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BIOLOGÍA 1 BACHILLERATO - Libro de ministerio

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BIOLOGÍA 1 BACHILLERATO - Libro de ministerio

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Libro del Ministerio de Educación para primero de bachillerato en Biologia

1. 1. DISTRIBUCIÓN GRATUITA PROHIBIDA SU VENTATEXTO DEL ESTUDIANTE Curso Bachillerato General Unificado BIOLOGÍA 1.º BIOLOGÍA-PRIMERCURSO-BGU

2. 2. Biología 1 BGU Serie Ingenios EDITORIAL DON BOSCO

3. 3. Subsecretaria de Administración Escolar Mirian Maribel Guerrero Segovia Directora Nacional de Operaciones y Logística Ada Leonora Chamorro Vásquez

4. 4. Este libro de texto que tienes en tus manos es una herramienta muy importante para que puedas desarrollar los aprendizajes de la mejor manera. Un libro de texto no debe ser la única fuente de investigación y de descubrimiento, pero siempre es un buen aliado que te permite descubrir por ti mismo la maravilla de aprender. El Ministerio de Educación ha realizado un ajuste curricular que busca mejores oportunidades de aprendizaje para todos los estudiantes del país en el marco de un proyecto que propicia su desarrollo personal pleno y su integración en una sociedad guiada por los principios del Buen Vivir, la participación democrática y la convivencia armónica. Para acompañar la puesta en marcha de este proyecto educativo, hemos preparado varios materiales acordes con la edad y los años de escolaridad. Los niños y niñas de primer grado recibirán un texto que integra cuentos y actividades apropiadas para su edad y que ayudarán a desarrollar el currículo integrador diseñado para este subnivel de la Educación General Básica. En adelante y hasta concluir el Bachillerato General Unificado, los estudiantes recibirán textos que contribuirán al desarrollo de los aprendizajes de las áreas de Ciencias Naturales, Ciencias Sociales, Lengua y Literatura, Matemática y Lengua Extranjera-Inglés. Además, es importante que sepas que los docentes recibirán guías didácticas que les facilitarán enriquecer los procesos de enseñanza y aprendizaje a partir del contenido del texto de los estudiantes, permitiendo desarrollar los procesos de investigación y de aprendizaje más allá del aula. Este material debe constituirse en un apoyo a procesos de enseñanza y aprendizaje que, para cumplir con su meta, han de ser guiados por los docentes y protagonizados por los estudiantes. Esperamos que esta aventura del conocimiento sea un buen camino para alcanzar el Buen Vivir. Ministerio de Educación 2016

5. 5. La vida (10 - 17) 0unidadtemática Contenidos Biología 1 BGU ahora mismo es una página en blanco que, como tú, posee un infinito potencial. Te presentamos Ingenios, el nuevo proyecto de Editorial Don Bosco que hemos diseñado para impulsar lo mejor de ti y que te acompañará en tu recorrido por el conocimiento. Ingenios: * Fomenta un aprendizaje práctico y funcional que te ayudará a desarrollar destrezas con criterios de desempeño. * Propone una educación abierta al mundo, que se integra en un entorno innovador y tecnológico. * Apuesta por una educación que atiende a la diversidad. * Refuerza la inteligencia emocional. * Refleja los propósitos del Ministerio de Educación que están plasmados en el currículo nacional vi- gente. * Deja aflorar la expresividad de tus retos. * Incorpora Edibosco Interactiva, la llave de acceso a un mundo de recursos digitales, flexibles e inte- grados para que des forma a la educación del futuro. * Es sensible a la justicia social para lograr un mundo mejor. Biología1 BGU te presenta los contenidos de forma clara e interesante. Sus secciones te involucrarán en proyectos, reflexiones y actividades que te incentivarán a construir y fortalecer tu propio aprendizaje. Las ilustraciones, fotografías, enlaces a páginas web y demás propuestas pedagógicas facilitarán y clarifi- carán la adquisición de nuevos conocimientos. Construye con Ingenios tus sueños. Presentación 4 Actividades Actividades Reproducción (página 14) Biología (página 11) * * Sistema inmune (página 15) Actividades Ecosistema (página 16-17) * Prohibidasureproducción 4

6. 6. Contenidos 5 Origen de la vida (18 - 47) Biomoléculas orgánicas y metabolismo (48 - 81) Evolución de la vida (82 - 117) 1unidadtemática 2unidadtemática 3unidadtemática Contenidos: Contenidos: * El método científico (20) * Microscopía (22) * Origen y evolución del universo (25) * Origen y evolución de la Tierra (26) * Teorías sobre el origen de la vida (29) * Otras teorías sobre el origen de la vida (34) * Bioelementos y biomoléculas (35) * Agua (36) * Sales minerales (41) * Biomoléculas orgánicas (42) * Glúcidos (50) * Lípidos (54) * Vitaminas (58) * Proteínas (59) * Enzimas (63) * Ácidos nucléicos (68) * Metabolismo (72) * El origen de las especies (84) * El darwinismo (86) * La especiación y las teorías actuales (93) * Tipos de selección natural (95) * Las pruebas de la evolución (101) * La evolución humana (105) Prohibidasureproducción 5

7. 7. Clasificación de los seres vivos (118 - 147) Biología celular (148 - 181) Sistema digestivo y nutrición (182 - 215) 4unidadtemática 5unidadtemática 6unidadtemática * Los seres vivos (120) * Los dominios y reinos de los seres vivos (122) * Diversidad biológica (142) * Diversidad genética (142) * Diversidad específica (142) * Diversidad ecológica (142) * Teoría celular (150) * Origen de la célula (151) * La célula (152) * El sistema digestivo (184) * El sistema excretor (188) * Nutrición (190) * Biotecnología (204) 6 Contenidos: Contenidos: Contenidos: Prohibidasureproducción 6

8. 8. 7 Objetivos: * Desarrollar habilidades de pensamiento cientí- fico a fin de lograr flexibilidad intelectual, espí- ritu indagador y pensamiento crítico, demostrar curiosidad por explorar el medio que les rodea y valorar la naturaleza como resultado de la comprensión de las interacciones entre los seres vivos y el ambiente físico (U1, U2, U3, U6). * Comprenderelpuntodevistadelacienciasobre la naturaleza de los seres vivos, su diversidad, interrelaciones y evolución; sobre la Tierra, sus cambios y su lugar en el universo, y sobre los procesos tanto físicos como químicos que se producen en los seres vivos y en la materia (U1, U2, U3, U5, U6). * Resolver problemas de la ciencia mediante el método científico, con la identificación de problemas, la búsqueda crítica de información, la elaboración de conjeturas, el diseño de actividades experimentales, el análisis y la comunicación de resultados confiables y éticos (U1, U2, U3, U5, U6). * Utilizar el lenguaje oral y el escrito con propiedad, así como otros sistemas de notación y representación, cuando se requiera (U1, U2, U3, U5, U6). * Usar las tecnologías de la información y la comunicación (TIC) como herramientas para la búsqueda crítica de información, el análisis y la comunicación de sus experiencias y conclusiones sobre los fenómenos y hechos naturales y sociales (U3, U4, U5). * Comunicar información científica, resultados y conclusiones de sus indagaciones a diferentes interlocutores, valiéndose de diversas técnicas y recursos, con aplicación de la argumentación crítica y reflexiva y la justificación con pruebas y evidencias (U3, U4, U5). * Comprender y valorar la historia del desarrollo científico, tecnológico y cultural relacionado con la acción que este ejerce en la vida personal y social (U3, U4). * Usar las tecnologías de la información y la comunicación (TIC) como herramientas para la búsqueda crítica de información, el análisis y la comunicación de sus experiencias y conclusiones sobre los fenómenos y hechos naturales y sociales (U2, U3, U5, U6). * Reconocer y valorar los aportes de la ciencia para comprender los aspectos básicos de la estructura y el funcionamiento de su propio cuerpo, con el fin de aplicar medidas de promoción, protección y prevención de la salud integral (U3, U5). * Resolver problemas de la ciencia mediante el método científico, con la identificación de problemas, la búsqueda crítica de información, la elaboración de conjeturas, el diseño de actividades experimentales, el análisis y la comunicación de resultados confiables y éticos (U3, U5). * Apreciar la importancia de la formación científica, los valores y actitudes propios del pensamiento científico, y adoptar una actitud crítica y fundamentada ante los grandes problemas que hoy plantean las relaciones entre ciencia y sociedad (U5). * Valorar los aportes de la ciencia para comprender de manera integral la estructura y funcionamiento de su propio cuerpo, con el fin de aplicar medidas de promoción, protección y prevención que lleven al desarrollo de una salud integral, buscando el equilibrio físico, mental y emocional (U3, U4). * Comunicar, de manera segura y efectiva, el conocimiento científico y los resultados de sus indagacionesadiferentesinterlocutores,mediante la argumentación analítica, crítica, reflexiva, y la justificación con pruebas y evidencias, al tiempo que escucha de manera respetuosa las perspectivas de otras personas (U4). Prohibidasureproducción 7

9. 9. Destrezas con criterios de desempeño Unidades 1 2 3 4 5 6 * Identificar los elementos y compuestos que formaban parte de la at- mósfera primitiva así como los que conforman a los organismos vivos. * Explicar los sustentos teóricos de científicos sobre el origen de la vida y refutar la teoría de la generación espontánea sobre la base de expe- rimentos sencillos. * Establecer las principales evidencias de las teorías científicas sobre la evolución biológica y analizar sobre el rol de la evolución con el pro- ceso responsable del cambio y diversificación de la vida en la Tierra. * Indagar y analizar la teoría de la abiogénesis que explica el origen de la vida e interpretar las distintas evidencias científicas. * Indagar los procesos de abiogénesis de las moléculas y macromolé- culas orgánicas en otros lugares del universo. * Explicar los sustentos teóricos de científicos sobre el origen de la vida y refutar la teoría de la generación espontánea sobre la base de expe- rimentos sencillos. * Describir y comparar las características básicas de biomoléculas a partir de sus procesos de síntesis y diversidad de polímeros. * Usar modelos y describir la estructura, diversidad y función de las bio- moléculas que constituyen la materia viva, y experimentar con proce- dimientos sencillos. * Analizar la acción enzimática en los procesos metabólicos a nivel ce- lular y evidenciar experimentalmente la influencia de diversos factores en la velocidad de las reacciones. * Evaluar las principales evidencias de las teorías científicas sobre evolu- ción biológica. * Argumentar sobre el rol de la evolución como el proceso responsable del cambio y diversificación de la vida en la Tierra. * Analizar los procesos de variación, aislamiento y migración relaciona- dos con la selección natural, y explicar el proceso evolutivo. * Analizar la relación de las diversas formas de vida con el proceso evo- lutivo, y deducir esta relación con la recopilación de datos compa- rativos y los resultados de investigaciones de campo realizadas por diversos científicos. * Indagar los criterios de clasificación taxonómica actuales y demostrar, por medio de la exploración, que los sistemas de clasificación biológi- ca reflejan un ancestro común y relaciones evolutivas entre grupos de organismos y comunicar los resultados * Analizar los tipos de diversidad biológica a nivel de genes, especies y ecosistemas, y plantear su importancia para el mantenimiento de la vida en el planeta. ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ Prohibidasureproducción 8

10. 10. * Analizar la relación de las diversas formas de vida con el proceso evolu- tivo, y deducir esta relación con la recopilación de datos comparativos y los resultados de investigaciones de campo realizadas por diversos científicos. * Describir los tipos de organización en las células animales y vegetales. * Comparar experimentalmente las diferencias entre células y establecer semejanzas y diferencias entre organelos. * Usar modelos y describir la estructura y función de los organelos de las células eucariotas y diferenciar sus funciones en procesos anabólicos y catabólicos. * Explicar la estructura, composición y función de la membrana celular, para relacionarlas con los tipos de transporte celular, por medio de la experimentación, y observar el intercambio de sustancias entre la célu- la y el medio que le rodea. * Analizar la acción enzimática en los procesos metabólicos a nivel celu- lar y evidenciar experimentalmente la influencia de diversos factores en la velocidad de las reacciones. * Analizar el funcionamiento de los sistemas digestivo y excretor en el ser humano y explicar la relación funcional entre estos sistemas con flujogramas. * Analizar y evaluar buenas prácticas que contribuyen a mantener un cuerpo saludable, y elaborar un plan de salud que considere una ali- mentación balanceada de acuerdo con su edad y actividad. * Indagar acerca de las enfermedades nutricionales y desórdenes alimen- ticos más comunes que afectan a la población ecuatoriana, diseñar y ejecutar una investigación en relación a estas y comunicar por diferentes medios las medidas preventivas en cuanto a la salud y nutrición. * Indagar sobre el desarrollo de la biotecnología en el campo de la me- dicina y la agricultura e interpretar su aplicación en el mejoramiento de la alimentación y nutrición de las personas. Unidades ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ 1 2 3 4 5 6 Prohibidasureproducción 9

11. 11. El proyecto de Biología 1 Una unidad inicial para facilitar los nuevos aprendizajes. Unidad 0 Para empezar Tu unidad arranca con noticias y temas que te involucran en los contenidos. Activa tu conocimiento con el gráfico Contenidos Aprendemos biología a través de actividades. Propuesta al final de cada quimestre Proyecto Propuesta de actividades interdisci- plinarias, que promueven el diálogo y el deseo de nuevos conocimientos. Un alto en el camino 10 Y además, se incluye una evaluación quimestral con preguntas de desarro- llo y de base estructurada. Prohibidasureproducción 10

12. 12. ¿Qué significan estos íconos? Conéctate con: Actividades interactivas Enlaces web Videos Perfiles interactivos Documentos Presenta- ciones multimedia Colaboratorios Resumen Síntesis de lo aprendido Evaluando tus destrezas Para finalizar Experimento Te convertirás en un joven biólogo. Zona Wifi Aprenderás la biología en relación con la sociedad. Autoevaluación YTAMB IÉN: TIC Activi dades: interdisciplinarias Prohibidasureproducción 11

13. 13. https://goo.gl/zZHL6N 0 Para empezar:* ¿Sabías que los seres vivos se encuentran relacionados con el medio que los rodea? * ¿Cuál es la relación de los seres vivos con la biósfera? La vida 12

14. 14. 1. Biología En primer lugar, debemos recordar que las ciencias naturales son aquellas que están re- lacionadas con la naturaleza y en las que apli- camos el método científico. Dentro de ellas incluimos biología, geología, física y química. La biología es la ciencia que estudia a los seres vivos. Los organismos vivos están forma- dos por una célula (unicelular) o más (pluri- celular) relacionadas entre sí. La célula es, por tanto, la unidad básica de vida. Todos los seres vivos están compuestos por células y, dentro de ellas, ocurren las reacciones bio- químicas necesarias para que exista la vida. Existen varias teorías sobre el origen de la vida como el creacionismo, la panspermia o la más aceptada por la comunidad cien- tífica en la actualidad: la evolución química. Por su parte consideramos que el universo se originó en el big bang. Tipos de célula Principalmente, diferenciamos dos tipos de célula: las células procariotas (pro-: 'antes de' y carion: 'núcleo') y las eucariotas (eu-: 'ver- dadero' y carion: 'núcleo'). Las células proca- riotas son aquellas que no tienen un núcleo claramente definido ni delimitado por una membrana, mientras que las células eucario- tas sí cuentan con este núcleo real y clara- mente definido por la membrana nuclear. Los organismos procariotas son todos unice- lulares aunque pueden llegar a formar co- lonias. Los organismos que forman parte de este grupo son las bacterias. Los organismos eucariotas pueden ser tanto unicelulares como pluricelulares, y dentro de ellos pode- mos encontrar protistas, hongos, plantas y animales. Existe una gran variedad de células euca- riotas, pero generalmente distinguimos entre células animales y vegetales. A las células vegetales las diferenciamos de las anima- les porque las primeras tienen una pared celular que les da protección y un aspecto más rígido; y porque poseen cloroplastos, en cuyo interior ocurre la fotosíntesis. Por su parte, las células animales, al contra- rio que las vegetales, poseen dos centrio- los que formarán el centrosoma, que tiene un papel relevante en la división celular. Hay otra enorme cantidad de orgánulos que existen en ambos tipos de célula y que cum- plen funciones importantes. Todas las células deben tener una membrana plasmática que delimita y define la célula. Al medio interno que queda rodeado por la membrana plas- mática y donde se encuentran los orgánulos lo conocemos como citoplasma. Al ser células eucariotas, tanto las células animales como las vegetales poseen un núcleo delimitado por la membrana nuclear y en cuyo interior se encuentra el material genético hereditario. pared vegetal cloroplastomembrana plasmática aparato de Golgi REL vacuola RER ribosomas mitocondria núcleo REL RER lisosoma vacuola ribosomas centríolos núcleo mitocondria aparato de Golgi Célula eucariota animal Célula eucariota vegetal Prohibidasureproducción 13

15. 15. Niveles de organización celular A parte de los sistemas de endomembranas, existen otros orgánulos de papel muy relevante, como las mitocondrias, que aportan energía a la célula, los ribosomas que sintetizan proteí- nas o las vacuolas que almacenan agua. En algunos casos, pueden existir otras estructuras como cilios o flagelos, que intervienen en la movilidad de las células. Las células se pueden agrupar formando estructuras más complejas como los tejidos y los órganos. Siendo así, debemos tener en cuenta los distintos niveles de organización: . Todos los seres vivos, ya sean unicelulares o pluricelulares, cumplen con las tres funciones vitales: nutrición, relación y reproducción. Mediante la nutrición, el ser humano toma alimentos y oxígeno del exterior, los transforma y obtiene materia y energía. La materia pasa a formar parte de su propio cuerpo; la ener- gía hace posible que tengan lugar todas las actividades del organismo. Los sistemas que intervienen son los siguientes: sistema digestivo, sistema respiratorio, sistema circulatorio y sistema excretor. Nivel de organización Subniveles representativos Nivel celular Célula: Unidad fundamental de la vida. Hay seres vivos constituidos por una sola célula; son los organismos unicelulares. Por otra parte, están los organismos pluricelulares, en los que las células que los forman se especializan según la función que lleven a cabo. Ej.: hepatocito. Nivel pluricelular Tejido: Conjunto de células parecidas que realizan la misma función y tienen el mismo origen. Ej.: tejido hepático. Órgano: Conjunto de tejidos que funcionan coordinadamente en el desempeño de una función concreta. Ej.: hígado. Sistema: Grupo de órganos que participan conjuntamente en la realización de una función vital. Ej.: sistema digestivo. Organismo pluricelular: Ser vivo constituido por múltiples células organizadas en tejidos, órganos y sistemas. Ej.: atún. Nivel poblacional Población: Conjunto de individuos de la misma especie que conviven al mismo tiempo en un espacio determinado. Ej.: población de atunes en el Pacífico en el 2016. Comunidad: Conjunto de poblaciones de diferentes especies que establecen relaciones entre sí. Ej.: comunidad pelágica del Pacífico. Nivel ecosistema Ecosistema: Comunidad de poblaciones que viven en un mismo entorno físico y establecen diferentes tipos de relaciones entre todos sus integrantes. Ej.: ecosistema de aguas marinas templadas. Nivel celular. Hepatocito Nivel pluricelular. Hígado Prohibidasureproducción 14

16. 16. Mediante la función de relación, percibimos información del exterior y del interior del cuer- po, analizamos esta información y emitimos la respuesta necesaria en cada momento. Los órganos y sistemas implicados en la re- lación son los órganos de los sentidos y los receptores internos, el sistema nervioso, el aparato locomotor y el sistema endocrino. Mediante la función de reproducción, na- cen nuevos individuos parecidos a sus pro- genitores. El sistema encargado de llevar a cabo esta función es el sistema reproductor. Actividades 1. Observa la siguiente fotografía que correspon- de al tejido nervioso. a. Busca información y explica alguna carac- terística de las células que constituye el teji- do nervioso. b. Explica la función de este tejido. c. Pon ejemplos de su localización en el cuerpo humano. 2. Clasifica los siguientes órganos y partes del organismo según la función vital en la que intervienen: estómago - ovarios - ojos - co- razón - cerebro - hígado - trompas de Falo- pio - tráquea - riñón - próstata - arteria. 3. ¿Qué diferencias existen entre la división celular de los organismos unicelulares y los organismos pluricelulares? http://goo.gl/5N2bv6 http://goo.gl/5N2bv6 http://goo.gl/5N2bv6 Tomado del texto Biología y Geología 3º ESO volumen I. Prohibidasureproducción 15

17. 17. 2. Reproducción Es la función que asegura la supervivencia de una especie al dar lugar a nuevos individuos. En los organismos unicelulares, la división celular constituye el mecanismo básico de repro- ducción. En los organismos pluricelulares, sin embargo, la reproducción precisa de una serie de células, tejidos y órganos especializados para desarrollar esta función. Las células pueden reproducirse mediante dos mecanismos diferentes, la mitosis y la meio- sis. En la mitosis, una célula madre da lugar a dos células hijas idénticas a la madre e idén- ticas entre sí. De esta forma, los organismos unicelulares pueden crear clones de sí mismos para asegurarse la supervivencia, mientras que los organismos pluricelulares utilizan la mi- tosis para aumentar su tamaño y renovar células cuando es necesario. En la meiosis, sin embargo, una célula madre da lugar a cuatro células hijas con la mitad de la información y cada una diferente de las demás. De esta forma, se crean los gametos, células sexuales que permiten que exista la reproducción sexual entre organismos y se generen individuos con características diferentes, lo cual es muy importante para permitir la adaptación y evolución de los organismos. División meiótica I Se separan los cromoso- mas homólogos. División meiótica II Se separan las cromáti- das hermanas. Una única división Se separan las cromá- tidas hermanas. Mitosis Meiosis http://goo.gl/2fPbLO Actividades 4. Realiza una tabla comparativa que señale las principales diferencias entre la división celular por mitosis y meiosis. 5. Dibuja de forma esquemática las fases de la mitosis y la meiosis prestando especial atención al comportamiento de los cromosomas durante estos procesos. 16

18. 18. 3. Sistema inmune Dentro del sistema inmune podemos dis- tinguir dos formas de actuación. Existe una respuesta inmune inespecífica que actúa como primera barrera defensiva del ser hu- mano y la consideramos como parte del sistema inmunitario innato. Dentro de este, podemos encontrar las barreras superficia- les como la piel, las lágrimas o las mucosas, o acciones como la tos y los estornudos. También incluimos en el sistema inmunitario innato a fenómenos como la fiebre o la in- flamación, que suelen ser las primeras reac- ciones del cuerpo humano a una infección. Igualmente, existen unas células específicas llamadas fagocitos que engloban y elimi- nan cualquier partícula que nuestro cuerpo reconozca como extraña. Por otro lado, existe el sistema inmunitario adquirido. En este caso, nuestro cuerpo es capaz de memorizar a los patógenos que nos atacan y es capaz de reaccionar de una forma mucho más específica ante la in- fección. En ella actúan los anticuerpos, que reconocen al antígeno y actúan de forma concreta para combatirlo. Los seres humanos hemos sido capaces de desarrollar una serie de sustancias que nos ayudan a combatir las posibles infecciones que ocurren en nuestro cuerpo para facili- tar la tarea del sistema inmune. Una de estas sustancias son los antibióticos, que ayudan a eliminar las bacterias que puedan causar- nos alguna enfermedad. Sin embargo, está comprobado que las bacterias pueden adaptarse y evolucionar hasta crear resis- tencias a los antibióticos, por lo que no es conveniente tomarlos habitualmente. Otra de las sustancias creadas por el ser humano para facilitar el trabajo del sistema inmune y estar más protegidos frente a in- fecciones son las vacunas. Las vacunas son preparadas con una pequeña cantidad de agentes que puedan causarnos una https://goo.gl/8jGQ51 infección, generalmente debilitados. Al in- troducirla en nuestro cuerpo, este comienza a generar anticuerpos que puedan luchar contra la infección por lo que estaremos preparados ante una posible infección real. El sistema inmune es, por tanto, un sistema de gran importancia en el ser humano, pero existen algunas enfermedades que atacan a este sistema. Estas enfermedades pueden ser muy graves ya que nos dejarían debili- tados frente a otras infecciones. El ejemplo más claro de esto es el síndrome de inmuno- deficiencia adquiridia (sida) que se puede adquirir a través del virus de la inmunodefi- ciencia humana (VIH). http://goo.gl/sbp0GL Prohibidasureproducción 17

19. 19. nicho ecológico hace referencia al papel que cumple una especie en el ecosistema. A la interactuación que ocurre entre los or- ganismos que habitan en un mismo ecosis- tema la podemos dividir entre relaciones intraespecíficas e interespecíficas. Las pri- meras son las que ocurren entre individuos de la misma especie, mientras que las inte- respecíficas se dan entre organismos de es- pecies diferentes. Las relaciones intraespecíficas más impor- tantes son las familiares, gregarias, jerárqui- cas y coloniales. Todas estas relaciones per- miten la colaboración entre los individuos y aportan algo positivo a la población como la obtención de alimento o la mejora de la reproducción. También pueden existir rela- ciones dentro de la misma especie en las que uno de los individuos sale perjudicado. Este es el caso de la competencia intraes- pecífica, que ocurre habitualmente como resultado de la lucha entre dos machos para demostrar su superioridad y ser quien controla los recursos tanto territoriales como de hembras. 4. ECosistema El nivel de organización más alto en el que podemos agrupar a los seres vivos es el eco- sistema. Un ecosistema consta de poblacio- nes de seres vivos que viven en un medio junto con las interacciones que ocurren en- tre ellos. Por tanto, el ecosistema es la suma del biotopo (espacio físico) y la biocenosis (seres vivos), y las relaciones que hay entre ellos. En el biotopo no debemos considerar única- mente el lugar donde viven los organismos de un ecosistema, sino que debemos tener en cuenta también los factores ambientales, que son las condiciones fisicoquímicas que caracterizan al medio. Los más relevantes son la temperatura, las precipitaciones, la luz, la salinidad o el pH. La biocenosis está integrada por poblacio- nes de distintas especies. Cada población ocupa un hábitat distinto y un nicho eco- lógico diferente. El hábitat es el lugar físico donde vive la población mientras que el http://goo.gl/4wvoat 18

20. 20. Las relaciones interespecíficas más habituales son mutualismo, simbiosis, depredación, pa- rasitismo, comensalismo y competencia. Tanto en mutualismo como en simbiosis todos los individuos obtienen un beneficio, con la única diferencia de que la segunda es más concre- ta y específica que la primera. En la depredación y el parasitismo uno de los individuos sale beneficiado y otro sale perjudicado. Se diferencian en que, en la depredación, el organismo perjudicado muere para que el beneficiado se alimente, mientras que, en el parasitismo, el parásito intenta no matar al hospedador para poder aprovecharse el máximo tiempo posi- ble de él. El comensalismo es una relación en la que una especie sale beneficiada, mientras que no hay efecto sobre la otra especie. Por último, en la competencia interespecífica, las dos especies salen perjudicadas, ya que luchan por los mismos recursos. Por otro lado, también podemos hablar de relaciones tróficas dentro de un ecosiste- ma. Este tipo de relaciones se establecen dentro de un ecosistema para que haya una transferencia de energía y materia de un nivel a otro. Esto ocurre a través de la alimentación. Los distintos niveles tróficos que existen son productores, consumido- res primarios, consumidores secundarios y descomponedores. Los productores constituyen el primer nivel trófico. Son los encargados de introducir la energía y materia en el ecosistema, ya que son capaces de transformar materia inorgánica en materia orgánica gracias a la energía solar mediante la fotosíntesis. Los productores, por tanto, son siempre or- ganismos autótrofos. Los consumidores son organismos heterótrofos que obtienen energía alimentándose de otros organismos vivos. Los consumidores primarios son aquellos que se alimentan de los productores, es decir, son herbívoros. Los consumidores secundarios se alimentan de los consumidores primarios, por lo que son carnívoros. Los descomponedores actúan sobre todos los niveles y se encargan de transformar la ma- teria orgánica muerta en inorgánica, para que pueda volver a ser utilizada por los produc- tores. Suelen ser bacterias y hongos. Al paso de energía de un organismo a otro lo podemos representar mediante una cadena trófica. Sin embargo, lo habitual en un ecosistema es que haya varios productores distintos; y que un consumidor se alimente de distintos organismos en distintos niveles. De esta forma se crea una red trófica. Actividades 6. Escribe un ejemplo en el que podamos encontrar en la naturaleza: relaciones intraespecíficas y relaciones interespecíficas. 7. Crea una red trófica de al menos diez organismos de un ecosistema concreto y señala en ella los distintos niveles tróficos. Prohibidasureproducción 19

21. 21. CONTENIDOS:1. El método científico 2. Microscopía 1.1. Microscopía óptica 1.2. Microscopía electrónica 3. Origen y evolución del universo 4. Origen y evolución de la Tierra 5. Teorías sobre el origen de la vida 5.1 La generación espontánea 5.2. Pasteur y los matraces de cuello de cisne 5.3. Teoría de la evolución química 6. Otras teorías sobre el origen de la vida 7. Bioelementos y biomoléculas 8. Agua 8.1. Composición y estructura molecular 8.2. Propiedades fisicoquímicas del agua 8.3. Funciones biológicas del agua 9. Sales minerales 10. Biomoléculas orgánicas 20 1 Origen de la vida http://goo.gl/c4pWbb 20

22. 22. 21 Web: Noticia: Película: ¿Cómo nos pudieron brindar los cometas los primeros "bloques" para ensamblar la vida? Desde las hipótesis de Oparin pasando por los experimentos de Miller y Urey, la ciencia ha buscado con ahínco la pieza del rompecabezas que nos falta: la transformación de simples moléculas inorgánicas a orgánicas y cómo estas últimas constituyeron de algún modo los primeros organismos. Entre las cinco hipótesis principales que se trabajarán sobre el origen de la vida, la panspermia sigue siendo una de las más populares. http://goo.gl/5M9p9D Lee la noticia anterior y responde: * ¿Cómo pudo llegar vida a la Tierra en los cometas? * ¿Podemos decir que nuestros ancestros son extraterrestres? * ¿En qué consiste la teoría de la panspermia? * ¿Cómo crees que se originó la vida en nuestro planeta? Rosetta y su cometa aportan nuevas pistas so- bre el origen de la vida La sonda europea Rosetta, que acompañó al cometa 67P en el punto más cercano al Sol de su trayectoria, está comenzando, según los astrofísicos, a dar pistas fascinantes que ayudan a comprender el origen de la vida en la Tierra. http://goo.gl/oClmZa El origen de la vida en la Tierra Este documental pretende explicar cómo se ori- gina la vida en el planeta a partir de material inorgánico hasta constituir una célula viviente que es la entidad más compleja en este univer- so a pesar de estar compuesta de los mismos elementos que se encuentran en las cosas sin vida como una roca. https://goo.gl/0R3HPn En contexto: Prohibidasureproducción 21

23. 23. 1. El método científico La biología, al igual que el resto de las cien- cias naturales como la química, la física o la geología, pretende encontrar una explica- ción sobre cómo y por qué se dan los dis- tintos procesos de la naturaleza; en el caso concreto de la biología, en los seres vivos. Para esto, científicos han aceptado la nece- sidad de cumplir una serie de pasos para que las conclusiones a las que se lleguen sean válidas y aceptables. A estas etapas las conocemos como el método científico. El método científico es un proceso sistemá- tico basado en la observación y la experi- mentación, gracias al cual obtenemos co- nocimiento científico, y para llegar a este, es necesario seguir una serie de pasos: * Observación: Reconocemos un proble- ma al aplicar los sentidos a algún objeto o fenómeno natural. * Planteamiento del problema: Plantea- mos el problema en forma de pregunta a la que hay que dar respuesta. Plantamiento del problema Diseño de experimentos para comprobación de las hipótesis Hipótesis comprobadas Leyes y teorías 1.a Etapa: Observación Reconocer el problema. 2.a Etapa: Formulación de hipótesis Hacer suposiciones verosímiles y contrastables para explicar el problema. 3.a Etapa: Experimentación-control de variables Diseñar experimentos para confirmar o descartar las hipótesis buscando relaciones entre ellas, controlando variables no medidas que puedan influir. 4.a Etapa: Conclusiones Obtenerlas a partir de hipótesis confirmadas. no sí Formulación de hipótesis * Formulación de hipótesis: Hacemos supo- siciones lógicas y que puedan ser contras- tables para dar respuesta a la pregunta. * Experimentación: Diseñamos experimen- tos que puedan confirmar o descartar la hipótesis planteada. En este punto es im- portante controlar las variables que pue- dan influir en el experimento. * Aceptación/refutación: Si el experimen- to ha demostrado que la hipótesis no es válida, se ha refutado la hipótesis, por lo que debemos plantear una hipótesis nue- va y seguir de nuevo todos los pasos. Si después del experimento la hipótesis se considera cierta, creamos una teoría. * Conclusión: Una vez que hemos confirma- do la hipótesis, redactamos una teoría o una ley que explique el problema inicial. Prohibidasureproducción 22

24. 24. Gracias al método científico, podemos cons- truir un conocimiento que explique cómo funciona el mundo natural, pero para apli- car este método de forma exitosa, hay que cumplir ciertos requisitos: Para empezar, es importante eliminar los prejuicios. Esto significa que tenemos que ser lo más objetivos posible, sin permitir que nuestras ideas previas sobre un concepto afecten al análisis o a la experimentación. Debemos demostrar una actitud imparcial. A la hora de plantear hipótesis y experimen- tos que prueben o refuten la hipótesis, es im- portante ser creativo para poder proponer ideas novedosas, pero siempre desde un ra- zonamiento lógico y teniendo en cuenta que las hipótesis deben ser comprobables me- diante un experimento, y que ese experimen- to pueda repetirse en distintas condiciones. Durante la realización del experimento, hay que tener en cuenta todas las variables que puedan influir en el mismo. Una vez que ten- gamos claras las variables y cómo afecta cada una al fenómeno que se está estu- diando, debemos controlarlas o reducirlas al mínimo para asegurarnos de que los da- tos que obtendremos del experimento estén más apegados a la realidad. Al analizar los datos, es necesario ser honesto y no manipular el experimento ni modificar los datos para hacer que la hipótesis se cum- pla. El análisis debe ser objetivo e imparcial. Para finalizar, es importante tener la mente abierta a nuevas ideas. A lo largo de toda la historia de la ciencia, se han afirmado o descartando teorías y leyes sobre el entorno que nos rodea. Esto es algo normal, ya que, al mejorar la tecnología, podremos mejorar Actividades 1. Observa un fenómeno natural y somételo al método científico. Por ejemplo: ¿por qué llueve? 2. A lo largo de la historia se han aceptado muchas teorías que más tarde se ha comprobado que no eran ciertas. ¿Por qué ocurre esto? la experimentación, y así podremos acercar- nos más al conocimiento científico. No de- bemos pensar que una teoría es completa- mente cierta, sino que debemos asumir que es una forma de expresar, lo más acertada- mente que podamos, un fenómeno natural; y que cabe la posibilidad de que no sea to- talmente irrefutable. Prohibidasureproducción 23

25. 25. 2. Microscopía Como ya vimos, en cualquier ciencia, para poder avanzar en el conocimiento que po- seemos sobre el funcionamiento del mundo que nos rodea, es importante seguir una se- rie de procedimientos y aplicar el método científico a nuestra investigación. En concre- to, dentro de la biología, uno de los puntos más relevantes es la observación, pero, la base de cualquier ser vivo, la célula, no es visible al ojo humano. Para poder observar y estudiar células o es- tructuras más pequeñas que una célula, de- bemos utilizar técnicas como la microscopía. 1.1. Microscopía óptica Esta técnica se basa en la observación de las células y los tejidos por medio del micros- copio óptico. Este instrumento, ideado en el siglo XVII, abrió el camino de la investiga- ción celular gracias a los estudios realizados por Robert Hooke y otros contemporáneos suyos. Hoy en día, aún continúa siendo muy útil, tanto en la investigación como en otros campos (microbiología, medicina...). El microscopio óptico se basa en la capaci- dad de la luz para atravesar superficies muy finas. Contiene varias lentes que proporcio- nan un aumento de hasta 1500 veces y un poder de resolución de 0,2 m. Es preciso lle- var a cabo una serie de operaciones sobre el material que se quiere observar, para ob- tener una preparación; es decir, una mues- tra tratada para conseguir el máximo rendi- miento del microscopio. Elaboración de preparaciones En la mayor parte de los casos, procedemos del modo siguiente: * Fijación: Esta operación estabiliza los componentes celulares, con el objeti- vo de que su aspecto sea tan parecido como sea posible al del tejido vivo. Em- pleamos formaldehído, ácido acético y alcohol etílico. * Deshidratación: El agua es un componen- te muy abundante en la mayoría de los tejidos y conviene eliminarla de la mues- tra para facilitar las operaciones posterio- res. Para ello, sumergimos la muestra en diversos baños de alcohol de graduación creciente hasta llegar al alcohol absoluto, que produce una deshidratación total. * Inclusión: Los tejidos son, mayoritariamen- te, blandos y frágiles, por lo que resulta muy difícil hacer cortes finos sin estropear el material. Para evitar este problema, añadimos a la muestra una sustancia lí- quida que se interpone entre los compo- nentes del tejido y que, después, se solidi- fica. Esta sustancia es, habitualmente, la parafina. oculares revólver brazo pie tornillo macrométrico fuente de luz objetivo platina tornillo micrométrico * Corte: Cortamos la muestra incluida en parafina y solidificada en láminas muy fi- nas con el microtomo. Obtenemos cortes de 1 a 25 μm de espesor que permiten el paso de la luz. http://goo.gl/P9mJzm Prohibidasureproducción 24

26. 26. Algunos colorantes y partes u orgánulos que tiñen Colorante Componentes celulares teñidos Orceína-acética Cromosomas Verde-Yodo Cromatina Verde-Jano Mitocondrias Safranina Paredes celulares de celulosa Azul de toluidina Coloración general con elevado contraste Existen distintos diseños de microtomo. En los modelos más sencillos, el corte se hace a mano con una cuchi- lla muy afilada. En otros casos, los microtomos incorpo- ran automatismos y son más precisos. * Montaje: Colocamos los cortes sobre un portaobjetos y cubrimos con xileno (o xilol), para eliminar el mate- rial de la inclusión y dejar la muestra lista para la ac- ción de los colorantes. * Tinción: Las células, en su estado natural, son transpa- rentes e incoloras y resultan, por lo tanto, casi invisibles; por ello, requerimos la aplicación de colorantes. Los colorantes presentan especificidad para unas sus- tancias concretas. De este modo, teñimos comparti- mentos celulares en los que predomina en su mayoría una determinada sustancia. La utilización de diversos tipos de colorantes sobre una célula permite distinguir distintos componentes celulares. Una de las técnicas de tinción más usada es la aplica- ción de hematoxilina y eosina (H-E). La eosina tiene carácter ácido y, por afinidad quími- ca, tiñe de color rosado las zonas de la célula en las que predomina el pH básico, fundamentalmente el citoplasma. La hematoxilina es de carácter básico y tiñe de color azulado los componentes ácidos de la célula. Por ello, es útil para destacar zonas, como el núcleo y algunas regiones citoplasmáticas, debido a su contenido en ácidos nucleicos. Después de aplicar los colorantes, lavamos el exceso y colocamos un cubreobjetos sobre la muestra. * Conservación: En el caso de las preparaciones que queremos conservar, sellamos el cubreobjetos con sustancias, como el bálsamo del Canadá, que evitan la entrada de aire y la putrefacción de la muestra. Otra técnica habitual en microscopía óptica es el frotis, que llevamos a cabo con sustancias líquidas o semilí- quidas, como la sangre, que extendemos sobre un por- taobjetos formando una capa fina. A continuación, rea- lizamos los procesos de fijación, deshidratación y tinción, y podemos observar la preparación sin necesidad de cubreobjetos. https://goo.gl/8jGQ51http://goo.gl/7Z0j3g El microtomo de rotación puede hacer cortes de 1 a 25 μm de espesor. Hematoxilina Prohibidasureproducción 25

27. 27. 1.2. Microscopía electrónica Esta técnica se basa en la utilización de haces de electrones en lugar de luz. Existen distintos tipos de microscopios electrónicos. El microscopio electrónico de transmisión permite la observación detallada del interior de las células. La sustitución de la luz por electrones proporciona un poder de resolución de hasta 10 Å; es decir, la distancia mínima entre dos puntos próximos que pueden verse separados es de 10 Å. El número de aumentos puede llegar a 106 veces, valores muy superiores a los que se consiguen con el microsco- pio óptico. Obtenemos las imágenes del modo siguiente: * Los electrones se producen en un filamento de tungsteno que constituye el cátodo y que está situado en la parte superior de un cilindro de unos dos metros de longitud. Para evitar que los electrones se dispersen al colisionar con las mo- léculas y los átomos de aire, mantenemos el va- cío en el interior del cilindro. * Los electrones son atraídos hacia una placa con carga positiva, el ánodo. Entre el ánodo y el cá- todo aplicamos una diferencia de potencial que aumenta la energía cinética de los electrones. * En el ánodo existe un pequeño orificio. Cuando los electrones lo atraviesan, obtenemos un haz fino de electrones. * Unas bobinas electromagnéticas actúan como lentes (condensadora, objetivo y de proyección) y enfocan el haz de electrones. Colocamos la muestra en el interior del cilindro. Al atravesar la muestra, los electrones reducen su velocidad de distinta manera según las caracte- rísticas de la parte de la muestra que atraviesan. Finalmente, inciden sobre una pantalla fluorescen- te, donde producen un punto luminoso cuya inten- sidad es directamente proporcional a la velocidad de los electrones. Observación mediante contraste de fases Fotografía de espermatozoides a cuatrocientos au- mentos hecha al microscopio de contraste de fases. La observación al microscopio siguiendo las pautas anteriores implica la muerte de los teji- dos. Por tanto, observamos células de las cua- les no es posible distinguir las características propias de su actividad. La observación de células vivas es posible me- diante el microscopio de contraste de fases. Este es un microscopio óptico que se basa en los diferentes índices de refracción que pre- sentan las partes de una muestra transparente y sin teñir. Mediante una serie de dispositivos especiales, el microscopio de contraste de fa- ses permite transformar las diferencias de re- fracción en diferencias de luminosidad. Las muestras permanecen vivas y, por ello, po- demos observar los movimientos celulares y las corrientes citoplasmáticas. La incorporación de cámaras de video alta- mente sensibles a la luz permite grabar imáge- nes de las células en plena actividad. http://goo.gl/5Fg51F cátodo ánodo preparación imagen sobre la pantalla ventana de visión bobinas Esquema de un micros- copio electrónico Prohibidasureproducción 26

28. 28. 3. Origen y evolución del universo Hace cientos de miles de años, con temperaturas de unos miles de grados, los electrones fueron frenados lo suficiente como para ser capturados por los núcleos atómicos, que ori- ginaron los primeros átomos completos. La materia así creada se asoció 1000 millones de años después, formó protogalaxias, compuestas por estrellas que en su interior sintetizaron núcleos atómicos pesados, como carbono, nitrógeno, hierro... A partir de los productos de estas protogalaxias, se formaron nuevas generaciones de galaxias, como la Vía Láctea. Según las últimas teorías sobre el origen del universo, este se habría originado entre 15 000 y 20 000 millones de años a partir de la expansión de un único punto de temperatura y densidad infinitas en lo que conocemos como el big bang. Este punto o singularidad inicial contendría toda la materia y la energía que constituyen nuestro universo, y su expansión marcaría el inicio del tiempo y el espacio. A continuación, vamos a ver los fenómenos que estas teorías suponen que tuvieron lugar desde lo que se considera el inicio del tiempo y del universo. A medida que se producía la expansión, la temperatura disminuyó, hasta alcanzar los 100 000 millones de grados aproxi- madamente tres minutos después del inicio de la expansión. Este descenso abrió la posibi- lidad de la condensación de la energía en partículas subatómicas, quarks en primer lugar, que acabaron asociándose en protones, neutrones, mesones y bariones. Unos tres minutos después del big bang, estas partículas dieron lugar a los núcleos atómicos más ligeros. 0 Singularidad de la gran explosión inicial Big bang Leyes de la física exóticas y desconocidas 10-43 segundos Era de la teoría de la gran unificación. El equilibrio entre materia y antimateria se decanta a favor de la materia. 10-35 segundos Era electrodébil, dominada por quarks y antiquarks. 10-10 segundos Era de los hadrones y leptones. Los quarks se asocian formando protones, neutrones y otras partículas. 1 segundo Los protones y neutrones se combinan formando núcleos de hidrógeno, helio, litio y deuterio. 3 minutos La materia y la radiación se acoplan y se forman los primeros átomos estables. 1000 millones de años Cúmulos de materia forman quásares, estrellas y protogalaxias. En el interior de las estrellas comienzan a sintetizarse núcleos más pesados. 15 000 millones de años Se forman nuevas galaxias con sistemas solares alrededor de las estrellas. Los átomos se enlazan entre ellos para formar moléculas. La conocida fórmula E = mc2, descu- bierta a principios del s. XX por Albert Einstein, relaciona dos conceptos que hasta el momento habían estado completamente separados: la energía y la materia. La materia no es más que una forma condensada de energía, y, por lo tanto, puede generarse a partir de ella. y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES Los quarks son partículas subnuclea- res, que existen asociados y forman compuestos llamados hadrones. Los protones y los neutrones, que son un tipo de hadrones, están formados por la asociación de tres quarks. El otro tipo de partículas subnucleares que constituye la materia son los lep- tones, como el electrón o los neutrinos. https://goo.gl/njqVmb Prohibidasureproducción 27

29. 29. Mucho después del origen del universo, la materia creada chocaba y se fusionaba generando estructuras cada vez mayores llamadas planetesimales, las cuales seguían chocando entre sí para originar planetas. De esta manera, hace aproximadamente 4500 millones de años, se formó la Tierra. A medida que los protoplanetas chocaban entre ellos en el proceso de formación de la Tierra primitiva, la energía liberada por los impactos, así como la desintegración de los elementos radioactivos, incrementaron la temperatura, y provocaron que los materia- les que formaban el planeta se fundieran. De esta manera, se produjo una segrega- ción durante la cual los componentes más pesados se desplazaron hacia el centro por efecto de la gravedad, mientras que los más ligeros quedaron en las capas exteriores. Poco a poco, estos materiales fueron en- friándose y solidificándose, y produjeron una delgada corteza. La dinámica interna del planeta condujo a una serie de episodios volcánicos continuados, durante los cuales se liberaron al exterior los gases generados por el magma, tales como CO2 , SO2 , com- puestos de nitrógeno y vapor de agua. Este último se condensó en la atmósfera, y origi- nó una capa nubosa de gran potencia, que 4. Origen y evolución de la Tierra precipitó en forma de lluvia sobre la superfi- cie y originó los océanos. En la Tierra primitiva, con una atmósfera re- ductora, pobre en oxígeno, podrían haberse formado una gran variedad de compuestos orgánicos. Algunos científicos afirman que, solo con la energía que se libera actualmen- te en la Tierra en forma de relámpagos, las reacciones en la atmósfera habrían podido formar en 100 000 años materia orgánica suficiente como para cubrir la superficie de la Tierra con un espesor de un metro. Estas moléculas, arrastradas por la lluvia, se acu- mularían en los océanos, que quedarían convertidos en una suspensión de materia orgánica: algo parecido a un caldo, el cal- do primigenio. A partir de este punto, se iniciaría un proce- so de evolución química, a través del cual las moléculas orgánicas se irían perfeccio- nando, creando un sistema de autorreplica- ción basado en los ácidos nucleicos (ADN y ARN). De este modo, las moléculas orgá- nicas crearían un entorno propio en el que se aislarían gracias a capas de sustancias grasas o lípidos, que delimitarían los prime- ros protoorganismos. 1 2 hidrógeno carbono oxígeno formaldehído aminonitrilo glicina amoníaco amoníaco + + + + + cianuro de hidrógeno aminonitrilo agua agua Prohibidasureproducción 28

30. 30. Estos primeros organismos, semejantes a las bacterias actuales, se alimentarían de la materia orgánica presente en el agua de los océanos hasta que esta dejó de ser abun- dante. Entonces, obligados a buscar nuevas estrategias de obtención de nutrientes, un grupo de seres vivos descubriría una reac- ción que habría de cambiar radicalmente el aspecto del planeta: la fotosíntesis. La captación de CO2 y la liberación a la at- mósfera de O2 por parte de los organismos autótrofos tendrá una serie de consecuen- cias que marcarán la evolución del planeta y de sus pobladores. Si observamos las atmósferas de los otros dos planetas interiores que disponen de ella, Venus y Marte, observaremos que se basan fundamentalmente en CO2 y N2 , tal y como se supone que era la primitiva atmósfera terrestre. La Tierra es el único planeta que conocemos con un porcentaje de oxígeno atmosférico cercano al 20 %, producto de la actividad de los seres vivos. El descenso de la concentración atmosférica de CO2 provoca: El incremento de la concentración atmosférica de O2 produce: * Disminución del efecto invernadero * Bajada de las temperaturas en la superficie del planeta * Futuras glaciaciones a escala local y planetaria * Cambio de la química planetaria: reacciones de oxidación * Extinción de los organismos anaerobios o regre- sión a hábitats marginales * Posibilidad de metabolismos aerobios, más ren- tables energéticamente, y con ellos posibilidad del paso a la pluricelularidad * Formación de la capa de ozono y protección de la superficie de los rayos ultravioletas; se hace posible la colonización de la Tierra fuera de los océanos Métodos de datación y eras geológicas La datación de los acontecimientos geo- lógicos que se han sucedido en el planeta Tierra se ha realizado de diversas maneras. En primer lugar cabe diferenciar entre la da- tación relativa y la datación absoluta. La datación relativa nos informa que mate- riales son más antiguos que otros, pero no nos dice cuáles son sus edades. Por ejem- plo, podemos saber que un fósil A situado en un estrato horizontal por encima de otro, es más moderno que otro fósil B contenido en el estrato inferior, pero no obtenemos in- formación de cuál es su edad. Para realizar una datación absoluta se uti- lizan actualmente métodos de radiocro- nología. Estos métodos se basan en la ca- pacidad de desintegración de los isótopos radiactivos de diferentes elementos. Los ele- mentos radiactivos o padres se desintegran y dan lugar a los elementos radiogénicos. Así, en una determinada roca, a partir del momento en que se forma y a medida que pasa el tiempo, aumenta el porcentaje de los elementos radiogénicos y disminuye el de los radiactivos. Si conocemos la tasa de desintegración del elemento radiactivo en cuestión y los porcentajes en los que apare- ce en la roca junto con sus elementos hijos, podremos inferir la época de formación de dicha roca. A. Fósil más moderno B. Fósil más antiguo Datación relativa Prohibidasureproducción 29

31. 31. Cuando una roca ígnea se solidifica, se forman minerales que atrapan isótopos radiactivos, los cuales iniciarán su desintegración hacia los elementos hijos estables. Los isótopos más utilizados en datación geológica son los de la tabla adjunta. La datación de las rocas nos permite establecer una escala de tiempo geológico sobre la cual situar los acontecimientos y etapas por los cuales ha pasado el planeta. Las eras y períodos en los que se divide la his- toria de la Tierra no tienen la misma duración, ya que esta escala se estableció en función de las formas de vida fósiles presentes en las diferentes rocas, y se determina posteriormente la datación absoluta de las mismas. Era Período Época Inicio hace (M. A.) Cenozoico Cuaternario Holoceno 0,01 Pleistoceno 1,8 Terciario Neógeno Plioceno 5 Mioceno 22,5 Paleógeno Oligoceno 37,5 Eoceno 54,5 Paleoceno 65 Mesozoico Cretácico Superior 100 Inferior 141 Jurásico Malm 160 Dogger 176 Lias 195 Triásico Superior (Keuper) 212 Medio (Muschelkalk) 223 Inferior (Buntsandstein) 230 Paleozoico Pérmico Superior 251 Inferior 280 Carbonífero Superior 325 Inferior 245 Devónico Superior 360 Medio 370 Inferior 395 Silúrico Superior 423 Inferior 435 Ordovícico Superior 450 Inferior 500 Cámbrico Superior 515 Medio 540 Inferior 570 Precámbrico Algónquico 2650 Arcaico 4600 Eras geológicas de la historia de la Tierra Isótopo padre Productos hijos estables Vida media (millones de años) U238 Pb236 y He 4,5 U235 Pb207 y He 0,71 Th232 Pb208 y He 14 Rb84 Sr87 51 K40 Ar40 , Ca40 1,3 Actividades 3. Comenta el impacto de la aparición de los organismos fotosintéticos sobre el planeta. Solución. La aparición de organismos fotosintéticos tuvo una gran repercusión sobre el planeta ya que fueron ellos quienes provocaron que la atmósfera tenga un alto contenido en O2 y bajo en CO2 . Esto provocó que los organismos anaerobios se extinguieran o vieran su distribución muy reducida mientras que los organismos aerobios se convirtieron en más aptos evolutivamente hablando. Además, producían energía de forma más rentable, lo que les permitió convertirse en pluricelulares. Por otro lado, el oxígeno en la atmósfera permitió la formación de la capa de ozono, la cual filtra la radiación ultravioleta, lo que permitió a los seres vivos salir del agua y colonizar la superficie terrestre. La datación por carbono-14 Uno de los métodos de determinación de la edad de las sustancias orgánicas por radiocronología es el método del carbono-14. Este es un isótopo radiactivo del carbono que se origina en las capas altas de la atmósfera y que es incorpo- rado a lo largo de la vida por plantas y animales. Se mantiene una proporción constante entre el carbono-14 y el car- bono-12 ordinario. A partir de la muerte del organismo, la cantidad de carbono-14 empieza a dis- minuir, porque se detiene su incorpora- ción a la vez que va desintegrándose y da lugar a carbono-12. Conociendo la relación que existe entre carbono-14 y carbono-12 en una muestra de materia orgánica, podemos conocer de forma muy precisa la fecha de la muerte del organismo. El carbono-14 tiene una vida media muy breve (5730 años) y, por ello, solo es aplicable a muestras de menos de 40 000 años de antigüedad. Prohibidasureproducción 30

32. 32. Existen varias hipótesis de cómo se generó la vida en nuestro planeta. A continuación, repasaremos algunas de ellas. Una de las teorías planteadas sobre el ori- gen de la vida es el creacionismo, donde se propone que todos los seres vivos provienen de un creador divino. Sin embargo, esta teoría no se puede probar a través del méto- do científico. 5.1 La generación espontánea La palabra biología proviene del griego bios que significa 'vida' y logos que significa 'estudio'. Por lo tanto, podemos definir a la biolo- gía como la ciencia que estudia los seres vivos. Ya hemos visto la principal teoría sobre el origen de la Tierra, pero ¿cuándo y cómo apareció la vida? Durante la Edad Media y hasta el siglo XVI predo- minaba la idea de que los seres vivos eran crea- dos por un poder divino. Sin embargo, ya en el si- glo XVII, comenzó a tomar fuerza una idea que ya había surgido en pueblos de la Antigüedad: que los organismos vivos aparecían por generación es- pontánea. La teoría de la generación espontánea mantiene el pensamiento de que ciertos seres vi- vos, como insectos, gusanos o ratones, se originan de forma repentina a partir de materia inorgánica. En 1668, Francesco Redi realizó un experimento con el objetivo de refutar la teoría de la generación es- pontánea. Para ello, puso carne en descomposi- ción en distintas bandejas, una de ella tapada con una tapa, otra cubierta por una tela y otra total- mente descubierta. Según la teoría de la genera- ción espontánea las larvas aparecerían de forma repentina, pero Redi demostró que las larvas solo aparecían en la carne sin tapar, ya que en el resto las moscas no podían depositar los huevos. Actividades 4. Contesta: Ya has visto anteriormente en qué consiste el método científico. ¿Crees que los experi- mentos de Redi siguen este método? ¿Por qué? 5. Plantea un experimento que cumpla con todos los requisitos del método científico que refute la teoría de la generación espontánea. 5. Teorías sobre el origen de la vida frasco destapado frasco cubierto con tela frasco tapado https://goo.gl/Kwf7fJ Prohibidasureproducción 31

33. 33. 5.2. Pasteur y los matraces de cuello de cisne Con el experimento de Redi, quedó en evidencia que los orga- nismos macroscópicos no podían surgir por generación espontá- nea, pese a ello, durante el siglo XVIII aún se creía en la genera- ción espontánea de los microorganismos. Según las creencias de la época, simplemente poniendo sustancias en descomposición en un lugar cálido, los microorganismos aparecían en el caldo de cultivo. La controversia duró hasta 1864 cuando Louis Pasteur presentó su experimento en el cual demostró que los microor- ganismos están presentes en el aire y no se generan de forma espontánea. En sus experimentos, Pasteur utilizó matraces de cuello de cisne, matraces modificados para conseguir que pasara el oxígeno (solo indispensable para la vida) pero que impedían que las bacterias pasaran ya que quedaban atrapadas en las curvas del cuello del matraz. Pasteur demostró que si hervía el líquido de los matraces y no se manipulaba el cuello, no aparecía ningún organismo. Sin embar- go, si se giraba el matraz o se rompía el cuello del mismo, apare- cían microorganismos en el caldo de cultivo, pero no porque se generaran espontáneamente, sino porque estos se encuentran en el aire. Después de este experimento, quedó claro para toda la comuni- dad científica que los organismos no aparecían de forma repen- tina y la teoría de la generación espontánea quedó totalmente sin piso. http://goo.gl/GvKdkf Louis Pasteur (1822 - 1895) Es uno de los científicos más reconocidos a nivel mundial. Además de haber realizado el experimento que refutó la teoría de la generación espontánea, logró grandes avances en el campo de la microbiología y la química. Fue el creador de la téc- nica de la pasteurización, relacionó por primera vez los microorganismos con las enfermedades infecciosas y contribuyó al desarrollo de las vacunas como método de prevención de enferme- dades. El Instituto Pasteur que se inauguró en 1888 en honor a Louis Pasteur es una de las instituciones referentes en la investigación de enfermeda- des infecciosas. cuello del frasco curvado con calor frasco vertical. El caldo permanece sin microbios caldo contaminado con microbios frasco inclinado polvo y microbios retenidos caldo vertido en frasco hervido del caldo Prohibidasureproducción 32

34. 34. 5.3. Teoría de la evolución química Después de los experimentos de Pasteur, quedó claro que la vida no aparecía de forma espontánea, pero seguía sin existir una teo- ría clara que explicara el posible origen de la vida. Esto fue así hasta 1924 cuando A. I. Oparin y J. B. S. Haldane, de forma inde- pendiente, propusieron un marco teórico en el que la vida tuvo que desarrollarse en la Tierra, gracias al cual ya podrían realizarse experimentos que aceptaran o refutaran la teoría. Tanto Oparin como Haldane propusieron la idea de que, para conocer cómo se originó la vida en la Tierra, debían plantearse las condiciones que existían en la Tierra en ese momento, es decir, hace aproximadamente 3500 millones de años. Estas condiciones eran totalmente diferentes a las que conocemos actualmente, ya que existía una atmósfera reductora (sin oxígeno libre o con muy poco oxígeno), altas temperaturas y grandes cantidades de des- cargas eléctricas en forma de rayos. Haldane fue el primero en hablar de un caldo primordial, hacien- do referencia al océano que cubriría gran parte de la Tierra en aquella época. En ese caldo, aparecería una enorme cantidad de moléculas orgánicas formadas a partir de moléculas inorgá- nicas, simplemente desde la energía que se liberaba sobre la Tie- rra. Del mismo modo, Oparin propuso que las altas temperaturas junto con la radiación ultravioleta y las descargas eléctricas que ocurrían en la atmósfera debido a las tormentas, provocarían una reacción química de los compuestos inorgánicos que darían lu- gar a los compuestos orgánicos. Esto es lo que conocemos como la evolución química. Las grandes moléculas orgánicas que se formaron por evolución química debieron seguir evolucionando en moléculas más com- plejas, hasta que quedara rodeada por una membrana, fuera capaz de autorreplicarse, y diera origen a la vida celular similar a la que conocemos hoy en día. http://goo.gl/lQ0XgA Aleksandr Ivanovich Oparin (1894 - 1980) Fue un biólogo ruso que rea- lizó grandes avances en el campo del origen de la vida. Fue un gran estudioso de la teoría de la evolución de Darwin y, en 1923, publicó el libro El origen de la vida. Sus teorías se enfrentaron desde el primer momento a una fuerte oposición pero, años más tarde, con el apoyo de la experimentación, han sido aceptadas como hipótesis válidas. John Burdon Sanderson Haldane (1892 - 1964) Fue un biólogo británico con- siderado, junto con Oparin, el padre de las teorías mo- dernas sobre el origen de la vida. Fue un fuerte defensor de las teorías de la selección natural como mecanismo de evolución. Propuso el prin- cipio de Haldane, donde afirma que el tamaño de los seres vivos define la comple- jidad de sus órganos internos. http://goo.gl/2xVyDZhttps://goo.gl/2MFmfr Prohibidasureproducción 33

35. 35. electrodos descargas eléctricas hidrógeno, vapor de agua, metano y anoniaco "atmósfera" entrada de gases agua hirviendo "océano" entrada de agua condensador salida de aminoácidos y otros compuestos orgánicos salida de agua Las teorías propuestas por Oparin y Haldane no fueron total- mente aceptadas por la comunidad científica, en vista de que recordaban demasiado a la teoría de la generación espontá- nea. Sin embargo, en 1953, se llevó a cabo un experimento que demostró la viabilidad de la teoría de la evolución química. Basándose en las teorías de Oparin y Haldane, el científico Stan- ley L. Miller ideó un experimento que simulara las condiciones te- rrestres de hace 3 500 millones de años para comprobar si era po- sible la aparición de moléculas orgánicas a partir de inorgánicas. Para ello Miller mezcló en un recipiente cerrado los gases que supuestamente existían en la atmósfera primitiva: metano, amo- niaco, hidrógeno y vapor de agua. Esta mezcla de gases fue sometida a temperaturas de 80 °C y sobre ella se aplicaron des- cargas eléctricas durante una semana. Pasado este tiempo, se observó que, disueltos en agua, aparecían varios aminoácidos, moléculas constituyentes de las proteínas. En experimentos pos- teriores, se descubrió que también se podía obtener uracilo y citosina, moléculas que forman parte del ADN y ARN. Stanley L. Miller (1930 - 2007) Químico y biólogo estadouni- dense conocido por sus estu- dios sobre el origen de la vida. Sus estudios iniciaron una divi- sión nueva de la biología: la exobiología. La exobiología es la rama de las ciencias biológicas que se ocupa del estudio de la exis- tencia de vida en otros lugares del universo aparte de la Tie- rra. Relacionada con la astro- nomía, la cosmología, la bio- logía, la astrofísica, etc., busca responder cuestiones funda- mentales: ¿Qué es la vida? ¿Cómo evoluciona? ¿Hay vida en otros lugares del universo? Miller fue profesor de Química en la Universidad de California a partir de 1958. Posteriormen- te, fue director de un grupo de investigación del centro espe- cializado en exobiología de la NASA. Obtuvo numerosos reconocimientos a su trabajo, entre ellos la Medalla Oparin. Gracias a este experimento, se concluyó que, si las condiciones de la Tierra eran realmente las que se habían reproducido, la síntesis de compuestos orgánicos a partir de elementos y compuestos inorgánicos sencillos era posible. Muchos científicos han rechazado esta teoría, puesto que es muy posible que las condicio- nes en la Tierra primitiva no fueran las planteadas en el experimento de Miller. Sin embargo, durante la segunda mitad del siglo XX se han realizado numerosos experimentos que han modificado las condiciones iniciales, como el experimento realizado por Joan Oró en 1960, en el que, a partir de cianuro de hidrógeno (constituyente de las nubes interestelares y los núcleos de los cometas), obtuvo adenina, compuesto de gran importancia en el ADN. Aún existen muchos interrogantes sobre las condiciones de la Tierra hace miles de millones de años, pero sí sabemos con seguridad que puede existir una evolución química que for- me moléculas orgánicas a partir de inorgánicas, y esto es uno de los posibles orígenes de la vida en nuestro planeta. http://goo.gl/Zuw2Cz Prohibidasureproducción 34

36. 36. Una vez que se hubieran formado las moléculas orgánicas, estas deberían quedar rodeadas por una membrana que las aislara del medio externo y de- berían ser capaces de autorreplicarse, pero ¿cómo puede ocurrir esto? ¿Cómo sucede un aislamiento entre un medio externo y uno interno? El aislamiento del medio exterior proporciona cierta protección frente a los efectos adversos del entorno, y esto permite que en el medio interno se man- tengan concentraciones elevadas de componentes que de otra manera se difundirían y dispersarían. Las sustancias, cuando se hallan en mayor concen- tración pueden reaccionar más rápido y aumentar su eficacia en la produc- ción de polímeros y otros tipos de reacciones químicas. En sus experiencias, Oparin observó que, cuando se mezclan con agua, al- gunos polímeros forman unas pequeñas gotitas (de hasta quinientas micras de diámetro), denominadas coacervados o micelas. Estas microesferas sirven para imaginar el comportamiento de gotitas similares que pudieron haberse producido. Actualmente, las teorías se dirigen a la búsqueda de moléculas que combi- nan en su estructura una parte hidrofóbica y una parte hidrofílica. Estas molé- culas, en contacto con el agua, forman vesículas membranosas (sacos llenos de líquido) que crecen y se dividen. ¿Cómo se originó la capacidad de reproducción? Este punto es aún confuso. Si las vesículas con- tuvieran alguna molécula con capacidad informativa, estaríamos ante el precursor de una célula. La capacidad reproductiva debió desarrollarse paralelamente a la capacidad de sintetizar sustancias y la de obtener ener- gía para la construcción de las propias estruc- turas. El flujo de información genética, tal como fun- ciona hoy día, es el paso de ADN a ARN y de este a proteínas. Y aunque se necesita ADN para producir proteínas, también necesitamos para transcribir, traducir, replicar, etc. Por tan- to, ¿qué macromolécula fue primero: las proteínas o el ADN? Según diversas hipótesis, el ARN surgió antes que el ADN y las proteínas en las primeras etapas de la evolución. El ARN controlaría la traducción de proteínas, y el ADN sería posterior. Así se intenta explicar de qué modo se obtuvieron las que se consideran las primeras células: seres similares a las células procariotas. Sin embargo, estas teorías solo son respuestas provisionales. Con toda segu- ridad, el desarrollo de nuevas líneas de investigación puede modificar cual- quiera de los planteamientos anteriores y posiblemente nos acerquemos, cada vez más, al conocimiento del origen de la vida. Micelas http://goo.gl/SpMmJj http ://goo.gl/SgeZ2Y 35

37. 37. 6. Otras teorías sobre el origen de la vida A pesar de que actualmente el paradigma sobre el origen de la vida aceptado por la mayoría de la comunidad científica se basa en las teorías de Oparin, existe aún mucha controversia y se mantienen otras posibles hipótesis que darían respuesta a la pregunta ¿cómo se inició la vida en la Tierra? Dentro de estas hipótesis, hay muchas que sitúan el origen de la vida en algún punto del universo lejano a la Tierra, planteando que la vida en nuestro planeta proviene del exterior y habría llegado a la Tierra a través de cometas o meteoritos. El ejemplo más representativo de estas hipótesis es la panspermia, que propone que formas de vida microscópicas o moléculas orgánicas llegaron a la Tierra a través de meteoritos y, una vez en nuestro planeta, evolucionaron hasta convertirse en las formas de vida que co- nocemos actualmente. A favor de esta teoría se han encontrado, en restos de meteoritos, estructuras que po- dían haber sido causadas por organismos microscópicos. Además, se ha demostrado que algunas bacterias son capaces de sobrevivir largos períodos en el espacio exterior. La parte negativa de estas teorías es que realmente no dan una respuesta a cómo se originó la vida, simplemente sitúan el inicio de esta en un escenario lejano a la Tierra. Actividades imagendefondo:http://goo.gl/25yyDE http://goo.gl/ZPH5Zx 9. Investiga acerca de la posibilidad de que exista vida fuera de la Tierra. 10. Contesta: ¿Crees que la existencia de vida extraterrestre sería una prueba a favor de la teoría de la panspermia? 11. Imagina que la teoría de la panspermia es cierta. De la misma forma que llegó vida a la Tierra, pudo llegar a otros planetas. ¿Cómo crees que podría haber evolucionado la vida en otros plane- tas? ¿Hasta qué punto se parecerían los organismos de la Tierra a los de otros planetas? 36

38. 38. El análisis de la composición de los seres vivos nos muestra que los elementos quími- cos que los constituyen son los mismos que componen el resto de la materia de nuestro planeta, de nuestra galaxia y del universo. Sin embargo, la proporción en la que se en- cuentran los distintos elementos es diferente en los seres vivos y en la materia inanimada. Los elementos que predominan en los seres vivos son el carbono (C), hidrógeno (H), oxí- geno (O), nitrógeno (N), fósforo (P) y azufre (S). A estos elementos los conocemos como bioelementos primarios, ya que son los ele- mentos indispensables para formar las mo- léculas que conforman la materia viva y constituyen aproximadamente el 96 % de la misma. En los seres vivos, encontramos, en un por- centaje mucho menor, otros elementos que consideramos bioelementos secundarios. Estos son necesarios para mantener el equi- librio osmótico y para realizar el metabolis- mo, por lo que son indispensables para la vida. Los bioelementos secundarios son cal- cio (Ca), sodio (Na), potasio (K), cloro (Cl), magnesio (Mg), hierro (Fe) y yodo (I). Por último, encontramos los oligoelementos, que se encuentran en proporciones mucho más bajas y no en todos los seres vivos, pero que tienen un papel importante. Algunos de estos oligoelementos son el flúor (F), el cobre (Cu), el zinc (Zn) o el cobalto (Co). Los bioelementos establecen entre ellos múl- tiples y complejas combinaciones, que dan lugar a las biomoléculas, moléculas que constituyen a los seres vivos. Existen dos tipos de biomoléculas: orgánicas e inorgánicas. Las biomoléculas orgánicas son los glúcidos, los lípidos, las proteínas y los ácidos nucleicos. Todas ellas son sustancias basadas en la unión de numerosos átomos de carbono y las estudiaremos en la próxi- ma unidad. Aunque las biomoléculas orgánicas consti- tuyen una parte importante de los seres vi- vos, existen dos biomoléculas inorgánicas de gran relevancia para la vida: el agua y las sales minerales. Fr Cs Ga Br Ne Ar Kr Xe He Tc Hg Rn Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cp Pm EsNp Pu Am Cm Bk Cf Fm Md No Lr Uut Fl Uup Lv UuoUus 1 2 3 4 75 6 98 10 1211 13 14 16 1817 1,011 --87 Be 9,014 Mg 24,3112 Ca 40,0820 Sr 87,6238 Ba 137,3356 Ra --88 Sc 44,9621 Y 88,9139 La 138,9157 Ac --89 Ti 47,8722 Zr 91,2240 Hf 178,4972 104 V 50,9423 Nb 92,9141 Ta 180,9573 Li 6,943 Na 22,9911 K 39,1019 Rb 85,4737 132,9155 1 2 3 4 5 6 7 B 10,815 Al 27,9813 69,7231 In 114,8249 Cr 52,0024 Mn 54,9425 Fe 55,8526 Co 58,9327 Ni 58,6928 Cu 63,5529 Ag 107,8747 Zn 65,4130 Cd 112,4148 C 12,016 Si 28,0914 Ge 72,6432 Sn 118,7150 14,017 P 30,9715 As 74,9233 Sb 121,7651 16,008 S 32,0716 Se 78,9634 Te 127,6052 19,009 35,4517 79,9035 I 126,9053 20,1810 39,9518 83,8036 131,2954 4,002 Tl 204,3881 Mo 95,9442 W 183,8474 --43 Re 186,2175 Ru 101,0744 Os 190,2376 Rh 102,9145 Ir 192,22 Pd 106,4246 Pt 195,0878 Au 196,9779 200,5980 Pb 207,1982 Bi 208,9883 Po --84 At --85 --86 105 109108107106-- -- -- -- -- 15 112111110 -- -- 77 -- 164,9367140,1258 140,9159 144,2460 --61 150,3662 151,9663 157,2564 158,9365 162,5066 167,2668 168,9369 173,0470 174,9771 HoCe Pr Nd Sm Eu Gd Tb Dy Er Tm Yb Lu --99232,0490 231,0491 238,0392 --93 --94 --95 --96 --97 --98 --100 --101 --102 --103 Th Pa U 113 114 115 116 118 ------------ --117 Metales de transición interna Hidrógeno Litio Sodio Berilio Magnesio Helio Neón Argón Flúor Cloro Oxígeno Azufre Nitrógeno Fósforo Carbono Silicio Boro Aluminio Potasio Rubidio Calcio Estroncio Bario Escandio Itrio Lantano Titanio Circonio Hafnio Vanadio Niobio Tantalio Cromo Molibdeno Volframio Manganeso Tecnecio Renio Hierro Rutenio Osmio Cobalto Rodio Iridio Níquel Paladio Platino Cobre Plata Oro Cinc Cadmio Mercurio Criptón Xenón Radón Bromo Yodo Astato Selenio Teluro Polonio Arsénico Antimonio Bismuto Germanio Estaño Plomo Indio Talio Galio Cesio Francio Radio Actinio Rutherfordio Dubnio Seaborgio Bohrio Hassio Meitnerio Darmstadtio Roentgenio Copernicio Lutecio Laurencio Iterbio Nobelio Tulio Mendelevio Erbio Fermio Holmio Einstenio Disprosio Californio Terbio Berquelio Gadolinio Curio Europio Americio Samario Plutonio Prometio Neptunio Neodimio Uranio Praseodimio Protactinio Cerio Torio Ununtrio Flerovio Ununpentio Livermorio UnunoctioUnunseptio H N O Cl F Bioelementos primarios Bioelementos secundarios Oligoelementos 7. Bioelementos y biomoléculas Prohibidasureproducción 37

39. 39. 8. agua El agua es la sustancia más abundante en los seres vivos, ya que constituye alrededor del 70 % de su masa. Debido a su estructu- ra molecular, presenta propiedades que la hacen imprescindible para el desarrollo de la vida. 8.1. Composición y estructura molecular La molécula de agua (H2 O) está formada por el enlace covalente entre un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, y se caracteriza por: * Compartición de dos electrones: La com- partición de electrones permite mantener una configuración estable. * Polaridad de la molécula: El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, por lo que atrae hacia su núcleo a los electrones del hidrógeno. Esto produce un reparto desigual de las cargas, por lo oxígeno hidrógeno agua (H2 O) hidrógeno O 8p 8n 1p1p H H Distribución de los electrones en una molécula de agua que la molécula de agua se convierte en un dipolo eléctrico en el que el oxígeno cuenta con carga negativa y los hidróge- nos con carga positiva. * Formación de puentes de hidrógeno: La atracción entre los átomos de hidrógeno y de oxígeno de diferentes moléculas de agua debido a su diferencia de carga forma un tipo de enlace débil que lo co- nocemos como puente de hidrógeno. &+ &+ &- H H 95,84 pm 104,45 0 o Dipolo en una molécula de agua &- &- &- &- &+ &+ &+ &+ Enlaces débiles Imagendefondo:http://goo.gl/z6Tgf3 Puentes de hidrógeno entre varias moléculas de agua 38

40. 40. 8.2. Propiedades fisicoquímicas del agua Gracias a su composición y estructura mo- lecular, el agua presenta unas propiedades fisicoquímicas que la convierten en una sus- tancia indispensable para la vida. A conti- nuación, veremos las principales propieda- des fisicoquímicas del agua y su utilidad para los seres vivos: * Elevada tensión superficial La fuerte cohesión entre las moléculas de agua, causada por los puentes de hidrógeno, provoca que el agua tenga una elevada tensión superficial. Esto se traduce en que las masas de agua, en su superficie, se comportan como una fina película elástica que puede soportar el peso de pequeñas partículas. Muchos in- sectos son capaces de aprovecharse de esta situación y viven caminando sobre el agua, ya que se desplazan sobre ella sin romper su tensión superficial. * Capilaridad Gracias a su tensión superficial y a la ad- hesión de las moléculas, el agua también presenta la propiedad de la capilaridad. Este fenómeno consiste en el ascenso del agua sin gasto energético a través de tu- bos estrechos. Cuanto menor sea el diá- metro del tubo, más ascenderá el agua. Este proceso, que podemos comprobar viendo cómo se comporta el agua en un sorbete, es muy importante en los seres vi- vos, ya que ayuda a los sistemas circula- torios y es el fenómeno gracias al cual las plantas pueden absorber agua subterrá- nea desde las raíces y transportarla hasta las hojas sin consumir energía. http://goo.gl/2sp4oF Insecto (Gerris lacustris) Ascenso del agua por capilaridad en tubos de distin- tos tamaños. Cuanto más estrecho sea el tubo, más ascenderá el agua. 1 2 3 39

41. 41. * Elevado calor específico La capacidad calorífica específica, es decir, la cantidad de calor necesaria para aumentar 1 °C la temperatura de un kilogramo de una sustancia, es muy elevada en el caso del agua, porque los numerosos puentes de hidrógeno que se establecen entre sus moléculas limitan el movimiento de estas y atrasan el incre- mento de la agitación térmica. El calor específico del agua es de 1 caloría/gra- mo · °C, o lo que es lo mismo: 4186 julios/ gramo · °C. Esto es más alto que el de cualquier otra sustancia similar al agua. De este modo, cuando el agua se calien- ta, la temperatura asciende lentamente, porque no todo el calor se utiliza para au- mentar el movimiento de las moléculas, sino que una parte se invierte en romper los puentes de hidrógeno. El descenso de 1 °C también se produce lentamente, en vista de que supone la pérdida de una importante cantidad de calor, la misma que se ha utilizado para producir este in- cremento. Por este motivo, el agua desempeña un papel de vital importancia en la regula- ción de la temperatura de los seres vivos, porque es capaz de absorber y almace- nar gran cantidad de calor aumentando muy poco su temperatura. Igualmente, esta propiedad hace que los océanos re- gulen la temperatura de la Tierra y man- tengan un ambiente favorable para el desarrollo de la vida. * Gran poder disolvente Debido a la polaridad de las moléculas, el agua tiene la capacidad de disolver distintas sustancias ya sean iónicas o po- lares. Las sustancias iónicas, como la sal (clo- ruro de sodio), están formadas por iones, átomos cargados positiva o negativa- mente. Cloruro de sodio: NaCl Na+ + -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -------- -- + + + + + + ++ + + +++ + + + + ++ + + + + ++ + + ++ -- + + -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -- -------- -- + + + + + + ++ + + +++ + + + + +++ + + + + ++ + + ++ -- + + -- -- Cl- . En contacto con el agua, los iones se separan y quedan rodeados por las mo- léculas de H2 O, así se provoca la disolu- ción de la sustancia iónica en agua. Las sustancias polares son aquellas que tienen zonas con carga de distinto signo, pero no forman iones. Sustancias, como algunos glúcidos o proteínas, son polares y pueden disolverse en agua, ya que se establecen puentes de hidrógeno entre ellas y el agua y quedan rodeadas por moléculas de H2 O. Esta propiedad es muy importante para la vida, ya que moléculas grandes pue- den disolverse y transportarse a través de los sistemas circulatorios de los seres vivos, disueltos en la sangre o en la savia de las plantas. A las sustancias iónicas y polares que tie- nen afinidad con el agua y se pueden disolver en ella, las conocemos como hidrófilas; pero del mismo modo existen sustancias hidrófobas, sustancias apola- res que repelen el agua como los lípidos. El agua disuelve los compuestos iónicos. Estructura cristalina del NaCI NaCI en agua Sodio (Na) Cloro (CI) Moléculas de agua rodeando iones de sodio y cloro Prohibidasureproducción 40

42. 42. El agua forma parte de diversas soluciones, entre las que destacan por su importancia bio- lógica las soluciones tampón, porque mantie- nen constante el pH del medio intracelular y extracelular. Las soluciones tampón están formadas por ácidos débiles o bases débiles, es decir, áci- dos y bases que no se ionizan completamente cuando se disuelven en agua. Cuando las soluciones tampón están forma- das por ácidos débiles, estos pueden ionizarse y dar lugar a iones hidrógeno y a un ion acep- tor de protones, es decir, una base. La reac- ción es reversible. HA H+ + A- Cuando las soluciones tampón están forma- das por bases débiles, como resultado de la ionización, se obtienen iones hidroxilo y un ion dador de protones, es decir, un ácido. La reac- ción también es reversible. BO B+ + OH- * Densidad El valor máximo de densidad del agua se obtiene a 4 °C, cuando se establecen numerosos puentes de hidrógeno entre sus moléculas. En este punto, consi- deramos la densidad del agua como 1 kg/dm3 , o lo que es lo mismo, cada litro de agua tiene una masa de un kilogramo. A medida que aumentamos o disminuimos la temperatura del agua desde los 4 °C, su densidad disminuye. Esto es lo que permite que el hielo (agua a 0 °C) flote sobre el agua en estado líquido. Este hecho será muy importante para la vida ya que, en épocas de frío, los lagos y lagunas queda- rán congelados pero solo en su superficie, puesto que el agua congelada flota sobre el agua líqui- da y permite que en la profundidad siga existien- do vida. * Bajo grado de ionización Por lo general, solo una pequeña proporción de las moléculas de agua tienden a ionizarse, es decir, uno de los átomos de hidrógeno se separa para combinarse con otra molécula de agua y esto da lugar al ion hidronio (H3 O+ ) y al ion hidroxilo (OH- ). Cuando una sustancia iónica o polar se disuelve en agua, se altera la cantidad de iones y eso pro- voca que se modifique el pH. La mayoría de los procesos biológicos dependen del pH y su varia- ción puede alterar el correcto funcionamiento de los organismos. Como el agua tiene un bajo grado de ionización, es necesario que en los seres vivos existan otros compuestos que actúan como tampón, es decir, mantienen el pH estable. Aunque el agua no puede actuar como tampón, es importante que existan pequeñas cantidades de iones hidronio e hidroxilo, ya que estas son im- portantes para llevar a cabo algunas reacciones que ocurren en la célula. Actividades 6. Explica cómo influye la polaridad de las molécu- las de agua en las siguientes propiedades: * Cohesión y adhesión * Capacidad calorífica específica elevada http://goo.gl/AzLdqFhttp://goo.gl/8MMuTQ * Gran capacidad disolvente 7. ¿Por qué el hielo flota sobre el agua líquida? 8. Explica qué ocurre si a una solución que tie- ne un pH 7 se le añade HCl. Prohibidasureproducción 41

43. 43. 8.3. Funciones biológicas del agua El agua desempeña unas funciones biológicas decisivas en los procesos vitales. Estas funcio- nes se relacionan con las propiedades anteriores. Funciones Propiedades Distribuye sustancias. Algunas sustancias, como las sales minerales, circulan hacia las partes aéreas de las plantas y se distribuyen por ellas, gracias al desplazamiento del agua por los vasos conductores. La ascensión del agua por los vasos conductores es posible por capilaridad, es decir, por la combinación de la cohesión y la adhesión de las moléculas de agua. Debido a la atracción que ejercen las paredes del vaso conductor sobre las moléculas de agua, estas se adhieren a su superficie y avanzan en sentido ascendente. El resto de las moléculas que constituyen la columna de agua se mueve por cohesión. Modera la temperatura interna de los seres vivos. El contenido en agua de los seres vivos amortigua las variaciones de su temperatura interna como consecuencia de cambios bruscos de la temperatura ambiental, o por la producción de calor durante el metabolismo. Este efecto moderador favorece el desarrollo de las reacciones metabólicas. El agua necesita absorber mucho calor para aumentar 1 °C su temperatura. Del mismo modo, para que esta descienda 1 °C, se ha de desprender de una gran cantidad de calor. El lento ascenso o descenso de la temperatura del agua se debe a su elevada capacidad calorífica específica. Permite la vida bajo la superficie helada de la- gos y océanos. La capa de hielo que se forma en los lagos y los océanos durante el invierno no impide que, por debajo de ella, en el agua líquida, vivan numerosos organismos. El hielo actúa como aislante térmico y, como no se acumula en el fondo, no supone un obstáculo para el desarrollo de la vida. A temperaturas inferiores a los 4 °C, la densidad del agua disminuye en vez de aumentar. De esta manera, el hielo flota sobre el agua líquida. Actúa como disolvente. La disolución de sustancias en el citoplasma permite su transporte y su participación en las reacciones metabólicas. Las moléculas de agua tienden a separar numerosos compuestos por su elevada capacidad disolvente. Los enlaces de las sustancias se debilitan por la atracción que se establece entre cargas opuestas. Participa en diversas reacciones. En las células tienen lugar numerosas reacciones y en algunas de ellas el agua actúa como reactivo. En estas reacciones, denominadas reacciones de hidrólisis, se rompen enlaces de las moléculas por adición de H+ o OH- . Algunas moléculas de agua tienen tendencia a ionizarse, es decir, a separarse del oxígeno al que se unen covalentemente para unirse con otro átomo de oxígeno al que están unidas por puentes de hidrógeno. Los iones resultantes son atraídos por otros compuestos, de modo que rompen algunos enlaces existentes y forman nuevos. Actividades 9. Haz un informe sobre el agua en el que se traten los puntos siguientes: * Importancia * Composición y estructura molecular * Propiedades * Funciones Prohibidasureproducción 42

44. 44. 9. sales minerales Las sales minerales forman parte de los seres vivos y, aunque se encuentran en cantidades muy pequeñas en comparación con el agua o las biomoléculas, tienen funciones muy importantes en las reacciones metabólicas, en la regulación de estas o como constituyentes celulares. Las sales más abundantes en los seres vivos son los cloruros, los fosfatos y los carbonatos de calcio, sodio, potasio y magnesio. Características Las sales minerales son sustancias formadas por un catión proce- dente de una base y un anión procedente de un ácido. Distingui- mos dos tipos de sales minerales: * Insolubles: Se encuentran formando un precipitado que no se disocia. Por ejemplo, el fosfato cálcico, Ca3 (PO4 )2 . * Solubles: Se encuentran disociadas en iones, como en el caso del cloruro sódico, NaCl. Funciones Las funciones de las sales minerales dependen de su solubilidad en el agua. * Las sales insolubles tienen función estructural, ya que, por ejem- plo, los fosfatos y los carbonatos de calcio son componentes de huesos y conchas de los animales. * Las sales solubles se ionizan en sus iones correspondientes, los cuales tienen diversas funciones en las células. Por ejemplo, la transmisión del impulso nervioso depende del intercambio de iones Na+ y K+ entre el medio intracelular y el extracelular a través de la membrana plasmática. La presencia de sales disueltas en el agua condiciona el movimiento de las moléculas de agua a través de la membrana plasmática para igualar las concentraciones. Este movimiento es un caso especial de transporte pasivo y lo llamamos ósmosis. Así, las moléculas de agua atraviesan la membrana plasmática desde la disolución de menor concentración, disolución hipotónica, hacia la de mayor concentración, la disolución hipertónica. Cuando el paso del agua iguala las dos concentraciones, las disoluciones reciben el nombre de isotónicas. Este movimiento del agua a través de la membrana plasmática puede producir que algunas células se arruguen por una pérdida excesiva de agua, que conocemos como plasmólisis, o bien que se inflen por un aumento también excesivo en el contenido celular de agua, fenómeno que llamamos turgencia. Para evitar estas dos situaciones, de consecuencias desastrosas para las células, estas poseen mecanismos para expulsar el agua o los iones mediante un transporte que requiere gasto de energía. Ósmosis y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA La difusión es el transporte de sustancias a través de la membrana que se da a favor del gradiente de concentración. No requie- re de aporte energético, pero si las moléculas que atraviesan la membrana son de gran tamaño (cier- tas proteínas, por ejemplo), es necesaria la participa- ción de transportadores de membrana. La diálisis es un caso de di- fusión selectiva a través de membrana, en el que solo la atraviesan moléculas pequeñas. Disolución hipotónica Disolución hipertónica Disolución isotónica Prohibidasureproducción 43

45. 45. 10. Biomoléculas orgánicas Junto con el agua y las sales minerales, las biomoléculas orgánicas son los componentes fundamentales de la materia viva. Las biomoléculas orgánicas están formadas principal- mente por carbono (C) y tienen funciones muy diversas en los seres vivos: estructurales, ener- géticas, de control en reacciones metabólicas, etc. La vida, tal y como la conocemos, está basada en el carbono, y este es el único elemento que sirve como esqueleto de las biomoléculas que conforman a todos los organismos. La principal característica que hace que el carbono sea tan relevante es su configuración electrónica que permite que forme cuatro enlaces covalentes simples muy estables, e igual- mente podría crear enlaces dobles e incluso triples. De esta forma, los átomos de carbono pueden crear cadenas lineales, ramificadas o cíclicas muy estables sobre las que se van situando otros grupos funcionales, formados en su mayoría por hidrógeno (H), oxígeno (O) y nitrógeno (N). Lo que permite que el carbono pueda formar los cuatro enlaces tan estables, es que sus cuatro elec- trones de valencia se disponen en una configuración electrónica es- pecial que da lugar al carbono ex- citado (C*). Configuración electrónica del car- bono en su estado normal: C: 1s2 2s2 2p2 . Configuración electrónica del carbono excitado: C*: 1s2 2s1 2px- 1 py1 pz1 . Gracias a esta configuración, los orbitales del carbono hibridan y pueden formar los distintos enlaces tal como se representa en la tabla. -OH Hidroxilo -CO- -C- O Cetona -NH2 Amina -CHO O H-C Aldehído -COOH O O-H-C Ácido carboxílico -CONH2 O NH2 -C Amina Hibrida- ción Formada por Forma en el espacio Ángulos Tipos de enlaces C-C sp3 un orbital s y tres arbitales p Tetraédrica 1090 sencillos sp2 un orbital s y dos arbitales p Trigonal-planar 1200 dobles sp un orbital s y un arbizz zz tal p Lineal 1800 triples Actividades 10. El silicio es un elemento con propiedades muy similares al carbono. De hecho, muchos investigado- res dedican su trabajo a comprobar si podría existir vida basada en el silicio de una forma similar a la vida que conocemos basada en el carbono. Investiga sobre los puntos a favor y en contra que existen sobre la posibilidad de encontrar o crear vida basada en el silicio y debate esta posibilidad con tus compañeros y compañeras en clase. Prohibidasureproducción 44

46. 46. 4. Calculen el peso de la muestra (P3 = P2 - P1 ). 5. Sujeten el tubo de ensayo con la pinza de madera y caliéntenlo suavemente con la llama del mechero Bunsen. 6. Retiren el tubo de ensayo de la llama cuando la muestra adquiera un color tos- tado homogéneo. 7. Observen qué pasa en las paredes del tubo de ensayo. 8. Esperen a que se enfríe el tubo de ensayo y pésenlo de nuevo. Anoten el resultado (P4 ). 9. Calculen el peso del agua evaporada (P5 ) y el peso de la materia seca (P6 ). A partir de estos valores, calculen el porcen- taje que contiene la muestra estudiada. 10. Repitan el proceso con el resto de mues- tras y comparen los resultados. Cuestiones: 11. Completen una tabla como la siguiente con los resultados obtenidos con las muestras investigadas. 12. Expliquen a qué se deben las diferencias en el contenido de agua de las distintas muestras. La materia seca obtenida, ¿es orgánica, mineral o bien de ambos tipos? Papa Carne Garbanzo P1 P2 P3 P4 P5 P6 %H2 O Experimento Tema: Contenido de agua de la materia viva Investigamos: El agua es la sustancia más abundante en los seres vivos. Cuando calentamos una mues- tra de materia viva, se produce la evapora- ción del agua que contiene, y queda un resi- duo llamado materia seca. En esta práctica determinaremos la cantidad de agua que contiene una muestra por la diferencia de peso antes y después de calentarla. Objetivo: * Aplicar técnicas sencillas para la determi- nación del contenido de agua en la ma- teria viva. Materiales: * Un bisturí * Un mechero bunsen * Un tubo de ensayo * Una pinza de madera * Una hoja de papel de filtro * Una balanza * Una papa mediana en trozos * 100 g de carne * Diez garbanzos Proceso: 1. Pesen un tubo de ensayo vacío y anoten su peso (P1 ). 2. Sequen con papel de filtro los trozos de papa y córtenlos con el bisturí en trozos más pequeños. 3. Pongan los trozos de la muestra en el tubo de ensayo y pésenlo de nuevo. Anoten el valor de su peso (P2 ). Imagendefondo:http://goo.gl/Dcdx7W 45

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Libro del Ministerio de Educación para primero de bachillerato en Biologia 1. DISTRIBUCIÓN GRATUITA PROHIBIDA SU VENTATEXTO DEL ESTUDIANTE Curso Bachillerato General Unificado BIOLOGÍA 1.º BIOLOGÍA-PRIMERCURSO-BGU 2. Biología 1 BGU Serie Ingenios EDITORIAL DON BOSCO 3. Subsecretaria de Administración Escolar Mirian Maribel Guerrero Segovia Directora Nacional de Operaciones y Logística Ada Leonora Chamorro Vásquez 4.

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BIOLOGÍA 2 BACHILLERATO - Libro de ministerio

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QUÍMICA 1 BACHILLERATO - Libro de ministerio

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QUÍMICA 1 BACHILLERATO - Libro de ministerio

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1. 1. DISTRIBUCIÓN GRATUITA PROHIBIDA SU VENTATEXTO DEL ESTUDIANTE Curso Bachillerato General Unificado QUÍMICA 1.º QUÍMICA-PRIMERCURSO-BGU

2. 2. Química 1 BGU Serie Ingenios EDITORIAL DON BOSCO

3. 3. Este libro de texto que tienes en tus manos es una herramienta muy importante para que puedas desarrollar los aprendizajes de la mejor manera. Un libro de texto no debe ser la única fuente de investigación y de descubrimiento, pero siempre es un buen aliado que te permite descubrir por ti mismo la maravilla de aprender. El Ministerio de Educación ha realizado un ajuste curricular que busca mejores oportunidades de aprendizaje para todos los estudiantes del país en el marco de un proyecto que propicia su desarrollo personal pleno y su integración en una sociedad guiada por los principios del Buen Vivir, la participación democrática y la convivencia armónica. Para acompañar la puesta en marcha de este proyecto educativo, hemos preparado varios materiales acordes con la edad y los años de escolaridad. Los niños y niñas de primer grado recibirán un texto que integra cuentos y actividades apropiadas para su edad y que ayudarán a desarrollar el currículo integrador diseñado para este subnivel de la Educación General Básica. En adelante y hasta concluir el Bachillerato General Unificado, los estudiantes recibirán textos que contribuirán al desarrollo de los aprendizajes de las áreas de Ciencias Naturales, Ciencias Sociales, Lengua y Literatura, Matemática y Lengua Extranjera-Inglés. Además, es importante que sepas que los docentes recibirán guías didácticas que les facilitarán enriquecer los procesos de enseñanza y aprendizaje a partir del contenido del texto de los estudiantes, permitiendo desarrollar los procesos de investigación y de aprendizaje más allá del aula. Este material debe constituirse en un apoyo a procesos de enseñanza y aprendizaje que, para cumplir con su meta, han de ser guiados por los docentes y protagonizados por los estudiantes. Esperamos que esta aventura del conocimiento sea un buen camino para alcanzar el Buen Vivir. Ministerio de Educación 2016

4. 4. Prohibidasureproducción Medición y unidades del sistema internacional 0unidadtemática Contenidos Química 1 BGU ahora mismo es una página en blanco que, como tú, posee un infinito potencial. Te presentamos Ingenios, el nuevo proyecto de Editorial Don Bosco que hemos diseñado para impulsar lo mejor de ti y que te acompañará en tu recorrido por el conocimiento. Ingenios: * Fomenta un aprendizaje práctico y funcional que te ayudará a desarrollar destrezas con criterios de desempeño. * Propone una educación abierta al mundo, que se integra en un entorno innovador y tecnológico. * Apuesta por una educación que atiende a la diversidad. * Refuerza la inteligencia emocional. * Refleja los propósitos del Ministerio de Educación que están plasmados en el currículo nacional vigente. * Deja aflorar la expresividad de tus retos. * Incorpora Edibosco Interactiva, la llave de acceso a un mundo de recursos digitales, flexibles e inte- grados para que des forma a la educación del futuro. * Es sensible a la justicia social para lograr un mundo mejor. Química 1 BGU te presenta los contenidos de forma clara e interesante. Sus secciones te involucrarán en proyectos, reflexiones y actividades que te incentivarán a construir y fortalecer tu propio aprendizaje. Las ilustraciones, fotografías, enlaces a páginas web y demás propuestas pedagógicas facilitarán y clarifi- carán la adquisición de nuevos conocimientos. Construye con Ingenios tus sueños. Actividades Medición (página 11) * Actividades Temperatura y calor (página 12) * Actividades Materia (página 13) * Actividades Sustancias puras y mezclas (página 14) * Actividades Relación de la química con otras ciencias (página 15) * 2 Presentación

5. 5. 3 Contenidos Contenidos Contenidos v Modelo atómico (16 - 41) Los átomos y la tabla periódica (42 - 67) El enlace químico (68 - 93) 1unidadtemática * El átomo * Teoría atómica * El modelo planetario de Bohr * Modelo mecánico-cuántico de la materia * Teoría de Planck * Teoría de Bohr * Modelo de Sommerfeld * Números cuánticos * Distribución electrónica * Tabla periódica * Tipos de elementos * Propiedades físicas y quími- cas de los metales * Propiedades físicas y quími- cas de los no metales * Elementos de transición * Elementos de transición interna o tierras raras * Propiedades periódicas * Energía de ionización y afinidad electrónica * Electronegatividad y carácter metálico * Representación de Lewis * Energía y estabilidad * Formación de iones * Enlace químico * Clases de enlaces * Compuestos iónicos * Compuestos covalentes * Fuerzas de atracción intermolecular * Enlace metálico 2unidadtemática 3unidadtemática Prohibidasureproducción

6. 6. Prohibidasureproducción Contenidos Contenidos Contenidos Formación de compuestos químicos (94 - 125) Las reacciones químicas y sus ecuaciones (126 - 153) Química de disoluciones y sistemas dispersos (154 - 175) 4unidadtemática 5unidadtemática 6unidadtemática 4 * Símbolos de los ele- mentos químicos * Fórmulas químicas * Valencia y número de oxidación * Compuestos binarios * Compuestos ternarios y cuaternarios * Función óxido básico u óxidos metálicos * Función óxido ácido * Función hidróxido * Óxidos dobles o salinos * Función ácido * Función sal * Función hidruro * Función peróxido * Función peróxido * Reacción química y ecuación * Tipos de reacciones químicas * Balanceo o ajuste de ecuaciones químicas * Masa atómica y molecular * El mol * Número de Avogadro * Masa molar * Cálculos estequiométricos * Sistemas dispersos * Solucionesodisoluciones * Ácidos y bases * pH * Acidosis y alcalosis * Neutralización

7. 7. Prohibidasureproducción 5 Objetivos: * Demostrar conocimiento y comprensión de los hechos esenciales, conceptos, principios, teorías y leyes relacionadas con la Química a través de la curiosidad científica generando un compro- miso potencial con la sociedad. (U1) * Interpretar la estructura atómica y molecular, de- sarrollar configuraciones electrónicas, y explicar su valor predictivo en el estudio de las propiedades químicas de los elementos y compuestos impulsan- do un trabajo colaborativo, ético y honesto. (U1) * Desarrollar habilidades de pensamiento cientí- fico a fin de lograr flexibilidad intelectual, espí- ritu indagador y pensamiento crítico, demostrar curiosidad por explorar el medio que les rodea y valorar la naturaleza como resultado de la comprensión de las interacciones entre los seres vivos y el ambiente físico. (U1; U2; U3; U4; U5) * Optimizar el uso de la información de la Tabla Periódica sobre las propiedades de los elemen- tos químicos y utilizar la variación periódica como guía para cualquier trabajo de investiga- ción científica sea individual o colectivo. (U2) * Manipular con seguridad materiales y reactivos químicos teniendo en cuenta sus propiedades físicas y químicas; considerando la leyenda de los pictogramas y cualquier peligro específico asociado con su uso actuando de manera res- ponsable con el ambiente. (U2) * Comprender el punto de vista de la ciencia sobre la naturaleza de los seres vivos, su diversidad, in- terrelaciones y evolución; sobre la Tierra, sus cam- bios y su lugar en el universo, y sobre los procesos tanto físicos como químicos que se producen en los seres vivos y en la materia. (U3; U4; U5) * Relacionar las propiedades de los elementos y de sus compuestos con la naturaleza de su enla- ce y con su estructura generando así iniciativas propias en la formación de conocimientos con responsabilidad social. (U3) * Identificar los elementos químicos y sus com- puestos principales desde la perspectiva de su importancia económica, industrial, medioam- biental y en la vida diaria. (U4) * Evaluar, interpretar y sintetizar datos e informa- ción sobre las propiedades físicas y las carac- terísticas estructurales de los compuestos quími- cos construyendo nuestra identidad y cultura de investigación científica. (U4) * Reconocer y valorar los aportes de la ciencia para comprender los aspectos básicos de la estructura y el funcionamiento de su propio cuerpo, con el fin de aplicar medidas de promoción, protección y prevención de la salud integral. (U6) * Integrar los conceptos de las ciencias biológi- cas, químicas, físicas, geológicas y astronómi- cas, para comprender la ciencia, la tecnología y la sociedad, ligadas a la capacidad de inven- tar, innovar y dar soluciones a la crisis socioam- biental. (U1; U2; U3; U4;U5) * Reconocer los factores que dan origen a las transformaciones de la materia, a través de la curiosidad intelectual y proceder con respeto hacia la naturaleza para evidenciar los cambios de estado. (U5) * Obtener por síntesis diferentes compuestos in- orgánicos u orgánicos que requieren procedi- mientos experimentales básicos y específicos, actuando con ética y responsabilidad. (U5) * Reconocer diversos tipos de sistemas dispersos según el estado de agregación de sus compo- nentes, y el tamaño de las partículas de su fase dispersa; sus propiedades, aplicaciones tecno- lógicas. Preparar diversos tipos de disoluciones de concentraciones conocidas bajo un trabajo colaborativo utilizando todos los recursos físicos e intelectuales. (U6) * Resolver problemas de la ciencia mediante el método científico, con la identificación de pro- blemas, la búsqueda crítica de información, la elaboración de conjeturas, el diseño de activi- dades experimentales, el análisis y la comunica- ción de resultados confiables y éticos.(U4) * Usar las tecnologías de la información y la co- municación (TIC) como herramientas para la búsqueda crítica de información, el análisis y la comunicación de sus experiencias y conclusio- nes sobre los fenómenos y hechos naturales y sociales. (U1; U2; U3; U4; U5; U6) * Comprender y valorar la historia del desarrollo científico, tecnológico y cultural relacionado con la acción que este ejerce en la vida perso- nal y social. (U1; U2; U3; U4; U5) * Apreciar la importancia de la formación cien- tífica, los valores y actitudes propios del pensa- miento científico, y adoptar una actitud crítica y fundamentada ante los grandes problemas que hoy plantean las relaciones entre ciencia y sociedad. (U1; U2; U3; U4)

8. 8. Prohibidasureproducción 6 Destrezas con criterios de desempeño: Unidades 1 2 3 4 5 6 * Observar y comparar la teoría de Bohr con las teorías atómicas de Demócrito, Dalton, Thompson, Rutherford, mediante el análisis de los postulados precedentes. * Deducir y comunicar que la teoría de Bohr del átomo de hidrógeno explica la estructura lineal de los espectros de los elementos químicos partiendo de la ob- servación, comparación y aplicación de los espectros de absorción y emisión con información obtenida a partir de las TIC. * Observar y aplicar el modelo mecánico-cuántico de la materia en la estructu- ración de la configuración electrónica de los átomos considerando la dualidad del electrón, los números cuánticos, los tipos de orbitales, la regla de Hund. * Relacionar la estructura electrónica de los átomos con la posición en la Tabla periódica, para deducir las propiedades químicas de los elementos. * Comprobar y experimentar con base a prácticas de laboratorio y revisiones bibliográficas la variación periódica de las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos en dependencia de la estructura electrónica de sus átomos. * Deducir y explicar la unión de átomos por su tendencia de donar, recibir o com- partir electrones para alcanzar la estabilidad del gas noble más cercano, según la Teoría de Kössel y Lewis. * Observar y clasificar el tipo de enlaces químicos y su fuerza partiendo del análisis de la relación existente entre la capacidad de transferir y compartir electrones y la configuración electrónica; en base a los valores de la electronegatividad. * Deducir y explicar las propiedades físicas de compuestos iónicos y covalentes desde el análisis de su estructura y el tipo de enlace que une a los átomos, así como de la comparación de las propiedades de sustancias comúnmente conocidas. * Establecer y diferenciar las fuerzas intermoleculares partiendo de la descripción del puente de hidrógeno, fuerzas de London y de Van der Walls, dipolo-dipolo. * Deducir y predecir la posibilidad de formación de compuestos químicos, en base al estado natural de los elementos, su estructura electrónica y su ubicación en la Tabla Periódica. * Examinar y clasificar la composición, formulación y nomenclatura de los óxidos, así como el método a seguir para su obtención (vía directa o indirecta), en base a la identificación del estado natural de los elementos a combinar y la estructu- ra electrónica de los mismos. * Examinar y clasificar la composición, formulación y nomenclatura de los hidróxi- dos; ácidos hidrácidos y oxácidos; sales e hidrocarburos y diferenciar los méto- dos de obtención de los hidróxidos de los metales alcalinos del resto de metales e identificar la función de estos compuestos según la teoría de Brönsted-Lowry. ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓

9. 9. 7 * Comparar los tipos de reacciones químicas: combinación, de descomposición, de desplazamiento, exotérmicas y endotérmicas partiendo de la experimenta- ción, análisis e interpretación de los datos registrados y la complementación de información bibliográfica y TIC. * Interpretar y analizar las reacciones de oxidación y reducción como la transfe- rencia de electrones que experimentan los elementos al perder o ganar elec- trones. * Deducir y comunicar que las ecuaciones químicas son las representaciones es- critas de las reacciones químicas que expresan todos los fenómenos y transfor- maciones que se producen * Examinar y aplicar el método más apropiado para balancear las ecuaciones químicas, basándose en la escritura correcta de las fórmulas químicas y el cono- cimiento del rol que desempeñan los coeficientes y subíndices para utilizarlos o modificarlos correctamente * Calcular y establecer la masa molecular de compuestos simples con base a la masa atómica de sus componentes, para evidenciar que son inmanejables en la práctica y la necesidad de usar unidades de medida, mayores, como la Mol, que permitan su uso. * Utilizar el número de Avogadro en la determinación de la masa molar (Mol) de varios elementos y compuestos químicos; establecer la diferencia con la masa de un átomo y una molécula. * Examinar y clasificar la composición porcentual de los compuestos químicos, con base a sus relaciones moleculares. * Examinar y clasificar las características de los distintos tipos de sistemas dispersos según el estado de agregación de sus componentes y el tamaño de las partícu- las de la fase dispersa. * Determinar y examinar la importancia de las reacciones ácido base en la vida cotidiana. * Deducir y comunicar la importancia del pH a través de la medición de este pa- rámetro en varias soluciones de uso diario. Unidades 1 2 3 4 5 6 ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓

10. 10. Prohibidasureproducción 8 El proyecto de Química1 Una unidad inicial para facilitar los nuevos aprendizajes. Unidad 0 Para empezar Tu unidad arranca con noticias y temas que te involucran en los contenidos. Activa tu conocimiento con el gráfico Contenidos Aprendemos química a través de actividades. Propuesta al final de cada quimestre. Proyecto Propuesta de actividades interdisci- plinarias, que promueven el diálogo y el deseo de nuevos conocimientos. Un alto en el camino Y además, se incluye una evaluación quimestral con preguntas de desarro- llo y de base estructurada.

11. 11. Prohibidasureproducción 9 Resumen Síntesis de lo aprendido. Evaluando tus destrezas Para finalizar Experimento Te convertirás en un joven científico. Zona Wifi Aprenderás la química en relación con la sociedad. Autoevaluación ¿Qué significan estos íconos? Conéctate con: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC RECORTA BLES CALCULA DORA Actividades interactivas Enlaces web Videos Perfiles interactivos Documentos Presentaciones multimedia Colaboratorios

12. 12. 10 Prohibidasureproducción Medición y unidades del sistema internacional 10 O PARA EMPEZAR: Sabías que alrededor del mundo existen varios tipos de medidas de tiempo, de peso, de longitud, temperatura. ¿Cuáles son los tipos de medidas que utilizamos en el Ecuador? https://goo.gl/ROyS0C

13. 13. Prohibidasureproducción 1111 Medición Imagina que eres un pastelero y debes elaborar un pas- tel para un evento importante y de eso depende tu tra- bajo. ¿Qué sucedería si no colocaras las medidas (on- zas, libras, cucharadas, etc.) adecuadas? Tu trabajo estaría al borde del fracaso. (Figura) O si tal vez fueras un ingeniero mecánico que debes elaborar un pieza pequeña de una máquina indus- trial, si no tomas las medidas correctas, ocasionarías un daño mayor. Estas ideas nos darán un ejemplo claro de que los pro- cesos de medición son importantes no solo en el campo de la química, sino también en la vida diaria (cocinar, com- prar, vender, etc.) El Sistema Internacional (SI) de unidades es un sistema usado por todos los países del mun- do, a excepción de tres, para medir la materia. Las unidades del SI son beneficiosas pues estas son una referencia a nivel internacional de los instrumentos de medida. Existen equivalencias de las diferentes unidades. Sin embargo, hay que considerar que las conversiones únicamente se pueden realizar si estas se ubican dentro de las mismas magnitudes. Así, no se puede convertir de masa a tiempo o viceversa. 1. Resuelve los siguientes ejercicios. a. Carmen va al mercado y compra 380 gramos de lenteja, 1,5 kilogramos de azúcar y 45 onzas de chocolate. ¿Cuántas libras lleva en su canasta? b. María compra tres gaseosas; la primera contiene 380 mililitros; la segunda, medio galón, y la tercera, un litro y medio. ¿Cuántos litros compró en total? c. Martha compra una arroba y media de papas. ¿Cuántas libras compró? d. Roberto compra un kilogramo y medio de arroz. ¿Cuántas libras compró? Actividades http://goo .gl/ktrIaS Pastel Unidades básicas del sistema internacional Magnitudes SI básicas Unidades SI básicas Nombre Símbolo Nombre Símbolo Longitud masa tiempo corriente eléctrica temperatura cantidad de sustancia intensidad luminosa l m t I, i T N I metro kilogramo segundo amperio kelvin mol candela m kg s A K mol cd

14. 14. Prohibidasureproducción 12 Temperatura y calor http://goo.gl/EEXpkr Actividades 2. Realiza las siguientes transformaciones. a. El nitrógeno es un gas que se utiliza para conservar embriones, su temperatura es de -195,8 °C. Calcula esta temperatura en K y °F. b. El oro se funde a 1064 °C, expresa este valor en K y °F. Todas las mañanas al ver la televisión, nos informamos sobre las condiciones climáti- cas gracias al servicio meteo- rológico. Por ejemplo: * Un día caluroso en Esta- dos Unidos puede alcan- zar los 100°F, mientras que un día fresco puede bajar a 40°F. * En Monterrey la tempera- tura máxima puede llegar a 32°C. * En Quito la temperatura puede oscilar entre una máxima temperatura de 20°C y una mínima de 5°C. En varios países utilizan di- ferentes escalas de tempe- ratura. Por ejemplo, en los EE.UU. se utiliza la escala Fahrenheit, mientras que en otros países, como el nues- tro, se usa grados Celsius. Por eso, es importante conocer las distintas escalas y cómo convertirlas, ya que eso nos ayudará a saber cómo es la temperatura sin importar en qué país nos encontremos. Para convertir Fórmula Celsius a Fahrenheit (°C °F) °F= (1.8 × °C) + 32 Fahrenheit a Celsius (°F °C) (°F - 32) 1.8 Celsius a Kelvin (°C K) K = °C + 273 Kelvin a Celsius (K °C ) K = °C - 273 °C= Termómetro

15. 15. Prohibidasureproducción 13 Materia La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio. Existen tres estados de la materia: sólido, líquido y gaseoso. Cada estado tiene sus propias características, por ejemplo el es- tado sólido tiene una forma y volumen definido. El líquido tiene un volumen definido pero su forma se adapta al recipiente que lo contiene. Mientras que el estado gaseoso no tiene forma ni volumen definido. Actividades 3. En un recipiente, colocamos unos cubos de hie- lo, luego, tapamos y observamos qué sucede después de un tiempo. Contesta. a. ¿Por qué se humedeció la parte exterior del frasco? Justifica tu respuesta. b. ¿Por qué el hielo disminuyó su volumen y ahora es agua? Justifica tu respuesta. c. ¿Cómo puede haber agua en el exterior del frasco? 4. Responde si es verdadero o falso a. Si permanece la temperatura constante y aumentamos la presión sobre un gas, au- menta su volumen. b. Si permanece la presión constante y au- mentamos la temperatura sobre un gas, aumenta su volumen. Estados de la materia Pensemos en el agua, en estado sólido es hielo, en líquido es agua y en estado gaseoso es vapor. Para pasar de un estado a otro debemos aumentar o disminuir la temperatura como se muestra a continuación: Sublimación progresiva Sublimación regresiva o inversa Fusión Vaporización: Solidificación Evaporación y ebullición Condensación y licuación SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO Cambios de estado

16. 16. Prohibidasureproducción 14 Mezclas y sustancias puras La materia está formada por sustancias, estas pueden encontrarse como sustancias puras o como mezclas. Las mezclas son la agrupación de dos o más sustancias. Estas pueden ser homogéneas (misma fase) o heterogéneas (fases distintas). Algunos elementos en estado puro presentan características únicas. La unión de dos ele- mentos forman un compuesto. Las principales diferencias entre las sustancias puras y las mezclas son: 1. Identifiquen cuál de estos ejemplos son sustancias puras y mezclas homogéneas o heterogéneas. a. Sal de mesa c. Leche chocolatada e. Encebollado b. Pastel d. Polvo de hornear f. Gaseosa 2. Expliquen cómo prepararían una solución homogénea y una heterogénea. En base a lo mencionado anteriormente la clasificación de la materia es: La materia sustancias mezclas heterogéneas homogéneas pueden ser agrupadas como se presentan en la materia Está formada por compuestos elementos sustancias puras aisladas como se clasifican Mezclas Sustancias puras * Mediante los cambios físicos, sus com- ponentes se pueden separar. * No pueden separarse en sus componentes * Puede cambiar su composición cuan- do agregamos un elemento más. * Su composición es constante http://goo.gl/Hr0zgh http://goo.gl/XOCuOU en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA

17. 17. Prohibidasureproducción 15 Relación de la química con otras ciencias La química la podemos observar donde quiera que estemos debido a que tiene múltiples aplicaciones. Por ejemplo: * Los fármacos están hechos por compuestos químicos sintetizados en el laboratorio. Uno de los fármacos más comunes es la aspirina. * Los médicos no podrían operar sin el uso de químicos, como la anestesia. Incluso, los implementos indispensables en un operación están hechos de químicos, estos son: los guantes, pinzas, bisturí. * La elaboración de cosméticos como labiales, maquillaje, entre otros no sería posible sin el uso de químicos. * También podemos ver el uso de los químicos en los alimentos, industria textil (ropa), tec- nología, artículos de limpieza. Actividades 5. Contesta las siguientes preguntas. a. ¿En qué crees tú que se relaciona la química con las matemáticas? b. ¿Qué parte de la medicina se dedica al estudio de los productos tóxicos? c. ¿Cómo crees que la química ha aportado en la fabricación de celulares y computadoras? d. ¿Cuál es la diferencia entre química orgánica e inorgánica? 6. Investiga sobre la: a. Nanotecnología b. Química organometálica c. Fotoquímica https://goo.gl/A4nt4qhttps://goo.gl/yYW2ZI https://goo.gl/MEluZD http://goo.gl/q6zMb4 http://goo.gl/cajatD http://goo.gl/N59Rn3

18. 18. Objetivos: * Demostrar conocimiento y compren- sión de los hechos esenciales, con- ceptos, principios, teorías y leyes rela- cionadas con la Química a través de la curiosidad científica, generando un compromiso potencial con la so- ciedad. * Interpretar la estructura atómica y molecular, desarrollar configuracio- nes electrónicas y explicar su valor predictivo en el estudio de las pro- piedades químicas de los elementos y compuestos, impulsando un traba- jo colaborativo, ético y honesto. http://goo.gl/ZWjaPT Modelo atómico 16 1 Prohibidasureproducción CONTENIDOS:1. Modelo atómico 1.1. El átomo 1.2. Teoría atómica 1.3. El modelo planetario de Bohr 1.4. Modelo mecánico-cuántico de la materia 1.5. Teoría de Planck 1.6. Teoría de Bohr 1.7. Modelo de Sommerfeld 1.8. Números cuánticos 1.9. Distribución electrónica https://goo.gl/I0lnjY

19. 19. 17 Web: Noticia: Película: El papel de los elementos químicos Gracias a los elementos químicos, existen varios avances en las ciencias y la tecnología, ade- más están presentes en nuestro cuerpo para garantizar la salud y existencia. En una era de modernidad y grandes descubrimientos, estos elementos permiten que el mundo funcione y evolucione cada vez más. Escuelapedia.com 1. Lee la noticia anterior y responde: -¿Crees que tenemos semejanzas los seres humanos con los seres inertes? 2. Lee con atención el artículo: "Evidencia del origen común de los elementos" y con- testa: -¿Qué estudia la astrofísica y la cosmo- química? 3. Observa el documental "Alquimia, magia o ciencia" y responde: -¿Qué significa la palabra alquimia y dónde tiene sus orígenes? Evidencia del origen común de los elementos Actualmente, las ciencias han permitido encon- trar algunas respuestas a diferentes interrogan- tes. Gracias a la astrofísica y a la cosmoquímica se ha podido analizar meteoritos, planetas y luz de estrellas. De estos estudios se ha evidencia- do que están formados por elementos quími- cos iguales a los de la superficie terrestre. http://goo.gl/ZjeUjb Alquimia, magia o ciencia Hace casi 2 000 años un grupo enigmático de personas denominadas alquimistas arriesga- ban su vida intentando fabricar oro en rudimen- tarios talleres. El documental explica el concep- to y orígenes de la alquimia como un arte para alcanzar la perfección, la sabiduría divina y el secreto de la inmortalidad. En contexto: https://goo.gl/bC0Zcn Prohibidasureproducción 17

20. 20. Prohibidasureproducción 18 Átomo núcleo protones neutrones electronescorteza TIC 1. Modelo atómico 1.1. El átomo La página http://goo.gl/mCTX5T. html muestran investigaciones que logran observar átomos sin destruir- los por primera vez. Cada uno de los objetos que puedes ver a tu alrededor ocupa un espacio y puede medirse. Estos objetos reciben el nombre de materia, por lo tanto, podemos decir que la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. En el siglo V a. C., Demócrito postuló que la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles: los átomos. Estos no se pueden dividir, por tanto el átomo es la uni- dad constituyente más pequeña de la materia que posee las propiedades de un elemento químico. 1.2. Teoría atómica A principios del siglo XIX, el químico inglés J. Dalton retomó la idea de los átomos en su teoría atómica, en la que consideró que estos eran esferas indivisibles y elementales constituyentes de la materia. Teoría de Dalton En 1808, John Dalton enunció su célebre teoría atómica que justifica estos postulados. * La materia está formada por pequeñas partículas, separadas e indivisibles, llamadas átomos. * La materia que tiene todos sus átomos iguales es un elemento. * Los átomos de los diferentes elementos se distinguen por su masa y sus propiedades. * Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para originar compuestos. * Los átomos de un determinado compuesto o átomos compuestos son también igua- les en masa y en propiedades. El átomo está formado por un núcleo con protones y neutrones y por varios electrones en sus orbitales, cuyo número varía según el elemento químico. Partes del átomo

21. 21. Prohibidasureproducción 19 Tres años más tarde, en 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro denominó moléculas a los átomos compuestos de Dalton. Moléculas de hidrógeno formadas por dos átomos de hidrógeno iguales entre sí. Molécula de oxígeno formada por dos átomos de oxígeno iguales entre sí, pero diferentes de los de hidrógeno. Los átomos de hidró- geno y de oxígeno se combinan entre sí en proporción 2:1 para formar agua. Las moléculas de agua son todas iguales entre sí. Un modelo es una simplificación de la realidad, utilizada para explicar los hechos experimentales. Si aparece un hecho experimental que no se explica con un modelo, este debe modificarse o rechazarse. Para resolver cómo se situaban las partículas dentro de los átomos, surgieron, a partir de principios del siglo XX, distintos modelos atómicos. Teoría de Thomson En 1904, Joseph J. Thomson propuso un modelo muy elemental: el átomo está constituido por una esfera de materia con carga positiva, en la que se encuentran encajados los electrones en número suficiente para neutralizar su carga. La distribución de las cargas propuesta por Thomson explicaba la aparición de los rayos catódicos y los rayos canales: * Al desprenderse los electrones de los átomos, forman los rayos catódicos, que se des- plazan hacia el ánodo. * El resto del átomo, con carga positiva, se dirige hacia el cátodo y forma los rayos canales. Demócrito pensaba que toda la materia estaba constituida por partículas muy pequeñas e indivisibles. Según él, toda la materia está for- mada por átomos de cuatro ele- mentos: fuego, tierra, agua y aire. La teoría de Demócrito era intui- tiva y no se apoyaba en la expe- rimentación, por lo que no tiene validez científica. Contrariamen- te, la teoría atómica de Dalton se apoya en hechos experimen- tales y, por ello, sí tiene validez científica. aire tierra fuego caliente agua mojado frío seco y también:y también: Formación de moléculas de agua

22. 22. Prohibidasureproducción 20 https://youtu.be/SUQifUUm-bE Mues- tran las distintas teorías sobre el átomo. Las partículas de los rayos canales con menor masa correspondían al elemento más ligero, el hidrógeno. Además, la carga de estas partículas y la del electrón eran iguales en valor ab- soluto, aunque sus masas fuesen muy diferentes. Por este motivo, se consideró que el núcleo de hidrógeno debía constituir otra partícula fundamental del átomo: el protón. El protón fue observado por primera vez en 1919 por Rutherford y Chadwick, al bombardear ciertos átomos con partículas alfa. Carga del protón: +e = +1,602 189 × 10−19 C Masa del protón: mp = 1,672 649 × 10−27 kg Su masa es unas 1840 veces la masa del electrón. Carga del electrón: −e = −1,602 189 × 10−19 C Masa del electrón: me = 9,109 534 × 10−31 kg Modelo atómico de Thomson El modelo de Thomson presenta una visión estática y no nu- clear del átomo. El modelo atómico propuesto por Thomson tuvo una vida muy corta, pero fue de gran importancia, ya que constituye el inicio del estudio profundo del átomo. El átomo está formado por protones y electrones. El físico inglés J. J. Thomson (1856-1940) constató que los ra- yos catódicos estaban constituidos por partículas negativas cuya naturaleza era independiente del gas que se encerra- ra en el tubo. Este hecho le llevó a pensar que las partículas en cuestión debían ser partículas constituyentes fundamen- tales de toda la materia: los electrones. En 1911, el físico americano R. Millikan determinó experimen- talmente el valor de la carga del electrón. De ese dato, y de otros anteriores, se dedujo el valor de su masa. - - - - - - - -- - - - - - - - + + + TIC

23. 23. Prohibidasureproducción 21 Teoría de Rutherford En su experiencia, Rutherford dedujo que en el centro del átomo hay un diminuto corpúscu- lo, al que llamó núcleo, en el que se encuentran las partículas de carga positiva, los proto- nes. Además, ya intuyó la presencia de neutrones en el núcleo. Núcleo atómico (1911) El modelo de Thomson consideraba que la car- ga y la masa estaban uniformemente reparti- das en el átomo. Rutherford esperaba que las partículas atravesaran la lámina de oro sin sufrir grandes desviaciones. Sin embargo, los resultados experimentales obli- garon a pensar en una estructura diferente. Así, en el interior del átomo debía existir una gran fuerza eléctrica ejercida por una masa considerable. De aquí dedujo que los electrones ocupaban el volumen total del átomo y que la electricidad positiva estaba concentrada en un núcleo muy pequeño y muy pesado (más del 99% de la masa del átomo). Neutrón (1932) El físico inglés J. Chadwick (1891-1974) de- tectó una nueva partícula subatómica en una reacción nuclear. Las característica de ésta coincidieron con las predichas por Rutherford, y se mantuvo el nombre que éste le había dado: neutrón. Carga del neutrón: 0 Masa del neutrón: mn = 1,674 954 . 10-27 kg Descubrimientos Modelo atómico de Rutherford (1911) El descubrimiento del núcleo condujo a E. Rutherford a establecer un nuevo mo- delo atómico. Propuso que: -La mayor parte de la masa y toda car- ga positiva del átomo se concentran en una minúscula zona central de gran densidad, el núcleo. -El átomo, mucho mayor que el núcleo, incluye la corteza electrónica, que es la región donde los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. --El átomo es neutro porque el número de electrones es igual al de protones. Modelos atómicos núcleo átomo trayectoria de la partícula α órbitas electrónicas núcleo atómico electrón neutrón protrón El Modelo de Rutherford explicaba los resultados de su experimento: - Las partículas α que pasan lejos del núcleo no se desvían porque la corteza electrónica prácticamente no las afecta. - Las partículas α que pasan cerca del núcleo se desvían porque éste las somete a repulsión electrostática. - Las partículas α que chocan directamente contra el núcleo rebo- tan y son repelidas violentamente, por tratarse de cargas del mis- mo signo. núcleo átomo trayectoria de la partícula α órbitas electrónicas núcleo atómico electrón neutrón protrón Modelo atómico de Rutherford

24. 24. Prohibidasureproducción 22 protón neutrón electrón hidrógeno deuterio tritio Z=1 n=0 A=1 Z=1 n=1 A=2 Z=1 n=2 A=3 H 1 1 H 2 1 H 3 1 Elementos químicos e isótopos En la primera década del siglo XX H. Moseley (1887-1915) midió con exactitud la carga nuclear positiva de distintos elementos químicos. Sus resultados permitieron asignar un número atómi- co a cada uno de los elementos. El número atómico, Z, de un elemento químico representa la carga nuclear positiva de sus átomos, es decir, el número de protones que estos contienen en el núcleo. Así, un elemento químico se caracteriza por su número de pro- tones o número atómico. Si el átomo es neutro, este valor coin- cide también con el número de electrones. ¿Un mismo elemento puede tener átomos de masas distintas? El científico inglés F. W. Aston (1877-1945) demostró que el neón natural contiene dos clases de átomos, con el mismo número atómico pero diferente masa. Así, los átomos de un mismo elemento pueden tener un número variable de neutrones. Como consecuencia, su masa también es variable. Por ello, es importante conocer tanto el número ató- mico de un átomo como su número másico. Modelo atómico de Ruther- ford, de los tres isótopos de hidrógeno Ejemplo1 Determina el número atómico (Z); el número de neutrones (N); el número másico (A); y el número de electrones del isótopo 239 Pu94 - Anotamos el número atómico, Z = 94, y el número másico, A = 239, y hallamos el número de neutrones: A = Z + N ⇒ N = A − Z ⇒ N = 239 − 94 = 145 - En un átomo neutro, el número de electrones es igual al de protones y, por tanto, igual al número ató- mico. Así, hay 94 electrones. En el isótopo 239 Pu94 : Z = 94; N = 145; A = 239, y hay 94 electrones. El número másico, A, de un átomo es el nú- mero de nucleones que contiene su núcleo, es decir, la suma de los protones y neutrones que lo forman. Si designamos como N el número de neutro- nes, resulta el siguiente valor para el número másico: A = Z + N Así, el núcleo de los átomos de un elemen- to químico está compuesto por un número fijo de protones y un número variable de neutrones. Las distintas formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número mási- co debido a que poseen distinto número de neutrones se denominan isótopos. Para caracterizar a un isótopo de un elemen- to, se indican su número atómico, que iden- tifica al elemento, y su número másico, que identifica al isótopo. X = símbolo del elemento Z = número atómico A = número másicoX A Z

25. 25. Prohibidasureproducción 23 1. Completen la siguiente tabla. Elemento Símbolo A Z N Flúor Sodio Mercurio Francio Argón Los neutrones y otras partículas subatómicas En 1930, Bothe y Becker observaron una nueva radiación, muy penetrante, al someter una muestra de berilio a la acción de las partículas α. En 1932 J. Chadwick determinó que se trataba de partículas neutras, a las que denominó neutrones, con masa próxima a la del protón. Las características de esta coincidieron con las predichas por E. Rutherford, y se mantuvo el nombre que este le había dado: neutrón. Estas nuevas partículas deben ocupar el núcleo del átomo, junto con los protones; y contribuyen a la masa de este. neutrón partícula compuesta protón partícula compuesta partícula fundamental electrón Partículas subatómicas Partícula Símbolo Carga eléctrica Masa Electrón e- -1,602 × 10-19 C 9,109  × 10-31 kg Protón p+ +1,602 × 10-19 C 1,673 × 10-27 kg Neutrón n± 0 1,675 × 10-27 kg Actualmente, sabemos que las partículas subatómicas pueden estar formadas por otras partículas más pequeñas. Por ejemplo, los protones y los neutrones están compuestos por unas partículas más pequeñas denominadas quarks. Los electrones son partículas de carga negativa y muy poca masa. Los protones son partículas, de carga positiva y masa 1.837 veces mayor que la de los electrones. Los neutrones son partículas cuya masa es semejante a la del protón y no tienen carga eléctrica. Partículas subatómicas en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA y también:

26. 26. Prohibidasureproducción 24 K L M N 1.3. El modelo planetario de Bohr En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico. Para Bohr, los electrones giraban en torno al núcleo en órbitas circulares de radios definidos, pero no en todas las órbitas, pues para él existían órbitas permitidas y otras prohibidas. En cada una de estas órbitas solo puede haber un núme- ro dado de electrones, con una energía determinada. Para que un electrón cambie de órbita, es necesario modificar su energía en una cantidad determinada. El parecido del modelo con los modelos planetarios, y el he- cho de que interpretara ciertos sucesos experimentales, que por entonces carecían de explicación, hicieron que tuviera un éxito inmediato. Hacia 1925, nuevos avances, tanto experimentales como teóricos, obligaron a proponer un nuevo modelo: el mode- lo atómico de orbitales. A partir de los trabajos de científi- cos como Max Planck, Louis De Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger y otros, se ha establecido el modelo ató- mico actual. En este modelo, los electrones no describen órbitas definidas en torno al núcleo, como había supuesto Rutherford, sino que se encuentran distribuidos ocupando orbitales. Este modelo es acertado a nivel atómico y molecular (molé- culas, átomos y partículas subatómicas). Actividades 1. Escribe los tres postulados que propuso Niels Bohr en el nuevo modelo atómico. 2. Contesta ¿qué describe la estructura electrónica de un átomo? 3. Analiza el siguiente postulado: - "Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética". 4. Contesta ¿cuál es la diferencia entre estado fundamental de un estado excitado? 5. Contesta verdadero o falso al siguiente postulado, y argumenta tu respuesta: - Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias emitiendo energía. https://youtu.be/0UPRyzlWC6k Gran- des genios de la humanidad: El átomo, John Dalton y Niels Bohr. Modelo planetario de Bohr TIC

27. 27. Prohibidasureproducción 25 1.4. Modelo mecánico-cuántico de la materia Dualidad del electrón Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidencias experimentales observadas hasta el momento, era en sí mismo inconsistente. Cuando una carga eléctrica se mueve aceleradamente, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Como el electrón se mueve alrededor del núcleo, pierde energía, y esta pérdida conduciría a que el electrón se des- truya, sin embargo necesita otra explicación para establecer otro modelo atómico que, además de ofrecer explicación a los fenómenos observados, no vulnere las leyes de la física. En 1905, A. Einstein puso en cuestión la teoría clásica de la luz, donde esta presenta comportamiento corpuscular. A partir de esta hipótesis, el físico francés Louis de Broglie pro- puso, en 1924, que de igual modo que la luz, los electrones podrían presentar propiedades ondulatorias. Hasta inicios del siglo XX, no se conocía con exactitud la ubicación de los electrones; sin embargo, una serie de re- sultados experimentales obligó a elaborar nuevas teorías sobre la luz. Estas, en principio, se aplicaron a la energía transportada por la luz. Posteriormente, sirvieron para formu- lar nuevas teorías atómicas. Teoría corpuscular El físico inglés Isaac Newton, en el siglo XVII, planteó la teoría corpus- cular, donde señalaba que "la luz consiste en un flujo de pequeñas partículas, sin masa, emitidos por fuentes luminosas que se movían en línea recta con gran rapidez". Esta teoría analiza la propagación rectilínea de la luz, la refractación y reflexión de la misma, pero no los anillos de Newton, las interferencias y la difracción. Einstein (1879-1955), físico ale- mán, comprobó que determina- dos metales eran capaces de emitir electrones cuando se los exponía a la luz. Modelo mecánico-cuántico de la materia http://goo.gl/Peu7l6 y también:

28. 28. Prohibidasureproducción 26 Cualquier partícula de masa (m) y velocidad (v) debe considerarse asociada a una onda cuya longitud de onda (λ) viene dada por la expresión: Electrón onda y partícula Espectro electromagnético Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen en forma continua, es decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde muy pequeñas hasta muy grandes. Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es con- tinuo, sino que la radiación está formada por algunas frecuencias que se pueden separar por métodos ópticos. Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en una placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que a estos espectros los conocemos con el nombre de espectros de rayas. Por tanto, la longitud de la órbita del electrón debe ser un número entero, el cual se asocia para tratar una onda estacionaria. Así, las únicas órbitas permitidas son las que dan lugar a una onda estacionaria. 2 p r = n l Según sea el valor de niveles energéticos (n) y el valor de l, el radio de la órbita debe tomar valores determinados que corresponden a los radios de las órbitas permitidas. Cuando se comprobó que los electrones presentaban reflexión y difracción, quedó demos- trada experimentalmente la hipótesis de L. de Broglie. mv = cantidad de movimiento h = constante de Planck (6,63×10-34 J⋅s) p = momento lineal λ= longitud de onda mv = p = h λ

29. 29. Prohibidasureproducción 27 Muestra excitada (gas caliente) Placa colimadora Prisma Película o detector Aumento de longitud de onda Espectro de emisión Espectro de absorción Aumento de longitud de onda Fuente luminosa Muestra que absorbe la luz (gas frío) Espectro electromagnético Espectro de emisión del hidrógeno El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más estudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta, en la visible y en el infrarrojo. λ (Å) 4000 5000 6000 7000 8000 9000 λ (Å) 4000 5000 6000 7000 8000 9000 a) Espectro de emisión b) Espectro de absorción H H Actividades 6. Investiga: La aplicación de: a. Rayos Gamma c. Rayos X e. Rayos UVA b. Luz visible d. Microondas f. Ondas de radio

30. 30. Prohibidasureproducción 28 1.5. Teoría de Planck Los cuerpos sólidos calientes emiten radiación que depende de la temperatura a la que se encuentren. Por ejemplo, un hie- rro muy caliente emite un resplandor rojo, y una lámpara de incandescencia, luz blanca. A finales del siglo XIX, se llevaron a cabo numerosos intentos de relacionar la longitud de onda de la radiación y la temperatura del cuerpo, pero no se alcanzó un éxito completo. El físico alemán M. Planck (1858-1947) estudió, en 1900, la radia- ción emitida por el cuerpo negro. Planck dedujo que la energía emitida por el cuerpo mediante la radiación de una determi- nada frecuencia era múltiplo de una cantidad de energía elemental que llamó cuanto, y era independiente de la temperatura. Así, cuando emite radiación de frecuencia ν, la energía de la radiación será múltiplo entero del cuanto, es decir, la energía emitida será hν, 2hν, 3hν... La energía, al igual que la materia y la electricidad, ya no es la magnitud continua consi- derada, sino que está formada por múltiplos enteros de cantidades elementales: el cuanto de energía. El cuerpo negro Un cuerpo negro es una superficie ideal que no refleja la ra- diación que incide sobre ella. Con fines experimentales, es bastante aproximado considerar como cuerpo negro una pequeña abertura en una cavidad, ya que la radiación que incide en la abertura queda atrapa- da en la cavidad y no se refleja. E = energía de la radiación h = constante de Planck (6,63 ⋅ 10-34 J ⋅ s) ν = frecuencia de la radiación E = h ν Distribución de la energía emitida por el cuerpo negro a diferentes temperaturas: T1 > T2 > T3 > T4 . ultravioleta visible infrarrojo Accede a la página https://you- tu.be/bm7FSHokRIA muestra la teoría de Planck. Cuerpo negro TIC

31. 31. Prohibidasureproducción 29 Einsten, en 1905, utilizó la teoría de Planck y creó la teoría cor- puscular, para explicar que la luz estaba formada por paque- tes de energía llamados fotones. 1.6. Teoría de Bohr En 1913, el físico danés N. Bohr (1885-1962), a partir de la nueva concepción de la energía y de la luz, dio una explicación al fenómeno que constituye el espectro de emisión de los gases y, en concreto, del hidrógeno. Bohr creó un nuevo modelo que puede considerarse el ver- dadero precursor del modelo atómico actual. Los principios en que se basa este modelo son: * El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. El espacio que rodea al núcleo está cuantizado, es decir, hay zonas permitidas, llamadas ni- veles, y otras que no lo son. Mientras un electrón no cambie de órbita, no se modifi- ca su energía. Las órbitas permitidas son aquellas en las que el momen- to angular del electrón (mvr) es un múltiplo entero de h 2π donde h es la constante de Planck. En cambio, n recibe el nombre de número cuántico principal y define los niveles alrededor del núcleo, numerados a partir del núcleo. Sus valores son: n = 1, 2, 3... Esto significa que la energía de las órbitas y sus radios están cuantizados. Siempre que un átomo absorbe o emite energía se puede resumir con la expresión: Ef = energía del nivel final Ei = energía del nivel inicial |Ef − Ei | = hν donde * Si Ef > Ei , el átomo absorbe energía. * Si Ef < Ei , el átomo emite energía. El modelo propuesto por Bohr daba explicación a los espec- tros de emisión de los elementos y respaldaba teóricamente la expresión empírica obtenida por Rydberg. Interpretación de las rayas del espectro de emisión del hidró- geno. Cada raya corresponde a la radiación emitida cuando el electrón experimenta un tránsito entre dos niveles de energía. n = 7 n = 6 n = 5 n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 infrarrojo ultravioleta Serie de Balmer i u Electrón excitado ∆E = E4 - E1 Orbitas circulares E4 E3 E2 E1 Energíacrecientedelosniveleselectrónicos n=1 n=2 n=3 n=4 Nivel fundamental Núcleo Emisión de luz monocroma v = E4 - E1 h Teoría de Bohr h 2π mvr = n y también:

32. 32. Prohibidasureproducción 30 1.7. Modelo de Sommerfeld En 1915, el físico alemán A. Sommerfeld (1868-1951) propone las órbitas circulares y elípticas a partir del segundo nivel de energía donde están los electrones girando alrededor del núcleo. El electrón se mueve en una órbita circular y también en una órbita elíptica, como observamos en el gráfico. En realidad, no existía hasta ese momento un fundamento teóri- co que los explicara y, por lo tanto, se carecía de un verdadero modelo atómico. La mecánica cuántica viene a dar respuesta a estos enigmas. Para su desarrollo, fueron decisivos el principio de dualidad del electrón y el principio de incertidumbre de Heisenberg, en donde se explica que no es posible conocer la posición y la cantidad de movimiento de una partícula subatómica, simultá- neamente, y con precisión. El éxito de este modelo fue efímero, ya que no explicaba algunas propiedades periódicas de los elementos, y su hipótesis fundamental -que consiste en que el electrón en el átomo presenta estados energéticos cuantizados- carecía de respaldo teórico. Además, con el empleo de espectroscopios más precisos, se observaron dos fenómenos a los que no se podía dar explicación: * Algunas líneas del espectro son en realidad dos, tres o más, tan próximas que, cuando se observan con instrumentos poco precisos, parecen una sola. * En 1896, el físico holandés P. Zeeman (1865-1943) observó que cada una de las líneas espectrales se desdoblaba en dos cuando la muestra se sometía a un campo magné- tico muy intenso, hecho que se conoce como efecto Zeeman. La explicación del principio de incertidumbre de Heisenberg trasladado al mundo macros- cópico es como si se quisiera determinar la posición de un au- tomóvil en movimiento haciendo chocar contra él otro automó- vil. La determinación final sería poco fiable, ya que el movimien- to del primero, velocidad y tra- yectoria, quedaría modificado por la colisión con el segundo. Modelo de Sommerfeld y también:

33. 33. Prohibidasureproducción 31 Número cuántico principal (n) El número cuántico principal (n) solo puede tomar valores naturales 1, 2, 3, 4... Cada valor designa un nivel, el cual está relacionado con el tamaño y la energía del orbital. A mayor valor de n, mayor es la distancia promedio del electrón respecto al núcleo. El primer nivel es el de menor energía, y los siguientes, cada vez más alejados del núcleo, tienen energías mayores. Número cuántico secundario (l) En número cuántico secundario toma valores enteros ( l = n - 1): s = 2 p = 6 d = 10 f = 14 Este número está relacionado con la forma del orbital que ocupa el electrón. Un orbital atómico es una región del espacio, en torno al núcleo, donde la probabilidad de encontrar el electrón con una determinada energía es muy grande. Número cuántico magnético (ml) Sus valores dependen del valor de l, de manera que pue- de tomar todos los valores enteros comprendidos entre −l y +l, incluido el cero. Está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. 1.8 Número cuánticos Cada electrón del átomo está representado por cuatro nú- meros cuánticos: n: número cuántico principal. l: número cuántico orbital o de momento angular. ml: número cuántico magnético. ms: número cuántico de spin. z x y 1s z z x y 1s z x y 2s z x y 1s z x y 2s z x y 3s Orbital cuántico (1s) Orbital cuántico (2s) Orbital cuántico (3s)

34. 34. Prohibidasureproducción 32 l 0 1 2 3 ml 0 −1, 0, +1 −2, −1, 0, +1, +2 −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3 Tipo de orbital s p d f Denominación de los orbitales ns np nd nf Número cuántico spin (ms) Distribución de electrones por niveles y orbitales Nivel de energía (n) 1 2 3 4 Número total de orbitales (n2 ) 1 4 9 16 Tipo de orbitales s s p s p d s p d f Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 Número máximo de electrones por nivel (2n2 ) 2 8 18 32 El físico holandés Pieter Zeeman descubrió el efecto que describe la división de una línea espectral en varios componentes si el elemento se coloca en presencia de un cam- po magnético. Solo puede tomar los valores + 1 2 y - 1 2 Está relacionado con el giro del electrón respecto a su eje, lo que genera un campo magnético con dos posibles orientaciones, según el sentido del giro. Una vez descritos los cuatro números cuánticos, es fácil com- prender que cada orbital atómico está representado por los tres números cuánticos n, l y ml, que suelen designarse por un número (el nivel) y una letra (el subnivel) mientras que la descripción de cada electrón en el átomo requiere, ade- más, del cuarto número cuántico, ms. La tabla siguiente muestra la distribución de los electrones por niveles y orbitales. Spin ms Distribución de electrones por niveles y orbitales y también:

35. 35. Prohibidasureproducción 33 Una vez descritos los cuatro números cuánticos, es fácil com- prender la ubicación de los electrones en los orbitales, y de estos en los niveles de energía. Hemos visto que los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo. Veamos a continuación cómo se distribuyen los electrones en la corteza. * Los electrones se encuentran en orbitales. En cada uno de ellos cabe un máximo de dos electrones. * Los orbitales se agrupan en siete niveles energéticos. * Cada nivel de energía posee uno o varios orbitales, di- ferentes, denominados s, p, d, y f. El número de orbitales de cada tipo, y el número de electro- nes que caben en cada uno de ellos, son los siguientes: Tipo de orbital s p d f Número de orbitales 1 3 5 7 Capacidad de electrones 2 6 10 14 Actividades 7. Señala la diferencia que existe entre el concepto de órbita utilizado en los modelos de Rutherford y Bohr. 8. ¿Se puede localizar exactamente la posición de un electrón según el modelo atómico de orbitales? 9. Indica cuántos subniveles hay en el nivel 3 y la capacidad de electrones de cada uno de los subniveles del nivel 2. 10. Calcula el número de protones, neutrones y electrones en las siguientes formas atómicas: a)  12 6 C    b) 39 19 K    c) 56 26 Fe    d) 200 80 Hg Cada orbital puede contener no más de dos electrones. Los orbitales se agrupan en siete niveles energéticos. En cada nivel hay un número determinado de subniveles, a los que denomina- mos s, p, d o f, y que se diferen- cian por su forma y orientación en el espacio. Para denominar un orbital de un nivel concreto, indicamos el número del nivel y, a continuación, la denominación del tipo. Así, por ejemplo, al decir 4 p, estamos refiriéndonos a los tres orbitales del tipo p que se encuentran en el nivel 4, en los que caben seis electrones. Orbital tipo s Orbital tipo p Orbital tipo d Orbital tipo f Forma de los distintos orbitales según el subnivel al que pertenecen. y también:

36. 36. 1.9. Distribución electrónica Principios de ordenamiento La configuración electrónica fundamental se obtiene, en la práctica, a partir de tres reglas o principios: regla de la cons- trucción, principio de exclusión de Pauli y regla de la máxima multiplicidad de Hund. Regla de la construcción "La configuración electrónica fundamental se obtiene colo- cando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía". Principio de exclusión de Pauli "Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cua- tro números cuánticos iguales". Como cada orbital está definido por los números cuánticos n, l y ml, solo quedan dos posibilidades, ms = +1/2 y ms =-1/2, que físicamente queda reflejado en que cada orbital (definido por n, l y ml) puede contener un máximo de dos electrones, y estos deben tener spines opuestos (electrones apareados). Abreviadamente solemos escribir el número de electrones en cada subnivel mediante un superíndice. Por ejemplo: 2p3 representa que en el conjunto de orbitales 2p hay tres electrones. Regla de la máxima multiplicidad de Hund "Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la misma energía, lo harán en orbitales diferentes y con spines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible". Por ejemplo, si deben colocarse tres electrones en orbitales 2p, lo harán desapareados, es decir, en orbitales diferentes. En cambio, si se trata de cuatro electrones, dos de ellos de- ben aparearse (se colocan en el mismo orbital), mientras que los otros dos permanecen desapareados (en orbita- les diferentes). 2p2 2p3 2p4 Al acceder a la página https://you- tu.be/9PD4IOTDCTE podrás resolver algunas inquietudes sobre configu- ración electrónica. El principio de exclusión de Pauli es una regla de la mecá- nica cuántica enunciada por Wolfgang Ernst Pauli, físico aus- triaco, uno de los principales fundadores de la mecánica cuántica. Prohibidasureproducción 34 y también: TIC

37. 37. Prohibidasureproducción 35 Diagrama de Moeller 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 6f14 7s2 7p6 7d10 7f14 Niveles 1 2 3 4 5 6 7 electrones 2 8 18 32 32 32 32 A partir del diagrama de los niveles energéticos nos da a conocer la secuencia para llenar los orbitales siendo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Los niveles de energía corresponden a los números del 1 al 7. Los subniveles son s, p, d y f. Los exponentes, el número máxi- mo de electrones que tiene cada subnivel: s hasta dos elec- trones; p hasta seis; d hasta diez; y f hasta catorce electrones. Los números grandes de la derecha indican el número total de electrones por cada nivel de energía. Los subniveles se ordenan de arriba hacia abajo, en orden creciente de energía, como se muestra en la figura. A los orbitales los representamos con: A los electrones con: ↑↓ A los orbitales solemos represen- tarlos por cuadros o guiones, cer- canos entre sí cuando se trata de orbitales degenerados, y se- parados cuando son de distinta energía. A los electrones solemos repre- sentarlos por flechas dentro de cada recuadro o guion, hacia arriba (↑) si se trata de: +ms = 1 2 y hacia abajo (↓) si se trata de: -ms = 1 2 Es habitual representar el spin de un electrón solitario en un orbital mediante la flecha hacia arriba (↑). Ejemplo2 El número atómico del elemento nos indica que el número de electrones es igual al número de protones en un átomo neutro. Los electrones se colocan en los subniveles en el orden que indica el diagrama de Moeller. El número de electrones se indica mediante un superíndice. Debemos tener en cuenta el número máximo de electrones que caben en los distintos subniveles: * Oxígeno (Z = 8) Resumen: tres orbitales llenos y dos orbitales semillenos. 1 1s2 2 2s2 2s4 La distribución de los electrones de un átomo en orbitales re- cibe el nombre de configuración electrónica. Cuando esta es la de menor energía, se trata de la configuración electró- nica fundamental. y también:

38. 38. 3636 vsureproducción Es decir hay dos formas para representar a un átomo. Átomo Z Configuración electrónica Orbitales Li 3 1s2 2s1 Be 4 1s2 2s2 B 5 1s2 2s2 2p1 C 6 1s2 2s2 2p2 N 7 1s2 2s2 2p3 O 8 1s2 2s2 2p4 F 9 1s2 2s2 2p5 Ne 10 1s2 2s2 2p6 Estabilidad de orbital lleno y semiocupado El modelo mecano-cuántico predice que los orbitales llenos y semiocupados confieren al conjunto del átomo una estabilidad adicional, lo que supone alguna excepción en la con- figuración electrónica de los elementos. 2. Realicen la configuración electrónica de los siguientes elementos en una tabla triplex utilizando material de reciclaje: a. Sodio b. Helio c. Cloro d. Calcio e. Neón * Fósforo (Z = 15) 1 1s2 2 2s2 2p6 3 3s2 3p3 Resumen: seis orbitales llenos, tres semillenos. * Neón (Z = 10) 1 1s2 2 2s2 px2 py2 pz2 Resumen: cinco orbitales llenos. Formas de representación de un átomo en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA

39. 39. Prohibidasureproducción 37 Experimento Tema: Materiales más utilizados en el laboratorio de Química. INVESTIGAMOS: El uso de los materiales básicos del labora- torio. Objetivo: Identificar algunos de los materiales básicos en el laboratorio y relacionar sus nombres con el uso. Materiales: * probetas * gradillas * tubos de ensayo * mechero bunsen * matraz de destilación * mortero * caja petri * trípode * malla de asbesto * embudo * mechero de alcohol * vaso de precipitación * bureta * agitador * soporte universal * pipeta graduada * balanza * frascos lavadores * vidrio reloj * cápsula de porcelana * nuez doble * pinzas PROCESOS: * Observa los diferentes materiales y des- cribe de qué material están hechos y para qué se utilizan. * Grafica los siguientes materiales e iden- tifica si son utilizados para medir el volumen (variable o exacto), la masa o la temperatura. Además conocer, si resisten elevadas temperaturas: Matraz Erlenmeyer, probeta, embudo, pipeta, malla de asbesto y vidrio reloj. CUESTIONES: * Escribe el uso de los siguientes ma- teriales: tubos de ensayo, gradilla, mortero, caja petri, probeta, vaso de precipitación. * Contesta: a. ¿Cuál es la diferencia entre la pipeta aforada y la graduada? b. ¿Cuál es la diferencia entre mechero bunsen y mechero de alcohol? c. ¿Para qué se utiliza la nuez doble?

40. 40. 38 Prohibidasureproducción 38 1 Resumen 1. El átomo 2. Teoría atómica 3. Modelos atómicos Todo lo que ocupa espacio y tienen masa, se conoce como materia. Se postuló que toda la materia estaba formada por partículas llamados átomos. El átomo es la partícula más pe- queña e indivisible que se encuentra en la materia. El átomo está formado por núcleo y corteza. Dentro del núcleo están los protones y neutrones, y en la corteza se encuentran los electrones. Varias teorías del modelo atómico se postularon: 1. Teoría de Dalton: La materia está formada por pequeñas partículas llamados átomos. Un elemento tiene sus átomos iguales, es decir, los otros elementos se distinguen por la masa. La unión de diferentes átomos forman un compuesto. 2. Teoría de Thomson: Su modelo propuso que al desprenderse los electrones de los áto- mos, forman rayos catódicos, es decir, el átomo era una estructura esférica en la que las cargas positivas y negativas se encontraban distribuidas. a. A partir de esto, se descubrió al electrón y al protón. 3. Teoría de Rutherford: Dedujo que dentro del átomo, en el centro hay un corpúsculo llamado núcleo, en la que se encuentran la mayor parte de la masa y donde están las partículas de carga positiva llamadas protones. Él intuyó la presencia de neutrones en el núcleo y también determinó la carga nuclear positiva de diferentes elementos, en donde aparecieron los conceptos de: * Número másico (A): La suma de protones y neutrones que lo forman. * Número atómico (Z): Cada elemento tienen uno y representa el número de protones. * Neutrones (N): Es la diferencia entre A y Z. * Isótopo: Es un elemento que tiene mismo número atómico (Z) pero diferente núme- ro másico (A). 4. Teoría de Bohr: Propuso que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circula- res de radios definidos, es decir hay órbitas permitidas y órbitas prohibidas. Esto depen- día del nivel en el que estaban. El nivel estaba determinado en una región en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón con energía es grande, a esto se conoce como orbital. Cada nivel representa un número cuántico, de donde obtenemos: * n: número cuántico principal. * l: número cuántico orbital. * ml: número cuántico magnético. * ms: número cuántico del spin. Cada elemento tiene determinadas formas en cuanto a distribución de electrones en sus orbitales, de aquí surge la configuración electrónica. La cual estable un ordenamiento es- pecífico y único para cada elemento.

41. 41. Prohibidasureproducción 3939 ZONA ALQUIMIA A la química anteriormente se la conocía como alquimia, y aquellos que se ocupaban de su estudio eran conocidos como alquimistas. Los alquimistas se dedicaron a buscar el elixir de la inmortalidad, y esto prácticamen- te se resumía en la búsqueda de la piedra filosofal, considerada como la única sustancia capaz de conseguir la transmutación, la panacea universal y la inmor- talidad. La creencia más exten- dida afirmaba que al poner esta sustancia sobre un metal innoble como el hierro, mediante el pro- ceso de fusión, este sería transfor- mado en oro. Los alquimistas creían que la ver- dadera piedra filosofal era roja y poseía tres virtudes: Tecnólogo en radioterapia utiliza- ría energía ionizante para tratar el cáncer. Esta radiación es útil para combatir las células tumorales; actúa de manera directa en el tumor, eliminando las células da- ñadas, evitando así que crezcan y se reproduzcan. 1. Mediante un proceso llamado fusión, transforma en oro meta- les innobles, como el mercurio y el plomo, depositando sobre ellos una pulgarada de esta sustancia. 2. Constituye un enérgico depu- rativo de la sangre y, cuando se la ingiere, cura cualquier enfermedad. 3. También actúa sobre las plan- tas, las hace crecer, madurar y dar frutos en unas horas. La alquimia y la piedra filosofal. Elixir de la vida. Edad Media. Historia Universal (adaptación). Extraído el 20 de octubre de 2015 desde la página web: http://goo.gl/ghCzyU. Los rayos infrarrojos (IR) se en- cuentran en el espectro elec- tromagnético entre los 750 y los 15 000 nanómetros (nm). La tecnología de los rayos infrarro- jos se utiliza en terapia física para aprovechar los efectos fisiológi- cos del calor superficial sobre los tejidos humanos, lo que ayuda al tratamiento de diversas afeccio- nes de la salud. Esta terapia se recomienda para tratar casos de: * espasmo muscular * artritis * osteoartritis * cervicobraquialgias * lumbociáticas * enfermedad oclusiva arterial periférica * congestión de la circulación sanguínea y linfática. * tendinosis * capsulitis * esguinces Infrarrojos. Terapia física.com (adaptación). Extraído el 20 de octubre de 2015 desde la página web: http://goo.gl/SkCcwj. http://goo.gl/NiMoqF https://goo.gl/DDIc1G RAYOS INFRARROJOS SI YO FUERA... https://goo.gl/ssCklW Piedra filosofal.

42. 42. 40 Para finalizar 1. Escribe los valores de los cuatro núme- ros cuánticos para los electrones de los elementos: a. Berilio b. Nitrógeno 2. Si un electrón tiene un número cuánti- co l = 3. a. Razona qué orbital le corresponde. b. Determina los valores de ml que puede tener. 3. Indica las configuraciones electrónicas que no son posibles. a. 1s2 2s2 2p4 c. 1s2 2s2 2p3 3s1 b. 1s2 2s3 d. 1s2 2p7 4. Busca en Internet información sobre N. Bohr. a. ¿Qué trabajo científico le hizo acreedor al Premio Nobel de Física? b. ¿Cuáles fueron sus contribuciones más importantes a la ciencia? c. Un elemento químico ha recibido su nombre. ¿De qué elemento se tra- ta? Escribe su símbolo y su número atómico. 5. Señala las características del modelo atómico de: a. Rutherford. b. Bohr 6. Indica dónde se encuentran los electrones en los distintos modelos atómicos. 7. ¿Cuál es el número máximo de elec- trones que admite el nivel energético 2? ¿Y el subnivel d? 8. Escribe la configuración electrónica de: a. Bromo b. Cloro c. Titanio 9. Señala las diferencias entre los mode- los atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr. 10. Relaciona cada una de las siguientes innovaciones con un modelo atómico. a. Existencia del núcleo atómico y se- paración de las cargas positivas y ne- gativas en el átomo. b. Existencia de niveles de energía para los electrones. c. Existencia de los electrones. 11. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a. En el modelo de Thomson los pro- tones están distribuidos por todo el átomo. b. Los protones y los electrones tienen posiciones fijas en el átomo. Prohibidasureproducción

43. 43. * Escribe la opinión de tu familia. * Pide a tu profesor sugerencias para mejorar y escríbelas. * Trabajo personal Reflexiona y autoevalúate en tu cuaderno: * Trabajo en equipo ¿Cómo ha sido mi actitud frente al trabajo? ¿He compartido con mis compañeros y compañeras? ¿He cumplido mis tareas? ¿He respetado las opiniones de los demás? ¿Qué aprendí en esta unidad temática? AUTOEVALUACIÓN Prohibidasureproducción 41 c. Los radios del núcleo y del átomo son prácticamente iguales. d. Los electrones son totalmente libres en su movimiento. e. La energía de un nivel depende del número de electrones que admita. f. La energía de un nivel es mayor cuando más cerca está del núcleo. 12. ¿Cómo se denominan los orbitales del tercer nivel? 13. ¿Cuántos electrones caben en el ni- vel 4? 14. Determina la configuración electróni- ca de los siguientes elementos: a. Nitrógeno (Z = 7) b. Estroncio (Z = 38) c. Cloro (Z = 17) d. Magnesio (Z = 12) e. Fósforo (Z = 15) f. Berilio (Z = 4) g. Calcio (Z = 20) 15. Señala la diferencia que existe entre el modelo planetario de Bohr y el mode- lo mecánico cuántico de la materia. 16. Escribe dos aplicaciones de los rayos Gamma, ondas de radio y rayos UVA. 17. Dibuja un átomo con sus niveles y subniveles de energía y el número de electrones de cada uno. 18. Indica cómo se representa al núme- ro cuántico principal, número cuánti- co secundario y al número cuántico magnético. 19. Indica la secuencia para llenar los orbitales de acuerdo al diagrama de Moeller. 20. Contesta ¿cuál es la característi- ca principal de la configuración electrónica? 21. Calcula el número de protones, neu- trones y electrones en las siguientes formas atómicas: a. Paladio b. Cobalto c. Cadmio d. Neón

44. 44. Objetivos: * Demostrar conocimiento y compren- sión de los hechos esenciales, con- ceptos, principios, teorías y leyes rela- cionadas con la Química a través de la curiosidad científica, generando un compromiso potencial con la so- ciedad. * Interpretar la estructura atómica y molecular, desarrollar configuracio- nes electrónicas y explicar su valor predictivo en el estudio de las pro- piedades químicas de los elementos y compuestos, impulsando un traba- jo colaborativo, ético y honesto. http://goo.gl/ZWjaPT 42 Los átomos y la tabla periódica 42 2 Prohibidasureproducción http://goo.gl/ZWjaPT CONTENIDOS: 2. Tabla periódica 2.1. Tabla periódica 2.2. Tipos de elementos 2.3. Propiedades físicas y químicas de los metales 2.4. Propiedades físicas y químicas de los no metales 2.5. Elementos de transición 2.6. Elementos de transición interna o tie- rras raras 2.7. Propiedades periódicas 2.8. Energía de ionización y afinidad electrónica 2.9. Electronegatividad y carácter metálico

45. 45. 4343 Prohibidasureproducción Web: Noticia: Película: ¿Sabías que no existen alimentos libres de quí- micos? Los productos químicos están presentes en to- dos los alimentos. Así sean comidas saludables o no. Todo lo que nos rodea está compuesto por estos, desde el agua que bebemos hasta el aire que respiramos. Existen alimentos salu- dables que contienen más sustancias quími- cas que las golosinas procesadas. http://goo.gl/xcXdxH 1. Lee la noticia anterior y responde: a. ¿Son dañinas para la salud las sustancias químicas? b. ¿Los alimentos procesados tienen más sustancias químicas? 2. Lee con atención sobre los elementos químicos hallados hasta el día de hoy y contesta: -¿Qué se entiende por proceso artificial? 3. Observa el documental Historia de los me- tales: del cobre al aluminio y contesta: -¿Cuál fue el primer metal que trabajó el ser humano? Elementos químicos Los elementos químicos identificados hasta hoy han sido hallados en la naturaleza mis- ma, pero también algunos son el producto de un proceso artificial. Los que dan origen a la naturaleza integran sustancias simples o bien compuestos químicos, como el hidrógeno, el carbono, el helio, oxígeno, etc. http://goo.gl/szjtpq Historia de los metales: del cobre al aluminio Metales como el oro, la plata y el cobre fueron utilizados desde la prehistoria. Al principio solo se usaron los que se encontraban fácilmente en estado puro (en forma de elementos nati- vos), pero paulatinamente se fue desarrollan- do la tecnología para obtener nuevos metales a partir de sus menas, calentándolos en un hor- no mediante carbón de madera. En contexto: https://goo.gl/Tb3NfD

46. 46. Prohibidasureproducción 44 2.1. Tabla periódica Permite establecer relaciones entre los diferentes elementos, sus propiedades y su comportamiento químico. En 1869, el ruso Dimitri Mendeleiev y, en 1870, el alemán Lo- thar Meyer, de manera independiente, presentaron su tabla periódica con 63 elementos. La tabla periódica de ese tiempo presentaba estas características: * Los elementos aparecían ordenados en filas horizonta- les en las que su masa atómica aumentaba de izquier- da a derecha. * Los elementos de una misma columna vertical tenían propiedades semejantes. Sin embargo, para agruparlos fue necesario invertir el orden de masas atómicas de al- gunos elementos; cambiar el valor entonces conocido de la masa atómica de ciertos elementos; dejar hue- cos para elementos cuyas características se predecían, pero que aún no habían sido descubiertos. El científico británico Henry Moseley encontró una manera experimental de determinar el número atómico. Conocidos los valores de los números atómicos (Z) de los elementos, los colocó en orden creciente y observó que todos quedaban en el lugar adecuado según sus propiedades. Tabla periódica La importancia de la ta- bla periódica radica en que muestra de una for- ma sencilla y visual, ade- más de algunas de las características propias de cada elemento, la varia- ción de estructura interna y de propiedades de los distintos elementos a lo largo de ella. y también:

47. 47. Prohibidasureproducción 45 Primeras clasificaciones de los elementos Observemos algunos de los intentos de clasificación que, por su originalidad o por su éxito, merecen un especial reconoci- miento. Lavoisier (1743-1794) clasificó a los elementos en metales y no metales. Berzelius (1779-1848) creó la simbología química. La actual tabla periódica se la debemos a Dimitri Mende- leiev y es este el mayor de los aportes en la clasificación y ubicación de los elementos químicos; posteriormente Sea- borg (1912-1999) ordenó los elementos lantánidos junto a los transuránicos. De los siguientes elementos: a. Oro f. Bromo b.Yodo g. Calcio c. Cloro h. Hierro d. Plata i. Molibdeno e. Flúor Para confeccionar su tabla periódica, Mendeleiev: * Modificó el valor asignado a la masa atómica de algunos elementos, como el indio, el berilio y el uranio. * Colocó elementos en orden inverso a su masa atómica, como las parejas teluro/yodo y cobalto/níquel. * Dejó huecos en su tabla para nuevos elementos cuya exis- tencia y propiedades predijo (galio, germanio y escandio). El tiempo confirmó todas sus predicciones. Tríadas de Döbereiner Tornillo telúrico de Chancourtois Octavas de Newlands (1866) Li Ca S Cl Na Sr Se Br K Ba Te I Li Be B C N O F 6,9 9,01 10,81 12,01 14 15,99 18.99 Na Mg Al Si P S Cl 22,98 24,31 26,98 28,08 30,97 32 35,45 C Ca 39,10 40,08 Clasificación de los elementos en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA 1. Identifiquen cuáles son metales y cuáles son no metales. 2. Escriban los símbolos químicos, el nombre y el número atómico de los siguientes elementos. 3. Investiguen: -3 propiedades físicas y químicas de dos de los compuestos mencionados anteriormente -El origen de estos símbolos químicos y también:

48. 48. Prohibidasureproducción 46 Ley periódica La disposición de los elementos en el sistema periódico actual no se produce al azar, sino que responde a la llamada ley periódica, que se enuncia así: "Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad pe- riódica cuando estos se sitúan por orden creciente de su número atómico". * El período 1 contiene 2 elementos. * Los períodos 2 y 3 contienen 8 elemen- tos cada uno. * Los períodos 4 y 5 contienen 18 elemen- tos cada uno. * Los períodos 6 y 7 contienen 32 elemen- tos cada uno, ya que incluyen, respecti- vamente, los lantánidos y los actínidos. * En cada grupo aparecen los elemen- tos que presentan el mismo número de electrones en el último nivel ocupado, o capa de valencia. Así, por ejemplo, los elementos del gru- po 15 contienen cinco electrones en su capa más extensa. Configuraciones electrónicas de los elementos del período 3 N 14,07 Nitrógeno P 31,015 Fósforo As 74,933 Arsénico Sb 121,851 Antimonio Bi 209,083 Bismuto Configuraciones electrónicas de los elementos del grupo 15 N = 7) 1s2 2 s2 2 p3 P = 15) 1s2 2s2 2p6 3 s2 3 p3 As = 33) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 s2 3d10 4 p3 Sb = 51) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5 s2 4d10 5 p3 Bi = 83) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6 s2 4f14 5d10 6 p3 (Z (Z (Z (Z (Z La tabla periódica actual consiste en un cuadro de doble entrada en el que los elementos están agrupados en siete períodos (filas) y dieciocho grupos (columnas). Veamos la siguien- te característica: * En cada período aparecen los elementos para los que el último nivel de su configura- ción electrónica coincide con el número del periodo, situados por orden creciente del número atómico. La Tabla Periódica presenta siete períodos, numerados del 1 al 7. El número de elementos que contiene cada período es variable:

49. 49. Prohibidasureproducción 47 Ejemplo1 Tabla periódica moderna Estructura electrónica Al comparar la configuración electrónica de los elementos con su situación en la tabla pe- riódica, observamos que: * Todos los elementos de un mismo período tienen el mismo número de niveles electróni- cos, completos o no. Este número coincide con el número del período (tabla). * Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo, o capa de valencia. Los elementos representativos de las colum- nas 1 y 2 y el helio tienen un orbital de valen- cia del tipo s. Los elementos representativos de las colum- nas 13 a 18 tienen orbitales de valencia del tipo p. Los metales de transición tienen orbitales del tipo d en la capa de valencia. Los metales de transición interna tienen orbita- les del tipo f en la capa de valencia. Las propiedades químicas de un elemento de- penden de sus electrones de valencia. Por ello, los elementos del mismo grupo tienen propieda- des químicas semejantes. Escribamos la configuración electrónica de los elementos del grupo 17 y señalemos los electrones de la capa de valencia. * Escribimos los elementos con sus configuraciones: F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Br (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 I (Z=53): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 At (Z=85): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5 * La capa de valencia es s2 p5 . 1. Justifica la existencia de dieciocho grupos y de siete períodos en la tabla periódica. Di por qué tienen propiedades semejantes los elementos del mismo grupo. 2. Deduce, a partir de su configuración electrónica, el período y el grupo de cada uno de los si- guientes elementos: a. P (Z = 15), d. Sr (Z = 38), g. Sb (Z = 51), j. Ag (Z = 47), b. Ti (Z = 22), e. Mn (Z = 25), h. Zr (Z = 40), k. Cd (Z = 48), c. Ni (Z = 28), f. Br (Z = 35), i. Cs (Z = 55), l. Ta (Z = 73). Elementos del período 2 (Z) Configuración electrónica Li (3) Be (4) B (5) C (6) N (7) O (8) F (9) Ne (10) 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 Alcalinotérreos: s2 Gases nobles: s2 p6 Halógenos: s2 p5 Calcógenos: s2 p4 Nitrogenoideos: s2 p3 Carbonoideos: s2 p2 Carbonoideos: s2 p2 Alcalinos e hidrógeno: s1 Metales de transición interna Lantánidos Actínidos Actividades Tabla de la configuración electrónica de los elmentos del período 2

50. 50. Prohibidasureproducción 48 Períodos Los períodos se designan por números correlativos del 1 al 7. En ellos los elementos presen- tan propiedades diferentes que varían progresivamente desde el comportamiento metálico hasta el comportamiento no metálico, para acabar siempre con un gas noble. El nivel energético en el que se encuentran los electrones de valencia en los elementos de un período dado es el mismo, ya que cada uno posee un electrón de valencia más que el anterior. Por ello, tienen diferentes propiedades los elemen- tos en un período. Los elementos del mismo período tienen sus electrones más internos ordenados como el gas noble del período anterior, entre corchetes, seguido de la configuración electrónica de los electrones de valencia. Por ejemplo, a la configuración electrónica del Fe (Z = 26), elemento del período 4, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 , la pode- mos escribir de manera simplificada como [Ar] 4s2 3d6 , sien- do [Ar] la configuración del gas noble del tercer período: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 . Los elementos de un período determinado se caracterizan por tener electrones en el mismo nivel más externo, que es precisamente el número que designa cada período. Así, los elementos del período 1 tienen electrones solo en el nivel 1, los del período 2 tienen electrones ocupando hasta el nivel 2, los del tercer período tienen electrones hasta el nivel 3, y así sucesivamente. Por ejemplo, los elementos del tercer período tienen todos kernel de neón y sus electrones ocupan hasta el tercer nivel. Na (Z = 11) → [Ne] 3s1 P (Z = 15) → [Ne] 3s2 3p3 Mg (Z = 12) → [Ne] 3s2 S (Z = 16) → [Ne] 3s2 3p4 Al (Z = 13) → [Ne] 3s2 3p1 Cl (Z = 17) → [Ne] 3s2 3p5 Si (Z = 14) → [Ne] 3s2 3p2 Ar (Z = 18) → [Ne] 3s2 3p6 Kernel Es un término que proviene de la palabra alemana kern, cuyo sig- nificado es 'núcleo, corazón', en referencia a la configuración elec- trónica más profunda. En la bibliografía no es frecuente encontrar este término, y suele sus- tituirse por el de estructura interna. 3 4 y también:

51. 51. Prohibidasureproducción 49 Familias de elementos químicos Grupos Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo, o capa de valencia. Por ello, con algunas excepciones, presentan propiedades químicas similares. Los grupos se designan mediante números correlativos del 1 al 18. * Los elementos metálicos se sitúan en los grupos 1 y 2. * Los metales de transición ocupan los grupos del 3 al 12. * Los no metales y los semimetales ocupan los grupos del 13 al 17. * Los gases nobles constituyen el grupo 18. Los grupos 1, 2 y del 13 al 18 están constituidos por los elementos que conocemos como ele- mentos representativos. Grupo Nombre del grupo Electrones de valencia Grupo Nombre del grupo Electrones de valencia 1 Alcalinos ns1 5 Nitrogenoideos ns2 np3 2 Alcalinotérreos ns2 6 Calcógenos ns2 np4 3 ---------- ns2 np1 7 Halógenos ns2 np5 4 Carbonoideos ns2 np2 8 Gases nobles ns2 np6 Entre los metales de transición, se encuentran los elementos conocidos como metales de transición interna: lantánidos y actínidos, que solemos escribirlos aparte en dos filas de ca- torce columnas. En los elementos de transición, el electrón diferenciador ocu- pa un orbital d, y en los de transición interna, un orbital f. La configuración electrónica de estos grupos de elementos no es tan regular como en los elementos representativos y son frecuentes las excepciones. Observa que el número de columnas en la tabla periódica está directamente relacionado con el número de electrones que caben en cada subnivel. Grupos Número de columnas Orbital del electrón diferenciador Capacidad del subnivel Metales ligeros 2 s dos electrones No metales, semimetales y gases nobles 6 p seis electrones Metales de transición 10 d diez electrones Metales de transición interna 14 f catorce electrones Lantánidos Entre las múltiples utilidades de estos elementos, podemos des- tacar que el praseodimio (Pr) y el neodimio (Nd) se emplean en la fabricación de vidrios para protec- ción ocular, el torio (Th) es utilizado en la fabricación de mecheros de gas para alumbrado, y ciertas mez- clas de tierras raras se emplean en la producción de pantallas fluores- centes para televisores en color. Familias de elementos químicos Relación del número de columnas con el número de electrones y también:

52. 52. Prohibidasureproducción 50 Elementos representativos * Los metales alcalinos: Corresponden al grupo o familia 1A de la tabla periódica y su nombre se debe a que for- man álcalis, metales reactivos que producen óxidos fácil- mente. Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre. * Los metales alcalinos térreos: Son metales del grupo o fa- milia 2A. Están en un 4% en la corteza terrestre, tienen una apariencia terrosa, también forman óxidos básicos y son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Son un poco menos reactivos que el grupo 1A y no se en- cuentran libres; el radio es muy raro, tienen dureza varia- ble; son muy ligeros y tienen dos electrones de valencia. Existen dieciocho grupos, algu- nos de ellos con nombres espe- ciales: alcalinos (grupo 1), alca- linotérreos (grupo 2), térreos o baroideos (grupo 13), carbonoi- deos (grupo 14), nitrogenoideos (grupo 15), calcógenos o anfíge- nos (grupo 16), halógenos (gru- po 17) y gases nobles (grupo 18). * Los metales térreos: Lo forman metales del grupo o familia 3A de la tabla periódica; dentro de este grupo están el boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. Se encuentran en un 7% en la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio), bastante reactivo, por lo que no se en- cuentran libres, forman óxidos e hidróxidos Tienen tres electrones en su último nivel. * Grupo 4A o carbonoides: Forman el grupo 14 de la tabla periódica y son el carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. Toda la familia tiene cuatro electrones de valencia. Constituyen más del 27% en peso de la corteza. El más abundante es el silicio, el cual se encuentra en la materia inorgánica, mientras que el carbono, en la orgánica. El carbono, el estaño y el plomo se presentan en forma libre. * Grupo 5A o nitrogenoides: Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). Pocas veces se los encuentra libres en la naturaleza y todos poseen cinco electrones en su último nivel energético. * Grupo 6A o anfígenos: Oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. Una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros, mientras que anfígeno significa formador de ácidos y bases. Todos tienen seis electrones en su último nivel. y también:

53. 53. Prohibidasureproducción 51 El elemento más abundante de la Tierra es el oxígeno, en un 50,5% de la corteza terrestre. * Grupo 7A o halógenos: Son no metales como el flúor, cloro, bromo, yodo, ástato y ununseptio. El término halógeno significa 'formador de sales'. No se encuentran libres en la naturaleza, pero si se los encuentra formando haluros alcalinos y alcalinotérreos. El ástato es producto intermedio de las series de desintegra- ción radiactiva. Tienen siete electrones de valencia. * Grupo 8A o gases nobles: Son el helio, neón, argón, criptón, xenón y radón. A estos elementos los conoce como inertes debido a que su estado de oxidación es 0, porque tienen ocho electrones en su último nivel, lo que les impide formar compuestos. Los grupos o familias B corresponden a los elementos de transición. Regiones Grupos o familias 1 I II III IV V VI VII (VI) (VII) Elementos representativos Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Metales de transición Metales de transición interna Metales Metaloides No metales Gases nobles Elementos no representativos 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 (Configuraciones elextrónicas análogas) Nueva convención IUPAC Períodos Grupos o familias 1 I II III IV V VI VII (VI) (VII) Elementos representativos Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Metales de transición Metales de transición interna Metales Metaloides No metales Gases nobles Elementos no representativos 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (Configuraciones elextrónicas análogas) Nueva convención IUPAC Períodos La tabla periódica está dividida en grupos (filas) y períodos (columnas). Cada color repre- senta elementos con propiedades comunes.

54. 54. Prohibidasureproducción 52 2.2. Tipos de elementos Tenemos elementos sólidos, líquidos y gaseosos. La mayor cantidad son elementos sólidos; los líquidos son solo dos y los gases son los elementos de la familia 8A y el hidrógeno. 3. Escribe el nombre y el símbolo químico de dos metales térreos y dos gases nobles. 4. Contesta: ¿En qué parte de la tabla periódica se ubican los metales alcalinos? 5. Escribe el nombre y el símbolo del metal que se encuentra en estado líquido. 6. Contesta: ¿En qué parte de la tabla periódica se encuentran y cuáles son los elementos carbonoides? 7. Ubica en qué regiones están los siguientes elementos y escribe el nombre. a. Br d. Zn g. Au b. N e. Cu h. Be c. W f. Xe i. Ge Actividades Lantánidos Actínidos Metales reactivos No metales Tierras raras (metales) Otros metales Gases nobles Metales de transición http://goo.gl/zvQBpW http://goo.gl/PccED7 https://goo.gl/8H8O4m https://goo.gl/CcTxx7 Tipos de elementos Metal No metal Metaloide Gas noble

55. 55. Prohibidasureproducción 53 2.3. Propiedades físicas y químicas de los metales Propiedades físicas * Tienen brillo metálico. * Son de consistencia dura porque ponen resistencia a dejarse rayar. * Los metales presentan tenacidad, es decir, ofrecen resistencia a romperse cuando ejercen una presión sobre ellos. * Son maleables ya que se dejan hacer láminas sin romperse, como el zinc y el cobre. * Poseen buena conductividad calórica, ya que lo absorben y lo conducen. * Los metales permiten el paso de la corriente eléctrica a través de su masa. * En su gran mayoría, poseen altas densidades. * Se funden a elevadas temperaturas. * Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente, menos el mercurio, que se en- cuentra en estado líquido. http://goo.gl/Hp6wcD http://goo.gl/YFvPOC http://goo.gl/gQ6Ppl http://goo.gl/cW4eIbhttp://goo.gl/WU2uvo http://goo.gl/1XULDB Alambre de cobre Barras metálicas Oro Mercurio líquido Metal fundido Rejilla metálica

56. 56. Prohibidasureproducción 54 Propiedades químicas Los metales son muy reactivos, especialmente con los halógenos, debido a la capacidad que tienen de per- der electrones. Se caracterizan por formar óxidos, sales e hidróxidos. * Los metales reaccionan con el oxígeno formando óxidos. Esta reacción es frecuente cuando se deja objetos de hierro a la intemperie, ya que observa- mos una capa de color ocre llamado óxido. * Los metales forman hidróxidos y ocurre cuando un metal alcalino reacciona con el agua. Por ejemplo, la reacción del sodio con el agua es muy violenta y produce hidróxido de sodio. * Cuando un metal reacciona con un ácido y libera el gas hidrógeno, se forman sales. Este tipo de re- acciones son explosivas, por lo que se debe tener mucho cuidado. http://goo.gl/FnjfKY 2.4. Propiedades físicas y químicas de los no metales Propiedades físicas * Los no metales carecen de brillo. * Por lo general, son malos conductores del calor y de la electricidad. * No son maleables ni dúctiles y tampoco reflejan la luz. * Funden a bajas temperaturas Minerales Fuente Calcio Productos lácteos Hierro Hígado, carnes rojas, lentejas Magnesio Soja, espinaca Zinc Mariscos, carnes rojas, nueces, queso Azufre Fuentes de los minerales https://g oo.gl/VTIO2N

57. 57. Prohibidasureproducción 55 8. Elabora un organizador gráfico sobre las propiedades de los metales y no metales. 9. Investiga las características de los siguientes elementos: bromo, yodo y azufre https://goo.gl/Hzdiio http://goo.gl/9sk68D http://goo.gl/7uKJzB Propiedades químicas * Los no metales presentan la característica de no ce- der electrones; por lo tanto, siempre ganan o atraen electrones en una reacción química. * Reaccionan entre sí con los metales; algunos de es- tos elementos presentan formas alotrópicas, como el carbono, selenio, fósforo y azufre. * Poseen moléculas formadas por dos o más áto- mos, los cuales tienen en la última capa 4, 5, 6 y 7 electrones. * Al ionizarse, adquieren carga eléctrica negativa. Al combinarse con el oxígeno, forman óxidos no metá- licos o anhídridos. * Los halógenos y el oxígeno son los más activos. Los elementos químicos y tu salud Nuestro cuerpo es una de las es- pecies más perfectas existentes, cuyo funcionamiento es producto de la interacción de ciertos ele- mentos químicos que pueden ser: calcio, yodo, potasio, fósforo, hierro entre otros. Estar sano significa ser- lo en lo físico como en lo mental para que nuestro cuerpo funcione en armonía. Actividades Azufre Nitrógeno Oxígeno * Son gases a temperatura ambiente, como el dihidró- geno (H2 ), dinitrógeno (N2 ), oxígeno (O2 ), flúor (F2 ) y cloro (Cl2 ). El dibromo (Br2 ) se encuentra en estado líquido y el yodo (I2 ), a pesar de estar en estado sóli- do, es volátil. Los otros no metales son sólidos duros, como el diamante, o blandos, como el azufre. y también:

58. 58. Prohibidasureproducción 56 http://goo.gl/uEPNfg Metaloides o semimetales Los metaloides o semimetales tienen características intermedias entre los metales y los no metales. Se encuentran en la familia o grupo 4A, y son el carbono, silicio, germanio, estaño y plomo. Su apariencia suele variar, ya que tienen el brillo propio del metal o la opacidad que carac- teriza a los no metales. En cuanto a su conducción de energía y conducción de temperatura, este tipo de elemen- tos varía ampliamente, por eso son utilizados en aplicaciones médicas e industriales, espe- cialmente en la industria electrónica y microelectrónica para la fabricación de chips. Gases nobles Ocupan la última columna de la derecha. Se trata de un conjunto de seis elementos, que se presentan, en su estado natural, como gases. Estos gases inertes son monoatómicos, es decir, no existen moléculas. Todos ellos existen en alguna proporción en la atmósfera te- rrestre. En el universo, el helio es uno de los elementos más abundantes, superado solo por el hidrógeno. Otros gases nobles como el xenón se encuentran en bajas cantidades en la atmósfera terrestre, mientras que el gas ra- dón, a causa de su poca "duración de existencia", es escaso en el planeta. Por tener ocho electrones en su último nivel, a diferencia del helio, estos gases presentan estabilidad química, por lo que no existen reacciones químicas con otros elementos. El silicio, se utiliza como material re- fractario en cerámicas, esmaltados y en la fabricación de vidrios para ventanas. En la medicina, se usa la silicona para implantes de senos y lentes de contacto. http://goo.gl/eDYnSa muestran las diferentes propiedades de los elementos químicos, y efectos ambientales sobre la salud. Uso del silicio en transistores y también: TIC

59. 59. Prohibidasureproducción 57 Esta cualidad de no reaccionar químicamente es la razón por la que los denominamos como gases inertes, raros o nobles. A pesar de que en los últimos años se han preparado com- puestos de xenón, criptón y radón, sigue siendo válida la idea de que este grupo es muy poco reactivo. El radón es intensamente radiactivo, y es producido por la de- gradación del uranio y del radio. 2.5. Elementos de transición Corresponden a los grupos o familias B, se caracterizan por tener los orbitales llenos o semillenos, es decir, a medida que aumenta el número atómico, los electrones van a un nivel interior en lugar de ir al nivel externo; estos grupos se ubican en el centro de la tabla periódica. Por lo general son metales con altos puntos de fusión, tienen varios números de oxidación y frecuentemente forman com- puestos coloreados. Se caracterizan por ser estables sin necesidad de reaccio- nar con otro elemento. Los elementos de transición incluyen importantes metales, como el hierro, cobre y plata. El hierro y el titanio son los ele- mentos de transición más abundantes. Altas cualidades lumínicas del xenón (Xe). Metaldetransición http://goo.gl/aL94Lp El helio (He) es utilizado para llenar globos. http://goo.gl/He6Wk9 En el ámbito espacial, el xenón per- mite propulsar los satélites y ajustar de forma muy precisa su trayecto- ria. Este gas se utiliza por su masa, puesto que permite garantizar el impulso suficiente para poner el sa- télite en movimiento en el espacio. http://goo.gl/bM m 0AL y también:

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Publicado el 1. DISTRIBUCIÓN GRATUITA PROHIBIDA SU VENTATEXTO DEL ESTUDIANTE Curso Bachillerato General Unificado QUÍMICA 1.º QUÍMICA-PRIMERCURSO-BGU 2. Química 1 BGU Serie Ingenios EDITORIAL DON BOSCO 3. Este libro de texto que tienes en tus manos es una herramienta muy importante para que puedas desarrollar los aprendizajes de la mejor manera.

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Publicado el

1. 1. DISTRIBUCIÓN GRATUITA PROHIBIDA SU VENTATEXTO DEL ESTUDIANTE Curso Bachillerato General Unificado QUÍMICA 2.º QUÍMICA-SEGUNDOCURSO-BGU

2. 2. Química 2 BGU Serie Ingenios EDITORIAL DON BOSCO

3. 3. Este libro de texto que tienes en tus manos es una herramienta muy importante para que puedas desarrollar los aprendizajes de la mejor manera. Un libro de texto no debe ser la única fuente de investigación y de descubrimiento, pero siempre es un buen aliado que te permite descubrir por ti mismo la maravilla de aprender. El Ministerio de Educación ha realizado un ajuste curricular que busca mejores oportunidades de aprendizaje para todos los estudiantes del país en el marco de un proyecto que propicia su desarrollo personal pleno y su integración en una sociedad guiada por los principios del Buen Vivir, la participación democrática y la convivencia armónica. Para acompañar la puesta en marcha de este proyecto educativo, hemos preparado varios materiales acordes con la edad y los años de escolaridad. Los niños y niñas de primer grado recibirán un texto que integra cuentos y actividades apropiadas para su edad y que ayudarán a desarrollar el currículo integrador diseñado para este subnivel de la Educación General Básica. En adelante y hasta concluir el Bachillerato General Unificado, los estudiantes recibirán textos que contribuirán al desarrollo de los aprendizajes de las áreas de Ciencias Naturales, Ciencias Sociales, Lengua y Literatura, Matemática y Lengua Extranjera-Inglés. Además, es importante que sepas que los docentes recibirán guías didácticas que les facilitarán enriquecer los procesos de enseñanza y aprendizaje a partir del contenido del texto de los estudiantes, permitiendo desarrollar los procesos de investigación y de aprendizaje más allá del aula. Este material debe constituirse en un apoyo a procesos de enseñanza y aprendizaje que, para cumplir con su meta, han de ser guiados por los docentes y protagonizados por los estudiantes. Esperamos que esta aventura del conocimiento sea un buen camino para alcanzar el Buen Vivir. Ministerio de Educación 2016

4. 4. La tabla periódica y sus propiedades 0unidadtemática Contenidos Química 2BGU ahora mismo es una página en blanco que, como tú, posee un infinito potencial. Te presentamos Ingenios, el nuevo proyecto de Editorial Don Bosco que hemos diseñado para impulsar lo mejor de ti y que te acompañará en tu recorrido por el conocimiento. Ingenios: * Fomenta un aprendizaje práctico y funcional que te ayudará a desarrollar destrezas con criterios de desempeño. * Propone una educación abierta al mundo, que se integra en un entorno innovador y tecnológico. * Apuesta por una educación que atiende a la diversidad. * Refuerza la inteligencia emocional. * Refleja los propósitos del Ministerio de Educación que están plasmados en el currículo nacional vigente. * Deja aflorar la expresividad de tus retos. * Incorpora Edibosco Interactiva, la llave de acceso a un mundo de recursos digitales, flexibles e inte- grados para que des forma a la educación del futuro. * Es sensible a la justicia social para lograr un mundo mejor. Química 2BGU te presenta los contenidos de forma clara e interesante. Sus secciones te involucrarán en proyectos, reflexiones y actividades que te incentivarán a construir y fortalecer tu propio aprendizaje. Las ilustraciones, fotografías, enlaces a páginas web y demás propuestas pedagógicas facilitarán y clarifi- carán la adquisición de nuevos conocimientos. Construye con Ingenios tus sueños. Presentación Actividades Sistema periódico de los elementos (pág. 11) * Actividades Iones más comunes (pág. 12) * Actividades Formación de compuestos (pág. 13) * Actividades Actividades Clasificación de la materia (pág. 14) Estados de la materia (pág. 15) * * 2 Prohibidasureproducción

5. 5. Contenidos * Reacciones de precipitación * Número de oxidación de elementos y compuestos * Cálculos estequiométricos de reacciones óxido reducción * Celdas galvánicas * Electrólisis Contenidos Contenidos v Reacciones químicas y sus ecuaciones (16 - 49) Soluciones acuosas y sus reacciones (50 - 81) Disoluciones (82 - 113) 1unidadtemática * Masa atómica y avogadro * Masa molecular y avogadro * Composición porcentual * Fórmula empírica y molecular * Balanceo de ecuaciones * Estequiometría de las reacciones * Reactivo limitante y reactivo en exceso * Rendimiento de reacción * Tipos de disoluciones * Porcentaje en masa * Partes por millón * Molaridad * Molalidad * Normalidad * Fracción molar * Elevación del punto de ebullición * Disminución del punto de congelación 2unidadtemática 3unidadtemática 3 Prohibidasureproducción

6. 6. Prohibidasureproducción Contenidos Contenidos Contenidos Gases (114 - 141) Cinética y equilibrio químico (142 - 171) Ácidos y bases (172 - 203) 4unidadtemática 5unidadtemática 6unidadtemática * Propiedades de los gases * Leyes de los gases * Ecuación del gas ideal * Densidad y masa molecular de un gas * Estequiometría de gases * Presiones parciales * Velocidad molecular promedio * Rapidez de reacción * Ley de la rapidez * Catálisis * Equilibrio químico * La constante de equilibrio Kp * Equilibrios heterogéneos * Equilibrios múltiples * Propiedades de ácidos y bases * Teorías de ácidos y bases * Valoraciones ácido-base * Indicadores ácido-base 4

7. 7. Prohibidasureproducción Objetivos: * Desarrollar habilidades de pensamiento científico a fin de lograr flexibilidad inte- lectual, espíritu indagador y pensamiento crítico, demostrar curiosidad por explorar el medio que les rodea y valorar la natu- raleza como resultado de la comprensión de las interacciones entre los seres vivos y el ambiente físico. (U1, U2, U3, U4, U5, U6) * Comprender el punto de vista de la ciencia sobre la naturaleza de los seres vivos, su di- versidad, interrelaciones y evolución; sobre la Tierra, sus cambios y su lugar en el uni- verso; sobre los procesos tanto físicos como químicos que se producen en los seres vivos y en la materia. (U1, U2, U3, U4, U5, U6) * Integrar los conceptos de las ciencias bio- lógicas, químicas, físicas, geológicas y as- tronómicas, para comprender la ciencia, la tecnología y la sociedad, ligadas a la capacidad de inventar, innovar y dar so- luciones a la crisis socioambiental. (U1, U2, U3, U4, U6) * Comprender y valorar la historia del desa- rrollo científico, tecnológico y cultural rela- cionado con la acción que este ejerce en la vida personal y social. (U1, U2, U3, U4, U5, U6) * Apreciar la importancia de la formación científica, los valores y actitudes propios del pensamiento científico, y adoptar una acti- tudcríticayfundamentadaantelosgrandes problemas que hoy plantean las relaciones entre ciencia y sociedad. (U1, U2, U3, U4, U5, U6) * Usar las tecnologías de la información y la comunicación (TIC) como herramientas para la búsqueda crítica de información, el análisis y la comunicación de sus experien- cias y conclusiones sobre los fenómenos y hechos naturales y sociales. (U1, U2, U3, U4, U5, U6) * Interpretar las reacciones químicas como la reorganización y recombinación de los átomos con transferencia de energía, con la observación y cuantificación de áto- mos que participan en los reactivos y en los productos. (U2) * Comprender y valorar la historia del desa- rrollo científico, tecnológico y cultural rela- cionado con la acción que este ejerce en la vida personal y social. (U2, U3, U5, U6) * Resolver problemas de la ciencia median- te el método científico, con la identifica- ción de problemas, la búsqueda crítica de información, la elaboración de conje- turas, el diseño de actividades experimen- tales, el análisis y la comunicación de re- sultados confiables y éticos. (U3) * Reconocer y valorar los aportes de la cien- cia para comprender los aspectos bási- cos de la estructura y el funcionamiento de su propio cuerpo, con el fin de aplicar medidas de promoción, protección y pre- vención de la salud integral. (U4, U6) * Relacionar las propiedades de los ele- mentos y de sus compuestos con la na- turaleza de su enlace y con su estructura generando así iniciativas propias en la for- mación de conocimientos con responsa- bilidad social. (U5, U6) 5

8. 8. Prohibidasureproducción 6 Unidades 1 2 3 4 5 6 * Experimentar y deducir el cumplimiento de las leyes de transformación de la ma- teria: leyes ponderales y de la conservación de la materia, que rigen la formación de compuestos químicos. * Calcular y establecer la masa molecular de compuestos simples con base en la masa atómica de sus componentes, para evidenciar que son inmanejables en la práctica y la necesidad de usar unidades de medida, mayores, como la mol, que permitan su uso. * Utilizar el número de Avogadro en la determinación de la masa molar (mol) de varios elementos y compuestos químicos y establecer la diferencia con la masa de un átomo y una molécula. * Examinar y clasificar la composición porcentual de los compuestos químicos, con base en sus relaciones moleculares. * Comparar los tipos de reacciones químicas: combinación, descomposición, des- plazamiento, exotérmicas y endotérmicas partiendo de la experimentación, análi- sis e interpretación de los datos registrados y la complementación de información bibliográfica y TIC. * Interpretar y analizar las reacciones de oxidación y reducción como la transferen- cia de electrones que experimentan los elementos al perder o ganar electrones. * Deducir el número o índice de oxidación de cada elemento que forma parte del compuesto químico e interpretar las reglas establecidas para determinar el núme- ro de oxidación. * Aplicar y experimentar diferentes métodos de igualación de ecuaciones tomando en cuenta el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa y la energía, así como las reglas de número de oxidación en la igualación de las ecuaciones de óxido-reducción. * Examinar y aplicar el método más apropiado para balancear las ecuaciones químicas, basándose en la escritura correcta de las fórmulas químicas y el cono- cimiento del rol que desempeñan los coeficientes y subíndices para utilizarlos o modificarlos correctamente. ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ Destrezas con criterios de desempeño:

9. 9. 7 * Examinar y clasificar las características de los distintos tipos de sistemas dispersos según el estado de agregación de sus componentes y el tamaño de las partículas de la fase dispersa. * Comparar y analizar disoluciones de diferente concentración, mediante la elabo- ración de soluciones de uso común. * Analizar y clasificar las propiedades de los gases que se generan en la industria y aquellos que son más comunes en la vida que inciden en la salud y el ambiente. * Examinar y experimentar las leyes de los gases que los rigen desde el análisis expe- rimental y la interpretación de resultados, para reconocer los procesos físicos que ocurren en la cotidianidad. * Determinar y comparar la velocidad de las reacciones químicas mediante la va- riación de factores como concentración de uno de los reactivos, el incremento de temperatura y el uso de algún catalizador, para deducir su importancia. * Comparar y examinar las reacciones reversibles e irreversibles en función del equi- librio químico y la diferenciación del tipo de electrolitos que constituyen los com- puestos químicos reaccionantes y los productos. * Determinar y examinar la importancia de las reacciones ácido-base en la vida cotidiana. * Analizar y deducir respecto al significado de la acidez, la forma de su determina- ción y su importancia en diferentes ámbitos de la vida como la aplicación de los antiácidos y el balance del pH estomacal con ayuda de las TIC. * Deducir y comunicar la importancia del pH a través de la medición de este pará- metro en varias soluciones de uso diario. * Diseñar y experimentar el proceso de desalinización en su hogar o en su comuni- dad como estrategia de obtención de agua dulce. Unidades 1 2 3 4 5 6 ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓

10. 10. Prohibidasureproducción 8 El proyecto de Química 2 Una unidad inicial para facilitar los nuevos aprendizajes. Unidad 0 Para empezar Tu unidad arranca con noticias y temas que te involucran en los contenidos. Activa tu conocimiento con el gráfico Contenidos Aprendemos química a través de actividades. Propuesta al final de cada quimestre. Proyecto Propuesta de actividades interdisci- plinarias, que promueven el diálogo y el deseo de nuevos conocimientos. Un alto en el camino Y además, se incluye una evaluación quimestral con preguntas de desarro- llo y de base estructurada.

11. 11. Prohibidasureproducción 9 Resumen Síntesis de lo aprendido. Evaluando tus destrezas Para finalizar Experimento Te convertirás en un joven científico. Zona Wi-Fi Aprenderás la química en relación con la sociedad. Autoevaluación ¿Qué significan estos íconos? Conéctate con: ENGR UPO YTAMB IÉN: TIC RECORTA BLES CALCULA DORA Actividades interactivas Enlaces web Videos Perfiles interactivos Documentos Presentaciones multimedia Colaboratorios

12. 12. 10 Prohibidasureproducción 10 0 http://goo.gl/z60cQ7 PARA EMPEZAR:* Sistema períodico de los elementos * Iones más comunes * Formación de compuestos * Clasificación de la materia * Estados de la materia

13. 13. 1111 Sistema periódico de los elementos www.periodni.com/es/ La tabla periódica está compuesta por períodos (filas) y grupos (columnas). Todos los ele- mentos están agrupados por su similitud en función de las características físicas y químicas

14. 14. Prohibidasureproducción 12 iones más comunes Cationes más comunes Aniones más comunes Nombre Fórmula Nombre Fórmula Aluminio Al 3- Cobalto (III) o cobáltico Co 3+ Amonio NH +1 Cobre (I) o cuproso Cu 1+ Bario Ba 2+ Cobre (II) o cúprico Cu 2+ Berilio Be 2+ Cromo (II) o cromoso Cr 2+ Cadmio Cd 2+ Cromo (III) o crómico Cr 3+ Calcio Ca 2+ Estaño (II) o estañoso Sn 2+ Cesio Cs 1+ Estaño (IV) o estáñico Sn 4+ Estroncio Sr 2+ Hierro (II) o ferroso Fe 2+ Francio Fr 1+ Hierro (III) o férrico Fe 3+ Litio Li 1+ Manganeso (II) o manganoso Mn 2+ Magnesio Mg 2+ Manganeso (III) o mangánico Mn 3+ Plata Ag 1+ Níquel (II) o niqueloso Ni 2+ Potasio K 1+ Níquel (III) o niquélico Ni 3+ Rubidio Rb 1+ Oro (I) o auroso Au 1+ Sodio Na 1+ Oro (III) o aúrico Au 3+ Cinc Zn 2+ Plomo (II) o plumboso Pb 2+ Cobalto (II) o cobaltoso Co 2+ Plomo (IV) o plúmbico Pb 4+ 4 Nombre Fórmula Nombre Fórmula Bromuro Br 1- Tiocianato SCN 1- Carburo C 4- Cromato CrO 2- Cloruro Cl 1- Dicromato Cr2 O7 Fosfuro P 3- Fosfito PO 3- Fluoruro F 1- Fosfato PO 3- Hidruro H 1- Hidróxido OH 1- Nitruro N 3- Hipoclorito ClO 1- Óxido O 2- Clorito ClO 1- Peróxido O 2- Clorato ClO 1- Selenuro Se 2- Nitrito NO 1- Sulfuro S 2- Nitrato NO 1- Yoduro I 1- Oxalato C2 O 2- Acetato CH3 COO 1- Perclorato ClO 1- Bicarbonato HCO 1- Permanganato MnO 1- Borato BO 3- Sulfito SO 2- Carbonato CO 2- Sulfato SO 2- Cianuro CN 1- Tiosulfato S2 O 2- 4 2- 3 3 3 3 3 4 4 4 4 3 33 2 2 3 2 4

15. 15. Prohibidasureproducción 13 Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock Nombre clásico Se leen los subíndices mediante prefijos numerales (mono-, di-, tri-, te- tra-, penta-...) que preceden al nom- bre de los elementos. El prefijo mono- solo se utiliza si su omi- sión provoca alguna ambigüedad. Se indica el número de oxidación del catión, con números romanos entre paréntesis al final del nombre, en caso de que tenga más de uno. Si el catión tiene dos números de oxidación, se nombrará con la terminación -oso cuando utiliza el menor y con -ico cuando utili- za el mayor. CuF: monofluoruro de cobre SnBr2 : dibromuro de estaño FeO: monóxido de hierro Fe2 O3 : trióxido de dihierro Ni2 Se3 : triseleniuro de diníquel CuF: fluoruro de cobre (I) SnBr2 : bromuro de estaño (II) FeO: óxido de hierro (II) Fe2 O3 : óxido de hierro (III) Ni2 Se3 : seleniuro de níquel (III) CuF: fluoruro cuproso SnBr2 : bromuro estañoso FeO: óxido ferroso Fe2 O3 : óxido férrico Ni2 Se3 : seleniuro niquélico Formación de compuestos Tipos de nomenclatura Paso 1: Escribimos los elementos en orden, primero el catión (carga positiva) y luego el anión (carga negativa), junto con sus números de oxidación. X3+ Y2- X2 Y3 Al3+ O2- Al2 O3 Ba2+ Cl1- Ba1 Cl2 Paso 2: Intercambiamos cargas, donde la carga del catión pasa a ser el subíndice del anión, y viceversa. Paso 3: La suma de las cargas es 2(+3) + 3(-2) = 0. Para nom- brar al compuesto, nombramos al anión y luego al catión. Actividades 1. Responde. a. ¿Cuál es la diferencia principal de los cationes y aniones? b. ¿Cuál es la carga de los elementos de la familia IA y IIA? c. ¿Cuáles son las cargas de los siguientes aniones? * cloruro * bromuro * sulfuro * fosfato * silicato * borato 2. Nombra tres gases nobles, tres metales de transición y tres metales ligeros. 3. Contesta: ¿Cuál es el número atómico, la masa atómica y el símbolo del oxígeno? 4. Escoge la opción correcta según los enunciados sean verdaderos o falsos: a. El yodo es un gas noble. (V) (F) b. El cromo es un metal de transición. (V) (F) c. El número atómico del sodio es 11. (V) (F) d. El número atómico y la masa atómica del hidrógeno son iguales. (V) (F) Formación del óxido de aluminio Formación del cloruro de bario

16. 16. 14 Clasificación de la materia Prohibidasureproducción Realicen un mapa conceptual con base en las siguientes preguntas: ¿Cuál es la relación entre un elemento y un compuesto químico? ¿Cuáles son los dos tipos de mezclas en la materia? ¿Cuál es la diferencia entre materia homogénea y heterogénea? ¿Qué es una disolución? Mencionen si las siguientes mezclas son homogéneas o heterogé- neas: a. Botella de agua comercial cerrada con la tapa b. Agua y aceite c. Café con leche, azúcar, nata y cacao d. Lechuga, zanahoria, queso, tomate Ejemplo de mezcla heterogé- nea: café vienés http://goo.gl/uAXloC Materia mezcla homogénea mezcla homogénea (disolución) destilación cristalización filtración decantación tamización cromatografía compuesto combinación de dos o más elementos se encuentra puro en la naturaleza elemento sustancia pura sí sí sí no no mezcla heterogénea ¿se puede separar con procedimientos físicos? ¿se puede descomponer en otras sustancias usando procesos químicos? ¿es uniforme en todas sus partes? no en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA

17. 17. Prohibidasureproducción 15 Estados de la materia Sólido * Su forma es definida y constante. * El volumen es fijo y los sólidos son, por tanto, prác- ticamente incompresibles. Líquido * Su forma se adapta a la del recipiente que los contiene. * Prácticamente incompresibles, por lo que su volu- men es constante y no depende de la presión. * Presentan, generalmente, fluidez, que les permite pasar con facilidad de un recipiente a otro. * Tienen capacidad de difusión. Por lo tanto, al po- ner en contacto dos líquidos, tienden a mezclarse. * Presentan tensión superficial. Por esta razón, los lí- quidos forman gotas más o menos esféricas cuan- do caen libremente. Gas * No poseen forma propia y adoptan la del reci- piente que los contiene. * No tienen volumen fijo. Se pueden comprimir y ex- pandir. * Son fluidos. * Tienen capacidad de difusión. Para caracterizar a los estados de la materia utilizamos la densidad, cuya fórmula es: donde d, m y v son la densidad, masa y volumen respectivamente. Generalmente a la den- sidad de sólidos y líquidos la expresamos en unidades de gramos por centímetro cúbico (g/cm3 ) y su equivalente es gramos por mililitro (g/mL). La densidad de los gases tiende a ser baja, por lo que sus unidades se encuentran en gramos por litro (g/L). 5. Responde. a. ¿Cuáles son los estados de la materia? b. ¿Cuál es la diferencia en cuanto a forma entre los estados de la materia? 6. Determina la densidad en g/mL, conociendo que 25 gramos de hierro se disuelven en 50 mL de agua. Actividades d= m V

18. 18. Prohibidasureproducción 1616 1 Prohibidasureproducción 1. Reacciones químicas y sus ecuaciones 1.1. Masa atómica y Avogadro 1.2. Masa molecular y Avogadro 1.3. Composición porcentual 1.4. Fórmula empírica y molecular 1.5. Balanceo de ecuaciones 1.6. Estequiometría de las reacciones 1.7. Reactivo limitante y reactivo en exceso 1.8. Rendimiento de reacción http://goo.gl/N2EM3Y CONTENIDOS:

19. 19. Prohibidasureproducción 17 Web: Noticia: Película: El diamante ya no es el material natural más duro Existen materiales artificiales más duros que el diamante, pero en esta ocasión estamos ante una sustancia natural bautizada como lonsdalei- te. Este compuesto, al igual que los diamantes, está constituido por átomos de carbono y la re- vista New Scientist asegura que es un 58% más duro que la piedra preciosa. http://goo.gl/qoEKLv 1. Lee la noticia y responde: a. ¿Qué es el lonsdaleite y cómo se origina? b. ¿Qué establece la ley de la conservación de la masa? 2. Pon atención a la lectura sobre Marie Curie y contesta: -¿Qué hizo Marie Curie para llegar a ser la primera catedrática en la universidad y lograr el Premio Nobel? 3. Observa el video y responde: -¿Cómo se diagnostica la quimifobia? Marie Curie, la primera mujer en ganar el Premio Nobel La primera mujer catedrática en la Universidad de París y la primera en ganar el Premio Nobel, compartido con su marido Pierre Curie, por sus investigaciones sobre los elementos radiactivos. http://goo.gl/ipfE0V ¿Quimifobia? Química en la vida cotidiana El reportaje trata de demostrar que el desarrollo de la sociedad actual se ha dado gracias a la evolu- ción de la química. Se debe tomar en cuenta que los diferentes productos desarrollados en la industria química no son buenos o malos. Este tipo de adjeti- vos van a estar dados dependiendo del uso. https://goo.gl/xPo2YP En contexto: Prohibidasureproducción 17

20. 20. Prohibidasureproducción 18 Para contar cantidades muy grandes, los seres humanos han creado diferentes unidades alternas, por ejemplo, la de- cena y centena. Si alguien quiere contar hasta el mil es más fácil solo contar cien decenas o diez centenas y resultaría exactamente lo mismo. En química, necesitamos saber la cantidad de sustancia que va a participar en una reacción. A la unidad internacio- nal para poder medirla la conocemos como mol. Un mol representa una cantidad muy grande de unidades, es decir, números que van más allá de los que estamos acostumbrados a emplear habitualmente. La equivalencia en partículas de 1 mol es el número de Avogadro (NA). NA = 6,023 × 1023 unidades Cada átomo de la tabla periódica puede tener esta equiva- lencia; por ejemplo, para el caso del carbono, tendríamos: 1 mol de C = 6,023 × 1023 átomos de C 1. Reacciones químicas y sus ecuaciones 1.1. Masa atómica y Avogadro Número de moles Conversiones Para realizar una transformación de forma adecuada, es ne- cesario operar de la siguiente forma, tomando en cuenta que el valor a transformar es el dato inicial o el valor dado por el ejercicio: Ecuación de conversión Encontremos cuánto equivale 2,50 moles de oxígeno (O) en átomos de O. Para resolver esto, debemos seguir una serie de pasos. Paso 1: Identificamos el valor a transformar, que siempre es el valor inicial. Este dato irá al inicio de la ecuación de conversión. 2,50 moles de O Ejemplo1 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Amadeo Avogadro (1776-1856) se graduó como doctor en Derecho Canónico, pero nunca ejerció su profesión. Su pasión fue siempre la física y química con grandes des- trezas para la matemática. Manifestó la llamada hipótesis de Avogadro que decía: iguales vo- lúmenes de gases distintos contie- nen el mismo número de molécu- las si ambos se encuentran a igual temperatura y presión. Tomado de la pagina: http://goo.gl/IOgGlS distribución de electrones en niveles número atómico símbolo masa atómica carbono 12,01 nombre 6 C 2 6 × equivalencia = cantidad buscada (unidad buscada) (unidad buscada) (unidad dada) valor a transformar (unidad dada)

21. 21. Prohibidasureproducción 19 Paso 2: Consideremos que la equivalencia en este caso es: Ejemplo2 Calculemos cuánto equivale 1,15 x 1022 átomos de carbono en moles. Para lograr definir esta relación, concluimos que un mol de átomos de un determinado tipo de carbono pesa exactamente doce gramos. Otra de las unidades definidas son las unidades de masa atómica (uma), a las cuales las representamos como un doceavo de la masa de un átomo de carbono. Por lo tanto, un átomo de carbono pesa exactamente doce uma, y un mol de carbono pesa doce gramos. Para registrar el peso de los diferentes elementos, reali- cemos una comparación entre las unidades definidas a partir del carbono. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno pesa la doceava parte que un átomo de carbono. Y definimos, con base en esto, el peso del hidrógeno y de todos los átomos, para obtener la equivalencia en gramos, moles y átomos. Moles, masa y avogadro 1 mol de C = 6,023 × 1023 átomos de C = 12,01 g de C 1 mol de H = 6,023 × 1023 átomos de H = 1g de H 1 mol O = 6,023 × 1023 átomos de O 1,15 × 1022 átomos C 0,02 mol C 1 mol C 6,02 × 1023 átomos C × ------------- � 2,50 mol O 1,50 × 1024 átomos O 6,02 × 1023 átomos O 1 mol O × ------------- � Reemplacemos los datos en la ecuación de conversión, con el fin de que las unidades dadas se simplifiquen: y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Notación científica Es un recurso matemático que uti- lizamos para simplificar cálculos y representar en forma reducida números muy grandes o números muy pequeños. Si movemos la coma decimal hacia la izquierda, el exponente será positivo; mien- tras que si movemos hacia la de- recha,elexponenteseránegativo. 3 190 000 0, 0 0 0 0 2 2 0 5 3,19·106 = = 2, 205 ·10-5 6 5 4 3 2 1 1 2 3 4 5 Notación científica

22. 22. Prohibidasureproducción 20 Ejemplo3 Calcular el número de átomos de Fe presentes en 22,21 g de Fe. Paso 1: El dato inicial es 22,21 gramos de Fe. Paso 2: Para convertir a número de átomos, primero debemos transformar a número de moles de Fe a través de la equivalencia en gramos de la tabla periódica. Verifiquemos que las unidades dadas se simplifiquen: Paso 3: Con el número de moles de Fe, podemos transformar a átomos con la equivalencia del número de Avo- gadro. Verifiquemos que las unidades dadas se simplifiquen: 22,21 g de Fe 0,40 mol de Fe 1 mol de Fe 55,85 g de Fe × ---------- � 0,40 mol de Fe × 2,41 × 1023 átomos de Fe 6,023 × 1023 átomos de Fe 1 mol de Fe ------------- � Ejemplo4 1,35 × 1031 átomos de Au × Si tenemos un total de 1,35 x 1031 átomos de Au, ¿cómo debería quedar expresada esta cantidad en moles? 2,24 × 107 moles de Au 1 mol de Au 6,023 × 1023 átomos de Au ---------------- � Analicen: si tenemos 3,12 × 1021 átomos de plomo, ¿cuántos gramos de plomo tenemos? Investiguen tres efectos del plomo en el medioambiente y en la salud de las personas. Ruta para conversiones de gramos, moles y átomos Para transformar la masa de cualquier elemento, (A), a la cantidad de átomos presen- tes en esa masa, es indispensable convertir la masa a moles. Para transformar la masa de un elemento a moles, debemos dividir la masa descrita por el peso de la tabla pe- riódica. Después de ello, multiplicamos al número de moles obtenido por el número de Avogadro, para así lograr la transformación a átomos del elemento requerido. masa de sustancia A moles de sustancia A peso A Avogadro átomos de sustancia A Para resolver cualquier ejercicio de masa atómica, debemos seguir este camino por medio de las flechas: en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA

23. 23. Prohibidasureproducción 21 En química, la mayoría de las veces usamos compuestos expresados como moléculas, las cuales emplean subíndices. Para conocer la cantidad de átomos en un componente dentro de una molécula es necesario tener en cuenta el subíndice del elemento y los subíndices de los paréntesis. Calculemos el número de átomos de cada una de las especies que componen una molécula de ácido acético, CH3 COOH. Paso 1: Hagamos una lista de los elementos químicos que contie- nen la molécula. * carbón * hidrógeno * oxígeno 1.2. Masa molecular y Avogadro Subíndices moleculares Fórmulas moleculares y empíricas Las fórmulas moleculares son aque- llas que indican el número de átomos que tienen cada elemento (H2 es la fórmula del hidrógeno) mientras que la formula empírica indica qué ele- mentos están presentes en una fórmu- la, (H2 O2 peróxido de hidrógeno con- tiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno). carbón 1 + 1 hidrógeno 3 + 1 CH3 COOH oxígeno 1 + 1 Paso 3: Describamos la proporcionalidad de elementos que existe en la molécula. * carbón: 2 átomos de C * hidrógeno: 4 átomos de H * oxígeno: 2 átomos de O Una molécula es la unión de átomos en proporciones defi- nidas, usando subíndices. Por ejemplo, el óxido de sodio, Na2 O está formado por dos áto- mos de sodio (Na) y un átomo de oxígeno (O). y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Ejemplo5 Paso 2: Tomando en cuenta los subíndices, anotemos cuántas veces se repite cada elemento dentro de la molécula. https://goo.gl/UqlxsI Óxido de sodio

24. 24. Prohibidasureproducción 22 Existen compuestos cuya composición está descrita por subíndices que abarcan a más de un tipo de elemento. La diferencia para realizar el cálculo no es tan grande, solo se precisa añadir un par de pasos. Como ejemplo, calcularemos la composición en átomos de la mo- lécula de carbonato de aluminio (III). El subíndice del (CO3 )3 , al ser 3, le afecta el triple al carbono y al oxígeno. De manera que te- nemos tres átomos de carbono, nueve (3 x 3) átomos de oxígeno y dos átomos de aluminio. Por lo general, buscamos hallar la masa molecular de un compuesto. Para ello, necesitamos saber la cantidad de átomos de cada especie que componen una molécula. Esto quiere decir que, de un compuesto, podemos tener nuevas equivalencias. 1 molécula de H2 SO4 = 2 átomos de H; 1 átomo de S; 4 átomos de O También podemos ver al compuesto como: 1 mol de H2 SO4 = 2 moles de H; 1 mol de S; 4 moles de O La suma de los pesos de los elementos que hay en un compuesto da como resultado el peso de la molécula y esto es equivalente a un mol del mismo compuesto. Al2 (CO3 )3 H2 SO4 H2 SO4 1 molécula 1 mol de moléculas 2 átomos de H 1 átomo de S 4 átomos de O 2 moles de átomos de H 1 mol de átomo de S 4 moles de átomos de O Cálculo de masa molecular � � Calculemos la masa molecular del carbonato de hierro (III), Fe2 (CO3 )3 . Paso 1: Escribamos la composición atómica del compuesto. Elemento Átomos moles Hierro: 2 Carbón: 3 Oxígeno: 9 Ejemplo6 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Mol Proviene del latín, moles, 'masa'. Es una de las magnitudes físicas fun- damentales en el SISTEMA INTER- NACIONAL DE UNIDADES. Se utiliza para mediar cantidades de todas las sustancias presentes en un siste- ma determinado. 2- Átomos presentes en el ácido sulfúrico Moles de átomos presentes en el ácido sulfúrico

25. 25. Prohibidasureproducción 23 Ejemplo7 Calculemos la masa molecular de la glucosa ( C6 H12 O6 ). 72,06 (g C) + 12,12 (g H) + 95,94 (g O) = 180,12 g C6 H12 O6 El peso molecular de un compuesto sirve para poder encontrar la relación que existe entre la masa de un compuesto, su número de moles y moléculas. Paso 2: Multipliquemos el número de moles de átomos por el valor correspondiente del peso ató- mico de la tabla periódica. Paso 3: Sumemos las masas que componen la molécula. 111, 70(g Fe) + 36, 03(g C) + 144, 00(g O) = 291, 73 g Fe2 (CO3 )3 Equivale: 1 mol Fe2 (CO3 )3 = 291, 73 g Fe2 (CO3 )3 Ejemplo8 Los huesos de las personas están formados principalmente por carbonato de calcio (CaCO3 ). Si queremos co- nocer la cantidad de calcio en 45 gramos de un hueso, debemos determinar la cantidad de calcio en moles. Paso 1: Determinemos la masa del carbonato de calcio. Paso 2: Tomemos el dato del problema y relacionémoslo con el número de moles empleando la masa molecular del compuesto. De allí, transformemos el dato a moles de Ca. Conociendo el número de moles de calcio, podemos transformar a átomos empleando el número de Avogadro; o a gramos, a través del peso de la tabla periódica. 40g Ca + 12,01 g C + 48g O = 100,01 g CaCO3 45 g CaCO3 x x = 0,45 moles de Ca 1 mol de CaCO3 1 mol de Ca 100,01g de CaCO3 1 mol de CaCO3 Elemento # moles Masa atómica (g/mol) = Masa total (g) Hierro: 2 55,85 = 111,70 Carbón: 3 12,01 = 36,03 Oxígeno 9 16,00 = 144,00 × × × × La importancia de las conversiones es que, mientras más rápido las dominemos, más fá- ciles se nos haránlas siguientes unidades. Una persona que comprende y conoce cómo transformar de átomos a gramos y a moles está preparado para continuar con química. Por ello, realizaremos otro ejemplo en cuanto a conversiones.

26. 26. Prohibidasureproducción 24 Ejemplo9 a. Con 7,20 x 1021 moléculas de CH4 , ¿cuántos gramos de H2 O vamos a producir? b. Con 6,5 moles de O2 , ¿cuántas moles de CO2 vamos a producir? c. Con 60 gramos de O2 , ¿cuántos gramos de H2 O vamos a formar? Para resolver correctamente cualquier ejercicio debemos balancear la ecuación. Resolución del literal a Antes de realizar el cálculo estequiométrico, es necesario cambiar las moléculas de CH4 a moles del compuesto. Para ello, empleemos el número de Avogadro. Una vez que conocemos la cantidad en moles de metano, podemos realizar el cálculo estequiomé- trico, para lo cual es indispensable emplear los datos de la ecuación química y la masa molar del producto. Resolución del literal b Resolución del literal c El metano (CH4 ) con el oxígeno (O2 ) producen agua (H2 O) y dióxido de carbono (CO2 ), como mostramos en la siguiente reacción. CH4 + O2 → H2 O + CO2 CH4 + 2O2 → 2H2 O + CO2 7,20 × 1021 moléculas CH4 × = 0,012 mol CH4 1 mol CH4 6,023 × 1023 moléculas CH4 0,012 mol CH4 × × = 0,43g H2 O 2 moles H2 O 18 g H2 O 1 mol CH4 1 mol H2 O 60 g O2 × 2 moles O2 2 moles H2 O × × = 33,75g H2 O 1 mol O2 18 g H2 O 32 g O2 1 mol H2 O 6,5 moles O2 × = 3,25 moles de CO2 1 mol CO2 2 moles O2 1. Calcula la masa molecular del nitrato de calcio, Ca (NO3 )2 . 2. Obtén la cantidad de nitrato de potasio, KNO3 , en moles y en gramos, que contiene 2,12 × 1022 áto- mos de potasio. 3. Calcula la masa molecular del dióxido de carbono, CO2 Actividades

27. 27. Prohibidasureproducción 25 % Elemento = × 100% (cantidad de átomos del elemento) × (peso del elemento) peso del compuesto 1.3. Composición porcentual https://goo.gl/2VcD2R La fórmula de un compuesto indica la relación entre el número de átomos de cada elemento presente en el compuesto. A partir de la fórmula, podemos calcular el porcentaje con que contribuye cada ele- mento a la masa total del compuesto. El equipo de espectrometría de masas determina los tipos de elementos que compo- nen una muestra y el porcentaje de los mismos. Entre las principales aplicaciones del espectómetro encon- tramos: * Determinación de residuos de pesticidas en alimentos * Determinación de la cantidad de un elemento en un medicamento * Identificación de abuso de drogas y sus metabolitos en sangre, orina y saliva Para determinar, mediante cálculos, el porcentaje de un elemento en un compuesto, debemos conocer varios con- ceptos. La composición porcentual es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La obtenemos dividiendo la masa de cada elemento para la masa del compuesto. Espectrómetro de masas y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Composición porcentual La ley fundamental de la química establece que todo compuesto químico formado por dos o más elementos distintos están presentes en dicho compuesto en una canti- dad o composición porcentual de- terminada.

28. 28. Prohibidasureproducción 26 Ejemplo10Ejemplo11 Determinemos cuántos átomos de aluminio y de oxígeno hay en el óxido de aluminio (Al2 O3 ). Al = 2 átomos O = 3 átomos Podemos ver en la fórmula Al2 O3 , que hay dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno en el compuesto. Calculemos el porcentaje de hidrógeno (H), fósforo (P) y oxíge- no (O) presentes en ácido fosfórico (H3 PO4 ). Peso del compuesto: H = 1g × 3 = 3g P = 31g × 1 = 31g O =16g × 4 = 64g H3 PO4 = 3 + 31 + 64 = 98g Podemos ver la cantidad de átomos de cada elemento dentro del compuesto. Para el H3 PO4 , hay tres átomos de hidrógeno, un átomo de fósforo y cuatro átomos de oxígeno. Al sumar los porcentajes de los elementos, si el resultado es o tiende al 100%, el ejercicio está bien realizado. La pequeña di- ferencia que hay es por el redondeo de las masas de los ele- mentos en la tabla periódica. % H = × 100% = 3,06% (3) × (1) 98 % P = × 100% = 31,63% (1) × (31) 98 % O = × 100% = 65,31% (4) × (16) 98 4. ¿Cuántos átomos de calcio, nitrógeno y oxígeno hay en un mol de Ca (NO3 )2 ? 5. Calcula los siguientes porcentajes: a. hidrógeno y oxígeno en el agua (H2 O) b. carbono, hidrógeno y oxígeno en metanol (CH3 OH) Actividades El ácido fosfórico se puede apli- car en: Abonos: abonos foliares (plan- tas) y fertirrigación (cultivos ar- bóreos) Química: regulador de pH, fa- bricación de fosfatos y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA http://goo.gl/yvX2Rq

29. 29. Prohibidasureproducción 27 Ejemplo12 El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40,92% en masa de carbono, 4,58% en masa de hidrógeno y 54,50% en masa de oxígeno. a. Determinemos la fórmula empírica del ácido ascórbico. b. Establezcamos la fórmula molecular del ácido ascórbico si el peso molecular real es de 176,14 g. Para la resolución del ejercicio debemos seguir una serie de pasos: Paso 1: Verifiquemos que todos los porcentajes dados de los compuestos estén en unidades de gramos. Paso 2: Pasemos a moles cada uno de los elementos. 1.4. Fórmula empírica y molecular Al determinar la fórmula empírica de un compuesto, co- nociendo su composición porcentual, podemos identifi- car experimentalmente los compuestos. La proporción del número de átomos de cada elemento que constituye un compuesto queda reflejada en su fórmula. A partir de ella es muy sencillo calcular la proporción entre las masas de los elementos, expresada en porcentaje. La composición centesimal, la fórmula empírica y la fór- mula molecular son maneras de expresar la composición de un compuesto. La composición centesimal de cada elemento es un compuesto que representa las cien unidades de masa del compuesto. Ejemplo: 40% de C y 60% de H. La fórmula empírica es la mínima relación que hay entre los átomos de un compuesto. Ejemplo: C2 H5 . La fórmula molecular es la relación real que existe entre los átomos de un compuesto. Ejemplo: 2 × (C2 H5 ) = C4 H10 . 40,92 g de C; 4,58 g de H; 54,50 g de O La composición centesimal se obtiene al analizar la composición en masa de un compuesto en el labo- ratorio. y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA C: 40,92 g de C × = 3,40 mol de C 1 mol de C 12,01 g de C http://goo.gl/2wAfyL Ácido ascórbico Es un ácido de azúcar con propiedades antioxidantes. 100 80 60 40 20 0 0 10 20 30 40 50 44 29 28 15 Propano Abundancia relativa Composición centecimal

30. 30. Prohibidasureproducción 28 H : 4,58 g de H × = 4,53 mol de H 1 mol de H 1,01 g de H O : 54,50 g de O × = 3,40 mol de O 1 mol de O 16 g de O C : = 1 3,40 mol 3,40 mol H : = 1,33 4,53 mol 3,40 mol O : = 1 3,40 mol 3,40 mol Paso 3: Con base en las respuestas obtenidas, identifiquemos el valor menor y dividamos todos los resultados para este. Paso 4: Si los resultados obtenidos son números enteros, pase- mos al paso 5. Caso contrario, multipliquemos por cualquier nú- mero (pero siguiendo un orden) hasta que el resultado sea un número entero. Entonces, si multiplicamos por 2, tendríamos: Como el resultado del hidrógeno no es un número entero, debe- mos seguir el orden y multiplicar por 3 y así sucesivamente hasta obtener números enteros como respuesta. El resultado del hidrógeno es 4, ya que podemos redondear en estos casos. C: 1 × 2 = 2 H: 1,33 × 2 = 1,66 O: 1 × 2 = 2 C: 1 × 3 = 3 H: 1,33 × 3 = 3,99 ≈4 O: 1 × 3 = 3 Butano: Fórmula molecular: C4 H10 Fórmula empírica: C2 H5 Cloruro sódico (cristal iónico): Fórmula molecular: No hay. Fórmula empírica: NaCl https://goo.gl/th0Gmuhttps://goo.gl/th0Gmu

31. 31. Prohibidasureproducción 29 factor = = = 2 peso real 176,14 peso calculado 88,07 Paso 5: Los resultados obtenidos representan los subíndices del compuesto en el orden respectivo en el que fueron nombrados en el ejercicio. Paso 6: Para determinar si se trata de una fórmula empírica o molecular, debemos obtener el peso del compuesto calculado y compararlo respecto al valor real (valor dado en el ejercicio). Paso 7: Si el factor es igual a 1, significa que tenemos una fórmula empírica y molecular a la vez. Caso contrario, debemos multiplicar cada subíndice del compuesto por el factor calculado y ese resultado será la fórmula molecular. Calculemos la fórmula empírica de la sustancia, está compuesta por 18,4% de carbono, 21,5% de nitróge- no y 60,1% de potasio. C3 H4 O3 2 × (C3 H4 O3 ) = C6 H8 O6 C3 H4 O3 = (12,01 × 3) + (1,01 × 4) + (16 × 3) = 88,07 Ejemplo13 La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%, H: 6,21%, S: 39,5%, O: 9,86% Calculen su fórmula empírica. Determinen su fórmula molecular si la masa es de 324 g. Investiguen tres de sus principales propiedades en la industria química y en la vida cotidiana. 18,4 g C × = = 1 1 mol C 1,53 mol C 12,01 g C 1,53 mol 21,5 g N × = = 1 1 mol N 1,53 mol N 14,01 g N 1,53 mol 60,1 g K × = = 1 1 mol K 1,53 mol K 39,10 g K 1,53 mol De modo que la fórmula es: C1 N1 K1 = CNK. El cianuro de potasio (CNK), puede convertirse en un gas tóxico si tiene contacto con cualquier ácido. El cianuro de potasio, cuando es ingerido, reacciona con la aci- dez del estómago y genera un gas tóxico. y también:ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA http://goo.gl/7JVZ6c en grupo ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA

32. 32. Prohibidasureproducción 30 1.5 Balanceo de ecuaciones Muchas sustancias químicas pueden combinarse para dar lugar a otras sustancias químicas de distinta naturale- za. A estos fenómenos los denominamos reacciones quí- micas. Una ecuación química consta de dos miembros separa- dos por una flecha (→) que indica el sentido de la trans- formación. A las sustancias que la inician las denominamos reactivos y las colocamos al lado izquierdo de la flecha. Las sustan- cias finales que obtenemos son los productos y van a la derecha de la flecha. reactivos → productos A + B → C + D De esta manera, podemos identificar que los reactivos A y B reaccionan para formar C y D. Al estado físico de las sustancias que intervienen en una reacción lo indicamos median- te símbolos que colocamos detrás de cada fórmula. Si el elemento o compuesto es: * Sólido, lo representamos como: (s). * Líquido, lo representamos como: (l). * Gas, lo representamos como: (g). * Acuoso, lo representamos como: (ac). Para comprender de modo eficaz las ecuaciones químicas, debemos tomar en cuenta las leyes de transferencia de la materia. Leyes de transferencia de la materia Establecen las relaciones en masa que verificamos en reacciones químicas y son váli- das para todo tipo de sustancias. Están divididas en: ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas. * Ley de la conservación de la masa Esta ley menciona que la masa no se crea ni se destruye, solo se transforma. En toda reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción. reactivos = productos Si hay varios reactivos y productos, a unos y otros los separamos por medio del signo más (+). La reacción entre el amoníaco y el oxígeno (reactivos) se pro- duce para formar nitrógeno molecular y agua (productos). y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA + + 4NH3 + 3O 2 2N2 + 6H2 O

33. 33. Prohibidasureproducción 31 Siempre obtenemos agua, independientemente del procedimiento, por cada gramo de hidrógeno, H, han reaccionado exactamente 8 g de oxígeno, O. masa total de reactivos masa total de productos Ley de la conservación de la masa Ejemplo15 Si 100 gramos de A reaccionan con 50 gramos de B para pro- ducir 70 gramos de C, ¿cuántos gramos de D esperamos que se produzcan tomando en cuenta la siguiente reacción? Reemplacemos los datos que conocemos de la siguiente reac- ción y el que no conocemos, en este caso D, lo ponemos como incógnita (cualquier letra). A + B → C + D 100 g + 50 g = 70 g + D 150 g = 70 g + D D = 80 g Ejemplo14 * Ley de proporciones definidas Cuando combinamos dos o más elementos forman un compuesto. 2 g de hidrógeno + 16 g de oxígeno 10 g de hidrógeno + 80 g de oxígeno 0,5 g de hidrógeno + 4 g de oxígeno � � � � 2 g H 10 g H 1 g H 0,5 g H 16 g O 80 g O 8 g O 4 g O y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA http://go o.gl/W0mfDy Joseph Louis Proust (1754-1826) Es un fundador de la química moderna, en 1799, enunció la ley de las propor- ciones definidas o ley de Proust, en donde observó que las cantidades relativas de los elementos constituti- vos de un compuesto permanecen constantes, independientemente del origen del compuesto inicial.

34. 34. Prohibidasureproducción 32 Las ecuaciones químicas describen abreviadamente las reac- ciones con bae en las leyes de la transformación de la materia, para que esta descripción sea totalmente correcta, hay que in- troducir coeficientes, llamados coeficientes estequiométricos. Estos indican en qué proporción intervienen las moléculas de reactivos y productos en una reacción química. Así, por ejemplo, la ecuación química que representa la síntesis del amoníaco es: Pero la ecuación no está completa porque el lado izquierdo tiene el doble de átomos de nitró- geno que el lado derecho. De igual manera, hay una diferencia entre el número de átomos de hidrógeno del lado izquierdo y del lado derecho. Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la masa, debe existir el mismo número de átomos en ambos lados de la flecha. Por lo que necesitamos balancear la ecuación. La ecuación balanceada muestra: * Una molécula de nitrógeno (N2 ) se combina con tres moléculas de hidrógeno (H2 ) para formar dos moléculas de amoníaco (NH3 ). * Un mol de nitrógeno (N2 ) se combina con tres moles de hidrógeno (H2 ) para formar dos moles de amoníaco (NH3 ). * Veintiocho gramos de nitrógeno (N2 ) se combinan con seis gramos de hidrógeno (H2 ) para formar 34 gramos de amoníaco (NH3 ). * 34 gramos de reactivos producen 34 gramos de productos. A estas maneras de interpretar la ecuación las resumimos en la siguiente tabla: N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) (ecuación no balanceada) N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) (ecuación balanceada) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 1 molécula + 3 moléculas → 2 moléculas 1 mol + 3 moles → 2 moles 2(14 g) + 6(1 g) → 2(17 g) 28 g + 6 g → 34 g de producto 34 g de reactivo → 34 g de producto 6. Interpreta en una tabla las moléculas, moles y gramos de las siguientes ecuaciones: a. 2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g). b. CH4 + 2O2 → 2H2 O + CO2 c. 2HCl + Ca → CaCl2 + H2 d. 2Mg + O2 → 2MgO Actividades http://goo.gl/WDojFL Síntesis del amoníaco ( NH3 )

35. 35. Prohibidasureproducción 33 Ejemplo16 Además podemos interpretarla de manera gráfica, por ejem- plo, para la ecuación de formación del agua. Pasos para balancear una ecuación El objetivo de balancear una ecuación química es que haya el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha. Para ello debemos agregar coeficientes estequiométricos a los elementos o compuestos de la reacción, ya sean reactivos o productos. Para igualar debemos seguir el siguiente orden: a. metales b. no metales o aniones que se mantengan a lo largo de la reacción c. hidrógeno d. oxígeno 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2 O(l) Ecuación química de la formación del agua El coeficiente estequiométrico afec- ta a todo el elemento o compuesto. En la ecuación química de forma- ción del agua podemos ver que el coeficiente estequiométrico 2 afecta a todo el compuesto. Esto quiere decir que: * El compuesto tiene dos mo- léculas de hidrógeno (H2 ). * El compuesto tiene dos mo- léculas de oxígeno (O). * En total hay dos moléculas de agua. 2H2 O (l) y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Clorato de potasio (KClO3 ) (compuesto iónico) Cloruro de potasio (KCl) (compuesto iónico) Oxígeno gas (O2 ) (compuesto covalente) Sustancia o sustancias iniciales Reactivos Sustancia o sustancias finales Productos Podemos comprobar que la ecuación está correcta porque el número de hidrógenos y oxígenos son los mismos en reactivos y en productos. Reacción de calcinación del clorato de potasio

36. 36. Prohibidasureproducción 34 Balanceemos la siguiente ecuación: Paso 1: Si el número de metales del lado izquierdo no es igual al derecho, debemos agregar un coeficien- te estequiométrico para que se cumpla la igualdad. El número de potasio (K) de la izquierda (1) es igual que el de la derecha (1). Paso 2: Si el número de no metales o aniones del lado izquierdo es diferente a los del lado derecho, debe- mos agregar un coeficiente estequiométrico para que se cumpla esa igualdad. El número de cloro (Cl) de la izquierda (1) es igual que el de la derecha (1). Paso 3: Si el número de oxígenos del lado izquierdo es igual al derecho, debemos agregar un coeficiente estequiométrico para que se cumpla esa igualdad. El número de oxígeno de la izquierda (3) es diferente al del lado derecho (2), por lo que agregamos un coeficiente estequiométrico. Hay que tener presente que agregar un coeficiente al oxígeno afecta a todo el KClO3 . De modo que de- bemos repetir el paso 1 y 2, tendríamos: Paso 4: Si el número de hidrógenos del lado izquierdo es igual al derecho, debemos agregar un coeficien- te estequiométrico para que cumpla esa igualdad. En este ejercicio no aplica este paso. Paso 5: Comprobemos que la ecuación esté balanceada revisando que el tipo y número de elementos sean los mismos en cada lado. Ejemplo17 KClO3 → KCl + O2 2KClO3 → 2KCl + 3O2 Reactivos Productos K (2) K (2) Cl (2) Cl (2) O (6) O (6) 7. Balancea las siguientes ecuaciones: a. H2 + Br2 → HBr b. SO2 + H2 O → H2 SO3 c. N2 + H2 → NH3 Actividades En la siguiente página: http://goo.gl/ FgIV4F, se presentan los cambios quí- micos y la diferencia entre reactivo y producto. TIC ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Clorato de potasio ( KClO3 ) Es un químico muy peligroso. Se usa para la elaboración de explo- sivos por su facilidad para producir oxígeno.

37. 37. Prohibidasureproducción 35 Balanceemos la siguiente ecuación: Para la resolución de este ejercicio debemos emplear los pasos anteriormente descritos. La diferencia es que el carbono y el hidrógeno aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y que el oxígeno aparece en dos compuestos del lado derecho (CO2 y H2 O). Paso 1: C2 H6 + O2 → 2CO2 + H2 O Paso 2: No aplica. Paso 3: C2 H6 + O2 → 2CO2 + 3H2 O Paso 4: Hay dos oxígenos (O) en el lado izquierdo. En el lado derecho hay siete oxígenos (O), cuatro pro- venientes del CO2 y tres provenientes del H2 O. Al no haber un número entero que multiplicado por 2 nos den 7, procedemos a multiplicar al lado izquierdo por. Ejemplo18 C2 H6 + O2 → CO2 + H2 O Paso 4.1: Solamente en estos casos, cuando haya una fracción o decimal en la ecuación balanceada, debemos transformar a ese número a un número entero. Tenemos que multiplicar por 2 para que los oxígenos del lado izquierdo sean un número entero. Pero si se multiplicamos por un factor a un coeficiente estequiométrico de la ecuación, tenemos que multiplicar a TODOS los coeficientes de la ecuación por dicho factor. Paso 5: Comprobemos que la ecuación esté balanceada revisando que el tipo y número de elementos sean los mismos en cada lado. Reactivos Productos C (4) C (4) H (12) H (12) O (14) O (14) 7 2 C2 H6 + O2 → 2CO2 + 3H2 O7 2 2C2 H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2 O Actividades 8. Balancea las siguientes ecuaciones: a. Mg + O2 → MgO b. CH4 + Br2 → CBr4 + HBr c. HClO3 +NaOH→NaClO3 +H2 O d. HNO3 +Ca(OH)2 → Ca(NO3 )2 + H2 O e. Al+H2 SO4 → Al2 (SO4 )3 +H2 f. NaO + H2 O → NaOH g. Cl2 O7 +H2 O → HClO4 h. N2 O3 +H2 O → HNO3 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Es una reacción química en la que participan como reactivos un combustible (como metano, etano o propano) en presencia de oxíge- no molecular para generar dióxido de carbono y agua. Además, se desprende gran cantidad de ener- gía en forma de calor y luz. http://goo.gl/LYthPO

38. 38. Prohibidasureproducción 36 1.6. Estequiometría de las reacciones A las reacciones químicas podemos clasificarlas según diversos criterios, entre ellos la reorganización de los áto- mos que intervienen y el mecanismo que desencadenan. Entre las principales se encuentran: a. Pensar en estequiometría es como preparar un pastel. Para hacer un pastel necesitamos: huevos, harina, le- vadura, leche, chocolate, entre otros. Pero no importa que tan buenos sean los ingredientes si no combina- mos la cantidad exacta de cada uno. Al combinarlos en las proporciones adecuadas, obtendremos un buen producto. Sin embargo, si no conocemos las porciones y mezclamos los ingredientes de forma indiferente podría terminar en esto: Lo mismo ocurre con las reacciones químicas. Mientras esté balanceada la ecuación, podremos calcular las proporciones adecuadas entre reactivos para producir un producto de calidad. http://goo.gl/34Chs7 http://goo.gl/0OZ9ET https://goo.gl/qfFNwu y también:ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Una reacción química es un pro- ceso en el cual una sustancia des- aparece para formar una o más sustancias nuevas, mientras que las ecuaciones químicas son el modo de representar las reacciones quí- micas. y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Es el estudio cuantitativo de reac- tivos y productos en una reacción química. Estequiometría Moles de A Moles de B A B Estequiometría

39. 39. Prohibidasureproducción 37 b. Para saber estequiometría, solamente debemos conocer la ruta de procedimiento, donde sustancia A es el dato inicial y sustancia B es a dónde queremos llegar: Cada cuadro representa un tipo de unidad, por ejemplo, gramos de sustancia A a moles de sustancia B. El cuadro es una ayuda didáctica que sirve para hacer transformaciones entre diferentes unidades. Para pasar de una unidad del recuadro a la del siguiente, la opera- ción que debemos realizar está escrita sobre la flecha. Por ejemplo, para pasar de gramos de un elemento químico cualquiera, (A), a las moles contenidas en esa masa, de- bemos emplear el dato del peso atómico registrado en la tabla periódica. Gramos de sustancia A Gramos de sustancia B Moles de sustancia A usar peso de A. usar peso de B. usar Avogadro. usar Avogadro. usar relación entre A y B Moléculas de sustancia A Moléculas de sustancia B Moles de sustancia B 1 mol → 6,02 × 1023 partículas Ejemplo19 Dada la siguiente reacción: Transformemos 70 gramos de O2 a moles de CO. Comprobemos que el dato inicial esté al inicio del ejercicio de conversión. Para llegar a moles de B, debemos pasar primero de gramos de A, a moles de A usando el peso de la tabla periódica de A. Y luego, usando la relación entre O2 (1) y CO (2), podremos transformar de moles de A a moles de B. Para comprobar que la conversión está bien realizada, debemos simplificar todas las unidades. 2C + O2 → 2CO 70 g O2 × × = 4,38 moles de CO 1 mol O2 2 moles de CO 32 g O2 1 mol O2

40. 40. Prohibidasureproducción 38 Ejemplo20 Con base en la siguiente ecuación: S8 (l) + 4Cl2(g) → 4S2 Cl2 (l) Determinemos: a. Con 7 moles de Cl2 , ¿cuántas moléculas de S2 Cl2 se van a producir? La sustancia A, en este caso, son los siete moles de Cl2 , Para llegar a moléculas de S2 Cl2 , debemos pasar a moles de S2 Cl2 y de ahí a moléculas de S2 Cl2 . b. Para que se produzcan 6,20 x1015 moléculas de S2 Cl2 , ¿cuántos gramos de Cl2 se deben consumir? La sustancia A en este caso son los 6,20 x 1015 moléculas de S2 Cl2 . En primer lugar debemos convertir a moles de S2 Cl2 , después convertir a moles de Cl2 y finalmente trans- formar a gramos de Cl2 . 9. Con base en la siguiente reacción: N2 + 3H2 → 2NH3 , contesta: a. Con setenta gramos de N2 , ¿cuántas moles de NH3 se van a producir? b. Con nueve moles de H2 , ¿cuántas moléculas de NH3 se van a producir? c. Para producir 3,33 x 109 moléculas de NH3 , ¿cuántos gramos de N2 se necesita? 10. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro, Fe2 O3 , se pueden producir a partir de 12,80 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido? -¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 12,27 g de nitrógeno?: Mg + N2 → Mg3 N2 . 11. Al ácido sulfhídrico (H2 S) podemos obtener a partir de la siguien- te reacción: FeS (s) + HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2 S (g). a. Ajusta la ecuación química correspondiente a este proceso. b. Calcula la masa de ácido sulfhídrico que se obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de sulfuro de hierro (II). Datos masas atómicas Fe = 55,85; S = 32; H = 1; Cl = 35,5 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Pasos estequiométricos: * Ajustar la ecuación química. * Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto. * Convertir las masas a moles. * Usar la ecuación química para obtener los datos nece- sarios. * Reconvertir las moles a ma- sas si se requiere. × = 4,21 × 1024 moléculas de S2 Cl2 4 moles de S2 Cl2 6,023 × 1023 moléculas de S2 Cl2 4 moles de Cl2 1 mol de S2 Cl2 7 moles de Cl2 × 6,20 × 1015 moléculas S2 Cl2 × × × = 7,20 × 10-7 g Cl2 1 mol S2 Cl2 4 moles Cl2 70 g Cl2 6,023 × 1023 moléculas S2 Cl2 4 moles S2 Cl2 1 mol Cl2 Actividades

41. 41. Prohibidasureproducción 39 1.7. Reactivo limitante y reactivo en exceso Cuando ocurre una reacción química, generalmente los re- activos no están presentes en las mismas cantidades este- quiométricas. Están en diferentes proporciones que las que indica la ecuación balanceada. Industrialmente, se busca que el reactivo más costoso se con- suma en su totalidad para producir el producto deseado. Ne- cesariamente un reactivo debe estar en exceso, y en conse- cuencia, una parte de este sobrará al final de la reacción. Una reacción se va a detener cuando se consuma el reacti- vo que está en menor cantidad. De manera análoga, si tenemos seis boletos para entrar a un concierto entre diez personas, cua- tro personas se quedarán sin boletos, mientras que seis personas van a entrar al concierto. En este ejemplo tenemos cuatro personas en exceso y los boletos son los que, al estar en menor cantidad, limitan la entrada al concierto. Reactivo A en exceso Reactivo B limitante Producto AB formado y reactivo A excedente 12. Identifica el reactivo limitante y el reactivo en exceso de la siguiente analogía: -Parejas que podemos formar, si hay catorce hombres y diez mujeres. 13. Identifica, en los gráficos, el reactivo limitante y reactivo en exceso. Actividades Antes de la reacción Después de la reacción A B y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Procedimiento teórico para trabajar con reactivos en exceso Para determinar cuál es el reactivo en exceso, debemos seguir los si- guientes pasos: * Calculamos el número de moles de las sustancias dadas. * Hallamos la relación entre estos moles. * Comparamos esta relación con la relación molar que se deduce de la ecuación ajustada. * El reactivo cuyo número de moles so- brepasa el exigido es el reactivo en exceso. Reactivo limitante es el que se consume por completo, y limita la reacción porque, al termi- nar, la reacción concluye. Es el reactivo que produce menor cantidad de producto. Reactivo en exceso es el que ingresa en mayor proporción, por lo tanto, queda como so- brante al finalizar la reacción.

42. 42. Prohibidasureproducción 40 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA El reactivo limitante y el reactivo en exceso son muy impor- tantes para los procesos industriales. Por ejemplo, el metanol tiene la siguiente reacción: En este caso particular, el CO es el reactivo en exceso, puesto que el hidrógeno debe ser aprovechado al máximo para producir metanol. La manera de comprobar esto es viendo qué reactivo produce la menor cantidad de metanol. Tomando en cuenta cantidades iniciales iguales, podemos determinar esto: Con esto se comprueba que el reactivo limitante es el H2 y el reactivo en exceso es el CO. CO(g) + 2H2(g) → CH3 OH(g) Planta de metanol. Trinidad y Tobago 2 moles de CO × = 2 moles de CH3 OH 1 mol de CH3 OH 1 mol de CO 2 moles de H2 × = 1 mol de CH3 OH 1 mol de CH3 OH 2 moles de H2 Ejemplo21 1. Consideremos la siguiente reacción: MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2 O Si reaccionan 0,80 moles de MnO2 con 48,2 gramos de HCl: a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuál es el reactivo en exceso? c. ¿Cuánto se forma, en gramos, de Cl2 ? d. ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? http://goo.gl/RLe4V1 Cloruro de manganeso (II) El MnCl2 tiene múltiples usos como en fertilizantes, en la producción de pilas, en la industria de la me- talurgia. Es usado como catali- zador, secador de pintura, tinte, pigmento e incluso se lo usa en la medicina. http://goo.gl/oQXUMz

43. 43. Prohibidasureproducción 41 Para poder resolver ejercicios de reactivo limitante debemos seguir cinco sencillos pasos: Paso 1: Verificamos que la reacción esté balanceada. Paso 2: Transformamos las cantidades de reactivos a las unidades deseadas (gramos en este caso) de alguno de los productos. En el caso de que el ejercicio no diga a cuál de los productos, podemos elegir cualquiera porque el reactivo limitante siempre es el mismo. Para este caso en particular, en el proble- ma nos dice que es con base en el Cl2 . Paso 3: El reactivo limitante es el que produce menor cantidad de producto, de modo que el reactivo limitante es el HCl y el reactivo en exceso es el MnO2 . La cantidad de Cl2 que se produce es 23,13 g de Cl2 . Paso 4: El dato más importante es la cantidad de Cl2 formado, a partir de este valor determi- namos la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Lo transformamos a unidades del reactivo en exceso, en este caso a moles. Paso 5: El dato que se obtuvo es la cantidad que realmente reaccionó, de modo que el ex- ceso se obtiene de la diferencia respecto al dato inicial. 0,80 moles de MnO2 - 0,33 moles de MnO2 = 0,47 moles de MnO2 Esta es la cantidad que hay de reactivo en exceso, es decir, que queda sin reaccionar. Las respuestas a las preguntas son: a. El reactivo limitante es el HCl. b. El reactivo en exceso es el MnO2 . c. Se producen 23,13 g de Cl2 . d. 0,47 moles de MnO2 quedan sin reaccionar. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2 O 0,80 moles de MnO2 × × = 56 g de Cl2 1 mol de Cl2 70 g de Cl2 1 mol de MnO2 1 mol Cl2 48,2 g HCl × × × = 23,13 g de Cl2 1 mol HCl 1 mol de Cl2 70 g de Cl2 36,46 g HCl 4 mol de HCl 1 mol Cl2 Masa sin reaccionar = 23,13 g Cl2 × = 0,33 moles de MnO2 1 mol Cl2 1 mol de MnO2 70 g Cl2 1 mol de Cl2 ×

44. 44. Prohibidasureproducción 42 14. Reaccionan 2,49 moles de CH4 con 6,25 moles de O2 para producir dióxido de carbono y agua como se muestra en la siguiente reacción: CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2 O(g) a. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso? b. ¿Cuántos gramos de CO2 se van a formar? c. ¿Cuántas moles de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Ejemplo22 El proceso comercial para formar amoníaco (NH3 ) se basa en la siguiente ecuación. Si reaccionan 0,5 moles de N2 con 1 mol de H2 . Determinamos el reactivo limitante, reactivo en exceso, cuántos moles de producto se forman y cuántas moles de reactivo en exceso quedan sin reaccionar. N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) 0,33 mol reaccionan 0,80 mol MnO2 48,2 g HCl 0,47 mol en exceso 48,2 g reaccionan MnCl2 ,Cl2 , H2 O � � � � Interpretación: N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) 0,5 mol N2 × = 1 mol de NH3 2 moles de NH3 1 mol N2 1 mol de H2 × = 0,66 moles de NH3 2 moles de NH3 3 moles de H2 0,66 moles de NH3 × = 0,33 moles de N2 1 mol de N2 2 moles de NH3 Respuestas: a. El reactivo limitante es H2 . b. El reactivo en exceso es N2 . Actividades Masa sin reaccionar = 0,5 moles de N2 - 0,33 moles de N2 = 0,17 moles de N2 c. 0,66 moles de NH3 se forman. d. 0,17 moles de N2 quedan sin reaccionar.

45. 45. Prohibidasureproducción 43 1.8. Rendimiento de reacción Cuando efectuamos una reacción química calculamos las cantidades de productos que esperamos obtener a partir de las cantidades de reactivos utilizadas y de la estequiometría de la reacción. En la práctica suele ser frecuente que la cantidad obteni- da sea menor de la esperada. Cuando esto ocurre deci- mos que la reacción tiene un rendimiento inferior al 100%. Este menor rendimiento se da por diferentes causas: * La pérdida de material durante su manipulación * El desarrollo de la reacción en condiciones inadecuadas * La existencia de reacciones paralelas que dan lugar a productos deseados Hasta ahora hemos supuesto que las reacciones siempre se dan de tal modo que todo el reactivo limitante se trans- forma en producto, pero en la vida real no suele ocurrir así; la cantidad de producto obtenido no alcanza el valor que se deduce del cálculo estequiométrico, siempre hay una diferencia entre esos valores. La relación entre la cantidad de producto final obtenido (rendimiento real) y la cantidad que debía obtenerse se- gún la estequiometría de la ecuación (rendimiento teóri- co) se expresa mediante el rendimiento de la reacción. El intervalor del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1% hasta 100%. En química y en procesos industria- les se busca tener el rendimiento más alto posible. Los rendimientos industriales son generalmente bajos, por ejemplo, para producir en una industria aceite de oliva se tiene un rendimiento del 24%. Industria de aceite de oliva de España http://goo.gl/ohEcjkhttp://goo.gl/IuRg2S Rendimiento porcentual (%)= × 100% rendimiento real rendimiento teórico y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Los motivos por los que la cantidad obtenida en una reacción es infe- rior a la esperada son varios: * Muchas reacciones son rever- sibles, por lo que la transforma- ción no es completa. * A veces, no es posible separar totalmente el producto obtenido. * Los productos formados pueden producir reacciones secundarias. * Muchas moléculas no están su- ficientemente activadas para reaccionar, etc. Si se trata de calcular el rendimiento real que obtendremos en una reacción, procede- remos del siguiente modo: Rendimiento real = rendimiento teórico × rendimiento porcentual (%) 100 %

46. 46. Prohibidasureproducción 44 Se hacen reaccionar diez gramos de óxido de aluminio (Al2 O3 ) con un exceso de ácido clorhídrico (HCl) para obtener veinticinco gramos de cloruro de aluminio. a. Calculamos el rendimiento de la reacción. b. Si el rendimiento teórico fuera del 60%, ¿cuánto se esperaría que fuera el rendimiento real? Para la resolución del literal a. del ejercicio debemos seguir dos pasos sencillos. Paso 1: Pasamos la cantidad de reactivo que se tenga a unidades de producto deseado. % de rendimiento = × 100% = 96,59% 25 25,88 Rendimiento real = rendimiento teórico × rendimiento porcentual (%) 100 % Rendimiento real = 25,88 g × = 15,52 gramos de Al2 Cl3 60% 100 % Ejemplo23 Para la resolución del literal b. del ejercicio, debemos usar la fórmula: Los datos que conocemos para poder emplear esta fórmula son: el rendimiento teórico calculado en el literal a. (25,88g de cloruro de aluminio) y el porcentaje de rendimiento (60%) mencionado en el enuncia- do del ejercicio. Paso 2: El valor del enunciado del producto va a ser equivalente al rendimiento real, en este caso es 25 gramos de cloruro de aluminio. El valor obtenido de 25,88 gramos de cloruro de aluminio es el rendimiento teórico porque se lo obtuvo mediante cálculos. Lo reemplazamos en la fórmula. Al2 O3(s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2 O(l) 10 g de Al2 O3 × × × = 25,88 g AlCl3 1 mol de Al2 O3 2 moles de AlCl3 132 g de AlCl3 102 g de Al2 O3 1 mol de Al2 O3 1 mol de AlCl3 Actividades 15. Si el rendimiento de la producción de etileno (C2 H4 ) es de 40%, ¿qué masa de hexano (C6 H14 ) de- bemos utilizar para producir 481 g de etileno? C6 H14 → C2 H4 + otros productos 16. Se hacen reaccionar 10,0 g de óxido de aluminio con exceso de ácido clorhídrico y se obtienen 25,0 g de cloruro de aluminio. Calcula el rendimiento de la reacción.

47. 47. 45 La producción de dióxido de carbono, CO2 , a partir de la reacción entre ácido acético, CH3 COOH, y bicarbonato de sodio, NaHCO3 , está dada por: Producción de dióxido de carbono a partir de ácido acético y bicarbonato de sodio. Reconocer cuál es el reactivo limitante en la producción del dióxido de carbono. * 2 botellas plásticas de 500 mL * 2 globos * 1 embudo * 2 cucharas grandes * 1 botella pequeña con vinagre * bicarbonato de sodio * marcador permanente Experimento Prohibidasureproducción * ¿Cuál es el reactivo limitante en cada uno de los envases plásticos? Tema: INVESTIGAMOS: Objetivo: Materiales: Procesos: CUESTIONES: CH3 COOH(l) +NaHCO3(s) → CO2(g) + H2 O(l) + CH3 COONa(ac) 1. Emplea el marcador para rotular las bote- llas con los nombres "1" y "2". 2. En la botella "1", coloca tres cucharadas de ácido acético y en la botella "2" pon seis cucharadas del mismo reactivo. 3. Coloca una cucharada de bicarbonato de sodio en cada globo, con ayuda del embudo. 4. Introduce el contenido de los globos den- tro de cada botella, cuidadosamente. Asegúrate de que no existen fugas en los globos y que estos estén bien ajustados al pico de la botella. 5. Mantén el pico del globo con firmeza has- ta que la reacción haya terminado. Pode- mos observar esto el momento en el que el globo haya dejado de inflarse. 6. Anota los cambios.

48. 48. Prohibidasureproducción 1 Resumen Fórmulas de transformación Existen diferentes tipos de unidades para representar cantidades muy pequeñas o grandes químicamente hablando. Las equiva- lencias son: Representa que hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno en una molé- cula de agua. De igual manera, a través de cálculos estequiométricos podemos transfor- mar las unidades de un elemento a otro. Incluso, podemos determinar el porcentaje exacto de un elemento en un compuesto al aplicar la composición porcentual: La suma de todos los porcentajes de los elementos de un compuesto equivale al 100%. Los compuestos pueden tener fórmula empírica o molecular. En un compuesto: * La mínima relación que hay entre los átomos se denomina fórmula empírica. No pueden ser múltiplos los coeficientes de los elementos de un compuesto. * La relación real que existe entre los átomos de un compuesto se denomina fórmula mole- cular. Pueden ser múltiplos los coeficientes de un compuesto. La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Esto quiere decir que, si hago reaccio- nar dos reactivos, vamos a obtener dos productos. Nuestra reacción debe siempre estar igua- lada, independientemente si uno de los dos reactivos deja de reaccionar primero que el otro. * Al reactivo que se consume por completo o que limita la reacción lo conocemos como reactivo limitante. * Al reactivo presente en mayor cantidad lo conocemos como reactivo en exceso. Dependiendo de la cantidad que se forme de nuestro producto en nuestra reacción, que lo podemos obtener con el reactivo limitante, podemos obtener el rendimiento de la reacción: 1 mol de X = 6,023 × 1023 átomos de X = Peso en gramos de X Dependiendo de lo que se quiera obtener, podemos utilizar las unidades en gramos, moles o átomos o moléculas. En la tabla periódica tenemos elementos, al unir dos o más, tenemos moléculas. Los subíndices de un compuesto representan la cantidad de un átomo en una molécula. Así, por ejemplo: H2 O % Elemento = × 100%(cantidad de átomos del elemento) × (peso del elemento) peso del compuesto Rendimiento porcentual (%) = × 100%rendimiento real rendimiento teórico 46

49. 49. Estequiometría en la vida Día del Mol ¿Es el chocolate un sustituto del amor? BLOG BLOG SOCIEDAD SENTIDO CRÍTICO SI YO FUERA... Día a día el ser humano utiliza numerosos productos tales como champú, jabón, aceite, gasolina y demás compuestos derivados del petróleo. Para su producción, los ingenieros químicos emplean la estequiometría, por la precisión requerida en el manejo de los re- activos químicos. La estequiome- tría permite optimizar los procesos químicos y de esta forma aprove- char al máximo un reactivo quími- co y generar la menor cantidad de desperdicios posibles. Gómez, Freddy. (2012. 9). Estequiome- tría en la vida. Más allá del conoci- miento. Extraído el 26 de agosto de 2015 desde la página http://goo.gl/OgFfA.y En Norteamérica, Sudáfrica, Aus- tralia y Canadá, cada 23 de oc- tubre se celebra el Día del Mol; esta no es una celebración oficial y dura desde las 06h02 a. m. has- ta las 06h02 p. m. Si a esa fecha la colocamos según el formato Muchos consideran al chocolate un sustituto del amor por sus propieda- des afrodisíacas. Sin embargo, hay mucho que puntualizar. Hace más de 2000 años, el pueblo olmeca, que vivía en una región del actual México, aprendió a elaborar una bebida que alteraba la mente a partir de las bayas de una planta: el cacao. Los aztecas asociaban el chocolate, con su diosa de la fertili- dad. Hace poco, varios investigado- res descubrieron que el chocolate contiene feniletilamina; en experimentos de laboratorio, los animales se vuelven locos con esta sustancia y se com- portan como si estuvieran en pleno cortejo. Sin embargo, en los humanos parece surtir menos efecto. (2009.04.05).¿Es el chocolate un sustituto del amor? adaptación).Tras el horizonte de sucesos. Extraído el 20 de septiembre de 2015 desde la página web: http://goo.gl/hXOTia. Ingeniero en alimentos, a través de la estequiometría, me enfocaría en que todos los alimentos cumplieran con los parámetros de calidad, realizando análisis con el fin de asegurar que cualquier cadena de produc- ción de alimentos o bebidas se encontrara de la mejor manera. norteamericano obtenemos 6.02 10 23, y da como resultado 6,02 x 1023 , correspondiente al número de Avogadro, es decir el núme- ro de partículas individuales que hay en un mol de cualquier sus- tancia o especie química. En otras regiones, el Día del Mol se celebra el 6 de febrero desde las 10h23 a. m. hasta las 10h23 p. m. Pardo, Rafael. (2009.10.23). Día del mol. Heavy metal. Extraído el 26 de agosto de 2015 desde http://goo.gl/ttbe7x. http://goo.gl/tZbqQp http://goo.gl/35X4Mx http://goo.gl/hnIcTg http://goo.gl/fcfjRn ZONA 47 Prohibidasureproducción

50. 50. Prohibidasureproducción * Masa atómica 1. Se pesan 6,12 g de sodio (Na). Determina. a. ¿Cuántas moles representa? b. ¿Cuántos átomos de sodio se tiene en esa masa? 2. Se cuenta con 0,11 mol de níquel (Ni). Determina. a. ¿Cuántos gramos representa? b. ¿Cuántos átomos de níquel se tiene en esa masa? 3. Se tiene 3,12 x 1023 átomos de cobre (Cu). Determina. a. ¿Cuántas moles representa? b. ¿Cuántos gramos representa? * Masa molecular 4. Determina la masa molar de las siguien- tes sustancias: a. Gas butano, C4 H10 b. Ácido sulfúrico, H2 SO4 c. Gas hidrógeno, H2 5. En un frasco de laboratorio hay 200 g de tricloruro de hierro, FeCl3 . Averigua cuán- tos moles de esta sustancia contiene el frasco. 6. Si se dispone de 123,11 g de cloruro de plata (AgCl),. ¿cuántas moles contiene el frasco? ¿cuál es el número total de áto- mos de cloro (Cl) presentes? * Composición porcentual 7. Si la fórmula del ácido clorhídrico es HCl, ¿cuál es la composición porcentual en masa del hidrógeno y del cloro en este compuesto? 8. A la fórmula de la herrumbre podemos representar como Fe2 O3 . ¿Cuál es la composición porcentual en masa del oxígeno en este compuesto? * Formula empírica y molecular 9. ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la si- guiente composición? a. 40,1% de C, 6,6% de H y 53,3% de O. b. 18,4% de C, 21,5% de N y 60,1% de K. 10. La fórmula empírica del compuesto es CH. Si la masa molar de este compuesto es aproximadamente 78 g, ¿cuál sería su fórmula molecular? 11. La composición de una molécula es: 35,51% de C, 4,77% de H, 37,85% de O, 8,29% de N y 13,60% de Na. ¿Cuál será su fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente de 169 g? * Balance de ecuaciones 12. Ajusta las siguientes reacciones químicas: a. C(S) + CuO(S) → Cu (S) + CO2 (g) b. CaO(S) + C(S) → CO (g) + CaC2 (g) c. NiS2 (s) + O2 (g) → SO 2 (g) + Ni2 C3 (s) d. Para finalizar 48 HNO3(aq) + Zn(S) → Zn(NO3 )2 + NO(s) + H2 O (I)

51. 51. * Estequiometría 13. Al hacer reaccionar aluminio metálico con yodo se obtiene triyoduro de alumi- nio. Calcula la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo. 14. Al tratar una muestra de dióxido de man- ganeso con 20 g de cloruro de hidróge- no, se obtiene cloruro de manganeso (II), gas cloro y agua. Escribe y ajusta la re- acción y calcula la masa de MnCl2 que se obtendrá. 15. Calcula la masa de yoduro de plomo (II), PbI2 , que se obtendrá al hacer reaccio- nar 15 g de yoduro de potasio, KI, con un exceso de nitrato de plomo (II), Pb(NO3 )2 . En la reacción también se produce nitra- to de potasio, KNO3 . 16. Calcula la masa de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 , necesaria para reaccionar con 16,5 g de ácido clorhídrico, HCl. * Reactivo limitante 17. Hacemos reaccionar 10 g de sodio metá- lico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará. En la reacción también se desprende H2 . 18. Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado. 19. La reacción entre el amoníaco y el oxí- geno produce NO y H2 O como se mues- tra en la siguiente reacción: 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2 O(g) En cierto experimento 2,25g de NH3 reac- ciona con 3,75g de O2 . a. ¿Cuál reactivo es el limitante? b. ¿Cuántos gramos de NO se forman? c. ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan una vez que se ha consumido totalmente el reactivo li- mitante? 20. Se desean quemar 55,8 L de gas meta- no, CH4 , medidos a 273 K y 1 atm, utilizan- do para ello 200 g de oxígeno. La reacción produce dióxido de carbo- no y agua. Calcula los gramos de dióxi- do de carbono que se obtendrán. * Rendimiento de reacción 21. El litio y el nitrógeno reaccionan para producir nitruro de litio. 6Li(s) + N2 (g) → 2 Li 3 N(s) Si se hacen reaccionar 5,00 gramos de cada reactivo y el rendimiento es del 80,5%. ¿Cuántos gramos de Li3 N se ob- tienen en la reacción? Prohibidasureproducción 49 * Escribe la opinión de tu familia. * Pide a tu profesor o profesora suge- rencias para mejorar y escríbelas. * Trabajo personal Reflexiona y autoevalúate en tu cuaderno: *Trabajo en equipo ¿Cómo ha sido mi actitud frente al trabajo? ¿He cumplido mis tareas? ¿He respetado las opiniones de los demás? ¿Qué aprendí en esta unidad temática? AUTOEVALUACIÓN ¿He compartido con mis compañeros o compañeras?

52. 52. Prohibidasureproducción 5050 2 Prohibidasureproducción 2. Soluciones acuosas y sus reacciones 2.1. Reacciones de precipitación 2.2. Número de oxidación de elementos y compuestos 2.3. Reacciones de oxidación y reducción 2.4. Celdas galvánicas 2.5. Electrólisis 2.6 Aplicaciones industriales de la electrólisis http://goo.gl/clWYvI CONTENIDOS:

53. 53. Prohibidasureproducción 51 Web: Noticia: Película: Química, la ciencia que permite consumir alimentos en buen estado Laquímicadesempeñaunrolfundamentalenlapreserva- ción de los alimentos mediante la utilización de diferentes técnicas como: enfriamiento, congelación, pasteurización, entre otras. No todos los químicos son perjudiciales para el ser humano, cuando se emplean de forma racional, son útiles para satisfacer la demanda de productos del pla- neta. Por tanto, la química de alimentos evita la formación de diferentes microorganismos perjudiciales para la salud. http://goo.gl/SRdbmz. 1. Lee la noticia y contesta: a. ¿Qué relación tiene la química de alimentos con la nutrición, la microbiología y la toxicología? b. ¿Qué riesgos se presentan al consumir alimentos caducos? 2. Contesta las siguientes preguntas: a. ¿Quién fue Alessandro Volta? b. ¿Cuáles fueron sus principales descubrimientos? Realiza un análisis de cada uno. 3. Basándote en el documental contesta: a. ¿Qué es una reacción química? b. ¿Cómo están clasificadas las reacciones? Alessandro Volta y la pila galvánica Volta, físico italiano, inventor de la primera pila eléc- trica generadora de corriente continua. En 1775, su interés por el estudio lo condujo a la creación de un electróforo, artefacto utilizado para la generación de electricidad estática. En 1778, Volta identificó y aisló el gas metano. En 1797, mediante sus electroscopios y su condensador, logró comprobar experimentalmente la existencia de un desequilibrio eléctrico entre metales diferentes denominado tensión. Es así como se inventó la primera pila eléctrica, y en su honor se denominó vol- tio a la unidad de fuerza electromotriz en el SI. http://goo.gl/6aq73I. Reacción química-documental Analizaremos cómo se producen diferentes tipos de re- acciones con experimentos concisos y fáciles de realizar. https://goo.gl/RDf81G En contexto: Prohibidasureproducción 51

54. 54. Prohibidasureproducción 52 2. Soluciones acuosas y sus reacciones 2.1. Reacciones de precipitación Solubilidad Un tipo de reacciones son las de precipitación, estas ocurren en disolución acuosa y se caracterizan por la formación de un producto insoluble o precipitado. Una reacción de precipitación consiste en la formación de un compuesto insoluble, denominado precipitado, cuando se combinan dos reactivos en disolución acuosa. Estas reacciones se caracterizan porque, a partir de dos reacti- vos en disolución acuosa, obtenemos un producto insoluble o sólido, por ejemplo: Para saber si un compuesto es acuoso (soluble) o es sólido (insoluble o precipitado), debemos observar al catión y al anión que intervienen. Identifiquemos estos en la tabla de solubilidad para conocer su estado. Formación de un precipitado Mg(NO3 )2(ac) + 2NaOH(ac) → Mg(OH)2(s) + 2NaNO3(ac) BaCl2(ac) + ZnSO4(ac) → BaSO4(s) + ZnCl2(ac) y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Disolución es una mezcla homogé- nea de propiedades variables. Está formada por un disolvente, que ha- bitualmente es un líquido, y uno o más solutos, que pueden ser sólidos, líquidos o gases. La solubilidad de un soluto en un disolvente determinado y a una temperatura determinada es la concentración del soluto en una disolución saturada. parte soluble parte insoluble o precipitado

55. 55. Prohibidasureproducción 53 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 25 °C Compuestos solubles Excepciones Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH4 + NO3 - , HCO3 - ,ClO3 - Cl- , Br- , I- Halogenuros de Ag+ , Hg2 2 +, Pb2+ SO4 2- Sulfatos de Ag+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Hg2+ , Pb2+ Compuestos insolubles Excepciones CO3 2- , PO4 3- , CrO4 2- , S2- Compuestos que contengan iones de metales alcali- nos y NH4 + OH- Compuestos que contengan iones de metales alcali- nos y Ba2+ Identifiquemos si el NaCl es un compuesto soluble o insoluble. En un compuesto, el primer elemento siempre es el catión (carga positiva) y el segundo elemento es el anión (carga negativa). Paso 1: Identificamos al catión y al anión del compuesto. Paso 2: Observamos en la tabla de solubilidad si es soluble o insoluble para cualquiera de los anio- nes presentes. Si uno es soluble o insoluble, eso garantiza que todo el compuesto lo es. Na+1 es soluble sin excepción, eso quiere decir que todo el compuesto es soluble. Sin embargo, para comprobar esto, el Cl-1 es soluble y entre las excepciones no se encuentra el sodio. Paso 3: Si el compuesto es soluble, colocamos al lado del compuesto el estado acuoso (ac). Caso contrario, es decir, si es insoluble, instalamos al lado del compuesto el estado sólido (s). Ejemplo1 Na+1 (catión) Cl-1 (anión) NACl (ac) Identifiquemos si el Ag2 SO4 es un compuesto soluble o insoluble. Por lo tanto el Ag2 SO4 es un compuesto insoluble. Ejemplo2 Ag2 SO4 Ag+1 SO4 2- Ag2 SO4 (s) Para conocer lo que se va a formar y si es soluble o insoluble, debemos analizar la tabla de las reglas de solubilidad.

56. 56. Prohibidasureproducción 54 El hidróxido de sodio va a reaccionar con el nitrato de magnesio. ¿Qué compuestos se van a formar? ¿Se producirá algún precipitado? Mg2+ (NO3 )1- + Na1+ (OH)1- → Primero colocamos los productos que se van a formar y de allí determinamos si son solubles o insolubles. Paso 1: Colocamos los reactivos en forma de cationes y aniones respectivamente. Mg2+ (NO3 )- + Na+ (OH)- → Paso 2: El catión del primer compuesto va a reaccionar con el anión del segundo compuesto, por- que polos opuestos se atraen. De igual manera, el anión del primer compuesto va a reaccionar con el catión del segundo reactivo. Mg2+ (NO3 )1- + Na1+ (OH)1- → Mg2+ (OH)1- + Na1+ (NO3 )1- Paso 3: Realizamos el intercambio de cargas y así obtendremos los dos productos que se van a formar. El cloruro de bario va a reaccionar con el sulfato de cinc. ¿Qué com- puestos se van a formar? ¿Se producirá algún precipitado? BaCl2(ac) + ZnSO4(ac) → Ba2+ Cl1- + Zn2+ (SO4 )2- → Ba2+ SO2- + Zn2+ Cl1- BaCl2 (ac) + ZnSO4(ac) → BaSO4 + ZnCl2 BaCl2 (ac) + ZnSO4(ac) → BaSO4(s) + ZnCl2(ac) El precipitado en este caso es el sulfato de bario, BaSO4 , y el soluble es el cloruro de cinc, ZnCl2 . Ejemplo3Ejemplo4 y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Solubilidad Muchos compuestos iónicos son solubles en agua o en otros disol- ventes que, como el agua, tienen moléculas polarizadas. Cuando el sólido iónico se introduce en agua se produce la rotura de la red iónica por la interacción entre los iones del cristal y los dipolos del disolvente. Los iones pasan a la disolución ro- deados de moléculas de H2 O, por lo que decimos que están solvatados. https://goo.gl/wPKDR9 Hidróxido de magnesio en solución Mg(NO3 )2(ac) + NaOH(ac) → Mg(OH)2 + NaNO3 Paso 4: Balanceemos la ecuación. Mg(NO3 )2(ac) + 2NaOH(ac) → Mg(OH)2 + 2NaNO3 Paso 5: Con base en la tabla de reglas de solubilidad, determina- mos el estado de los productos. Mg(NO3 )2(ac) + 2NaOH(ac) → Mg(OH)2(ac) + 2NaNO3(s) El precipitado en este caso es el hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 , y el soluble es el nitrato de sodio, NaNO3 . 4

57. 57. Prohibidasureproducción 55 A la ecuación que da formación al yoduro plumboso la denominamos ecuación molecular, porque las fórmulas de los compuestos están en forma de moléculas. Pb(NO3 )2(ac) + 2KI(ac) → PbI2(s) + 2KNO3(ac) La ecuación iónica, por su parte, muestra las especies di- sueltas como iones libres. Solamente la parte soluble está en forma de iones, porque la parte insoluble es sólida. Dentro de la ecuación iónica, denominamos ion especta- dor al anión que está tanto en los reactivos como en los productos en forma acuosa. Si en la ecuación iónica no tomamos en cuenta los iones espectadores, tenemos una ecuación iónica neta. Ecuación molecular, ecuación iónica y ecuación iónica neta La ecuación de formación del yoduro plumboso es: Pb(NO3 )2(ac) + KI(ac) → PbI2(s) + KNO3(ac) Obtenemos la ecuación iónica, los iones espectadores y la ecua- ción iónica neta. Para la resolución del ejemplo, debemos seguir una serie de pasos. Paso 1: Balanceamos la ecuación. Ecuación molecular: Pb(NO3 )2(ac) + 2KI(ac) → PbI2(s) + 2KNO3(ac) Paso 2: Expresamos todos los compuestos solubles en forma de aniones. Ecuación iónica: Pb2+ (ac) + (NO3 )1- (ac) + 2K+ (ac) + 2I- (ac) → PbI2(s) + 2K+ (ac) + (2NO3 )- (ac) Paso 3: Los aniones que se repitan en el lado izquierdo y derecho son los iones espectadores. Iones espectadores: NO1- (ac) , K1+ (ac) Paso 4: Si simplificamos los iones espectadores de la ecuación ióni- ca, el resultado será la ecuación iónica neta. Ejemplo5 Pb2+ (ac) + (NO3 )- (ac) + 2K+ (ac) + 2I- (ac) → PbI2(s) + 2K+ (ac) + (NO3 )- (ac) Ecuación iónica neta: Pb2+ (ac) + 2I- (ac) → PbI2(s) http://goo.gl/bb5VIK Interpretación de la reacción de for- mación del yoduro plumboso Denominamos ecuación mole- cular a aquella que contiene las formas no ionizadas de todos los compuestos que intervienen en la reacción, aunque algunos de ellos no sean moleculares. La ecuación iónica se obtiene diso- ciando totalmente en sus iones los electrolitos fuertes disueltos. La ecuación iónica neta se obtie- ne eliminando los iones que apa- recen en los dos miembros de una ecuación. y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA 3

58. 58. Prohibidasureproducción 56 Obtenemos la ecuación iónica, los iones espectadores y la ecua- ción iónica neta. Ecuación molecular: AgNO3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3(ac) Ecuación iónica: Ag+ (ac) + (NO3 )- (ac) + Na+ (ac) + Cl- (ac) → AgCl(s) + Na+ (ac) + (NO3 )- (ac) Iones espectadores: NO3 - (ac) , Na+ (ac) Ecuación iónica neta: Ag+ (ac) + (NO3 )- (ac) + Na+ (ac) + Cl- (ac) → AgCl(s) + Na+ (ac) + (NO3 )- (ac) Ag+ (ac) + Cl- (ac) → AgCl(s) La ecuación de formación del cloruro de plata es: AgNO3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3(ac) Ejemplo6 1. Determina si son solubles o insolubles los siguien- tes compuestos. a. Al(OH)3 b. Na2 CO3 . 2. Determina la ecuación molecular, ecuación ió- nica, iones espectadores y la ecuación iónica neta de la reacción. Mg(NO3 )2 (ac) + LiOH(ac) → Actividades https://goo.gl/xGfQST Reactivos y productos Ecuación Molecular Disociación iónica de los electrolitos fuertes disueltos Ecuación Iónica Eliminación de los iones espectadores Ecuación iónica neta Formación del cloruro de plata

59. 59. Prohibidasureproducción 57 Número de oxidación Carga iónica Representa una capacidad de combinación. Escribimos sobre el símbolo del elemen- to e indicamos con un número la forma +n o −n: Es la carga positiva o negativa, n + o n −, que adquieren un átomo o un grupo de áto- mos cuando pierden o ganan electrones. Escribimos a la derecha del símbolo del ion, en la parte superior: Na+ , Ca2+ , Al3+ , NO3 − , CO2− , PO3− Los elementos se combinan en proporciones definidas y constantes. Esta capacidad de combinación de un áto- mo con otros para formar un compuesto recibió el nom- bre de valencia. En la actualidad, se prefiere utilizar el número de oxida- ción o estado de oxidación. El cual significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente. Debemos distinguir entre número de oxidación y carga iónica: Un mismo elemento, según el compuesto del que forma parte, puede tener varios números de oxidación. Los números de oxidación destacados en negrita son comunes a cada grupo de la tabla periódica. 2.2. Número de oxidación de elementos y compuestos 3 4 +1 −1 +1 +6 −2 NaCl H2 SO4 H Be Mg Ca Sr Ba Ti V Li Na K Rb Cs B Al Cr Mn Fe Co Ni Cu Ag Zn Cd C Si Sn N P As Sb O S Se Te F Cl Br IPd Pt Au Hg Pb Bi -1 -3 -2 -1 +1 +4 +3 +2 +6 +3 +2 +5 +4 +3 +2 +5 +4 +3 +2 -1 +7 +5 +3 +1 -1 +7 +5 +3 +1 -1 +7 +5 +3 +1 -3 +5 +3 +4 +2 +5 +3 +6 +4 -3 +5 +3 -2 -2 +6 +4 -2 +6 +4 +3 +2 +3 +2 +3 +2 +2 +1 +2 +4 +2 +1 +4 +2 +3 +1 +2 +1 +4 +2 +4 +2+2 +3 +3 +4 +4 +7 +4 +3 +2 +1 +2 +1 +2 +1 +2 +1 +2 +1 +2 Grados de oxidación de algunos elementos químicos y también: ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA Valencia química Número entero que expresa la ca- pacidad de combinación de un átomo con otros para formar un compuesto. Tomamos como refe- rencia el átomo de hidrógeno, al que se asigna la valencia 1. De este modo, la valencia de un elemento es el número de átomos de hidró- geno que se combinan con un áto- mo de dicho elemento.

60. 60. Prohibidasureproducción 58 Determinación del número de oxidación Debemos tener en cuenta las siguientes reglas: * Los átomos de los elementos que no forman parte de un compuesto químico tienen número de oxidación cero, 0, in- cluso cuando forman moléculas o estructuras poliatómicas, como N2 . * El número de oxidación de un ion monoatómico es su pro- pia carga; así, Na+ tiene un número de oxidación de + 1 y Cl- , -1. Determinemos los siguientes números de oxidación: a. del azufre en el dióxido de azufre, SO2 - ; b. del nitrógeno en el ácido nítrico, HNO3 - ; c. del azufre en el sulfato de potasio, K2 SO4 - ; d. del carbono en el ion carbonato, CO3 2- ; e. del cloro en el ion perclorato, ClO4 - . a. El oxígeno tiene número de oxidación −2, llamamos x al número de oxidación del azufre y aplicamos la regla dada: b. El hidrógeno tiene número de oxidación +1 y el oxígeno, −2. Llamamos x al del nitrógeno y, a continua- ción, aplicamos la regla: c. El potasio tiene número de oxidación +1 y el oxígeno, −2. Llamamos x al del azufre y procedemos como antes: d. La carga total del ion carbonato es −2. Por tanto: e. Carga total del ion perclorato −1 Ejemplo7 +1 x -2 H N O3 + 1 + x + 3(−2) = 0 de donde x = + 5 K2 SO4 2(+1) + x + 4(−2) = 0 de donde x = + 6 x -2 CO2- x + 3(−2) = −2 de donde x = + 4 3 ClO- x + 4(−2) = −1 de donde x = + 74 SO2 x + 2(−2) = 0 de donde x = + 4 3. Determina el número de oxidación de cada elemento en las siguientes especies químicas molecula- res o iónicas: H2 O, Al2 S3 , NaNO2 , H2 SO3 , SrMnO4 , AlPO4 , Rb3 ,BO3 , IO- 3 ,SiO2- , PO3- Número de oxidación y reacciones químicas En las reacciones químicas el núme- ro de electrones ganados por algu- nos átomos coincide con el número de electrones cedidos por otros, de manera que el balance total del cambio es cero. y también:ENGR UPO YTAMB IÉN TIC S RECORTA BLES CALCULA DORA * El oxígeno emplea comúnmente el número de oxidación -2. * El hidrógeno utiliza habitualmente el número de oxidación +1. Solo en los hidruros utiliza el número de oxidación -1. * La suma algebraica de todos los números de oxidación de los átomos que intervienen en la fórmula de una sustancia neutra debe ser cero. * En los iones poliatómicos esta suma debe ser igual a la carga total, positiva o negativa, del ion. Puesto que el oxígeno y el hidrógeno forman parte de muchos compuestos, la asignación de sus números de oxidación permite determinar el número de oxidación de los otros ele- mentos del compuesto. Actividades+1 x -2 x -2 x -2

61. 61. Prohibidasureproducción 59 2.3 Reacciones de oxidación y reducción En la formación de los compuestos iónicos es fácil apreciar la transferencia de electrones entre dos elementos. Esto es precisamente lo que caracteriza a estas reacciones como de oxidación-reducción. Sin embargo, en la mayor parte de las reacciones, no es sencillo advertir dicha transferencia electrónica; así sucede especialmente entre sustancias covalentes. Por este motivo, se adopta un criterio más claro que permite identificar fácilmente las reacciones de oxidación-reducción. Reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, son los procesos químicos en los que tiene lugar alguna variación en el número de oxidación de los elementos. Esta variación es la consecuencia de la transferencia real o aparente de electrones. Por ejemplo, dada la reacción H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g), si asignamos números de oxida- ción a todos los elementos, obtenemos: H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) +1 −10 0 * Agente reductor es la sustancia que con- tiene el elemento cuyo número de oxida- ción aumenta. Este elemento se oxida re- duciendo a otro. * Agente oxidante es la sustancia que con- tiene el elemento cuyo número de oxida- ción disminuye. Este elemento se reduce oxidando a otro. * Semirreacción de oxidación es el proceso en que un elemento aumenta su número de oxidación, lo que equivale a una pér- dida real o aparente de electrones. * Semirreacción de reducción es el proceso en que un elemento disminuye su número de oxidación, lo que equivale a una ga- nancia real o aparente de electrones. H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) +1 −10 0 reductor oxidación oxidante reducción http://goo.gl/KYmNxu * El número de oxidación del hidrógeno varía de 0 a +1. Este hecho equivale a decir que cada átomo de hidrógeno ha perdido un electrón, por lo que decimos que el hidrógeno es el agente reductor y que se ha oxidado. * El número de oxidación del cloro ha varia- do de 0 a −1. Este hecho equivale a decir que cada átomo de cloro ha ganado un electrón, por lo que decimos que el cloro es el agente oxidante y que se ha reducido.

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