Índice
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||1|| Las matemáticas y las ciencias de la naturaleza. ||2|| Unidades, medidas y propiedades de la materia 1. ||3|| Unidades, medidas y propiedades de la materia 2. |
Portada
Portada
Reglamento
Reglamento
IED Venecia. José Luís García García, salón 312
Correo: jlgarciag@educacionbogota.edu.co
Mecanismo de evaluación
Actividades de cuaderno de aula y de tareas 35%.
👉 Evaluación uno 25 %
👉 Evaluación dos 25 %
👉 Cuaderno 25%
👉 Proyecto Ambiental Escolar 10%
👉 Coevaluación 10%
👉 Asistencia 5%
Adicionalmente se manejará un sistema de puntos positivos por:
👉 Apoyar en el aseo del salón.
👉 Participación.
👉 Resolución de ejercicios de lápiz y papel
👉 Resolución de ejercicios en tablero.
👉 Y puntos negativos por Indisciplina
El cuaderno de química/biología debe ser un cuaderno cuadriculado, GRANDE de cualquier marca. Necesitará 6 colores de cualquier marca, lápiz, borrador y dos esferos de colores diferentes.
Puntualidad con respecto a la entrega de actividades
Las actividades solo se evalúan dentro de la semana de plazo asignada, después de lo cual no serán evaluadas. La única excepción es que no tengamos sesiones en la semana asignada y la evaluación deberá posponerse a la siguiente semana, o que presente una excusa justificada.
Las fallas justificadas serán única y exclusivamente las que expida el coordinador de disciplina Hector Rojas en forma de un documento con sello y firma, las cuales deberán presentarse de manera simultánea con las actividades evaluadas el día que no asistió.
El rango de espera para poder presentar la actividad no deberá superar nunca las dos semanas posteriores al reingreso, después de las cuales, las actividades no serán evaluadas aun con la justificación.
Evaluación de la asistencia y disciplina
La asistencia se evaluará con un máximo de tres llamados, ante los cuales deberá prestar atención pues:
👉 Si contesta al primer llamado su nota será 50.
👉 Si contesta al segundo llamado su nota será 40.
👉 Si contesta al segundo llamado su nota será 30.
👉 Después del tercer llamado se define un retardo o inasistencia, discriminados de la siguiente manera:
👉 Retardo leve: reportar su asistencia después del tercer llamado, pero antes de que el profesor inicie la clase. Nota de 25.
👉 Retardo fuerte no justificado: es aquel que interrumpe la clase. Nota de 20.
👉 Evasión: No presentarse al aula y/o no reportarse en caso de haber llegado muy tarde. Nota de cero.
👉 Falla justificada nota de 49.9
👉 Falla injustificada nota de 10
Retardos justificados 49.8.
👉 Al llegar tarde, recuerde siempre acercarse para retirarle la falla 10 por un retardo 20, de lo contrario la falla permanece, y para clases de dos bloques, cuenta por doble falla y por ende, por doble nota.
Plataforma
Una vez que se consignan sus nombres en la planilla se les asignará un código para la realización de las tareas en línea. Para ello deberá acceder a la plataforma:
https://cienciasdejoseleg.blogspot.com/2023/01/2023-indice.html
Reglamento de tareas
Las tareas se basan fundamentalmente en la consulta de principios teóricos. Los criterios para evaluar las tareas son:
👉 Presencia de contenidos.
👉 Habilidad artística en texto: tipo de letra, majeo del color, presentación de las figuras.
👉 Habilidad artística en ilustraciones, tablas y gráficas: Las figuras solo contarán si son dibujadas a MANO, no se aceptan recortes.
👉 Densidad: se acepta renglón de por medio a letra pequeña, si usa letra grande solo para consumir espacio, será tenido en cuenta negativamente.
👉 Extensión: Cada página cuenta como un punto a la tarea. La extensión mínima será de 3 páginas.
👉 Sustentación: Al evaluar la tarea se realizarán preguntas, aquellos que no las respondan tendrán una penalización del 20% sobre la nota básica de su tarea.
T1. Tareas período 1
T1. Tareas período 1
Semana 1
Semana 2
Semana 3
Algunos instrumentos de laboratorio de química;
Algunos procedimientos de laboratorio;
Generalidades de los cálculos químicos.
Semana 4
La medición y el método científico;
¿Qué son las unidades de medición?;
Semana 5
El nuevo sistema internacional
Lenguaje del sistema internacional
Semana 6
Introducción a las leyes ponderales.
Semana 7
Semana 8
Del mol a la cantidad de sustancia;
Historia de la teoría cinética;
Introducción al átomo físico-clásico;
Semana 9
Las leyes de Faraday y la electrólisis;
Experimentos con tubos de rayos catódicos
T2. Tareas período 2
T2. Tareas período 2
Semana 10
Fechas del 10 abril al 14 abril.
Semana 11
Fechas del 17 abril al 21 abril.
El modelo atómico de Rutherford.
Semana 12
Fechas del 24 abril al 28 abril.
Historia de la tabla periódica
Semana 13
Fechas del 01 mayo al 05 mayo.
Grupos de transición y tierras raras
Periodos de la tabla periódica
Semana 14
Fechas del 08 mayo al 12 mayo.
Otras agrupaciones de la tabla periódica
Semana 15
Fechas del 15 mayo al 19 mayo.
Tendencias en las propiedades periódicas
Los límites de la tabla periódica
Semana 16
Fechas del 22 mayo al 26 mayo.
Enlace covalente y su representación
Semana 17
Fechas del 29 mayo al 02 junio.
Enlace covalente polar y electronegatividad
Diferenciando el enlace iónico del enlace covalente
Semana 18
Fechas del 05 junio al 09 junio.
Introducción a la nomenclatura
Semana 19
Fechas del 12 junio al 16 junio.
Nomenclatura de elementos e isótopos
Formulación y nomenclatura de sustancias elementales
T3. Tareas período 3
T3. Tareas período 3
Semana 20
Fechas del 10 julio al 14 julio.
Formulación y nomenclatura de los hidruros metálicos
Formulación y nomenclatura de los hidruros no metálicos
Presentar PRAE IV.
Semana 21
Fechas del 17 julio al 21 julio.
Formulación y nomenclatura de los óxidos
Formulación y nomenclatura de los hidróxidos
Semana 22
Fechas del 24 julio al 28 julio.
Formulación y nomenclatura de los ácidos oxácidos
Formulación y nomenclatura de los iones
Formulación y nomenclatura de las sales
Semana 23
Fechas del 31 julio al 04 agosto.
Semana 24
Fechas del 07 agosto al 11 agosto.
Consignar la información de los siguientes videos en el cuaderno, se evaluará los colores y la distribución de la información, así como la presencia de textos que le den a usted información de como repetir el ejercicio.
1- Gases 1, propiedades de los gases.
2- Convertir los siguientes datos de temperatura a Kelvin o a centígrados: 280 K, 10 °C, 315 K, 100 °C.
6- Como convertir 562 mmHg en atm
7- Como convertir 606 mmHg a atm y kPa
8- Convertir los siguientes datos de presión a atmósferas 2.026 bar 303 955 Pa 1140 mmHg
9- Como calcular la masa molar de ZnCl2 a cuatro cifras significativas
10- Como calcular la masa molar de Na2HPO4 a cuatro cifras significativas.
11- Como calcular la masa molar de (NH4)2Fe(SO4)2 a cuatro cifras significativas.
Semana 25
Fechas del 14 agosto al 18 agosto.
Consignar la información de los siguientes videos en el cuaderno, se evaluará los colores y la distribución de la información, así como la presencia de textos que le den a usted información de como repetir el ejercicio.
2- Hallar V2 de un gas ideal a 12.3 L y 40 mmHg que pasa a estar a 60 mmHg || química de gases
3- Hallar P2 de un gas a 400 ft3 y 1 atm que debe pasa a 3.00 ft3
Semana 26
Fechas del 21 agosto al 25 agosto.
Consignar la información de los siguientes videos en el cuaderno, se evaluará los colores y la distribución de la información, así como la presencia de textos que le den a usted información de como repetir el ejercicio.
1- Gases 3, de la ecuación de estado a la técnica de Cannizzaro.
4- ¿Qué volumen ocupará 8.8 g de gas carbónico, CO2, a 12 °C y 720 mm Hg?
5- ¿Qué volumen ocupan 5,7 g de flúor, F2, a 27°C y ½ atm?
6- Hallar los moles de un gas a 0.300 atm 0.250 L y 27 °C.
7- Calcule la cantidad de gas, en moles, si 126.5 L a 54 °C tiene una presión de 11.25 kPa.
9- Hallar la temperatura de un gas a 2.00 atm, 1.00 L, y 0.500 mol.
10- ¿Qué volumen ocupan 12 g de oxígeno en condiciones normales?
11- ¿Qué volumen ocuparán, a C.N. 3 kg de gas cloro?
12- En condiciones normales, 1,078 g de un gas ocupan 340 ml. Hallar la masa molar.
13- Hallar la densidad del oxígeno en C.N.
17- ¿Cuál es el peso molecular de un gas de 1 g, si el mismo ocupa 200 ml a 150°C y 760 mmHg?
18- Hallar el peso molecular de un gas, si 725 ml del mismo, a 20°C y 562 mmHg, pesan 0,983 g.
19- ¿Cuánto pesan 0.75 L de cloro, Cl2, medidos a 20°C y 0.25 atm de presión?
21- Calcule la densidad del gas bromuro de hidrógeno (HBr) en gramos por litro a 733 mmHg y 46 °C.
22- ¿Cuál es la densidad del vapor de tetracloruro de carbono a 714 torr y 125 °C?
Semana 27
Fechas del 28 agosto al 01 septiembre.
Semana 28
Fechas del 04 septiembre al 08 septiembre.
1- Gases 4, la identidad de un gas
Semana 29
Fechas del 11 septiembre al 15 septiembre.
1- Dos técnicas estequiométricas.
2- Resuelva los siguientes ejercicios: I2 se produce mediante la reacción de de CuCl2 según la siguiente ecuación: 2CuCl2 + 4KI → 2CuI + 4KCl + I2.
2.1. Cuantos moles de I2 se producen con 2 moles de KI y suficiente CuCl2
2.2. Cuantos gramos de CuI se producen con 2 moles de KI y suficiente CuCl2
2.3. Cuantos moles de CuCl2 se requieren para producir 360 g de I2.
2.4. Cuantos gramos de KI se requieren para producir 20 g de CuI.
2.5. Cuantos gramos de CuCl2 se requieren para producir 360 g de I2.
2.6. Cuantos gramos de KCl se producen con 700 gramos de KI.
3- Resuelva la siguiente encuesta.
T4. Tareas período 4
T4. Tareas período 4
Semana 30
Fechas del 18 septiembre al 22 septiembre.
1. Cuantos gramos de HCl se producen a partir de 600 gramos de NaCl Factor de conversión.
2. Cuantos gramos de HCl se producen a partir de 600 gramos de NaCl Método algebraico.
3. Cuantos moles de KClO3 se necesitan para producir 15 moles de O2 Factor de conversión.
4. Cuantos moles de KClO3 se necesitan para producir 15 moles de O2 Método algebraico.
5. Cuantos gramos de I2 se producen con 15 gramos de O2 Factor de conversión.
6. Cuantos gramos de I2 se producen con 15 gramos de O2 Método algebraico.
9. Como calcular los milimoles necesarios para producir 400 miligramos de CO2 Método algebraico.
Semana 31
Fechas del 25 septiembre al 29 septiembre.
1-Estequiometría de gases (Pulse aquí).
2- Ecuación para la presión de vapor del agua: \[P(T)=(10^{8.07131-\frac{1730.63}{T+233.426}}) \times \text{1 mmHg}\]
Semana 32
Fechas del 02 octubre al 06 octubre.
2- Ejemplo del montaje de laboratorio.
Semana 33
Fechas del 16 octubre al 20 octubre. Realizar un resumen de
2- Informe de laboratorio, parte 1.
3- Recuerde traer bata/oberol, gafas plásticas o careta, guantes de nitrilo, quien no traiga estos materiales no podrá ingresar al laboratorio.
4- Tenga a la mano la tarea 32, pues el laboratorio que se realiza busca completar dicho procedimiento. 1- Cálculos del laboratorio 2- Ejemplo del montaje de laboratorio.
Semana 34
Fechas del 23 octubre al 27 octubre.
1- Informe de laboratorio, parte 2
2- Manejo de datos. Debido a los pocos datos que se obtuvieron, el único estadístico que manejaremos es el error absoluto: \[\epsilon=\left | \frac{\mu- x}{\mu} \right |\times100\%\] donde \(\mu\) es el valor verdadero o teórico y \(x\) es el valor experimental. Si por ejemplo, usted midió 60 mL y debía dar 80 mL, el cálculo será: \[\epsilon(grupoA))=\left | \frac{80- 60}{80} \right |\times100\%=25%\]. Recuerde no alarmarse si el error le da valores enormes, el punto no es que el error sea bajo (igual nuestros instrumentos de laboratorio jamás permitirían una precisión muy alta), lo que se requiere es que ustedes justifiquen la desviación encontrando todas las posibles fuentes de error en su procedimiento y el de sus compañeros.
4- Plantilla para el informe de laboratorio: Elsevier (Descargar)
Semana 35
Fechas del 30 octubre al 03 Noviembre.
1- Enviar el informe de laboratorio y defenderlo en plenaria.
Semana 36
Fechas del 13 octubre al 17 Noviembre.
1- (Los que perdieron la evaluación) Transcribir las soluciones de los ejercicios por ambos métodos y
2- después resolver la encuesta: https://forms.gle/mAVnskhwqhnjYqqR9.
3- entregar el pájaro PRAE resolviendo las preguntas de su nivel (están en los comentarios): https://youtu.be/GECfWIjFAcI
Revisaré el cuaderno el martes mientras ustedes hacen su actividad de entrega de banderas.
1. Las matemáticas y las ciencias de la naturaleza.
1. Las matemáticas y las ciencias de la naturaleza.
"Sin las matemáticas no se puede hacer nada. Todo lo que nos rodea es matemático. Todo lo que nos rodea son números". – Shakuntala Devi, escritora y calculista mental india, conocida como la "mujer computadora" por su capacidad para los cálculos mentales.
Objetivo: reconocer la importancia de las matemáticas puras o abstractas con los fenómenos naturales.
Nota: no se altere con las soluciones numéricas presentadas, lo que nos interesa de momento son las ideas que fundamentan dichas soluciones, por ejemplo, que una ecuación lineal permite describir una línea recta, que un cuadrado describe una ecuación cuadrática, o que un cubo describe una ecuación cúbica.
Preguntas introductorias
||1.1|| ¿Está usted de acuerdo con la de Shakuntala Devi? Explique su respuesta en un párrafo con una frase que contenga su idea, dos frases que argumenten o soporten su idea, y una frase que concluya todo.
||1.2|| ¿Cómo cree usted que surgieron las matemáticas originalmente?
Vea el siguiente video Cómo se Inventaron los Números Imaginarios (Enlace →) y responda las siguientes preguntas.
https://www.youtube.com/watch?v=VN7nipynE0c
||1.3|| ¿Cuál era el problema de los matemáticos puros con la ecuación cúbica ax3+bx2+cx+d=0? Explique su respuesta en un párrafo con una frase que contenga su idea, dos frases que argumenten o soporten su idea, y una frase que concluya todo.
||1.4|| ¿Cómo se resuelve la ecuación cuadrática general ax2+bx+c=0 actualmente y como se resolvía antes de la invención de la notación algebraica moderna?
||1.5|| Explique la razón por la cual los matemáticos de la edad media no publicaban sus descubrimientos inmediatamente, y cuál era la consecuencia de esto en el avance de la ciencia y las matemáticas.
||1.6|| ¿Con que objeto geométrico de resolvieron los problemas del tipo ax3+bx+c=0?
||1.7|| ¿Qué es un algoritmo matemático y como se escribían en la edad media?
||1.8|| ¿Cuál es el problema con la raíz cuadrada en un número negativo y como se llaman este tipo de números?
||1.9|| ¿Cuál fue el impacto de los números imaginarios en la química-física moderna?
2. Unidades, medidas y propiedades de la materia 1.
2. Unidades, medidas y propiedades de la materia 1.
Objetivo: Aprender a leer los símbolos en química y física para las unidades fundamentales del sistema internacional.
La química básica tradicionalmente se modela mediante algoritmos aritméticos instructivos, que funcionan como recetas culinarias. Sin embargo, otra parte del curso de química se modela mediante algoritmos algebraicos, los cuales usan la notación algebraica inventada por François Viète “Francisco Vieta” en 1591.
Siguiendo un algoritmo
Siendo las variables a, b y c:
||2.1|| Si el primer objeto tiene valor de 1, y sabemos que el segundo objeto tiene el mismo valor del primero, determine el valor del segundo objeto.
||2.2|| El primer objeto tiene un valor de 3, sume este valor con otro 3.
||2.3|| Multiplique el valor del primer objeto que es 3, con el valor de un segundo objeto que también es 3.
Principio de identidad
En matemáticas, una identidad es la constatación de que dos objetos que matemáticamente se escriben diferente, son de hecho el mismo objeto.
||2.4|| Siendo a = 1, si a = b, ¿Cuánto vale b?
||2.5|| Siendo a = 5, si b = a +5, ¿Cuánto vale b?
||2.6|| Siendo a = 5 y b = 5, si c = a x b, ¿Cuánto vale c?
||2.7||¿Cuál es la relación entre los ejercicios anteriores?
||2.8||¿Cuál algoritmo le parece más eficiente, más general y/o más sencillo? Argumente su respuesta con una afirmación, dos argumentos y una conclusión.
Términos compuestos
Los términos empleados en física y química difieren de los que se usan en algebra pura debido a que hacen referencia a ideas mas complejas como mediciones o constantes físicas. Por ejemplo, si deseas expresar la masa de Juanito, lo haces con el símbolo de la magnitud llamada masa (m) seguido con un subíndice o entre paréntesis del objeto medido: mjuanito; m(juanito).
Para generalizar el objeto medido se emplean notaciones algebraicas mas cortas, siendo normalmente las letras i, j, k, x, a, b. De esta forma la masa de cualquier objeto representada como mj o m(j).
Existen símbolos especiales como:
👉 Δ: Diferencia o cambio, representa la resta entre un parámetro inicial menos uno final. Por ejemplo, Δt = t – t0
👉 (º): Estándar, ubicado a la derecha y como superíndice indica que un parámetro ha sido estandarizado en una tabla.
👉 (o): Inicial, ubicado a la derecha y como subíndice indica que un parámetro ha sido medido en el estado inicial del sistema.
Nota: aunque la notación subíndice es más elegante, si usted es malo escribiéndolos, use la notación paréntesis.
||2.9|| Sean los parámetros: volumen V, densidad ρ, presión P, temperatura T, tiempo t, número estequiométrico ν, rapidez v, cantidad de sustancia n, masa m, masa molar M, número de entidades “átomos, moléculas, iones, ruedas, personas, páginas etc” N. Indique cuales símbolos se pueden llegar a confundir, y que va a hacer para evitarlo.
||2.10|| Exprese simbólicamente
(a) el volumen de la mesa k.
(b) la densidad del bloque de madera i.
(c) La presión en la válvula z.
(d) El tiempo transcurrido en la reacción x.
(e) El número estequiométrico del dióxido de carbono CO2.
(f) La rapidez del proyectil número 4 p4.
(g) La masa molar del agua H2O.
(h) El número de átomos de carbono C.
||2.11|| Exprese textualmente
(a) Vj, si j = tanque 1.
(b) ρi, si i = oro metálico.
(c) P0, si 0 = estado inicial del sistema.
(d) T°, si ° = estado estándar o de referencia.
(e) Δn
(f) mi, si i = CO2.
(g) Mi, si i = CO2.
(h) ni, si i = CO2.
(i) Ni, si i = CO2. Nota, CO2 es una molécula.
En ocasiones existen variables complejas en las cuales tenemos más de un símbolo de modificación, por ejemplo, el parámetro avance de reacción ξ, puede presentarse como la diferencia de avance de la reacción r1 estándar (Eq. 2.1), o la masa inicial del agua (Eq. 2.2).
||2.12|| Exprese simbólicamente
(a) La diferencia de entalpía (H) estándar de la reacción r1.
(b) La carga estándar de la reacción r2.
(c) La cantidad de sustancia estándar de H2O.
(d) La presión inicial de gas nitrógeno N2.
(e) La temperatura inicial de gas cloro Cl2.
Cantidades físicas fundamentales y sus unidades
Los símbolos anteriormente descritos se emplean para representar cantidades o parámetros físicos (Physical Quantities). La gran mayoría de los parámetros físicos poseen unidades asociadas, que permiten su comparación y medición con instrumentos estandarizados.
||2.13|| Con que instrumento de mide: (a) La masa. (b) La temperatura. (c) El tiempo.
Los instrumentos se calibran por medio de encarnaciones físicas de las unidades de medición. Hasta el año 2019 las encarnaciones físicas eran objetos concretos almacenados en la ciudad de Sevres en Francia, por ejemplo, un cilindro único de platino e iridio encarnaba a la propia idea del kilogramo patrón estándar. Sin embargo, a partir del año 2019 las manifestaciones o encarnaciones físicas de las unidades más fundamentales pasan a ser entidades derivadas de constantes físicas fundamentales:
👉 La masa (m) se mide con el kilogramo (kg) definido con la constante de Planck.
👉 La distancia (x entre otros símbolos) se mide con el metro (m) definido con la velocidad de la luz en el vacío.
👉 El tiempo (t) se mide con el segundo (s) definido las vibraciones del átomo de cesio-133.
👉 La intensidad eléctrica (I) se mide con el amperio (A) definido con la constante de carga elemental “el valor absoluto de la carga de un único protón o de un único electrón”.
👉 La temperatura (T) se mide con el kelvin (K) definido con la constante de Boltzman o con la constante de gases ideales y la constante de Avogadro.
👉 La cantidad de sustancia (n) se mide con el mol (mol) definido con el número de Avogadro.
👉 La intensidad luminosa (J) se mide con la candela (cd) definida con la luz del color definido a 5.4x1014 hertz a una potencia de 1/683 watts.
Es importante no confundir un símbolo de cantidad física (masa m) con un símbolo de unidad (metro m), por ende, se aconseja escribir las cantidades físicas un poco más grande y en cursiva, y los símbolos de las unidades, un poco mas pequeño y en letra normal. Por ejemplo, la masa de Felipe es igual a 47 kilogramos. En procesadores de texto la diferencia se basa en cursivas para cantidades físicas y texto normal para las unidades.
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Algunas cantidades físicas como el número de entidades son ambiguas. Según el sistema internacional de unidades que es la recomendación de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada IUPAC, dicho parámetro es adimensional, no lleva unidades. Sin embargo, por tradición los escritores de libro de texto indican que la unidad de número de entidades debe ser igual a la entidad contada.
Por comodidad simbólica, seguiremos las recomendaciones de la IUPAC, pero teniendo en cuenta que, si usted busca en un libro de texto, número de entidades estará asociado a la entidad medida como su unidad.
||2.14|| Exprese simbólicamente
(a) La masa estándar de la unidad patrón del sistema internacional es equivalente a 1000 gramos.
(b) El desplazamiento, definido como a diferencia entre dos distancias, recorrido por el proyectil p1 fue de unos 500 metros.
(c) El tiempo que tardó Sandra en recorrer el patio fue de 30 segundos.
(d) La intensidad eléctrica necesaria para matar a un ser humano es mayor o igual a 0.1 amperios. El símbolo mayor o igual es “menor ≤ mayor”.
(e) La temperatura estándar en gases “que equivale a 0 °C” es de 273.15 kelvin.
(f) La cantidad de sustancia inicial del amoníaco fue de 4 moles.
(g) La intensidad luminosa de un videobeam nuevo es de 3000 candelas para el color blanco.
||2.15|| Exprese textualmente
(a) m(José) = 70.1 kg.
(a) Δx(Firulais)cuadra = 70 m.
(a) t0 = 0 s.
(a) I(electrólisis) = 4 A.
(a) T°(disoluciones líquidas) = 298.15 K.
(a) n(CO2) = 7 mol .
(a) J(Videobeam)viejo= 1000 cd.
3. Unidades, medidas y propiedades de la materia 2.
3. Unidades, medidas y propiedades de la materia 2.
Objetivo: Vincular varias magnitudes físicas mediante ecuaciones y asociar las ecuaciones a las leyes de la naturaleza que describen las propiedades de la materia, sean estas intensivas o extensivas, químicas o físicas.
||3.1|| Ofrecer un resumen de los temas principales de la lección anterior en 3 frases.
||3.2|| Plantear alguna pregunta sobre lo visto en la lección anterior.
Propiedades de la materia
En física clásica y química general, la materia es cualquier sustancia que tiene masa y ocupa espacio al tener volumen (Multhauf, 1962), aunque cada tipo de materia puede presentar muchísimas otras propiedades, las cuales son medibles por medio de cantidades físicas. La materia no debe confundirse con la masa, pues esta es solo propiedad de algunos tipos de materia. Por ejemplo, las partículas que forman a la luz, llamadas fotones o cuantos no poseen masa.
Fases, temperatura y energía
Una de las propiedades más básicas es el estado o fase, siendo sólido, líquido, gas y plasma los más comunes. Cada uno está asociado a un nivel de energía creciente y orden decreciente. Así, el sólido es el que menos energía posee, pero al vibrar menos, también es el más organizado; por el contrario, el plasma es el más energético y el menos organizado. Cuando se agrega energía a un sólido este aumenta su temperatura hasta llegar al cambio de fase, en este punto, la energía absorbida no se usa para aumentar la vibración molecular, sino para romper las interacciones quedan su identidad a una fase. Solo hasta que toda la fase ha cambiado a una de mayor energía, las moléculas comienzan a aumentar su vibración nuevamente, aumentando la temperatura.
Fig 3.1. Cambios de fase del agua en una gráfica de temperatura contra tiempo(energía).
||3.3|| A partir del texto anterior, podemos afirmar que:
(a) Energía y temperatura son sinónimos de una misma propiedad de la materia.
(b) Que la temperatura aumenta de forma lineal desde el sólido hasta el gas.
(c) La energía es una propiedad diferente a la temperatura.
(d) El cuerpo absorbe temperatura para acumular energía.
||3.4|| A partir del texto anterior, podemos definir temperatura como.
(a) Energía calórica.
(b) Vibración molecular.
(c) Fluido calórico.
(d) Masa molecular.
Cualitativas vs cuantitativas
Las propiedades cualitativas se basan en comparaciones relativas de una cantidad física. Sin embargo, la misma cantidad física puede ser también cuantitativa, pero para eso, necesitamos un instrumento que nos traduzca la cualidad en una cantidad numérica.
||3.5|| Defina las siguientes propiedades como cualitativas o cuantitativas.
(a) El objeto 1 tiene un color de 535 nanómetros (Enlace) y el objeto 2 de 680 nanómetros (Enlace).
(b) La dureza se define como la resistencia al rayado, se sabe que ningún objeto natural puede rayar un diamante más que otro diamante de estructura más organizada.
(c) La dureza del diamante es de 10 mohs, mientras que la del cuarzo es de 7 mohs.
(d) El objeto 1 tiene un color verde y el objeto 2 rojo.
Intensivas y extensivas
Las propiedades extensivas son las que dependen de la cantidad de materia presentes. Estas normalmente siguen patrones de líneas rectas ascendentes con intercepto en el origen.
Fig 3.1. Ecuación de la recta
Donde (y) es la variable dependiente de la variable independiente (x), (k) es una constante de proporcionalidad tambien conocida en matemáticas puras como la pendiente (m), y yo es el intercepto o valor de (y) cuando (x = 0). Una propiedad de las rectas, es que se pueden dibujar conociendo dos puntos.
||3.6|| Dibuje la recta que pasa por los puntos (y =3, x = 2), y (y0 =2)
||3.7|| Dibuje la recta que pasa por los puntos (y =2, x = 3), y (y0 =3)
Por ejemplo, la masa de un cuerpo macroscópico (o compuesto por muchas partículas iguales) es directamente proporcional al número de partículas por la masa de una sola partícula.
||3.8|| En un sistema donde se analiza la masa de un elemento X contra número de átomos del elemento X, si tenemos de 2 átomos con masa de 8 unidades de masa luego 10 átomos con 40 unidades de masa, indique:
(a) -La variable dependiente e independiente.
(b) -La gráfica de la función.
(c) -El intercepto m0.
(d) -Las unidades de masa para un solo átomo.
||3.9|| En el sistema anterior, si tuviéramos un sistema de 6 000 000 de átomos X, ¿las unidades de masa de cada átomo individual cambiarían?
La masa de un solo átomo es un ejemplo de propiedad intensiva, es aquella que mantiene su constancia, sin importar la cantidad de materia analizada. Muchas propiedades intensivas son el cociente de dos propiedades extensivas, como, por ejemplo, la densidad:
||3.10|| Manipular la ecuación para:
a-Despejar la masa.
b-Despejar el volumen
c-Igualar a 1
||3.11|| Asumiendo que la masa de un huevo de gallina es de 42 gramos, calcule la masa de una docena.
||3.12|| Asumiendo que la masa de un huevo de codorniz es de 10 gramos, calcule la masa de una docena.
||3.13|| La densidad de cierto gas es de 20 g/mL.
Dibujar la gráfica de masa contra volumen, donde la masa es la variable dependiente y el volumen la independiente.
¿Cuál es el intercepto m0?
Calcule la masa que corresponde a un volumen de 30 mililitros.
||3.14|| Calcular la densidad de un gas si su masa es de
a-15 g en 1 L.
b-30 g en 2 L.
c-60 g en 4 L.
d-120 g en 8 L.
||3.15|| En un diagrama cartesiano grafique los datos del gas descrito en el ejercicio 3.8 y compárelos con la gráfica de una propiedad extensiva. ¿Cuál es la diferencia?
||3.16|| Con la información de los ejercicios 3.8 y 3.9 indique cual es la masa de un gas que ocupa un volumen de 0.5 L. Argumente su respuesta empleando una ecuación o la gráfica.
||3.17|| Con la información anterior, podemos afirmar que las propiedades intensivas son _______ y las extensivas son ________.
a-constantes…variables.
b-variables…constantes.
c-variables… variables.
d-constantes… constantes.
||3.18|| Lea o escuche el siguiente texto, e indique la idea principal del mismo “Propiedades ni buenas ni malas” en Química de Joseleg La Materia: 3. Cuantitativas y cualitativas | 💎 Propiedades de la materia | Joseleg (quimicadejoseleg-lamateria.blogspot.com).
4. Cifras significativas y leyes ponderales
4. Cifras significativas y leyes ponderales
Objetivo: Analizar las leyes ponderales, y como sus cálculos están condicionados por las cifras significativas de los instrumentos empleados en su medición.
Las leyes ponderales son aquellas propiedades de las sustancias y la masa de estas cuando se las analiza en sus reacciones químicas. Se dividen e 4:
👉 la ley de la conservación de la masa de Lavoisier 1774.
👉 la ley de proporciones equivalentes de Richter 1792.
👉 la ley de las proporciones definidas de Proust 1794.
👉 la ley de las proporciones múltiples de Dalton 1804.
Ley de la conservación de la masa
Aunque relacionamos la ley de la conservación de la masa a Lavoisier, en realidad esta habría existido como principio filosófico desde la antigüedad, conocida como Ex nihilo nihil fit “nada viene de la nada”, pero solo hasta la época de Lavoisier fue posible comisionar a los ingenieros la elaboración de balanzas analíticas de precisión que impidieran el escape de los gases.
||4.1||¿Cuál es la propiedad de la materia que vincula a todas las leyes ponderales?
||4.2|| Si deseamos medir la conservación de la masa ¿Cuál es la importancia de impedir el escape de una sustancia gaseosa?
La ley de la conservación de la masa no se cumple en todos los procesos, pues Einstein demostró que, en algunos casos, la masa puede convertirse en energía, pero tales procesos son exóticos, por lo que la química convencional puede operar asumiéndola como un axioma.
||4.3|| ¿En qué tipo de reacciones se genera la conversión de masa a enormes y peligrosas cantidades de energía?
Podemos enunciar la ley de la conservación de la masa de dos formas en ambos casos para una masa total m, solo que están en su forma general Eq. 4.1y desplegada Eq. 4.2. La masa total del sistema (m) es igual a la suma de las masas de cada parte del sistema (mj). De lo anterior se desprenden varias consecuencias, como que la masa inicial es igual a la masa total Eq. 4.3, o que la suma de masas finales es igual a la suma de masas iniciales Eq. 4.4. En química tendremos una aplicación, y es que la masa total de productos es igual a la masa total de reactivos Eq. 4.5, o que la suma de masa de los productos al final de la reacción es igual a la suma total de los reactivos al principio de la reacción Eq. 4.6.
Pero esto no es necesariamente cierto, pues las reacciones químicas pueden ser imperfectas (hay un reactivo en exceso), incompletas (se detiene la reacción antes de completarse), o el reactor puede estar sucio con procesos anteriores.
||4.4|| Cierto sistema está compuesto por la parte a, la parte b y la parte c. Plantee la ley de la conservación de la masa para dicho sistema.
||4.5|| Cierto sistema está compuesto por 5 partes, codificadas desde r1 hasta r5. Plantee la ley de la conservación de la masa para dicho sistema.
||4.6|| Asumiendo la reacción H2O → H2 + O2, plantee la ley de la conservación de la masa.
Ley de la conservación de la masa interpretada molecularmente
Dado que los átomos portan la masa de una sustancia, si la masa inicial es igual a la final, se desprende que el número de átomos de cada elemento se conserva. Esta interpretación solo es válida para reacciones no nucleares. Sin embargo, nos obliga que, al plantear una ecuación química, debamos balancearla (Balanceo de ecuaciones químicas).
||4.7|| Balancear las siguientes ecuaciones químicas de forma intuitiva.
a-C + O2 → CO
b-CO + O2 → CO2
c-H2 + Br2 → HBr
d-K + H2O → KOH + H2
e-Mg + O2 → MgO
f-O2 → O2
g-H2O2 → H2O + O2
h-Zn + AgCl → ZnCl2 + Ag
i-S2 + O2 → SO2
j-NaOH + H2SO2 → Na2SO2 + H2O
k-Cl2 + NaI → NaCl + I2
l-KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O
m-CH4 + Br2 → CBr4 + HBr
n-N2O5 → N2O4 + O2
o-KNO3 → KNO2 + O2
p-NH4NO3 → N2O + H2O
q-NH4NO2 → N2 + H2O
Cifras significativas en sumas y restas.
Están condicionadas por los decimales del término con menos decimales, la respuesta tendrá una cantidad de decimales igual a los que tiene el término con menos decimales.
Para reducir decimales hay que redondear, si el primer no significativo es 5 o mayor que 5, redondeamos hacia arriba como en 50.0 más 50.45, la solución será de 100.5. El redondeo puede hacerse antes de operar o después. Se recomienda redondear antes de operar si no cuenta con calculadora, y después de operar si tiene calculadora.
||4.8|| Exprese la siguiente suma teniendo en cuenta cifras significativas 40.2 g + 20.374 g.
||4.9|| El combustible para cohetes consiste en gases de hidrógeno y oxígeno que al reaccionar en presencia de una chispa producen energía y agua (H2 + O2 → H2O). El proceso se puede describir como hidrogeno más oxígeno produce agua.
a- Plantee la ley de la conservación de la masa para la síntesis de agua.
b- Si reaccionan 55.95 gramos de hidrógeno (H2) y 444.0 gramos de oxígeno (O2), ¿cuánta agua se debe?
c- Si en un determinado escenario sabemos cuánta agua debe producirse, y la cantidad de hidrógeno consumida, a-¿cómo se podría calcular la masa del oxígeno? Nota, despeje la ecuación.
d- En un proceso se produjeron 750 gramos de agua con 666.1 gramos de oxígeno, ¿Cuánto hidrógeno debió haberse consumido?
||4.10|| La síntesis Haber (N2 + H2 → NH3) es una de las reacciones químicas más importantes de la historia, ya que el nitrógeno gaseoso aunque es abundante en el aire (75% en comparación del 21 del oxígeno que respiramos) es casi noble, por lo que su reactividad con otras sustancias es casi nula, además de ser invisible, inodoro e insípido. Sin embargo, tanto plantas como animales necesitan nitrógeno para producir sus proteínas. La síntesis Haber se usa para obtener fertilizante nitrogenado de amoníaco a partir del aire.
a- Balancee la ecuación de la síntesis Haber.
b - Exprese la ecuación anterior en palabras.
c - Plantee la ley de la conservación de la masa.
d - Si reaccionan 300 gramos de nitrógeno (N2) y 64.76761 gramos de hidrógeno (H2) sin que queden excesos o faltantes, ¿cuánto amoníaco debe haber?
e - Si en un determinado escenario sabemos cuánto nitrógeno reaccionó y cuanto amoníaco se produjo, ¿Cómo podríamos calcular la masa de hidrógeno que debió haberse consumido?
f - En un proceso se produjeron 33.8 g de amoníaco a partir de 27.7958 g ¿Cuánto hidrógeno debe haberse consumido?
h - En química ¿que implica que una sustancia reciba el apelativo de noble?
i -¿Cuál es la importancia de la síntesis Haber para la agricultura y la salud?
j -¿Cuál es el elemento más abundante en el aire?
k -¿Por qué razón no notamos la presencia del nitrógeno en el aire?
5. La conservación de la masa estándar de una molécula
5. La conservación de la masa estándar de una molécula
También llamada peso molecular, molécula-gramo, masa molecular “incorrectamente”, símbolo (M), se define como la masa de un sistema compuesto por una mol de sustancia, que a su vez equivale a un Avogadro de moléculas juntas. Un Avogadro es un número de entidades estándar, algo parecido a la Docena o al Par, pero con muchas más partículas. El Avogadro de partículas lo denominamos número de Avogadro, el cual fue calculado por Jean Perrin en 1911. En este curso de química lo tomaremos con máximo cuatro cifras significativas:
||5.1|| Redondear el número de Avogadro a una cifra significativa.
||5.2|| Redondear el número de Avogadro a tres cifras significativas.
||5.3|| Si planteamos que un sistema tiene dos moles, ¿Cuántas moléculas debe poseer?
||5.4|| Si planteamos que un sistema tiene cuatro moles, ¿Cuántas moléculas debe poseer?
||5.5|| Plantee una ecuación que generalice los dos cálculos anteriores, recuerde que moles es unidad de cantidad de sustancia (nj), el número de Avogadro es NA, y el número total de entidades es Nj.
||5.6|| Manipule la ecuación anterior de forma tal que
a-Se despeje la cantidad de sustancia o moles.
b-Se despeje el número de Avogadro.
Se iguale a 1.
Dado que a los químicos normalmente nos interesa es la masa en gramos y no el número de entidades, lo que hacemos es calcular la masa molar o masa estándar, la cual posee dos definiciones:
La primera definición emerge de la técnica de Cannizzaro, que fue el primer experimento que sirvió para calcularlas, pero cuya unidad solo fue fijada a principios de 1960, por eso muchos textos de química aun no usan esta simbología. La segunda definición es la más común para propósitos teóricos, en este caso la masa molar de una sustancia es la suma de los productos de las parejas de masa relativa (Ar) y subíndice del elemento en la fórmula molecular (si), todo multiplicado por la constante de masa molar (Mu = 1 g/mol). La masa relativa de un elemento, es un tipo de masa que no posee unidades y que se pondera empleando la constante de masa atómica, es lo que las tablas periódicas llaman peso atómico o masa atómica.
Ejemplo 5.1. La masa relativa del carbono en la tabla periódica es 12.01, la cual plantearemos como Ar(C) = 12.01.
Recuerde que las masas relativas son adimensionales, por lo que no tienen unidades.
||5.7|| Exprese la masa relativa o peso atómico, redondeado a dos decimales de confianza y a sin decimales para cada uno de los siguientes elementos. a- Hidrógeno. b- Litio c- Sodio d- Oxígeno e- Azufre f- Cloro g- Hierro h- Cobre i- Aluminio j- Calcio k- Manganeso l- Potasio.
Aplicación de la ley de proporciones múltiples
Los subíndices de los elementos los interpretaremos como el número de átomos que van unidos en una sola partícula de la sustancia. En consecuencia, si cambia el número de átomos, la identidad de la molécula cambia, y también lo hacen sus propiedades físicas y químicas, de allí que el agua H2O es una sustancia muy diferente del agua oxigenada o peróxido H2O2. Nota, cuando tenemos sustancias hechas de los mismos elementos, pero con números de átomos diferentes, decimos que cumplen la ley de las proporciones múltiples. Si se nos pide expresar el subíndice de un elemento, recuerde que al ser un número de átomos, no posee unidades.
Ejemplo 5.2. Los subíndices de cada elemento en el agua H2O son: si(H) = 2; si(O) = 1, y el subíndice total, o total de átomos en una sola molécula de agua es si = 3
||5.8|| Exprese los subíndices de cada elemento para las siguientes fórmulas moleculares. a- H2 b- O3 c- S8 d- CO e- CO2 f- KOH g- MgO h- NH3 i- ZnCl2 j- NaOH k- H2SO2 l- NaCl m- NH4NO2 n- Ca(OH)2 o- (NH4)2SO4 p- (NH4)2CO3
Ejemplo 5.3. Si deseamos plantear la ley de conservación de la masa aplicada a la masa molar de una sustancia, deberemos combinar las masas relativas y los subíndices.
||5.9|| Plantee la ley de la conservación de la masa para la masa molar de a- H2 b- O3 c- S8 d- CO e- CO2 f- KOH g- H2O2 h- NH3 i- ZnCl2 j- H2SO2 k- Na2SO2 l- Ca(NO3)2 m- (NH4)2CO3
Ejemplo 5.4. Una vez planteada la ecuación solo se debe reemplazar. En este caso reemplazaremos a dos decimales de confianza.
||5.10|| Calcule la masa molar de: a- H2 b- O3 c- S8 d- CO e- CO2 f- KOH g- MgO h- NH3 i- ZnCl2 j- NaOH k- H2SO2 l- NaCl m- NH4NO2 n- Ca(OH)2 o- (NH4)2SO4 p- (NH4)2CO3
Las cifras significativas de cualquier operación contra una constante o un valor cuantizado no afectan las cifras significativas, así, por ejemplo, los subíndices que multiplican valores como masas, energías o cargas eléctricas no alteran sus cifras significativas.
||5.11|| Calcule las masas molares correspondientes sin decimales.
Taller
||5.12|| Con base a la ecuación química: CH4 + Cl2 → CCl4 + HCl.
a- Balancee el número de átomos.
b- Calcule la masa molar de cada sustancia.
c- Si se hicieron reaccionar 50 g de metano (CH4) con 883.87 g de cloro molecular (Cl2), calcule la masa total de los reactivos y la masa total de los productos.
d- Si sabemos que se han producido 479 g de tetracloruro de carbono (CCl4), calcule la masa producida de cloruro de hidrógeno (HCl).
||5.13|| Con base a la ecuación química: Li + N2 → Li3N.
a- Balancee el número de átomos.
b- Calcule la masa molar de cada sustancia.
c- Si se hicieron reaccionar 32.4 g de litio metálico (Li) y se produjeron exactamente 54 g de nitruro de litio (Li3N), ¿Cuánto nitrógeno del aire debió haberse consumido?
P1. PRAE I el Chulo.
P1. PRAE I el Chulo.
Objetivo: Dar cumplimiento a las actividades PRAE 2023
Con la información contenida en el siguiente enlace.
||P1.1|| Realice una ilustración en el cuaderno siguiendo las instrucciones del tutorial.
https://www.youtube.com/watch?v=MI29gribLSU
||P1.2|| Cual es la importancia de los buitres para el mantenimiento del equilibrio de un ecosistema, argumente su respuesta con un párrafo estándar.
||P1.3|| En biología evolutiva tenemos el concepto de evolución convergente, y evolución paralela. La evolución convergente implica la evolución de adaptaciones semejantes a partir de linajes evolutivos independientes. La evolución paralela es un caso de la evolución convergente, donde los dos linajes de los que se generan las especies con apariencia semejante están muy cercanamente emparentados, lo que hace difícil distinguir que son grupos que descienden de ancestros diferentes. Explique porque los buitres son un ejemplo clásico de evolución convergente y de evolución paralela con un párrafo estándar.
||P1.3|| Normalmente se acusa al Condor de los Andes (Vultur gryphus) de tener comportamientos predatorios facultativos frente al ganado, cuando en realidad es el buitre común (Coragyps atratus), lo cual ha llevado a su persecución y casi extinción. Plantee su opinión sobre el comportamiento de los ganaderos, a la luz de los argumentado en el tutorial, empleando un párrafo estándar.
||NOTA|| La estructura de un párrafo estándar es:
(a) Frase número 1, tesis, o afirmación central.
(b) Frases 2 y 3, argumentos obtenidos de la experimentación, el análisis matemático o la observación.
(c) Frase 4, síntesis, una frase que concluye la afirmación a la luz de los datos.
(d) Cada frase debe contener a su vez una estructura mínima de sujeto, verbo y predicado coherentes.
P2. PRAE II el Colibrí Chivito.
P2. PRAE II el Colibrí Chivito.
Objetivo: Dar cumplimiento a las actividades PRAE 2023
Con la información contenida en el siguiente enlace.
||P2.1|| Realice una ilustración en el cuaderno siguiendo las instrucciones del tutorial.
||P2.2|| Mencione los cuatro tipos de especies del ave de la familia Trochilidae.
||P2.3|| ¿Cuales son las diferencias entre el barbudito cascocrestado macho y hembra?.
||P2.4|| ¿A qué se debe la disminución de la población del barbudito cascocrestado?
||P2.5|| ¿A qué se debe la disminución de la población del barbudito cascocrestado?
||P2.5|| Cual es la alimentación del barbudito cascocrestado?
||P2.7|| Cual es la época de reproducción del barbudito cascocrestado y cuál es su tamaño de nidada?
PRAE III el Frailejón gigante
Objetivo: Dar cumplimiento a las actividades PRAE 2023
Con la información contenida en el siguiente enlace.
||P2.1|| Realice una ilustración en el cuaderno siguiendo las instrucciones del tutorial.
||P3.2|| Crea una línea de tiempo que muestre los hitos importantes en la historia del género Espeletia desde la expedición de Von Humboldt y Bonpland hasta la actualidad. Incluye eventos como el descubrimiento de la especie, su nombramiento, estudios científicos, reconocimiento como símbolo de biodiversidad, y su estado actual de conservación.
||P3.3|| Cual importancia ecológica, económica, cultural y estética de la Espeletia grandiflora en los páramos de. Proporciona argumentos a favor y en contra de la protección de esta especie y concluye con tu opinión sobre el tema. Organiza la información en un cuadro.
||P3.4|| Compara la estructura floral de la Espeletia grandiflora con la de una flor simple ideal, como una margarita. Destaca las diferencias en la organización de las partes florales y explica cómo estas adaptaciones permiten a la Espeletia grandiflora atraer polinizadores y reproducirse eficazmente en su hábitat de los páramos. Organiza la información en un cuadro comparativo.
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