GUIONE S D E BIOLOGIA

1. OBJETIVOS
Explicación, experimentacióny representación de algunosmétodos de separación de los
componentes de una mezcla:tamizado, decantación, filtración,cristalización, evaporación,
destilación y otros
ACTIVIDADES DE COMPETENCIAS
1ª) ¿Qué es una mezcla?
2ª) ¿Qué es una mezcla homogénea?
3ª) ¿Qué es una mezcla heterogénea?
4ª) ¿Qué es una disolución?
5ª) ¿Qué es el disolvente y el soluto en una disolución?
6ª) ¿En el agua hay oxigeno disuelto?
7ª) ¿Cómo separarías una mezcla heterogénea de un líquido y un sólido?
8ª) ¿Cómo separarías una mezcla heterogénea de dos líquidos?
9ª) ¿Cómo separarías un disolución de 2 líquidos?.
10ª) ¿Cómo se disuelve mejor un sólido en un líquido, cuando el líquido esta caliente o
frió.
16- Identifica y explica con seguridad los conceptos la diferencia
entre sustancia, elemento, compuesto y mezcla.
17- Explica la diferenciaEntre sustancia, elemento, compuesto y mezcla.
18-Representa correctamente los compuestos por medio de fórmulas químicas
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema
mezcla.
Tiempo 2 horas LUNES 20 D EMAYO
5.9 Experimenta y explica con interés
algunos
métodos de separación los
componentes de
una mezcla: tamizado, decantación,
filtración,
cristalización, evaporación, destilación
y otros.
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ
GRADO SEPTIMO

2. Materia Ciencias Salud Y Medio Ambiente FECHA
MARTES 21 D E MAYO
Tema TIPOS
DE
SOLUCIONES
Soluciones Clasificacion
- Componentes de una solución
Tiempo 2 horas
INDICADORDORES D E LOGRO 5.10 Identifica con interés y diferencia correctamente
el soluto y el solvente como los componentes
de una solución o mezcla homogénea
. 5.11 Explica y comprueba experimentalmente ycon responsabilidad que la superficie de
contacto, la agitación, la temperatura y la cantidad de soluto son factores que afectan
la solubilidad de una solución.
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO
OBJETIVOS ■Identificación y diferenciación de los componentes de una solución o mezcla
homogénea soluto y solvente.
■Explicación y experimentación de los factores que afectan la solubilidad: superficie de
contacto, agitación, temperatura y
cantidad de soluto.
Tipos de soluciones
En el ámbito de la química el término solución o disolución alude a las mezclas que poseen dos
o más sustancias y que son homogéneas. Aquellas sustancias que se encuentran en menor
cantidad y que son las que se disuelven en la mezcla se las conoce bajo el nombre de soluto. El
solvente, en cambio, es la sustancia en la que el soluto se disuelve.
Según la conductividad eléctrica que posean las soluciones, se las clasifica en:
No electrolíticas: estas soluciones, como su nombre indica, tienen una capacidad casi
inexistente de transportar electricidad. Se caracterizan por poseer una disgregación del soluto
hasta el estado molecular y por la no conformación de iones. Algunos ejemplos de estas
soluciones son: el alcohol y el azúcar.
Electrolíticas: estas soluciones, en cambio, sí pueden transportar electricidad de manera
mucho más perceptible. A esta clase de soluciones también se las conoce bajo el nombre de
iónicas, y algunos ejemplos son las sales, bases y ácidos.
Dependiendo de la cantidad de soluto que haya, existen distintas soluciones:
Soluciones saturadas: en las soluciones en que existe la mayor cantidad de soluto capaz de
mantenerse disuelto, a una temperatura estable, en un solvente, se las conoce bajo el nombre

3. de soluciones saturadas. En caso de que se agregue mayor cantidad de soluto, la mezcla
superaría su capacidad de disolución.
Soluciones insaturadas: estas soluciones, también conocidas bajo el nombre de diluidas, son
aquellas en las que la masa de solución saturada es, en relación a la del soluto disuelta, mayor
para la misma masa de solvente y a igual temperatura.
Soluciones concentradas: en estas soluciones, el porcentaje de soluto es cercano al establecido
por la solubilidad a la misma temperatura.
Soluciones sobresaturadas: en dichas soluciones existe una cantidad menor de solución
saturada que de soluto a una determinada temperatura.
ACTIVIDAD CONTESTAR LA ACTIVIDAD D EPAGINAS 148 149 PARA FINALIZAR
UNIDAD
glosariod e la unidad
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema glosario d e la
unidad
Tiempo 2 horas JUEVES 23 D EMAYO
5.9 Experimenta y explica con interés
algunos
métodos de separación los
componentes de
una mezcla: tamizado, decantación,
filtración,
cristalización, evaporación, destilación
y otros.
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ
GRADO SEPTIMO

4. . OBJETIVOS Identificación y representación
Los tipos de reacciones ecuación química
Tipos de Reacciones Químicas:
A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes:
masa molecular:
Ej. :
Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor
Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en
otras más sencillas:
Ej. :
Materia Ciencias Salud Y Medio
Ambiente
FECHA
Tema –TIPOS
Ecuaciones químicas
Tiempo 2 horas LUNES 20 D EMAYO
INDICADOR D E LOGRO 5.8 Identifica y representa con interés los
componentes
de una ecuación química y los tipos d e
reacciones
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

5. Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.
Reacciones de simple sustitución:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona
con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :
Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay
intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera
originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes
están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones
con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio
reaccionante:
Ej. :
Reacciones Reversibles:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para
generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos
sentidos.

6. Ej. :
Reacciones Irreversibles:
Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los
reactivos iniciales.
Ej. :
Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta
reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente
irreversible.

7. B) De acuerdo a su energía:
En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta
como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía
que se libera o absorbe.
Reacciones Exotérmicas:
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor.
Ej. :
Reacciones Endotérmicas:
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.
Ej. :
Materia Ciencias Salud Y Medio
Ambiente
FECHA
Tema –TIPOS
Ecuaciones químicas
CONTINUCION
Tiempo 2 horas MARTES 21 D EMAYO
INDICADOR D E LOGRO 5.8 Identifica y representa con interés los
componentes
de una ecuación química y los tipos d e
reacciones
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

8. JERCICIOS:
Mg + HCl → MgCl2 + H2
Na + H3PO4 → Na3 PO4 + H2
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + NaCl
Materia Ciencias Salud Y Medio
Ambiente
FECHA
Tema –TIPOS
Ecuaciones químicas
CONTINUCION
Tiempo 1 horas MARTES JUEVES 23 D EMAYO
INDICADOR D E LOGRO 5.8 Identifica y representa con interés los
componentes
de una ecuación química y los tipos d e
reacciones
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO OCTAVO

9. OBJETIVO
NOMBRAR LOS DIFERENTES COMPUESTOS BINARIOS EN LOS 2 TIPOS D
ENOMNECLATURA.
OXIDOS:
4Fe3
+ 3 O2
2
→ 2 Fe2O3
2 Fe2
+ O2
2
→ Fe2 O2 → 2 Fe O
Antes de explicar estos procesos recordemos que significa valencia. La valencia es básicamente la
capacidad que tiene cada elemento de combinarse con otro. Hay elementos que tienen más de una
valencia. Estas valencias se expresan a través de números que podemos encontrar en cualquier tabla
periódica.
Los dos ejemplos expuestos son los óxidos que forma el hierro, con valencia 3 y con valencia 2.
Existen 3 sistemas de nomenclatura para nombrarlos.
Antes queremos explicar brevemente como se forma la unión. En primer lugar los elementos que se
combinan intercambian sus valencias. En la primera reacción observamos que el hierro usa valencia 3
y el oxigeno 2. A la derecha de la flecha esta el oxido formado (producto). La valencia 2 del oxígeno
aparece abajo, como subíndice en el hierro y la del hierro aparece abajo del oxigeno. Se han
intercambiado sus valencias. Luego, si los números lo permiten, hay que simplificar. En este caso no
es posible hacerlo. Ya que el 2 y el 3 no tienen divisores en común. Las valencias de los elementos
suelen escribirse como supraíndice (arriba) de los elementos. A veces se usan los números romanos.
Por último se colocan los números correspondientes delante de las sustancias para equilibrar la
reacción. En este caso puntual nos referimos al 4 adelante del hierro, al 3 adelante del oxígeno y al 2
adelante del óxido que se haya a la derecha de la flecha. A estos números se los llama coeficientes.
Estos son los 3 pasos que hay que respetar a la hora de escribir correctamente una ecuación química.
Intercambio de valencias, simplificación y equilibrio de la ecuación química.
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema FORMACION
COMPUESTOS BINARIOS
OXIDOS
Tiempo 4 horas Lunes 13 D E MAYO JUEVES 16 D E
MAYO
INDICADOR D E LOGRO 6.7 Aplica y explica con interés el
método de
tanteo o inspección simple al
balancear
ecuaciones químicas sencillas.
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO NOVENO

10. Esta sistemática se aplica no solo a la formación de los óxidos sino también a cualquier reacción
química que forme cualquier compuesto.
Volviendo a la nomenclatura de compuestos. En la primera reacción, donde el hierro usa valencia 3,
según el Sistema Tradicional se llama Oxido férrico. Y en la segunda reacción donde usa valencia 2, la
menor, se llama óxido ferroso. Este sistema usa sufijos, es decir, terminaciones como oso o ico.
Cuando el elemento usa la menor valencia la terminación es oso y cuando usa la mayor valencia utiliza
el ico. Según la nomenclatura sistemática o por atomicidad, aquí se usan prefijos de cantidad. En el
primer caso sería; Trióxido de di hierro y en el segundo Monóxido de Hierro. Según el Sistema
Numeral Stock, se llamarían Oxido de Hierro (III) y Oxido de Hierro (II) respectivamente. Aquí no se
usan sufijos ni prefijos.
Cuando un elemento, como es el caso del Potasio, que posee una sola valencia y vale 1 no se utilizan
sufijos. Ejemplo:
4 K1
+ O2 → 2 K2O
Llamamos según la tradicional, óxido de Potasio, no se aplican las terminaciones ico ni oso porque no
hay valencia mayor ni menor. De la misma manera se aplica en la Stock. Según la sistemática sería
monóxido de dipotasio.
Cuando estamos en presencia de elementos con más de 2 valencias como es el caso del cloro que
tiene 4, no basta con los sufijos oso ni ico en el sistema Tradicional.
2 Cl2
1
+ O2 → 2 Cl2O (valencia 1)
2 Cl2
1
+ 3 O2 → 2 Cl2O3 (valencia 3)
2 Cl2
1
+ 5 O2 → 2 Cl2O5 (valencia 5)
2 Cl2
1
+ 7 O2 → 2 Cl2O7 (valencia 7)
N. tradicional N. Sistemática N. Stock
Cl2O Óxido Hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de Cloro (I)
Cl2O3 Óxido Cloroso Trióxido de dicloro Óxido de Cloro (III)
Cl2O5 Óxido Clórico Pentóxido de dicloro Óxido de Cloro (V)
Cl2O7 Óxido Perclórico Heptóxido de dicloro Óxido de Cloro (VII)
Vemos que la novedad la tiene la nomenclatura Tradicional con la aparición de los prefijos Hipo y Per
para la valencia más chica y más grande respectivamente. En el caso que hubieran solo 3 valencias se
toman en cuenta las tres última, es decir, oso, ico y per-ico. Hipo queda excluido. El ejemplo lo
constituye el manganeso al actuar como no metal, con valencias 4,6 y 7. Los nombres son, óxido
manganoso, óxido mangánico y óxido Permangánico.
Los otros elementos que exhiben este mismo comportamiento son el Iodo y el Bromo por tener las
mismas valencias que el cloro.
Un elemento que vale la pena considerarlo es el azufre. Tiene tres valencias: 2, 4 y 6. Pero para la
formación de óxidos suele usar la 4 y la 6. La 2 la utiliza más en combinación con el hidrógeno.
S4
+ O2 → SO2 ( Las valencias 4 del azufre y la 2 del oxígeno son simplificadas por 2 ).

11. 2 S6
+ 3O2 → 2 SO3 ( Las valencias 6 del azufre y la 2 del oxígeno también han sido simplificadas).
N. tradicional N. Sistemática N. Stock
SO2 Óxido Sulfuroso Dióxido de Azufre Óxido de Azufre (IV)
SO3 Óxido Sulfúrico Trióxido de Azufre Óxido de Azufre (VI)
Peróxidos:
Hay un caso particular de los óxidos, los peróxidos. En estos casos el oxígeno usa un enlace con otro
oxígeno quedando solo un enlace para usarlo en la unión con otro elemento. O sea, que actúa con un
número de oxidación de -1 en lugar de -2.
H2 + O2 → H2O2
2Na + O2 → Na2O2
Ca + O2 → CaO2
N. tradicional N. Sistemática N. Stock
H2O2 Agua oxigenada Dióxido de dihidrógeno Peróxido de Hidrógeno
Na2O2 Peróxido de Sodio Dióxido de disodio Peróxido de Sodio (I)
CaO2 Peróxido de Calcio Dióxido de Calcio Peróxido de Calcio (II)

12. OBJETIVO
NOMBRAR LOS DIFERENTES COMPUESTOS BINARIOS EN LOS 2 TIPOS D
ENOMNECLATURA.
Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno)
Hidruros metálicos
Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el
hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H.
Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre
del metal con los sufijos -oso o -ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para las
nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre
genérico.
Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico
2K + H2 → 2KH
Compuesto Nomenc. sistemática Nomenc. Stock Nomenc. tradicional
KH monohidruro de potasio hidruro de potasio3
hidruro potásico o hidruro de potasio
NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel (III) hidruro niquélico
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema FORMACION
COMPUESTOS BINARIOS
CLORUROS FLORUROS
Tiempo 4 horas Lunes 13 D E MAYO JUEVES 16 D E
MAYO
INDICADOR D E LOGRO 6.7 Aplica y explica con interés el
método de
tanteo o inspección simple al
balancear
ecuaciones químicas sencillas.
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ GRADO NOVENO

13. PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico
Hidrácidos o hidruros no metálicos [
Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el
hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenosy halógenos respectivamente). Los elementos
de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que
por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos.
Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos
(estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver
la sección oxácidos.
Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran
agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso
el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre
especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H
+1
Br
-
1
(g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
Cl2 + H2 → 2HCl(g)
Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos
los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como
nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado
gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.
Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido
HCl(g) + H2O → H
+1
+ Cl
-1
Compuesto en estado puro en disolución
HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico
H2Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico

14. Hidruros con los nitrogenoides
Estos hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos binarios de hidrógeno y un elemento de la
familia V (nitrogenoides) que se enlazan siguiendo la fórmulaNoMetal + H3. A estos compuestos se les
llama por sus nombres comunes, aunque muy raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de
los hidruros (metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento más electronegativo en
el compuesto.
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
N2 + 3H2 → 2NH3
Compuesto Nombre
NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno
PH3 fosfina o trihidruro de fósforo
AsH3 arsina o trihidruro de arsénico
SbH3 estibina o trihidruro de antimonio
BiH3 bismutina o trihidruro de bismuto

15. OBJETIVO -1- Descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón
y neutrón.
Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor
complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar
Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las
diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).
Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen,
siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar,
para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que
perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.
Configuración condensada
Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con
un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el
número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.
Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada
Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para
simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión
de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha Primer Año General
Tema
CONFIGURACION
ELECTRONICA
Configuración electrónica:
abreviada con llenado de
Spín.
Tiempo 2 horas MARTES 21 D E MAYO
INDICADOR D E LOGRO
■Indagación, explicación y
determinación de los números
cuánticos: n, l, m, s y sus valores
en los niveles, subniveles,
orbitales y Spín de algunos
elementos químicos
GRADO Primer Ano Técnico
MATES 21 D EMAYO
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

16. Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica
De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento
podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se
encuentra el elemento en la tabla periódica.
Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
,
podemos hacer el siguiente análisis:
Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir,
corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica
el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso
corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los
subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.
Configuración electrónica abreviada
1. 1
Escribe el símbolo químico para el xenón, el gas noble anterior, entre corchetes: [Xe].
Esto representa la configuración electrónica del xenón, que es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,
3d10, 4s2, 4P6, 4d10, 5s2, 5p6.
2. 2
Escribe el número del nivel siguiente de energía más alto de la secuencia. Ten en cuenta
que los niveles de energía no siempre se llenan en el orden que puedes esperar. El orden
correcto es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3p, 3s, 4s, 5p, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7p, 5f,
6d, 7p.

17. OBJETIVOS
Indagación, explicación ydeterminación de los números
cuánticos: n, l, m, s y sus valoresen los niveles, subniveles,orbitales y Spín de algunos
elementos químicos.
NUMEROS CUANTICOS
La propuesta de Schrodinger , considerado como el 5° modelo atómico , radica
en describir las características de todos los electrones de un átomo , y para
ello uso lo que conocemos como números cuánticos .
Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la
posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede
tener los mismos números cuánticos.
El significado de los números cuánticos es :
n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se
encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .
l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el
electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).
m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales en
el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores
del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el
número cuántico positivo (+l) .
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha Primer Año General
Tema
NUMEROS CUANTICOS
Tiempo 2 horas MIERCOLES 22 D E MAYO
INDICADOR D E LOGRO
Indagación, explicación y
determinación de los números
cuánticos: n, l, m, s y sus valores
en los niveles, subniveles,
orbitales y Spín de algunos
elementos químicos.
GRADO Primer Ano Técnico
MIERCOLES 22 D EMAYO
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

18. s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.
Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje
a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos
valores +1/2 y -
En resumen los números cuanticos se expresan :
n : Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
l : Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) de l =0 (orbital s) hasta n - 1.
m : magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero,hasta +l.
s : spin (-1 , + 1 ).
Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta
la configuración electrónica
De esta forma se pueden obtener los números cuánticos de los electrones de
los niveles superiores. Para mayor facilidad se presentará una tabla para
asignar los números cuánticos correctos, conociendo la configuración
electrónica y la localización exacta del electrón.
1s2
/2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
El número que precede al orbital es igual al número cuántico principal,por
ejemplo para los electrones que están en el orbital 4p, el nivel = 4.
El número cuántico secundario se establece observando el orbital referido, por
ejemplo para el orbital 4p , el subnivel es el orbital , l = 1 (p)
Orbital Equivalencia
s 0
p 1
d 2
f 3
El existen tres tipos de orbitales p (px ,py y pz ) por lo que se dice que
hay tres espacios donde se acomodan dos electrones en cada uno,
esos espacios o tipos de orbitales reciben el número cuántico
magnético de -1 , 0 y +1 . Es decir para el orbital p existen 3
números cuánticos magnéticos.
Orbital Tipos de
orbitales
Números cuánticos m Numero
de

19. electrones
s 1 0 2
p 3 -1 , 0 , +1 6
d 5 -2 , -1 , 0 , +1 ,+2 10
f 7 -3 , -2 , -1 , 0 , +1 ,
+2 , +3
14
Si nos referimos al cuarto nivel de energía, 4s2
3d10
4p6?
, y se menciona al
orbital 4p, el superíndice indica el total de electrones de ese orbital, si se sabe
que el orbital p siempre tiene los números cuánticos m ( -1 , 0 , +1 ) ,
entonces se agrupan de dos en dos , es decir 2 electrones para cada número
cuántico magnético.
De tal manera que dos electrones (los apareados) diferirán únicamente
del número cuántico s o de spin , ya que uno tendrá s = - 1/2y el otro s = + 1/2 .

20. Para realizar estos ejercicios deberás coger lápiz y papel. Te aconsejamos seguir el
siguiente orden:
A partir del enunciado, determinar el número de electrones que tiene el átomo o
ion.
Dibujar un diagrama de Möller en blanco.
Ir rellenándolo hasta colocar todos los electrones.
Pasar a una sola línea la configuración electrónica.
Comprobar la solución en el ordenador
Ejercicios:
1. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88). ¿Cuáles son los
electrones de interés en química?
2. Escribe la configuración electrónica del 74W. ¿Cuáles son los electrones de interés
en química?
3. Escribe la configuración electrónica del 94Pu. ¿Cuáles son los electrones de interés
en química?
4. Escribe la configuración electrónica del 52Te2-
. ¿Cuáles son los electrones de
interés en química?
5. Escribe la configuración electrónica del 78Pt2+
. ¿Cuáles son los electrones de
interés en química?
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema
-
■Configuraciones
electrónicas.
Tiempo 2 horas Primer Año General jueves 22 d e
mayo
INDICADOR D E LOGROS
.11 Ilustra de forma creativa y
explica claramente
el movimiento de los electrones en
los
orbitales s, p, d, f, en la corteza del
átomo
hipotético.
GRADO Primer Año Técnico
JUEVES 22 D E MAYO
..
5
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

21. Objetivo Experimentación, descripción y representación de una reacción
química, identificando sus componentes.
■Experimentación, descripción e identificación de los principales
tipos de reacciones químicas: combinación, descomposición, desplazamiento y neutralización.
INTRODUCCION
REACCIONES D E COMBINACION Reacción de síntesis
Una reacción de síntesis o reacción de combinación es un proceso elemental en el
que dos sustancias químicas reaccionan para generar un solo producto.Elementos o
compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. La siguiente
es la forma general que presentan este tipo de reacciones:
A+B → AB
Donde A y B representan cualquier sustancia química.
Algunas reacciones de síntesis se dan al combinar un óxido básico con agua, para formar
un hidróxido, o al combinar el óxido de un no metal con agua para producir un oxi-ácido.
Ejemplos:
Na2O(s) + H2O(l) → 2Na(OH)(ac)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac)
Otras reacciones de síntesis se dan al combinar un no metal con hidrógeno, para obtener
un hidrácido.
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema
- REACCCIONE S
QUIMICA S Y
SUSU TIPOS
Tiempo 2 horas GRADO Segundo Año General
LUNES 20 de mayo
INDICADOR D E LOGRO
6.1 Experimenta, describe y representa con
interés
una reacción química con sus
componentes.
6.2 Experimenta, describe e identifica con
seguridad
los principales tipos de reacciones
químicas: combinación, descomposición,
desplazamiento y neutralización.
Segundo Año Técnico MIERCOLES
22 D EMAYO
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ

22. Ejemplo:
Cl2(g)+ H2(g) → 2HCl(g)
La oxidación de un metal, también es una reacción de síntesis o de combinación.
Ejemplo:
4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)
Metal + no metal compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)
Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata,
siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales
que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las
condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para
predecir el producto. Considere el siguiente ejemplo:
Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el
recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas
gotas de agua para acelerar la reacción química.
Otro ejemplo de este tipo de reacción química, es la reacción entre aluminio
metálico con bromo líquido para producir cloruro de aluminio sólido según la
siguiente ecuación:
No metal + oxígeno óxido de no metal
En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones
de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la
cantidad de oxígeno presente es limitada, el producto es monóxido de carbono
(CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO2),
como se puede observar en las siguientes ecuaciones:
Oxido de metal + agua hidróxido de metal
Por ejemplo, el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar
hidróxido de calcio de acuerdo a la siguiente ecuación:
La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del
número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH-
). Si el metal
presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido
es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III)
forma el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del

23. metal o base, a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es
algunas veces llamado óxido básico.
Oxido de metal + agua oxácido
Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos . Por esta
razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. Ejemplo, el dióxido de
azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente
ecuación:
El dióxido de azufre, SO2 puede ser oxidado en el aire para formar SO3. Cuando
éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.
Oxido de metal + óxido de no metal sal
Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización.
Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal
es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente
un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en
reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal
formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si
estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base
se determina el producto. Por ejemplo:

24. .2.2 REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS: Este tipo de reacción es contraria
a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o mas moléculas para formar
una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas
mas sencillas, por ejemplo:
2HgO (s) !2Hg(l) + O2(g)
en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen
para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son mas sencillas que
la primera.
2.2.3 REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION: En este tipo de reacción, un
elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación
general es:
CuSO4 + Fe ! FeSO4 + Cu
En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de
hierro y cobre
2.2.4 REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Son
aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
AB + CD----------------- AC + BD
Por Ejemplo:
K2S + MgSO4 ! K2SO4 + MgS
Materia Ciencias salud y medio ambiente Fecha
Tema
- REACCCIONE S
QUIMICA S Y SUS
TIPOS
CONTINUACION
Tiempo 2 horas GRADO Segundo Año General
VIERNES 24 de mayo
INDICADOR D E LOGRO
6.1 Experimenta, describe y representa
con interés
una reacción química con sus
componentes.
6.2 Experimenta, describe e identifica con
seguridad
los principales tipos de reacciones
químicas: combinación, descomposición,
desplazamiento y neutralización.
Segundo Año Técnico JUEVES 23 D
EMAYO
PROFESORA DORA ALICIA VELIZ