombre del elemento. Por ejemplo:

Carbono “C” / Hidrogeno “H” / OxÍgeno “O” / Nitrógeno “N” 2. Si los nombre de dos o más elementos tienen la misma letra inicial, se diferencia sus símbolos añadiendo a la inicial mayúscula una segunda letra minúscula. Ningún símbolo puede tener más de dos letras. Ejemplos:

Calcio Ca / Cadmio Cd / Cobalto Co / Cromo Cr / Cloro Cl/ Cesio Cs/ 3. Los símbolos de muchos elementos han sido tomados de sus nombres latinos o griegos ejemplos:

Sodio “Natrium” Na / Plata “Argentun” Ag / Cobre “Cuprum” Cu Oro “Aurum” Au / Potasio “Kalium” K / Mercurio “Hidrargirum” Hg 68

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Plomo “Plumbum” Pb / Hierro “Ferrum” Fe / Estaño “Estannium” Sn Azufre “Sulphur” S / Fosforo “Phosphorus” P / Antimonio “Stibium” Sb

NOTACIÓN DE LOS COMPUESTOS Los compuestos se representan por medio de formulas químicas. ¿QUE ES UNA FÓRMULA QUÍMICA? Es la representación escrita de una sola molécula de una sustancia. Para escribir una formula química se emplean: símbolos, subíndices, paréntesis y coeficientes.

Los símbolos, indican de qué elementos se compone la sustancia. Se escriben unos a continuación de otros. Por ejemplo: HCl es la fórmula del ácido clorhídrico Los subíndices, son números pequeñitos que se escriben después de un símbolo, en la parte inferior, para indicar cuantas veces se repite el átomo en la molécula.

Si el subíndice es uno no se escribe, pero queda sobreentendido: H2O es la fórmula del agua (indica que tiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxigeno).

Los paréntesis, se emplean afectados de un subíndice para indica cuantas veces se repite en la molécula el grupo de átomos que encierra. Ejemplo: Ca (OH)2 es la fórmula del hidróxido de calcio los paréntesis indican que el grupo (OH) llamado radical oxhidrilo se repite dos veces en la molécula.

Los coeficientes, son números grandes que se colocan delante de una fórmula para indicar cuantas veces se repite toda la molécula. El coeficiente puede tener distintos valores según

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el caso sin que por ello se altere el significado de la formula. Los coeficientes solo se emplean para igualar las ecuaciones químicas. Cuando una formula no forma parte de una Ecuación o reacción, no lleva coeficientes pero se sobreentiende que su coeficiente es 1.

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Aprendemos las bases de la NOTACIÓN Y NOMENCLATURA QUÍMICA realizando un resumen del contenido temático.

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4. PRODUCTOS

Y

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RESULTADOS. Clasificamos y presentamos los diferentes

compuestos químicos en cuadros sinópticos.

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COMBINACIONES BINARIAS OXIGENADAS 1. OBJETIVO

HOLÍSTICO. Identificamos y comprendemos las reglas básicas de la

formulación de los compuestos binarios oxigenados con los diferentes tipos de nomenclatura y notación de los compuestos a través de ejercicios y prácticas que colaboren a un aprendizaje significativo, permitiendo la resolución de problemas.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES.

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REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

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NOMENCLATURA DE IUPAC

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NOMENCLATURA DE WERNER Y STOCK

EJERCICIOS

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Realizar formación de óxidos básicos y ácidos en laboratorio, por ejemplo:

MATERIALES Cinta magnética Pinza Mechero Agua Frasco con tapa Tubo de ensayo Papel tornasol rojo y azul Indicadores Fenolftaleína y anaranjado de metilo Azufre 84

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PROCEDIMIENTO Corta de 3 a 4cm de cinta magnética libre de óxido. Sujeta la cinta con una pinza y llévala a la llama de un mechero, hasta que se inicie la reacción. Al encenderse la cinta, retira rápidamente de la llama e introdúcela en un frasco, cuyo fondo debe estar cubierto por una pequeña cantidad de agua. Al finalizar la reacción, la ceniza blancuzca formada cae en el fondo del frasco.

FORMACIÓN DE UN ÓXIDO ÁCIDO. En un tubo de ensayo, colocar una pequeña cantidad de azufre. Coloca, sujetando con pinzas el tubo de ensayo, sobre la llama de un mechero, hasta que se inicie la reacción. Retira el tubo de ensayo del mechero cuando veas que se oscureció. Sentirás un olor a huevos podridos y ese olor es del anhídrido sulfúrico.

4. PRODUCTOS Y RESULTADOS

APLICACIÓN EN LA VIDA COTIDIANA. La corrosión u OXIDACIÓN indica un proceso lento y continuo que cambia la composición química de un cuerpo metálico debido a la acción de un agente externo, destruyéndolo, aunque mantiene su forma. El hierro de las estructuras metálicas y de los alambres, en contacto con el aire (oxígeno, vapor de agua, dióxido de

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carbono) que nos rodea, se OXIDA y se corroe lentamente. Veamos este fenómeno con este sencillo experimento: CORROSIÓN U OXIDACIÓN Materiales Procedimiento Dos frascos de Llenamos los 2 frascos con agua potable y colocamos en cada uno a plástico, uno con 1 clavo. tapa.

En el recipiente grande ponemos agua para que hierva en la cocina, Dos clavos de hierro luego sumergimos uno de los recipientes que contienen agua con bien limpios. un clavo hasta que hierva dentro de la olla. Luego, lo tapamos y Agua potable. cerramos, en tanto que el otro recipiente queda con el clavo Cocina y un remojando en agua fria y destapado. Al cabo de algunas horas, recipiente grande. observamos los cambios y comparamos los 2 recipientes.

Conclusiones. El clavo del frasco abierto con agua fría y no hervida se oxida más rápidamente, porque nos damos que el agua cambia de color transperente a anaranjado.

En tanto, que el clavo del frasco cerrado con agua hervida tiene mayor resistencia a la oxidación y a la corrosión. Esto se produce porque la oxidación de los clavos, no solamente se debe al agua, sino también al oxígeno y al dióxido de carbono (CO2) del aire, disuelto en el agua, lo que apresura la corrosión del clavo. Por otro lado, la ebullición del agua elimina los gases disueltos en el agua fría y por eso el clavo introducido en el recipiente tapado y con agua hervida, no da signos de oxidación. Se puede proteger al hierro de la oxidación, cubriéndolo con pintura, con aceite o realizando una protección anódica a través del zinc, magnesio u otros metales.

EL DIÓXIDO DE CLORO (ClO2) es un compuesto químico que consta de un átomo de cloro y dos átomos de oxígeno. Es un gas de color rojizo a verde amarillento que se disuelve en agua a temperatura ambiente. Se utiliza para una variedad de actividades como antimicrobiano, incluida la desinfección de agua potable.

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COMBINACIONES BINARIAS HIDROGENADAS 1. OBJETIVO HOLÍSTICO Identificamos y comprendemos las reglas básicas de la formulación de los compuestos binarios hidrogenados con los diferentes tipos de nomenclatura y notación de los compuestos a través de ejercicios y prácticas que colaboren a un aprendizaje significativo, permitiendo la resolución de problemas.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿Qué son las combinaciones binarias hidrogenadas?

Son compuestos químicos hidrogenados formados por un elemento METALICO O NO METALICO más el HIDRÓGENO que según el caso funciona con sus valencias +1 ó -1.

Cuando funciona con su valencia de -1, se combina con los METALES y cuando lo hace con la valencia +1 se combina con los NO METALES generando distintos compuestos hidrogenados.

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FUNCIÓN HIDRUROS

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FUNCIÓN HIDRÁCIDOS

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS

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4. PRODUCTOS Y RESULTADOS

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FUNCIÓN HIDRÓXIDOS O BASES 1. OBJETIVO HOLÍSTICO Identificamos y comprendemos las reglas básicas de la formulación de los hidróxidos o bases con los diferentes tipos de nomenclatura y notación de los compuestos a través de ejercicios y prácticas que colaboren a un aprendizaje significativo, permitiendo la aplicación a su vida cotidiana.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿Qué son los hidróxidos o bases?

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COMBINACIÓN DE LOS ÓXIDOS BÁSICOS CON EL AGUA

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS Escribe las fórmulas y nomenclaturas de todos los metales, en el mismo orden en el que aparecen en la tabla de valencias, de la forma siguiente:

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Realizamos prácticas en laboratorio para la formación de hidróxidos o bases, por ejemplo: Formación de una base o hidróxido Toma un tubo de ensayo y agrega 4 mL., de agua destilada, adiciona un trozo pequeño de sodio, tapa inmediatamente con el dedo y cuando la presión sea suficiente acerca a la boca del tubo un cerillo encendido si arde será indicativo de la presencia de un combustible ¿puedes identificarlo?. Comprueba el carácter químico de la solución formada empleando tanto papel tornasol rosa como Fenolftaleina. Anota tus observaciones.

4. PRODUCTOS Y UTILIDADES Los hidróxidos están presentes en muchos productos que utilizamos. Por ejemplo: detergentes, jabones, shampoo, antiácidos, etc.

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FUNCIÓN ÁCIDOS OXÁCIDOS 1. OBJETIVO HOLÍSTICO Identificamos y comprendemos las reglas básicas de la formulación de los ácidos oxácidos con los diferentes tipos de nomenclatura y notación de los compuestos a través de ejercicios y prácticas que colaboren a un aprendizaje significativo, permitiendo la aplicación a su vida cotidiana.

2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿Qué son los ÁCIDOS OXÁCIDOS?

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NOTACIÓN O FORMULACIÓN QUÍMICA

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NOMENCLATURA TRADICIONAL O CLÁSICA

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NOMENCLATURA DE STOCK

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NOMENCLATURA SISTEMÁTICA O IUPAC 2005

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS

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Limpiar con coca cola. Este refresco puede ayudarnos a limpiar una sartén después de aplicarla y dejarla que actúe, por un momento. La coca cola contiene ácidos fosfórico y carbónico, compuestos químicos ácidos que entre otras cosas se utiliza también para limpiar óxidos y otros compuestos de superficies metálicas. De forma que si una sartén tiene restos pegados, podemos dejarla con coca cola unos 10 minutos y luego fregarla con agua y detergente, facilitando la limpieza. Ese mismo ácido fosfórico es el que hace que un tornillo o una moneda vieja bañados en coca cola recuperen su aspecto brillante

4. PRODUCTOS Y RESULTADOS

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FUNCIÓN RADICAL HALOGÉNICO RADICAL HALOGÉNICO DE LOS OXÁCIDOS. RADICAL, es la molécula incompleta que queda cuando un compuesto pierde uno de sus elementos, en este caso, se cargan de electricidad positiva convirtiéndose en iones positivos denominados CATIONES (Na+) o pueden cargarse de electricidad negativa, convirtiéndose en iones negativos denominados ANIONES (S =). En el caso del RADICAL HALOGÉNICO, éste siempre es negativo y su valencia es igual al número de hidrógenos que pierde un ácido. Ejemplos:

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Los RADICALES HALOGÉNICOS no existen libres, sino combinados con metales, formando sales. De aquí su nombre: HALOGÉNICO SIGNIFICA “FORMADOR DE SALES”. Los radicales de los ácidos oxácidos se nombran cambiando la terminación de acuerdo al siguiente cuadro:

Por ejemplo: de nitroso es nitrito, de crómico, se dice cromato, de silícico es silicato, etc.

Los prefijos meta, piro y orto se conservan en los CASOS ESPECIALES:

REGLA PRÁCTICA. Los radicales halogénicos pueden ser escritos directamente como si fuesen ácidos, la única diferencia consiste que en lugar de escribir hidrógenos, se colocan guiones o rayitas sobre el oxígeno, es decir: 1. Se escribe el NO METAL y a continuación EL OXÍGENO. 2. Si la valencia del no metal es impar, se coloca una RAYA O GUIÓN, y si es par, dos rayas.

3. Mentalmente se suma la valencia del NO METAL con las RAYAS, se obtiene la mitad y se pone el resultado como subíndice al oxígeno. Ejemplos: 112

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RADICAL HALOGÉNICO DE LOS HIDRÁCIDOS. Los ácidos hidrácidos son combinaciones binarias hidrogenadas que provienen de la familia halogenoides (F, Cl, Br, I y At) y de la familia Anfigenoides (S, Se, Te), ambas familias de NO METALES FUNCIONAN CON VALENCIAS NEGATIVAS. Éstos, pueden formar radicales halogénicos. Para su nomenclatura se sustituye la terminación “HÍDRICO” por la de “URO”. EJEMPLOS: 113

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EJERCICIOS. Realiza todos los radicales halogénicos de los ácidos hidrácidos y oxácidos incluidos los casos especiales, en el mismo orden que se presenta en la tabla de valencias.

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PRODUCTOS Y RESULTADOS. Investiga artículos científicos relacionados con el tema y compártelos en tu curso. Por ejemplo: LA IONIZACIÓN CORPORAL Permite desintoxicar y reequilibrar energéticamente el organismo. Su acción se basa en la ionización y magnetización de la solución salina que al entrar en contacto con el cuerpo, lo estimula mejorando sus funciones. Siempre estamos ingiriendo toxinas ya sea en la comida: grasas, colorantes, preservantes, saborizantes. En el consumo de drogas, alcohol, cigarrillos, etc. En el aire que respiramos: smog, polvo, gases contaminantes, etc.

En consecuencia, nuestro organismo se ve afectado y se genera un desequilibrio bioenergético dañando nuestra salud. La única manera de restablecer el equilibrio en nuestro organismo es extrayendo las toxinas de su interior.

Al introducir los pies en agua con sal, el cuerpo comienza a depurarse segregando varias clases de enzimas y acelerando la eliminación de toxinas en órganos excretorios como: vejiga, hígado, intestinos, etc., haciéndonos sentir sanos, relajados y activos. ¿POR QUÉ SE APLICA EN LOS PIES? Las plantas de los pies son las regiones del cuerpo humano que poseen más poros, además de contener los puntos reflexológicos conectados a los órganos, aparatos y sistemas. Al introducir los pies en agua con sal, el cuerpo comienza a depurarse cooperando y fortaleciendo al metabolismo, acelerando la actividad celular, en consecuencia, obtendremos beneficios como: Depura órganos: riñón, próstata, hígado, sistema reproductor, vesícula, pulmones y llega inclusive a generar la expulsión de cálculos renales y biliares. Fortalece el sistema respiratorio. Combate todo tipo de alergias y problemas de la piel. Fortalece el sistema inmunológico. Facilita la circulación sanguínea. Estimula la regeneración celular. Regula desórdenes hormonales.

Reduce el dolor y la inflamación. Alivia la fatiga crónica y facilita el descanso.

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1. OBJETIVO HOLÍSTICO Identificamos las reglas básicas de la formulación de las sales con los diferentes tipos de nomenclatura y notación de los compuestos comprendiendo y reflexionando a través de ejercicios y prácticas que colaboren a un aprendizaje significativo, permitiendo su aplicación a la vida cotidiana.

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FUNCIÓN SALES HALOIDEAS O HALUROS 2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿Qué son las haloideas o haluros?

Son compuestos químicos que pertenecen a la función SAL, resultan de la combinación de un radical halogénico (anión) con un radical positivo (catión) por ejemplo:

Se caracterizan por no presentar oxígeno en su estructura porque provienen de los radicales de los ácidos hidrácidos. Se clasifican por su naturaleza en sales: Neutras, ácidas, básicas y dobles.

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En los ejemplos anteriores, el ácido clorhídrico reacciona con el metal sodio, con el óxido de sodio y con el hidróxido de sodio. En los tres casos se forma la misma sal haloidea o haluro: CLORURO DE SODIO. CLASIFICACIÓN. Existen cuatro clases de sales haloideas o haluros que son: NEUTRAS, ÁCIDAS, BÁSICAS Y DOBLES. A). SALES NEUTRAS O NORMALES. Son las que están constituidas por un METAL y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M R (METAL + RADICAL) Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del metal seguido del radical halogénico (que en este caso es el NO METAL con su valencia negativa).Se intercambian las valencias positivas y negativas en forma cruzada.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico o sea el no metal con la terminación “URO”. El nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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B). SALES ÁCIDAS O HIDROSALES. Son las que están constituidas por un METAL, EL HIDRÓGENO y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M H R (METAL + HIDRÓGENO + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del METAL seguido del HIDRÓGENO y del RADICAL HALOGÉNICO (NO METAL con su valencia negativa). Se igualan las valencias positivas del metal e hidrógeno con las negativas del Radical Halogénico.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico o sea el NO METAL con la terminación “URO”, a continuación la palabra ÁCIDO y el nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

Asimismo, en lugar de nombrar como “sulfuro ácido” se puede decir: BISULFURO.

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C). SALES BÁSICAS O HIDROXISALES. Son las que están constituidas por un METAL, EL RADICAL OXHIDRILO y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M OH R (METAL + OXHIDRILO + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del METAL seguido del OXHIDRILO y del RADICAL HALOGÉNICO (NO METAL con su valencia negativa).

Se igualan las valencias positivas del metal con las VALENCIAS NEGATIVAS de los Radicales Oxhidrilo y Halogénico.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico o sea el NO METAL con la terminación “URO”, a continuación la palabra BÁSICO finalmente, el nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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C). SALES DOBLES. Son las que contienen dos METALES, y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M M R (METAL + METAL + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escriben los símbolos de los METALES seguidos del RADICAL HALOGÉNICO (NO METAL con su valencia negativa). Se igualan las VALENCIAS POSITIVAS DE LOS METALES con las VALENCIAS NEGATIVAS del RADICAL HALOGÉNICO. NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico o sea el NO METAL con la terminación “URO”, a continuación la palabra DOBLE finalmente, el nombre específico se toma de los METALES, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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USOS Y APLICACIONES DE LAS SALES HALOIDEAS

RESUMEN ESQUEMÁTICO DE LAS SALES HALOIDEAS

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FUNCIÓN OXISALES 2. CONTENIDOS Y EJES ARTICULADORES ¿Qué son las OXISALES? Son compuestos químicos que pertenecen a la función SAL, resultan de la combinación de un radical halogénico (anión) con un radical positivo (catión) por ejemplo:

Se caracterizan por presentar oxígeno en su estructura porque provienen de los radicales de los ÁCIDOS OXÁCIDOS. Se clasifican por su naturaleza en sales: Neutras, ácidas, básicas y dobles.

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En los ejemplos anteriores, el ácido sulfúrico reacciona con el metal radio, con el óxido de radio y con el hidróxido de radio. En los tres casos se forma la misma sal oxisal: SULFATO DE RADIO. CLASIFICACIÓN. Existen cuatro clases de sales OXISALES que son: NEUTRAS, ÁCIDAS, BÁSICAS Y DOBLES. A). SALES NEUTRAS O NORMALES. Son las que están constituidas por un METAL y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M R (METAL + RADICAL) Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del metal seguido del radical halogénico resultado de un ácido oxácido.Se intercambian las valencias positivas y negativas en forma cruzada.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico con la terminación “ATO”. El nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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B). SALES ÁCIDAS O HIDROSALES. Son las que están constituidas por un METAL, EL HIDRÓGENO y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M H R (METAL + HIDRÓGENO + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del METAL seguido del HIDRÓGENO y del RADICAL HALOGÉNICO. Se igualan las valencias positivas del metal e hidrógeno con las negativas del Radical Halogénico.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico con la terminación “ATO” o “ITO” (corresponde a mayor o menor valencia), a continuación la palabra ÁCIDO y el nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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C). SALES BÁSICAS O HIDROXISALES. Son las que están constituidas por un METAL, EL RADICAL OXHIDRILO y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M OH R (METAL + OXHIDRILO + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escribe el símbolo del METAL seguido del OXHIDRILO y del RADICAL HALOGÉNICO. Se igualan las valencias positivas del metal con las VALENCIAS NEGATIVAS de los Radicales Oxhidrilo y Halogénico.

NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico o sea “ATO”o “ITO”, a continuación la palabra BÁSICO finalmente, el nombre específico se toma del METAL, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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D). SALES DOBLES. Son las que contienen dos METALES, y el RADICAL HALOGÉNICO. Responden a la fórmula M M R (METAL + METAL + RADICAL). Ejemplos:

NOTACIÓN QUÍMICA. En las fórmulas de estas sales se escriben los símbolos de los METALES seguidos del RADICAL HALOGÉNICO. Se igualan las VALENCIAS POSITIVAS DE LOS METALES con las VALENCIAS NEGATIVAS del RADICAL HALOGÉNICO. NOMENCLATURA. Se emplea como nombre genérico el del radical halogénico con la terminación “ATO”o “ITO”, a continuación la palabra DOBLE finalmente, el nombre específico se toma de los METALES, con las terminaciones que ya conocemos, de acuerdo a su valencia.

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CASOS ESPECIALES. Tenemos el caso de los radicales neutros que provienen de los ácidos polihidratados, tal como ocurre con el fósforo en cada uno de sus estados de oxidación, por ejemplo:

EJERCICIOS. Escribimos las fórmulas de los siguientes casos especiales: 1) Pirofosfato ácido de calcio…………………………………………

2) Pirofosfato triácido de sodio……………………………………….

3) Silicato triácido de plata…………………………………………….

4) Tiosulfato básico férrico……………………………………………

5) Ortofosfato básico de radio………………………………………..

6) Bicarbonato de sodio………………………………………………..

7) Ortofosfato doble de cesio y francio……………………………..

8) Tiosulfato ácido mercurioso……………………………………….

9) Pirosilicato doble estañoso plumboso…………………………..

10) Dicromato plúmbico……………………………………………….

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USOS Y APLICACIONES DE LAS OXISALES

RESUMEN ESQUEMÁTICO DE LAS OXISALES

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3. ORIENTACIONES METODOLÓGICAS Escribe las fórmulas y nomenclaturas de todas las sales haloideas y oxisales, tomando en cuenta la tabla de valencias, de la forma siguiente:

En las OXISALES para indicar un grupo de átomos que están dentro de un paréntesis, se utilizan prefijos griegos: bis, tris, tetraquis, pentaquis,…etc.

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4. PRODUCTOS Y RESULTADOS Investiga artículos científicos relacionados con el tema y compártelos en tu curso. Por ejemplo: BIOENERGÍA A PARTIR DEL AGUA ALCALINA El agua alcalina se prepara con una pizca de bicarbonato de sodio en ½ litro de agua hervida. Esta agua brinda los siguientes beneficios para el organismo:  Ayuda a desintoxicar el cuerpo. Beber agua alcalina diariamente puede neutralizar la acidez y eliminar los productos de desechos ácidos de las células y los tejidos.  Eficaz antioxidante. El agua alcalina actúa como antioxidante, elimina y neutraliza los radicales libres dañinos.  Ayuda a equilibrar el pH del cuerpo. Que tiende a ser ácido debido a una dieta alta en ácidos, estrés y exposición a toxinas ambientales como el smog.  Mejora y conserva el sistema inmunitario inmunológico, y aumenta la capacidad del cuerpo para combatir enfermedades.  Retrasa el envejecimiento. Las toxinas son la principal causa del envejecimiento y pueden originarse por una dieta NO saludable, contaminación y estrés. La pepsina es responsable de la inflamación en los oídos, la nariz y la garganta, pero cuando el agua alcalina toca los tejidos de la garganta y el esófago, ayuda a eliminar la pepsina pudiendo aliviar los síntomas de reflujo.  Previene la osteoporosis. Al consumir agua alcalina se evita que el cuerpo extraiga calcio de los huesos. De esa manera se previene la osteoporosis.

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REACCIÓN QUÍMICA Concepto. Es la acción por la cual unas sustancias se transforman en otras. Así por ejemplo, cuando el óxido de calcio o cal viva se pone en contacto con el agua, se produce reacción química, porque estas dos sustancias se transforman en otra muy diferente que es el hidróxido de calcio o cal apagada: ÓXIDO DE CALCIO + AGUA HIDRÓXIDO DE CALCIO ECUACIÓN QUÍMICA. Es la representación escrita de una reacción química. Por ejemplo, la anterior reacción la representamos por medio de fórmulas de la siguiente manera:

CaO + H2O Primer miembro

Ca (OH)2 Segundo miembro

Toda ecuación consta de dos miembros, separados por el signo igual (=) o una flecha ( ) En el primer miembro se escriben las fórmulas de las sustancias reaccionantes, unidas por el signo (+). En el segundo miembro se escriben las fórmulas de las sustancias resultantes de la reacción.

REGLA. El número de átomos de cada elemento debe ser igual en el primer y en el segundo miembro, porque en una reacción química nada se pierde, solo se transforma. Una ecuación es como una balanza que no puede ser desequilibrada.

BALANCE DE UNA ECUACIÓN. Para balancear, igualar o ajustar una ecuación química, se deben seguir los siguientes pasos:  Escribir en el primer miembro correctamente las fórmulas de las sustancias reaccionantes.  Interpretar la reacción y escribir en el segundo miembro las fórmulas correctas de las sustancias resultantes.

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

Balancear o igualar el número de ambos miembros, por medio de coeficientes (no de subíndices).

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. Se clasifican:  Por su mecanismo  Por los cambios de valencia  Por su extensión  Por los cambios de energía calorífica 1° POR SU MECANISMO. Se subdividen en cuatro grupos: a) Reacciones de adición. Son aquellas en que dos ó más sustancias se combinan para formar UN SOLO compuesto. b) Reacciones de descomposición. Son las que UNA SOLA SUSTANCIA se descompone en dos o más. c) Reacciones de simple sustitución. Son aquellas en la que algún elemento de una sustancia es SUSTITUIDA POR OTRA. d) Reacciones de doble sustitución. Son en las que dos sustancias compuestas INTERCAMBIAN MUTUAMENTE SUS ÁTOMOS, como si se tratara de un cambio de parejas.

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2°POR LOS CAMBIOS DE VALENCIA. Estas reacciones se subdividen en dos grupos: a) Reacciones rédox. Se llaman también reacciones de ÓXIDO – REDUCCIÓN y son en las que algunos elementos cambian de valencia. b) Reacciones no redóx. Son aquellas en las que ningún elemento cambia de valencia.

3°POR SU EXTENSIÓN. Estas reacciones se subdividen en dos grupos: a) Reacciones irreversibles. Son las que tienen lugar en un solo sentido hasta completarse. Estas, se caracterizan porque sus productos no vuelven a reaccionar entre sí. b) Reacciones reversibles. Son las que tienen lugar en forma incompleta, porque las sustancias resultantes de la reacción vuelven a reaccionar entre sí, regenerando las sustancias de partida. En consecuencia, tienen lugar dos reacciones opuestas, una directa y otra inversa, que conducen a un estado especial que se llama EQUILIBRIO QUÍMICO.

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En el ejemplo, la reacción del hidrógeno con el yodo para formar ácido yodhídrico se vuelve a descomponer para formar otra vez, hidrógeno y yodo (las flechas que van a uno y otro lado significan REVERSIBLE):

4°POR LOS CAMBIOS DE ENERGÍA CALORÍFICA. Se subdividen en dos grupos: a) Reacciones endotérmicas. Son las que absorben calor. Por ejemplo, el carbonato de calcio necesita absorber mucho calor para descomponerse en óxido de calcio y anhídrido carbónico es la elaboración de CAL VIVA. b) Reacciones exotérmicas. Son aquellas en las que SE DESPRENDE CALOR. Por ejemplo, el óxido de calcio o CAL VIVA, reacciona con el agua desprendiendo calor y formando hidróxido de calcio o CAL APAGADA.

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CONDICIONES PARA QUE SE EFECTÚE UNA REACCIÓN. Para que las sustancias reaccionen entre sí, son necesarias varias condiciones entre las que indicaremos: la afinidad, el contacto, el calor, la luz, la electricidad, la presión, los catalizadores, etc.

A) AFINIDAD. Es la fuerza de atracción selectiva que tienen los átomos de distintas sustancias para combinarse entre sí (se parece a la simpatía).

Esta afinidad varía según las sustancias. Si tienen mucha afinidad, reaccionan fácilmente, mientras que si no la tienen, no reaccionan.

Por ejemplo, el Flúor tiene una gran afinidad por el hidrógeno, con el que se combina para formar ÁCIDO FLUORHÍDRICO.

F2

+

H2

2H F

Flúor + Hidrógeno = Ácido fluorhídrico Por otro lado, el mismo Flúor no se combina con el Oxígeno bajo ninguna de las condiciones existentes, lo que quiere decir que no tiene afinidad por este elemento.

B) CONTACTO. Para que las sustancias reaccionen entre sí, imprescindiblemente deben ponerse en contacto porque eso facilita la reacción. Cuando están divididas y se las mezcla en una disolución, reaccionan mucho mejor. Por ejemplo, el nitrato plumboso y el yoduro de potasio en estado sólido no reaccionan, aunque estén pulverizadas y bien mezcladas.

Sin embargo, si antes de mezclarlas las disolvemos en agua por separado y después, ambas soluciones las ponemos en contacto, la reacción se produce instantáneamente, formándose un precipitado de color amarillo denominado YODURO PLUMBOSO:

Pb (NO3) 2 + 2 K I

2 KNO3 + Pb I2

Nitrato plumboso + Yoduro de potasio = Nitrato de potasio + Yoduro plumboso

C) CALOR. Generalmente, el calor favorece las reacciones. Por ejemplo, el azufre y el zinc, sólo reaccionan con ayuda del calor para formar el SULFURO DE ZINC. 136

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Zn

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S

+

Zn S

Zinc + Azufre = Sulfuro de zinc D) LUZ. En algunos casos, la luz también favorece la reacción. Por ejemplo, los gases de cloro y de hidrógeno no reaccionan en la oscuridad, pero en presencia de la luz explosionan, formando ácido clorhídrico:

H2

+

Cl2

2 H Cl

Luz Hidrógeno + cloro = Ácido clorhídrico También tenemos el ejemplo de las películas fotográficas que tienen sales de plata blancas, que por la acción de la luz se convierten de color negro (se velan) debido a que ella provoca su descomposición.

E) ELECTRICIDAD. Actúa principalmente bajo dos formas: como corriente eléctrica y como chispa eléctrica.

La corriente eléctrica produce descomposiciones llamadas electrólisis. Por ejemplo, en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, esta sal se descompone en sodio y cloro:

2 Na Cl

Corriente eléctrica

2 Na + Cl2

Cloruro de sodio = Sodio cloro La chispa eléctrica produce reacciones de combinación. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno son dos gases que forman agua en reacción.

2 H2 + O2

Chispa eléctrica

Hidrógeno + Oxígeno

=

2 H2O agua

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F) PRESIÓN. Favorece la reacción en los casos en que reaccionan los gases. Por ejemplo, el nitrógeno y el hidrógeno se combinan para formar AMONIACO cuando se someten, entre otras cosas, a una presión adecuada:

N2 + 3 H2

presión

2 NH3

Nitrógeno + hidrógeno = Amoniaco G) CATALIZADORES. Son sustancias que sin sufrir alteración química, aumentan o disminuyen la velocidad de una reacción. Actúan siempre en pequeñas cantidades y son muy útiles en la industria.

Los catalizadores se llaman positivos cuando aumentan la velocidad de una reacción, y negativos cuando la disminuyen. Por ejemplo, la combinación del dióxido de azufre con el oxígeno para formar trióxido de azufre es una reacción muy lenta, pero se vuelve rápida si interviene platino como catalizador, el cual no se altera:

S O2 + O2 Dióxido de azufre +

oxígeno

Pt =

2 SO3 Trióxido de azufre

H) LEVADURAS O FERMENTOS. Constituyen un caso particular de los catalizadores. Las levaduras o fermentos son microorganismos vivos, capaces de favorecer una reacción gracias a que producen pequeñas cantidades de enzimas. Por ejemplo, la glucosa o azúcar de uva se transforma en alcohol etílico y anhídrido carbónico bajo la reacción de la levadura del género saccharomyces:

C2H12 O6 Glucosa

fermento =

2 C2H5 OH + CO2 alcohol etílico + anhídrido carbónico

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PRODUCTOS Y RESULTADOS

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ESTEQUIOMETRIA (leyes de las combinaciones) La estequiometria estudia las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de las moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos. Se realizan según leyes fijas y determinadas que son de dos tipos: LEYES PONDERALES (que se refieren a los pesos de los compuestos) y LEYES VOLUMÉTRICAS (que se refieren a los volúmenes de los compuestos).

LEYES PONDERALES A) LEY DE LOS PESOS O DE LAVOISIER. “En una reacción química, el peso total de las sustancias que intervienen no aumenta ni disminuye”. Por ejemplo, 4g de hidrógeno se combinan con 32g de oxígeno (total 36g), dando por resultado 36g de agua, lo que quiere decir que el peso total no varía:

2 H2 + O2

2 H2O

4g de Hidrógeno + 32g de Oxígeno = 36g de agua Como se ve, el peso del compuesto: agua, es igual a la suma de los pesos de los componentes (H y O). Esta ley también se llama LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA y se enuncia diciendo: “En la naturaleza nada se crea ni se destruye; sólo se transforma”.

B) LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS O DE PROUST. “Los pesos de los elementos que se combinan para formar un compuesto dado, intervienen siempre en una proporción fija y determinada”. Por ejemplo, para formar agua, el hidrógeno y el oxígeno siempre deben combinarse en la proporción de 4 partes de hidrógeno por 32 de oxígeno (4:32).

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2 H2 + O2

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2 H2O

4 partes de Hidrógeno + 32partes de Oxígeno Esta proporción puede ser expresada en: g, Kg, lb, toneladas, mg, onzas o cualquier otra unidad de peso.

C) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O DE DALTON. “Si dos sustancias se combinan en proporciones distintas para dar origen a compuestos diferentes, al comparar dichas proporciones, tomando un peso fijo de la primera sustancia, se observa que los pesos de la segunda guardan entre sí una relación sencilla”. Por ejemplo, el azufre y el oxígeno se combinan en tres distintas proporciones para formar monóxido de azufre, dióxido de azufre y trióxido de azufre. Si comparamos estas tres proporciones – tomando como punto de partida en los tres casos el mismo peso de 32g para el azufre – se comprueba que los pesos que se necesitan de oxígeno son, respectivamente, 16, 32, y 48g, pero lo curioso es que 32 y 48g, son el doble y el triple de 16, es decir, vemos la relación sencilla entre los pesos de oxígeno cuando mantenemos fijo e igual el peso del azufre en los tres casos.

Azufre Oxígeno

S O 32g 16g = 16 X 1 (simple) Monóxido de azufre S O2 32g 32g = 16 X 2 (doble) Dióxido de azufre S O3 32g 48g = 16 X 3 (triple) Trióxido de azufre 141

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A la presión que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como:  P Total = p1+p2+...+pn  Donde p1, p2, ..., pn son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.

PROBLEMA. Calcular la presión de una mezcla de los siguientes gases contenidos en un recipiente de 2 litros a 100°C:  20 gramos de O2  20 gramos de H2  20 gramos de CO2 SOLUCIÓN. Para resolver este ejercicio, combinamos la Ley de Dalton y la Ley de los gases ideales (P·V=n·R·T): PTotal = p1+p2+...+pn = n1·R·T/V + n2·R·T/V + ... + n3·R·T/V = (R·T/V) · (n1+n2+...+nn) Entonces calculamos los moles de cada uno de los gases:  20 gramos de O2 = 20 / 32 = 0,625 moles  20 gramos de H2 = 20 / 2 = 10 moles  20 gramos de CO2 = 20 / 44 = 0,454 moles La suma de los moles de gases es: n= 0,625 +10 + 0,454 = 11,08 moles PTotal = (R·T/V) · (n1+n2+n3) = (0,0821 · 373 / 2) · 11,08 = 169 atmósferas ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Resolvamos problemas como el siguiente, especificando que ley ponderal utilizas en cada caso: Si 24 g de magnesio se combinan exactamente con 16 g de oxígeno atómico para formar óxido de magnesio: a) ¿Cuántos gramos de óxido se habrán formado? b) A partir de 6 g de magnesio, ¿cuántos gramos de oxígeno atómico se combinarán?

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PRODUCTOS Y RESULTADOS.

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LEYES VOLUMÉTRICAS A) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN DE GAY LUSSAC. Es la presión contra la temperatura. “La presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta siempre y cuando el volumen y la masa de la muestra permanezca constante”.

Una aplicación en la vida cotidiana de la ley de Gay Lussac, es la verificación de la presión de las llantas de un coche; a bajas temperaturas, ésta disminuye; por ello, es necesario llenar las llantas de aire para incrementar la presión, para que se pueda usar el coche de manera segura. Por lo tanto: P1 / T1 = P2 / T2 Lo cual tiene como consecuencia que:  Si la temperatura aumenta la presión aumenta  Si la temperatura disminuye la presión disminuye PROBLEMA. Un gas ocupa un recipiente de 1,5 litros de volumen constante a 50°C y 550 mmHg. ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 770 mmHg? SOLUCIÓN. Relacionamos temperatura con presión a volumen constante, por lo tanto aplicamos la Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2, donde: T1 = 50°C → 50 + 273 = 323°K P1 = 550 mmHg P2 = 770 mmHg T2 = ?

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Despejamos T2: P1 / T1 = P2 / T2 → T2 = P2 / (P1 / T1) T2 = 770/ (550 / 323) = 452,2 ºK B) LEY DE AVOGADRO. Esta ley también pertenece a los gases y relaciona el volumen y la

cantidad de gas a presión y temperaturas constantes. En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos:  A presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumen independientemente del elemento químico que lo forme.  El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n).

Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2 Lo cual tiene como consecuencia que:  Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen  Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen PROBLEMA. Tenemos 0,5 moles de un gas que ocupan 2 litros. Calcular ¿Cuál será el nuevo volumen si se añade 1 mol de gas a presión y temperaturas constantes?.

SOLUCIÓN. V1 / n1 = V2 / n2 V1 = 2 litros n1 = 0,5 moles n2 = 0,5 + 1 = 1,5 moles V2 = V1 · n2 / n1 = 2 · 1,5 / 0,5 = 6 litros

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C) LEY DE BOYLE. Es una ley de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas a temperatura constante.

En 1662 Boyle descubrió que “la presión que ejerce un gas es inversamente proporcional a su volumen a temperatura y cantidad de gas constante” es decir: P = k / V → P · V = k (k es una constante).

Por lo tanto: P1 · V1 = P2 · V2 Lo cual tiene como consecuencia que:  Si la presión aumenta el volumen disminuye.  Si la presión disminuye el volumen aumenta.

PROBLEMA. A presión de 12 atm, 28L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen de 15 L Calcular cuál será la presión que ejerce el gas.

SOLUCIÓN. En este caso, si relacionamos presión con volumen, entonces, debemos aplicar la Ley de Boyle: P1 · V1 = P2 · V2, donde: P1 = 12 atmósferas V1 = 28 litros V2 = 15 litros Reemplazando los valores conocidos: 12 · 28 = P2 · 15 → P2 = 336 / 15 = 22,4 atmósferas D) LEY DE CHARLES. Es una ley de los gases que relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas a presión constante.

En 1787 Charles descubrió que el volumen del gas a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en Kelvin): V = k · T (k es una constante).

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Por lo tanto: V1 / T1 = V2 / T2 Lo cual tiene como consecuencia que:  Si la temperatura aumenta el volumen aumenta  Si la temperatura disminuye el volumen disminuye PROBLEMA. Un gas ocupa un volumen de 5,5 litros a una temperatura de -193 °C. Si la presión permanece constante, calcular a qué temperatura en volumen sería de 7,5 litros.

SOLUCIÓN. En este caso, relacionamos temperatura con volumen a presión constante, entonces, aplicamos la Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2, donde: T1 = -193 °C → 273 + (-193) = 80 K V1 = 5,5 litros, V2 = 7,5 litros Despejamos la incógnita T2: V1 / T1 = V2 / T2 → T2 = V2 / (V1 / T1) T2 = 7,5 / (5,5 / 80) = 109,1 K D) LEY DE LOS GASES IDEALES. Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:  Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero desordenada  La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta.  Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que lo contiene.

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

Los choques entre las moléculas del gas son elásticas por lo que no pierden energía cinética.  La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable.

Para estos gases ideales se cumple la siguiente ley: P · V = n · R · T Donde P es la presión (en atmósferas), V el volumen (en litros), n son los moles del gas, R la constante universal de los gases ideales (0,0821 l·atm·K-1·mol-1) y T la temperatura absoluta (en grados Kelvin).

PROBLEMA. Calcular el número de moles de un gas que tiene un volumen de 350 ml a 2,3 atmósferas de presión y 100°C. SOLUCIÓN. Relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuación: P · V = n · R · T Pasamos la temperatura a Kelvin: 100°C = (100+ 273) °K = 373°K n = (P · V) / (R · T) = (2,3 atm. · 0,35 l.) / (0,0821 · 373°K) = 0,0263 moles D) LEY GENERAL DE LOS GASES. Consiste en la unión de las siguientes leyes:  Ley de Boyle: P1 · V1 = P2 · V2  Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2  Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2 Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula que es aplicable para una misma cantidad de gas: P1 · V1 / T1 = P2 · V2 / T2 Donde:  P es la presión  V es el volumen  T es la temperatura absoluta (en grados Kelvin)

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PROBLEMA. Calcular la temperatura de una determinada cantidad de gas que pasa de 1 atmósfera a 2 atmósferas de presión y de un volumen de 1 litro a 0,5 litros si la temperatura inicial es 25°C. SOLUCIÓN. Tenemos masa constante de gas por lo que podemos aplicar la Ley General de los Gases: P1 · V1 / T1 = P2 · V2 / T2 , donde:  P1 = 1 atm.  V1 = 1 litro  T1 = 25ºC → en grados Kelvin: T1 = 25 + 273 = 298ºK  P2 = 2 atm.  V2 = 0,5 litros  T2 = ?

Despejamos T2 : T2 = (P2 · V2) · T1 / (P1 · V1) T2 = (2 atm. · 0,5 litros) · 298°K / (1 atm. · 1 litro) = 1192°K T2 = 1192°K → en grados Centígrados: T2 = 1192 - 273 = 919°C

ORIENTACIONES METODOLÓGICAS. Resolvamos los siguientes problemas: De Gay - Lussac: un tanque contiene gas a 20°C Y 10 atmósferas de presión. El tanque está preparado para soportar 13 atmósferas. Si debido a un incendio, la temperatura asciende a 100°C ¿soportaría el tanque la presión?

De Boyle: un tanque a presión de 5 atmósferas contiene 100 m3 de un gas. Calcular el volumen que ocuparía en un tanque a presión ambiente de 1 atmósfera si la temperatura permanece constante.

De Charles: una determinada cantidad de neón ocupa 0,3 litros a 200°C. Calcular el volumen que ocuparía a 0°C si la presión se mantiene constante.

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Unión de profesores de química (1966) Apuntes de Química. Tercero y cuarto de secundaria. Sucre, Bolivia: Talleres Tupac Katari.

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