GUÍA DEL LIBRO DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA DE 1º SECUNDARIA

Química
SECUNDARIA
DÍA A DÍA
EN EL AULA Q
Proyecto Crecemos juntos
Presentación del proyecto Crecemos juntos
El área de Ciencia y Tecnología en el
proyecto editorial
• Lineamiento curricular
• Fortalezas del área
• Secuencia de conocimientos VII ciclo
(3.°, 4.° y 5.° grado)
• Materiales para el estudiante,
el docente y el aula
• Portal digital del docente
Guiones didácticos de las unidades 1 a la 9:
• Presentación de la unidad y recursos
• Programación curricular
• Reproducción del Texto escolar
y del Libro de actividades
• Sugerencias didácticas:
– Competencias, capacidades
y desempeños precisados
– Sugerencias didácticas
– Solucionarios
– Información complementaria
– Pautas para trabajar recursos
de internet
– Orientaciones para el uso de los
materiales digitales
– Reflexiones para la práctica docente
– Instrumentos para la evaluación

Unidad
1
En esta unidad trabajaremos las propiedades de la materia y sus aplicaciones para mejorar la calidad de vida de las
personas, así como conocer los modelos atómicos, los números cuánticos y la configuración electrónica. Gracias a
la labor científica que se ha desarrollado desde hace varios siglos, actualmente sabemos que todos los cuerpos del
Universo están constituidos por materia. También sabemos que la materia tiene cierta estructura y composición que
brinda a los objetos características especiales, las cuales pueden ser aprovechadas por la sociedad.
Santillana Digital
Secuencia digital: Radiactividad en nuestro entorno
Para empezar
Presenta una introducción sobre radiactividad y energía nuclear.
¿Qué aprenderé?
Muestra las capacidades y habilidades que logrará el estudiante.
Compruebo lo que sé
Actividad interactiva: contiene preguntas sobre los saberes
previos de los estudiantes.
Una situación para resolver
Proyecto en red: presenta una situación sobre la datación de un
resto arqueológico.
Número atómico y número másico
Video: explica de dónde se obtienen el número atómico y
másico.
Isótopos
Video: presenta la conformación de los isótopos del carbono.
Tipos de radiación
Animación: explica las características y propiedades de los
distintos tipos de radiación.
Radiactividad y medicina
Actividad interactiva: describe los usos de la radiactividad en la
medicina.
Desarrollo mis capacidades
Proyecto en red: propone una investigación sobre la
radiactividad.
Transmutación nuclear
Video: describe la transmutación nuclear.
Tiempo de media vida
Animación: explica el periodo de semidesintegración de un
elemento.
Datación con carbono 14
Video: explica la datación de los fósiles.
Aplicamos lo aprendido
Proyecto en red: concluye con la resolución de la situación inicial
y plantea la elaboración de un producto sobre la radiactividad.
Compruebo mis conocimientos
Actividad interactiva: contiene preguntas sobre los conocimientos
adquiridos de los estudiantes.
Para finalizar
Actividad interactiva: plantea actividades donde el estudiante
asume una posición crítica y de reflexión sobre su aprendizaje.
Libromedia
Texto escolar Libro de actividades
Los seres vivos
1
Texto escolar y Libro de actividades Solo Libro de actividades
RECURSOS
ESQUEMA
PRESENTACIÓN
Competencias Capacidades Desempeños Desempeños precisados Conocimientos
Explica el mundo
físico basándose
en conocimientos
sobre los seres
vivos; materia
y energía;
biodiversidad,
Tierra y universo.
• Comprende y usa
conocimientos sobre los
seres vivos; materia y
energía; biodiversidad,
Tierra y universo.
• Fundamenta, a partir de fuentes con respaldo científico,
que los átomos se enlazan entre sí cuando transfieren
o comparten electrones, liberando o absorbiendo
energía, y que la reactividad química de las sustancias
(elementos, iones, grupos reactivos, radicales, etc.)
depende de su distribución electrónica, y aplica estos
conocimientos a situaciones cotidianas.
• Diferencia las propiedades generales de las propiedades específicas de la materia.
• Discrimina sustancias según sus propiedades específicas.
• Clasifica sustancias según sean elementos, compuestos, mezclas homogéneas o
heterogéneas.
• Formula explicaciones sobre la composición de las sustancias.
• Analiza los datos de los componentes de una mezcla para elegir un método de
separación adecuado.
• Analiza los postulados de la teoría atómica.
• Sustenta las diferencias y semejanzas entre los modelos atómicos.
• Sustenta que los números cuánticos describen un modelo tridimensional del átomo.
• Explica el diagrama de Moeller o regla de serrucho.
• Relaciona los números cuánticos con la distribución electrónica.
• Utiliza las unidades químicas para indicar la concentración de las soluciones.
• Calcula números de masa y número de moles.
• Interpreta el mecanismo de reacción en cadena de la fisión nuclear.
• Analiza y aplica los conocimientos sobre radiactividad.
• Describe la forma y orientación de los orbitales atómicos.
• Explica el mecanismo de liberación de energía de la fusión nuclear.
• Sustenta que el modelo atómico ha evolucionado en el transcurso del tiempo.
• Las propiedades
de la materia
• Las mezclas
• Separación de
mezclas
• Las sustancias puras
• Los modelos atómicos
• La estructura atómica
• El modelo atómico
actual
• Los números cuánticos
• La configuración
electrónica
• Las unidades
químicas
• La radiactividad
y la energía nuclear
• Evalúa las implicancias
del saber y del quehacer
científico y tecnológico.
• Explica cómo un evento paradigmático puede cambiar
la cosmovisión de las personas, así como las cuestiones
sociocientíficas pueden cambiar las formas de vida en
la sociedad.
• Identifica diferentes aspectos de la radiactividad, su importancia para la sociedad y
cómo ha cambiado nuestras vidas
Indaga mediante
métodos científicos
para construir
conocimientos.
• Problematiza
situaciones.
• Formula el problema, al delimitarlo a través de
preguntas sobre el objeto, hecho o fenómeno.
• Plantea preguntas referidas al problema que puedan ser indagadas, utilizando leyes
y principios científicos.
• Genera y registra datos
e información.
• Obtiene, organiza y representa de diversas formas
datos cualitativos/cuantitativos fiables.
• Organiza datos o información en tablas o cuadros de doble entrada.
• Analiza datos e
información.
• Interpreta sus resultados basándose en fuentes de
información confiables para confirmar o refutar las
hipótesis y elabora sus conclusiones.
• Contrasta y complementa los datos o información de su indagación con el uso de
fuentes de información.
• Evalúa y comunica el
proceso y resultados de
su indagación.
• Explica el fundamento, procedimiento, producto de
la indagación y sustenta sus conclusiones utilizando
conocimiento científico.
• Elabora conclusiones basadas en sus resultados de indagación.
PROGRAMACIÓN
La materia y el átomo
Materia y átomo
Noticia científica
Perú tiene la mayor
radiación en el mundo
Ciencia aplicada
La radiactividad
Cierre ¿Qué aprendí?
Propiedades
de la materia
Mezclas y
sustancias
Modelos
atómicos
Estructura
atómica
Actividad de indagación
Planteamos preguntas
de investigación
Habilidades
científicas
Realizamos una
investigación
documental
Sugerencia de temporalización: 3 semanas 22 de marzo: Día Mundial de la Agua
Usa estrategias
de las TIC
Las partículas
subatómicas útiles
Radiactividad y
energía nuclear
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
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¿QUÉ APRENDERÉ?
La materia y el átomo
• Identificar las propiedades, las clases y la estructura de la materia.
• Relacionar las teorías atómicas con los científicos que las propusieron.
• Describir e interpretar la teoría atómica actual.
• Relacionar hechos experimentales con las hipótesis sobre la teoría atómica.
• Resolver problemas haciendo uso de las unidades químicas.
• Aplicar los principios para representar la configuración electrónica de los
elementos químicos.
• Utilizar técnicas de laboratorio para separar mezclas.
• Analizar las implicancias de la radiactividad en el ambiente.
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CONVERSAMOS
• ¿Que elementos utilizan las personas para
protegerse de la radiación solar? ¿De qué material
son?
• ¿Qué tipo de rayos UV es menos dañino para la piel?
¿Por qué?
• ¿Qué otros daños podría ocasionar una exposición
prolongada al Sol?
• ¿A qué niveles microscópicos de la materia puede
llegar la longitud de los rayos UV? Propón ejemplos.
• ¿Por qué es importante informarse sobre los niveles
de radiación solar?
Los rayos ultravioleta (UV)
y el cáncer de la piel
Durante el verano, la piel está mucho más
expuesta a los efectos nocivos de la radiación
solar si no se cuida y protege adecuadamente.
Uno de los principales factores de riesgo
para la piel son los efectos de las quemaduras
producidas por los rayos ultravioleta que
generan cáncer a la piel, ya que producen
mutaciones en el ADN de las células.
La exposición a los rayos UV del sol es el factor
más importante en la manifestación del cáncer
de piel. Además, acelera su envejecimiento,
propiciando la aparición de arrugas, manchas,
irritación y pérdida de elasticidad.
La radiación UV tiene una longitud de onda
comprendida entre los 400 nanómetros (la más
larga) y los 15 nanómetros (la más pequeña)
del espectro electromagnético, llegando casi al
tamaño de una partícula o molécula.
La mayor parte de la radiación UV que llega
a la Tierra lo hace en formas UV-C (la más
dañina), UV-B (dañina) y UV-A (tenue). Esta
última está presente en la átmosfera terrestre
durante todas las estaciones del año y permite
que la Tierra tenga una temperatura constante.
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UNIDAD 1
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Texto escolar (págs. 10-15) Libro de actividades (págs. 8-10)
Competencia: Explica el mundo natural y artificial basándose en
conocimientos sobre seres vivos; materia y energía;
biodiversidad, Tierra y universo.
Capacidad y desempeños precisados
Capacidad • Comprende y usa conocimientos científicos.
Desempeños
precisados
• Diferencia las propiedades generales de las propiedades
específicas de la materia.
• Discrimina sustancias según sus propiedades
específicas.
• Clasifica sustancias según sean elementos, compuestos,
mezclas homogéneas o heterogéneas.
• Formula explicaciones sobre la composición de las
sustancias.
• Analiza los datos de los componentes de una mezcla
para elegir un método de separación adecuado.
Sugerencias didácticas
Presentar la información sobre las propiedades de la materia a partir de las
preguntas del recuadro “¿Qué recuerdo?”. Promover una lluvia de ideas entre
los estudiantes.
Tener en cuenta que no hay respuestas buenas ni malas. Tomar nota en la
pizarra de las respuestas que aporten al tema en estudio.
Motivar a los estudiantes a que formen parejas y entregarles materiales como
papel, crayolas, azúcar, café y sal, entre otros. Solicitarles que describan
propiedades como color, estado, textura, olor y que registren las observaciones
en un cuadro y preguntarles: ¿En qué se diferencian? ¿De qué están
constituidos?
Realizar una discusión sobre las propiedades físicas y químicas de la materia a
partir de las respuestas de los estudiantes.
Relacionar este tema con los cambios físicos y químicos de la materia, teniendo
en cuenta que en los cambios químicos hay transformación de la materia, es
decir, se obtienen nuevas sustancias.
Leer el texto sobre las propiedades de la materia y pedir a los estudiantes que
en su cuaderno realicen un organizador gráfico sobre lo leído.
Indicar a los estudiantes que sus organizadores deben mostrar algunos criterios,
como orden en las ideas, creatividad y buena ortografía, entre otros.
Escribir en la pizarra una lista de mezclas utilizadas en la vida diaria o a nivel
industrial como el café, ensaladas y jugos de frutas con semillas, entre otras.
1. Las propiedades de la materia / 2. Las mezclas /
3. Separación de mezclas / 4. Las sustancias puras
Leer los textos sobre las mezclas y la separación de la mezclas. Invitar a los
estudiantes a que formen grupos de cuatro o cinco integrantes; luego, pedirles
que observen el video propuesto en la recuadro “En la web”.
Solicitar a sus estudiantes que a partir de los textos leídos, y lo que observaron
en el video realicen la siguiente actividad: escoger una o dos mezclas de la lista
propuesta anteriormente y diseñar una práctica de laboratorio para separar los
componentes de las mezclas.
Orientar la actividad anterior teniendo en cuenta los métodos de separación
como filtración, decantación, evaporación, destilación, tamizado, centrifugación,
cromatografía, hacer énfasis en que cada método se utiliza para separar
determinadas mezclas.
Explicar que para seleccionar el método más adecuado para la separación
de una mezcla, se debe tener en cuenta si es una mezcla homogénea o
heterogénea y las propiedades físicas de sus componentes tales como tamaño
de partículas, solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, entre
otros. Por ejemplo, para separar una mezcla de arena y agua, que presentan
fase sólida y líquida, se utilizan la filtración o la decantación.
Recomendar a los estudiantes que para realizar la actividad y dar una
respuesta, dialoguen y debatan hasta llegar a un consenso con los aportes de
todos los integrantes del grupo.
Monitorear que todos los integrantes participen de manera activa en el grupo.
Procurar que el ambiente sea de respeto y tolerancia entre pares.
Pedir a los estudiantes que compartan su experiencia con los demás
compañeros del aula; para ello, entregarles un papelógrafo donde se puedan
observar los pasos que realizarían para el proceso de separación.
Promover la participación de los estudiantes y el intercambio de ideas de
manera ágil y pertinente.
Motivarlos a realizar las actividades 1 a la 10.
En la web
• Ingresar al siguiente enlace para reforzar el tema de separación de
mezclas:
https://www.youtube.com/watch?v=ZIuAH9_pge8
• Luego de observar el video, proponer las siguientes preguntas:
– ¿Cómo se obtenía antiguamente el aceite de oliva?
– ¿Qué factores intervienen en la calidad del aceite de oliva?
– ¿Cómo se separa el aceite de oliva del “agua de vegetación”?
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
PARA SABER MÁS
¿CÓMO VOY?
El magnetismo es la propiedad que
presentan algunos cuerpos, como
el imán, capaz de atraer en forma
permanente o temporal al hierro, al
níquel y al cobalto. Hay dos clases:
• Imanes naturales. Minerales
formados por óxido de hierro,
como la magnetita, que por
su naturaleza presentan
propiedades magnéticas.
• Imanes artificiales. Aleaciones
fabricadas de hierro, níquel o
cobalto que han pasado por
un proceso de imantación el
cual puede ser temporal o
permanente, y se realiza por
frotamiento, por contacto o
por inducción de una corriente
eléctrica.
Propiedades físicas
Son las características de una sustancia que puede ser medible u obser-
vable sin que se altere su composición. Algunas de ellas son:
• Propiedad organoléptica. Se determina a través de los sentidos.
Por ejemplo, el color, el olor, el sabor y la textura.
• Estado de agregación. Describe el estado sólido, líquido o gaseoso
de una sustancia a una temperatura determinada. Por ejemplo, el hie-
rro es líquido sobre una temperatura de 1535 °C.
• Punto de ebullición. Es la temperatura a la que una sustancia pasa
del estado líquido al estado gaseoso. Por ejemplo, al nivel del mar, el
punto de ebullición del agua es 100 °C; del alcohol etílico, 78,4 °C, y
del etano, – 88,6 °C.
• Punto de fusión. Es la temperatura a la cual una sustancia pasa del
estado sólido al estado líquido. Por ejemplo, el punto de fusión del
agua es de 0 °C al nivel del mar.
• Solubilidad. Es la capacidad de una sustancia de disolverse en un
medio (sólido, líquido o gaseoso) a una temperatura determinada. Ge-
neralmente, la solubilidad de la sustancia sólida se incrementa con la
temperatura. Por ejemplo, la sal en el agua a temperatura ambiente.
• Densidad. Es la relación entre la masa de una sustancia y su volu-
men:
Densidad = masa
_________
volumen
Por ejemplo, la densidad del agua a 1 atm y 20 °C es 1 g/cm3
.
• Dureza. Es la resistencia que opone una sustancia a ser rayada. Se
mide mediante la escala de Mohs, que va de 1 (fácil rayado) hasta 10
(difícil rayado). Por ejemplo, el talco tiene dureza 1, y el diamante, du-
reza 10.
• Elasticidad. Es la capacidad de los cuerpos de recuperar su forma
cuando la fuerza aplicada sobre ellos se suprime. Por ejemplo, los re-
sortes y las ligas son elásticos.
• Ductilidad. Es la capacidad de ciertos materiales, que bajo la acción
de una fuerza, pueden deformarse sin romperse transformándose en
hilos o alambres. Por ejemplo, el oro.
• Maleabilidad. Es la capacidad de ciertos materiales para convertirse
en láminas. Por ejemplo, el aluminio es maleable.
• Tenacidad. Es la resistencia de los cuerpos a romperse o deformarse
cuando se los golpea. Por ejemplo, el hierro.
• Fragilidad. Es la tendencia de algunos cuerpos a romperse o fractu-
rarse. Por ejemplo, el yeso del cual está hecha la tiza es frágil.
• Conductividad eléctrica. Es la capacidad de algunas sustancias
para transmitir la corriente eléctrica; cuando se dificulta la transmi-
sión de la corriente eléctrica, se llama resistividad. Por ejemplo, el co-
bre y la mayoría de los metales.
1 El agua oxigenada es un
líquido incoloro. Se emplea
como blanqueador de pieles,
desinfectante y oxidante.
A partir de la afirmación
anterior, indica cuáles son las
propiedades físicas y químicas
del agua oxigenada.
Desarrolla la página 8 del Libro
de actividades.
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Las propiedades de la materia
¿QUÉ RECUERDO?
1
• ¿Cómo podrías conocer la masa
del aire?
• ¿Por qué se puede moldear la
plastilina?
• ¿Qué objetos se pueden romper
con facilidad?
El objeto de estudio de la química es la materia y sus transformaciones.
Algunos cambios dependen de factores externos, como el movimiento,
la temperatura y la posición. Otros afectan la naturaleza de la materia,
de manera que pueden convertirla en una diferente.
El ser humano, mediante el conocimiento científico, ha incidido en las
transformaciones que la materia ha experimentado y ha generado un
cambio en su medio.
Propiedades generales o extrínsecas
Son características comunes a toda la materia y su valor no sirve para
identificar ninguna sustancia. Son las siguientes:
Masa Cantidad de materia que posee un cuerpo.
Peso
Fuerza de atracción que ejerce la Tierra sobre los
cuerpos.
Inercia
Resistencia que opone un cuerpo a modificar su estado
de movimiento o reposo.
Porosidad Presencia de poros o espacios vacíos.
Impenetrabilidad
Espacio que ocupa un cuerpo y que no puede ocupar
otro al mismo tiempo.
Propiedades específicas o intrínsecas
Son características que permiten diferenciar unas sustancias de otras.
Estas pueden ser químicas o físicas.
Propiedades químicas
Son las que determinan el comportamiento de las sustancias cuando se
ponen en contacto con otras. Algunas de ellas son las siguientes:
Combustión
Algunas sustancias reaccionan con
el oxígeno, desprendiendo energía
en forma de luz o calor.
Reactividad con el agua
Algunos metales, como el sodio y el
potasio, reaccionan violentamente
con el agua y forman sustancias
químicas denominadas hidróxidos
o bases.
Reactividad con los hidróxidos
o bases
Ciertas sustancias reaccionan con
los compuestos denominados
bases o hidróxidos. Por ejemplo, la
reacción entre el ácido clorhídrico
(HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH)
forma la sal común (NaCl).
Reactividad con los ácidos
Algunas sustancias reaccionan con
los ácidos. Por ejemplo, el magnesio,
que es un metal, reacciona con
el ácido clorhídrico para formar
hidrógeno gaseoso y una sal de
magnesio (MgCl2).
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Las mezclas
¿QUÉ RECUERDO?
Los componentes están distribuidos
uniformemente (una sola fase) y cada porción
posee la misma composición y propiedades.
También se les llama soluciones. Por ejemplo,
las gaseosas y el aire.
Los componentes no se distribuyen
uniformemente (dos o más fases)
y conservan sus propiedades
individuales. Por ejemplo, aceite con
agua, la sangre y la leche.
2
• ¿El agua, el aire y la tierra son
sustancias puras o mezclas?
¿Por qué?
• ¿El oro y la plata son sustancias
puras o compuestos químicos?
¿Por qué?
En la naturaleza, la materia aparece generalmente en forma de mezclas;
es muy raro encontrar sustancias puras. Las mezclas están conforma-
das por dos o más sustancias que se caracterizan por lo siguiente:
• Las sustancias que las componen conservan sus propiedades carac-
terísticas. Por ejemplo, en un jugo se puede percibir el sabor de cada
ingrediente.
• Las sustancias se mezclan en cantidades variables. Se puede preparar
un jugo con poca o mucha azúcar.
• Los componentes se pueden separar por métodos físicos, como la fil-
tración, la destilación, la evaporación, entre otros.
• Las mezclas no se representan mediante símbolos o fórmulas quími-
cas.
• Las mezclas están formadas por una fase dispersante, que se encuen-
tra en mayor proporción, y una fase dispersa, que se encuentra en
menor proporción. Según ello, se clasifican en mezclas homogéneas
y heterogéneas.
Mezclas
Homogéneas Heterogéneas
El tamaño de sus
partículas se encuentra
entre 0,1 y 1 nm.
Solución
Agua con azúcar.
El tamaño de sus
partículas se encuentra
entre 1 y 100 nm.
Coloide
Mayonesa
El tamaño de sus
partículas es mayor
a 100 nm.
Suspensión
Agua con tierra.
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Separación de mezclas
¿CÓMO VAMOS?
3
Cuando se desean separar los componentes de una mezcla, es necesa-
rio conocer sus propiedades antes de seleccionar el método adecuado.
Una forma de agrupar las mezclas es la siguiente: mezclas sólidas, mez-
clas líquidas y mezclas sólido - líquido.
Separación de mezclas sólidas
• Tamizado. Se utiliza cuando la mezcla una está formada por partícu-
las de diferentes tamaños. El instrumento empleado se denomina ta-
miz y es usado en el análisis de suelos y en la industria de las harinas.
• Levigación. Consiste en pulverizar la mezcla sólida para luego tratarla
basándose en su diferencia de densidad, con disolventes apropiados.
Es empleado en la minería, especialmente en la separación del oro.
Separación de mezclas líquidas
• Destilación simple. Permite separar dos líquidos previamente mez-
clados que hierven a temperaturas muy distintas o un líquido com-
puesto por un sólido disuelto. La mezcla se vierte en un recipiente y
se calienta. Cuando se alcanza la temperatura de ebullición del primer
líquido, se convierte en vapor; luego pasa por un tubo refrigerante
donde se enfría y condensa.
• Destilación fraccionada. Es un procedimiento empleado cuando
se requiere separar los componentes de una mezcla formada por lí-
quidos diferentes, cuyos puntos de ebullición son distintos pero muy
cercanos entre sí. Este método es empleado en la industria petrolera.
• Cromatografía. Se utiliza para separar los diferentes componentes
de una mezcla homogénea aprovechando su distinta afinidad con un
disolvente. Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en
todas hay una fase móvil, que puede ser un líquido o un gas, y una
fase estacionaria, que suele ser un sólido.
Separación de mezclas sólido-líquido
• Decantación. Se basa en la diferencia de densidades de las sustan-
cias que componen la mezcla. Para separar un sólido de un líquido no
miscible, se coloca la mezcla en un recipiente y se deja reposar por
algún tiempo hasta que el sólido se precipite.
• Filtración. Consiste en pasar la mezcla de sólido y líquido no misci-
bles por un filtro. Para ello, se usan materiales porosos, como papel de
filtro, algodón, arena fina y carbón activado, que dejan pasar el líquido
y retienen la sustancia en estado sólido. Es un método empleado en el
laboratorio, en la industria y en el tratamiento de aguas residuales.
• Centrifugación. Se usa para separar sólidos insolubles y líquidos,
pero que no pueden separarse mediante filtros. La mezcla se coloca
en una centrífuga, aparato que gira a gran velocidad. La fase sólida
sedimentará y el líquido se podrá aspirar. Es empleado en el laborato-
rio clínico.
Levigación
Cromatografía
Centrifugación
2 En una mezcla de arena y
azúcar, ¿qué método usarías
para separar los componentes?
Explica el procedimiento.
Desarrolla las páginas 8 y 9
del Libro de actividades.
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR LIBRO DE ACTIVIDADES
¿QUÉ RECUERDO?
• ¿Qué tienen en común un
queque con chispitas de
chocolate, leche con cereal,
el aire, la tierra, el bronce y una
amalgama?
Las sustancias puras
Los elementos, como el aluminio
(Al) y el oro (Au), están formados
por átomos de la misma clase.
No se pueden descomponer en
sustancias más simples por ningún
método (físico o químico).
Los compuestos, como el agua (H2O)
y el cloruro de sodio (NaCl), están
formados por dos o más elementos
que se encuentran unidos por
enlaces químicos en proporciones
fijas y definidas. Pueden ser
descompuestos en sustancias más
simples solo por métodos químicos.
Los elementos y compuestos químicos son sustancias puras que pre-
sentan una composición definida, con propiedades físicas y químicas
características porque no pueden descomponerse por métodos físicos.
Se representan por símbolos o fórmulas.
4
Sodio (Na)
Sulfato de cobre (CuSO4).
Cobre (Cu)
Clasificación de los compuestos
Los compuestos se pueden clasificar en dos grandes grupos:
Los compuestos orgánicos
Son aquellos que tienen al carbono (C) como elemento principal com-
binado con elementos como el hidrógeno (H), el oxígeno (O) y el nitró-
geno (N). Los carbohidratos, los lípidos y las proteínas son ejemplos de
compuestos orgánicos.
Los compuestos inorgánicos
Son aquellos que no tienen al carbono (C) como elemento principal. El
agua (H2O) y el cloruro de sodio (NaCl) son ejemplos de compuestos
inorgánicos.
Sustancias puras
Elementos Compuestos
Hidróxido de sodio (NaOH).
METACOGNICIÓN
• ¿Qué temas has comprendido
mejor y cuáles consideras
necesitan una explicación
adicional?
• ¿Cómo piensas que los
conocimientos adquiridos
pueden ser útiles en la vida
cotidiana?
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1 La materia y el átomo
Las propiedades de la materia
Las mezclas
1
2
COMPRENDE Y USA CONOCIMIENTOS CIENTÍFICOS _______________________________________________________________
1 Escribe una diferencia entre las propiedades generales
y las propiedades específicas de la materia. Luego,
anota un ejemplo de cada una de ellas.
Propiedades generales: ___________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
Propiedades específicas: __________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
2 Si la conductividad eléctrica del cobre es distinta a la
del aluminio, ¿la propiedad de la materia referida es
general o específica?
_____________________________________________
_____________________________________________
3 El sodio al contacto con el agua libera gran cantidad de
energía. ¿Qué propiedad de la materia se evidencia?
_____________________________________________
_____________________________________________
COMPRENDE Y USA CONOCIMIENTOS CIENTÍFICOS
4 Escribe qué clase de mezcla se presenta en cada
ejemplo. Luego, sustenta tu respuesta.
Huevos
revueltos
Gasolina
Madera
Latón
5 Elabora una experiencia mediante la cual describas
como se forma una nueva sustancia.
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
– Sancochar un huevo. Abrir un huevo y echar el contenido en agua
en ebullición. Casi al momento el huevo se habrá sancochado,
debido a la desnaturalización de las proteínas por la alta
temperatura.
– Colocar un pedazo de papel al fuego. Se obtiene ceniza que es
producto de la combustión.
Mezcla heterogénea. La clara de los huevos revueltos
tiene distinta densidad en cada zona.
Mezcla homogénea. La gasolina posee compuestos
derivados del petróleo que son miscibles y están
distribuidos uniformemente formando una sola fase
de la mezcla.
Mezcla heterogénea. Su composición es de celulosa,
savia y otros materiales que se diferencian a simple
vista.
Mezcla homogénea. Es una mezcla uniforme de cobre
y cinc (aleación).
Son características comunes a toda la
Son características que permiten
materia y su valor no permite identificar sustancias. Por ejemplo, la
inercia.
diferenciar unas sustancias de otras. Por ejemplo, la densidad.
Es una propiedad específica de la materia porque tiene un valor propio
y característico.
Propiedad específica o intrínseca de tipo química de la materia.
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¿CÓMO VOY?
Estructura cristalina
de la sal (NaCl)
EXPERIMENTAMOS
Diferencia sustancias puras de mezclas
1. Agrega sal a un vaso con agua y remueve con una
cucharadita durante un minuto. Luego, observa.
2. Coloca un puñado de arroz en un recipiente y
agrega agua hasta cubrirlo. Después, agítalo con
una cuchara y describe su apariencia.
3. Compara los resultados finales de los recipientes.
Análisis de resultados
• ¿Qué característica determinará si el contenido de
cada recipiente es una sustancia pura o una mezcla? ¿Por qué?
• ¿Se ha empleado alguna sustancia pura en esta experiencia? ¿Cómo lo
determinaste? Explica.
Las fórmulas químicas
Se emplean para representar las sustancias puras. Una fórmula química
consta de símbolos de elementos y subíndices que indican cuántos áto-
mos de cada elemento hay en la sustancia o la proporción en la que se
encuentran combinados. Por ejemplo:
• O2 representa la molécula de oxígeno, formada por la unión de dos
átomos de oxígeno. Esta es la fórmula de un elemento químico.
• H2O representa la molécula de agua, formada por dos átomos de hi-
drógeno y uno de oxígeno. Esta es la fórmula de un compuesto quí-
mico.
Composición de algunos compuestos químicos
Nombres Composición
Propiedades de los
elementos que los
conforman
Propiedades
del compuesto
Azúcar
Carbono (C),
hidrógeno (H) y
oxígeno (O)
El carbono puede
presentarse como un
sólido negro; el hidrógeno
y el oxígeno son gases
incoloros.
El azúcar es un
sólido blanco o
crema, de sabor
dulce.
Sal de mesa
Sodio (Na) y
cloro (Cl)
El sodio es un metal en
estado sólido, de color
plateado y muy reactivo;
el cloro es un no metal en
estado gaseoso, de color
verde claro.
La sal es un
sólido cristalino,
de color blanco.
Alcohol
Carbono (C),
hidrógeno (H) y
oxígeno (O)
El carbono puede
presentarse como un
sólido negro; el hidrógeno
y el oxígeno son gases
incoloros.
Líquido incoloro e
inflamable.
Amoniaco
Nitrógeno (N) e
hidrógeno (H)
Gases sin olor.
Es un gas a
temperatura
ambiente, con
olor intenso.
Estructura cristalina
del oro (Au)
Ion de
Na+
Ion de
Cl–
Átomo
de Au
Compuesto químico.
Elemento químico.
3 Tanto el nitrógeno (N2) como
el dióxido de nitrógeno (NO2)
son sustancias gaseosas. ¿Son
elementos o compuestos?
¿Por qué?
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Separación de mezclas
3
6 Relaciona cada ejemplo con el método de separación
adecuado.
a. Aguas residuales Centrifugación
b. Suelos Tamizado
c. Sangre Decantación
d.Aceite y agua Destilación fraccionada
e. Petróleo Filtración
7 Se desea separar una mezcla de tres líquidos diferentes,
los cuales tienen las siguientes temperaturas de
ebullición:
Líquido A: 80 °C
Líquido B: 96,5 °C
Líquido C: 115 °C
• ¿Qué método de separación de mezclas usarías?
_____________________________________________
• ¿Qué tipo de mezclas se separan con este método y
cuál es el fundamento?
____________________________________________
_____________________________________________
8 Escribe una semejanza y una diferencia entre los
siguientes sistemas de separación de mezclas.
Tamizado Levigación
Semejanza
Diferencia
9 Se tiene una sustancia desconocida formada por varios
compuestos; de ellos, dos se encuentran en estado
líquido, y uno, en estado sólido. Este último es miscible
en uno de los líquidos y en el otro no. Elabora un
procedimiento que te permita separar cada uno de los
componentes.
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
10 A continuación, se muestra la imagen de un equipo de
destilación simple, como el que se usa habitualmente
en cualquier laboratorio de química.
• Escribe dentro de los recuadros lo siguiente: mezcla,
circulación de agua y destilado.
• Explica cómo funciona el equipo de destilación simple.
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
c
b
d
e
a
Separación de mezclas de líquidos, la cual se usa cuando la mezcla
posee líquidos con temperaturas de ebullición muy cercanas
Destilación fraccionada
Respuesta modelo. Utilizar el procedimiento de la cromatografía, ya
que permite disociar componentes de mezclas de líquidos, en donde
hay una fase móvil, en este caso líquidos, y una fase estacionaria, que
en este ejemplo es un sólido.
Consiste en pulverizar la
mezcla sólida y tratarla luego
con disolventes apropiados,
basándose en su diferencia
de solubilidad. Por ejemplo,
separación de oro.
Son métodos de separación de mezclas de sólidos.
La mezcla se coloca en un matraz, el cual se calienta con un mechero
de Bunsen. El líquido evaporado pasa por un serpentín de vidrio por
el que circula agua, de manera que se condense y caiga en el matraz
de Erlenmeyer.
Circulación de agua
Destilado
Mezcla
Consiste en hacer pasar la
mezcla a través de un tamiz y
separar los componentes por
tamaño de partícula.
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Unidad
1
LIBRO DE ACTIVIDADES
Las sustancias puras
4
COMPRENDE Y USA CONOCIMIENTOS CIENTÍFICOS ________________________________________________________________
11 Observa las imágenes y determina si se trata de un
elemento, un compuesto o una mezcla.
12 Escribe V si la afirmación es verdadera o F si es falsa.
• Una sustancia pura presenta propiedades variables.( )
• Las mezclas están formadas por sustancias puras. ( )
• Una sustancia pura, como la sangre, tiene
composición y propiedades definidas. ( )
• El agua es una sustancia pura. ( )
• Un compuesto puede ser una sustancia pura. ( )
• Una molécula no puede ser una sustancia pura. ( )
13 Lee la afirmación y responde.
"Tanto el oxígeno (O2
) como el dióxido de carbono (CO2
)
son sustancias gaseosas".
• ¿Son elementos o compuestos? ¿Por qué?
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
14 Analiza las fórmulas químicas y escribe si es un
elemento o un compuesto.
• N2
: __________________________________
• HCl: __________________________________
• MgO: __________________________________
• C2
H5
OH: __________________________________
• Cl2
: __________________________________
15 Averigua los nombres de las sustancias de la actividad
anterior y escribe la proporción en que se encuentran
los átomos de los elementos.
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
_____________________________________________
16 Responde.
• ¿Cómo se clasifican los compuestos químicos?
____________________________________________
____________________________________________
• ¿En qué se diferencian estos compuestos?
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
17 Lee la afirmación y responde.
"La halita o sal común está
compuesta por cloro y sodio".
• ¿Es una sustancia pura?
¿Por qué?
____________________________________________
____________________________________________
• ¿Se representa por medio de un símbolo o una fórmula?
____________________________________________
____________________________________________
a b c
Shutterstock
V
V
V
F
F
F
elemento
compuesto
elemento
compuesto
compuesto
N2
→ Nitrógeno gaseoso: 2 átomos de nitrógeno.
MgO → Óxido de magnesio: 1 átomo de magnesio y 1 átomo de oxígeno.
Cl2
→ Cloro gaseoso: 2 átomos de cloro.
HCl → Cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico: 1 átomo de hidrógeno
y 1 átomo de cloro.
C2
H5
OH → Etanol: 2 átomos de carbono, 6 átomos de hidrógeno
y 1 átomo de oxígeno.
Elemento Mezcla Compuesto
El oxígeno es un elemento constituido por dos átomos iguales y no
se puede descomponer en sustancias más simples por métodos
químicos. El dióxido de carbono es un compuesto formado por
la unión de átomos diferentes (carbono y oxígeno) y se puede
descomponer en sustancias más simples por métodos químicos.
En compuestos orgánicos e inorgánicos.
A diferencia de los compuestos inorgánicos, en los compuestos
orgánicos, el carbono (C), elemento principal, aparece combinado con
otros elementos como el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno.
Sí. Porque es un compuesto formado por dos elementos, cloro
y sodio.
Por medio de una fórmula.
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Desempeños
precisados
• Analiza los postulados de la teoría atómica.
• Sustenta que el modelo atómico ha evolucionado en el
transcurso del tiempo.
• Sustenta las diferencias y semejanzas entre los modelos
atómicos.
• Describe la forma y orientación de los orbitales atómicos.
• Sustenta que los números cuánticos describen un modelo
tridimensional del átomo.
Explicar que el modelo de Thomson fue propuesto a partir del descubrimiento
del electrón y que fue descartado porque no explicaba la dispersión de las
partículas alfa sobre láminas de oro descubiertas por Rutherford. Bohr superó
las limitaciones del modelo anterior introduciendo el concepto de nivel de
energía, que permitió explicar la naturaleza de los espectros de emisión y de
absorción.
Mencionar que en la actualidad ya han sido identificadas más de 200
partículas elementales (positrón, mesones, etc.), pero que para el estudio del
comportamiento químico de las sustancias es suficiente hacer referencia al
protón y al electrón, en algunos casos al neutrón.
Explicar el modelo atómico de Rutherford. Destacar que el espacio vacío en
el átomo es tal que si dispusiéramos de una masa de 80 000 toneladas, por
ejemplo, el peso de un moderno portaaviones y elimináramos el espacio vacío,
dicha materia comprimida tendría el tamaño de la cabeza de un alfiler y su masa
seguiría siendo de 80 000 toneladas. Pedir a los estudiantes que ilustren en su
cuaderno el modelo atómico de Rutherford.
Pedir a los estudiantes que manipulen una pelotita de tecnopor y realicen cortes
sobre ella para simular el núcleo de un átomo, representando los protones y los
neutrones de un elemento, por ejemplo, el del sodio, que posee 11 protones y
12 neutrones.
Determinar, a partir de los cálculos necesarios, la masa atómica y explicar en
qué se diferencia del número atómico.
Indicar a partir de las conclusiones de la investigación de los estudiantes que
las masas atómicas son números decimales porque los átomos presentan
5. Los modelos atómicos / 6. La estructura atómica /
7
. El modelo atómico actual / 8. Los números cuánticos
Texto escolar (págs. 16-21) Libro de actividades (pág. 11 y 12)
isótopos. La masa atómica corresponde al promedio de las masas de todos los
isótopos de un elemento.
Verificar por medio de una experiencia pequeña que la sal no conduce la
corriente eléctrica en estado sólido, pero diluida en agua sí. A partir de esto,
concluir cuál es la definición de un ion y su naturaleza.
Pedir a los estudiantes que durante la actividad analicen la tabla periódica,
la cual será explicada con mayor detenimiento en la siguiente unidad. Es
conveniente que cada estudiante disponga de un ejemplar de la tabla para
verificar los números atómicos que se utilizan en las distribuciones electrónicas
y comenzar a familiarizarse con este instrumento.
Precisar que con el objeto de establecer las leyes del movimiento de los
electrones en el átomo, Schrödinger formuló una ecuación matemática cuyas
soluciones son los números cuánticos para cada electrón.
Representar el átomo en una maqueta mostrando que alrededor del núcleo se
presentan varias órbitas limitadas por la velocidad del electrón.
Delimitar en la maqueta cada nivel de energía con sus respectivos electrones y
la cantidad máxima que cada uno de ellos acepta. Pedir a los estudiantes que
representen un elemento cualquiera, a excepción de los tres primeros, y que
realicen su configuración electrónica.
Asegurarse de que los estudiantes distribuyan los electrones de manera que
se note que dentro de ellos existen unos espacios llamados subniveles, que
son específicos en número para cada nivel de energía y que en cada uno se
encuentra una determinada cantidad de orbitales que poseen una orientación
y una cantidad específica de electrones.
Solicitar a los estudiantes que realicen las actividades 18 a la 27.
Solucionario ¿Cómo voy? - ¿Cómo vamos?
4. Un modelo atómico es la representación gráfica de la materia en su
dimensión atómica.
5. La principal diferencia entre sus modelos atómicos era la forma y
composición del átomo: para Dalton era indivisible y una esfera
compacta; sin embargo Rutherford descubrió que el átomo no era
compacto, sino más bien contaba con un núcleo y con electrones
girando en órbitas.
6. Los isótopos de carbono se diferencian en la cantidad de neutrones que
tiene el núcleo.
7. Li: Z = 3 A = 7 p+
= 3 e–
= 3
P: Z =15 A = 31 p+
= 15 e–
= 15
Ag: Z = 47 A = 108 p+
= 47 e–
= 47
8. Los valores posibles para n = 2 son ℓ = 0, 1 y mℓ
= 0, –1
Leer el Texto escolar sobre las sustancias puras.
Indicar a los estudiantes que clasifiquen en el cuadro las siguientes sustancias
(elementos o compuestos) y mezclas (homogéneas o heterogéneas): Madera,
salsa de tomate, cartón, cemento, jugo de naranja, agua de mar, papel, granito,
ozono, vapor de agua, lejía, cobre, mayonesa y aluminio.
Sustancias Mezclas
Elementos Homogéneas
Compuestos Heterogéneas
Invitar a los estudiantes a que desarrollen la sección “Experimentamos”. Brindar
el tiempo conveniente para su ejecución y realizar la retroalimentación de ser
necesario.
Pedir a los estudiantes que realicen las actividades 11 a la 17. Luego, motivarlos
a compartir sus respuestas con los compañeros en el aula.
1. Las propiedades físicas son las siguientes: líquido, incoloro, densidad de
1,4 g / cm3
, punto de fusión de –1 °C, punto de ebullición igual a
150 °C. Entre las propiedades químicas se encuentran las siguientes:
100% soluble en agua, peso molecular es igual a 34 y poder oxidante.
2. Al ser el azúcar la sustancia soluble en agua, sí se pueden separar
ambos componentes. Primero, echar la mezcla en agua para que el
azúcar se disuelva. Luego, pasar la mezcla por un filtro de papel. Por
último, recoger la arena en el papel.
3. El nitrógeno es un elemento porque está constituido por átomos del
mismo elemento y no se puede descomponer en sustancias más simples.
Por el contrario, el dióxido de carbono es un compuesto, ya que está
formado por la unión de átomos de diferentes elementos (nitrógeno y
oxígeno) y se puede descomponer en sustancias más simples.
Articulación con otras áreas
Comunicación
• Elaborar el texto descriptivo de un objeto teniendo en cuenta las
propiedades de la materia, como la masa, el volumen, el color, la
forma, etcétera.
• Pedir a los estudiantes que socialicen el texto descriptivo con sus
compañeros, de manera que intenten adivinar qué objeto es.
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
¿CÓMO VOY?
Los iones
Son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica, ya sea positiva o
negativa, debido a la pérdida o ganancia de electrones. Los iones pue-
den ser cationes o aniones.
Catión Anión
Es un ion con carga positiva,
que se origina cuando el átomo
pierde uno o varios electrones.
Es un ion con carga negativa,
que se origina cuando el átomo
gana uno o más electrones.
La masa atómica (peso atómico)
Para expresar la masa de los átomos de los elementos químicos se ha
ideado un sistema de masas relativas. La masa de un elemento se cal-
cula comparándola con la masa de otro que se ha tomado como patrón.
A la unidad de masa atómica se le llama uma. Su valor es igual a 1/12 de
la masa del átomo de carbono-12 (C-12), es decir, el isótopo de número
de masa igual a 12.
Entonces, la masa atómica relativa se puede definir como el número
que indica cuántas veces mayor que una uma es la masa de un átomo.
Cuando hay varios isótopos, la masa atómica es el promedio ponderado
de las abundancias y la masa atómica de cada isótopo.
Si se toma una cantidad en gramos igual a la masa atómica de un ele-
mento, expresada en uma, se obtiene una nueva magnitud, el átomo-
gramo. Así, un átomo-gramo de magnesio equivale a 24,3 g.
La masa del isótopo de C-12 es igual
a 12 uma.
1 átomo de
C-12
11Na → 11Na+
+ e–
11 p+
11 p+
11 e–
10 e–
6 ¿En qué se diferencian los
isótopos del carbono?
7 Calcula los valores de A, Z, p+
y
e–
para el Li, P y Ag.
17Cl + e–
→ 17Cl–
17 p+
17 p+
17 e–
18 e–
EJEMPLO 1
Determina la masa atómica del magnesio, teniendo en cuenta la
abundancia relativa de los isótopos de magnesio:
Isótopos Masa atómica (uma) Abundancia (%)
12
24
Mg 24 79
12
25
Mg 25 10
12
26
Mg 26 11
• Determinamos la masa atómica promedio del magnesio o peso atómico:
24 (79) + 25 (10) + 26 (11)
100
= 24,3 uma
La masa atómica relativa del magnesio será 24,3 uma.
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UNIDAD 1
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La estructura atómica
PARA TENER EN CUENTA
Equivalencias a partir de
A (número de masa) son:
Z = A – n°
Z = p+
= e–
(en un átomo neutro)
Z = p+
(en un ion)
Los protones (p+
) y los neutrones (n°) conforman el núcleo del átomo.
Como el átomo es eléctricamente neutro, el número de protones en el
núcleo es igual al número de electrones (e–
) que giran alrededor de él.
• Número atómico (Z). Señala el número de protones en un átomo.
Es característico de cada elemento, por lo tanto, todos los átomos del
mismo elemento tienen igual número atómico.
• Número de masa (A). Indica el número de protones y neutrones que
presenta el núcleo.
A = Z + número de n°
Por ejemplo, el litio tiene Z = 3. Eso significa que cada átomo de litio tie-
ne 3 p+
en su núcleo y 3 e–
que giran en torno a él. Si A = 7, quiere decir
que tiene 3 p+
y 4 n°.
El núcleo de un átomo se representa a partir de tres datos fundamenta-
les: el símbolo (E), el número atómico (Z) y el número de masa (A).
Los isótopos
Son átomos de un mismo elemento que presentan el mismo número de
protones, por lo tanto, de electrones, pero diferente número de neutro-
nes. De este modo, los isótopos tienen el mismo número atómico, pero
distinto número de masa.
Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos con números de masa 1,
2 y 3, llamados protio, deuterio y tritio, respectivamente. El protio, que
tiene un protón y ningún neutrón, es el más abundante en la naturaleza.
Los isótopos del mismo
elemento tienen el mismo
comportamiento químico,
forman el mismo tipo de
compuestos y su reactividad
es similar, pero sus propie-
dades físicas son distintas.
La existencia de isótopos de los átomos es muy frecuente en la natura-
leza, de manera que casi todos los elementos están formados por con-
juntos de isótopos:
Carbono 12
6C 13
6C 14
6C
Oxígeno 16
8O 17
8O 18
8O
6
VIVE SALUDABLEMENTE
Los aparatos electrónicos, como
televisores, teléfonos celulares,
computadoras, tabletas, etc.,
conectados a un tomacorriente
en un ambiente donde las
personas estén expuestas a
ellos por largos periodos puede
poner en riesgo su salud. Esto
debido a que se generan campos
electromagnéticos en exceso que
pueden producir dolor de cabeza,
insomnio, variaciones en la presión
arterial, trastornos de atención y
memoria.
• ¿Por qué es importante
desconectar los aparatos
electrónicos que no se usan?
a
zE 7
3Li
Ejemplo:
litio
+
+
+
Deuterio
(A = 2)
Tritio
(A = 3)
Protio
(A = 1)
1
1H 3
1H
2
1H
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Evolución del modelo atómico
1803
El científico inglés John Dalton (1766-1844) presentó la primera
teoría atómica deducida a partir de hechos experimentales.
Postuló que los átomos eran pequeñas esferas rígidas, indivisibles
e indestructibles.
1879
El físico inglés Joseph J. Thomson (1856-1940) demostró la existencia
de los electrones. Propuso un modelo de átomo, conocido como
el budín de pasas, descrito como una esfera compacta con carga
positiva y con electrones de carga negativa incrustados en ella que
neutralizaban la carga positiva.
1911
El físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937), a través de
un experimento con rayos alfa, descubrió que el átomo estaba
formado por un núcleo central muy pequeño con electrones girando
alrededor en órbitas circulares. El mismo Rutherford descubriría
más adelante que el núcleo es positivo porque está constituido por
protones. A su modelo se le llama sistema planetario en miniatura.
1913
El físico danés Niels Bohr (1885-1962) mejoró el modelo
atómico de Rutherford. Al estudiar la envoltura electrónica,
dedujo que los electrones se movían solo en órbitas
determinadas de energía diferente. Estas órbitas recibieron
el nombre de capas o niveles de energía.
Actualidad
Los estudios de diversos científicos, como Werner Heisenberg
y Erwin Schrödinger, han producido un nuevo modelo según
el cual el átomo está formado por un núcleo muy pequeño
y por una nube electrónica en la cual los electrones
se mueven muy rápido y en trayectoria indefinida.
¿QUÉ RECUERDO?
• ¿Por qué se usan modelos para
explicar la estructura de
la materia?
• ¿Cómo está conformada la
materia?
Demócrito, filósofo griego del siglo V a.C., fue el primero en plantear
la idea de que la materia estaba formada por átomos. Postuló también
que había distintos tipos de átomos: redondos, lisos, irregulares y tor-
cidos, y que esta diversidad daba origen a diferentes tipos de materia.
Dos mil años después, el científico inglés John Dalton retomó la idea
de los griegos y se basó en resultados de laboratorio para inferir la
existencia de los átomos, según él, indivisibles.
La última década del siglo XIX y comienzos del XX fueron épocas de
efervescencia científica. En pocas décadas, se descubrió que los áto-
mos no eran indivisibles, sino que estaban formados por varios tipos
de partículas diferentes en masa y propiedades, y sucesivamente se
propusieron modelos para explicar cómo se organizan las partículas
subatómicas.
Los modelos atómicos
5
Fotón
absorbido
Electrón
Núcleo
Fotón
emitido
Núcleo
Nube
electrónica
Distribución
continua de
carga positiva
Electrones con
carga negativa
Electrón
Núcleo
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¿CÓMO VAMOS?
La experiencia de Rutherford
A principios del siglo xx, Ernest Rutherford continuó con el estudio del
átomo. Para ello, lo bombardeó con radiaciones penetrantes para averi-
guar qué había en su interior.
Siguiendo esta idea, también bombardeó láminas muy delgadas de oro
con rayos alfa (núcleos de helio), los cuales están conformados por par-
tículas más pequeñas que el átomo de oro y presentan carga positiva.
En su experimento, Rutherford observó que la mayor parte de las par-
tículas atravesaban la lámina, un número menor se desviaba de su tra-
yectoria y solo algunas eran repelidas.
A partir del experimento anterior, Rutherford dedujo lo siguiente:
• La mayor parte del volumen del átomo es vacío; por eso, los átomos de
la lámina de oro interferían poco el paso de las partículas alfa.
• El núcleo debía ser muy pequeño y con carga positiva porque recha-
zaba las partículas alfa, que también tienen carga positiva.
• Alrededor del núcleo giran los electrones, pero están muy alejados
de él.
El modelo de Rutherford fue perfeccionado por Bohr y otros científicos
que lo sucedieron.
PARA SABER MÁS
La radiación alfa demostró que además de protones existían otras par-
tículas subatómicas. Rutherford predijo que tenían carga neutra y masa
semejante sin haberlas identificado.
El enigma sobre la naturaleza de estas partículas fue resuelto en 1932
por el británico James Chadwick (1891-1974), quien utilizó un sistema
que medía la energía de las radiaciones observadas. Como las partículas
no tenían carga, realizó la investigación a partir de sus efectos secunda-
rios; para ello, las hizo incidir sobre un pedazo de parafina. Chadwick
determinó que las partículas que colisionaban contra la parafina tenían
masa similar a la del protón y demostró la existencia del neutrón. Con
ello el modelo fue completándose con un núcleo muy pequeño y denso,
formado por neutrones y protones, y rodeado por electrones.
Fuente
radiactiva
Haz de
partículas alfa
Partículas
desviadas
Partículas
que rebotan
Lámina de oro
Partículas
no desviadas
Pantalla circular
fluorescente
Lámina de oro
Partículas que pasan
lejos del núcleo
Partículas
que chocan
con el
núcleo
Partículas que
pasan cerca
del núcleo
Mediante este dispositivo, Rutherford infirió la existencia del núcleo atómico.
4 ¿Por qué es importante definir
un modelo atómico?
5 ¿Cuál es la principal diferencia
entre la idea de átomo de
Dalton y la de Rutherford?
En 1924, el científico peruano
Santiago Antúnez de Mayolo
presentó su investigación
“Hipótesis sobre la constitución
de la materia” en el III Congreso
Científico Panamericano en Lima,
donde propuso la existencia de un
elemento neutro en la composición
del átomo. Ocho años después,
Chadwick descubriría el neutrón de
forma experimental, investigación
por la que ganaría el Premio
Nobel.
17
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
Los números cuánticos
¿CÓMO VAMOS?
8
Son cuatro parámetros o valores que aparecen al resolver la ecuación
de onda de Schrödinger y permiten describir con gran certeza tanto
los estados de energía permitidos para el electrón como su movimiento
dentro de la nube electrónica que posee el átomo.
• Número cuántico principal (n). Define el nivel energético. Sus va-
lores son los números enteros positivos 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.
• Número cuántico azimutal (ℓ). Determina la forma del orbital. Su
valor depende de n, varía desde 0 hasta (n – 1) y son los números en-
teros positivos 0, 1, 2 y 3.
Los orbitales también se designan por letras:
ℓ 0 1 2 3
Tipo de orbital s p d f
• Número cuántico magnético (mℓ). Describe la orientación del or-
bital en el espacio. Para cada valor de ℓ, mℓ puede tomar todos los
valores enteros comprendidos entre –ℓ y +ℓ, incluyendo el cero. Así,
si ℓ = 2, los posibles valores de mℓ serán –2, –1, 0, 1 y 2. El número de
orbitales dentro de cada subnivel responde a la ecuación mℓ = 2ℓ + 1
Relación entre el nivel y el número de orbitales
Niveles
(n)
Subniveles
(ℓ)
Número cuántico
magnético (mℓ)
Nombre de los
orbitales
N.º total de
orbitales
1 0 (1s) 0 1s 1
2 0 (2s)
1 (2p)
0
−1 0 +1
2s
2pX 2pY 2pZ
4
3 0 (3s)
1 (3p)
2 (3d)
0
−1 0 +1
−2 −1 0 +1 +2
3s
3pX 3pY 3pZ
3d1 3d2 3d3 3d4 3d5
9
4 0 (4s)
1 (4p)
2 (4d)
3 (4f )
0
−1 0 +1
−2 −1 0 +1 +2
−3 −2 −1 0 +1 + 2 + 3
4s
4pX 4pY 4pZ
4d1 4d2 4d3 4d4 4d5
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7
16
• Número cuántico espín (ms). Hace referencia al giro del electrón
sobre su propio eje. Solo son posibles dos sentidos de giro: horario y
antihorario, y el número cuántico ms puede tomar dos valores: +1/2
o –1/2.
Si el electrón gira
en el sentido de
los punteros del
reloj, se le asigna
el valor +1/2, que
también se
simboliza con ↑.
Si el electrón
gira en contra
del sentido de
los punteros del
reloj, se le asigna
el valor −1/2, y se
simboliza con ↓.
8 ¿Qué valores corresponden
a ℓ y mℓ, si n es igual a 2?
PARA SABER MÁS
Una central hidroeléctrica es una
instalación donde se almacena
un gran volumen de agua que se
deja caer desde muy alto. El agua
impacta en turbinas y las hace girar
transformando la energía cinética
en energía mecánica, la cual a su
vez permite mover una serie de
generadores. Estos contienen un
electroimán, que es una barra de
hierro donde se enrollan alambres
a modo de bobina. Aquí se produce
la energía eléctrica, que es el
movimiento de electrones en las
capas más alejadas de los núcleos
de los átomos, que es trasladada
por cables a través de torres de
alta tensión hacia las ciudades.
ms = – 1
2
ms = + 1
2
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UNIDAD 1
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El modelo atómico actual
¿QUÉ RECUERDO?
• ¿Es posible determinar la
ubicación del electrón?
¿De qué manera?
• ¿Se puede describir el
comportamiento de un electrón?
¿Por qué?
7
El modelo atómico de Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones has-
ta llegar al actual. Este último es un modelo matemático llamado mo-
delo mecánico-cuántico, el cual considera que el átomo está constituido
por dos zonas: el núcleo y la nube electrónica.
• Núcleo. Ocupa la región central del átomo, que está formada por
protones y neutrones. Concentra toda la masa del átomo.
• Nube electrónica o zona extranuclear. Es el espacio exterior al
núcleo del átomo donde se mueven los electrones en trayectoria inde-
finida. Dentro de la nube electrónica, los electrones se distribuyen en
niveles y subniveles de energía y se mueven en regiones denomina-
das orbitales.
Los niveles de energía
Son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los elec-
trones con similar valor de energía. En cada nivel de energía solo se
puede alojar un número determinado de electrones. Hasta el cuarto ni-
vel, el número de electrones es igual a 2n2
. Por ejemplo, en el tercer
nivel hay como máximo 2(3)2
= 18 electrones.
Los subniveles
Cada nivel de energía de un átomo presenta uno o más subniveles, de-
bido a que los electrones (e–
) que se hallan en el mismo nivel se diferen-
cian ligeramente en la energía que poseen. Los subniveles se designan
con las letras s, p, d y f, y cada uno tiene una capacidad fija para alojar
electrones:
Niveles de
energía (n)
Número de electrones
en cada subnivel
N.° máximo
de e–
1 1s 2 2
2 2s, 2p 2, 6 8
3 3s, 3p, 3d 2, 6, 10 18
4 4s, 4p, 4d, 4f 2, 6, 10, 14 32
5 5s, 5p, 5d, 5f 2, 6, 10, 14 32
6 6s, 6p, 6d 2, 6, 10 18
7 7s, 7p 2, 6 8
Los orbitales
Son regiones de la nube electrónica donde la posibilidad de encontrar
un electrón es máxima. Como no se puede conocer con exactitud la
posición de los electrones, se establece que giran en una región del
espacio energético donde, estadísticamente, es más probable encontrar
un electrón (REEMPE).
Un orbital puede albergar como máximo 2 electrones, que se diferen-
cian entre sí por el sentido del giro sobre su eje.
K
1
n
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
Niveles de energía.
Los orbitales pueden estar apareados
o desapareados.
Orbital desapareado
(con un electrón)
Orbital apareado
(con dos electrones)
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Los modelos atómicos
5
18 ¿Qué modelo representa cada imagen? Escribe dentro
de cada recuadro.
19 Escribe en cada casilla la letra correspondiente
relacionada con información de los modelos atómicos.
Modelo atómico de Bohr. Primera teoría atómica.
Demócrito Teoría en la actualidad.
a. Los átomos son indivisibles e indestructibles.
b. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en
órbitas definidas.
c. La materia está constituida por pequeñas partículas
llamadas átomos.
d.El átomo está formado por un núcleo muy pequeño y
por una envoltura electrónica en la que los electrones
se mueven muy rápido y en trayectoria indefinida.
20 Completa los datos en la tabla.
Elementos A Z p+
56
26
Fe
35 17
27 13
19
9
F
21 Si en el átomo de fósforo Z = 15 y A = 31, contesta.
• Identifica el número de protones y calcula la cantidad de
neutrones.
____________________________________________
• El átomo es neutro. ¿Cuántos electrones tiene? Explica.
____________________________________________
____________________________________________
• ¿Qué pasaría con la carga eléctrica si el átomo perdiera
un electrón? Justifica.
____________________________________________
• Si el átomo perdiera un protón, ¿seguiría siendo fósforo?
Fundamenta tu respuesta.
____________________________________________
____________________________________________
22 Investiga para responder las siguientes preguntas.
Luego, sintetiza la información recopilada.
• ¿Qué son los isótopos e isóbaros? Ejemplifica cada caso.
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
La estructura atómica
6
b
c
a
d
26
17
13
27
13
Al
35
17
Cl
56 26
9
9
19
15 p+ y A – Z = n° --> 31 – 15 = 16 n°
Quince electrones. Ya que para ser neutro la cantidad de protones y
electrones debe ser la misma.
Si el átomo perdiera un electrón, su carga eléctrica sería positiva.
No. Porque cambiaría el valor de su número atómico convirtiéndose
en un elemento con 14 protones (Z = 14), transformándose en silicio.
Thomson Rutherford
Dalton
Los isótopos son átomos de un mismo elemento con igual número
atómico y distinto número de masa. Por ejemplo, se conocen
tres isótopos del hidrógeno: el 1
H es el protio, con un protón y sin
neutrones; el 2
H es el deuterio, con un protón y un neutrón, y el 3
H es
el tritio, con un protón y dos neutrones.
Los isóbaros son átomos de distintos elementos con diferente
número atómico, pero igual número másico. Por ejemplo, el 40
18
Ar y el
40
20
Ca.
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UNIDAD 1
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El modelo atómico actual
Los números cuánticos
7
8
23 Completa las partes del átomo según el modelo
atómico actual.
24 Responde.
• ¿Cuántos subniveles tiene el segundo nivel de energía?
____________________________________________
• ¿Cuál es el máximo número de electrones que puede
tener?
____________________________________________
25 Observa las imágenes de los orbitales con distinta
forma y orientación. Luego, responde.
• ¿Qué orbitales representan las imágenes 1 y 2?
____________________________________________
• Describe cada uno de los orbitales.
____________________________________________
____________________________________________
26 Subraya la o las filas que no correspondan a una
representación de los números cuánticos.
• n = 3; ℓ = 3; mℓ
= –3; ms
= –1/2
• n = 2; ℓ = 1; mℓ
= 0; ms
= +1/2
• n = 1; ℓ = 1; mℓ
= 0; ms
= +1/2
• n = 7; ℓ = 2; mℓ
= 0; ms
= +-1/2
27 Determina si son posibles las siguientes combinaciones
de número cuántico principal y secundario ( n, ℓ ).
Luego, indica el número de orbitales de dicho subnivel.
• (3, 1)
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
• (2, 2)
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
• (3, 0)
____________________________________________
___________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
Imagen 1
Imagen 2
X X X
Y Y Y
Z Z Z
pX
pY
pZ
X
Y
s
Z
1s 2s 3s
No es posible, puesto que si n = 2 , ℓ solo puede tomar valores
de 0 y 1.
Sí es posible, ya que si n = 3, el número cuántico secundario puede
tomar valores de 0, 1 y 2. Como ℓ = 0, será un subnivel de tipo s y
tendrá un único orbital.
Sí es posible, ya que si n = 3, el número cuántico secundario
puede tomar valores de 0, 1, 2. Como ℓ = 1, será un subnivel de
tipo p y tendrá tres orbitales.
Núcleo
Nube electrónica
Subniveles: 2.
Número máximo de electrones: 8.
Imagen 1: orbital s, imagen 2: orbital p.
Orbitales s: forma esférica. Orbitales p: forma de dos lóbulos. Según
su orientación en el espacio pueden ser de tres tipos pX
, pY
, pZ
.
______________________________
______________________________
______________________________
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
La configuración electrónica
¿QUÉ RECUERDO?
La configuración electrónica de un átomo es el modo como están dis-
tribuidos energéticamente los electrones alrededor de su núcleo. Para
realizar la distribución de electrones se rige por tres principios:
Principio de la mínima energía o principio de Aufbau
Para un átomo, el estado de mínima energía o estado fundamental es
el más estable. Los electrones deben ocupar los orbitales de más baja
energía, que son los que se encuentran más cerca del núcleo, y se van
llenando en orden creciente. Los orbitales de mayor energía solo se
ocupan una vez que se completa la cantidad máxima de los orbitales de
menor energía. Para seguir el orden correcto, se debe aplicar la regla
de las diagonales.
9
• ¿Cómo están distribuidos
los electrones en el átomo?
PARA SABER MÁS
El electrón diferencial es el
que hace que un elemento
sea diferente (en cuanto a su
estructura atómica) al que se
encuentra antes y al que se halla
después de él.
Otro aspecto importante de señalar
son los electrones de valencia, los
cuales se encuentran ubicados
en el último nivel de energía del
átomo.
Principio de exclusión de Pauli
En un átomo no pueden haber dos electrones con cuatro números
cuánticos iguales. En consecuencia, en un orbital (definido por n, ℓ y mℓ)
solo pueden haber dos electrones (uno con espín ms = +1/2 y otro con
ms = −1/2).
Principio de la máxima multiplicidad de Hund
Los electrones de un determinado subnivel de energía no se aparean en
un orbital hasta que todos los orbitales del subnivel tengan por lo menos
un electrón cada uno. Los electrones apareados tendrán espín opuesto.
Por ejemplo, al comparar los posibles ordenamientos de electrones del
átomo de nitrógeno, solo la columna C cumple el principio de Hund.
A B C
Incorrecto Incorrecto Correcto
1s
2s
2p
3p
3d
4p
4d
4f
5p
5d
5f
6p
6d
7p
3s
4s
5s
6s
7s
Diagrama de Moeller o regla
de las diagonales
Indica el orden creciente de los
subniveles de energía en un átomo con
más de un electrón.
Se debe tomar en cuenta lo siguiente:
1. Los electrones se distribuyen
siguiendo el sentido de las flechas.
2. Solo una vez llenado un subnivel se
puede pasar al siguiente.
3. En cada nivel siempre se empieza
con el orbital s y se termina con el
orbital p del mismo nivel.
En forma lineal: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
1s2
2s 2
2p 4
Electrones de valencia
2pz
2py
2px
2s
1s
Electrón diferencial
2pZ
1
2pY
1
2pX
1
2s2
1s2
2pZ
0
2pY
1
2pX
2
2s2
1s2
2pZ
1
2pY
1
2pX
2
2s2
1s2
Último electrón Último electrón
Último electrón
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¿CÓMO VOY?
Energía en los orbitales
En la figura inferior se muestra la configuración electrónica de un áto-
mo de fósforo (Z = 15). En ella se observan los cuatro primeros niveles
y su orden de energía. Se puede notar que el orden de energía de los
orbitales no coincide con el orden de los niveles. Por ejemplo, el subni-
vel 4s tiene una energía menor que el 3d; por eso, el orbital 4s se llena
antes que el 3d. También se observa que en el nivel 3, en los orbitales
p, los tres electrones se sitúan cada uno en un subnivel con los espines
iguales. Esto cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.
PARA TENER EN CUENTA
Para simplificar la escritura de
la configuración electrónica
de los elementos, se utiliza la
configuración Kernel, que en
alemán significa ‘núcleo’. En esta
representación, se reemplazan los
electrones de los niveles internos
por el símbolo del gas noble que
antecede al elemento encerrado
entre corchetes.
• Para el cesio:
Cs (Z = 55)
Cs = [Xe] 6s1
• Para el nitrógeno:
N (Z = 7)
N = [He] 2s2
2p3
• Para el hierro:
Fe (Z = 26)
Fe = [Ar] 4s2
3d6
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
4p
3d
4s
3p
3s
2s
4d
1s
La configuración más estable es aquella en
la que los electrones están desapareados.
Solo entran dos electrones como máximo
en cada orbital.
4f
2p
EJEMPLO 2
Determina los cuatro números cuánticos para el último y penúltimo
electrón del átomo de oxígeno.
• Anotamos la configuración electrónica del átomo de oxígeno: 1s2
, 2s2
, 2p4
.
• Aplicamos la regla de Hund y obtenemos:
• Calculamos los números cuánticos del último y penúltimo electrón del
átomo de oxígeno:
Tipo de orbitales n ℓ mℓ ms
2p1
x 2 1 –1 –1/2
2p1
z 2 1 +1 +1/2
2pZ
2pY
2pX
2s
1s
Para obtener la configuración electrónica de un anión, se adicionan a
los orbitales vacíos menos energéticos tantos electrones como cargas
negativas tenga el ion.
Cl: [Ne] 3s2
3p5
+ 1e−
, es decir, Cl−
: [Ne] 3s2
3p6
Si se trata de un ion positivo (catión), se retirarán electrones comenzan-
do por los de los orbitales más energéticos.
Ca: [Ar] 4s2
− 2e−
, es decir, Ca2+
: [Ar]
Existen excepciones al añadir o retirar electrones. Por ejemplo, cuando
un elemento de transición pierde electrones, lo hace del orbital s y no
del d, aunque hayan sido estos los últimos en adicionarse.
9 ¿En qué subnivel termina la
configuración electrónica del
Se? (Z = 34).
Energía
23
UNIDAD 1
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Desempeños
precisados
• Explica el diagrama de Moeller o regla de serrucho.
• Relaciona los números cuánticos con la distribución
electrónica.
• Calcula números de masa y número de moles.
• Utiliza las unidades químicas para indicar la
concentración de las soluciones.
Presentar la información sobre la configuración electrónica a partir de la
pregunta del recuadro “¿Qué recuerdo?”.
Explicar la importancia de la aplicación de los tres principios para realizar la
configuración electrónica de un átomo.
Formar grupos y pedir a los estudiantes que elaboren un gráfico donde se
muestre cómo los niveles de energía aumentan o disminuyen de energía según
se vaya alcanzado mayor cantidad de subniveles.
Enfatizar en el principio de Moeller a través de una frase original y creativa que
emplee las letras s, p, d y f, según el orden establecido en la regla. Por ejemplo:
si sopa se da sopa se da pensión, se fue de plan.
Destacar la necesidad de los principios de exclusión de Pauli y de máxima
multiplicidad de Hund en la distribución de los electrones en el átomo,
precisando que la propuesta de Pauli establece que los electrones de un átomo
tienen todos diferente cantidad de energía.
Pedir a los estudiantes que comparen la configuración electrónica de un átomo
en su estado fundamental o neutro con otro en estado excitado o ionizado.
Leer la información sobre la configuración electrónica y la de los recuadros
“Para saber más”.
Mencionar la importancia de conocer las unidades químicas de los átomos. Para
ello, presentar el tema invitando a los estudiantes a responder las preguntas del
recuadro “¿Qué recuerdo?”.
Explicar los conceptos de masa atómica, mol y número de Avogadro. Comentar
que si bien es imposible medir la masa de un átomo, sí se pueden determinar
experimentalmente relaciones entre masas atómicas, por ejemplo, establecer
que un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que uno de hidrógeno.
Recordar a los estudiantes que el número de átomos contenido en una masa
9. La configuración electrónica / 10. Las unidades químicas
Texto escolar (págs. 22-25) Libro de actividades (pág. 13 y 14)
igual al peso atómico del elemento recibe el nombre de número de Avogadro,
NA, y su valor numérico es 6,022 × 1023
.
Formar grupos y pedir a los estudiantes que evalúen la magnitud de este
número (un 6 seguido de 23 ceros), una cantidad superior a la de las estrellas
del universo visible. Concluir que un mol es, entonces, un paquete de unidades,
como pueden serlo la docena o la centena, pero que, a diferencia de ellas, el
número de unidades que contiene es muy grande.
Leer la información sobre las unidades atómicas y analizar los problemas
propuestos en el Texto escolar en la pizarra. Proponer nuevos ejemplos y dar el
tiempo necesario para que los estudiantes los desarrollen.
Monitorear el trabajo y realizar la retroalimentación a los estudiantes de manera
grupal si lo cree conveniente. Luego, invitar a un integrante de cada grupo a
realizar un ejercicio en la pizarra y explicarlo ante los demás compañeros del aula.
Explicar cómo se halla la fórmula de un compuesto y su composición química,
que puede expresarse como el porcentaje en peso de cada elemento del
compuesto.
Solicitar a los estudiantes que realicen las actividades 28 a la 43 a modo de
aplicación de lo aprendido, las cuales que serán evaluadas al finalizar la sesión.
Información complementaria
Principios para la configuración electrónica
Para entender el concepto de configuración electrónica, es necesario
asumir o aplicar dos principios importantes:
• Principio de incertidumbre de Heisenberg. “Es imposible determinar
simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”.
• Principio de exclusión de Pauli. “Dos electrones del mismo átomo no
pueden tener los mismos números cuánticos; por lo tanto, un orbital no
puede tener más de dos electrones”.
9. p4
10.Hallamos la masa de un mol:
Ca: 40 × 1 = 40
H: 1 × 1 = 1
C: 12 × 1 = 12
O3
: 16 × 3 =
Calculamos el número de moles:
450 / 101 = 4,5
51
50
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
Las unidades químicas
10
Los átomos y las moléculas son tan diminutos que es casi imposible de-
tectarlos individualmente, menos contarlos ni pesarlos. La mínima can-
tidad apreciable de material contiene un número enorme de átomos.
La masa molecular (peso molecular)
Es la suma de las masas atómicas (en uma) de los átomos que forman una
molécula. Por ejemplo, la masa molecular del ácido nítrico (HNO3) es:
Masa de H: 1 uma × 1 = 1
Masa de N: 14 uma × 1 = 14
Masa de O: 16 uma × 3 = 48
63 uma
¿QUÉ RECUERDO?
• ¿De qué manera se podría
determinar la masa de un
átomo?
EJEMPLO 3
¿Cuál es la masa molecular del metanol (CH4O)?
• Identificamos la masa atómica de cada elemento que conforma la
molécula en la tabla periódica.
• Multiplicamos la masa atómica de cada elemento por el número de
átomos presentes en la molécula.
• Sumamos todas las masas atómicas en la molécula.
C: 1 (12 uma) = 12 uma
H: 4 (1 uma) = 4 uma
O: 1 (16 uma) = 16 uma
32 uma
La masa molecular del metanol será de 32 uma.
PARA SABER MÁS
En 1811, el químico italiano
Amadeo Avogadro (1776-1856)
enunció la siguiente hipótesis:
“En un mol de cualquier sustancia
siempre hay el mismo número
de partículas”. Luego, en 1875, el
físico británico John W. Rayleigh
determinó el número de partículas
que hay en un mol. Este número se
llama número de Avogadro (NA).
NA = 6,022 × 1023
El mol
Está formado por 6,022 x 1023
unidades, que pueden ser átomos, molé-
culas o iones. Esta gigantesca cifra es el número de Avogadro. Así como
la docena está formada por 12 unidades, ya sean alfileres o ladrillos, en
un mol habrá siempre el mismo número de partículas. Así:
• 1 mol de aluminio: 6,022 × 1023
átomos de aluminio.
• 1 mol de oxígeno: 6,022 × 1023
moléculas de O2.
• 1 mol de cloruro de hidrógeno: 6,022 × 1023
moléculas de HCl que, al
disolverse en agua, forman 6,022 × 1023
iones de H+
y 6,022 × 1023
iones
de CI–
.
El mol es una de las siete unidades básicas del sistema internacional de
unidades (SI).
Volúmenes comparativos de un mol: a) sulfato de cobre (249,5 g), b) cinc (65 g) y c) cloruro
de sodio (58,5 g).
a b c
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¿CÓMO VAMOS?
La masa molar
Es la masa de un mol de sustancia. La masa molar coincide con la masa
molecular expresada en gramos o gramos/mol.
EJEMPLO 4
¿Cuál es la masa molar del HPO4?
• Calculamos 1 mol de HPO4:
1 (masa molar de H): 1 × 1 g = 1 g
1 (masa molar de P): 1 × 31 g = 31 g
4 (masa molar de O): 4 ×16 g = 64 g
96 g
La masa molar del HPO4 es 96 g.
EJEMPLO 5
¿Cuántos moles de Na2CO3 hay en 500 g de carbonato de sodio?
• Hallar la masa de 1 mol de Na2CO3
2 (masa molar de Na): 2 × 23 g/mol = 46 g/mol
1 (masa molar de C): 1 × 12 g/mol = 12 g/mol
3 (masa molar de O): 3 × 16 g/mol = 48 g/mol
106 g/mol
• Emplear la relación de número de moles (n) con los datos del problema.
n ➞
masa
masa molar
=
500 g
106 g/mol
= 4,71 moles
Hay 4,71 moles de Na2CO3.
EJEMPLO 6
¿Cuál es la composición centesimal del sulfuro de cobre (Cu2S)?
• Calculamos la masa molar del Cu2S: 160 g/mol
• Hallamos la masa de cada elemento en 100 g de compuesto. Para ello,
utilizamos una regla de tres simple.
Masa molar del azufre: S = 32 g/mol
2 (masa molar de Cu): 2(64 g/mol) = 128 g/mol
Cu =
128 g/mol
160 g/mol
× 100% = 80% , S =
32 g/mol
160 g/mol
× 100% = 20%
El sulfuro de cobre (I) se compone de 80% de cobre y 20 % de azufre.
PARA SABER MÁS
Un mol de canicas de vidrio
(6,022 × 1023
) podría cubrir
hasta una altura de 115 km de todo
el continente americano.
Relaciones entre masa, moles y número de partículas
• Para hallar el número de moles (n),
se emplea la siguiente relación:
• Para hallar el número de partículas
(N), se emplea la siguiente relación:
La composición porcentual
Corresponde a los gramos de cada elemento en 100 g de compuesto.
Se expresa en porcentaje (%).
10 ¿Cuántas moles contienen
450 g de CaHCO3?
n =
masa (g)
masa molar (g/mol)
N = n × número de Avogadro
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UNIDAD 1
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La configuración electrónica
9
28 La configuración electrónica del sodio es 1s2
2s2
2p6
3s1
.
¿Cuántos niveles de energía están completamente
ocupados en este elemento químico? Anota los
principios que se aplican.
29 Determina en qué subnivel termina la configuración
electrónica del teluro (Te) si Z = 52.
30 Calcula cuántos subniveles s presenta el calcio en su
configuración si tiene 20 protones en su núcleo.
31 Tomando como referencia la configuración Kernel,
representa la distribución de electrones del silicio
(Z = 14) y del cobre (Z = 29).
32 Escribe los números cuánticos del penúltimo electrón
del silicio.
33 A partir de los números cuánticos indicados, determina
a qué elemento pertenecen los siguientes electrones
diferenciales: electrón 1 (n = 2, ℓ = 1, mℓ
= –1 y ms
=
–1/2), electrón 2 (n = 3, ℓ = 1, mℓ
= 0 y ms
= –1/2).
34 Lee el texto y responde.
Normalmente, al establecer la
configuración electrónica de
un elemento, la distribución
de los electrones en los
diversos niveles, subniveles y
orbitales coincide con los datos
empíricos aportados por los
espectroscopios. Sin embargo, hay situaciones en las que
no coinciden, lo que constituye excepciones.
Una excepción es el caso del cromo (Z = 24), ya que según
las reglas estudiadas su configuración electrónica sería 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d4
o bien [Ar] 3d4
4s2
.
Sin embargo, la configuración obtenida empíricamente es
[Ar] 3d5
4s1
, porque esta distribución hace que el cromo
presente una conformación más estable.
• Utilizando el diagrama de orbitales, explica lo que
sucede en el cromo.
35 El electrón diferenciador del ion Cl–
presenta los
siguientes números cuánticos: n = 3, ℓ = 1, mℓ
= 1 y
ms
= –1/2. ¿Cuántos orbitales llenos presenta este ion?
_____________________________________________
_____________________________________________
Basado en la configuración electrónica, los niveles de energía
completos son dos: el nivel 1 y el nivel 2.
Na: 1s2
2s2
2p6
3s1
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
1s 2s 2pX
2pY
2pZ
3s
Se aplica el principio de exclusión de Pauli, el de Aufbau y el principio
de la máxima multiplicidad de Hund.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p4
. Termina en el subnivel p.
Ca: Z = 20, en estado fundamental o neutro, e–
= 20.
Configuración electrónica: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
Utiliza 4 subniveles s.
Si Z = 14, [Ne] 3s2
3p2
Cu: Z = 29, [Ar] 4s2
3d9
Si Z = 14, [Ne] 3s2
3p2
, n = 3, ℓ = 1, mℓ
= –1, ms
= +1/2
Electrón 1: su configuración termina en 2p4
, por lo tanto, esta es
igual a 1s2
2s2
2p4
; su número atómico es 8, entonces se trata del
oxígeno (O).
Electrón 2: su configuración termina en 3p5
, por lo tanto, esta es
igual a 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
; su número atómico es 17, entonces se
trata del cloro (Cl).
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
, 3 orbitales s llenos, 6 orbitales p llenos, en total
9 orbitales.
24
Cr: [Ar] 4s2
3d4
24
Cr: [Ar] 4s1
3d5
3d3
3d4
3d5
3d2
3d1
4s
3d3
3d4
3d5
3d2
3d1
4s
El cromo sigue la regla de
máxima multiplicidad de Hund,
ya que prefiere tener todos los
átomos desapareados.
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UNIDAD 1
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Las unidades químicas
10
36 Calcula la masa molecular de HClO2
, HBrO3
y Fe2
O3
.
37 ¿Cuál es el peso en gramos de un átomo de calcio?
(1 átomo de calcio tiene una masa de 40 uma, y
6,02 × 1023
átomos de calcio, una masa equivalente a
40 g)
38 ¿Cuántas moles de Al2
(SO4
)3
hay en 648 g de una
muestra de sal?
39 ¿Cuántas moléculas de agua forman una gota de agua
de 0,05 g?
40 ¿Cuántas moléculas de cloro (Cl2
) hay en un mol y tres
moles de cloro gaseoso?
41 Calcula la composición porcentual del fosfato trisódico
(Na3
PO4
).
42 ¿Qué compuesto contiene mayor porcentaje del
elemento sodio, el NaCl o el NaNO3
?
43 Calcula el porcentaje de hierro presente en el sulfato
ferroso (FeSO4
), compuesto empleado para combatir un
tipo de anemia.
– HClO2
H: 1 (1 uma) = 1 uma, Cl: 1 (35,5 uma) = 35,5 uma
O: 3 (16 uma) = 48 uma
1 uma + 35,5 uma + 48 uma = 84,5 uma
– HBrO3
H: 1 (uma) = 1 uma, Br: 1 (80 uma) = 80 uma
O: 3 (16 uma) = 48 uma
1 uma + 80 uma + 48 uma = 129 uma
– Fe2
O3
Fe: 2 (56 uma) = 112 uma, O: 3 (16 uma) = 48 uma
112 uma + 48 uma = 160 uma
1 mol de Al2
(SO4
)3
2 (masa molar del Al): 2 (27 g) = 54 g
3 (masa molar del S): 3 (32 g) = 96 g
12 (masa molar del O): 12 (16 g) = 192 g
54 g + 96 g + 192 g = 342 g
n =
masa
masa molar
=
684 g
342 g
= 2 mol de Al2
(SO4
)3
Masa de 1 mol de H2
O: 2 (1 g) + 1 (16 g) = 18 g
Calculamos el número de moles en la muestra: 0,05 g/18 g = 0,003 mol
de H2
O
Número de moléculas de agua: 0,003 (6,02 × 1023
) = 1,67 × 1021
moléculas de H2
O
Calculamos la masa de un mol de Na3
PO4
= 164 g
Hallamos la masa de cada elemento en 100 g de compuesto.
Na: 3 (23 g) = 69 g, P: 1 (31) g = 31 g, O: 4 (16 g) = 64 g
Na =
69 g
164 g
× 100% = 42,07% N, P =
31 g
164 g
× 100 % = 18,9 % P,
O =
64 g
164 g
× 100% = 39,03% O
1 átomo de Ca ×
40 g
6,023 × 1023
átomos
= 6,64 × 10–23
g de Ca
Calculamos la masa molar del NaCl: 58, 5 g/mol
y la del NaNO3
: 85 g/mol
Hallamos la masa de cada elemento de Na que hay en 100 g de cada
compuesto.
En el NaCl:
Na =
23 g/mol
58,5 g/ mol
× 100% = 39,11%
En el NaNO3
:
Na =
23 g/mol
85 g/ mol
× 100% = 27,06%
El NaCl contiene mayor porcentaje de sodio (Na).
Calculamos la masa molar del FeSO4
: 152 g/mol
Hallamos la masa de Fe que hay en 100 g del sulfato ferroso.
Fe =
56 g/mol
152 g/ mol
× 100% = 36,84%
El porcentaje de hierro en el sulfato ferroso es 36, 84%.
Un mol de Cl2
gaseoso tiene el número de Avogadro de moléculas,
es decir, 6,022 × 1023
moléculas.
3 mol de Cl2
gaseoso presenta tres veces el número de Avogadro
de moléculas, es decir, 3 × 6,022 × 1023
moléculas = 18, 06 × 1023
moléculas.
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Unidad
1
TEXTO ESCOLAR
Unidad
1
La radiactividad y la energía nuclear
Radiación
alfa
(α)
Radiación
beta
(β)
Radiación
gamma
(γ)
Rayos
(χ)
Papel
Aluminio
Plomo
Hormigón
¿QUÉ RECUERDO?
11
La primera evidencia de este fenómeno data de 1896 y se debió a los
experimentos de Henri Becquerel (1852-1908). Este científico descubrió
que los minerales de uranio (U) eran capaces de velar una placa fotográ-
fica en ausencia de luz externa; por ello, concluyó que tenían la propie-
dad de emitir radiaciones de forma espontánea.
Posteriormente, los esposos Pierre Curie (1859-1906) y Marie Curie
(1867-1934) retomaron las observaciones hechas por Becquerel y com-
probaron que todos los minerales de uranio tenían la capacidad de
emitir radiaciones. Además, aislaron otros dos elementos con idénticas
propiedades: el polonio (Po) y el radio (Ra).
La radiactividad
Es la propiedad que poseen los átomos de algunos elementos de emitir
radiaciones. Debido a que las radiaciones son partículas subatómicas,
los elementos radiactivos se transforman en otros elementos, pues la
constitución interna de sus átomos cambia.
Las radiaciones emitidas por los isótopos radiactivos pueden ser:
Rayos alfa (α)
Son partículas formadas por dos protones y dos
neutrones; por ello, presentan una carga positiva igual a
dos veces la carga de un protón. Debido a que la masa y el
volumen de las partículas alfa son relativamente elevados,
estas radiaciones viajan a una velocidad baja y tienen un
poder de penetración igualmente bajo.
Rayos beta–
(β–
)
Son haces de electrones 7000 veces más pequeños que
las partículas alfa y que viajan a una velocidad cercana a la
de la luz; por ello, poseen un poder de penetración medio.
Rayos beta+
(β+
)
Son haces de partículas similares a los electrones, pero
con carga positiva, denominadas positrones.
Los rayos β+
tienen las mismas propiedades que las
partículas β–
en cuanto a masa, velocidad y capacidad de
penetración. Como son antagonistas de los electrones,
cuando un electrón y un positrón chocan, se aniquilan
mutuamente convirtiéndose en energía electromagnética.
Rayos gamma (γ)
Son radiaciones electromagnéticas que presentan un
contenido energético muy superior al de la luz visible; por
esa razón, no poseen masa y tienen una gran capacidad
de penetración.
Aplicaciones
Fuente de energía. Los isótopos radiactivos se pueden aprovechar
para fabricar pilas de muy larga duración. Son pilas alimentadas por
plutonio-238. Se utilizan en los marcapasos, en equipos de medición, en
sondas espaciales o en estaciones marítimas o terrestres que se encuen-
tran en lugares de difícil acceso.
• ¿Los átomos podrán liberar
energía? ¿De qué manera?
Las diferentes radiaciones tienen diferentes
propiedades, entre ellas el grado de
penetración de materiales.
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¿CÓMO VOY?
En investigaciones y experimentos. Los núcleos de los isótopos ra-
diactivos se desintegran emitiendo radiaciones alfa, beta o gamma.
A continuación, algunos usos de los isótopos radiactivos:
– Para determinar los años de antigüedad de un objeto arqueológico o
histórico.
– En investigaciones forenses, para detectar residuos de munición.
En medicina. Para el diagnóstico y el tratamiento de algunas enferme-
dades. Por ejemplo, el cobalto-60 es muy usado en radioterapia y con-
siste en exponer el tejido tumoral a rayos gamma para eliminar células
cancerosas. El yodo-131 y el yodo-125 son usados en la medicina nu-
clear para el tratamiento contra el cáncer de tiroides, hipertiroidismo y
cáncer de próstata.
La fisión nuclear
El proceso de fisión nuclear se origina cuando algunos núcleos de isóto-
pos radiactivos de elementos formados por átomos muy grandes, como
el uranio o el plutonio, se rompen para dar núcleos de átomos más pe-
queños.
Aplicaciones
La fisión nuclear libera gran cantidad de energía denominada energía
nuclear, la cual es aprovechada en centrales nucleares para obtener
electricidad. También es la responsable del efecto devastador de las
bombas atómicas y de los misiles nucleares.
La fusión nuclear
El proceso de fusión nuclear se origina cuando algunos núcleos de áto-
mos muy pequeños se unen para formar núcleos de átomos mayores.
Uranio-235
Criptón-91
Reacción
en cadena
Radiación
Bario-142
Neutrón
+ Energía
Deuterio Tritio Helio Neutrón
2
1H 3
1H 4
2He n
11 ¿Por qué los elementos
pesados, como el uranio,
experimentan fisión y los
elementos ligeros, como el
hidrógeno, experimentan
fusión?
PARA SABER MÁS
En 1895, Wilhelm Röntgen (1845-
1923) observó que una lámina
recubierta con ciano-platinato
de bario, que estaba a cierta
distancia de un tubo de rayos
catódicos, emitía una fluorescencia
verdosa (emisión de luz de
algunas sustancias, en las que
la luz absorbida es de menor
longitud de onda a la luz emitida)
que correspondía a unos rayos
que atravesaban materiales poco
densos, como la madera, pero
no a través de los más densos,
como los metales. Tampoco sufrían
desviación por campos eléctricos
o magnéticos. Por esto, concluyó
que estos rayos no deberían estar
formados por partículas cargadas y
se parecían a los rayos de luz.
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UNIDAD 1
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Texto escolar (págs. 26 y 27) Libro de actividades (pág. 15)
Mencionar que la energía liberada por los átomos proviene de una reacción en
cadena que consiste en el rompimiento del núcleo de un átomo muy grande que
origina átomos más pequeños.
Mencionar que la radiactividad artificial es provocada y controlada por el ser
humano, siguiendo las medidas de seguridad apropiadas.
Solicitar a los estudiantes que formen parejas y pedirles que respondan la
siguiente pregunta en su cuaderno: ¿Qué riesgo representan para la vida los
elementos radiactivos?
Indicar que los elementos radiactivos emiten radiaciones ionizantes, las cuales
pueden originar daños irreparables dentro de las células.
Solicitar a los estudiantes que realicen una investigación bibliográfica sobre
el trabajo de los esposos Curie. Formar grupos y motivar a los estudiantes a
debatir sobre los beneficios y perjuicios de sus descubrimientos.
Los radiofármacos
El empleo de radiofármacos que tienen una vida media discreta permite
estudiar los órganos y tejidos sin alterarlos. La técnica consiste en dar el
radiofármaco al paciente en dosis pequeñas, ya sea por vía intravenosa,
ingestión oral o inhalación, y a través de un dispositivo de detección
seguir el recorrido del radiofármaco hasta que se concentre en un
tejido o en un órgano. La radiación emitida por el radiofármaco permite
crear una imagen del órgano, la cual se puede reproducir por medio
de un computador y una unidad de video, para así examinar con mayor
precisión su funcionamiento y estructura.
Los descubrimientos de los Curie
Cuando los esposos Curie empezaron a trabajar, solamente se conocía
un elemento radiactivo: el uranio. Ellos iniciaron sus investigaciones con
minerales uraníferos, como la pechblenda y la calciopirita. Descubrieron
que estos minerales, además del uranio, contenían otro elemento radiactivo
al que bautizaron con el nombre de polonio, como homenaje a la patria
de Marie. Más adelante, la fuerte radiación que emite la pechblenda
hizo sospechar a la pareja de la existencia de otro elemento radiactivo.
Después de cuatro años, consiguieron aislar 100 miligramos de cloruro
de radio puro a partir de pechblenda que recogían de los desechos
industriales de las fábricas de cristales de Bohemia. Así, los Curie habían
descubierto el más potente de los elementos radiactivos: el radio.
Capacidades y desempeños precisados
Capacidades
• Comprende y usa conocimientos científicos.
• Evalúa las implicancias del saber y del quehacer
científico y tecnológico.
Desempeños
precisados
• Explica el mecanismo de liberación de energía de la
fusión nuclear.
• Identifica diferentes aspectos de la radiactividad.
• Interpreta el mecanismo de reacción en cadena de la
fisión nuclear.
Presentar la información sobre la radiactividad a partir de la pregunta del
recuadro “¿Qué recuerdo?”. Luego, promover una lluvia de ideas con sus
respuestas.
Comentar que en 1896 Henri Becquerel descubrió accidentalmente el fenómeno
de la radiactividad mientras realizaba trabajos con sustancias fluorescentes que
contenían uranio (pechblenda). El fenómeno se evidenció cuando, al colocar
un trozo del mineral de uranio junto a una placa fotográfica, esta quedó impresa
con una mancha. También se percató que una moneda colocada entre el uranio
y la película fotográfica evitaba que la radiación llegara a la película, ya que
producía un círculo oscuro no expuesto en la imagen.
Destacar que se llaman radioisótopos a los núcleos de un elemento radiactivo.
Comentar que en un principio no se comprendían los efectos ni la utilidad de
la radiación. Los primeros investigadores reconocidos mundialmente fueron los
esposos Curie, Marie y Pierre. Él falleció de un trágico accidente, y ella sufrió
los efectos de largos años de exposición a la radiación sin protección, que
desencadenó en una anemia fatal.
Enfatizar en que vivimos rodeados por distintos tipos de radiaciones,
electromagnética o luminosa, pero que no debemos confundirlas con la
radiactividad natural de ciertos elementos químicos, que en grandes dosis
pueden ser muy dañinas, ya que alteran la integridad física de las células.
Leer sobre la radiactividad y explicar las principales diferencias entre los
tipos de radiación alfa, beta y gamma. Pedir a los estudiantes que realicen en
su cuaderno un cuadro con un breve resumen sobre las aplicaciones de la
radioactividad.
Explicar el proceso de la reacción en cadena de la fisión nuclear y destacar
la liberación de enormes cantidades de energía que son aprovechadas
actualmente en centrales nucleares.
11. La radiactividad y la energía nuclear
Desarrollar con los estudiantes la secuencia digital del portafolio.
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GUÍA DEL LIBRO DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA DE 1º SECUNDARIA

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