1 FÍSICO QUÍMICA · investigaciones sobre radiactividad. También recibió en 1910 el premio...
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1 FÍSICO QUÍMICA 2° AÑO C 2020 NOMBRE Y APELLIDO DEL ALUMNO: PROFESORA DÉBORA RAMIREZ
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FÍSICO QUÍMICA
2° AÑO C
2020
NOMBRE Y APELLIDO DEL ALUMNO:
PROFESORA DÉBORA RAMIREZ
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Unidad n° 1: Así es la ciencia y así se trabaja
haciendo ciencia
INTRODUCCIÓN A LA FÍSICO-QUÍMICA Así es la ciencia
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La historia bajo la lupa…
Marie Sklodowska nació en Polonia en 1867. Sus padres eran cultos:
él profesor de Física y Matemática y ella, maestra, pianista y cantante.
Desde pequeña demostró inclinación por las ciencias exactas en una
época en la cual ser científico y ser mujer no era una combinación bien
vista. En Polonia no se permitía el acceso de las mujeres a la universidad. Sin embargo, esta
traba no pudo con los deseos de Marie. Tomó clases de Física a escondidas hasta que en
1891, con mucho esfuerzo familiar pudo irse a París. Allí las mujeres podían estudiar y por eso
fue a estudiar Física y Química. Al poco tiempo era admirada por su
dedicación e inteligencia. Se recibió en 1893 y al año se casó con el
profesor Pierre Curie. Luego, cuando se hiciera famosa por sus
investigaciones, todos la conocerían con el nombre de Marie Curie.
Marido y mujer estudiaron mucho y en 1903, junto a Henri
Becquerel, fueron galardonados con el premio Nobel de Física por sus
investigaciones sobre radiactividad. También recibió en 1910 el premio
Nobel de Química. Fue la primera mujer que obtuvo ese honor y con el
tiempo logró también ser la primera en dar clases en la universidad.
Marie Curie marcó un hito en la historia y se ha convertido en el símbolo de la mujer
científica por excelencia.
…Y la historia de la ciencia también…
No hace mucho tiempo que, en el estudio de las ciencias naturales, se propone mirar
hacia atrás para reflexionar sobre qué sucedía o qué se pensaba en otros momentos
históricos. Pero, ¿por qué será tan importante esta revisión histórica de las ciencias? ¿Acaso
las cosas eran tan diferentes de las actuales? ¡Claro que sí! Sin ir más lejos, como
descubrimos en la historia de Marie Curie, dedicarse a la física o a la química no era tarea
sencilla para las mujeres en su época. Observar el contexto histórico y social de un científico
o una científica nos permite conocer sus condiciones de vida y comprender la importancia
de sus trabajos y aportes.
Además, mirando el pasado también descubriremos que la ciencia es provisoria y
que puede avanzar hacia nuevas maneras de ver y de comprender el mundo, más válidas
o útiles: la forma en que se ha observado o explicado la Naturaleza ha resultado diferente
en distintas épocas de la historia.
A lo largo de esta introducción vas a descubrir estos y otros motivos que justifican la
importancia de la historia de la ciencia. En definitiva, vas a comprender cómo fue
cambiando el desarrollo del conocimiento científico y tecnológico con el transcurso del
tiempo.
Actividad N° 1: Responde a las siguientes preguntas luego de leer las páginas 2 y
3 del apunte
a) ¿Cómo le responderías a Nora la pregunta final de la historieta?
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b) Nora ve a la mamá de Laura en la tapa de una revista que se puede conseguir en
los quioscos. En la época de Marie Curie o antes, ¿existirían este tipo de revistas? ¿Por
qué?
c) ¿Cuál es la relación entre la historia de Marie Curie y la historia de la ciencia?
d) ¿Qué significa que la ciencia cambia con el paso del tiempo? Busca un ejemplo que
te permita explicar tu respuesta.
e) Entonces, ¿significa que no es fiable o rigurosa? ¿Por qué?
f) ¿Cómo explicarías que en un determinado momento histórico cierto conocimiento
científico resulta poco útil o insuficiente?
g) ¿Qué otras diferencias se te ocurren entre los
científicos de hoy y su trabajo con respecto a
los de antes?
Las características de la ciencia
Desde muy chicos, en la escuela o fuera de
ella estamos en contacto con la ciencia pero nunca
nos resulta muy claro que significa esa palabra, y
generalmente nos parece muy difícil todo lo que
tenga que ver con ella. Empecemos por buscar una
definición.
Si alguien te preguntara: ¿qué es la ciencia?,
vos, ¿qué le responderías?
De una manera muy general, la ciencia es un conjunto de conocimientos que busca
explicar el mundo que nos rodea. Pero no solo es eso. La ciencia es una actividad humana,
en ella participan hombres y mujeres que se relacionan con el mundo e intervienen en él. Se
hacen preguntas y buscan respuestas, y esto significa que los resultados son impredecibles,
inciertos y siempre llevan a nuevas preguntas.
¿Qué otras características tiene la ciencia? Como vimos anteriormente, la ciencia
puede entenderse como un proceso de producción y construcción de conocimientos a lo
largo de la historia, conocimientos que van cambiando hacia formas más válidas y útiles de
ver el mundo. Esto la hace provisional y perfectible, o sea que lo que se considera hoy como
válido, quizá en el futuro no lo sea.
Que en determinados momentos la forma de observar y explicar la naturaleza sea de
una manera y luego cambie no significa que la ciencia no sea fiable. Como señalamos
anteriormente los científicos se hacen preguntas sobre el mundo y estas se relacionan con
intereses, los saberes y las expectativas de una cultura. Se elaboran respuestas provisorias
que se ajustan a lo que se sabe en ese momento histórico.
A medida que el conocimiento se enriquece las respuestas van mejorando, o en
algunos casos, hasta pueden descartarse por otras opuestas.
La imagen del científico
En la historieta, Nora le pregunta a la mamá de Laura, si trabaja todo el día en el
laboratorio. ¿A vos que te parece? ¿Por qué las personas se imaginan que el trabajo del
científico es siempre dentro de un laboratorio?
Es muy común pensar que los científicos sólo trabajan en laboratorios, que usan
anteojos y guardapolvos y que preparan mezclas burbujeantes para hacer explotar cosas.
En películas o dibujitos aparecen con un aspecto desalineado, solitarios, y generalmente
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con mal humor o un poco alocados. En muchas ocasiones utilizan palabras difíciles de
comprender o fórmulas irreconocibles.
Pero los científicos están lejos de ser así.
Mirá las siguientes imágenes para descubrir algunas cosas más de su actividad.
Algunos científicos trabajan en
laboratorios y utilizan
instrumental específico.
Otros, trabajan en el “campo”
observando e investigando aves
u otros animales y plantas.
Los científicos trabajan en
equipo, dando lo mejor que
tienen desde cada especialidad
para que el objetivo final se
cumpla lo mejor posible. Es decir llevan a cabo un trabajo
interdisciplinario.
EN SÍNTESIS…
La Ciencia es el conjunto de conocimientos ordenados sistemáticamente acerca del
Universo, obtenidos por la observación y el razonamiento, que permiten la deducción de
principios y leyes generales.
El científico es una persona comprometida a tratar de explicar los hechos de la realidad,
siguiendo pautas que se conocen como leyes.
La Ciencia se clasifica en Ciencias Sociales y Ciencias Naturales.
Las Ciencias Naturales comprenden cuatro disciplinas: Física, Química, Biología y
Geología, cada una de ellas con su método específico abarcando diversos temas de
actualidad. Estas ciencias intentan explicar los fenómenos a través de la investigación
científica.
Las Ciencias Naturales también reciben el nombre de Ciencias Experimentales porque su
característica más importante es la experimentación, base del Método Científico o
Experimental.
Las Ciencias Naturales involucran muchas disciplinas diferentes, como la Biología, la
Geología, la Química y la Física, entre otras. ¿Por qué estarán todas en un mismo grupo?
Todas ellas tienen como objeto de estudio a la naturaleza; y si bien todas interactúan
estrechamente, cada una posee un campo particular de estudio. A continuación nos
referiremos a dos de ellas: la FÍSICA y la QUÍMICA.
En términos generales, se puede definir a estas dos ciencias de la siguiente manera:
La Física es la ciencia natural que estudia las leyes que no modifican la estructura
íntima de la materia. Es decir, no se encarga de los cambios en la composición, sino
del comportamiento de los diferentes cuerpos en cuanto al movimiento, las fuerzas,
la energía, etcétera.
La Química también es una ciencia natural, pero su objetivo es el estudio de la
estructura de la materia y sus propiedades. Estudia sus transformaciones y
combinaciones, tanto a nivel atómico como a nivel molecular.
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Tanto una como la otra tienen diferentes ramas y cada una se especializa en el estudio
de fenómenos particulares. En imágenes te mostramos algunos campos de estudio de
estas dos ciencias.
En toda disciplina científica que quiera realizar una investigación se llevan a cabo
diferentes acciones o procesos manuales e intelectuales que suelen denominarse procesos
científicos.
Entre los mismos podemos mencionar: observar, medir, clasificar, inferir, comunicar,
formular hipótesis, efectuar predicciones, experimentar, controlar variables, elaborar
modelos.
Actividad N° 2:
1- Define CIENCIA e indica cuáles son sus características principales.
2- ¿Qué estudia la Química? ¿Y la Física?
3- ¿Qué tipo de acciones realiza un científico al trabajar en cualquiera de estas áreas?
Define cada uno de ellas.
Las estrategias de investigación en ciencia
Los científicos están interesados por conocer la naturaleza. Realizan su tarea con
paciencia, esfuerzo y fervor. No proceden desordenadamente ni respondiendo a
inspiraciones geniales. En general, lo hacen siguiendo un plan ordenado, preparado y
discutido previamente con sus colegas. Están en permanente búsqueda, basándose en la
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observación, la reflexión y la experimentación. Son apasionados por sus investigaciones y
proceden con un particular estilo de trabajo. Las estrategias de investigación en ciencia han
ido variando a lo largo de la historia.
Este estilo de trabajo lo aplicamos muchas veces en nuestra vida cotidiana aunque
no tengamos conciencia de ello.
A modo de ejemplo veamos el siguiente caso:
Un joven tiene una bicicleta y no la usa por varios días. Cuando se propone salir
observa que tiene un neumático desinflado.
Ante ese problema formula la siguiente explicación probable (hipótesis): “El
neumático pierde aire por la válvula”.
Para verificar la validez de la hipótesis realiza el siguiente experimento: infla el
neumático y constata que no pierde aire. Este resultado demuestra que la hipótesis era
incorrecta. Entonces, formula una nueva hipótesis: “El neumático pierde aire por una
pinchadura de la cámara”.
Para comprobar la corrección de esa nueva hipótesis, lleva a cabo el siguiente
experimento: primero, desarma el neumático; después separa e infla la cámara; a
continuación, la coloca en una pileta con agua y, entonces, constata la formación de
burbujas que indican la pérdida de aire.
Así llega a la conclusión de que la segunda hipótesis era la acertada y, por lo tanto,
actúa en consecuencia: repara la cámara.
En este ejemplo se pueden encontrar los procedimientos fundamentales del trabajo de un
científico:
El punto de partida de toda investigación es la
observación atenta y cuidadosa de los hechos y/o
fenómenos que suceden en el mundo que los rodea.
Como consecuencia de esta forma de observar, se
generan dudas e interrogantes que llevan al
planteamiento de un problema.
Establecido el problema, el investigador, con toda la
información que dispone acerca del problema
planteado, formula una hipótesis.
Esta hipótesis es una suposición y, por lo tanto, es necesario comprobar si es correcta
o no, para lo cual realiza la experimentación.
El experimento realizado arroja resultados que llevan al análisis y a la interpretación
de los datos obtenidos.
De esta forma se elaboran conclusiones correspondientes a la investigación
realizada.
Si esas conclusiones no concuerdan con la hipótesis formulada, es necesario plantear
una nueva hipótesis y reanudar las acciones destinadas a verificar su validez.
Un ejemplo más:
“Aristóteles consideraba al aire como un elemento n sí mismo. Jean- Baptiste van Helmont,
muchos años después, no conforme con las ideas de Aristóteles, realizó algunos
experimentos.
A él le llamó la atención que, en varias ocasiones, algunas reacciones químicas liberaban
gases. ¿Se trataría siempre de aire?, se preguntó. Su hipótesis fue que el aire estaba
compuesto por más de una sustancia decidió ponerla a prueba. Primero, expuso trocitos de
plata a una sustancia muy corrosiva, el ácido nítrico: la plata se disolvía y un vapor rojo
emanaba del líquido (hoy sabemos que ese gas es dióxido de carbono). Entonces pensó
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FALSA
VERDADERA
LEYES
PRINCIPIOS
que el aire no tenía color, es más, no se podía ver y realizó otro experimento: esta vez
mezcló cal y vinagre. Observó al formación de burbujas incoloras que, al desprenderse del
líquido, se confundían con el aire. Sin embargo, cuando colocó una vela encendida sobre
la superficie del líquido la llama se apagó. ¡Si se tratara de aire, la vela podría haber seguido
ardiendo! Como no lo hizo, van Helmont concluyó que el aire era un solo ejemplo más de un
grupo de sustancias similares, la mayoría incoloras y algunas de colores, los gases. Con estos
datos sumó evidencias en contra de las ideas aristotélica.”
Actividad N° 3: Observa el video “El método científico” y enumera los
procedimientos fundamentales que un científico lleva adelante para generar nuevos
conocimientos.
Realiza la actividad de laboratorio N° 1 “Procedimientos de las ciencias para
producir conocimientos”
Los modelos científicos y los escolares
En ciencia, un modelo es una forma de representar un objeto, fenómeno o proceso
de la realidad. Estos modelos no son copias exactas sino construcciones que realizan los
científicos para mostrar, de la mejor manera posible, lo que buscan representar. Se utilizan
para continuar la exploración de la naturaleza y para dar respuestas a nuevos interrogantes.
Pueden ser útiles por mucho tiempo, pero en algún momento pueden comenzar a mostrar
dificultades. En este caso, no se descartan, sino que se modifican.
En los textos escolares o en las clases, muchas veces te encontrás con modelos
concretos, es decir, dibujos, maquetas, esquemas que surgen de los modelos científicos.
OBSERVACIÓN PROBLEMA
HIPÓTESIS EXPERIMENTACIÓN
CONCLUSIÓN TEORÍA
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Estos son modelos escolares y resultan muy útiles para hacer comprensible un fenómeno o
proceso.
La comunicación
Además de generar nuevos conocimientos, los científicos deben poder realizar la
COMUNICACIÓN de los mismos. ¿Cómo se lleva a cabo esta comunicación?
A través de:
LIBROS
son herramientas muy importantes de
comunicación
ARTÍCULOS CIENTÍFICOS
También son conocidos como papers.
Es un escrito destinado a ser publicado en
revistas especializadas en la disciplina. Su
redacción debe ser detallada y precisa, y
debe permitir verificar y reproducir los datos
que allí se muestran
INFORME DE LABORATORIO
incluyen descripciones de experiencias que fueron
llevadas a cabo y presentan en forma precisa los
resultados
CONGRESOS
Son reuniones académicas en las cuales se
discuten, difunden e intercambian conocimientos
acerca de la ciencia
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POSTER CIENTÍFICO
Es una forma de publicar experiencias de un
grupo de investigación. Éstos quedan impresos y a
disposición de la comunidad científica.
Las formas de comunicación que utilizan los científicos son muy específicas. Están al
alcance de todos los que quieran leerlas, pero no suelen ser fáciles de comprender debido
al vocabulario que utilizan. Las personas que no son especialistas requieren de un conjunto
de acciones que se ponen en práctica para extender los conocimientos a la comunidad en
general. Aquí entra en juego la DIVULGACIÓN CIENTÍFICA. Utiliza un vocabulario más simple y
accesible, con muchos ejemplos de la vida cotidiana para facilitar la comprensión.
Actividad N° 4: Lee atentamente las siguientes afirmaciones. Cuando las
consideres correctas, encierra con un círculo la V; en caso contrario, marca de igual modo
la F.
a- La Química estudia la composición de las sustancias que
existen en el universo.
V F
b- En las investigaciones científicas se emplea el método
didáctico.
V F
c- La observación es fundamental en toda investigación. V F
d- La hipótesis es una respuesta tentativa a un problema
planteado.
V F
e- La predicción se establece a partir de la conclusión. V F
f- La experimentación permite verificar la validez de una
hipótesis.
V F
g- Lo trabajos prácticos sólo se pueden realizar en laboratorios
bien equipados.
V F
h- En el laboratorio se pueden tocar todas las sustancias sin
ningún problema.
V F
i- La interpretación de los datos es innecesaria en la
investigación científica.
V F
j- Las conclusiones son independientes de la experimentación. V F
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Actividad 5: Completa los espacios en blanco del siguiente texto sobre el
método científico.
“La…………………………………….atenta del mundo que nos rodea lleva al planteamiento de
un ………………………………… Con lo observado y lo que sabe sobre el tema, el observador
formula una…………………………………………… En base a esta última establece
una………………….. Para verificar si ésta es correcta o no se recurre a la…………………….. Los
resultados obtenidos son sometidos a un……………………………. Por último se elaboran las
……………. de la investigación realizada”.
Actividad 6: Ante el siguiente problema: ¿Qué influencia tiene la temperatura en
la evaporación de los líquidos?
a- Formula una hipótesis:…………………………………………………………………………………
b- Establece una predicción de acuerdo con la hipótesis formulada:……………………….
Actividad N° 7:
Averigua en enciclopedias, libros, revistas, internet, etc., el lugar de nacimiento y las
principales actividades por las que se destacaron los siguientes químicos y físicos.
a) Robert Boyle (1627 – 1691):
b) Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794):
c) John Dalton (1766 – 1844):
d) Ernest Rutherford (1871 – 1937):
e) Albert Einstein (1879-1955)
f) Piere Curie (1859-1906)
Actividad N° 8: En el ejercicio anterior buscaste información biográfica de
químicos famosos. Ahora busca información por lo menos de 3 físicos conocidos y menciona
cuál fue su principal descubrimiento o aporte a la ciencia.
Actividad N° 9: Indaga por qué trabajo le dieron el premio Nobel de Química al
bioquímico e investigador argentino Federico Leloir (1906 – 1987)
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¿Cómo trabajar en el laboratorio?
“ Me lo contaron y lo olvidé, lo ví y lo entendí,
lo hice y lo aprendí.” Confucio
¿Qué es un laboratorio?
Un laboratorio es un lugar de trabajo compartido por un grupo de personas; donde
se llevan a cabo experiencias que implican algún tipo de riesgo.
Por esta razón es
imprescindible, antes de realizar
experiencias de laboratorio, tomar
conciencia y evaluar dichos riesgos y
actuar respetando el trabajo de los
demás, el propio y la seguridad propia
y de los compañeros de grupo.
Es recomendable entonces:
TENER EN CUENTA TODAS LAS
MEDIDAS DE SEGURIDAD.
TRABAJAR EN SILENCIO, MANTENIENDO LIMPIO Y ORDENADO EL LABORATORIO.
LLEVAR NOTAS DE OBSERVACIONES, MEDICIONES CONCLUSIONES, ETC.
Analizaremos con detenimiento todas las medidas de seguridad necesarias, teniendo
especial interés en aquellas que se refieren al lugar de trabajo, a las personas, a los
materiales y a los procedimientos.
PARA RECORDAR!!!
Un accidente es el resultado del encuentro de dos factores:
Una situación peligrosa
Una imprudencia
Y está comprobado que, en la mayoría de los casos es el factor humano el responsable de
los accidentes.
Lugar de trabajo
Mantener bien iluminado y aireado el laboratorio, aunque haga frío
Asegurarse de que haya extinguidores, ducha, lava ojos
Es aconsejable que la puerta se abra hacia fuera
Debe haber botiquín
Toda aquella persona que realice un trabajo en el laboratorio debe contar con:
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Protección ocular
El cabello recogido
Calzado cerrado
Guardapolvos o camisa en desuso
Lápiz y anotador
Guantes de látex
Pantalones largos
Una copia de la experiencia
Ropa que no sea de material sintético
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Además recuerda que:
Usar lentes de contacto puede resultar peligroso ya que
concentran vapores corrosivos
No es conveniente usar minifaldas, pantalones cortos y
medias fabricadas con fibras sintéticas
No debes beber, fumar o comer en el laboratorio
Debes trabajar sin prisa y respetando siempre las
indicaciones del docente
Debes respetar los horarios y no trabajar solo en el
laboratorio
Ante cualquier dificultad avisa urgentemente al docente
Materiales y procedimientos
tomar las botellas por el fondo (nunca del cuello o del tapón)
Leer las etiquetas de los reactivos
Llenar sólo 1/3 de los tubos de ensayo
No transportar reactivos sin necesidad
No inhalar vapores
Si deben oler sustancias dirigir un poco de vapor hacia la nariz
Utilizar pequeñas cantidades de reactivos
No calentar recipientes cerrados
Respetar las cantidades
Cerrar los mecheros si no se los utiliza
Controlar que el material de vidrio no esté agrietado
No calentar sustancias inflamables
Envolver en papel el material de vidrio roto
Lavar bien todo el material
Al calentar tubos de ensayo utilizar pinzas de madera
Arrojar residuos sólidos en cestos y líquidos en piletas
Conocer cómo funciona cada material antes de usarlo
Si un material de vidrio está caliente, tomarlo con pinzas
Trabajar cuidando la esterilidad
No orientar los tubos de ensayo hacia el operador ni hacia un compañero
¿Qué hacer frente a un accidente?
¡Conservar la calma!
Avisar al docente
En caso de incendio usar extinguidor;
cubrir con mantas o ropa si no es muy
importante
No correr con ropas encendidas
Si se inflama un recipiente, cubrir con
paño húmedo o manta de amianto
Si arde madera, apagar con arena o agua
Si se inflaman sustancias orgánicas que flotan (metales como sodio o potasio), no arrojar
agua
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Si se presentan quemaduras, llamar al servicio de urgencias
Si se derrama líquido corrosivo, quitar ropas contaminadas, lavar con abundante agua,
secar y cubrir la zona con pomada suavizante
Si se ingieren productos químicos, realizar buches con abundante agua, ingerir
neutralizante diluido apropiado y buscar atención médica
Si algún producto químico salpica tus ojos, enjuaga con abundante agua, no neutralizar
y buscar atención médica
Si se producen cortes, lavar con abundante agua, detener la hemorragia con vendas,
desinfectar con agua oxigenada y si el corte es profundo buscar atención médica
Si se inhalan productos químicos, buscar un lugar abierto y aireado. Si se presentan
dificultades respiratorias buscar atención médica
Realiza la actividad de laboratorio N°2 “¿Cómo trabajar en el laboratorio?”
Colores y señales de seguridad
Función: atraer la atención sobre lugares, objetos o situaciones que puedan provocar
accidentes u originar riesgos a la salud, así como indicar la ubicación de dispositivos
o equipos que tengan importancia desde el punto de vista de la seguridad.
Están normalizadas según Normas IRAM 10005
Color de seguridad
Color de características específicas al que se le asigna un significado definido.
Símbolo de seguridad
Representación gráfica que se utiliza en las señales de seguridad.
Señal de seguridad
Aquella que, mediante la combinación de una forma geométrica, de un color y de
un símbolo, da una indicación concreta relacionada con la seguridad. La señal de
seguridad puede incluir un texto (palabras, letras o cifras) destinado a aclarar sus
significado y alcance
Señal suplementaria
Aquella que tiene solamente un texto, destinado a completar, si fuese necesario, la
información suministrada por una señal de seguridad.
Aplicación de los colores
ROJO: Denota parada o prohibición e identifica además los elementos contra incendio.
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Se usa para indicar dispositivos de parada de emergencia o dispositivos relacionados con la
seguridad cuyo uso está prohibido en circunstancias normales.
Botones de alarma.
Botones, pulsador o palancas de parada de emergencia.
Botones o palanca que accionen sistema de seguridad contra incendio
(rociadores, inyección de gas extintor, etc.).
También se usa para señalar la ubicación de equipos contra incendio como
por ejemplo: Matafuegos, Baldes o recipientes para arena o polvo
extintor, Nichos, hidrantes o soportes de mangas.
Cajas de frazadas.
AMARILLO: Se usará solo o combinado con bandas de color negro para indicar precaución
o advertir sobre riesgos.
Partes de máquinas que puedan golpear, cortar, electrocutar
Tapas de cajas de llaves, fusibles o conexiones eléctricas
Puerta de la caja de escalera y de la antecámara del ascensor
Desniveles que puedan originar caídas
Barreras o vallas, barandas, pilares, postes, partes salientes de instalaciones
paragolpes
VERDE: Denota condición segura.
Puertas de acceso a salas de primeros auxilios.
Puertas o salidas de emergencia.
Botiquines.
Armarios con elementos de seguridad.
Armarios con elementos de protección personal.
Camillas.
Duchas de seguridad.
Lavaojos.
AZUL: Denota obligación
Tapas de tableros eléctricos.
Tapas de cajas de engranajes.
Cajas de comando de aparejos y máquinas.
Utilización de equipos de protección personal
Señales de prohibición
Prohibido fumar Prohibido fumar y encender el fuego
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Prohibido el paso de
peatones
Agua no potable
Prohibido apagar con agua
No tocar
Prohibido vehículos de
manutención
Entrada prohibida a
personal no autorizado
Señales de advertencia
Materiales inflamables
Materiales explosivos
Materiales tóxicos
Materiales corrosivos
Material radioactivo
Material comburente
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Riesgo eléctrico
Riesgo biológico
Radiación laser
Señales de obligatoriedad
Protección ocular
obligatoria
Protección obligatoria de la
cabeza
Protección obligatoria de
los oídos
Protección obligatoria de
las vías respiratorias
Proteción obligatoria de las
manos
Protección obligatoria de
los pies
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Vía obligatoria de peatones
Protección obligatoria del
cuerpo
Señales informativas
Vía/salida de socorro
Dirección que debe
seguirse
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Camilla
Ducha de seguridad
Teléfono de salvamento
lavado de ojos
Primeros auxilios
Realiza la actividad de laboratorio N° 3: “Colores y señales de seguridad”
Fuego. Incendios. Matafuegos
Esta exposición permite conocer la clasificación de los tipos de fuego y cómo se
producen. También explica los pasos básicos a seguir en caso de incendio y cómo realizar
una evacuación eficaz de las instalaciones. El fuego se produce mediante la combinación
de tres factores: combustible, oxígeno y calor. Es decir que para combatirlo, es necesario
separar cualquiera de estos elementos. El fuego es una reacción rápida entre la materia
combustible y el oxígeno del aire, que libera calor y luz.
Señalización de los matafuegos
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Tipos de fuego
Fuego tipo A
Fuego tipo B
Fuego tipo C
Fuego tipo D
Se desarrolla a partir de
combustibles sólidos,
como madera, papel,
telas, plásticos, etcétera.
Se produce con
combustibles líquidos o
gaseosos, como grasas,
pinturas, aceites,
solventes, ceras, naftas,
etcétera. Son fuegos
violentos, con peligro de
explosión.
Se desarrolla sobre
materiales, instalaciones y
equipos sometidos a la
acción de la corriente
eléctrica, como planchas,
computadoras, estufas,
etcétera. En este tipo de
fuego no se debe arrojar
agua sin haber cortado
previamente la corriente
eléctrica. Basta con cortar
la llave correspondiente o
aflojar los tapones
Se produce con metales
combustibles, como el
magnesio, el aluminio, el
titanio, etcétera.
Tipos de matafuego
Hay matafuegos específicos para cada tipo de fuego. Se identifican con la misma
letra que el tipo de fuego, en forma destacada y sobre una figura geométrica de distinta
forma y color.
Clase A Clase B Clase C
Clase D
Extintores multiclase
Se utiliza para
combustibles
comunes como la
madera y el papel.
El ranking numérico
para esta clase de
extinguidores se
refiere a la cantidad
de agua que el
extinguidor contiene
y a la cantidad de
fuego que se espera
que extingan.
Para fuegos
provocados por
líquidos inflamables
como la grasa,
nafta, aceites,
etcétera.
Para fuegos
ocasionados en
aparatos eléctricos.
Para metales
inflamables.
Muchos de los
extinguidores de los
que se dispone
actualmente
pueden ser utilizados
para diferentes tipos
de fuego.
Conozca su matafuego Identifique y utilice el matafuego adecuado para el tipo de fuego
que quiere apagar. Muchos incendios son pequeños en su inicio y pueden ser extinguidos
con extintores portátiles adecuados.
Formas de uso de los matafuegos
Clase a Clase BC Clase ABC
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- Mantenga la calma, no adopte actitudes que puedan generar pánico.
- Ponga en marcha el plan de emergencia de su escuela
llame a los bomberos, no piense que otro ya lo ha hecho.
- Active el S.E.M.
- Descienda siempre; el recorrido nunca debe ser ascendente, excepto en sótanos y
subsuelos.
- Ante la presencia de humo desplácese gateando, cubriéndose la boca y la nariz
con pañuelos, toallas o con las prendas que tenga a disposición.
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- De existir humo en la escalera, descienda de espaldas en forma rampante
(semiagachado, tomado de la baranda, mirando los escalones, lentamente).
- Si no puede abandonar el lugar, cubra la base de la puerta para evitar el ingreso
de humo y acérquese a una ventana abierta, tendrá aire para respirar a la vez que
podrá hacer señales para ser visto.
- En este caso, espere todo lo posible para ser rescatado, no trate de salir por las
ventanas ya que ese hecho le ha costado la vida a muchas personas.
- Reúnase con el resto de las personas en un lugar seguro y verifique que no falte
nadie, especialmente los niños.
- Si es posible corte la corriente eléctrica.
- Si pudo cortar la corriente o si se trata de fuego en materiales sin corriente eléctrica
y si el foco no es muy grande, trate de apagarlo con un matafuego adecuado para
el tipo de incendio; si no tiene uno, puede utilizar una manguera, una manta o un
sifón.
- Cuando lleguen los bomberos, deje que ellos actúen.
- No abra puertas ni ventanas ya que eso puede propagar el fuego.
- No ascienda, porque el humo y el aire caliente tienden a subir.
- No use el ascensor en caso de incendio: el hueco por donde se desplaza la cabina
funciona como una chimenea para los gases producidos por la combustión.
- No transporte bultos para no entorpecer su propio desplazamiento ni el de los
demás.
- No adopte actitudes que generen pánico e intente no desesperarse.
- No corra, camine rápido y en fila de a uno, cerrando a su paso la mayor cantidad
de puertas y ventanas para evitar la propagación del fuego.
- No utilice ni ascensor ni montacargas porque puede quedar atrapado.
- No regrese al edificio una vez que lo haya abandonado, el fuego se propaga
rápidamente y quizás no exista una segunda oportunidad para salir
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Realiza el práctico de laboratorio N° 4: “Tipos de fuego. Incendios. Tipos de
matafuegos”
Realiza el práctico de laboratorio N°5 “Uso del mechero”
Materiales de laboratorio
¿Cómo reconocer y utilizar el material de laboratorio?
Al efectuar la siguiente actividad tendrás la oportunidad de conocer el material de
laboratorio necesario para llevar a cabo tus experiencias.
Comienza por colocar sobre la mesa el material, elige cualquiera, obsérvalo y determina
de qué tipo de material se trata y qué cuidados debes tener al manipularlo. Anota todo
lo que te resulte de ayuda e interés.
Instrumentos de observación
La pequeñez de algunos elementos que deben observarse hace
necesario, a veces que deban emplearse instrumentos que permitan verlos
en mayor tamaño.
El más común es la lupa simple que habrás utilizado en alguna
oportunidad.
Con ella se pueden lograr aumentos de 3x o 4x (la letra x significa aumento)
Otro instrumento es la lupa binocular que permite una visión tridimensional de los
objetos, llamada estereoscópica. Los objetos se ven con luz reflejada proveniente de un
foco luminoso.
La distancia entre los dos oculares se adapta a cada observador.
Para lograr mayor nitidez, se debe girar lentamente el mando de enfoque mientras se mira
por los oculares.
Proporciona aumentos de 20x a 60x.
El microscopio óptico permite observar elementos muy pequeños e invisibles a simple
vista, con aumentos de 25 a 1000 veces, aproximadamente.
25
¿Cómo se maneja el microscopio?
Saca el microscopio de su estuche, colócalo en una mesa
sujetándolo por el brazo, cercano a una fuente de luz.
Ubica el objetivo de menor aumento en posición de
observación, haciendo girar el visor.
Mientras miras por el ocular, orienta el espejo hacia la fuente
luminosa hasta que el campo microscópico quede iluminado.
Coloca el preparado sobre la platina, sujetándolo con las
pinzas.
Baja el tubo haciendo girar el tornillo macrométrico mientras
miras lateralmente que el objetivo se acerque a la platina sin
tocarla.
Mira por el ocular y sube el tubo moviéndolo con el tornillo
micrométrico hasta lograr una imagen nítida.
Para observar la misma imagen con mayor aumento, sube el
tubo, cambia el objetivo y procede en la forma indicada.
Cuando termines de realizar tus observaciones, baja el tubo y coloca el microscopio en
su estuche.
Cuando trabajes con porta y cubreobjetos límpialos bien con alcohol, sécalos con una tela
limpia y sin pelusa. Y no olvides tomarlos por los bordes para evitar que queden tus huellas en
ellos.
Para colocar el cubreobjetos apóyalo sobre el portaobjetos e inclínalos hasta formar un
ángulo de 45°, luego suéltalo y así evitarás que se forman burbujas.
Materiales de laboratorio
Matraz Erlenmeyer
Se utiliza para contener líquido y para realizar reacciones
químicas. Su forma geométrica reduce las posibles
proyecciones de material al exterior, la posible pérdida de
material por evaporación y la posibilidad de colocarle un
tapón de vidrio esmerilado, por lo que se utiliza bastante en el
laboratorio. Suele tener marcas para saber aproximadamente
el volumen de líquido. Se puede calentar.
Matraz de fondo redondo o
balón
Este tipo de matraz se utiliza para realizar reacciones inclusive
en caliente. Su fondo esférico favorece la concentración de
los reactivos, no se puede apoyar en una superficie plana, por
lo que se utiliza un soporte.
Matraz o balón de destilación
Está especialmente diseñado para la realización de procesos
donde se desprenden sustancias gaseosas que posteriormente
se quieren condensar. El tubo lateral conduce el gas
resultante a un sistema de refrigeración que hace que se
condense. Se puede calentar.
26
Tubos de ensayo
Se emplean para la experimentación en pequeñas escalas,
para probar la reacción o simplemente para contener
pequeñas muestras líquidas. Se puede calentar.
Vaso de precipitados
Vaso cilíndrico de fondo plano que tiene múltiples
aplicaciones, por lo que se utiliza continuamente en el
laboratorio. Puede estar graduado. Se puede calentar. Su
precisión de medida es baja.
Mechero tipo bunsen
Es el mechero de gas utilizado normalmente en el laboratorio.
Tiene una entrada de aire que regula la llama. Puede estar
conectado a una red de gas o simplemente a una bombona
de butano.
Rejilla metálica con amianto
Está constituida por una malla con tela metálica que lleva
intercalada en su parte central un disco de amianto. Sirve
para dispersar la llama y para proteger los recipientes de
vidrio.
Pinzas de madera
Se utilizan para sujetar tubos de ensayo que han de calentarse
directamente en la llama.
Cápsulas de porcelana
Se utiliza para calentar el crisol directamente en la llama. Va
apoyado sobre un arco metálico.
Pinzas:
Está la de bureta que va encajada directamente sobre el
soporte, las de crisol sirven para extraerlo de la mufla y
también las que sirven para coger los tubos de ensayo.
27
Nuez
Dispositivo metálico que permite fijar pinzas, aros, etc. a los
soportes metálicos.
Escobillas
Alambre que en uno de sus extremos está recubierto de pelos
para lavar los instrumentos del laboratorio.
Balanza
Aparato que sirve para comparar la masa de dos cuerpos,
uno de ellos patrón, dado por las pesas de la misma, y el otro,
el cuerpo cuya masa se desea medir. Hay otro tipo de
balanza que no dispone de pesas sueltas, sino que contiene
unas pesas fijadas a unos rieles que les permiten moverse a lo
largo de ellos. Su precisión suele llegar hasta el centigramo.
Mortero
Se emplea para pulverizar sólidos. Puede estar hecho de
diferentes materiales. Consta de un recipiente y una varilla
para machacar el material.
Gradilla
Se utiliza para la colocación de los tubos de ensayo. Ya que
estos no pueden apoyarse sobre una superficie plana.
Embudo Gibson
También llamado embudo de llave o de decantación, está
hecho de vidrio y su utilidad es variada: adición de goteo,
decantación… Consta de una llave en el cuello del embudo
para poder cortar el paso del líquido.
28
Tapones
Los tapones que se manejan en el laboratorio pueden ser de
caucho, corcho o vidrio. A los de vidrio se les pone una capa
de silicona o bien es de vidrio esmerilado, que hace que se
cierre herméticamente.
Espátulas
Son útiles de laboratorio que se emplean para trasvasar
sustancias sólidas.
Soportes:
Constituidos por una varilla vertical enganchada a un extremo
de una plancha horizontal que se utiliza como base. Sirven
para sostener cualquier material con ayuda de pinzas o de
una nuez.
Embudo cónico
Embudo fino que puede ser de vidrio o de plástico y que
también se utiliza para filtrar con papel de filtro.
Refrigerantes
Son aparatos destinados a condensar los vapores
procedentes de la destilación. Consta de dos circuitos
separados. La entrada del agua se efectúa por la parte
inferior y su salida por la superior. Los de tubo recto (izquierda)
se colocan inclinados. Si se necesita una mayor refrigeración
se utiliza el de bolas (centro) o el serpentín (derecha).
Buretas
Son tubos graduados para medir el volumen de los líquidos
con precisión. Constan de una llave en un extremo para
cortar el paso del líquido. Como las pipetas y las probetas no
se pueden calentar porque no se podría medir con precisión.
Pipetas
Se utilizan para extraer por succión un determinado volumen
de líquido con precisión. Puede ser aforado o graduado, el
primero tiene una marca que indica el volumen y el otro está
totalmente graduado. Su precisión es bastante alta.
29
Probetas
Recipiente cilíndrico de base ancha, graduado, que se utiliza
para medir volúmenes aproximados. Se utiliza mucho en el
laboratorio también para contener líquidos y realizar
reacciones.
Matraz aforado
Es un recipiente de vidrio en forma de pera y con cuello largo,
que se utiliza para preparar disoluciones, y hacer reacciones
ya que su cuello largo es ideal para ello. Suele tener una
marca que indica el volumen de líquido máximo.
Realiza la actividad de laboratorio N° 6 “Materiales de laboratorio”
El Proceso de Medición
Las propiedades de los cuerpos y de los procesos naturales susceptibles de poderse medir
reciben el nombre de magnitudes físicas. Ejemplos son la masa, la longitud, la temperatura,
el tiempo, la velocidad, etc.
La operación de medir una cantidad de cierta magnitud física consiste en compararla con
un patrón o cantidad de la misma magnitud previamente definida como unidad,
determinando el número de veces que lo contiene. El resultado se expresa mediante un
número seguido de la correspondiente unidad.
En toda medición intervienen:
a) Una cantidad que debe ser medida; es decir, una longitud, una masa, un tiempo, una
velocidad, una fuerza, etc.
b) Otra cantidad, la unidad con la que se mide: el metro, el kilogramo, el segundo, el
kilómetro por hora, el Newton, etc.
b) Un instrumento (o “dispositivo”) empleado para medir: la regla, la balanza, el reloj, el
velocímetro, el dinamómetro, etc.
c) Un observador: la persona que mide. (Así se la llama aunque haga mucho más que
“observar”).
Las magnitudes físicas pueden ser escalares o vectoriales. Las magnitudes escalares
quedan perfectamente determinadas con un número y su unidad, por ejemplo la longitud.
Las magnitudes vectoriales, en cambio, precisan, además de un número y su unidad, la
dirección y el sentido en que se manifiestan.
30
Sistema Internacional de Medidas
Debido a los múltiples inconvenientes que aparecen si se usan unidades diversas para
medir se convino en estructurar un sistema de unidades al que se llamó SISTEMA
INTERNACIONAL (S.I.). Nuestro País se adhirió a esta convención instituyéndolo como oficial,
con el nombre de SIMELA (Sistema Métrico Legal Argentino).
El SIMELA consta de unidades de base, unidades suplementarias y unidades derivadas.
Unidades base
Unidades suplementarias
Unidades derivadas
Unidades derivadas con nombres especiales
Unidades agregadas al SI
31
Múltiplos y Submúltiplos
Unidades de longitud
La unidad de las medidas de longitud es el metro (m).
Para medidas muy grandes se utiliza: Para medidas muy pequeñas se utiliza:
• miriámetro (mam) = 10 000 m • micrón ( ) = 0,000001 m
• megámetro (mgm) = 100 000 m (es la milésima parte del milímetro)
Los múltiplos del metro aumentan de 10 en 10 y los submúltiplos disminuyen de 10 EN 10.
Para pasar de una unidad de longitud a otra inmediatamente menor, es preciso
multiplicar por el factor 10 y para cambiar a otra unidad inmediatamente mayor se divide
por 10. O se aplica una regla práctica que consiste en correr la coma a la derecha o a la
izquierda según corresponda.
Ejemplos: Expresar 39 km en m:
Expresar 473 mm en dam:
Unidades de superficie
La unidad de las medidas de superficie es el metro cuadrado (m2).
Los múltiplos del metro cuadrado aumentan de 100 en 100 y los submúltiplos disminuyen de
100 en 100.
Para pasar de una unidad de superficie a otra inmediatamente menor, es preciso
multiplicar por el factor 100 y para cambiar a otra unidad inmediatamente mayor se
divide por 100.
Ejemplo: Expresar 58 hm2 en m2:
Unidades de volumen
La unidad de las medidas de volumen es el metro cúbico (m3).
32
Las unidades de volumen aumentan y disminuyen de 1000 en 1000.
Para pasar de una unidad de volumen a otra inmediatamente menor, es preciso
multiplicar por el factor 1000 y para cambiar a otra unidad inmediatamente mayor se
divide por 1000.
Ejemplos: Expresar 43 hm3 en m3:
Expresar 53,82 cm3 en m3:
RESUMEN
Conversión de unidades de longitud, superficie y volumen
Unidades de peso o masa
La unidad de las medidas de masa es el gramo (g).
Las medidas de masa aumentan y disminuyen de 10 en 10.
Para pasar de una unidad de masa a otra inmediatamente menor, es preciso multiplicar
por el factor 10 y para cambiar a otra unidad inmediatamente mayor se divide por 10.
Ejemplo: Expresar 0,850 kg en hg:
Unidades de capacidad
La unidad de las medidas de capacidad es el litro (l).
33
Los múltiplos y los submúltiplos del litro disminuyen y aumentan de 10 en 10.
Para pasar de una unidad de capacidad a otra inmediatamente menor, es preciso
multiplicar por el factor 10 y para cambiar a otra unidad inmediatamente mayor se divide
por 10.
Ejemplo: Expresar 43 kl en l:
EQUIVALENCIAS
Las equivalencias entre las medidas de capacidad y las de volumen se cumplen para
todos los líquidos. En la práctica, las equivalencias entre capacidad, volumen y peso sólo se
cumplen para el agua destilada a 4ºC.
Tablas Resumen
Medidas directas
Se llaman medidas directas aquellas que se obtienen directamente de los instrumentos de
medida. Esto ocurre cuando se mide, por ejemplo, la masa de cuerpo con una balanza, la
anchura de un papel con una regla graduada, el tiempo de caída de una bola con un
34
cronómetro o la intensidad de corriente con un amperímetro. En todos estos casos la
medida se da mediante un conjunto de cifras que reciben el nombre de cifras significativas.
Las cifras significativas
Se consideran cifras significativas todas aquellas cifras que se conocen con certidumbre
más una última dudosa, determinada por el error que se puede cometer en la medida.
Las cifras significativas se cuentan de izquierda a derecha, a partir de la primera distinta de
cero.
Ejemplos: 21,4 tiene tres cifras significativas; 0,0031 tiene dos y 0,003100 tiene cuatro. Al
medir la anchura de una cinta mediante una regla graduada en milímetros se obtiene:
Se puede expresar este dato en otras unidades: l = 7,5cm, l = 0,75dm, l = 0,075m y l =
0,000075km. En todos estos casos se mantiene el número de cifras significativas: 2. Los ceros a
la izquierda son consecuencia del cambio de unidades.
La notación científica
La forma habitual de expresar los números que corresponden a datos que se manejan en
las disciplinas científicas es mediante la notación científica, que consiste en dar un número
con todas las cifras significativas que tenga el dato multiplicado por la potencia de 10 que le
corresponda. A su vez, el conjunto de cifras significativas se expresa con un número entero y
el resto en forma decimal.
Ejemplos:
1- Al medir el radio del planeta Tierra se obtiene R = 6.370.000m, pero solamente son cifras
significativas el 6, el 3 y el 7, por lo tanto, dicho radio debería expresarse, según el convenio
de notación científica, R = 6,37 . 106m, o, R = 6,37 . 103km.
2- El volumen de un perdigón de plomo es 0,054cm3. Al tratarse de un número muy pequeño
es conveniente expresarlo en notación científica: V = 3,4 . 10-2 cm3, o bien, V = 3,4 . 10-8m3.
Solamente el 3 y el 4 son cifras significativas.
Medidas indirectas
Las medidas indirectas dan la medida de magnitudes físicas como resultado de aplicar
algunas fórmulas.
Ejemplo: calcular el volumen de una caja cuyas dimensiones son: largo = 12,8dm, ancho =
3,7dm, alto = 1,1dm.
A partir de las dimensiones dadas, se puede calcular el volumen de la caja:
V = l . a . h = 12,8dm . 3,7dm . 1,1 dm = 52,096 dm3
Cifras significativas del resultado: como cada factor tiene un determinado número de
cifras significativas, para el resultado se toman tantas cifras significativas como tenga el
factor de los que intervienen en la operación con menor número de ellas.
Según el criterio dado para las cifras significativas del resultado, el volumen anterior deberá
escribirse con dos cifras significativas, porque los factores a y h sólo tienen dos: V = 52dm
35
Redondeo
Ejemplo: en el ejemplo anterior:
ACTIVIDAD N°1
1- Lee atentamente los siguientes enunciados. Cuando los consideres correctos, encierra
con un círculo la V; en caso contrario, marca de igual modo la F. En este último caso, sobre
la línea de puntos, escribe el término que reemplaza a la palabra destacada, convirtiendo
así la proposición falsa en verdadera.
- El método científico o experimental fue descubierto por Newton
- La observación es fundamental en toda investigación
- El problema se plantea a partir de la experimentación
- La hipótesis es una respuesta tentativa al problema planteado
- La experimentación permite verificar la validez de una hipótesis
- La interpretación de los resultados es innecesaria en la investigación científica
- A partir de las observaciones e hipótesis se elaboran teorías físicas
2- Analiza las siguientes afirmaciones:
a) La comunicación científica puede ser verbal y/o gráfica.
b) Las representaciones gráficas facilitan la interpretación de los resultados.
c) Los gráficos circulares se utilizan cuando una de las variables es independiente.
d) Toda medición siempre está afectada de una incerteza.
Indica cuál es incorrecta y por qué: ………………………………………………………………………
3- Lee atentamente la siguiente pregunta, reflexiona y luego responde:
IMPORTANTE: cuando se efectúan mediciones es frecuente encontrarse con resultados de un elevado
número de cifras decimales. En estos casos se procede a redondear el resultado, pues de lo contrario
se trabaja con cifras que carecen de significado.
Para suprimir cifras a un número se deben seguir determinadas reglas:
1) Si la primera cifra eliminada es superior a 5, se agrega una unidad a la anterior.
Ej.: 3,297 se redondea así: 3,30.
2) Si la primera cifra eliminada es inferior a 5, la última cifra conservada no se modifica.
Ej.: 3,293 se redondea así: 3,29.
3) Si la cifra que se quiere suprimir es 5 y la anterior es par, no sufre cambios.
Ej.: 3,285 se redondea así: 3,28.
4) Si la cifra que se quiere suprimir es 5 y la anterior es impar, a ésta se le agrega una unidad.
Ej.: 3,295 se redondea así: 3,30.
36
a) ¿De qué depende el valor obtenido en una medición?
b) Redondea los siguientes resultados, suprimiendo una cifra:
14,778: ……………………………………………………………………………………………………………
14,335: ……………………………………………………………………………………………………………
14,345: ……………………………………………………………………………………………………………
14,772: …………………………………………………………………………………………………………
ACTIVIDAD N°2
1- Ubica cada elemento en la columna que corresponda:
temperatura – centímetros – reloj – 12°C – longitud – 35min – minutos – tiempo – grados
centígrados – termómetro – 120cm – cinta métrica.
2- ¿A qué magnitud pertenecen las siguientes cantidades?
5km ....................................................... 200m ………………………………………….
12h ........................................................ 100°C …………………………………………….
350g ...................................................... 7cm ………………………………………………
3- Reconoce en las siguientes expresiones: magnitud, medida y unidad.
a) “Cocinar en el horno durante 35 minutos”.
Magnitud: ……………………. Medida: ……………………………. Unidad: ……………………………
b) “La vendedora cortó 3 metros de cinta”.
Magnitud: ……………………. Medida: …………………………….. Unidad: ……………………………
c) “En Rosario ayer se registraron 26 grados centígrados de máxima”.
Magnitud: ……………………. Medida: …………………………….. Unidad: ……………………………
4- Dada la siguiente expresión:
“El carnicero con su balanza pesó un pedido y obtuvo como resultado 2,5kg”
- Indica: Observador: …………………………………………..
MAGNITUD MEDIDA UNIDAD INSTRUMENTO
37
Magnitud: ……………………………………………..
Instrumento: …………………………………………..
Medida: ……………………………………………….
Unidad: ………………………………………………..
5- Un investigador toma la temperatura del alcohol contenido en un vaso, con un
termómetro y anota: “la temperatura del alcohol es de 23°C”. Indica:
a) ¿Cuál es el instrumento empleado? ……………………………………………………………………
b) ¿Quién es el observador? ………………………………………………………………………………
c) ¿Cuál es la magnitud que se ha medido? ……………………………………………………………
d) ¿Cuál es el valor que obtuvo? ……………………………………………………………………………
e) ¿Cuál es la medida? ………………………………………………………………………………………
f) ¿Cuál es la unidad utilizada? ……………………………………………………………………………
6- Observa la ilustración e indica: magnitud, instrumento, medida y unidad:
Magnitud: ……………………….………………………
Instrumento: ………………….…………………………
Medida: …………………..………………………..……
Unidad: ……………………………………………………
Magnitud:
…………………………………………….…
Instrumento: ……………………………………………
Medida: ………………………………………………
Unidad: ……………………………………………………
Magnitud: ……………………………………………
Instrumento: ……………………………………………
Medida: …………………………………………………
Unidad: ……………………………………………………
7- Reconoce en las siguientes expresiones: magnitud – medida – unidad.
a) Un alpinista ascendió 1300 metros de una montaña donde se registraban 10 grados
centígrados bajo cero.
b) Se calentó a 95 grados centígrados durante 15 minutos.
38
c) Un repostero necesitó 300 gramos de harina para hacer una torta, que cocinó durante 1
hora.
8- Une con flechas según corresponda e indica la magnitud.
Medida Instrumento
12 horas balanza ………………………
120 centímetros termómetro ……………………
500 gramos cinta métrica ………………………
37°C reloj ……………………………….. 9- Completa:
ACTIVIDAD N°3
1- Convertir a cm las siguientes cantidades:
a) 1,09km =
b) 0,74hm =
c) 0,85dam =
d) 58,3m =
e) 5,8mm =
MAGNITUD MEDIDA UNIDAD
a)
b)
c)
Si se desea medir MAGNITUD MEDIDA UNIDAD INSTRUMENTO
La temperatura del
día
Volumen de agua
Ancho del aula
Duración de una
carrera
39
2- Convertir a kg las siguientes cantidades:
a) 8,5hg =
b) 95dag =
c) 6,75g =
d) 258cg =
e) 5610mg =
3- Expresa en unidades SI las siguientes cantidades:
a) 5km =
b) 48dam =
c) 3.000dm =
d) 15.400mm=
e) 350dam2 =
f) 65.800dm2 =
g) 750.000cm2 =
h) 125hm3 =
i) 850 dam3 =
j) 36.500dm3 =
4- Indica en cada caso qué
magnitud es mayor:
a) 3,02dg o 0,302g
b) 2647g o 2,6Kg
c) 0,000089hg o 90.000.000cg
d) 120pA o 0,0011dA
e) 300nm o 0,0002mm
5- Efectúa las transformaciones de
unidades que en cada caso se indican:
a) 11kg/m2 a g/cm2 :
b) 119m/s2 a cm/s2 :
c) 918cm3 a m3 :
d) 1200 cm/s a m/s.
ACTIVIDAD N°4
1- Indica cuántas cifras significativas
hay en las expresiones siguientes:
a) 0,038kg:
b) 2,050t:
c) 35,05g:
d) 0,050m:
e) 327km:
f) 615,50km:
g) 1,75 . 105kg:
h) 9,035 . 10-2s:
40
2- Expresa en notación científica y en la unidad del SI correspondiente las siguientes
cantidades:
a- 126min =
b- 256h =
c- 0,00098cm =
d- 299km/h =
e- 0,03mg =
f- 200Gg =
g- 0,0002nm =
h- 4.500.000 años =
3- Pasa a l (litros) las siguientes cantidades y expresa el resultado en notación científica:
a- 3.000dl =
b- 5kl =
c- 6.925cl =
d- 12348ml =
ACTIVIDAD N°5
En un trabajo experimental, un investigador ha medido la variación del volumen de un
líquido con el aumento de la temperatura. Los datos obtenidos se transcriben a
continuación:
Muestra 1 = Temperatura: 10°C; volumen: 10,0ml.
Muestra 2 = Temperatura: 20°C; volumen: 11,2ml.
Muestra 3 = Temperatura: 30°C; volumen: 13,1ml.
Muestra 4 = Temperatura: 40°C; volumen: 16,4ml.
Muestra 5 = Temperatura: 50°C; volumen: 21,9ml.
- Teniendo en cuenta los datos anteriores:
a) Confecciona una tabla de valores.
b) Indica cuál es la variable:
- independiente: …………….…………… ¿por qué? ………………………..
-dependiente:…….………………………………………¿por qué? …………………………
41
20- Actividad de laboratorio n°7
Unidad n° 2:
“ LA MATERIA Y SUS PROPIEDADES”
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio (tiene volumen), posee masa
propia y puede ser captado por los sentidos. Es la cualidad común de los cuerpos.
Los cuerpos son porciones limitadas de materia, con límites perfectamente definidos en el
espacio.
Las diferentes “clases de materia” se pueden llamar materiales.
Clasificación de los materiales
Existen diversos criterios para clasificar materiales:
Según cómo resulta un material frente a la electricidad hay materiales:
Buenos conductores de la electricidad, como los metales.
Malos conductores de la electricidad, como la goma y los plásticos.
Según si pueden romperse o no, los materiales serán:
Resistentes, como la mayoría de los metales, las maderas duras y algunos plásticos.
Frágiles, como el vidrio y el papel.
Según su origen:
Materiales de origen natural (presentes en la naturaleza).
• Origen animal (lana, hueso).
• Origen vegetal (madera, yute, algodón).
• Origen mineral (metales cerámicos).
Materiales de origen sintético (fabricados por el ser humano, como los plásticos).
Según los usos que podemos darles: materiales para la construcción, la orfebrería, la
industria química, etc.
Propiedades físicas y propiedades químicas de la materia
Las sustancias se diferencian unas de otras mediante ciertas cualidades que afectan
directa o indirectamente a nuestros sentidos: son las PROPIEDADES FÍSICAS. Estas
propiedades pueden medirse y observarse sin que se modifique la composición de la
materia. Las propiedades físicas se clasifican en: propiedades extensivas y propiedades
intensivas o específicas.
Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de materia analizada (dependen
de la masa), por ejemplo, el volumen, el peso, el calor acumulado por un cuerpo, etc.
42
En cambio, las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia analizada
y constituyen una característica específica de la sustancia. Entre estas propiedades se
encuentran: la densidad (grado de compacidad de una sustancia, es decir, describe cuán
unidos están sus átomos o moléculas; mientras más unidas están las partículas individuales de
una sustancia, más densa es), las temperaturas a las cuales ocurren los cambios de estado:
el punto de fusión y el punto de ebullición, la dureza de los sólidos (resistencia de un cuerpo
a ser rayado o cortado), la elasticidad (capacidad de los cuerpos de deformarse cuando se
aplica una fuerza sobre ellos y de recuperar su forma original al suprimir la fuerza aplicada),
la plasticidad (propiedad opuesta a la elasticidad, que indica la capacidad que tiene una
sustancia de mantener la forma que adquiere al estar sometida a un esfuerzo que la
deformó), la tenacidad (la resistencia a la rotura de un material cuando está sometido a
esfuerzos lentos de deformación).
Por otro lado, existen las PROPIEDADES QUÍMICAS, donde la composición de la materia se
modifica, es decir, se observan cuando una sustancia sufre un cambio químico en su
estructura interna, transformándose en otra sustancia, dichos cambios, son generalmente
irreversibles. Entre estas propiedades se encuentran: la combustibilidad (capacidad de un
material de inflamarse por acción del fuego), la corrosión (deterioro de un material por
acción del aire o el agua), la reactividad (capacidad de reacción química que presenta
ante otros reactivos una sustancia).
Estados de agregación de la materia
La materia se presenta en tres estados de agregación diferentes: sólido, líquido y gaseoso.
Los sólidos tienen forma propia y un volumen definido. Aunque se le aplique una presión,
no se comprimen. Poseen altas densidades respecto de los materiales líquido y gaseosos, es
decir, mayor cantidad de materia por unidad de volumen. Ejemplos: los metales (menos el
mercurio); los azúcares; las sales como el cloruro de sodio (sal), el sulfato de cobre y el nitrato
de plata; el yodo, etc.
Los líquidos no tienen forma propia, sino que se adaptan a la forma del recipiente que los
contiene, sí poseen volumen definido y prácticamente no se los puede comprimir. En
general, tienen menor densidad que los sólidos a excepción del agua. Ejemplos: el etanol, la
nafta, el querosén, el mercurio, el agua líquida, el alcohol, el aceite, etc.
Los gases no tienen forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que los
contiene. Además, no tienen volumen definido, sino que ocupan todo el espacio que tienen
disponible, es decir, tienden a ocupar todo el espacio del recipiente que los contiene. Son
compresibles, es decir, que al aumentar la presión o disminuir la temperatura se reduce su
volumen, también son expandibles, ya que al disminuir la presión o aumentar la
temperatura, tienden a incrementar su volumen. Tienen muy baja densidad respecto de los
sólidos y los líquidos. Ejemplos: son pocas las sustancias que se encuentran en la naturaleza
en estado gaseoso, ellas son, el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno, el dióxido de carbono,
el flúor, el cloro y el helio.
La teoría cinético-molecular y los estados de agregación de la materia
La Teoría cinético-molecular trata de explicar el comportamiento macroscópico de la
materia (fenómeno que se puede observar), desde el punto de vista de las partículas y su
movimiento.
Para ello, postula que:
Los gases están formados por partículas (llamadas moléculas o átomos) que se mueven
en línea recta, en todos los sentidos y direcciones, y al azar. La energía producida por este
movimiento se denomina energía cinética y depende de la masa y de la velocidad de las
partículas.
43
Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre sí o con las paredes del
recipiente.
El volumen de las partículas en su conjunto se considera despreciable comparado con el
volumen que ocupan esas partículas.
Las fuerzas de atracción entre las partículas de un gas son despreciables.
La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta
(medida en Kelvin) del gas. Por lo tanto, la temperatura del gas estará relacionada con la
velocidad promedio de las partículas.
A la luz de esta teoría cinético-molecular, pueden explicarse las características de cada
estado de la materia.
Si se deja escapar un gas del recipiente que lo contiene, fluirá y ocupará todo el espacio
disponible porque las partículas del gas se mueven con libertad y a gran velocidad. Su
energía cinética es mucho mayor que la fuerza de atracción que hay entre ellas (es
despreciable). En consecuencia, se alejan unas de otras. Esto produce los siguientes efectos:
Hay pocas partículas por unidad de volumen lo que significa que los gases tienen
densidades bajas, es decir, poca masa por unidad de volumen.
Las partículas están muy desordenadas, por lo cual el gas no tiene forma propia ni
volumen definido.
Al estar las partículas tan distantes entre sí, los gases se pueden comprimir con cierta
facilidad de acuerdo con las condiciones de presión y temperatura en determinadas
condiciones y para . algunos gases puede ocurrir que el aumento de la presión o la
disminución de la temperatura los comprima tanto que pasen del estado gaseoso al líquido.
A diferencia de lo que ocurre en los gases, la distancia entre las partículas en los líquidos y
en los sólidos es mucho menor. Esto se debe a que las fuerzas de atracción entre ellas son
mayores que en los gases. En el caso de los sólidos, estas fuerzas son más intensas que la
energía cinética de las partículas y su movimiento está prácticamente restringido a
vibraciones alrededor de puntos fijos. En consecuencia:
- En los sólidos y líquidos hay más masa por unidad de volumen. Los líquidos (salvo el
mercurio que es muy denso) tienen densidades intermedias entre los valores de sólidos y
gases, y los sólidos, densidades altas.
- Los cambios de presión y temperatura producen variaciones muy pequeñas en el
volumen de líquidos y sólidos. Los líquidos son casi incompresibles y los sólidos son
directamente incompresibles.
- En los líquidos, las partículas se mueven sin despegarse demasiado entre sí.
- En los sólidos cristalinos las partículas están ordenadas en el espacio en una estructura
que se repite infinidad de veces.
En el estado sólido las partículas están muy ordenadas, ocupan
relativamente poco volumen (mayor densidad) y no pueden
desplazarse de su lugar.
En el estado líquido las partículas se mueven poco y ocupan un
volumen intermedio (menor densidad).
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En el estado gaseoso las partículas ocupan mayor volumen (baja
densidad) y se mueven rápidamente en todas direcciones.
En resumen:
Otros estados de la materia: plasma y superfluido
Estos estados se producen en situaciones extremas de presión y de temperatura.
Plasma
El plasma es el cuarto estado de la materia. En la mayoría de los casos, la materia en la
tierra tiene electrones que orbitan alrededor del núcleo del átomo. Los electrones que
tienen carga negativa son atraídos hacia el núcleo de carga positiva (los opuestos se
atraen), por lo que los electrones se quedan orbitando alrededor del núcleo. Cuando la
temperatura es muy elevada los electrones pueden escapar de sus órbitas alrededor del
núcleo del átomo. Cuando el electrón o los electrones se van, deja un ión de carga positiva.
En resumen, cuando los electrones ya no están atrapados en sus órbitas alrededor del
núcleo, tenemos el estado de plasma. Esto es cuando un gas se convierte en un montón de
electrones que se han escapado de la fuerza del núcleo y los iones están cargados
positivamente porque han perdido uno o más electrones.
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Superfluido
El superfluido es un estado de la materia caracterizado por la ausencia total de viscosidad.
Es un fenómeno físico que tiene lugar a muy bajas temperaturas, cerca del cero absoluto,
límite en el que cesa toda actividad. Un inconveniente es que casi todos los elementos se
congelan a esas temperaturas. Pero hay una excepción: el helio. También se encuentra en
la superficie de la Luna, arrastrado hasta allí por el viento solar.
Una característica del superfluido es que pueden atravesar cualquier objeto sólido o
cualquier superficie no porosa, debido a su fuerte capacidad de oscilación.
ACTIVIDAD N°1
1- Haz un listado de cuatro materiales que se observen a simple vista y busca cuatro
propiedades físicas de cada uno.
2- Clasifica los materiales antes mencionados en alguno de los grupos estudiados.
3- Determina dos propiedades extensivas de una tiza:
4- Clasifica los siguientes materiales según los criterios y grupos definidos:
Hierro:………………………………………………………………………………………………………
Madera: ……………………………………………………………………………………………………
Acero: ……………………………………………………………………………………………………
Cobre: ……………………………………………………………………………………………………
Lana: ………………………………………………………………………………………………………
Policarbonato: ……………………………………………………………………………………………
Bronce: ……………………………………………………………………………………………………
Piedra: ……………………………………………………………………………………………………
Vidrio: ………………………………………………………………………………………………………
ACTIVIDAD N°2
Une con flechas los términos que se correspondan:
Platino Mineral …………………
Azúcar Metal …………………
Vidrio Biológico ………………
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ACTIVIDAD N°3
Clasifica los materiales del siguiente listado según sean sólidos, líquidos o gaseosos:
Oxígeno: ….………………………………………………………………………………………………
Miel: ………………………………………………………………………………………………………
Chocolate: ………………………………………………………………………………………………
Goma de borrar: ………………………………………………………………………………………
SISTEMAS MATERIALES: MEZCLAS,
SOLUCIONES Y SUSTANCIAS
Para poder estudiar la composición de un material o de un objeto se debe aislarlo y así
poder analizar sus propiedades y sus características. Esa parte del Universo que se aísla para
su estudio se denomina SISTEMA MATERIAL. Esta parte o porción pueden ser aisladas en
forma real o imaginaria. Por ejemplo, si el sistema material corresponde al agua contenida
en un vaso, sus límites son reales; en cambio, si se decide estudiar una zona determinada del
Río Paraná, el sistema material estará aislado en forma imaginaria.
Un sistema material que se forma al unir dos o más componentes se denomina mezcla. Por
el contrario, si está formado por un único componente, se trata de una sustancia o sustancia
pura. Los componentes en una mezcla se encuentran en proporciones variables sin perder
sus propiedades características.
Ejemplos de Sistemas Materiales:
Jugo con café agua con clavo de tarta de hamburguesa
Hielo colorante hierro frutillas
completa
Los Sistemas Materiales puede clasificarse, según el intercambio con el medioambiente, en
abiertos, cerrados y aislados.
Sistema abierto: intercambian materia y energía con su entorno o medioambiente.
Ejemplo: té azucarado en una taza de vidrio ya que además de enfriarse, parte del agua
que contiene puede evaporarse, o se le puede agregar más azúcar; un lago que
intercambia materia con los ríos o con la atmósfera al evaporarse el agua.
Sistema cerrado: sólo intercambia energía con su medioambiente. Ejemplo: una lata de
gaseosa cerrada, que intercambia calor, porque el contenido de la lata puede calentarse o
enfriarse.
Sistema aislado: no hay intercambio de materia ni energía con su medioambiente, es
decir, no interactúan con su entorno. Ejemplo: un termo tapado con líquido caliente
adentro.
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Los Sistemas Materiales también pueden clasificarse, según su composición, en
homogéneos y heterogéneos.
Sistemas Heterogéneos: son aquellos en los que se pueden ver los materiales que lo
componen y se pueden distinguir algunas propiedades de los mismos. Ejemplos: jugo con
hielo, tarta de frutillas, hamburguesa completa.
Sistemas Homogéneos: son aquellos en los que no se pueden distinguir los materiales que los
componen y además presentan las mismas propiedades en todo el sistema. Ejemplos: café,
agua con colorante, clavo de hierro.
Otra forma de diferenciar a un Sistema Heterogéneo de un Sistema Homogéneo es porque
los primeros están formados por dos o más FASES y los otros por una sola FASE.
Se denominan FASES a cada uno de las porciones homogéneas que forman un sistema, es
decir a cada una de las “capas” o “superficies” que se pueden distinguir dentro de un
sistema material. Por ejemplo: el sistema formado por la hamburguesa completa es un
Sistema Heterogéneo porque se pueden distinguir sus componentes o porque posee varias
Fases: pan, tomate, lechuga, queso, carne, jamón y nuevamente pan. Es decir que posee
siete fases, pero sus Componentes son sólo seis: pan, lechuga, tomate, carne, jamón y queso.
En cambio, el sistema formado por el agua con colorante verde, es un Sistema Homogéneo
ya que sólo podemos distinguir una sola Fase (una sola “capa”) pero posee dos
Componentes: agua y colorante. Entonces, fase no es lo mismo que componente aunque a
veces coinciden en cuanto su número, pero no siempre ocurre eso.
IMPORTANTE:
Los sistemas heterogéneos, también reciben el nombre de mezclas heterogéneas.
Cuando los componentes tienen un tamaño lo suficientemente grande como para
distinguirlos a simple vista, se dice que es una mezcla heterogénea grosera. Por ejemplo, una
mezcla de arena y limaduras de hierro. Si, en cambio, se necesita una lupa o un microscopio
óptico para diferenciar las partículas de los distintos componentes, se denomina mezcla
heterogénea fina. Por ejemplo, la sangre humana. Se incluyen las suspensiones, en las que
las partículas de alguno de los componentes son tan finas que se mantienen suspendidas,
dentro del líquido o el gas que las contiene. Si durante un tiempo la mezcla permanece en
reposo, las partículas se depositarán en el fondo. En otros casos se requieren instrumentos
especiales de alta resolución, como el ultramicroscopio, para poder observar la existencia
de dos componentes. Se trata de los coloides o mezclas coloidales, en los cuales las
partículas de uno de los componentes son tan pequeñas que ni siquiera llegan a depositarse
en el fondo del recipiente. Se las distingue por el efecto de dispersión de la luz que producen
cuando las atraviesa un rayo de luz. Por ejemplo, crema batida.
Los sistemas homogéneos formados por dos o más componentes, también se denominan
mezclas homogéneas, soluciones o disoluciones.
Los sistemas homogéneos formados por un sólo componente, se denominan sustancias
puras.
FASES Son cada una de las porciones :
homogéneas que forman un sistema. Son las
diferentes “capas” que se pueden percibir en
un sistema. Una fase puede estar constituida
por uno o varios componentes.
Son las diferentes sustancias COMPONENTES:
que forman una fase o un sistema material.
Responden a la pregunta “¿de qué está
hecho el sistema?”
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Métodos de separación de fases de un sistema heterogéneo
Las fases que forman un sistema heterogéneo se pueden separar unas de otras utilizando
procedimientos adecuados a cada caso:
Tamización: permite separar dos sólidos que tienen distinto tamaño de
partículas. Se coloca el sistema material sobre una malla de metal o
plástico (tamiz), se sacude y entonces las partículas de menor diámetro
atraviesan la malla, mientras que las de mayor tamaño quedan retenidas.
Ejemplo: la separación de arena fina y arena gruesa.
Centrifugación: permite separar líquidos o sólidos de líquidos de
diferente densidad. Una máquina llamada centrífuga genera un
movimiento rotatorio con mucha fuerza provocando la
sedimentación acelerada de las partículas de mayor densidad. Se
utiliza, por ejemplo, para obtener crema de la leche. Ejemplo:
secarropas, que permiten extraer el agua de la ropa.
Filtración: se usa para separar un líquido de sólido no
disuelto, cuyo tamaño de partículas es superior a la malla
del filtro. Consta de un embudo con un papel de filtro en
su interior o algodón algunas veces. El contenido se vierte
por la parte superior y el líquido irá cayendo y
atravesando el filtro mientras que los sólidos quedarán
retenidos en el filtro. Ejemplo: al preparar el café con un
filtro para separar la borra.
Flotación: es útil para separar dos sólidos de distinta densidad, al tomar
contacto con un líquido de densidad intermedia. Separa sustancias
que sobrenadan en un medio líquido. Se utiliza para separar dos
minerales. Ejemplos: sulfuro de zinc desulfuro de plomo; cuando los
sólidos tienen diferente densidad, tal como una mezcla de arena y
corcho, se agrega un líquido que tenga una densidad intermedia con
respecto a ellos, como el agua, el corcho flota y la arena se deposita
en el fondo.
Imantación: permite separar materiales ferrosos de los que no lo
son. Ejemplos: levantar unos clavos de hierro que estén mezclados
con tornillos de bronce o alfileres del fondo de un costurero.
Levigación: se utiliza para separar dos
materiales sólidos, cuyas partículas tienen
diferente densidad. Consiste en hacer pasar
una fuerte corriente de agua o de aire para
arrastrar las partículas más livianas. Ejemplo: se
usa para separar el oro de la arena y otros
minerales.
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Decantación: este método utiliza como principio la diferencia de densidades entre 2
sustancias. Por ejemplo: si queremos separar agua de arena o de otro sólido, vertemos el
líquido lentamente de un recipiente a otro quedando la arena en el fondo, o succionando
el líquido con pipeta.
En el caso de dos líquidos de distintas densidades e inmiscibles (no se mezclan) como el
agua y el aceite, usamos un embudo de separación o ampolla de decantación.
Este dispositivo cuenta con una mariposa que puede cerrar o abrir el flujo de los
líquidos. Para recoger a estos se coloca en la parte inferior un vaso de precipitado.
Caerá primero al líquido de mayor densidad que se encuentra en la parte inferior.
En este ejemplo, el agua. Cuando el agua caiga por completo cerramos la
mariposa y quedará el agua en el vaso y el aceite en la ampolla, ambos líquidos
completamente separados.
Disolución: en el caso de que una de las fases sea soluble en un
determinado solvente y la otra no, como ocurre en la mezcla de arena y
sal, se agrega agua, se agita para asegurar la disolución de la sal, y se
procede a filtrar, separando la arena del agua salada.
Tría: cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos bien
diferenciables, éstos se pueden separar tomándolos con una pinza. Ejemplo:
extraer trozos de mármol mezclados en arena.
Clasificación de sistemas homogéneos
Los sistemas homogéneos, de acuerdo a su composición, se clasifican en Sustancias Puras
y Soluciones:
Sustancias puras
Las sustancias puras son sistemas homogéneos (una sola fase) con propiedades intensivas
constantes. Están formadas por un sólo componente.
Clasificación de sustancias puras
SISTEMAS HOMOGÉNEOS
SUSTANCIAS PURAS
Una sola fase y un sólo componente
SOLUCIONES
Una sola fase y dos o más componentes
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Sustancias orgánicas: son aquellas, que en su mayoría, forman parte de los seres vivos y
cuyas moléculas están constituidas fundamentalmente por átomos de Carbono (C),
Hidrógeno (H) y en menor cantidad, por Oxígeno (O), Nitrógeno (N) y Fósforo (P).
Sustancias inorgánicas: son aquellas que en general no forman parte de los seres vivos y
cuyas moléculas están constituidas por diversos átomos.
Sustancias Simples: son aquellas que no pueden ser separadas en otras sustancias, están
formadas por un sólo tipo de átomo. Constituyen este grupo las sustancias elementales o
elementos (elementos de la Tabla Periódica): Hidrógeno (H), Carbono (C), Azufre (S),
Oxígeno (O), etc.
Sustancias Compuestas: son aquellas que pueden originar a través de reacciones de
descomposición, sustancias puras simples, están formadas por diferentes tipos de átomos,
por ejemplo: el agua (H2O), cuyas moléculas están formadas por átomos de Hidrógeno (H) y
de Oxígeno (O); el dióxido de carbono (CO2), cuyas moléculas están formadas por átomos
de Carbono (C) y Oxígeno (O); la sal de mesa (NaCl).
Soluciones
Las soluciones son sistemas materiales homogéneos (una sola fase) formados por más de
un componente. Ejemplos: té, agua con azúcar.
El componente que determina el estado físico final de la solución recibe el nombre de
solvente (o disolvente) y los que están repartidos en el solvente son los solutos. El solvente es
el componente que se encuentra en mayor proporción en la solución, y el soluto es el
componente que está en menor proporción. Siempre hay un sólo solvente pero puede
haber más de un soluto. Si un soluto sólido se disuelve en un solvente líquido, se dice que es
soluble, en cambio, si el soluto también es líquido, entonces se dice que es miscible.
El proceso por el cual se forma una solución, a partir del soluto y el solvente, se llama
disolución.
Las soluciones se clasifican en sólidas, líquidas y gaseosas, según el estado de agregación
que presente el solvente. Ejemplos:
Como los gases se mezclan en cualquier proporción, una mezcla de gases es
siempre homogénea y es una solución, por ejemplo, el aire que respiramos, si bien presenta
SUSTANCIAS PURAS
Según existan o no en los seres vivos
Sustancias orgánicas
Sustancias inorgánicas
Según la composición de sus moléculas
Sustancias Simples
Sustancias compuestas
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muchas partículas es suspensión, está formado principalmente por una solución compuesta
por los gases oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono, entre otros. Las aleaciones son soluciones de un sólido en un sólido, por ejemplo, los metales se
funden, se mezclan y se vuelven a solidificar (bronce: aleación compuesta por 80% de cobre
y estaño con agregados de cinc o aluminio, entre otros; acero: aleación de hierro con
pequeñas cantidades de carbono).
Concentración de las soluciones y solubilidad
La concentración de una solución es la cantidad relativa de soluto disuelto, con respecto
a la del solvente o a la cantidad total de la solución a una temperatura dada.
A una determinada temperatura, en una determinada cantidad de solvente, se puede
disolver una cantidad máxima de soluto, esta propiedad se denomina solubilidad.
La concentración de una solución también puede determinarse de modo cualitativo,
utilizando términos como diluido para soluciones con baja concentración de soluto o
concentrado para soluciones con mayor cantidad de soluto.
Dependiendo de su concentración, las soluciones químicas se clasifican en no saturadas
(diluidas o concentradas), saturadas y sobresaturadas.
Soluciones no saturadas: son aquellas en donde el soluto (o fase dispersa) y el solvente (o
fase dispersante) no están en equilibrio a una temperatura dada, por lo que pueden admitir
más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Dentro de las soluciones no saturadas se
distingue entre las diluidas (tienen una pequeña cantidad de soluto en un determinado
volumen de disolución) y las concentradas (tienen gran cantidad de soluto en un
determinado volumen de disolución, por lo que están próximas a la saturación).
Soluciones saturadas: en estas disoluciones hay un equilibrio entre el soluto y el solvente,
ya que a la temperatura que se tome en consideración el solvente no será capaz de disolver
más soluto (si se sigue agregando soluto, éste aparecerá como un compuesto sólido).
Entonces, cuando una solución llega a contener disuelta la máxima cantidad de soluto que
es capaz de disolver, significa que su concentración alcanzó su valor de solubilidad y, por lo
tanto, se denomina solución saturada (no admite más soluto, por lo cual el sobrante se
depositará en el fondo del recipiente). Es la preparación convencional de colocar cierta
cantidad de soluto y cierta de solvente en condiciones adecuadas para que se produzca,
luego de un tiempo de reposo, la precipitación.
Ejemplo: proceso de disolución del azúcar en el
té: inicialmente se agrega una cucharada de
azúcar, la misma queda en el fondo de la taza y
al agitar desaparece (solución diluida), el sabor
dulce del té aumenta al agregar más azúcar
(solución concentrada), pero llega un punto en el
que seguir agregando azúcar ya no modifica lo
dulce del té (solución saturada: la solución contiene la máxima cantidad de azúcar disuelta,
que coincide con su valor de solubilidad en ese solvente), y si ésta comienza a depositarse
en el fondo de la taza y aunque se la agite ya no se disuelve, entonces forma una mezcla
heterogénea.
Si se calienta una solución saturada, se le puede agregar más soluto; si esta solución es
enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser
una solución sobresaturada.
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Ejemplo: se disuelven 25g de determinado soluto en 100g de agua a 40°C, siendo éste el
valor de solubilidad de dicho soluto a esa temperatura; si se enfría lentamente la solución
hasta 30°C (temperatura a la cual su solubilidad es menor), en lugar de depositarse el
excedente de soluto en el fondo del recipiente, éste permanecerá disuelto en su totalidad
(25g).
Soluciones sobresaturadas: representan un tipo de disolución inestable, ya que presentan
disuelto más soluto que el permitido a la temperatura dada. Sin embargo, como son
sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita formando
microcristales (frente a enfriamientos rápidos o descompresiones bruscas) y al no poder
solubilizarse más, se presenta deposición del soluto en el fondo del disolvente,
transformándose en una mezcla heterogénea.
Concentración, solubilidad y modelo de partículas
Cuando se forma una solución, las partículas de soluto se separan entre sí porque son
“rodeadas” por las del solvente (solución diluida).
Si se agrega más soluto, la distancia entre sus partículas se acorta y pueden volver a
agruparse (solución concentrada).
Si se sigue agregando soluto produce un equilibrio en el cual por cada partícula que se
disuelve otra forma un cristal (solución saturada).
De estas interacciones depende que una solución
pueda formarse o no. Si las partículas de dos sustancias no
son capaces de atraerse entre sí, no podrá formarse una
solución y se obtendrá una mezcla heterogénea, por
ejemplo, dos líquidos que no se mezclan o que resultan
inmiscibles como el agua y el aceite.
Expresión y cálculo de la concentración de las soluciones
Para estimar la concentración de una solución en forma más exacta y precisa, pueden
utilizarse diversas expresiones, entre las que se encuentra la relación de cantidad de
partículas disueltas de soluto con respecto a la cantidad de partículas del solvente.
La cantidad de partículas de una sustancia puede relacionarse con la masa o con el
volumen que ocupan. De este modo, la concentración de una solución puede expresarse,
cuantitativamente, como la masa o el volumen de soluto con respecto a la masa o el
volumen de solvente, o con respecto a la masa o el volumen total de la solución.
Generalmente, el modo más sencillo de expresar la concentración es en porcentaje de
masa o volumen del soluto en el volumen o masa total de la solución:
Porcentaje volumen en volumen (% v/v): el volumen de soluto está expresado cada
100ml de volumen total de la solución. Se utiliza cuando las cantidades de las sustancias
que forman la solución se expresan en volúmenes (ml, l) o sea, cuando se trata de mezclas
de líquidos. Por ejemplo, un aguardiente tiene una concentración de 30% v/v de etanol en
agua, esto significa que 100ml de solución contienen 30ml de etanol y 70ml de agua.
Porcentaje masa en masa (% m/m): se refiere a la cantidad de gramos de soluto cada
100g de solución. Se utiliza cuando las cantidades de sustancias que forman la solución se
miden en unidades de masa (g, kg, etc.), o sea, en general cuando se trata de soluciones
de sólidos en sólidos. Por ejemplo, el acero es una aleación de hierro y carbono en la cual
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este último no puede superar una concentración del 2% m/m porque en lugar de acero se
forma un producto quebradizo llamado fundición.
Porcentaje masa en volumen (% m/v): corresponde a la cantidad de masa de soluto
(por ejemplo, gramos) por cada 100ml de solución. Generalmente se utiliza para expresar
la concentración de sólidos en líquidos. Por ejemplo, la solución fisiológica que se utiliza en
medicina es una solución de cloruro de sodio al 0,9% m/v, quiere decir que por cada 100ml
de solución hay disueltos 0,9g de cloruro de sodio.
Ahora bien, si se quiere expresar la concentración de una solución que contiene
solutos o solventes líquidos en unidades de masa, es necesario conocer la densidad del
líquido.
La densidad es una propiedad física intensiva de la materia que describe cuán unidos
están los átomos de un elemento o las moléculas de un compuesto. Mientras más unidas
están las partículas individuales de una sustancia, más densa es la sustancia. Puesto que las
diferentes sustancias tienen densidades distintas, la medida de la densidad es una vía útil
para identificarlas.
Para averiguar la densidad de una sustancia o un trozo de cualquier material, basta
conocer su masa y el volumen que ocupa; en símbolos:
V
m
Por lo tanto, la densidad se define como la relación entre la masa y su volumen (cociente
entre masa y volumen). La masa es la cantidad de materia contenida en un objeto y el
volumen es la cantidad de espacio ocupado por la cantidad de la materia.
En el Sistema Internacional, la unidad de densidad es el kilogramo por metro cúbico
(conocido por el símbolo kg/m3). Un kilogramo de bronce, por ejemplo, ocupará un espacio
mucho menor que un kilogramo de plumas, ésto se explica a partir de la densidad: el
bronce es más denso (tiene más masa en menos volumen) que las plumas.
Tabla de densidades
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Problemas resueltos:
1- Para expresar correctamente una concentración, lo primero que se debe hacer es
encontrar la expresión apropiada. Ejemplo: ¿Cómo expresarías la concentración de
aluminio en una aleación, si 2,45g de la aleación contienen 0,73g de aluminio?
Como se trata de dos sólidos, la
expresión correcta de esta
concentración sería en % m/m.
Entonces:
Es decir, que la aleación tiene una concentración del 29,8% m/m de aluminio (cada 100g
de aleación hay 29,8g de aluminio).
2- Para calcular un volumen o una masa a partir de la concentración, se debe interpretar lo
que esa concentración significa. Ejemplo: Si la cerveza habitualmente tiene un 5% de
alcohol. ¿Qué cantidad de alcohol toma una persona que consume medio litro de cerveza?
Se parte de la expresión de la
concentración:
Entonces, despejando de esta fórmula:
Es decir, que en medio litro de esta cerveza hay 25ml de alcohol.
3- Para calcular la cantidad de soluto necesaria al preparar una solución, se debe saber la
concentración a la que se quiere llegar y el volumen de solución que se desea preparar.
Ejemplo:
Si se desea preparar 300ml de una solución de sal de mesa en agua de concentración 4%
m/v, ¿qué cantidad de sal se debe utilizar? ¿Cuál es su concentración en % m/m si la
densidad de la solución es de 1,0253g/ml?
Aquí se tiene que interpretar qué
significa el dato de la concentración y,
a partir de ese dato plantear una regla
de tres simple:
Entonces, la solución se prepara mezclando 12g de sal con agua hasta llegar a 300ml.
Para expresar la misma concentración
pero como porcentaje masa en masa (%
m/m), se utiliza el valor de la densidad:
Esto significa que 100ml de la solución equivalen a 102,53g. Ahora se puede calcular la
concentración en % m/m:
55
Entonces, la concentración de sal en agua puede expresarse de dos formas equivalentes:
como una solución 4% m/v o 3,9% m/m.
Métodos de fraccionamiento de un sistema homogéneo
Son procesos físicos de separación, que permiten separar los componentes de una
solución, es decir, separan las soluciones en las sustancias puras que las componen.
Destilación: consiste en transformar un líquido en vapor (vaporización) y luego
condensarlo por enfriamiento (condensación). Este método involucra cambios de estado,
de acuerdo al tipo de solución que se trate, pueden aplicarse distintos tipos de destilación:
Destilación Simple: se emplea para separar
el solvente, de sustancias sólidas disueltas
(solutos). Este método se aplica
principalmente en procesos de purificación,
como por ejemplo, a partir del agua de mar
puede obtenerse agua pura, destilando ésta y
quedando residuos sólidos disueltos en el
fondo del recipiente.
Destilación Fraccionada: se emplea para
separar dos o más líquidos miscibles de
puntos de ebullición diferentes aunque
cercanos. El líquido de menor temperatura
de ebullición destila primero. Para lograr
obtener los líquidos puros se emplean
columnas de fraccionamiento (tubo relleno
con material que presente gran superficie
de contacto, por ejemplo, placas de vidrio),
que permiten sucesivas condensaciones y
evaporaciones.
Cristalización: se emplea para separar sólidos
disueltos en solventes líquidos. Puede hacerse por
enfriamiento (disminución de solubilidad por
descenso de temperatura) o por calentamiento
(disminución de capacidad de disolución por
evaporación del solvente).
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Cromatografía: es muy utilizada tanto para
separar como para identificar los
componentes de una solución que contiene
varios solutos. Se basa en el principio de
extracción con solventes. Esta técnica
requiere de dos fases, una móvil fluida (un
gas o un líquido) y una fija o estacionaria (un
sólido o un líquido fijado sobre un sólido), de esta manera los componentes de la solución
son arrastrados por la fase móvil, y en ese trayecto, interaccionan de diferente manera con
la fase estacionaria. Por ejemplo, los colorantes de una tinta, las sustancias migran a través
de una fase fija como el papel, arrastradas por la fase móvil, como una mezcla de agua y
alcohol.
ACTIVIDAD N°1
Dados los siguientes sistemas materiales, clasifícalos en Homogéneo o Heterogéneo según
corresponda e indica cuáles son los elementos que lo componen:
a) agua salada con trozos de hielo ………………………………………………………………………
Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
b) agua, aceite y trozos de corcho…………………………………………………………………………
Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
c) una ensalada de tomate, lechuga y zanahoria rallada …………………………………………… Elementos:
..…………………………………………………………………………………………………………………..
d) un trozo de hierro …………………………………………………………………………………………
Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………….
e) agua con mucho azúcar (una parte del azúcar quedó depositada en el fondo)………. Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
f) aire filtrado y seco …………………………………………………………………………………….. Elementos:
..…………………………………………………………………………………………………………………
g) un té con azúcar totalmente disuelta……………………………………………………………… Elementos:
..…………………………………………………………………………………………………………………
57
h) alcohol con agua …………………………………………………………………………………….. Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
i) Una barra de chocolate…………………………………………………………………………………
Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
j) un trozo de bronce (aleación de cobre y estaño) ……………………………………………… Elementos:
..………………………………………………………………………………………………………………
ACTIVIDAD N°2
1- Indica para los siguientes sistemas cuántas fases poseen cada uno:
a) agua salada con trozos de hielo: ……………….…………………………………………………..
b) agua, aceite y trozos de corcho: ……………………………………………………………………
c) una ensalada de tomate, lechuga y zanahoria rallada: …………………………………………
d) un trozo de hierro: ………………………………………………………………………………………
e) agua con mucho azúcar (una parte del azúcar quedó depositada en el fondo): …………
f) aire filtrado y seco: …………………………………………………………………………………………
g) un té con azúcar totalmente disuelta: ………………………………………………………………
h) alcohol con agua: …………………………………………………………………………………………
i) una barra de chocolate: …………………………………………………………………………………
j) un trozo de bronce (aleación de cobre y estaño): …………………………………………………
2- Inventa sistemas materiales que cumplan con las siguientes condiciones:
a) sistema heterogéneo de tres fases y dos componentes
b) sistema heterogéneo de dos fases y tres componentes
c) sistema homogéneo de tres componentes
d) sistema homogéneo de un solo componente
ACTIVIDAD N°3
1- Clasifica los siguientes sistemas materiales según el intercambio con el medio ambiente:
a) Una lata de gaseosa: …………………………………………
58
b) Una heladera cerrada: ………………………………………
c) Una conservadora: ……………………………………………
d) Un parque: ……………………………………………………
e) Un termo: ………………………………………………………
f) Una botella con agua: ……………………………………
2- Un sistema material está formado por alcohol, arena y limaduras de hierro, indica
justificando:
a) si el sistema es homogéneo o heterogéneo:
b) cantidad de fases:
c) cantidad de componentes:
d) los métodos de separación que se pueden utilizar para separar las fases:
3- Indica con una cruz cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos:
a) Aire
b) agua y aceite
c) carbón y kerosén
d) agua y alcohol
e) leche
f) acero
g) un vaso de whisky con hielo
ACTIVIDAD N°4
1- Pon una cruz (X) en la única respuesta correcta de cada pregunta:
a) ¿Qué es el agua del mar?:
Una mezcla heterogénea de agua y sal
Una solución
Una sustancia pura
b) ¿Qué es una disolución?:
Una mezcla homogénea de soluto y solvente
Una mezcla heterogénea de soluto y solvente
Una sustancia pura
c) ¿Cómo separarías una mezcla de arena fina y arena gruesa?:
Tamizando
Filtrando
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Decantando
Destilando
d) ¿Qué es el oxígeno?:
Es una mezcla homogénea
Es una mezcla heterogénea
Es lo mismo que el aire
Es uno de los gases del aire
e) En el agua del mar, ¿qué sustancia es un soluto?:
La sal
El agua
Las dos: el agua y la sal
f) ¿Para qué usarías un imán?:
Para separar trocitos de hierro de la arena
Para una tamización de hierro y arena
Para una filtración magnética
g) ¿Qué son el Oxígeno (O), el Hierro (Fe), el Calcio (Ca), el Oro (Au), etc?:
Elementos químicos
Moléculas
Mezclas homogéneas
Sustancias sólidas por naturaleza
h) ¿Qué es una partícula de agua?:
Un elemento químico
Una molécula, un compuesto
Un átomo
La mezcla de hidrógeno y oxígeno
i) ¿Qué es el azúcar?:
Una mezcla heterogénea
Una sustancia pura
Una mezcla homogénea
Un disolvente del agua
j) El aceite flota sobre el agua. ¿Qué sustancia tiene una densidad mayor?
El aceite
El agua
La disolución aceite-agua
Ninguno: los dos tienen la misma densidad
2- ¿Qué diferencia hay entre “solución” y “sustancia pura”? Cita dos ejemplos de
“soluciones” y dos de “sustancias puras”
3- ¿Verdadero o falso? Marca con una cruz (X) las casillas:
El agua de mar es una sustancia pura
La sal es una solución
El agua de mar es una solución
La sal es un solvente del agua marina
La sal se disuelve en el agua
60
4- El vinagre (CH3 COOH) ¿es una sustancia orgánica (O) o inorgánica (I)?, ¿es una
sustancia simple (S) o compuesta (C)? Justifica tu respuesta.
CH3 COOH: …………………………………………………………………………………………………
Las soluciones ácidas y alcalinas
Seguramente habrás experimentado el sabor agrio o ácido del vinagre y del jugo de
los cítricos como el limón. ¿Qué significa que una sustancia sea ácida?
Los ácidos se caracterizan por tener ciertas propiedades:
Disueltos en agua tienen sabor agrio. Sin embargo, no es bueno probar una sustancia
para saber si es ácida ya que mucho de ellos no son comestibles.
Al entrar en contacto con ciertas sustancias llamadas indicadores cambian el color
de éstas.
Disueltos en agua, el agua actúa como solvente. La mayoría de los ácidos
reaccionan con los metales desprendiendo hidrógeno.
Sus propiedades desaparecen al entrar en contacto con sustancias alcalinas.
Estas propiedades se deben a que todos los ácidos tienen por lo menos un átomo de
hidrógeno, que en solución acuosa produce el ión H+.
Las sustancias alcalinas
Las sustancias alcalinas o bases tienen las siguientes características:
Son grasas al tacto
Cambian de color ciertas sustancias consideradas indicadores, lo que permite
identificarlas.
Sus propiedades desaparecen al reaccionar con los ácidos.
En solución acuosa desprende un grupo OH- llamado ión oxhidrilo
La escala de pH
Entre los ácidos hay algunos que tiene mayor capacidad para reaccionar, son
FUERTES, como el sulfúrico, el clorhídrico o el nítrico, y otros que son DÉBILES, como el
acético, el cítrico o el pícrico.
Lo mismo podemos señalar en el caso de las sustancias alcalinas, algunas son
FUERTES, como los hidróxidos de sodio o potasio, y otras son DÉBILES como los hidróxidos de
calcio o de magnesio.
Para poder expresar esta característica, se suele utilizar una escala numérica llamada
ESCALA DE pH, cuyo valores numéricos varían entre 0 y 14.
Las SOLUCIONES ÁCIDAS tienen valores de pH que van de 7 a 0. (son más
fuertes a mediada que el pH es menor).
61
Las SOLUCIONES NEUTRAS presentan un pH igual a 7.
Las SOLUCIONES ALCALINAS poseen un pH que varía entre 7 y 14. (son más
alcalinas a medida que aumenta el pH
En síntesis:
Ácido Neutro Alcalino
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Aumenta la acidez Aumenta la alcalinidad
A modo de ejemplo:
pH Reacción Ejemplo
0
3
5
7
9
11
14
Muy ácida
Bastante ácida
Poco ácida
Neutra
Poco alcalina
Bastante alcalina
Muy alcalina
Ácido sulfúrico
Vinagre
Tomate
Agua destilada
Agua de mar
Agua de cal
Soda caústica
El pH es muy importante desde el punto de vista industrial y biológico.
Para que no afecten nuestra piel, los líquidos deben tener un pH entre 4 y 9. Cada especie
vegetal requiere un determinado pH para su mejor desarrollo. En general los valores más
aptos son los ligeramente ácidos.
Actividad N°5:
Lee el texto LA ACIDEZ DE LAS BEBIDAS Y LOS DIENTES y responde las preguntas
Un grupo de odontólogos y bioquímicos de la Universidad Nacional de Córdoba realizó una
investigación acerca del efecto que tienen los jugos y otras bebidas de consumo masivo sobre
nuestros dientes. Su director aportó precisiones y algunas conclusiones al respecto: “La erosión dental
es un proceso crónico e irreversible que ocurre cuando los tejidos duros del diente, ricos en sales de
calcio, se disuelven por acción de las sustancias ácidas. Para establecer la capacidad erosiva de las
bebidas, las reunimos en cinco grupos: jugos naturales, bebidas frutales, bebidas gaseosas, bebidas
deportivas y cervezas. Luego expusimos las piezas dentales tomadas de un banco de dientes humanos
a la acción de estas bebidas. Finalmente, medimos la cantidad de calcio disuelto para establecer el
grado de erosión.”
62
Las conclusiones fueron muy interesantes. Cuanto más ácida es la bebida y cuanto mayor es el
tiempo de exposición del diente a ella, aparee mayor cantidad de calcio disuelto. Por lo tanto mayor
será la erosión que experimenta el diente. Por otra parte, aunque el ácido carbónico (H2CO3) presente
en las bebidas gaseosas les otorga acidez, no parece ocasionar erosión dental, ya que se pierde
como dióxido de carbono (CO2) cuando el envase se destapa. Más bien podríamos decir que el
ácido cítrico (C6H8O7) presente en las bebidas cítricas y, más aun, el ácido fosfórico (H3PO4) presente
en las bebidas colas, parecen ser los causantes directos de la erosión dental, ya que son difíciles de
eliminar.
Fuente: Hoy la Universidad, periódico digital de la UNC, 23/11/2003
A) ¿Cuál es el efecto de los ácidos sobre los dientes?
b) ¿Qué clase de ácidos son el ácido carbónico y el fosfórico? ¿Por qué?
Realiza las actividades de laboratorio N°
Unidad N° 3:
“LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA”
Toda la materia que nos rodea está formada por pequeñas partículas: principalmente
átomos, iones y moléculas.
Los átomos son las estructuras básicas de las demás, dado que las moléculas son
agrupaciones de átomos y los iones aparecen cuando un átomo o una molécula poseen
una carga eléctrica positiva o negativa (el átomo es eléctricamente neutro). Los iones de
carga positiva son llamados cationes, mientras que a los de carga negativa se los denomina
aniones. Ejemplo: un trozo de hierro está formado por átomos todos iguales, ordenados de
una manera particular en el espacio, la cual da como resultado una estructura sólida; en el
caso del oxígeno gaseoso, el agua y el dióxido de carbono, las partículas constituyentes son
moléculas y cada una de ellas está formada por dos o más átomos; por otra parte la sal
común contiene iones cloro negativos (aniones) y también iones sodio positivos (cationes),
estos iones se disponen en el espacio de un modo peculiar, característico de cada
sustancia.
Existen átomos diferentes, que dan lugar a distintos elementos, como el oxígeno, el oro, el
plomo, el nitrógeno y el sodio, entre muchos otros.
Los modelos atómicos
En 1808, el químico y físico inglés John Dalton (1766-1844) formuló la primera teoría sobre el
átomo. En la que planteó la existencia de los átomos como constituyentes de todos los
materiales. Además proponía:
• Las sustancias están formadas por partículas llamadas átomos.
• Los átomos que forman una sustancia son idénticos y distintos de los que forman
otras sustancias.
• Los átomos no se destruyen durante las transformaciones químicas, sólo cambia la
63
forma en la que se combinan.
• Existen átomos simples (sustancias simples: formadas por un sólo tipo de átomo) y átomos
compuestos (sustancias compuestas: formadas por dos o más tipos de átomos).
• Los átomos compuestos se forman por la combinación de átomos simples. También se los
denomina moléculas.
Si bien en este modelo se resaltaba la individualidad de los átomos, no se contemplaba la
composición de éstos por partículas subatómicas.
Posteriormente, al descubrirse las partículas subatómicas, el físico inglés
Joseph John Thomson (1856-1940) diseñó un modelo de átomo que era
macizo. Era semejante a un budín con frutas secas: los electrones eran las
frutas que se encajaban en la masa del resto del átomo.
Más tarde, el físico y químico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1939) propuso un modelo
distinto. Sostenía que el átomo tenía un centro (núcleo) con concentración
de masa y carga positiva y una corteza con electrones girando. Es decir,
demostró que la estructura de un átomo comprende dos zonas básicas:
El núcleo: región central de pequeño volumen que reúne casi toda la
masa del átomo. En esta zona se encuentran dos tipos de partículas: los
protones (de carga positiva) y los neutrones (sin carga eléctrica).
La región extranuclear: región por fuera del núcleo, de gran volumen, en la que se
hallan en continuo movimiento partículas de masa casi insignificante y carga negativa: los
electrones.
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) postuló que los
electrones se encuentran en capas u órbitas circulares alrededor del
núcleo. Cada órbita está caracterizada por un determinado nivel de
energía (n); cuanto más cerca del núcleo está un electrón, menor será
su energía.
Según el modelo de Bohr, cada electrón que está en una órbita tiene la energía necesaria
que le permite mantenerse circulando en ella. Cada órbita tiene una capacidad máxima
de electrones. De acuerdo con esto, se las nombra con determinadas letras.
Finalmente, en 1927, el francés Louis de Broglie, el austríaco Erwin Schrödinger y
el alemán Werner Heisenberg postularon lo que se conoce como el Modelo
atómico actual o Modelo mecánico-cuántico. Según este modelo, los electrones
no se distribuyen en órbitas definidas, sino en zonas del espacio denominadas
orbitales atómicos. Entonces, los electrones no tienen trayectorias fijas alrededor
del núcleo, sino que lo envuelven formando una nube difusa de carga negativa.
Átomo de
Cobre (Cu)
64
¿Qué es un átomo? (Modelo atómico nuclear)
Un átomo es una partícula muy pequeña que forma a todas las moléculas y por lo tanto a
todos los cuerpos.
Todo átomo está formado por tres tipos de partículas más pequeñas, llamadas partículas
subatómicas: protones (p+), electrones (e-) y neutrones (n).
Los protones y los neutrones se encuentran en la parte central del átomo denominada
núcleo atómico.
Los electrones se encuentran girando a grandes velocidades alrededor del núcleo
atómico en los denominados niveles de energía.
Los protones son partículas nucleares con carga eléctrica positiva y poseen una
determinada masa.
Los neutrones son partículas nucleares que no tienen carga eléctrica (son neutros) y
poseen una masa igual a la de los protones.
Los electrones son partículas que se ubican fuera del núcleo atómico (en los niveles
energéticos), que poseen carga eléctrica negativa y su masa es tan pequeña que no se
tiene en cuenta.
En todo átomo la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones, debido a
que el átomo es eléctricamente neutro, por lo tanto la cantidad de carga eléctrica positiva,
debe ser igual a la cantidad de carga eléctrica negativa.
Los niveles de energía son zonas alrededor del núcleo atómico en donde se encuentran
girando los electrones. Un átomo puede llegar a tener 7 niveles energéticos como máximo y
los mismos se enumeran del 1 al 7 comenzando por el nivel más cercano al núcleo (de
adentro hacia afuera).
Los neutrones se encargan de mantener unidos a los protones en el núcleo atómico.
Niveles de Energía
65
Número Atómico y Número Másico
Lo que caracteriza a los átomos de un elemento es el número de protones, es decir, su
Número Atómico y se simboliza con la letra Z. Todos los átomos de un mismo elemento tienen
el mismo número atómico. Por ejemplo: todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones, y
todos los átomos que tienen 6 protones pertenecen al carbono.
La masa de un átomo está concentrada en el núcleo, formado por protones y electrones,
porque la masa de los electrones es tan pequeña que se considera despreciable, por ello la
suma de protones y neutrones de un átomo se denomina Número Másico, Número de Masa
o Peso Atómico (masa atómica relativa), y se simboliza con la letra A. En símbolos:
nZA
¿Cómo se determina la cantidad de protones, neutrones y electrones que tienen los distintos átomos?
Para saber la cantidad de partículas subatómicas que forman a un
determinado átomo, es necesario conocer el número atómico y el número
másico, que se extraen de la Tabla Periódica:
Número Atómico (Z) = número de protones
Número másico (A) = número total de partículas del núcleo: A = Z + n
Cantidad de protones = Cantidad de electrones (átomo eléctricamente neutro)
Número de neutrones (n) n = A – Z
IMPORTANTE:
El número másico (número decimal) siempre se utiliza como número entero, por lo tanto
se debe redondear.
Ejemplo N°1: un átomo de Cloro (Cl) Ejemplo N°3: un átomo de
Aluminio (Al)
Z = 17; A = 35; Z = 13; A =
27;
n = 35 – 17 = 18 n = 27 –
13 = 14
Ejemplo N°2: un átomo de Oro (Au)
Z = 79; A = 197;
n = 197 – 79 = 118
La Tabla Periódica de los Elementos
Los elementos químicos son los diferentes tipos de átomos que constituyen tanto a las
sustancias simples como a las sustancias compuestas.
Todos los átomos que tienen igual número atómico corresponden a un mismo elemento
químico. Por ejemplo, el azufre es un elemento químico cuyos átomos tienen Z = 16; por lo
tanto, poseen 16 protones y 16 electrones; entonces, todo átomo que tenga Z = 16 es un
átomo de azufre.
Cl35
17
Au197
79
Al27
13
66
Cada elemento químico tiene un nombre y además un símbolo que lo representa (una
letra mayúscula o bien una letra mayúscula acompañada de una letra minúscula).
Para poder averiguar el nombre o el símbolo de un elemento químico se debe recurrir a la
TABLA PERIÓDICA.
La tabla periódica de los elementos es un ordenamiento de los diferentes elementos
químicos, según sus propiedades y características. La primera versión de la misma fue
publicada por el químico ruso Demitri Mendeleiev, quien propuso ordenar los elementos
según su peso atómico, de manera creciente. A lo largo del tiempo, fueron modificando la
tabla hasta llegar a la actual, en la que los elementos químicos están ordenados de
izquierda a derecha según su número atómico creciente, formando columnas
(ordenamientos verticales) y filas (ordenamientos horizontales).
Los ordenamientos verticales o columnas se
denominan grupos y en ellos están ubicados elementos
que tienen propiedades semejantes. Los grupos son 18.
Según el grupo al que pertenecen, los elementos se
pueden clasifican en elementos representativos (grupos
1 y 2; y del 13 al 18), elementos de transición (grupos del
3 al 12) y elementos de transición interna (los lantánidos
y actínidos). Esta clasificación se relaciona con las
características de la distribución de los electrones de sus
átomos en los diferentes niveles de energía.
Los ordenamientos horizontales o filas se denominan períodos y son 7, indican el número
de nivel de energía externo o de máxima energía.
En la actualidad, se conocen 118 elementos químicos, es decir, hay identificados 118 tipos
de átomos con número atómico distinto. Todo lo que se encuentra en el Universo está
constituido por esos elementos. De los 118 elementos, 92 se encuentran naturalmente en la
Tierra. Los 28 restantes son sintéticos.
Otra forma de clasificar los elementos químicos es en: Metales, No Metales, Metaloides y
Gases Nobles o Gases Inertes.
Los metales son fáciles de reconocer por sus propiedades físicas. Tienen colores
característicos (plateado, dorado o rojizo) y brillan al pulirlos, son buenos conductores de la
electricidad y el calor, poseen altos valores de densidad y dureza, y son dúctiles y
maleables. La mayoría de ellos son sólidos a temperatura ambiente (considerada como
20°C en promedio), salvo el mercurio (Hg), que se presenta líquido. Tienen puntos de
ebullición y fusión altos. La mayoría de los metales no se encuentran como sustancias
elementales en la naturaleza sino como componentes de sustancias compuestas. Sólo
Metaloidesss
67
algunos metales del centro de la tabla pueden encontrarse en forma libre como la plata
(Ag), el cobre (Cu) y el oro (Au).
Los no metales son un grupo de elementos con características opuestas a las de los
metales. En ese sentido, la mayoría son malos conductores del calor y la electricidad. Hay no
metales sólidos, como el azufre (S) o el carbono (C); gaseosos, como el hidrógeno (H) o el
flúor (F); o líquidos, como el bromo (Br). Los que son sólidos son frágiles y, en general, de baja
dureza y densidad. Tiene puntos de ebullición y de fusión relativamente bajos. Las sustancias
elementales de los no metales se encuentran en la naturaleza. Así, por ejemplo, el oxígeno
(02) y el nitrógeno (N2) forman parte de la atmósfera, y el carbono (C) se extrae de minas.
Los metaloides forman un pequeño grupo de elementos químicos integrado por el boro
(B), el silicio (Si), el germanio (Ge), el arsénico (As), el antimonio (Sb), el telurio (Te) y el
polonio (Po), y se ubican en la tabla como una diagonal entre los metales y los no metales.
Estos elementos comparten propiedades con ellos, tienen brillo metálico, son sólidos a
temperatura ambiente, tienen propiedades mecánicas intermedias, son semiconductores,
tienen puntos de ebullición y fusión más altos que los no metales y presentan reactividad
muy variada.
El grupo de los gases inertes o nobles incluye gases incoloros e inodoros que se encuentran
en la naturaleza y constituyen pequeñas porciones de la atmósfera. Se los llama nobles,
porque no forman compuestos y permanecen como sustancias elementales. Sus moléculas
son monoatómicas.
Mientras que los metales tienen facilidad para originar cationes, los no metales originan
con mayor facilidad aniones, y los gases nobles son elementos que tienen muy poca
tendencia a combinarse con otros.
Hay algunos Grupos de la TABLA PERIÓDICA que poseen nombres especiales:
GRUPO 1 excepto el hidrógeno (H): Metales Alcalinos, no se encuentran libres en la
naturaleza, son metales blandos, blanco-plateados y brillantes. El cloruro de sodio o sal
común contiene metales alcalinos.
GRUPO 2: Metales Alcalinos Térreos, no se encuentran libres en la naturaleza, el calcio y
el magnesio son importantes para la industria y la salud. El magnesio forma aleaciones muy
livianas con el aluminio que se emplean en la fabricación de aviones y en los fuegos
artificiales; el calcio es el quinto elemento más abundante en la corteza terrestre, forma
minerales como el mármol, es importante para la salud (dientes y huesos).
GRUPO 13: familia del Boro, el boro no se encuentra libre en la naturaleza.
GRUPO 14: familia del Carbono, el carbono se encuentra presente en gran cantidad de
compuestos. Los glúcidos, los lípidos, las proteínas y los ácidos nucleicos lo contienen;
también está en los componentes del petróleo, como las naftas. El silicio es el segundo
elemento más abundante en la naturaleza y se emplea en aleaciones, también se usa en
electrónica para la fabricación de chips, además es un importante constituyente del
hormigón y los ladrillos.
GRUPO 15: familia del Nitrógeno, el nitrógeno es el gas más abundante en la atmósfera,
sus compuestos son materia prima en la fabricación de fertilizantes y explosivos. El fósforo es
empleado a diario para encender las hornallas de la cocina. El arsénico es un poderoso
veneno, y el bismuto, un regulador de las disfunciones intestinales.
GRUPO 16: familia del Oxígeno, el oxígeno es un gas formado por dos átomos (O2) que
se encuentra en la atmósfera; las plantas lo producen en la fotosíntesis y la mayoría de los
seres vivos lo emplean para metabolizar glúcidos y obtener energía. Además el oxígeno
forma otro gas, el ozono (O3), cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la
68
radiación ultravioleta procedente del Sol. Los otros elementos del grupo, azufre, selenio y
telurio son sólidos a temperatura ambiente.
GRUPO 17: Halógenos, significa formador de sales, las sales más conocidas son las que
contienen sodio.
Los elementos cuyos números atómicos van desde el 57 al 71: Lantánidos, se emplean en
la industria de las aleaciones por ser metales blandos y maleables, con mucho brillo y
conductividad.
Los elementos cuyos números atómicos van desde el 89 al 103: Actínidos, son radiactivos.
El actínido más conocido es el uranio empleado en los reactores nucleares de las centrales
generadoras de electricidad.
Los Lantánidos y Actínidos también se conocen con el nombre de Tierras Raras
(elementos de transición interna), estos elementos forman una mezcla de óxidos.
Propiedades Periódicas
Radio atómico: por convención, los átomos, se consideran esféricos y se toma como radio
atómico, la mitad de la distancia entre dos núcleos, el mismo se mide en Angstroms (Å) y se
determina experimentalmente. Disminuye de izquierda a derecha en un período, y en cada
grupo aumenta de arriba hacia abajo.
Energía de ionización: es la energía necesaria para convertir en un catión a un átomo en
estado en estado gaseoso. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Electronegatividad: es la tendencia de un átomo a ganar o captar electrones cuando
participa de una reacción química. Aumenta de izquierda a derecha, en un período, y de
abajo hacia arriba, en un grupo.
69
Une con flechas los términos que correspondan: ACTIVIDAD N°1
Protón Carga negativa
Electrón Sin carga
Neutrón Carga positiva
ACTIVIDAD N°2
1- Indica el número de protones, electrones y neutrones que corresponde a cada átomo:
a) Un átomo de potasio p+ =
e- =
n =
b) Un átomo de plata p+ =
e- =
n =
c) Un átomo de plomo p+ =
e- =
n =
d) Un átomo de Antimonio p+ =
e- =
n =
e) Un átomo de Titanio p+ =
e- =
n =
f) Un átomo de Bromo p+ =
e- =
n =
70
2- Indica a qué átomo hace referencia cada par de datos:
a) Z = 12; A = 24 ……………………………………………………………………….
b) Z = 34; A = 79 ……………………………………………………………………….
c) Z = 45; A = 103 ……………………………………………………………………..
d) Z = 18; A = 40 ……………………………………………………………………….
3- Completa los datos faltantes en la tabla:
Z A p+ e- n Nombre símbolo
45 103
23 11
35 45
Plata
Cu
8 16
6 6
11 5
Plomo
Hg
4- Calcula cuál es el número másico (A) y cuál el atómico (Z) para el átomo de un
elemento compuesto por 15 protones y 20 neutrones.
ACTIVIDAD N°3
1- Utilizando la TABLA PERIÓDICA, indica el símbolo que representa a cada uno de los
siguientes elementos químicos:
a) Cloro …………… f) Hierro ……………
b) Sodio …………… g) Neón ……………
c) Carbono …………… h) Plata ……………
d) Oxígeno …………… i) Magnesio ……………
e) Nitrógeno …………… j) Potasio ……………
2- ¿Cuál es el nombre de cada uno de los siguientes elementos químicos?
a) Cu ………………………..………….. f) Au ………………………….
b) P …………………………………..…. g) Sn ………………………….
c) H …………………………………….. h) Pb ………………………….
71
d) S …………………………………….. i) Ni ……………………………
e) He …………………………………… j) Ca ………………………….
ACTIVIDAD N°4
1- Observando la tabla periódica, responde las siguientes preguntas:
a) ¿Cuántos grupos tiene la Tabla Periódica? ¿Cómo se los designa a los diferentes grupos?
b) ¿Cuántos períodos tiene la Tabla Periódica? ¿Cómo se los designa a los mismos?
c) ¿Qué datos se pueden extraer de la Tabla Periódica acerca de un determinado
elemento químico?
d) ¿Cuál es el nombre y el símbolo del elemento químico de menor número atómico?
e) ¿Cuál es el número atómico del elemento cuyo nombre es Aluminio?
f) ¿Cuál es el número atómico del elemento cuyo símbolo es Zn?
2- Completa el siguiente cuadro:
3- ¿De qué elemento químico se trata? Coloca el nombre sobre la línea de puntos:
a) elemento ubicado en el período 4 y grupo 2 …………………..…………………………………
b) elemento de número atómico 27 ……………………………………………………………………
c) elemento cuyo símbolo es As …………………………………………………………………………
d) elemento ubicado en el grupo 18 y período 3 ………….……………………………………………
e) último elemento del período 4 ……………………………………………………………..……………
f) primer elemento del grupo 15 ……………………...………………………………………………….
NOMBRE SÍMBOLO GRUPO PERÍODO Z
Potasio
Mn
13 2
80
Flúor
10 6
6
Si
Azufre
72
ACTIVIDAD N°5
Ubica los siguientes elementos en el cilindro que corresponda:
Calcio – Boro – Azufre – Argón – Helio – Carbono - Cobre – Hidrógeno – Sodio – Yodo – Neón
– Plata - Magnesio – Fósforo – Nitrógeno – Plomo – Silicio – Bromo
METALES NO METALES GASES INERTES
ACTIVIDAD N°6
1- Busca en la Tabla Periódica dos ejemplos de:
a) metales alcalinos térreos: ……………………………………………………
b) halógenos: ……………………………………………………………………
c) actínidos: ……………………………………………………………………
d) metales alcalinos: ..…………………………………………………………
e) lantánidos: ..…………………………………………………………………
2- Indica el nombre y el símbolo de los elementos que se detallan a continuación:
a) metal alcalino del período 3 .……………………………………………………………………………
b) halógeno del período 2 ..………………………………………...………………………………………
c) metaloide del grupo 13 ..……………………………………………...……………………………..……
d) metaloide del grupo 15 período 4 ..…………………….………………………………………………
e) metal del grupo 2 período 5 ..……………………………………………………………………………
f) gas inerte del período 1 ...………………………………………………………………………………
73
ACTIVIDAD N°7
Marca con una cruz (X) las afirmaciones que consideres incorrectas:
a) Los elementos químicos se clasifican en sólidos, líquidos y gaseosos ( )
b) Los grupos de la Tabla Periódica son los ordenamientos horizontales de elementos
químicos ( )
c) Los elementos químicos son los diferentes tipos de átomos que existen en la Naturaleza (
)
d) Los elementos metálicos se caracterizan por ser malos conductores de la corriente
eléctrica ( )
e) En la Tabla Periódica, los elementos están ordenados de acuerdo a sus números atómicos
crecientes de izquierda a derecha ( )
f) En la Tabla Periódica hay siete grupos ( )
g) Los elementos del grupo 17 se denominan halógenos ( )
h) Los no metales se encuentran todos en estado gaseoso ( )
i) Los metales poseen brillo y son dúctiles y maleables ( )
ACTIVIDAD N°8
Completa las siguientes afirmaciones:
a) El potasio se simboliza con …………….. y se clasifica como ………………………………………
b) El iodo está ubicado en el grupo ………………………… y período ….……………………………
c) El símbolo del ……………………….………………………….. es Au.
d) Los símbolos de los gases inertes son ……………………………………………………………………
e) El hidrógeno se clasifica como …………………………………………….………………………….…
f) El único metaloide del grupo 13 se denomina ……...………….……………………………….……
g) El gas inerte del período 4 se denomina ……………………………..………… y se simboliza …
h) El nitrógeno se clasifica como ……………………………………………………………………………
i) El halógeno del período 3 se simboliza ……………………. y se llama …….………………………
j) El elemento de número atómico 16 está ubicado en ……………………………..………...……
SEMEJANTES PERO NO IGUALES: LOS ISÓTOPOS
Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento que tienen un número
diferente de neutrones. En caso del HIDRÓGENO, por ejemplo, hay tres isótopos,
74
Muchos elementos presentan isótopos radiactivos, que se descomponen y forman
átomos de otros elementos. Los isótopos de este tipo, que no abundan, son tan útiles como
peligrosos. Entre sus diversas aplicaciones, algunas resultan beneficiosas: en medicina, sirven
para estudiar el interior del cuerpo; permiten determinar la edad de objetos muy antiguos; se
usan como “combustible” para la obtención de energía en centrales nucleares. Pero
también pueden generar graves perjuicios, desde los desechos radiactivos que contaminan
el medio ambiente hasta las armas nucleares capaces de destruir totalmente la vida sobre
nuestro planeta.
Actividad Nº9: Un átomo posee Z=19 y 19 neutrones, mientras que otro también
presenta Z=19 pero posee 20 neutrones. Indica:
a) ¿Pertenecen al mismo elemento?
b) ¿Cómo se denominan por ello?
Actividad Nº 10: De los que siguen, ¿cuáles son isótopos del mismo elemento? La
letra X se emplea para representar al elemento.
a) 16 b) 14 c) 16 d) 14 e) 12
X X X X X 7 7 6 6 5
Actividad Nº 11: Indica, para el isótopo radiactivo del yodo I-131 que se emplea
para el tratamiento de cáncer de tiroides y la medición de la actividad del hígado y el
metabolismo de las grasas:
a) ¿Cuál es el número atómico de este isótopo?
b) ¿Cuántos neutrones contienen los átomos de este isótopo?
75
Actividad Nº 12: Indica verdadero o falso y justifica.
a) Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones.
b) Si dos átomos tienen igual número de masa, son isótopos.
c) C-12 y C-13 forman un par de isótopos.
d) El número másico e suficiente para conocer la estructura nuclear. Dos isótopos tienen igual número de masa, pero distinto número atómico.
IONES
Son átomos con carga eléctrica positiva o negativa, que se adquieren cuando un
átomo gana o cede electrones. Así se obtienen dos tipos de iones:
CATIONES ANIONES
Poseen carga eléctrica positiva ya que Poseen carga eléctrica negativa ya
que
cede electrones gana electrones
Ejemplos:
El cloro (Cl) al GANAR UN ELECTRÓN forma el ANIÓN cloruro (Cl-
)
17
Cl: 1 s2
, 2 s2
2 p6
, 3 s2
3 p5
+ 1 e- 1 s2
, 2 s2
2 p6
, 3 s2
3 p6
: 17
Cl –
El sodio (Na) al PERDER UN ELECTRÓN forma en CATIÓN sodio (Na+
)
11
Na: 1 s2
, 2 s2
p6
, 3 s1
1 s2
, 2 s2
p6
: 11
Na +
Hay que tener en cuenta dos cosas: Un átomo no recibe electrones de la nada, así como tampoco cede electrones a
la nada, sino que cuando se produce un ión, un átomo recibe electrones de otro
átomo
Un átomo sólo puede captar o ceder electrones, nunca protones ya que éstos no
pueden salir del núcleo.
Actividad Nº 13:
a) Clasifica los siguientes iones. Justifica.
K+ Cl-
b) Determina el número de electrones que poseen
76
Actividad Nº 14:
Indica el número de protones y de electrones de cada uno de los siguientes iones:
Na+, Ca 2+, Al 3+, Fe 2+, I-, F-, S2-, O2-
MODELO ATÓMICO MODERNO
En la actualidad se acepta que la masa del átomo está concentrada en el núcleo al
igual que toda la carga positiva. Los protones y neutrones forman nucleones que se
encuentran en el núcleo atómico mientras que los electrones se encuentran en la zona que
rodea al núcleo.
Arribar a esta conclusión requirió de esfuerzo, ya que se realizaron muchos trabajos e
investigaciones. Thomson, Rutherford y más tarde Bohr propusieron modelos atómicos que
iban siendo reemplazados a medida que avanzaban las investigaciones.
Bohr proponía en su modelo: Que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas situadas a diferentes
niveles.
Que a cada nivel le corresponde un valor determinado de energía, cuanto más alejado
del núcleo está un nivel, mayor es su energía
Que la distancia de un nivel al núcleo y su energía sólo pueden adoptar valores
definidos.
Que cada nivel admite un número máximo de electrones.
El modelo atómico de Bohr es extremadamente sencillo para explicar fenómenos a
escala atómica.
Hacia 1925, ideas de algunos científicos, especializados en mecánica cuántica, llevaron
a proponer el modelo atómico de orbitales que propone. Que el electrón es una partícula que posee una onda asociada
Que no puede predecirse la posición exacta del electrón ni su trayectoria, se habla de
orbitales atómicos
Que un orbital atómico es la zona de mayor probabilidad de hallar un electrón. En cada
orbital hay 2 electrones a lo sumo
Que hay varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en el
espacio:
- orbital “s”, cuya forma en el espacio es esférica
- orbital “p”, que tiene forma de lóbulos
- orbital “d”
- orbital “f”.
Que en cada nivel electrónico hay un número determinado de orbitales de cada clase.
Cada orbital puede tener como máximo dos electrones de spín (sentido de giro)
opuesto
77
Distribución de orbitales y electrones para los cuatro primeros niveles
Nivel de
energía
Número de
subniveles
Orbitales N° de
orbitales
Número
máximo de
electrones en
los orbitales
Nº total de e-
en el nivel
1 1 s 1 2 2
2
2
s
p
1
3
2
6
8
3 3 s
p
d
1
3
5
2
6
10
18
4 4 s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
32
Pero, ¿cómo se van llenando de electrones los distintos niveles y subniveles de un átomo?
Debemos tener en cuenta algunos principios: a) Principio de mínima energía: indica que los electrones de los átomos en estado
fundamental ocupan primero los subniveles de más baja energía. Para recordar el
orden creciente de energía se utiliza la siguiente regla nemotécnica.
Regla de Aufbau o de las diagonales
La diferencia de energía entre los primeros niveles es mucho mayor que entre sus niveles
superiores; por lo que se da superposición entre los niveles de energía. Esto significa que
algunos subniveles de nivel mayor poseen valores de energía más bajos que otros de n
menor.
Así, el orbital 4s es menos energético que el 3d. Para expresar correctamente la CE de un
elemento se usa la regla de Aufbau conocida también como de las diagonales. Esta
permite asignar los electrones a los niveles y subniveles de energía correspondientes
b) Principio de máxima multiplicidad o de Hund: los electrones se van ubicando no a no
en los orbitales de un mismo subnivel. Sólo cuando cada orbital de un mismo nivel
posee un electrón, se comienza a ubicar en ellos los electrones con espines
contrarios.
c) Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital pueden alojarse dos electrones de
espines opuestos como máximo
¿Qué es el spin de un electrón? Es la facultad que tiene el electrón de girar sobre sí
mismo en una dirección y dos sentidos posibles. Esto determina que en un orbital sólo
puedan existir dos electrones de spines contrarios.
En la tabla periódica los átomos están ubicados de manera tal que:
78
El número del período coincide con el número de niveles electrónicos
En los grupos representativos (IA, IIA, III A; IV A; V A; VI A; VII A; VIII A), el número de cada
grupo coincide con número de electrones presentes en el último nivel
En los grupos de transición (B), los átomos poseen 2 electrones en el último nivel (aunque
hay excepciones), mientras que en el penúltimo nivel tienen distintas cantidades de
electrones.
La representación de la distribución de electrones en un átomo se denomina
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
EJEMPLO: Para el hidrógeno (H), 1 s1
Esto indica que el átomo de Hidrógeno tenga en el nivel 1, subnivel s, 1 electrón
Actividad Nº 15: Dar las configuraciones electrónicas de los 18 primeros
elementos de la tabla periódica.
Actividad nº 16:
¿A qué elementos corresponden cada una de las siguientes configuraciones electrónicas?
a- 1 s2, 2s2 p6, 3s1
b- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p6
c- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p5
d- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p6 d5, 4s2
Actividad Nº 17:
Un átomo tiene 6 p+ y 4 nº:
a- ¿Cuál es su Z?
b- ¿Cuál es su A?
c- ¿Cuántos e- tiene?
d- ¿En qué grupo y período se encuentra?
e- ¿A qué tipo de elemento corresponde? ¿En qué estado se encuentra?
Actividad Nº 18:
Indica para cada una de las C.E. de la columna A, la alternativa correcta de la columna B
A
CE: 1s2; 2s2 2p6; 3s1
CE: 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p6
CE: 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p5
CE: 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p6 3d5 ; 4s2
79
B
Un gas noble
Un metal alcalino
Un metal de transición
Un no metal
Actividad nº 19:
Indica nombre, símbolo y C.E de:
a) dos elementos del tercer período
b) el segundo no metal del grupo 17
c) el primer metal del grupo 1
d) el cuarto gas noble
Actividad nº 20:
Teniendo en cuenta las configuraciones electrónicas que se señalan, indica si las
afirmaciones son correctas o no y por qué
A- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p6 d10, 4s2 p6
B- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p6 , 4s2
C- 1s2, 2s2 p3
D- 1s2, 2s2 p6, 3s2 p6 d10, 4s2 p6 d10, 5 s2
a) A y D pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica
b) C y D pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica
c) B es un metal
d) Ninguno es un gas noble
Actividad nº 21: Completa el siguiente cuadro
Elemento Símbolo Z A P+ N| e- Configuración
electrónica
Tecnecio
Helio
Plata
Hierro
Manganeso
Cloro
Kriptón
Cobre
Rubidio
80
Actividad n° 22
Uniones químicas
Actividad nº 23
Lee el texto “Una fiesta muy elemental” y responde las siguientes preguntas
a) ¿Por qué el texto se llama “Una fiesta muy elemental”?
b) ¿Qué características señala el texto sobre los metales, los no metales y los gases nobles?
c) ¿Por qué se considera a los elementos del grupo 18 como el “grupo de los aislados”?
d) ¿Con qué objetivo un átomo se une a otro?
e) ¿Qué es el “vestido de un átomo”? ¿Y la personalidad?
f) ¿Qué quiere decir que la electronegatividad de un elemento es baja?
g) ¿Qué se necesita par que se produzcan enlaces químicos?
h) ¿Qué tipos de uniones químicas pueden establecerse entre los elementos? ¿Qué
caracteriza a cada uno de ellas?
“Una fiesta muy elemental”
“Todos los invitados a la fiesta habían acudido, desde el más liviano – el hidrógeno –
hasta uno de los más pesados, el uranio; elementos célebres como el único metal líquido, el
mercurio, con sus compañeros del mismo estado como el cesio, francio, galio y bromo; el
elemento “probeta” o primer sintético – el tecnecio – algunos gases imperceptibles como el
hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno, y otros olorosos como el flúor y el cloro; el más denso –
el osmio.
Todos lucían muy elegantes, ya que era una buena ocasión para impresionar y así
conseguir amistades o pareja.
81
Los señores, como el flúor y el cloro, eran los más activos porque al contar con siete
electrones en su última capa energética gozaban de los mejores atributos físicos y químicos
para llamar la atención y entrar a reaccionar, claro que también hay otros como el cesio, el
francio, el rubidio, el potasio y el sodio que son muy activos y que se dejan conquistar con el
primer acercamiento. Sin embargo, como en todas las reuniones ocurren que se forman
grupos aislados, muy apáticos, que no saludan, no le hablan a nadie, no prestan plata, no
dan ni la hora: estos son los apodados gases nobles o inertes (grupo VIII A o 18 de la tabla),
que no se interesan por nadie, puesto que se ufanan de ser autosuficientes por tener todo lo
necesario; es decir, se sienten estables energéticamente al tener 8 electrones en su última
capa. Son los únicos que desde su nacimiento cumplen con la regla del octeto. Pero a
veces…
Al transcurrir la fiesta se empiezan a notar elementos entusiasmados por reaccionar
unos con otros para unirse o para enlazarse, para así formar una familia que sería una
molécula o un agregado atómico. Las uniones que se originan como resultad de las
interacciones que pueden ser atracciones o repulsiones mutuas entre los electrones. El
objetivo del “matrimonio químico” es similar al social; supuestamente se utiliza para
acompañarse y alcanzar una estructura más estable, o sea un grado de menor energía. En
la búsqueda de la pareja juega un papel muy importante la apariencia física, entendida
ésta como la parte del átomo que se deja ver, es decir, la parte externa…el vestido; pues en
muchos casos hay atracción y amor a primera vista. El vestido de los átomos son los
electrones de valencia o electrones que se encuentran en la capa externa y que van a
participar directamente del enlace. Aparte de la apariencia física también cuenta la
“personalidad” del elemento, en este caso la electronegatividad o capacidad que tiene un
átomo para atraer a los electrones del enlace.
También se puede decir que mediante esta propiedad definimos un elemento
como: buena, regular o mala gente. Porque si el valor de la electronegatividad es bajo,
entonces decimos que el elemento es como una persona positiva que dona sus bienes o
transfiere sus electrones en un enlace, por ejemplo, los elementos de los grupos 1 y 2. Si la
electronegatividad es alta se tiene un elemento negativo que roba o quita electrones del
enlace, como los no metálicos. De esta forma tenemos que el elemento más
electronegativo es el flúor.
Al aumentar el calor de la fiesta o su energía, ya se comienza a ver parejas de
átomos, las cuales son detectadas por el grupito de los gases nobles o inertes. Como éstos
no tienen interés en integrarse a la reunión, asumen el papel de mirones, criticones y
chismosos. La primera reunión o enlace que se ve es la formación de la sal común, donde el
cloro, individuo muy hábil, charlatán y negativo, con un bonito traje de siete electrones,
“conquista” al sodio que es un elemento que queda positivo al entrar en contacto con él ya
que le pasa el único electrón de su capa externa para estabilizarse al completar ocho
electrones en su último nivel. Dicha unión se clasifica como enlace iónico o electrovalente; en él existe transferencia de electrones
desde un átomo con menor electronegatividad a uno de mayor electronegatividad: el
átomo de cloro atrae fuertemente al sodio formando la sal. Así se forman varias uniones del
mismo tipo: CsF, NaF, LiCl, KCl, MgCl2 , CaCl2, SrCl2, etc. como norma general se tiene que el
“matrimonio” iónico ocurre cuando los dos átomos “prometidos” son uno metálico y el otro
no metálico.
Siguiendo los sucesos de la fiesta, se observa que en algunos metales sus átomos se
unen entre ellos mismos formando agregados, en los que cada átomo aporta sus electrones
de la capa externa formando así iones (+); dichos electrones actúan también como una
nube electrónica que se desplaza por todo el metal para estabilizar el agregado. La nube
electrónica permite explicar la alta conductividad eléctrica y calorífica de los metales. Al
anterior tipo de unión se la denomina enlace metálico.
Otras parejas que se formaron fueron la de los no metales entre ellos mismos o con
otros, por ejemplo: O2, N2, CO2, Cl2, etc. estos enlaces son parecidos a los matrimonios
modernos ya que se exige igualdad de condiciones; es por eso que los átomos unidos
poseen una electronegatividad semejante, y por consiguiente los electrones del enlace van a ser compartidos mutuamente. Este tipo de unión es covalente, que se puede asociar con
una cooperativa donde todos los participantes son favorecidos.
En un matrimonio ideal o perfecto hay comprensión y ayuda, ninguno se recarga o se aventaja; en esta situación habría un enlace covalente no polar. Allí las
82
electronegatividades de los miembros de la pareja son semejantes, por ejemplo en dos
elementos iguales como el oxígeno con oxígeno. No obstante en muchos noviazgos y
matrimonios una persona tiende a dominar a otra, aunque no totalmente; en este caso
tendríamos una polarización del mando, por lo que el enlace se llamaría entonces covalente polar. En este tipo de enlace un átomo es parcialmente positivo y otro
parcialmente negativo, como por ejemplo el agua. Un grupo de elementos se dedicó a tomar licor, acabando con todas las existencias, por
lo que decidieron unirse para conseguir dinero y comprar más tragos. En el grupo H2SO4
todos dieron su cuota excepto dos átomos de oxígeno que se hicieron los locos y no
colaboraron. Sólo buscaban la forma de aprovecharse de los demás. Este es el caso del
enlace covalente coordinado o dativo donde uno o varios átomos comparten sus
electrones pero hay otros que no aportan, sólo están de cuerpo presente para beneficiarse,
y también para dar estabilidad a la molécula.
La fiesta termina y unos salen felices con sus conquistas y enlaces, mientras que otros
esperarán ansiosamente par tener oportunidad con mejor suerte para poder interactuar o
reaccionar y así dejar la soledad”
La mayoría de los elementos no se encuentra libre en la naturaleza sino formando parte
de diferentes compuestos. Los elementos sodio y cloro, por ejemplo, están presentes en el
cloruro de sodio, la sal común, NaCl. El carbono forma parte del dióxido de carbono, CO2;
del etanol, C2H5,OH; de la sacarosa o azúcar de mesa, C12 H22 O11, entre muchísimos otros
compuestos, y también se encuentra como sustancia simple en el diamante. ¿Por qué los
elementos se unen unos con otros? ¿Qué fuerzas mantienen unidos átomos diferentes o
iguales, en una molécula?
El desarrollo de la tabla periódica y el conocimiento de las configuraciones electrónicas
dieron a los químicos los fundamentos para entender cómo se forman las sustancias (simples,
compuestas, moleculares, iónicas). Recordemos que los elementos pertenecientes a un
mismo grupo tienen generalmente propiedades químicas similares y sus átomos, la misma
configuración electrónica externa. Esto lleva a suponer que existe una estrecha relación
entre el número de electrones externos y el comportamiento químico de los átomos; en
particular si se consideran los elementos representativos. Los electrones más externos se
denominan electrones de valencia y son los que intervienen en los enlaces químicos.
La regla del octeto y las estructuras de Lewis
A comienzos del siglo XX, llamó la atención de los científicos que los gases nobles
(grupo 18) fueran muy poco reactivos (razón por la cual se los llamó “inertes”) y que sus
átomos tuvieran ocho electrones en el último nivel de energía, a excepción del helio, que
sólo tiene dos.
Esto llevó a pensar que los átomos adquieren mayor estabilidad al completar con ocho
electrones su último nivel energético. Para estabilizarse, cede, captan o comparten
electrones con otros átomos. Esta suposición, conocida como regla del octeto, se enuncia a
continuación:
Regla del octeto: los átomos de los distintos elementos se unen entre sí compartiendo o
transfiriendo electrones, de manera de adquirir la configuración electrónica externa de los
átomos del gas noble más próximo en la tabla periódica, para así lograr una mayor
estabilidad.
Esta propuesta de explicación de uniones químicas, fue formulada por Gilbert N.
Lewis en 1916. Aunque esta regla no tiene validez universal, constituye una buena
83
aproximación para una explicación básica de cómo se establecen las uniones químicas.
Además, Lewis propuso una manera sencilla de representar los átomos en las uniones
químicas, que consiste en escribir el símbolo de un elemento (que representa el núcleo de
un átomo y los niveles interiores) rodeado por los electrones de valencia (simbolizados por
medio de puntos o cruces). Estas representaciones se conocen como estructuras de Lewis.
COMPOSICIÓN QUÍMICA DE LOS SERES VIVOS
Actividad nº 24 Busca envases de leche, harina, hamburguesas y espinaca e
indica cuál o cuáles de los siguientes elementos químicos están presentes en esos alimentos.
Sodio Potasio Hierro Magnesio Calcio Yodo
Harina
Leche
Hamburguesas
Espinaca
¿Sabes cuántos elementos químicos participan de la formación de la materia viva?
Tan sólo 30. Aunque no lo creas, mediante la combinación de estos pocos elementos se
forman todas las moléculas de un ser vivo, no importa si se trata de un caracol, de una
planta o de un ser humano. El carbono, el oxígeno, el hidrógeno y el nitrógeno son los más
abundantes y se tratan de elementos estructurales porque se encuentran en las
biomoléculas.
OXÍGENO (O2) : necesario para la respiración celular, liberado al ambiente por los
vegetales como resultado de la fotosíntesis
DIÓXIDO DE CARBONO (CO2): resultado de la respiración celular que debe ser liberado al
exterior, necesario para los vegetales para la fotosíntesis.
Existe otro grupo de siete elementos (fósforo, azufre, sodio, potasio, calcio, magnesio
y cloro, conocidos como macroelementos que intervienen en menor cantidad. La mayoría
de ellos está presente como cationes o aniones.
CALCIO (Ca): forma el esqueleto de los vertebrados
SODIO (Na) y POTASIO (K): permiten la transmisión del impulso nervioso
FÓSFORO (P): presente en los ácidos nucleicos celulares
MAGNESIO (Mg): en los animales la mayoría se ubica en los huesos. en los vegetales forma
parte de la clorofila.
AZUFRE (S): forma parte de aminoácidos y proteínas y de algunas vitaminas.
Los elementos estructurales y los macroelementos constituyen el 99% de la masa que
constituye a cualquier ser vivo. ¿Y el 1% restante? Corresponde a 19 elementos que se hallan
en pequeñas cantidades: los oligoelementos. Los principales son:
HIERRO (Fe): forma parte de numerosas enzimas respiratorias
Cobre (Cu): presente también en enzimas humanas
Cobalto (Co): componente central de la vitamina B12
Cinc (Zn): importante para la cicatrización de heridas y forma parte de la insulina.
84
Las moléculas de importancia biológica o biomoléculas
LAS BIOMOLÉCULAS CUMPLEN FUNCIONES GENERALES. DICHAS FUNCIONES SON DE TRES
TIPOS:
ESTRUCTURAL O CONSTRUCTIVA: forman los materiales de construcción utilizados
para la formación y el funcionamiento de las células y para el reemplazo de las
células que se dañan.
ENERGÉTICA: almacenan y aportan la energía necesaria para mantener la
organización y el funcionamiento del organismo
REGULADORA: controlan y regulan las reacciones químicas en las que participan
Moléculas simples: el agua
Fórmula química: H2O
disuelve la mayoría de las sustancias (sales, azúcares, proteínas)
participa en casi todas las reacciones químicas metabólicas
tiene capacidad humectante
regula la temperatura corporal y mantiene la turgencia de las células vegetales
transporta sustancias
Los hidratos de carbono o glúcidos
HIDRATOS DE
CARBONO O
GLÚCIDOS
Más del 50 % de los
presentes en la
naturaleza se producen
como resultado de la
fotosíntesis
Formados por C, H, O y
excepcionalmente N, S y
P
Se clasifican en:
monosacáridos,
disacáridos y
polisacáridos
MONOSACÁRIDOS: son sólidos, solubles
en agua, de sabor dulce y principal
fuente de energía para las células.
Ejemplos: glucosa y fructosa.
DISACÁRIDOS: compuestos por 2
monosacáridos y con las mismas
propiedades que éstos últimos. Ejemplos:
sacarosa y lactosa
POLISACÁRIDOS: carecen de sabor
dulce, no son solubles en agua y tienen
función de reserva de energía o cumplen
función estructural. Ejemplos: almidón,
celulosa, quitina, glucógeno
Los lípidos
LÍPIDOS
no se disuelven en
agua
formados por C, H, O y
en menor proporción
por P y N
ACIDOS GRASOS: forman parte de las grasas
animales y aceites vegetales. Aportan
energía
TRIGLICÉRIDOS: sirven como reserva de
energía. Se acumulan en el tejido adiposo.
Actúan como aislante térmico en animales
marinos y de zonas frías y amortiguan golpes.
FOSFOLÍPIDOS: forman las membranas
celulares.
CERAS: tienen función de protección de los
oídos, la piel, las plumas de aves.
COLESTEROL: exclusivo de los animales, regula
la fluidez de las membranas celulares, la
85
función del sistema nervioso, la producción
de bilis por parte del hígado, forman parte de
las hormonas sexuales (estrógeno,
progesterona y testosterona).
Las proteínas
PROTEÍNAS
Son las biomoléculas
más abundantes en
las células
Formadas por C, H, O,
N y en menor
proporción S
Formadas por la unión
de muchos
aminoácidos
Presentan distintos tipos
de estructuras
espaciales
ENZIMAS: son catalizadores biológicos,
aceleran la velocidad de reacciones
químicas metabólicas
HEMOGLOBINA: presente en los glóbulos
rojos, transporta oxígeno y dióxido de
carbono
ACTINA Y MIOSINA: permiten la contracción
muscular y el movimiento
ANTICUERPOS: nos defienden de infecciones
COLÁGENO Y ELASTINA: dan resistencia y
elasticidad a la piel, cartílagos y tendones
INSULINA: hormona que regula la
concentración de glucosa en sangre
OVOALBÚMINA: reserva nutricional que se
encuentra en el huevo
Los ácidos nucleicos
ÁCIDOS
NUCLEICOS
Transmiten la
información genética
Están formadas por
unidades llamadas
nucleótidos
Son de 2 tipos: ADN (ácido
desoxirribonucleico) y ARN (ácido
ribonucleico)
Actividad nº25
Elabora las referencias para el siguiente crucigrama
C O B A L T O
H I E R R O
A M I N O A C I D O S
M A G N E S I O
P R O T E I N A S
C A L C I O
C E L U L O S A
N U C L E O T I D O
G L U C O S A
L I P I D O
A L M I D O N
F O S F O L I P I D O
86
Actividad N°26: Lee el texto y responde
El agua de colonia
“El agua de colonia o colonia recibe este nombre en homenaje a la ciudad
alemana de Colonia, donde el perfumista italiano Giovanni María Farina la preparó
por primera vez en 1714. La ciudad adquirió tal prestigio que fue reconocida durante
dos siglos como “la ciudad de las fragancias”. Pero, ¿qué es una fragancia? En general,
se trata de simples soluciones de esencias de origen natural o sintético en alcohol
etílico, que es el vehículo, que es el vehículo ideal para la aplicación sobre el cuerpo y, al
mismo tiempo, favorece la evaporación. Estas soluciones reciben distintos nombres según
la concentración que tengan. Así, el extracto de perfume tiene una concentración entre
el 25% y el 40%; el agua de perfume, entre el 10% y el 15%; el agua de baño, entre el 5% y
el 10%; el agua de colonia, entre el 3% y el 5% y por último, el agua refrescante, entre el
1% y el 3%.”
Actividad N°27: Después de leer la noticia elige uno de los siguientes temas y
escribe un breve texto fundamentando tu postura.
La desalinización podría agravar el cambio climático
Ginebra. “La desalinización del agua para hacerla potable es una técnica que
consume enormes cantidades de energía, emite gases que causan el efecto
invernadero y destruye la vida marina, en lagunas zonas costeras”, dijo Jaime
Pittock, director del Programa de Agua Dulce del grupo Ecologista World Wide Fund
for Nature (WWF).
La construcción de plantas desalinizadoras es una tendencia en Australia,
Medio Oriente, España, Gran Bretaña, EEUU, India y China. El Golfo Pérsico, por
ejemplo, obtiene al menos el 60% de su agua potable por medio de la desalinización.
La ciudad australiana de Perth desea cubrir un tercio de su demanda de agua
fresca mediante la aplicación de la misma técnica. En España, el 22% del agua
desalinizada se utiliza en la agricultura. Además, el producto secundario de las
plantas, principalmente sales marinas, vuelve en su mayoría al mar, donde
aumenta la salinidad del agua restante, lo que amenaza la vida marina y el
ecosistema.”
Fuente: Associated Press, 19/06/2007
87
Actividad de laboratorio n°
Unidad n°4
“LAS TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA”
Los cambios en el Universo
Los automóviles y el cuerpo humano son buenos ejemplos de ámbitos en los que se
producen numerosos cambios. Por ejemplo, el motor funciona gracias a la energía
producida por la combustión de una sustancia como la nafta, que necesita una chispa y
oxígeno para quemarse, y cuando lo hace se transforma en dióxido de carbono y agua,
ambos en estado gaseoso. El movimiento de las partes del motor se transmite a otros
mecanismos que permiten el desplazamiento del vehículo. Los gases liberados en la
combustión se dispersan en la atmósfera. Algunos, como el dióxido de carbono, son
responsables del efecto invernadero. Otros toman contacto con el agua de las nubes, se
transforman en ácidos y producen la conocida lluvia ácida.
El cuerpo humano obtiene energía de los nutrientes para cumplir sus funciones vitales,
moverse y desplazarse. En todas las células del cuerpo humano la glucosa reacciona con el
oxígeno y se transforma en dióxido de carbono y agua, que se liberan al exterior durante la
respiración, y de este modo se obtiene energía.
En un sistema mucho más amplio, como la Tierra o el Universo, el agua de los ríos se
evapora, cae en una catarata ya veces se solidifica en invierno; hay una tormenta eléctrica,
se descarga un rayo, provoca un incendio en el bosque, se forma humo, gases como el
dióxido de carbono y el agua vapor, quedan cenizas, etc.
Es posible clasificar los numerosos cambios en dos grandes grupos:
Aquellos en los que no se forman sustancias nuevas, como el movimiento del vehículo, el
desplazamiento del cuerpo humano, la solidificación del agua, la caída de un rayo, a los
que se denominan cambios físicos.
Aquellos en los que se forman sustancias nuevas, como la combustión de la nafta, la
formación de lluvia ácida o el incendio de un bosque, los que se denominan cambios
químicos.
Punto de ebullición y punto de fusión
El punto de ebullición y el punto de fusión son propiedades intensivas de las sustancias.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado líquido al
gaseoso, por ejemplo, para el agua, el punto de fusión se alcanza siempre a los 100°C; y el
punto de fusión es la temperatura a la cual una sustancia cambia del estado sólido al
líquido, por ejemplo, el punto de fusión del hielo es 0°C.
88
Cambios de estado
El estado de agregación de una sustancia depende de las condiciones de presión y
temperatura en las que se encuentra. Una sustancia puede pasar de un estado a otro. Estas
transformaciones no alteran la sustancia, es decir, que la naturaleza de la materia no se
modifica, por ejemplo, un cubo de hielo se derrite y pasa a ser agua líquida pero siempre se
trata de la misma sustancia (agua), formada por las mismas partículas, y puede volver a ser
sólido en las condiciones apropiadas, por lo que se denominan transformaciones físicas.
Dichas transformaciones se producen mediante una transferencia de energía (calor),
mientras la temperatura se mantiene constante.
Los cambios de estado pueden ser regresivos o progresivos. Un cambio de estado de
agregación con pérdida de energía (disminución de temperatura) se denomina cambio de
estado regresivo. Los cambios de estado regresivos son: la condensación o licuación, la
solidificación y la sublimación. Los cambios de estado en los que la materia gana energía
(aumento de temperatura) se denominan cambios de estado progresivos. Estos son: la
fusión, la vaporización (pueden ocurrir dos fenómenos, evaporación: si las partículas que se
encuentran en la superficie del líquido se convierten en vapor; o ebullición: cuando toda la
masa del líquido experimenta el cambio de estado), y la volatilización.
Mientras se produce el cambio de estado la temperatura no varía.
Para interpretar los cambios de estado revisaremos conceptos relacionados con os estados de agregación de la materia…
Actividad nº 1:
Completa el siguiente cuadro sobre las características de los estados de la materia
89
Gases Líquidos Sólidos
Velocidad de
difusión
Alta
Fluidez No fluyen
Compresibilidad Alta Prácticamente
incompresibles
Forma Con forma propia
Volumen Indefinido
Densidad Alta
Actividad nª 2:
Clasifica las siguientes características según correspondan a los sólidos, líquidos o gases
Sólidos Líquidos Gases
Actividad nº3:
Verdadero o falso. Justifica
a- Los diferentes tipos de materia que forman un cuerpo se denominan cuerpo.
b- Cada tipo de material tiene propiedades que lo diferencian del resto de los materiales.
c- El modelo de partículas explica que la materia está formada por partículas y espacio vacío.
d- Una silla, un escritorio y una mesa están fabricadas por el mismo material, la madera.
e- El modelo de partículas permite explicar los estados de agregación de la materia.
f- Los estados de la materia se producen gracias a fuerzas de atracción y de repulsión de las
partículas que las forman.
g- La energía calórica permite disminuir el movimiento de las partículas que forman la materia.
Expansibilidad
Viscosidad
Forma
variable
Partículas próximas
con movimiento libre
Volumen
constante
Forma constante
Volumen
constante
Volumen variable
Dureza
Partículas distantes con
movimiento libre
Forma variable
Partículas ordenadas en
posiciones fijas
90
Actividad nº 4:
Completa las siguientes oraciones
Los gases al calentarse ………………………………………………
Los gases son compresibles porque ………………………………
Las partículas que forman un líquido……………………………
Los sólidos………………………………………………………………
Un cuerpo es…………………………………………………
El modelo cinético molecular…………………………………………………………………
Los estados de agregación de la materia……………………………
Actividad nº 5:
Debajo de cada foto están las características de cada estado de la materia pero
incompletas. ¿Podrías completarlas?
Los sólidos son _______________________________________
Los sólidos ___________________a la forma del recipiente que los
contiene.
Las fuerzas que mantienen unidas las partículas de un
sólido son__________________________________
Los líquidos son____________________________________________
Los líquidos __________ a la forma del recipiente que los
contiene.
Las fuerzas que mantienen unidas a las partículas de los
líquidos __________________________________________________
Los líquidos_______________________________________________
Los gases________________________________________________
Los gases ________________ a la forma del recipiente que los
contiene.
Las partículas que forman los gases______________________
Los gases, al igual que los líquidos,_______________________
91
Actividad nº 6:
1- ¿Cuál es el estado de estas sustancias a temperatura ambiente? Decide si se trata de un
sólido, un líquido o un gas.
2- Completa la siguiente tabla:
3- ¿Con qué estado de agregación se relacionan las siguientes situaciones? ¿Qué
propiedad del estado las hace posible?
a) Cuando se derrama un frasco de perfume, el olor llega mucho más lejos que el líquido
derramado.
b) Para introducir un trozo de madera en un recipiente, deberemos buscar uno cuya
abertura sea mayor que el tamaño de la madera; en cambio, podremos verter agua
en cualquier recipiente cuya capacidad lo permita.
4- Ordena los tres estados más conocidos de la materia de manera creciente según sus
densidades. ¿Cómo se explica este orden con la teoría cinético-molecular?
5- Completa:
Fusión: es el pasaje del estado ………………….………..……... al estado ………..….……………
Vaporización: es el pasaje del estado ………………….….…..….. al estado ………..……………
Volatilización: es el pasaje del estado ………………………..……. al estado …….…….….………
Condensación o licuación: es el pasaje del estado ............................... al estado .......................
Solidificación: es el pasaje del estado …………………………….. al estado ……………….………
Sublimación : es el pasaje del estado …………………………….. al estado ………………….……
6- Este esquema representa los cambios de estado de la materia. Completa los cuadros
con los nombres de estos cambios:
92
7- Completa las frases:
8- ¿Qué ocurre con la temperatura durante un cambio de estado regresivo, como la
condensación o la solidificación?
Actividad 7: Lee el siguiente texto y elabora una breve conclusión.
El GNC y el GLP
Más de una vez habrás ido con un adulto a una estación de servicio a cargar GNC al
auto o por lo menos habrás escuchado hablar de este gas. El gas natural comprimido o
GNC es el mismo gas que sale por la cocina o la estufa de nuestros hogares, siempre y
cuando estemos conectados a la red de distribución domiciliaria de este gas. La
diferencia es que éste se comprime y se almacena en cilindros para que sea posible
utilizarlo como combustible alternativo en cualquier vehículo alimentado con nafta o
gasoil. Químicamente está compuesto por un 95% de metano y un 5% de otros gases.
El gas licuado de petróleo o GLP es un gas inodoro e incoloro, al que se le agrega un
compuesto químico que confiere un olor desagradable que permite identificarlo. Se
obtiene del proceso de refinación del petróleo y de las plantas recuperadoras de gas
natural. Existen dos tipos de GLP que comúnmente se denominan butano comercial y
propano comercial. Ambos se almacenan como líquidos para su uso como combustibles:
el butano, en garrafas y el propano en cilindros.
93
Actividad nº 8: Lee el siguiente texto y responde:
Actividad 9
Actividades nº 10
94
Actividad 11
95
Las reacciones químicas: reactivos y productos
Como en un cambio químico, se forman nuevas sustancias (las que estaban al inicio se
transforman en otras), se dice que se produce una reacción química.
Las sustancias iniciales se llaman reactivos, como la nafta y el oxígeno (en el caso de una
combustión), y las sustancias finales son los productos, como el dióxido de carbono y el
agua.
Cuando se produce una reacción química, la cantidad de materia inicial (la de los
reactivos) es igual a la final (la de los productos), es decir, que la masa se mantiene
constante.
Las fórmulas y las ecuaciones químicas
Cuando se hace referencia a las sustancias y las reacciones químicas se utilizan nombres y
fórmulas, con el fin de identificar y diferenciar los reactivos y los productos en una reacción.
Por ejemplo, la fórmula química del dióxido de carbono es CO2, la del oxígeno que
respiramos es O2 y la de la glucosa C6H12O6. Las letras representan los símbolos de los
elementos, por ejemplo, C para el carbono, O para el oxígeno y H para el hidrógeno. Los
números, llamados subíndices, indican la mínima proporción en que se encuentran
combinados.
Ejemplo: el dióxido de carbono. Su fórmula incluye los símbolos químicos de sus
componentes: el carbono (C) y el oxígeno (O). La proporción en que se encuentran dentro
de la molécula es de un átomo de carbono y dos de oxígeno, que se indican con subíndices
(el uno no se escribe). Las reacciones químicas pueden expresarse mediante una ecuación química (fórmulas,
números y símbolos que indican el proceso que ocurre). Por ejemplo la reacción por la que
se quema el metano en presencia de oxígeno para dar dióxido de carbono y agua:
A la izquierda de la ecuación se escriben las fórmulas de los reactivos, separadas por un
signo más (+), en este caso el metano, un gas combustible y el oxígeno atmosférico. El signo
más entre reactivos significa “se combina con” o “reacciona con”. A la derecha se escriben
las fórmulas de el o los productos de la reacción, también separadas por el signo (+), como
en este ejemplo el dióxido de carbono y el agua. La flecha entre los reactivos y los
productos indica el sentido en que se produce la reacción. Se lee “para dar”.
A las reacciones que ocurren en un único sentido, como en este caso, se las llama
unidireccionales o irreversibles.
En determinadas condiciones las reacciones químicas pueden ocurrir en ambos sentidos,
es decir, son reversibles, y el proceso se indica con una flecha doble en ambos sentidos.
Los números delante de algunas de las fórmulas químicas son los coeficientes
estequiométricos e indican la proporción en que se combinan las moléculas. Por medio de
ellos se puede ajustar o balancear una ecuación, de modo que exista la misma cantidad de
cada elemento a ambos lados.
Cuando el número de átomos de la izquierda de la ecuación es igual al de la derecha, se
dice que la ecuación está balanceada (se cumple la “Ley de Conservación de la Masa”: en
todo sistema cerrado la masa total no varía, cualquiera sea la transformación química que
se produzca).
96
IMPORTANTE:
Para balancear una ecuación se debe tener en cuenta:
Colocar coeficientes delante de las fórmulas químicas hasta igualar la cantidad de
átomos de cada elemento a ambos lados de la reacción.
Los coeficientes multiplican toda la fórmula.
Para igualar la ecuación química, los subíndices de las fórmulas químicas no pueden
cambiarse, pues variaría la identidad de las sustancias.
Los coeficientes elegidos deben ser números enteros lo más pequeños posible. Cuando el
coeficiente es 1, no se coloca ningún número.
En algunos casos es necesario agregar más información acerca de los reactivos, de los
productos o de las condiciones en que se realiza la reacción química: (s) sólido, (l) líquido,
(g) gaseoso.
Ejemplo 1: la oxidación del aluminio
El número de átomos de aluminio y oxígeno de ambos lados de la reacción no es el
mismo, la reacción no está equilibrada. Para que quede balanceada se la escribe así:
El proceso más sencillo para ajustar ecuaciones químicas es el llamado método de tanteo.
Ejemplo 2: la respiración
C6 H12 O6 + O2 → CO2 + H2O + E
Balanceada la ecuación resulta:
C6 H12 O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + E
Ejemplo 3: la fotosíntesis
CO2 + H2O + E → C6 H12 O6 + O2
Balanceada la ecuación resulta:
6 CO2 + 6 H2O + E → C6 H12 O6 + 6 O2
Actividad N°12
Clasifica los cambios que figuran en la siguiente lista en químicos y físicos, y completa el
cuadro: fusión de agua, corrosión de hierro, solidificación de agua, fotosíntesis, combustión
de madera, desplazamiento de una bolita, caída de una manzana, rotación de la Tierra,
formación de lluvia ácida, oxidación de cinc.
97
ACTIVIDAD N°13
Dados los siguientes ejemplos de reacciones químicas que ocurren en la naturaleza o en la
vida cotidiana. Indica cuáles requieren un aporte de energía para producirse y cuáles
liberan energía al ambiente:
a) Durante la respiración celular, la combustión de la glucosa almacena energía química
en las moléculas de ATP (adenosintrifosfato) para que la célula la use en sus procesos
metabólicos.
b) Las luciérnagas producen una sustancia llamada luciferina. Esta se combina con
oxígeno para generar destellos luminosos.
c) Para lograr que la clara y la yema de un huevo cambien su textura y en el caso de la
clara, su color, se las somete al calor de la llama en una sartén o una ollita.
d) Las varillas luminosas que se suelen usar como juguete o cotillón contienen un
pigmento fluorescente y una fina ampolla de vidrio que contiene otras sustancias, todo
dentro de un envase de plástico flexible. Al doblar la varilla, el vidrio se rompe, las sustancias
se mezclan y reaccionan emitiendo un resplandor hasta que se agota la reacción.
ACTIVIDAD N°14
1- Señala si es verdadero (V) o falso (F) y fundamenta tu elección:
a) En una reacción química, los reactivos se transforman en productos.
b) En una reacción química se produce un reordenamiento de átomos.
c) Antes y después de la reacción, las sustancias que intervienen son las mismas.
d) Durante una reacción química desaparecen los reactivos y aparecen los productos.
e) Al final de una reacción de oxidación hay menos masa que al principio.
f) En una precipitación observamos la aparición de un producto sólido.
g) En una reacción de combustión se producen oxígeno y vapor de agua.
98
Actividad 15
99
Actividad nº 16
Actividad nº 17: lee el texto y responde
100
Actividad n°18
Cuestionario
1- ¿Cómo se produce el monóxido de carbono?
2- ¿Cuáles son las fuentes de intoxicación?
3- ¿De qué dependen sus efectos tóxicos?
4- ¿Por qué es difícil su detección?
5- ¿Cuáles son las medidas de precaución que deben adoptarse?
101
UNIDAD N° 5:
“CINEMÁTICA Y ESTÁTICA”
Para iniciar, necesitamos definir qué es lo que estudia la física.
Física: Es la ciencia encargada del estudio de la materia y energía de todos los fenómenos que alteran la forma o posición de los cuerpos, las causas, consecuencias y leyes que los ri- gen.
Ramas de la física
NOTACIÓN CIENTÍFICA
El trabajo científico a menudo implica el uso de cantidades muy grandes o muy pequeñas. Por ejemplo, una célula promedio contiene alrededor de 200, 000, 000, 000, 000 moléculas, y el diámetro de un electrón es alrededor de 0.000 000 000 000 4 centímetros. Para ello hace- mos uso de la notación científica.
102
Notación científica con exponente positivo.
Para escribir un número en notación científica:
1. Se anotan los dígitos diferentes de cero. El primer digito será entero y los demás decima- les.
2. Se anota la base 10.
3. Se cuentan los ceros y los decimales para determinar la base del exponente.
Para escribir un número dado en notación científica:
1. Se anotan los dígitos del coeficiente sin punto decimal.
2. Al exponente se le resta el número de decimales del coeficiente.
3. La diferencia es el número de ceros que se agrega a la derecha del número.
Actividad 1: Ejercicios de Notación científica
Con exponente positivo
• Anota las siguientes cantidades en notación científica.
1) 48 000 000 =
2) 375 000 000 000 =
3) 20 000 000 =
4) 320 000 000 000 =
103
5) 75 000 000 000 =
6) 1 204 000 000 =
7) 87 000 =
8) 502 000 000 000 =
9) 60 000 000 =
10) 72 000 000 =
actividad 2: Escribe las siguientes cantidades dadas en notación científica.
11) 4.2 x107 = 15) 5.01 x106 = 19) 4.4 x105 =
12) 7 x105= 16) 5.4 x1012 = 20) 3.71 x108 =
13) 1.26 x1010 = 17) 1.3 x109 =
14) 8.7 x1010 = 18) 5 x106 =
Notación científica con exponente negativo.
Para escribir un número en notación científica:
1. Se anotan los dígitos diferentes de cero. El primer digito será entero y los demás decima- les.
2. Se anota la base 10.
3. Se cuentan los ceros y los decimales hasta el primer digito diferente de cero para determinar el exponente de la base.
Para escribir un número dado en notación científica:
1. Al valor absoluto del exponente se le resta 1, por el digito entero del coeficiente.
2. La diferencia es el número de ceros que se agregan a la derecha del punto decimal.
3. Se anotan los dígitos del coeficiente a la derecha de los ceros.
104
104
Actividad n° 3 Con exponente negativo.
Anota las siguientes cantidades en notación científica.
1) 0.00000073 =
2) 0.000000009 =
3) 0.000000432 =
4) 0.0000000021 =
5) 0.00000000109 =
6) 0.000000000445 =
7) 0.00000002 =
8) 0.0000000091 =
9) 0.000004206 =
10) 0.00000098 =
Actividad 4 Escribe las siguientes cantidades dadas en notación científica.
11) 3.2 x10-4 =
12) 4.3 x10-7 =
13) 6 x10-12 =
14) 4.4 x10-3 =
15) 5.2 x10-5 =
16) 8 x10-11 =
17) 5.02 x10-6 =
18) 3.5 x10-4 =
19) 4.24 x10-4 =
20) 1.237 x10-6 =
105
FUERZA
Fuerza es aquella magnitud que produce un cambio en la forma, posición o estado de un
cuerpo.
La fuerza se puede representar por medio de un vector. El vector es un segmento de recta que a una escala determinada representa a cierta cantidad vectorial.
Concepto de fuerza
La fuerza es un concepto difícil de definir, pero muy conocido. Sin que nos digan lo
que es la fuerza podemos intuir su significado a través
de la experiencia diaria.
Una fuerza es algo que cuando actúa sobre un
cuerpo, de cierta masa, le provoca un efecto.
Por ejemplo, al levantar pesas, al golpear una
pelota con la cabeza o con el pie, al empujar algún
cuerpo sólido, al tirar una locomotora de los vagones,
al realizar un esfuerzo muscular al empujar algo,
etcétera siempre hay un efecto.
El efecto de la aplicación de una fuerza sobre un
objeto puede ser:
• modificación del estado de movimiento en que se
encuentra el objeto que la recibe (aceleración)
• modificación de su aspecto físico (deformación)
También pueden ocurrir los dos efectos en
forma simultánea. Como sucede, por ejemplo, cuando
alguien patea una lata de bebida: la lata puede
adquirir movimiento y también puede deformarse.
De todos los ejemplos citados podemos concluir que:
Fuerza para levantar pesas.
106
1- La fuerza es un tipo de acción que un objeto ejerce sobre otro objeto (se dice que hay
una interacción). Esto puede apreciarse en los siguientes ejemplos:
— un objeto empuja a otro: un hombre levanta pesas sobre su cabeza
— un objeto atrae a otro: el Sol atrae a la Tierra
— un objeto repele a otro: un imán repele a otro imán
— un objeto impulsa a otro: un jugador de fútbol impulsa la pelota con un cabezazo
— un objeto frena a otro: un ancla impide que un barco se aleje.
2- Debe haber dos cuerpos: de acuerdo a lo anterior, para poder hablar de la existencia
de una fuerza, se debe suponer la presencia de dos cuerpos, ya que debe haber un
cuerpo que atrae y otro que es atraído, uno que impulsa y otro que es impulsado, uno
que empuja y otro que es empujado, etc. Dicho de otra manera, si se observa que
sobre un cuerpo actúa una fuerza, entonces se puede decir que, en algún lugar, hay
otro u otros cuerpos que constituyen el origen de esa fuerza.
3- Un cuerpo no puede ejercer fuerza sobre sí mismo. Si se necesita que actúe una fuerza
sobre mi persona, tendré que buscar algún otro cuerpo que ejerza una fuerza, porque
no existe ninguna forma de que un objeto ejerza fuerza sobre sí mismo (yo no puedo
empujarme, una pelota no puede "patearse" a sí misma).
4- La fuerza siempre es ejercida en una determinada dirección: puede ser hacia arriba o
hacia abajo, hacia adelante, hacia la izquierda, formando un ángulo dado con la
horizontal, etc.
Para representar la fuerza se emplean vectores. Los vectores son
entes matemáticos que tienen la particularidad de ser
direccionales; es decir, tienen asociada una dirección. Además, un
vector posee módulo, que corresponde a su longitud, su cantidad
numérica y su dirección (ángulo que forma con una línea de
referencia).
Se representa un vector gráficamente a través de una flecha en la
dirección correspondiente
Los elementos de un vector son:
Un hombre ejerce una fuerza sobre el burro,
empujando o tirando de él.
Fuerza de contacto
sobre la pelota.
107
Resumiendo:
Clasificación de las fuerzas
Las fuerzas se pueden clasificar de acuerdo a algunos criterios: según su punto de
aplicación y según el tiempo que dure dicha aplicación.
I- Según su punto de aplicación:
a) Fuerzas de contacto: son aquellas en que el cuerpo que ejerce la fuerza está en contacto
directo con el cuerpo que la recibe.
Un golpe de cabeza a la pelota, sujetar algo, tirar algo, etc.
b) Fuerzas a distancia: el cuerpo que ejerce la fuerza y quien
la recibe no entran en contacto físicamente.
El ejemplo más familiar de una fuerza de este tipo es la
atracción gravitatoria terrestre, responsable de que todos los
cuerpos caigan hacia el suelo. Otro ejemplo es la fuerza que
un imán ejerce sobre otro imán o sobre un clavo.
II- Según el tiempo que dura la aplicación de la fuerza:
a) Fuerzas impulsivas: son, generalmente, de muy corta duración, por ejemplo: un
golpe de raqueta.
b) Fuerzas de larga duración: son las que actúan durante un tiempo comparable o
mayor que los tiempos característicos del problema de que se trate.
En Física, fuerza es toda causa capaz de modificar el estado
de reposo o de movimiento de un cuerpo.
Fuerzas gravitacionales a
distancia entre el Sol, la
Tierra y la Luna.
108
Por ejemplo, el peso de una persona es una fuerza que la Tierra ejerce siempre sobre la
persona. La fuerza que ejerce un cable que sostiene una lámpara, durará todo el tiempo
que la lámpara esté colgando de ese cable. La fuerza que ejerce el cable sobre un
teleférico durará mientras ahí esté.
Asimismo, las fuerzas que actúan sobre un cuerpo pueden ser exteriores e interiores.
a) Fuerzas exteriores: son las que actúan sobre un cuerpo siendo ejercidas por otros
cuerpos.
b) Fuerzas interiores: son las que una parte de un cuerpo
ejerce sobre otra parte de sí mismo.
Unidades de fuerza
El primer paso para poder cuantificar una magnitud
física es establecer una unidad para medirla.
En el Sistema Internacional (SI) de unidades la fuerza
se mide en newtons(símbolo: N), en el CGS
en dinas (símbolo, dyn) y en el sistema técnico en
kilopondio (símbolo: kp), siendo un kilopondio lo que
comúnmente se llama un kilogramo, un kilogramo fuerza o
simplemente un kilo.
Un newton es la fuerza que, al ser aplicada
a un cuerpo de masa 1 Kilogramo, le
comunica una aceleración de 1 metro por
segundo al cuadrado.
La unidad de medida de la fuerza en el Sistema Internacional de Unidades es el Newton(N).
Las fuerzas son magnitudes vectoriales
Una fuerza es una magnitud vectorial. ¿Qué significa esto?
Significa que tiene tres componentes:
— un valor o intensidad, que viene dado por un número y una unidad de medida (25
Newton, por ejemplo).
— una dirección, que vendría a ser la línea de acción de la fuerza (dirección vertical, por
ejemplo).
— un sentido, que vendría a ser la orientación, el hacia dónde se dirige la fuerza (hacia
arriba, por ejemplo).
Además hay que recordar que se utilizan vectores (flechas) que permiten representarlas.
Para representar esas fuerzas a través de vectores se debe utilizar una escala.
Fuerza impulsiva aplicada
sobre la pelota.
109
Estos tres componentes deben estar incluidos en la información de una fuerza.
Las fuerzas se pueden sumar y restar. No tiene sentido físico el multiplicarlas o
dividirlas.
Si sumas dos fuerzas que van en la misma dirección y en el mismo sentido, entonces
la suma es la suma aritmética de ellas. Si sus valores son 40 Newton y 30 Newton, el resultado
sería 70 Newton en la dirección y sentido común que tienen.
Si sumas dos fuerzas que van en la misma dirección pero sentidos distintos (una a la derecha
y la otra a la izquierda, por ejemplo) entonces la suma es la diferencia entre ellas (resta), con
la misma dirección pero el sentido de la fuerza mayor. Si sus valores son 40 Newton a la
derecha y 30 Newton a la izquierda, entonces la suma sería 10 Newton a la derecha.
Si sumas dos fuerzas que van en la misma dirección pero sentidos opuestos y resulta que las
dos fuerzas tienen el mismo valor numérico, entonces la suma de ellas dará como resultado
el valor 0. En este caso se puede decir que las fuerzas se anulan.
Pero ojo: las dos fuerzas deben estar actuando sobre el mismo cuerpo, de lo contrario no se
pueden anular, incluso no podrían sumarse.
Si las fuerzas que se van a sumar no tienen la misma dirección, el problema se
complica bastante y habría que recurrir a procedimientos geométricos e incluso de
trigonometría.
Cuando graficamos una fuerza que actúa sobre un cuerpo, se dibuja con
una flecha partiendo desde el centro del cuerpo que la recibe.
110
Sistemas de fuerzas.
Con frecuencia varias fuerzas actúan al
mismo tiempo sobre un mismo cuerpo.
Cuando existe más de una fuerza tenemos
lo que se denomina un Sistema de Fuerzas.
Cada una de las fuerzas actuantes recibe el
nombre de componente del sistema.
Cuando varias fuerzas actúan sobre un
mismo cuerpo, siempre es posible sustituirlas por
una única fuerza capaz de producir el mismo
efecto.
Esa única fuerza que reemplaza a todas se
denomina fuerza Resultante o simplemente Resultante.
Se llama fuerza equilibrante la fuerza igual y contraria a la resultante.
La resultante de un sistema de fuerzas se puede representar en forma gráfica, pero
también es posible calcular analíticamente (en forma matemática) su valor o módulo.
Representación gráfica de una fuerza Resultante
Para mostrar gráficamente la resultante de un
sistema de fuerzas se procede de la siguiente manera:
1) A partir del extremo de la primera fuerza, se
representa (se copia o se dibuja) la segunda fuerza con
su intensidad, dirección y sentido.
2) El vector que une el origen de la primera fuerza con
el final de la segunda fuerza representa, en intensidad,
dirección y sentido, la resultante del sistema.
Diferentes sistemas de fuerzas
Sistemas de Fuerzas Colineales
Las fuerzas están sobre la misma dirección. En este caso, tenemos dos situaciones:
a- Sistema de fuerzas que actúan en el mismo sentido.
La resultante de fuerzas que actúan en el mismo sentido es igual a la suma de las
intensidades de las fuerzas actuantes y tiene el mismo sentido que ellas.
Así, si tienes dos fuerzas, F1 = 5N y F2 = 3N, que actúan hacia la derecha, la
resultante de ellas es:
Por lo general, varias fuerzas actúan
sobre un cuerpo.
En la figura, las fuerzas F1 y F2
forman un sistema de fuerzas. Son
las componentes del sistema.
La línea punteada es la
representación de F2.
La diagonal desde A hasta el final
de dicha línea punteada
corresponde a la fuerza resultante
(R) del sistema.
111
R = F1 + F2 = 5N + 3N = 8N actuando en el mismo sentido que las componentes.
También se puede resolver el problema gráficamente como se muestra en la figura
siguiente:
Resolución gráfica de fuerzas que actúan en el mismo sentido.
Ejercicios.
Calcular matemática y gráficamente la resultante de las siguientes fuerzas:
1) 2N, 5N hacia la derecha
2) 4N, 6N hacia la izquierda
3) 3N, 5N hacia la izquierda
4) 6N, 8N hacia arriba
5) 12N, 20N hacia la derecha
6) 30N, 20N hacia abajo
b- Sistema de fuerzas que actúan en sentido contrario.
La resultante de dos fuerzas que actúan en sentido contrario es igual a la diferencia
de las intensidades de las fuerzas actuantes y tiene el sentido de la fuerza mayor.
Así, si tenemos dos fuerzas, F1 = 10N hacia la derecha y F2 = 4N hacia la izquierda,
actuando sobre un cuerpo, la resultante es:
R = F1 – F2 = 10N ─ 4N = 6 N actuando en el sentido de la mayor, hacia la derecha.
También podemos resolver el problema gráficamente, como se muestra en la figura
siguiente:
Resolución gráfica de fuerzas que actúan en sentido contrario.
112
Ejercicios.
Calcular matemática y gráficamente la resultante de las siguientes fuerzas. La primera actúa
hacia la derecha y la segunda actúa hacia la izquierda.
1) 2N, 5N.
2) 4N, 6N.
3) 3N, 5N.
4) 6N, 8N.
5) 12N, 20N.
6) 30N, 20N,
Sistemas de fuerzas concurrentes angulares
Se dice que dos fuerzas concurrentes son angulares cuando actúan sobre un mismo
punto y sus direcciones forman un ángulo.
Fuerzas angulares y su resultante
Representación o suma gráfica
Gráficamente podemos calcular la resultante de
dos fuerzas angulares (A y B en el gráfico a la derecha),
aplicando el siguiente método general:
1) Desde el extremo de la primera fuerza (A), se
representa la segunda fuerza (B) en su intensidad,
dirección y sentido.
2) El vector que une el origen de la primera fuerza con el
final de la segunda fuerza representa, en intensidad,
dirección y sentido, la resultante (R) del sistema (C = A +
B)
Este método (que es una suma de vectores) se llama método del triángulo, pues las
componentes y la resultante forman un triángulo.
113
Cálculo matemático
En el caso de que el ángulo formado por las dos
fuerzas (F1 y F2 en la figura a la izquierda) sea un
ángulo rectángulo, la intensidad de la
resultante coincide con la hipotenusa del
triángulo rectángulo, en el que las fuerzas son los
catetos.
En este caso se puede calcular la intensidad (el
valor o módulo) aplicando el teorema de
Pitágoras, siendo R (resultante) igual a h
(hipotenusa):
En la misma figura: F1 = 3 N y F2 = 4 N.
La intensidad de la resultante vale:
Ejercicios.
a- Calcular gráfica y analíticamente la resultante de las siguientes fuerzas angulares.
1) 2 N, 5 N con ángulo de 30º.
2) 4 N, 6 N con ángulo de 40º.
3) 3 N, 4 N con ángulo de 50º.
b- Calcular matemática y gráficamente la resultante de las siguientes fuerzas
perpendiculares.
4) 6 N y 8 N.
5) 5 N y 12 N.
6) 9 N y 12 N.
7) 16N y 12 N.
Fuerzas perpendiculares forman con la
resultante un triángulo rectángulo.
114
CINEMÁTICA
Es la rama de la física que estudia la descripción del movimiento sin tener en cuenta las causas que lo producen.
Posición: Lugar que ocupa un cuerpo o partícula en el espacio.
Movimiento: Es el cambio de lugar que experimenta un cuerpo en el tiempo y en el espacio.
Algunos de los elementos del movimiento son: desplazamiento, tiempo y velocidad.
Trayectoria: Es la línea que describe un cuerpo cuando está en movimiento.
* Rectilínea: El movimiento describe una línea recta.
* Circular: Cuando describe una circunferencia.
* Curvilínea: Describe una curva o una onda.
Desplazamiento o distancia: Es la diferencia entre la posición final y la posición inicial de un
cuerpo en una trayectoria.
Tiempo: Lapso entre dos sucesos o eventos.
Velocidad: Es la razón que existe entre la distancia recorrida por un cuerpo en la unidad de tiempo.
TIPOS DE MOVIMIENTO
Movimiento Rectilíneo Uniforme: Es cuando un cuerpo describe una trayectoria rectilínea con la condición de recorrer distancias iguales en tiempo iguales.
115
La velocidad puede ser medida en: m/s o km/h
Ejercicios de cinemática.
116
Lapso entre dos eventos:
Movimiento en línea recta:
Es el cambio de lugar que experimenta un cuerpo:
Movimiento en curva u onda:
Es la diferencia entre la posición final e inicial:
Es la razón entre la distancia y el tiempo:
Movimiento en circunferencia:
Es la línea que describe el movimiento:
Problemas de MRU:
1. Un corredor hace los 400 metros lisos en 50 s. Calcula la velocidad en la carrera.
2. Un automovilista recorre 180 km en 2 horas. Calcula su velocidad en el viaje
3. ¿Qué velocidad lleva un ciclista que recorre 12 metros cada segundo?
4. Si un auto alcanza una velocidad de 50 Km/h, ¿Qué tiempo tardaría en recorrer una
distancia de 380 Km? Dar el resultado en minutos.
5. Un automovilista va desde Monterrey a Saltillo y tarda 12 horas. La distancia entre las dos
ciudades es de 1023 kilómetros. ¿Cuál ha sido su velocidad suponiendo que siempre llevara
la misma?
6. Calcula la velocidad de un atleta que recorre 800 m en 2 minutos.
7. Un automóvil recorre 135 kilómetros en 1 hora y media. Calcula su velocidad.
8. Si la velocidad del mismo auto es de 60 Km/h y se desplaza por un tiempo de 8 minutos, ¿Qué
distancia recorre el móvil?
9. Desde la casa de Rosa al colegio hay 800 m. Rosa tarda 10 minutos en llegar al colegio
andando. ¿A qué velocidad anda Rosa?
10. Ordena de mayor a menor las siguientes velocidades:
20 km/h, 10 m/s, 0.5 km/h, 500 m/min y 3 km/min.
Nota: Hay que transformar tosa las unidades a una sola, para poder comparar las
magnitudes.
117
11. Un avión vuela a 350 km/h. Calcula la distancia que recorre en 2 horas y media.
12. Un automóvil se desplaza a una velocidad de 25 m/s. ¿Cuánto tiempo tarda en recorrer 100
m?
13. Un corredor de pista lleva un ritmo constante de 5 m/s y tarda 1 minuto y 2 segundos en dar la
vuelta al estadio. ¿Cuál es la longitud de la pista?
14. Calcula los kilómetros que recorre un ciclista en 5 horas si va a la velocidad de 10 m/s.
15. Un móvil con movimiento uniforme recorre 120 m en 15 s. ¿Cuál es su velocidad? ¿Qué
espacio recorrerá en un minuto?
16. Si un auto recorre 76 m en 19 segundos, ¿Qué velocidad desarrolla? Dar el resultado en Km/h.
MOVIMIENTO UNIFORMEMENTE ACELERADO: Es aquel en que la velocidad aumenta o disminuye
con la misma intensidad en cada unidad de tiempo. Cuando un móvil está en reposo su
velocidad es cero, al iniciar su movimiento adquiere determinada velocidad que aumenta
durante los primeros segundos hasta lograr la que será más o menos constante durante algún
tiempo de su recorrido.
• Si la velocidad aumenta, el movimiento es uniformemente acelerado.
• Si la velocidad disminuye, el movimiento es uniformemente retardado.
Aceleración: Es la variación que experimenta la velocidad en el movimiento uniformemente acelerado o retardado.
118
PROBLEMAS DE MRU
1. Durante un periodo de 11 segundos, la velocidad de un automóvil de carreras aumenta uniformemente desde 44 m/s hasta 88 m/s ¿Cuál es su aceleración?
2. Una bala sale por la boca del cañón de un rifle en dirección vertical y hacia arriba con
La rapidez de 700 m/s. Diez segundos más tarde, su rapidez hacia arriba es de solo 602 m/s.
¿Cuál es la aceleración de bala?
3. Un avión que parte del reposo se acelera uniformemente hasta una velocidad de
despegue de 72 m/s en un periodo de 5 segundos. ¿Cuál es su aceleración?
4. Se calcula que un atleta alcanza la velocidad máxima que es de 12 m/s a los cuatro se-
gundos de haber comenzado la carrera. ¿Cuál ha sido su aceleración durante ese
tiempo?
5. Partiendo del reposo, un motorista arranca con una aceleración de 2,5 m/s2 ¿Cuál es su
velocidad al cabo de 6 s? ¿Qué espacio ha recorrido en ese tiempo?
6. Al entrar en una curva a 30 m/s, un conductor reduce su velocidad con una aceleración
de -4m/s2. ¿Cuál será su velocidad 3 segundos después de empezar a frenar?
7. Un automóvil necesita 40 segundos para alcanzar una velocidad de 72 Km/h partiendo
del reposo. Calcula su aceleración y el espacio recorrido en ese tiempo.
8. Un móvil parte del reposo con una aceleración constante de 0,5 m/s2. ¿Qué velocidad
tendrá a los 3 minutos de arrancar?
9. Un autobús lleva una velocidad de 30 m/s y en un tiempo de 4 segundos alcanza una
velocidad de 38 m/s. ¿Qué aceleración desarrollo? ¿Qué distancia recorrió en ese
tiempo?
10. Un tren entra en una estación a la velocidad de 64 km/h. ¿Cuál es el valor de la acele-
ración del tren si sabemos que desde el momento en que el maquinista aplica los frenos, el
tren recorre aún 15 m?
MOVIMIENTO EN CAÍDA LIBRE
El peso, efecto de la gravitación de la tierra, es una fuerza constante que comunica al cuer-
po que cae con una aceleración constante, que es equivalente a g = 9.81 m/s2. La caída libre es un movimiento acelerado y se usan las siguientes formulas:
119
Características de la caída libre:
Velocidad inicial = 0 ( porque se deja caer)
Aceleración = 9,8 m/s2
Problemas de caída libre
1.- ¿Con qué velocidad llega al suelo un objeto que se ha dejado caer desde un punto situa- do a 50 metros de altura?
2.- Desde lo alto de un edificio se deja caer una piedra y se observa que tarda 4 segundos en
llegar al suelo. Determinar la altura del edificio y la velocidad con que llega al suelo.
3.- Se deja caer una pelota desde lo alto de una torre de observación si la pelota llega al
suelo en 3 segundos, calcula: la velocidad con que llega al suelo y la altura de la torre.
4.- Una roca se deja caer desde lo alto de un puente. Si la roca llega al suelo con una velocidad
de 29.4 m/s, calcula el tiempo en llegar al suelo y la altura del puente.
5.- Una piedra es lanzada desde lo alto de la cima de un barranco con una velocidad de 20
m/s y llega a la superficie en 3 segundos. Determina la velocidad con que llega la piedra al
suelo y la altura del barranco.
6.- Un edificio tiene una altura de 90 m y se deja caer un ladrillo desde su techo. Calcula el
tiempo y la velocidad cuando llegó al suelo
7.- Una pelota se deja caer desde un puente de 58m de altura. Calcula el tiempo y la velocidad
cuando la pelota choca en el agua.
8.- ¿Desde qué altura se dejó caer un objeto si tardo 3 segundos en llegar al piso? Considere
g=10m/s2
9.- Si un objeto choca con el suelo con una velocidad de 36 km/hr, ¿Desde qué altura se dejó
caer?
10.- ¿Cuánto tarda en caer una piedra de 8 kg de masa, si se suelta desde una altura de 20
metros?
120
E.E.S.M.T.P.P.I. N°8199
“Nuestra Señora de la Guardia”
Físico Química 2° año C
Actividades de
Laboratorio
121
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 1
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título:¿Cómo trabajar en el laboratorio?”
Objetivo/s:
conocer el laboratorio escolar
analizar las medidas de seguridad a tener en cuenta al realizar trabajos en el mismo
describir procedimientos frente a un accidente
Material/es:presentación de Powerpoint
Procedimiento/s
Se realiza un diálogo en relación a la presentación y se describen las condiciones de laboratorio por
las cuales representa un lugar de riesgo.
Actividades
1. ¡A ver si eres un observador prudente! En la escena representada hay varias situaciones que
pueden ser causa de accidentes en el laboratorio escolar. Señala todas las que encuentres y
justifica por qué constituyen situaciones de riesgos
2. Si tuvieras que construir un laboratorio, ¿qué precauciones tomarías en cuanto a pisos y paredes
para facilitar su limpieza y desinfección?
3. ¿Por qué la pileta debe tener buen drenaje?
4. Los líquidos corrosivos no pueden tirarse en la pileta. ¿A qué tratamiento previo los someterías?
Piensa que se trata de un ácido fuerte.
5. Si tuvieras un sólido corrosivo, ¿lo tirarías directamente en el contenedor de residuos? De no ser así,
¿qué alternativas propones?
6. Observa el lugar con que cuentas para realizar las experiencias. ¿responde a los requerimientos
mencionados para un laboratorio? ¿se te ocurre alguna forma de mejorarlo?
7. ¿Consideras importante la implementación de medidas de seguridad en el laboratorio? ¿Por qué?
122
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 2
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título:Colores y señales de seguridad
Objetivo/s:
describir los colores utilizados a los fines de seguridad
analizar las señales de seguridad
Material/es: presentación de ppt
Procedimiento/s
1- Analizar los significados de los colores utilizados a los fines de seguridad
2- Conocer los símbolos y las señales de seguridad más utilizadas y sus significados
Actividades
1. Observa las viñetas e identifica a qué medidas de seguridad hacen referencia
2. A) ¿Qué es un color de seguridad?
B) ¿Qué es una señal de seguridad?
C) ¿Qué es un símbolo de seguridad’
D) Investiga cuáles son los colores, señales y símbolos utilizados a los fines de la seguridad e
indica por qué y para qué se utilizan dichos elementos.
123
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 3
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título:Tipos de fuego. Incendios. Tipos de matafuegos
Objetivo/s:
describir los diferentes tipos de fuegos
analizar las causas por las que se produce el fuego
describir causas de incendios
conocer tipos de matafuegos
aprender qué hacer y qué no hacer frente a un incendio
Material/es: presentación de ppt, matafuego
Procedimiento/s
1. Analiza la presentación de ppt
2. Explica las causas por las que se produce el fuego
3. Describe un matafuego escolar
4. Analizar acciones que puedes o no realizar frente a una situación de incendio
Actividades
1. Investiga y elabora un breve informe en relación al fuego. ¿Cómo se produce? ¿Qué
elementos participan en el triángulo del fuego? ¿Qué tipos de fuego se conocen? ¿Cómo se
pueden combatir?
2. ¿Qué es un matafuego? ¿Qué simbología utiliza?
3. ¿Cuáles son los elementos más utilizados en un laboratorio de Química?
4. Si se produjera un incendio en tu escuela, ¿qué cuidados o medidas deberías tomar para
evacuar el edificio escolar?
124
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 4
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título:Materiales de laboratorio
Objetivo/s:
Conocer tipos de materiales utilizados en el laboratorio
Describir su funcionamiento
Atender a las normas de seguridad para su manipulación
Clasificar los materiales de laboratorio
Material/es: de uso común en el laboratorio escolar
Procedimiento/s y actividades:
1. Observa cada uno de los materiales que se encuentran sobre la mesada de trabajo.
2. Toma nota de los nombres y funciones que menciona tu docente.
3. Realiza un esquema sencillo de cada uno de ellos.
4. Menciona una norma de seguridad para la manipulación de cada uno de ellos
5. Realiza una clasificación de los mismos.
6. ¿Todos los elementos de vidrio se pueden calentar? ¿Por qué?
7. ¿Qué significa que un material de vidrio sea graduado? ¿Y aforado?
125
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 5
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: EL PROCESO DE MEDICIÓN
Objetivos
Adquirir el concepto de magnitud a través de la diferenciación de distintas
magnitudes
Definir que es medida de una cantidad y unidad de medición
Utilizar correctamente los instrumentos de medición
Medición de volúmenes
a) Volúmenes de líquidos
Entre los diferentes instrumentos para medir volúmenes de líquidos se encuentra la probeta. Ésta es un
cilindro hueco de vidrio abierto en uno de sus extremos. En su superficie lateral presenta grabada una
escala. Cada marca indica un cierto volumen de líquido a una determinada temperatura
(generalmente 20ºC).
Si observas bien verás que hay marcas pequeñas y otras más grandes.
a- Cuenta el número de divisiones grandes que posee y deduce a cuántos ml corresponde
cada una de ellas. .................................................................
b- Cuenta el número de divisiones más pequeñas que hay entre dos marcas grandes. Deduce a
cuántos ml corresponden cada una de las mismas. ..................................................
Recordar: 1 ml corresponde a 1cm3
Al llenar una probeta habrás observado que la superficie libre del líquido no es plana, sino curva. Dicha
curva recibe el nombre de MENISCO. Para la lectura del volumen debes tomar como referencia la
parte más baja de la curva. Además es importante que al realizar la lectura ubiques tu vista al mismo
nivel que la altura que deseas medir.
Al efectuar la medición puede ser que el nivel no coincida con una división. En este caso dirás que el
volumen oscila entre..... y ....... ml.
¿Cuántos ml representan cada división?
¿Qué volúmenes contiene cada una de las probetas ubicadas sobre tu mesada?
b) Volúmenes de cuerpos sólidos de forma geométrica definida
A- Dibuja la caja que trajiste para trabajar
B- Mide con la regla lo más exactamente posible:
El largo de la caja en mm: ..............................................
El ancho en mm: ...............................................................
El espesor en mm: ............................................................
C- Calcula el volumen del cuerpo:
En milímetro cúbico: ……………………………………………..
En centímetros cúbicos: ...................................................
En metros cúbicos: ..........................................................
D- Realiza las mismas operaciones con la moneda
E- Responde:
1- ¿cuáles son los constituyentes del resultado? .......................................
2- ¿cuáles son las unidades que usaste?...................................................
3- ¿cuál es la magnitud que consideraste? .............................................
126
c) Volúmenes de cuerpos sólidos de forma irregular por desplazamiento de líquido
Necesitarás una llave, una probeta de 50 o 100 ml y agua de la canilla.
A- Coloca agua en la probeta hasta la división correspondiente a 30 ml.
Anota este valor, al que llamaremos v1..............................................
B- Sumerge con cuidado el cuerpo sólido elegido dentro de la probeta evitando
pérdidas de agua.
Lee nuevamente el volumen de agua, y anota. Lo llamaremos v2.............
C- Calcula por diferencia el volumen de la llave
V2 – V1=................................
D- Responde:
1- ¿cuáles son los constituyentes el resultado?
...................................................................................
2- ¿cuál es la unidad que usaste? ...................................................................................
3- ¿cuál es la magnitud que consideraste?
....................................................................................
Medición de longitudes
Necesitas una hoja de carpeta y una regla.
A- Coloca la regla paralela al ancho de la hoja de carpeta.
B- Hacé coincidir el cero de la escala con uno de los extremos de la hoja. Sujeta firmemente.
C- Lee cuál es la división de la regla que coincide con el extremo de la hoja. Recordá que al
hacer las lecturas debes colocar la vista sobre el punto que quieres medir para evitar el error
de paralaje.
D- Anota el resultado:
1- en centímetros: ........................................................
2- en milímetros: ..........................................................
E- Responde:
1. ¿cuáles son los constituyentes del resultado? ..............................................
2. ¿cuáles son las unidades que usaste?.............................................................
3. ¿cuál es la magnitud que consideraste? ........................................................
Medición de superficies
A- Mide el ancho de la hoja de carpeta. Anota el resultado:
En centímetros: .................................................
En milímetros: ...................................................
B- Mide el largo de la hoja. Anota el resultado:
En centímetros: ........................................
En milímetros: .......................................
C- Calcula la superficie de la hoja:
o En centímetros cuadrados: .................................
o En milímetros cuadrados: ...................................
o En metros cuadrados: ........................................
D- Responde:
1- ¿cuáles son los constituyentes el resultado?
................................................................
2- ¿cuál es la unidad que usaste?
......................................................................................
3- ¿cuál es la magnitud que consideraste?
........................................................................
Medición de temperaturas
127
1. ¿Qué instrumento se utiliza para medir temperaturas?..............................
2. ¿Por qué deben transcurrir 5 minutos antes de realizar la medición de la temperatura?
................
3. ¿Qué unidad se utiliza? .................................................................................
4. ¿Qué magnitud se mide? ................................................................................
Medición de ángulos
1. ¿Qué instrumento se utiliza para medir ángulos?.........................................
2. ¿Qué unidad se utiliza? ..................................................................................
3. ¿Qué magnitud se mide? ................................................................................
4. ¿Qué cuidados debes tener? ..........................................................................
128
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 6
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: PROCEDIMIENTOS DE LAS CIENCIAS PARA PRODUCIR CONOCIMIENTOS
Objetivo/s
A partir de una actividad sencilla de laboratorio, aplicar los procedimientos científicos para arribar
a una explicación de lo observado
Material/es:
Un globo
Bicarbonato de sodio
Vinagre
Botella plástica trasparente
Embudo
Procedimiento/s
1- Ponemos vinagre dentro de la botella (llenar un poco menos de la mitad)
2- Con ayuda de un embudo, colocar bicarbonato dentro del globo (más o menos la mitad del
globo debe quedar llena)
3- Colocamos la boca del globo en la boca de la botella con mucho cuidado de no arrojar
bicarbonato dentro.
4- Cuando esté correctamente colocado, dejamos caer bicarbonato dentro de la botella.
5- Registra gráficamente
Conclusión/es:¿Qué ha sucedido?
Actividades
1- Explica los siguientes conceptos: OBSERVAR – PROBLEMA – HIPÓTESIS – PROCEDIMIENTO –
EXPERIMENTAR – REGISTRAR- COMUNICAR
2- Aplica los procedimientos antes mencionados al experimento realizado
129
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 7
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título:“USO DEL MECHERO”
Objetivo/s: practicar la utilización del mechero
Material/es: mechero de Bunsen, tubo de goma, fósforos
Procedimiento/s
1. Observa atentamente el mechero e identifica cada una de sus partes.
2. Abre y cierra la entrada de aire para controlar su correcto funcionamiento.
3. Conecta un extremo del tubo de goma a la entrada de gas del mechero y el otro al extremo del
grifo de gas.
4. Enciende el mechero según las siguientes consignas:
a) Controla que la entrada de aire se encuentre cerrada.
b) Acerca la llama de un fósforo lentamente a la boca del mechero.
c) Abre lentamente la llave de gas regulando la llama.
d) Abre la entrada de aire y vuelve a cerrarla.
e) Cierra la llave de gas.
Conclusión/es:
a) Completa el siguiente esquema.
b) ¿Qué color presenta la llama al mantener cerrada la entrada de aire? ¿Y al abrirla?
c) ¿Qué tipo de llama te permite realizar trabajos de calentamiento?
d) ¿Qué características debe presentar la llama para respetar las medidas de seguridad?
130
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 8
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: “PROPIEDADES DE LA MATERIA”
Objetivo/s:
reconocer las propiedades de la materia
clasificar las propiedades
definir las mismas
Material/es:video,
Procedimiento/s y actividad/es
1. Observa y analiza la proyección del video sobre propiedades de la materia
2. Describe brevemente cada una de ellas
131
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 9
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: SISTEMAS MATERIALES
Objetivo/s: identificar sistemas materiales homogéneos y heterogéneos
Material/es:
1. Aceite y agua
2. Agua salado, trozo de corcho y talco
3. Agua y nafta
4. Aceite, agua y virutas de madera
Procedimiento/s y actividad/es:
1- A partir del sistema material que estás analizando, responde:
a- ¿por qué es un sistema material?
b- ¿de qué tipo de sistema material se trata y por qué?
c- ¿cuántos y cuáles son sus componentes?
d- ¿cuántas y cuáles son sus fases?
2- Investiga en tu apunte, de qué manera podrían separarse los componentes del sistema en
estudio. Explica y justifica tu respuesta.
Conclusión: (elabora una conclusión en relación al problema planteado)
132
Trabajo Práctico de Laboratorio N°10
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: MÉTODOS DE SEPARACIÓN
Objetivo/s:
aplicar diferentes métodos para separar las fases de un sistema material
identificar sistema materiales
EXPERIENCIA 1
Objetivo: separar las fases de un sistema formado por arena y trozos de tiza
Materiales: arena, 1 tiza, cucharita, dos trozos de papel, una pinza
Procedimiento/s:
1. En un trozo de papel coloca dos cucharadas de arena y varios trozos de
tiza. Mézclalos bien con la cucharita.
2. Observa y describe las fases. Clasifica el sistema. Señala número de fases y
componentes.
3. Ubica el otro trozo de papel al lado del que contiene el sistema. Toma con
la pinza cada trozo de tiza y deposítalo sobre el papel, quedando
separadas las dos fases.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina TRÍA.
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método
EXPERIENCIA 2
Objetivo: separar las fases de un sistema formado por arroz y harina
Materiales: arroz, harina, dos trozos de papel, colador de alambre, varilla
Procedimiento/s:
1. Coloca en un trozo de papel una porción de harina y otra de arroz. Mezcla con la varilla.
2. Observa y describe las fases. Clasifica el sistema. Indica número de fases y componentes.
3. Coloca el sistema en un colador de alambre (tamiz) y muévelo lentamente hasta que una
de las fases haya pasado al otro trozo de papel.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina TAMIZACIÓN.
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método
EXPERIENCIA 3
Objetivo: separar el corcho del canto rodado
Materiales: corchos, cantos rodados, agua, un vaso de precipitados, varilla
Procedimiento/s:
1. Coloca en un vaso de precipitados los corchos y las piedras. Mezcla bien con la varilla.
2. Observa y describe el sistema. Indica número de fases y componentes. Clasifícalo.
3. Agrega agua hasta las ¾ partes del vaso y describe qué ocurre.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina FLOTACIÓN.
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método
EXPERIENCIA 4
Objetivo: separar las limaduras de hierro de la arena
Materiales: arena, limaduras de hierro, dos trozos de papel, varilla, imán.
Procedimiento/s:
133
1. Coloca en un trozo de papel una porción de arena y otra de limaduras de hierro. Mezcla
con la varilla.
2. Observa y describe el sistema. Clasifícalo.
3. Acerca el imán al sistema material tantas veces como sea necesario hasta separar las
limaduras de hierro y depositarlas en otro trozo de papel.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina IMANTACIÓN.
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método.
EXPERIENCIA 5
Objetivo: separar las fases del sistema talco y arena
Materiales: arena, talco, agua, 2 vasos de precipitados, embudo, varilla, papel de filtro,
soporte, aro
Procedimiento/s:
1. Arma el aparato de filtración
2. Coloca en un vaso de precipitados una porción de talco y agua. Agita con la varilla
3. Observa y describe el sistema formado. Clasifícalo
4. Vierte con cuidado pequeñas porciones del sistema en el embudo.
5. Observa y describe.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina FILTRACIÓN
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método.
EXPERIEN CIA 6
Objetivo: separar las fases del sistema kerosene y agua
Materiales: agua, kerosene, vaso de precipitados, ampolla de decantación, soporte, aro
Procedimiento/s:
1. Coloca en un vaso de precipitados una porción de agua y kerosene.
2. Observa y describe fases y componente. Clasifica el sistema.
3. Arma el aparato de decantación. Asegúrate de que el robinete esté cerrado.
4. Vierte el sistema en la ampolla y deja sedimentar.
5. Abre el robinete con cuidado, hasta que una de las fases haya pasado al vaso.
Registro: esquematiza
Este método de separación se denomina DECANTACIÓN.
Actividad:Investiga en qué consiste dicho método.
134
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 11
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: PROPIEDADES DE LA MATERIA: CAPILARIDAD – CROMATOGRAFÍA
Objetivos:
Descubrir que la penetración del agua en cuerpos porosos se denomina capilaridad
Conocer un método de fraccionamiento: la cromatografía
Materiales: tinta de marcador negro, agua, probeta o vaso de precipitados, papel secante
Procedimiento:
1. Corta un rectángulo de papel secante que puedas introducir cómodamente en el interior de la
probeta.
2. A 2 cm de uno de sus extremos traza una raya con el marcador.
3. Coloca aproximadamente 1,5 cm de agua en el interior de la probeta.
4. Introduce el papel secante cuidando que no toque las paredes y que el extremo quede
sumergido dentro del agua. El nivel del líquido no debe llegar a la marca de tinta.
5. Observa y describe que ocurre.
6. Cuando no se observen más cambios retira el papel (cromatograma) y deja secar. Debes
observar las bandas coloreadas correspondientes a los componentes de tinta.
135
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 12
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: DENSIDAD – FLOTACIÓN
Objetivo: comprobar qué materiales flotan o se hunden en el agua
Materiales: vaso de precipitados, probeta, agua, moneda, clip, cubo de madera, corcho,
acerito, aceite, clavo.
Procedimiento:
1. Calcula para cada elemento masa, volumen, densidad
2. Compara tu cálculo de densidad con la tabla de densidades
3. Luego toma un vaso de precipitados y coloca agua hasta aproximadamente 1/3 del recipiente y
de a uno coloca los elementos que trajiste para el práctico
4. Observa y anota cuál de ellos flota o se hunde en el agua
5. Esquematiza
Conclusiones
a) Completa el siguiente cuadro
Elemento Masa volumen Densidad
b) ¿Existe alguna diferencia entre el cálculo de densidad realizado por tu grupo y el que aporta la
tabla?
c) ¿Cuál es la densidad del agua?
d) ¿Qué relación podrías establecer entre la densidad de cada cuerpo y su capacidad para flotar o
no en el agua?
e) Completa:
Un cuerpo se hunde si su densidad es......................................que la del agua.
Un cuerpo flota en la superficie del líquido si su densidad es.............................................que la del
líquido.
Un cuerpo flota en el seno del líquido si su densidad es.............................a la del líquido.
136
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 13
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: RECONOCIMIENTO DE SUSTANCIAS ÁCIDAS Y ALCALINAS MEDIANTE UN INDICADOR
NATURAL
Objetivos:
identificar si distintas sustancias de uso cotidiano son ácidos o bases
utilizar material de laboratorio
elaborar un informa
Materiales
gradillas
tubos de ensayo
goteros
jugo de repollo colorado
aspirina
vinagre
gaseosa
jugo de limón
bicarbonato
leche
limpiador de uso doméstico
corrector
Procedimiento
a) En casa: Preparación del indicador
Conseguir en la verdulería un repollo colorado. Poner a hervir en agua hasta que la misma tome
una coloración rojiza. Dejar enfriar, extraer el agua y colocar en una botellita limpia.
NOTA: Los pigmentos vegetales del repollo pueden utilizarse como
Indicadores de medios ácidos o básicos según el color.
b) En la escuela
A- Preparación de los grupos testigos.
1- Tomar una gradilla y rotular tres tubos de ensayo.
2- Colocar en el tubo 1, 1cm3 de agua; en el tubo 2, 1cm3 de vinagre (ácido acético) y
en el tubo 3, un poco de bicarbonato. A este último agregar 1cm3 de agua y agitar.
Estos tubos representarán los grupos testigos.
3- Agregar a cada tubo algunas gotas de jugo de repollo colorado y observar que
ocurre. Dibujar.
4- No lavar los tubos utilizados, ya que servirán para contrastar con el resto de las
sustancias.
Primeras Conclusiones: Elige la respuesta correcta
Un indicador es un capaz de……………………………………………………. frente a algunas
sustancias. Esta reacción se llama viraje de color.
El agua es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), porque el agregarle el indicador
natural ……………………………………………………………………………………
El ácido acético del vinagre es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), y al agregarle el
indicador natural ……………………………………………………………………
El bicarbonato es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA) y al agregarle el indicador
natural ……………………………………………………………………………………
B- Reconocimiento de sustancias
1- Rotular cinco tubos de ensayo
2- Colocar en cada uno (por separado) 1cm3 de cada una de las sustancias restantes.
137
3- Agregar algunas gotas de jugo de repollo colorado. Agitar. Observar que ocurre.
4- Dibujar.
Conclusiones finales
La leche es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), ya que al agregar el
indicador…………………………………………………………………………………………
El limpiador es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), ya que al agregar el
indicador……………………………………………………………………………………………
La aspirina (ácido acetilsalicílico) es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), ya que al
agregar el indicador……………………………………………………………………………………………
La gaseosa es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), ya que al agregar el
indicador…………………………………………………………………………………………
El jugo de limón es una sustancia (ÁCIDA / ALCALINA /NEUTRA), ya que al agregar el
indicador…………………………………………………………………………
138
Trabajo Práctico de Laboratorio N° 14
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título: EL OXÍGENO Y LAS OXIDACIONES
Fecha: Octubre
Objetivos: - establecer la diferencia entre oxidación y combustión
Materiales: mechero, pinza metálica, fósforos, lámina de cobre rectangular bien limpia, listón de
madera de 20 cm x 0,5 cm x 2 cm aprox.
Procedimiento:
1.
a) Observa y anota las características del cobre:
Color: .............................. Aspecto: ................................................ Olor: ..................................
b) Enciende el mechero.
c) Con la pinza metálica toma la lámina de cobre y ponla en contacto con la llama del mechero.
d) Observa y anota qué le sucede: .....................................................................
e) Al cabo de unos minutos, retira la lámina de la llama.
f) Apaga el mechero.
g) Observa la lámina y responde: El cambio antes observado, ¿continúa o se detiene?
h) ¿Qué otros cambios observas?
Nota: el cobre (Cu) se ha combinado con el oxígeno (O2) del aire por la acción del calor provisto por
elmechero, formando, óxido de cobre (CuO); se ha producido una oxidación.
2. a) Observa y anota las características de la madera.
Color: ................................... Olor: ................................................ Aspecto: ..............................
a) enciende el mechero.
b) Toma el listón de madera y colócalo e la llama del mechero.
c) Observa y anota qué le sucede
d) Luego de unos pocos minutos, retira de la llama. Observa y responde. ¿El fenómeno,
¿se detiene o continúa?
e) ¿Qué cambios se producen?
f)
Nota: el principal componente de la madera es el elemento carbono (C) que se combina con el
oxígeno (O2) del aire, formando dióxido de carbono (CO2) y desprendiendo luz y calor (a veces
también forma una llama)
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Trabajo Práctico de Laboratorio N° 15
Nombre y apellido:
Fecha de realización:
Título : REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS
Objetivo: establecer las diferencias entre reacciones endo y exotérmicas
Materiales: erlenmeyer, tapón de goma con perforación para la boca del erlenmeyer,
termómetro, dos pasos de precipitados, una probeta, embudo, balanza, hidróxido de sodio,
solución de ácido clorhídrico, agua
Procedimiento.
Primera parte
1- Colocar 150 ml de agua en el erlenmeyer y tapar con el tapón de goma colocando el termómetro
a través del orificio de manera que el bulbo toque el agua.
2- Pesar 6 g de hidróxido de sodio, destapar el erlenmeyer y con ayuda del embudo colocar el
hidróxido de sodio.
3- Tapar rápidamente el erlenmeyer
4- Observar la temperatura cada 30 segundos, a lo largo de 5 minutos. Registrar en una tabla los
datos obtenidos.
Segunda parte
1- Midan con ayuda de la probeta 100 ml de la solución de hidróxido de sodio en agua, preparada
en l aparte anterior y colóquenla en un vaso de precipitados.
2- Laven la probeta y midan 5 ml de ácido clorhídrico, colóquenlo en otro vaso de precipitados.
Agreguen agua hasta formar 100 ml de la solución.
3- Coloquen las dos soluciones dentro del erlenmeyer.
4- Tapen el erlenmeyer con el tapón e introduzcan, a través del orificio del tapón, el termómetro, de
manera que el bulbo esté e n contacto con la solución.
5- Observen la temperatura cada 30 seg., a lo largo de 5 min. Registren en una tabla los datos
obtenidos.
Observaciones y conclusiones
A - ¿Qué ocurrió con la temperatura del sistema, al disolver hidróxido de sodio, en la primera parte de
la experiencia?
B - ¿Qué ocurrió con la temperatura del sistema al combinar el ácido y el hidróxido de sodio, en la
segunda parte de la experiencia?
C -¿Cuáles de los fenómenos generó calor y cuál absorbió calor? ¿Cómo explican estos cambios de
temperatura?
