COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS

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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha: Febrero 19 de 2009
Profesor:
Grados:
GUÍA No. 01
Emidio Gómez Gómez
10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 -10.5- 10.6
La Educación tiene la finalidad de llevar al individuo a realizar su
personalidad.
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI
La Química requiere la medición de magnitudes como MASA – LONGITUD – VOLUMEN
– TEMPERATURA entre otras. La comunidad científica ha adoptado convenciones sobre
los sistemas de medición.
MAGNITUDES FÍSICA
Longitud
Masa
Tiempo
Intensidad de la corriente eléctrica
Temperatura
Intensidad luminosa
Cantidad de sustancia
NOMBRE DE LA UNIDAD
Metro
Kilogramo
Segundo
Amperio
Kelvin
Candela
Mole
SÍMBOLO
m
Kg
s
A
K
cd
mol
De las unidades básicas se han originado otras llamadas unidades derivadas que son la
combinación de las básicas. Ejemplo: La velocidad: metro/segundo.
QUE ES LA MATERIA. La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el
espacio: una hoja de papel, una roca, un árbol, etc. Esta definición de la materia permite
identificar las propiedades físicas importantes: La masa y el volumen.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
SON
GENERALES
ESPECÍFICAS
Como
Como
Peso
Volumen
Masa
Inercia
Otras
Solubilidad
Densidad
Dureza
Punto ebullición
Otras
QUE ES LA MASA. La masa es la cantidad de materia que contiene un cuerpo. La
unidad de masa que se usa en química es el Gramo (g).
La masa y el peso están relacionados. El peso es la fuerza de atracción que ejerce la
gravedad de la tierra sobre la masa de los cuerpos. Esto significa que el peso y la masa
no son iguales.
La masa permanece constante pero el peso varía de acuerdo con la gravedad de los
cuerpos.
2
Algunos múltiplos y submúltiplos para la masa son:
Un kilogramo
=
1.000 gramos 1 kg =
Un miligramo
=
0.001 gramos 1 mg =
Una onza
=
28.35 gramos 1 oz =
Una libra
=
453.6 gramos 1 lb
=
Un kilogramo
=
2.205 libras 1 kg =
Un gramo
=
15.43 granos 1 g
=
1.000 g
10-3 g
28.35 g
453.6 g
2.205 lb
15.43 granos
DESARROLLE:
1. Escriba ejemplos de las propiedades generales y específicas de la materia.
2. Con base en el esquema conceptual, define que es una propiedad general y una
propiedad específica.
3. Con que fin fue creado el sistema internacional de unidades?
4. Por qué la masa es una propiedad general de los cuerpos?
5. Clasifica los siguientes ejemplos según la propiedad de la materia que expresen:
a. Todos los cuerpos tienen masa.
b. Tengo un peso de 50 kilogramos
c. Compré 5g de sal.
6. Desarrolla los siguientes ejercicios:
a. Determina el peso de 640g de hierro en libras.
b. Cuantos miligramos hay en:
* 0.5 onzas
* 10 kilogramos
* 11 libras
* 20 gramos
c. Cuántas libras hay en:
* 200 gramos
* 30 onzas
* 2500 miligramos
* 25 kilogramos
d. Mide tu peso en una balanza; exprésalo en las siguientes unidades:
* Kilogramo
* Libras
* Onzas
* miligramos
EL VOLUMEN Y SUS UNIDADES
El volumen de un cuerpo corresponde al espacio tridimensional que ocupa. Las
sustancias como los líquidos y los gases tienen la propiedad de escurrirse, es decir, de
tomar la forma del recipiente que los contiene. Esta propiedad se llama FLUIR, por lo cual
se les ha llamado a los gases y a los líquidos fluidos.
Para determinar el volumen de un líquido o de un Gas, se debe saber la clase de
recipiente que los contiene. El volumen, para un sólido regular se expresa en función de
la longitud y corresponde a las medidas de ancho, largo y altura.
a. Ancho
h. Altura
L. Largo
Veamos un ejemplo:
Para determinar el volumen de un Aceite que se encuentra en un recipiente rectangular
de 10 cm de alto por 2 cm de ancho y 3 cm de largo. ¿Qué se hace?. Se utiliza la
fórmula:
VOLUMEN = Largo x ancho x alto
VOLUMEN = 3cm x 2 cm x 10 cm
VOLUMEN = 60 cm3
¿Expresa la unidad anterior en litros?
Para ello se hace la conversión:
Si 1 litro equivale a 1000 cm3 a cuanto equivale 60 cm3?
X = 1 litro x 60 cm3 =
1000 cm3
X = 0.06 litros
3
La unidad de volumen en el Sistema Internacional (SI) es el metro cúbico (m 3), otras
medidas derivadas del metro cúbico son el centímetro cúbico (cm3) y el decímetro cúbico
(dm3).
ALGUNAS EQUIVALENCIAS PARA DETERMINAR EL VOLUMEN SON:
1 litro
=
1000 centímetros cúbicos  1L
= 1000 cm3
3
1 centímetro cúbico =
1 mililitro
 1cm
= 1 ml
1 metro cúbico
=
1000 litro
 1m3
= 1000 L
3
1 metro cúbico
=
un millón de centímetro cúbico 1m
= 1.000.000 cm3
3
1 Pie cúbico
=
28.32 litros
 1pie
= 28.32 L
1 Pie cúbico
=
1728 pulgadas3
IDEAS PARA APLICAR:
1. En el Sistema Internacional la unidad de volumen es el metro cúbico (m3). Esta
unidad es muy grande para usarse en el laboratorio, por lo cual se emplea con más
frecuencia el decímetro cúbico (dm3) o el centímetro cúbico (cm3).
a) Cuál es la relación entre estas dos unidades y el metro cúbico?
b) Si se coloca agua en un recipiente cilíndrico, ¿cuál es el volumen del agua?
c) Si se coloca agua en un recipiente esférico, ¿cuál es el volumen del agua?
2. Ejercicios Numéricos:
a) ¿Cuál es la capacidad en mililitros de una caja de 0.5 m de largo, 20 cm de ancho y 30
mm de profundidad
b) Calcula el número de centímetros cúbicos en 2 decímetros cúbicos y en 4 metros
cúbicos.
c) A cuanto equivale:
 15 pies3 en litro.
 2 pulgadas3 en pies3
 10m3 en pies3
 15 litros en m3
LA DENSIDAD. La densidad (d) es una propiedad física y específica de las sustancias.
Se calcula dividiendo la masa por el volumen.
DENSIDAD = Masa por unidades de volumen
=
Masa de la sustancia *
Volumen de la sustancia
d = m/v
La unidad en el sistema internacional es el kilogramo por metro cúbico (kg/m 3) la cual es
numéricamente igual a gramos por decímetros cúbico (g/dm3). Por lo general, la
densidad de los líquidos y de los sólidos se expresa en gramos por centímetros cúbicos
(g/cm3) o en gramos por mililitro (g/ml), mientras la densidad de los gases se expresan
comúnmente en gramos por litro (g/l) o gramos por centímetros cúbico (g/cm3).
La densidad de las sustancia depende de la temperatura. Así, por ejemplo, la densidad
del agua a 4° C es de 1.00 g/cm3 = 1.00 g/ml. A esta temperatura el agua tiene su
máxima densidad.
¿Cómo se interpreta el valor de la densidad? Por ejemplo, la densidad de un metal es de
12 g/cm3, significa que un cm3 de un metal tiene una masa de 12 gramos?.
Ejercicios:
1. Calcula la densidad del alcohol etílico CH3CH2OH sabiendo que 80 ml tiene una masa
de 64 g.
2. Calcula la densidad de un cuerpo que pesa 210 g y tiene un volumen de 13 cm3.
3. Si el ácido sulfúrico H2SO4 concentrado tiene una densidad de 1.84 g/ml. Calcula el
peso de 50 ml.
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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMANDO INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha: Febrero 26 de 2009
GUÍA No. 02
QUÍMICA I
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 – 10.05 – 10.06
Para ser Exitoso no tienes que hacer cosas extraordinarias.
Haz cosas ordinarias, extraordinariamente bien.
COMO ESCRIBIR CIFRAS GRANDES Y CIFRAS PEQUEÑAS
En Química se suelen manejar cifras extremadamente grandes o extremadamente
pequeñas; por ello se ha adoptado el manejo de la NOTACIÓN CIENTÍFICA o
EXPONENCIAL.
La Notación Científica es un método que permite escribir con comodidad cifras muy
grandes y muy pequeñas.
Ejemplo.
Escribir 1.200 en Notación Científica?
1.200 se puede expresar como 1.2 x 1.000
Solución:
Como 1.000 = 10 x 10 x 10 = 103 se puede escribir la cifra así:
1.2 x 103 en Notación Científica
Escribir 18.500 en Notación científica?
El número 18.500 se puede expresar como 1.85 x 10.000
1 8 5 0 0
Solución:
Como 10.000 = 10 x 10 x 10 x 10 = 104
4
3
2
1.85 x 104
En notación científica se escribe:
1.85 x 104
Escribir en Notación Científica: 0.00007
0.0 00 0 7
= 7.0 x 10 -5
1 2 3 4 5
DESARROLLE:
Escribir en Notación Científica:
a) 0.045
e) 249.000.000
b) 0.01
f) 12.000
c) 200.000
g) 0.000.000.098
d) 84.600.000.000.000
OPERACIÓN CON EXPONENTES
Suma y resta con exponentes:
Para sumar o restar deben tener el mismo exponente:
Ejemplo:
(1 x 105) + (4.5 x 106) = (1 x 105) + (45 x 105) = 46 x 105
Multiplicación: Para multiplicar, se deben sumar algebraicamente los exponentes:
(1.5 x 104) (2 x 106) = (1.5 x 2) (104 + 6) = 3 x 1010
División: Para dividir se deben restar algebraicamente los exponentes:
(24 x 102) / (3 x 105) = 24 / 3 (102 – 5) = 8 x 10-3
Desarrolla los siguientes ejercicios:
a) (4.51 x 102) + (3.21 x 102) - (14.51 x 102)
b) (5.25 x 103) + (1.35 x 102)
1
5
c)
d)
e)
f)
(6.9 x 10-5) (9.1 x 10-3)
(3.41 x 106) / (1.21 x 104)
(4.36 x 105) (3.56 x 102) (1.23 x 103)
(3.69 x 105) (6.01 x 102) / (1.12 x 104)
CIFRAS SIGNIFICATIVAS
En el laboratorio debemos recurrir con frecuencia a medir diversas propiedades, tales
como longitud, volumen, masa, temperatura, etc. Cada instrumento utilizado para realizar
alguna medición, permite leer únicamente un determinado número de cifras, siendo
necesario aproximar o estimar el último dígito entre las divisiones menores del
instrumento.
Los dígitos que expresan el resultado de una medida, tal que sólo el último de ellos no es
conocido con certeza, se llaman cifras significativas. Éstas, se pueden obtener
dependiendo de la calibración del instrumento empleado para la medición. Mientras más
finas sean las divisiones más cifras significativas se pueden lograr.
Figura 1. Incertidumbre en medir una longitud.
A
B
1
2
3
4
3
4
3.6 cm.
1
2
3.63 cm
Todas las mediciones poseen algún grado de incertidumbre asociado, según la
aproximación o estimación que el operador debe hacer. Esto depende tanto de los
aparatos utilizados como de la destreza que se tenga para manejarlos.
Si observamos la figura 1, la medida tomada con la regla superior 3.6 cm, tiene dos cifras
significativas y la incertidumbre en la última cifra, es de 0.1 cm, o dicho de otra forma,
implica una incertidumbre en las décimas de centímetro. Para la medición efectuada con
la regla inferior, el valor medido de 3.63 cm, tiene tres cifras significativas y lleva asociado
una incertidumbre de 0.01 cm, es decir, de centésimas de centímetros. Mientras más finas
sean las divisiones, más cifras significativas se pueden lograr. Así, la regla inferior tiene
mayor precisión que la superior.
En todas las mediciones siempre se debe anotar un último dígito incierto o estimado.
Si el valor de una medición coincide exactamente con una graduación de la escala, debe
escribirse cero. Por ejemplo, si una medida tomada con la regla marcada en centímetros
coincidiera en 3, debe escribirse 3.0 (dos cifras significativas) y si se hiciera con la regla
graduada en décimas de centímetro, debe anotarse 3.00 (tres cifras significativas).
REGLAS PARA EL USO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS
1. Los dígitos de cero siempre son significativos: 324 (tres cifras significativas); 2.3 (dos
cifras significativas); 0.5 (una cifra significativa).
6
2. Los ceros que están entre dígitos distintos de cero siempre son significativos: 3.05
(tres cifras significativas); 1008 (cuatro cifras significativas).
3. Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero no son significativos:
0.0006 (una cifra significativa); 0.0068 (dos cifras significativas); 0.04 (una cifra
significativa).
4. Cuando un número termina en ceros que se encuentran a la derecha de un punto
decimal, los ceros son significativos: 0.5000 (cuatro cifras significativas); 3.0 (dos
cifras significativas); 5.00 (tres cifras significativas); 2.00 (tres cifras significativas).
5. Cuando un número termina en ceros, pero no contiene punto decimal los ceros
pueden ser significativos o no: 140 (dos o tres cifras significativa) 10500 (tres, cuatro o
cifras significativas).
El empleo de la notación exponencial también llamado notación científica evita esta
ambigüedad. Esta consiste en expresar el número mediante la expresión N x 10n
donde N es un número entre 1 y 10, y n es el exponente. Así, el valor 10500 lo podemos
expresar como:
1.05 x 104
1.050 x 104
1.0500 x 104
(tres cifras significativas)
(cuatro cifras significativas)
(cinco cifras significativas)
en el caso de los números exactos, aquellos qué no se obtienen por medición, sino por
conteo, por ejemplo 20 libros, 12 manzanas, 48 moléculas, y los que se derivan de
definiciones como cuando una pulgada se define exactamente igual a 2.54 cm, se
considera que tienen un número infinito de cifras significativas. Por consiguiente, los
números exactos nunca limitan la cantidad de cifras significativa. Por tanto, al decir 1 pulg
= 2.54 cm, ni 1, ni 2.54 limitan el número de cifras significativas en los resultados de los
cálculos.
REDONDEO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS
1. Si el primer dígito a eliminarse es menor de 5, se anulan los dígitos solamente.
Ejemplo: 5.8432 redondeado a dos cifras significativas es 5.8 (4 es menor que 5); 1.23
redondeado a dos cifras significativas es 1.2 (3 es menor que 5); 7.4 redondeado a
una cifra significativa es 7.
2. Si el primer dígito que se debe eliminar es 5 o más, se aumenta en 1 el dígito anterior.
Ejemplo: 6.350 redondeado a dos cifras significativas es 6.4 (el primer dígito por
eliminar es 5); 4.7948 redondeado a dos cifras significativas es 4.8 (9 es mayor que 5).
En una serie de cálculos, se llevan los dígitos adicionales hasta el resultado final y
después se redondea. Esto significa que hay que llevar todos los dígitos que aparecen en
la calculadora hasta obtener el número final, es decir la respuesta y después, ésta se
redondea.
CÁLCULOS CON CIFRAS SIGNIFICATIVAS
En la realización de los cálculos debe tenerse presente en expresar el resultado con el
número correcto de cifras significativas así:
Multiplicación y división
El número de cifras significativas del resultado, producto o cociente, es igual al número de
cifras significativas de la cantidad que tiene el mínimo de tales cifras.
Ejemplos:
12.02 x 0.315 = 3.7863 que se redondea a 3.79
0.408 ÷ 0.08 = 5.1 que se redondea a 5
4.632 + 2.638 = 7 que se redondea a 7.000
Adición y sustracción
El número de cifras significativas en el resultado es igual al número de cifras decimales
del valor numérico que tiene el mínimo de tales cifras.
7
Ejemplos:
3.62 + 2.381 + 3.411 = 9.412 que se redondea a 9.41.
3.216 ÷ 1.16 = 2.056 que se redondea a 2.06
Obsérvese que para multiplicación y división hay que contar las cifras significativas.
Para adición y sustracción hay que contar las cifras decimales.
CUÁLES SON LAS ESCALAS DE TEMPERATURA
ESCALA FAHRENHEIT
En la Escala Fahrenheit el punto de solidificación del agua se le asigna un valor de 32
grados y al de ebullición, un valor de 212 grados, el espacio entre estos valores se divide
en 180 partes, cada una de las cuales corresponde a 1° F.
Como el espacio comprendido entre el punto de ebullición y el punto de congelación del
agua está dividido en 100 intervalos en la escala Celsius o centígrada en la escala
Fahrenheit, es lógico que 100 intervalo Celsius equivalen a 180 intervalos Fahrenheit, o
sea que:
100° C
= 180° F
Por lo tanto:
1°C = 180°F / 100
= 9/5° F
1°F = 100°C /180
= 5/9° C
Ahora bien, el punto de congelación del agua es 0 en la escala Celsius y 32 en la Escala
Fahrenheit, o sea:
0°C = 32°F
Por lo tanto
Temperatura Fahrenheit = 9/5 (temperatura Celsius) + 32 : °F = 9/5°C + 32
temperatura Celsius = 5/9 (temperatura Fahrenheit - 32).
°C = 5/9 (°F – 32).
ESCALA KELVIN (K)
En la escala Kelvin, al punto de solidificación del agua se le asigna un valor de 273 k y al
de Ebullición 373 k; entre estos dos valores se hacen 100 divisiones equivalentes a 1 k.
esta escala también se denomina ESCALA ABSOLUTA porque no tiene valores negativos
de temperatura. Las Escalas de Kelvin y Celsius definen únicamente en la elección del
punto cero. Se toma como cero en la Escala absoluta de Kelvin el cero absoluto de
temperatura, equivalente a -273°C.
0 K = - 273°C
Temperatura Kelvin = 273 + Temperatura Celsius
K = 273 + °C
Ejercicios:
1) Convertir 30°C a K
3) Convertir 40K a °C
5) 90°C a K y °F
7) 35°F a °C y K
2) -6°C a cuantos K equivalen
4) 450 K a °C
6) 24 °F a K
ESCALA RANKINE
°R. En esta escala el intervalo entre el punto de congelación y de ebullición del agua es
igual al intervalo que existe entre estos puntos en la Escala Fahrenheit. La diferencia está
en que el punto de congelación del agua se marca como 492 grados; mientras que el
punto de ebullición se señala como 672 Grados; el Cero Absoluto de esta escala
corresponde al cero absoluto de la Escala Kelvin. La escala Rankine es muy empleada
en el campo de la ingenieria.
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Figura 2. Comparación entre las diferentes escalas de temperatura y los puntos iniciales y
finales en las mismas.
Temperatura de Ebullición
del Agua
100°C
373°K
212°F
672°Ra
Temperatura de Congelación
del Agua
0°C
273
32
492°
0
Cero Absoluto
-273.16
0
-460
0
EJERCICIOS.
1. ¿Cuánto representa una longitud de 127 cm en pulgada?
2. La plata esterlina es una aleación que consiste de 92.5% de plata y 7.5% de cobre.
¿Cuánto kilogramos de plata esterlina pueden elaborarse a partir de 18.5 kg de plata
pura?
3. Se disuelven 12 gramos de cloruro de sodio NaCl, en 68 g de agua. Calcular el
porcentaje de cloruro de sodio en esta solución.
4. Un laboratorista prepara vinagre en una proporción de 5.0 g de ácido acético y 95 g de
agua. Con base en esta información calcule:
a. Gramos de ácido acético presentes en 1000 gramos de vinagre.
b. Gramos de agua presentes en 1.0 gramos de vinagre.
c. Gramos de agua por cada 30.0 g de Ácido Acético.
5. Un fertilizante contiene 21.0% de Nitrógeno por masa. ¿Cuál es la masa de este
fertilizante en kilogramos que se requiere para una aplicación de 775 g de Nitrógeno?.
6. Un Dentífrico requiere 1.00 mg de fluor por Kg de pasta dental. ¿Cuántos miligramos
de fluoruro de sodio NaF se deben agregar.
7. Un pequeño cristal de sacarosa (azúcar de mesa) tiene una masa de 5.53 mg. Las
dimensiones del cristal son: 2.20 x 1.36 x 1.12 mm. ¿cuál es la densidad de la
sacarosa en g/cm3?
8. Si un ladrillo que mide 1.5 pulgadas x 3.0 pulgadas x 6.0 pulgadas pesa 35 onzas.
¿Qué volumen total en litro ocuparán 44 kg de ladrillos?
Respuestas:
1) 50 pulgadas
3) El porcentaje de NaCl en la solución es 15%
b) 0.95 g agua
c) 570 g agua
6) 2.21 mg NaF
8) 20 litros
2) 20 kg de plata esterlina
4) a) 50g Ácido Acético
5) 3.69 Kg fertilizante
7) 1.65 g/cm3
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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
Fecha: 23 de febrero de 2009
GUÍA No. 04
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 10.5- 10.6
“Debemos fijarnos metas a largo plazo para evitar sentirnos
frustrados por fallas a corto plazo”
MODELOS ATÓMICOS
El átomo se encuentra constituido por tres partículas fundamentales: electrón, protón y neutrón.
Los electrones: Son partículas subatómicas con carga eléctrica negativa y se mueven cerca del
núcleo en los denominados orbitales.
Los protones: Son partículas subatomicas con carga eléctrica positiva; se alojan dentro del núcleo.
Los neutrones: Son partículas subatómicas sin carga eléctrica libre que se encuentran dentro del
núcleo.
 JHON DALTON
Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por
átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos.
Sus fundamentos son:
1. Los elementos están constituidos por partículas muy pequeñas e indivisibles (átomos) similares
a los descritos por Demócrito.
2. Toda materia está compuesta por átomos.
3. Los átomos de un elemento son iguales.
4. Los átomos de distinto elementos son diferentes.
5. Los átomos del mismo elemento tienen el mismo tamaño, masa y forma.
 J.J THOMSON
En 1897 el científico J.J.Thomson descubrió el electrón, partícula de carga eléctrica negativa.
Inmediatamente planteó el primer modelo atómico, el cual no tuvo mucha vigencia. Se sabía que el
átomo era neutro – sin carga – y este modelo no aclaraba en que parte del átomo había una carga
positiva tal, que hiciera contrapeso a la carga del electrón.
Los postulados de Thomson son:
1. La materia se presenta normalmente neutra.
2. Los electrones pueden ser extraídos de los átomos de cualquier sustancia, pero no ocurre igual
con la carga positiva.
 RUTHERFORD
Según Rutherford, la masa del átomo se concentra en el núcleo del mismo, el cual es positivo y la
mayor parte de su volumen es espacio vacío.
Rutherford ideó varios experimentos para hallar la explicación del fenómeno y a partir de ellos
pudo concluir que: “las partículas alfa poseen una carga positiva y esa carga positiva choca con
algo que las hace rebotar; ese algo debe, necesariamente, poseer carga positiva y además debe
tener una gran masa”. Solo así logró explicar el porqué las partículas alfa rebotaba.
 BOHR
Niels Bohr planteo las siguientes propuestas:
Los electrones solamente pueden describir ciertas órbitas de energías determinadas.
Cuando un electrón gira en una orbita no absorbe ni emite energía.
Para que un electrón “salte” de una órbita de menor energía a una órbita de mayor energía
necesita absorber energía.
EL MODELO DE BOHR PARA EL ÁTOMO DE HIDROGENO
En 1913 Niels Bohr propuso el siguiente modelo atómico para el átomo de hidrogeno:
El átomo de hidrogeno posee un protón en el núcleo, alrededor de el gira un electrón; este describe
órbitas circulares; entre órbita y órbita existe una cantidad de energía; es decir que la energía está
cuantizada. Tales órbitas se conocen como niveles energéticos “n” y sus valores corresponden a
números enteros.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6,7…
10
CLASES DE ORBITALES
La función orbital representa el movimiento de los electrones. De igual forma el movimiento del
electrón se puede representar en forma de orbitales s, p, d, o f.
Orbital “s “
Los orbitales “s” son esféricos. Los primeros cuatro elementos de la tabla periódica: H, He, Li, Be
poseen nubes de cargas esféricas. Al aumentar el nivel, aumenta el tamaño del orbital.
Orbital “p”
Los orbitales de los subniveles “p” no son esféricos. Presentan forma de lóbulos. El subnivel “p”
posee tres orbitales de igual energía, pero de diferente orientación: px, py, pz .
Orbitales “d”
Presenta diferentas formas y orientaciones. Cuatro orbitales “d” presentan la siguiente forma:
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ALBERT EINSTEIN Y LA FÍSICA
Piensa que las cosas maravillosas que puedes aprender en tu colegio son el trabajo de muchas
generaciones, que en todos los países de la Tierra las lograron con mucho afán y mucha fatiga.
Las ponemos en tus manos como herencia, para que las respetes, desarrolles, y fielmente las
entregues a tus hijos. Así es como nosotros, los mortales, nos hacemos inmortales,
transmitiendo el trabajo hecho por todos. Si piensas en esto, encontrarás sentido a la vida y a
tu esfuerzo, y podrás transmitir tus certeras convicciones a otros pueblos y otras épocas.
LA VIDA DE EINSTEIN
1. Nació el 14 de marzo de 1879 en un hogar formado por Hemann Einstein y Pauline Koch.
Era un niño muy inquieto y solitario. Prefería leer y escuchar música en sus ratos libres.
Siempre se caracterizó por ser muy paciente, podía pasar mucho tiempo construyendo un
castillo de naipes. Contó con una gran imaginación la cual le permitió crear más adelante una
nueva visión del universo.
Desde pequeño planteaba a su padre preguntas como: ¿de qué está hecho el Sol? ¿Cómo
se produce la oscuridad?, ¿cómo será viajar por un destello de luz?
Por ser un alumno
Por ser un alumno brillante, sus profesores se molestaban por la cantidad de preguntas que
hacía, muchas de las cuales no tenían respuesta. Gozó del apoyo de su madre, una talentosa
pianista y de su padre, un ingeniero. Albert jugaba con las matemáticas, resolvía ecuaciones
por diversión.
En su juventud estudió en el instituto de tecnología en Zurcí. Contrajo matrimonio con su
compañera de estudios Mileva Maric con la cual tuvo dos hijos. Entró a trabajar en la oficina de
patentes, trabajo que le parecía interesante pues además le dejaba tiempo para realizar sus
propias investigaciones científicas.
EINSTEIN: UN GRAN PENSADOR
2. Los aportes de Einstein a la Física fueron muy importantes. Su poder predictivo era
asombroso; cuestionaba hasta las leyes físicas que parecían inmutables. Dentro de sus
numerosas investigaciones están las teorías de la relatividad específica y general, las cuales se
convirtieron en un dolor de cabeza para los científicos, ya que implicaban romper con el
concepto de espacio y tiempo absoluto planteado por Newton.
Las ideas de Einstein siempre tuvieron proyección. Contribuyeron al desarrollo de armas,
medicina y poder nuclear. Su influencia también fue notoria en los escritores de ciencia ficción,
los filósofos y los artistas.
Su popularidad era asombrosa, se podían encontrar versos como el siguiente publicados en
revistas y periódicos:
“Había una vez una joven llamada brillante,
que viajaba más rápido que la luz;
una vez partió en un camino relativo
y llegó la noche anterior”.
Einstein fue un reconocido profesor universitario con un estilo descomplicado y sencillo en
sus clases. Además, era una persona pacífica y sensible, siempre buscando el desarrollo de la
humanidad. Sus mensajes eran profundos como el que escribió a los estudiantes de Princeton:
“Nunca consideres tu estudio
como un deber, sino como una
envidiable oportunidad para
aprender a conocer la liberadora
influencia de la belleza en el
reino del espíritu, para tu alegría
personal y para el provecho de
la comunidad a la cual
pertenece tu trabajo”.
3. Albert Einstein recibió numerosos premios; uno de los más importantes fue el premio
Nobel de Física en 1921. Murió el 18 de abril de 1955, siendo considerado hasta nuestros días
como un genio.
Identifiquemos algunas características de Albert Einstein en su trabajo científico: habilidad para
organizar, analizar e interpretar datos científicos; habilidad para hacer predicciones,
observaciones críticas y tomar decisiones apropiadas; habilidad para dirigir y explicar
claramente investigaciones científicas; pericia para solucionar problemas; amplio bagaje en
matemáticas; capacidad de síntesis en términos matemáticos; fuerte interés por conocer el
funcionamiento de las cosas; gusto por las matemáticas; gusto por las ciencias; interés por la
investigación; curiosidad; dedicación; imaginación; constancia; predicción y sencillez.
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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
VAMOS AL LABORATORIO No. 1
Fecha: Marzo 24 de 2009
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 -10.5-10.6 – 10.7
La verdadera amistad es como la fosforescencia, resplandece mejor
Cuando todo se ha oscurecido.
MATERIAL DE LABORATORIO.
Material no fungible. Es el que no se consume por el uso y no está en contacto directo con la
muestra y los reactivos. Ejemplo. Soportes – aros – trípodes – pinzas – balanzas – espátulas –
calentadores – mecheros bunsen – estufas.
Material Fungibles. Es aquel que se consume por el uso, generalmente por ser susceptible de
rotura, además de estar en contacto directo con la muestra y los reactivos. Puede ser de vidrio
– porcelana o plástico.
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Material de vidrio. Se distingue por su buena resistencia química frente al agua,
soluciones salinas, ácidos, bases y disolventes orgánicos. Únicamente es atacado por
el ácido fluorhídrico – bases fuertes como el Hidróxido de Sodio o de Potasio a alta
temperatura y por el ácido fosfórico concentrado y caliente.
Material plástico. Su ventaja en el laboratorio residen en su alta resistencia a la
ruptura y su bajo peso. Son muchos los plásticos que tienen uso en laboratorio como
el teflón – el polimetilpentano y el polietileno de alta densidad.
Los materiales de vidrio y plástico vienen aforados o graduados. El aforado solo
tiene una marca, el aforo que indica la capacidad global. Ejemplo las pipetas aforadas
y los matraces. El material graduado posee marcas intermedias que indican
capacidades parciales. Ejemplo pipetas graduadas, beaker entre otros.
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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
VAMOS AL LABORATORIO No. 02
Fecha: Marzo 24 de 2009
Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4 10.5- 10.6- 10.7
Todo el mundo trata de realizar algo grande, sin darse cuenta de que la
vida se compone de cosas pequeñas.
En esta práctica tendrás la oportunidad de hacer mediciones, tomar datos de
masa y de volumen, calcular las densidades del agua, el etanol, la leche, entre
otros, y registrarlos en una tabla. Plantea una hipótesis con tus compañeros
antes de comenzar el trabajo en el laboratorio para que, con el desarrollo de la
práctica, la puedas verificar.
RECOMENDACIONES.
* Colócate la bata antes de comenzar la práctica.
* Lava muy bien los implementos que vas a utilizar.
LO QUE NECESITAMOS
Materiales:
* Balanza
* Picnómetro
Reactivos:
* Agua (H2O)
Leche
* Orina
* Jugo
* Cuerpo irregular (piedra)
borrador)
* Vinagre
* Probeta de 100 ml.
* Termómetro.
* Etanol (C2H5OH)
*
* Agua oxigenada (dioxogen)
* Cuerpo regular (balín, esfera,
¿QUE VAMOS A HACER?
1. Determina la masa del picnómetro vacío.
2. Llena el picnómetro con agua hasta que se rebose el líquido por la tapa y,
luego, determina su masa. Repite este ejercicio para obtener promedios.
3. Repite el procedimiento anterior, utilizando las otras sustancias. (Recuerda
lavar y secar muy bien el picnómetro cada vez que lo utilices). Registra las
temperaturas de las sustancias.
4. Toma el cuerpo irregular y determina su masa.
5. Mide, en la probeta, 50 ml de agua y deposita cuidadosamente dentro de
ella el cuerpo irregular. ¿Qué cambios observas?
6. Determina el volumen y la masa del cuerpo regular.
7. Con los datos obtenidos en cada uno de los procedimientos anteriores,
calcula la densidad de las sustancias y consignas, en una tabla el volumen,
la masa y la densidad. Incluye los datos de los dos cuerpos.
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ANALICEMOS LOS RESULTADOS
a) ¿Cómo determinaste el volumen del cuerpo irregular? Explica tu respuesta.
b) Compara la densidad obtenida del agua y del etanol con la densidad
teórica. Si los valores no son iguales, ¿a qué le atribuyes esta diferencia?
c) ¿Qué pasos del trabajo científico utilizaste en la determinación de la
densidad de las sustancias? ¿En qué momento las aplicaste?
d) ¿Qué implicaciones traería encontrar densidades muy distintas en la leche y
en la orina?
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COLEGIO SAGRADO CORAZÓN DE JESÚS
Lema: FORMAR INTEGRALMENTE CON CALIDAD HUMANA
VAMOS AL LABORATORIO No. 03
Fecha: Marzo 24 de 2007 Profesor: Emidio Gómez Gómez
Grados: 10.1 – 10.2 – 10.3 – 10.4- 10.5 – 10.6 – 10.7
El tesoro más conciliable es un corazón que sabe amar, comprometido
en el bien total del otro.
En esta ocasión, te invitamos a comprobar la diferencia entre un compuesto y una mezcla y a
identificar sus propiedades. Lee la información de esta página y plantea tu hipótesis antes de
comenzar el trabajo en el laboratorio.
RECOMENDACIONES
 Ten cuidado al manipular el disulfuro de carbono (CS2); es venenoso, inflamable y de olor
desagradable.
 Lava muy bien los tubos de ensayo después de usarlos.
 Al terminar la práctica, lávate muy bien las manos. Recuerda que trabajaste con productos
químicos.
LO QUE NECESITAMOS
Materiales:
* Un imán
* Un mortero * Una balanza * Tres tubos de ensayo * Una
gradilla
* Un mechero * Un vidrio de reloj
* Una espátula * Un embudo * Unas pinzas para
tubo de ensayo
* Un trípode
* Una lupa o microscopio
* Tres círculos de papel de filtro.
Reactivos: * 5 g de limadura de hierro (Fe)
* 5 ml de disulfuro de carbono (CS2)
* 5 g de azufre en polvo (S)
* 3 ml de ácido clorhídrico al 10% (HCl)
¿QUE VAMOS A HACER?
A. Reconozcamos el azufre y el hierro:
1. Toma una pequeña cantidad de limadura de hierro (0.2 g) y observa sus propiedades
(color, olor, textura, tamaño de la partícula y solubilidad).
2. Para probar la solubilidad del hierro, toma tres tubos de ensayo y márcalos (1, 2 y 3).
Introduce una pequeña cantidad de limadura de hierro (0.2 g) en cada uno de ellos. Al tubo
1, agrégale 1 ml de agua; al tubo 2, adiciónale 1 ml de CS 2; y al tubo 3, adiciónale 1 ml de
HCl al 10%. Agita y escribe lo observado.
3. Repite el procedimiento anterior con azufre. Observa qué sucede.
4. Consigna lo observado en una tabla que incluya el color, el olor, la solubilidad en H 2O, en
CS2 y en HCl.
B. EXPERIMENTOS CON UNA MEZCLA
1. Toma 2 g de azufre en polvo y 3.5 g de limadura de hierro. Mezcla bien en un mortero.
Una vez mezclado, observa con una lupa y dibuja.
2. Acerca un imán a la mezcla y fíjate en lo que ocurre.
3. Coloca la mezcla en un tubo de ensayo y adiciónale 2 ml de disulfuro de carbono. Agita y,
luego, filtra la mezcla. Deja secar el residuo y observa.
4. Coloca el filtrado sobre un vidrio de reloj y evapóralo al baño de María. Observa el residuo
con la lupa o el microscopio y haz tus anotaciones.
C. OBTENGAMOS UN COMPUESTO
1. Mide la masa de un tubo de ensayo limpio y seco.
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2. Introduce en el tubo 1 g de limadura de hierro y 2.5 g de azufre. Con ayuda de las pinzas,
calienta suavemente y, luego, más fuerte hasta que se desprendan vapores. Deja enfriar
unos 10 minutos y determina la masa del tubo con los residuos. Anota los resultados.
3. Al producto de la reacción, adiciónale lentamente 2 ml de ácido clorhídrico al 10%.
Observa las características del gas que se desprende.
ANALICEMOS LOS RESULTADOS
PARTE A.
a) ¿Qué observaste al realizar la prueba de solubilidad del hierro y de azufre en agua, en
disulfuro de carbono y en ácido clorhídrico diluido?
PARTE B)
b) La mezcla inicial de azufre y limadura de hierro es homogénea o heterogénea? Explica tu
respuesta.
c) ¿Cómo separaste el azufre de la limadura de hierro? Explica lo que observaste.
d) Cuando calentaste el azufre y la limadura de hierro, ¿qué obtuviste? Explica por qué.
PARTE C) e) Consulta la reacción química ocurrida cuando agregaste el ácido clorhídrico al
compuesto obtenido en el procedimiento C. Escribe la ecuación correspondiente.
f) ¿Cómo diferencias un compuesto de una mezcla? Explica tu respuesta.
g) Averigua qué es la pirita (oro de los pobres), cómo se formó y para qué se utiliza.