gestión académica

CÓDIGO: PA-01-01
GESTIÓN ACADÉMICA
VERSIÓN: 2.0
GUÍA DIDÁCTICA 2
I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO
FECHA: 19-06-2013
¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!
PÁGINA: 1 de 8
Nombres y Apellidos del Estudiante:
Grado:10
Periodo: 3
Docente:
Duración: 12 horas
Área: Ciencias Naturales
Asignatura: Química
ESTÁNDAR:
Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su
capacidad de cambio químico.
INDICADORES DE DESEMPEÑO:
Aplica con destreza, el manejo matemático, en las relaciones estequiométricas, de los procesos químicos.
EJE(S) TEMÁTICO(S):
ESTEQUIOMETRIA-CALCULOS QUIMICOS
MOMENTO DE REFLEXIÓN
“El éxito nunca llega solo; hay que trabajar arduamente para conseguirlo.”
ORIENTACIONES
Lea con interés, los conceptos plasmados en la guía, desarrolle cada actividad por tema y periodo de clase estimado.
En esta guía se desarrollaran 3 actividades. Sigan las instrucciones planteadas en cada actividad, en la cual aplicara las
competencias básicas, todas las actividades deberán desarrollarse en el cuaderno, cada actividad durará un tiempo
aproximado de dos horas de clase. Además de la asesoría del profesor tenga en cuenta los ejercicios modelos
planteados en cada tema. Los grupos de trabajo de clase serán sólo de dos estudiantes. La práctica de laboratorio
desarrollada tiene como objetivo mejorar la interpretación de los conceptos relacionados con las reacciones y
ecuaciones químicas. Las pruebas de laboratorio sugeridas y demostradas en clase sirven para optar por una nota
cognitiva.
EXPLORACIÓN
Louis Joseph o Joseph-Louis Gay-Lussac: (nacido en Saint-Léonard-de-Noblat,
Francia el 6 de diciembre de 1778 y fallecido en París, Francia el 9 de mayo de 1850)
fue un químico y físico francés. Es conocido en la actualidad por su contribución a las
leyes de los gases. En 1802, Gay-Lussac fue el primero en formular la ley según la cual
un gas se expande proporcionalmente a su temperatura (absoluta) si se mantiene
constante la presión. Esta ley es conocida en la actualidad como Ley de Charles.
Joseph-Louis Proust': (Angers, 26 de septiembre de 1754 – ídem, 5 de julio de 1826), químico francés y uno de los
fundadores de la química moderna. Desarrolló la mayor parte de su carrera en España. Simultaneó sus estudios en el
Colegio de los Oratorianos con el trabajo en la farmacia paterna, en la cual adquirió sus primeros conocimientos de
química y herboristería, llegando a participar en la creación de un jardín botánico en la ciudad.
CONCEPTUALIZACIÓN
ESTEQUIOMETRIA – CALCULOS QUIMICOS
CALCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUIMICAS:
Las reacciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masa, así
como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se presenta a continuación se ilustra la
clase de información que puede inferirse a partir de una ecuación química. Reacción muestra la oxidación del dióxido
de azufre.
2SO2(g)  2SO3(g)
LEYES PONDERALES:
 Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier:
La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la
materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.
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Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción de materia. Experimentalmente
(utilizó y perfeccionó la balanza) demostró que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas
de los productos. “Durante un cambio químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en
productos.
 Ley de las proporciones definidas a de la composición constante o ley de Proust:
La ley de Proust no se cumple exactamente. La causa es que la masa atómica promedio depende de la composición
isotópica del elemento. Esta puede variar según su origen. Tampoco cumplen esta ley algunos sólidos iónicos, como el
óxido de zinc o el sulfuro de cobre (II) o los semiconductores extrínsecos, debido a defectos en la red cristalina. Estas
sustancias se llaman compuestos no estequiométricos o bertólidos en honor a Berthollet.
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado
compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
 Ley de Dalton de las proporciones múltiples:
Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos fruto de los cuales es esta ley que formuló en
1803: “Si dos elementos químicos se combinan para formar distintos compuestos y la cantidad de uno de ellos
permanece fija, las cantidades del otro que se combinan con él están en una relación numérica sencilla”:
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de
uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los
compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse.
Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos
que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre,
respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de
cobre por gramo de oxígeno en el segundo.
 Ley de gay-lussac o ley de los volúmenes de combinación:
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de
uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los
compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse.
Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos
que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre,
respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de
cobre por gramo de oxígeno en el segundo.
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS:
El término Estequiometria se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las
reacciones químicas.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las
reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las
fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis
químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.
Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de
los productos. Esta unidad química es el mol.
Ejemplo:
¿Que masa de oxigeno se requiere para que reaccionen completamente 24g de metano, CH4?
La ecuación balanceada es:
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
1 mol
2 mol
1 mol
2 mol
16g
64g
44g
36g
Interpretando la información anterior tenemos que 16g de metano reaccionan con 64g de oxigeno, por lo que se puede
establecer la siguiente relación:
16g CH4 = 24g de CH4
64g O2
xg de O2
Xg de O2 = 24g de CH4. 64g de O2 = 96g de O2
16CH4
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
El reactivo limitante: es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto
formado.
Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a
partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la
ecuación balanceada.
Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades
estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia,
algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que
se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de
producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene.
La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la
reacción.
El concepto de reactivo limitante permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea
completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.
Método 1
Este método se basa en la comparación de la proporción de cantidades de reactivo con la relación estequiométrica. Así,
dada la ecuación general:
Siendo X e Y reactivos, Z productos y a, b y c, sus respectivos coeficientes estequiométricos.
Si
<
Entonces X es el reactivo limitante.
>
Entonces Y es el reactivo limitante.
Si
Ejemplo
La ecuación balanceada para la oxidación del monóxido de carbono a dióxido de carbono es la siguiente:
Si se tienen 4 moles de monóxido de carbono y 3 moles de oxígeno, ¿cuál es el reactivo limitante?
Aplicando el procedimiento anterior tenemos que
< ,
Por lo tanto CO es el reactivo limitante. En efecto, cuatro moles de CO sólo necesitan dos moles de O 2 para
reaccionar, por lo que un mol de O2 quedará como exceso una vez finalizada la reacción.
Este procedimiento puede hacerse extensivo a reacciones químicas con más de dos reactivos aplicando la fórmula:
Para todos los reactivos. El reactivo con el cociente más bajo es el reactivo limitante.
Método 2
Este método consiste en el cálculo de la cantidad esperada de producto en función de cada reactivo.
Se permite que reaccionen 3g de dióxido de silicio y 4,5g de carbono a altas temperaturas, para dar lugar a la
formación de carburo de silicio según la ecuación:
Para encontrar el reactivo limitante debemos comparar la cantidad de producto que se obtiene con la cantidad dada de
reactivo por separado. El reactivo que produzca la menor cantidad de producto es el reactivo limitante.
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El reactivo limitante es, en este caso, el dióxido de silicio.
 Reactivo en exceso:
Cuando colocamos dos elementos o compuestos para que reaccionen químicamente entre sí, lo usual es colocar una
cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que
el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química
ajustada estequiométricamente.
 Rendimiento de reacciones químicas:
La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende
de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, es posible que no
todos los productos reaccionen, la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible.
El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:
Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el
rendimiento depende del calor que expone la reacción.
Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria, en una reacción
química, puede ser menor que la cantidad teóricamente posible. Algunas de la razones son las siguientes:
 Falta de cuidado al manipular el producto obtenido.
 Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo, la temperatura o presión del sistema de
reacción no son ideales para el proceso.
 La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra
aislarse.
 En algunos casos, un conjunto particular de reactivo da lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando
productos indeseables además de los deseados.
 La calidad o pureza de las materias primas no es óptima.
 Pureza de reactivos y productos:
Por lo general, las sustancias que intervienen en los procesos químicos contienen impurezas. Estas impurezas
representan un peso adicional que aumenta el peso de las sustancias pura, lo que afecta la calidad del producto.
Debido a lo anterior, es importante cuantificar las impurezas antes de hacer el cálculo estequiométrico, para conocer
así, la cantidad real de reactivos a partir del cual debemos realizar el cálculo.
 Cálculos en reacciones consecutivas:
Con alguna frecuencia en los procesos químicos, se tienen que realizar dos o más reacciones consecutivas para obtener
un producto determinado. Como los productos de la primera reacción son los reaccionante en la segunda reacción y así
consecutivamente, no es necesario calcular las masas de las sustancias formadas en las reacciones intermedias. En
lugar de esto, se pueden utilizar las relaciones morales para obtener la información deseada sobre la reacción final.
CALCULOS QUIMICOS EN LOS QUE INTERVIENE GASES:
Hasta este momento se ha hecho alusión a los procedimientos empleados para resolver problemas en los que
intervienen sólidos y líquidos o sistemas combinados de ellos; sin embargo, son muy frecuentes las reacciones en
estado gaseoso. Aunque en la unidad de gases se discutirá con mayor conceptos importantes para la elaboración de
cálculos estequiométricos basados en sistemas gaseosos.
 La hipótesis de Avogadro:
En 1811, Amadeo Avogadro relaciono la teoría de Dalton y las experiencias de Gay-Lussac al proponer las dos
hipótesis siguientes:
 Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos individuales sino agregados de dos átomos
(moléculas). Hidrogeno, oxigeno y nitrógeno, entre otros, son gases diatómicos
 Volúmenes iguales de todos los gases bajo las mismas condicionales de presión y temperatura, contienen un
número idéntico de moléculas.
El principio de Avogadro permitió establecer el concepto de átomo y molécula: un átomo es la parte más pequeña de
un elemento químico y una molécula es la parte más pequeña, con existencia individual estable, de una sustancia pura.
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 El volumen molar:
Es el volumen que ocupa el de cualquier gas medido en condiciones normales de presión y temperatura (760mm Hg de
presión, es decir, 1atm y 0°C de temperatura), dicho volumen tiene un valor de 22,4 litros.
Gas
Masa
1 mol de helio
1mol
de
hidrogeno
1 mol de dióxido
de carbono
1 mol de butano
4g
2g
Volumen
en C.N.
22,4L
22,4L
44g
22,4L
58g
22,4L
Cuando en una reacción alguno o todos los reaccionistas y los productos son gases, las relaciones entre especies
gaseosas pueden obtenerse utilizando la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación el principio de
Avogadro y el concepto de volumen molar.
ACTIVIDADES DE APROPIACIÓN
ACTIVIDAD 1.
1.
Cuales son las leyes ponderales, explique.
2.
Que son los cálculos estequiométricos.
3.
Cuales son los pasos para hallar cálculos estequiométricos
4.
Que es reactivo limitante y reactivo en exceso.
5.
Razones por la cual no se lleva a cabo el rendimiento de las reacciones.
6.
Que es la hipótesis de Avogadro.
ACTIVIDAD 2.
1) Justifica los siguientes enunciados:
a) En una reacción química el reactivo limites el que se encuentra en defecto.
b) El rendimiento de una reacción se define como la cantidad de producto obtenido, calculado a partir del reactivo
limite.
c) La estequiometria es la parte de la química que se ocupa de las de las relaciones cuantitativas entre los átomos que
constituyen una sustancia.
d) En una reacción química balanceada, únicamente se pueden realizar cálculos estequiométricos.
e) Los coeficientes en una reacción indican el número de gramos de cada sustancia presentes en la reacción.’
f) En una reacción química siempre están presentes el reactivo límite y el reactivo en exceso.
g) En un proceso químico los reactivos se pueden consumir en su totalidad.
2) Con cuál de las siguientes ecuaciones puedes representar el proceso biológico que le permite a un ser vivo, obtener
energía a partir de la glucosa:
a) 6C + H2 + CO2
6CO + H2O
b) C6H12O6 + 6O2
6CO2 + 6H2O
c) C12 + H22O11 + 6O2
12CO + 6H2O
d) CO2 + H2O
H2CO3
3) Relaciona cada enunciado con la ley correspondiente, escribiendo la letra en el paréntesis:
a) Ley de la conservación de la masa.
b) Ley de las proporciones definidas.
c) Ley de Dalton o de las proporciones múltiples.
d) Ley de gay-Lussac o de los volúmenes de combinación.
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( ) Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e
independientes del proceso seguido para su formación.
( ) En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de
la reacción.
( ) En las reacciones en las que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de
las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la
temperatura permanezcan constantes.
( ) Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios
compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.
4) Indica que ley o leyes se aplican en cada uno de los siguientes ejemplos:
a) 2H2(g) + O2(g)
2H2O(g)
b) 2g de hidrogeno reaccionan con 32g de oxigeno
c) Cl2 + O2
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
5) Los cálculos estequiométricos tienen aplicaciones en la vida cotidiana y, también en los procesos industriales. De
qué manera se pueden emplear los cálculos estequiométricos para:
a ) Preparar una torta
b) Sintetizar un medicamento
c) Producir en escala industrial acido sulfúrico
d) Fabricar un detergente
e) Preparar un medio de cultico, considerando los requerimientos nutricionales de una bacteria determinada.
ACTIVIDAD 3.
1. En la formación del acido nítrico tiene lugar la siguiente reacción: N2O5 + H2O
2HNO3.
Para formar 630g del acido se necesitan 540g del oxido. Calcula:
a) La cantidad de agua necesaria para que se complete la reacción
b) La cantidad de acido que se obtiene a partir de 270g de oxido
c) La masa de oxido necesaria para reaccionar con 3 mol de agua
d) ¿Reaccionarán completamente 10 kg de oxido con 2 kg de agua? ¿Cuál es el reactivo en exceso? ¿Qué masa de
acido se formara?
2.Para la reacción H3PO4 + 3KOH
K3PO4 + 3H20, halla:
a) El numero de moles presentes de cada sustancia.
b) Si se duplica el número de moles d KOH, ¿Cuántos moles de H3PO4 se requieren para reaccionar? ¿Cuántos moles
de H3PO4 se producen?
c) Si se combinan 3 moles de H3PO4 con 10 moles de KHO, termina la reacción, ¿Cuántos moles de sal y de agua se
producen? ¿Cuántos moles de cada sustancia se encuentran?
3. Dada la ecuación: Fe + H2SO4
FeSO4 + H2. Si reaccionan 5,2g de Fe con 11mL de acido sulfúrico
del 98% de pureza (densidad 1,89g/mL). Indica:
a) ¿Cuanto sobra del reactivo en exceso?
b) ¿Cual es la reacción molar entre los reactantes y los productos?
c) ¿Cuánto hidrogeno se producirá si la reacción tuviera un 30% de rendimiento?
ACTIVIDAD 4
1. Los coeficientes necesarios para balancear la siguiente ecuación química son
Cu + AgNO3 → Cu (NO3)2 + Ag
a. 1; 0; 1; 2
b. 2; 1; 4; 3
c. 1; 2; 1; 2
d. 1; 4; 3; 5
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2. El profesor de laboratorio de química indica que cuando se presenta el derrame de un producto químico es
aconsejable practicar las siguientes medidas:
1. Ventilar el área que contiene el derrame
2. Absorber la sustancia química con un material adherente
3. Colocarlo en un recipiente adecuado para desechos químicos
4. No evacuarlo por el desagüe
El producto químico Q se derrama por el suelo. De acuerdo con las instrucciones la respuesta más adecuada ante esta
situación será
a. Dejar que el producto químico se evapore soplando el derrame
b. Diluir el material químico con agua y absorberlo con un material adherente y echarlo a la basura
c. Secar el producto químico con toallas de papel absorbente y echarlas a la basura
d. Absorber el derrame con un material adherente y disponerlo un contenedor de residuos químicos
3. Por equivocación un grupo de estudiantes ha combinado 10 mL de alcohol en 30 mL de agua. Para poder recuperar
cada uno de estos reactivos el proceso físico de separación más conveniente debe ser
a. La evaporación total
b. La destilación simple
c. La ebullición fraccionada
d. La decantación
4. El calor específico del cobre es de alrededor de 0,4 julios / gramo °C la cantidad de calor necesaria para cambiar la
temperatura de una muestra de 30 gramos de cobre de 20,0 ° C a 60,0 ° C
a. 480 julios
b. 720 julios
c. 1000 julios
d. 240 julios
5. H2O2, peróxido de hidrógeno, naturalmente se descompone en H2O y O2 en un tiempo determinado. MnO2 (dióxido
de manganeso), se puede utilizar para reducir la energía de activación necesaria para que esta reacción tenga lugar y,
por tanto, aumentar la velocidad de reacción. Esto no lleva a concluir que el dióxido de manganeso actúa como
a. agente oxidante
b. agente reductor
c. catalizador
d. potenciador
6. Una de las siguientes ecuaciones está correctamente balanceada par la combustión del etanol
a. CH3CH2 OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
b. CH3CH2 OH + 2O2 → 3CO2 + 2H2O
c. CH3CH2 OH + 3O2→ CO2 + 2H2O
d. CH3 CH2 OH + O2→ 2CO 2 + 2H2O
7. Teniendo en cuenta que la masa atómica de los átomos está en función de la cantidad de partículas presentes en su
núcleo. El profesor de química de Manuel Elkin le solicita que indique cuál de las siguientes informaciones es correcta
con relación a la variación del tamaño atómico dentro de la tabla periódica
a. El tamaño atómico aumenta de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo
b. El tamaño atómico aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba
c. El tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo
d. El tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba
SOCIALIZACIÓN
La socialización se realizara con la asesoría del profesor en forma grupal, resolviendo las inquietudes de los
estudiantes.
Con preguntas abiertas en clase y experiencia virtual será evaluado el tema correspondiente a las funciones
oxigenadas, los demás temas serán evaluados en forma escrita. Se recogerá el cuaderno al finalizar cada actividad.
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COMPROMISO
Presente en forma escrita los problemas modelos desarrollados en la guía. El trabajo será requisito para una nota
de evaluación
2. Prepare experiencia virtual acerca de las leyes de los gases
1.
ELABORÓ
REVISÓ
ADRIANA GUTIÉRREZ RIVAS
NOMBRES
CARGO
Docentes de Área
01
07
APROBÓ
DELIA VELANDIA
Jefe de Área
2015
07
07
Coordinador Académico
2015