SEMANA12 SESIÓN 35 Unidad 2. Oxígeno, sustancia activa del aire Compuestos del oxígeno y clasificación de los elementos CONTENIDO TEMÁTICO Moléculas en elementos y compuestos Diferencia entre evidencia e inferencia APRENDIZAJES ESPERADOS DEL GRUPO Conceptuales • 8. Reconoce algunos patrones y tendencias de las propiedades de los elementos químicos en la organización de la tabla periódica. (N2) Procedimentales • Elaboración de transparencias electrónicas y manejo del proyector. • Presentación en equipo Actitudinales • Cooperación, colaboración, responsabilidad, respeto y tolerancia, contribuirá al trabajo en un ambiente de confianza. MATERIALES GENERALES Computo: - PC, Conexión a internet De proyección: - Cañón Proyector Programas: - Gmail, Google doc s (Documento, Presentación, Hoja de cálculo, Dibujo) Moodle. Didáctico: - Presentación; examen diagnóstico, programa del curso. DESARROLLO DEL PROCESO Introducción. Presentación del Profesor y del alumno, el programa del curso, comentar el papel, así como la dinámica del curso y factores a considerar en la evaluación. FASE DE APERTURA El Profesor hace su presentación de preguntas. Pregunta ¿Cómo están formadas las moléculas de los elementos? ¿Cuáles son ejemplos de moléculas de elementos? ¿Cómo se forman moléculas de los compuestos? ¿Cuáles son ejemplos de moléculas de compuestos químicos? ¿Qué es una evidencia? ¿Qué es una inferencia? Equipo 1 2 3 4 5 6 Respuesta Por grupos de átomos diferentes o iguales unidos que forman las moléculas. O+O=O2 N+N=N2 C+C=C2 He+He=He2 Las moléculas están hechas de uno o más elementos. Algunas están formadas por más de un tipo de átomo HCL- biatómica H2O- triatómica NH3-tetratomica H2SO4-heptatomica Las evidencias son manifestaciones claras que te permiten identificar un cambio químico. Surge debido a la generalizacion de datos de algunas ideas que se argumentan de un modo deductivo o inductivo. Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una molécula. Por ejemplo, el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2), constituidos por moléculas de elementos. Las moléculas de los compuestos están formadas por átomos de diferentes tipos, por ejemplo, en el agua o el dióxido de carbono. FASE DE DESARROLLO Los alumnos desarrollan las actividades de acuerdo a las indicaciones del Profesor Los alumnos desarrollan las actividades de acuerdo a las indicaciones del Profesor Colocar en el vaso de precipitados, 50 mililitros de agua, agregar cinco gotas del indicador universal, con cuidado agregar una muestra pequeña de sodio, tapar rápidamente con la tela de alambre con asbesto putos observar y escribir los cambios en las observaciones. Lavar el vaso y xvideos Repetir el procedimiento con el potasio y el calcio Colocar una muestra de azufre en la cucharilla de combustión y calentar en la flama de lámpara de alcohol hasta la combustión, introducir la cucharilla de combustión en un vaso de precipitados que contiene 50 mililitros de agua e indicador universal, observar los cambios y anotar en el cuadro de observaciones, lavar el vaso y repetir con el carbón y el yodo. Sustancia Color inicial del agua y el indicador universal Color final de la reacción Ecuación Química Sodio Verde Morado Na+H2ONaOH +H Potasio Verde morado K+H2OKOH+H2 calcio verde Verde Ca+2H2OCa(OH)2+H2 Azufre verde amarillo S+O2SO2 DIOXIDO DE AZUFRE SO2+H2OH2SO3 ACIDO SULFUROSO Carbón verde verde S+O2SO2 DIOXIDO DE AZUFRE Yodo verde morado I+O2IO2 Conclusiones: Leyes Ponderales. LEY DE LAVOYSIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA. En toda reacción química, la cantidad de masa reaccionante, o reactivo, es igual a la cantidad de masa resultante o producto. Por ejemplo: si 16 gr de S y 100,3 gr de Hg reaccionan dando HgS, suponiendo que la reacción es total, ¿Cuánto HgS se obtiene? Como la reacción es S + Hg -> SHg. Si 32 gr de S originan 232,6 gr de HgS, al reaccionar 16 gr de S se producirán 116,3 gr de HgS, que es exactamente la suma de las cantidades de los reaccionantes. Si se hubiese añadido una cantidad mayor de Hg o de S, sobraría el exceso. Ejercicio. N2 + 3 H2 ⇔ 2NH3 LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS. Siempre que dos sustancias se combinan para dar un nuevo compuesto, lo hacen en proporciones fijas y determinadas. Por ejemplo, si se combina C con O para dar CO2, reaccionan 12 gr de C con 32 gr de O dando origen a 44 gr de CO2. ¿Cuánto C reaccionará con 96 g de O? Hacemos una regla de tres: 12->x 32 -> 96, despejando: x = 36 gr de C. 2Na + S ⇔ Na2S masa del S masa del Na . . . . = 32 46 = 16 23 1/2 O2 + S ⇔ SO 1/2 O2 + S ⇔ SO 1gr. 1gr. ------- 2 gr. 1 gr. ------ ------ ------ 2gr. 1 gr. ------ 2 gr. 2 gr. De Hidrógeno + 16 gr. De Oxígeno ⇒ 16 . . 2 . . gr Ox gr H 10 gr. “ + 80 Gr. “ ⇒ 80 . . 10 . . gr Ox gr H 0,5 gr. “ + 4 gr. “ ⇒ 4 . . 5,0 . . gr Ox LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las cantidades fijas de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro guardan entre sí una relación como la de los números enteros más sencillos. Por ejemplo: S + O2 -> SO2 S + 3/2 O2 -> SO3 g de O = 16 * 2 g de O = 16 * 3 g de S = 32 g de S = 32 32 gr de O reaccionan con 32 gr de S para dar SO2 48 gr de O reaccionan con 32 gr de S para dar SO3 Ejercicios : C + ½ O2 ⇔ CO 12 gr. de Carbono se combinan con 16 de Oxígeno C + O2 ⇔ CO2 12 gr. de Carbono se combinan con 32 de Oxígeno La relación entre las masas ⇒ 12 16 ; 12 32 ⇒ 16 32 = 1 2 1ª Pba. 2ª Pba. 3ª Pba. Relación : Masa Oxígeno Masa Nitrógeno − − : 4 . 7 . gr gr 8 . 7 . gr gr 12 . 7 . gr gr Relación entre las masa de Oxígeno que hay entre los diferentes compuestos: 8 . 4 . gr gr = 2 . 1 . gr gr ; 12 . 4 . gr gr = 3 . 1 . gr gr ; 12 . 8 . gr gr = 3 . 2 . gr gr La Ley de Dalton se cumple ya que, hemos obtenido una relación de Números sencillos. • Explica a los estudiantes las reglas de nomenclatura Stock y cómo usarlas para la construcción / interpretación de fórmulas de óxidos, e hidróxidos, y la nomenclatura tradicional para nombrar oxácidos. (A7) • Presenta las construcciones de Mendelev y Meyer, como ejemplos de la interpretación de datos y creatividad en la construcción de teorías científicas. Presenta la tabla periódica moderna, y orienta a los estudiantes para reconocer algunos patrones en la organización de la misma (fórmulas de los óxidos y el incremento en la masa atómica). (A8) Esta actividad permitirá a los alumnos, tener un panorama de los temas que se desarrollaran durante el curso. (Que, cuando, como y donde) FASE DE CIERRE Al final de las presentaciones, se lleva a cabo una discusión extensa, en la clase, de lo que se aprendió y aclaración de dudas por parte del Profesor. Actividad Extra clase: Los alumnos llevaran la información para procesarla en el Centro de Computo del Plantel, su casa los que tengan computadora e internet o cibercafé e indagaran los temas de la siguiente sesión, de acuerdo al cronograma. Se les sugiere que abran un Blog para Química 1; en la cual publicaran su información, se les solicitara que los equipos formados, se comuniquen vía Gmail u otro programa para comentar y analizar los resultados y presentarla al Profesor en la siguiente clase. EVALUACIÓN Informe de la actividad en un documento electrónico. Contenido: Resumen de la Actividad.