2° grupo, magisterio.

“El primer deber de los maestros es amar a sus alumnos y alumnas.”

(Jaume Cela).

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El miedo a equivocarnos es la puerta que nos encierra en el castillo de la mediocridad. (Paulo Coelho).

Desarrollo del curso de Físico química. Primer año. Plan para maestros.

Introducción al curso.

En este curso, avanzaremos por el camino de las ciencias naturales, y veremos algunos conceptos básicos de física y química, que seguramente no solo contribuirá a tu formación  como futuro maestro sino que también te servirá en tu quehacer cotidiano.

   Para comenzar te proponemos algunas actividades:

1. Piensa y escribe una pregunta que podría formularse un ciudadano común, que esté relacionada con las ciencias experimentales.

2. Menciona algunos temas de química y física que hayas estudiado en secundaria. ¿Cómo te resultaron? ¿Tuviste alguna dificultad para aprenderlos?

3. ¿Te acuerdas de un tema que hayas estudiado en el liceo? ¿Te animas a comentarlo brevemente?

4. ¿En tu vida diaria utilizas algún concepto científico? En caso afirmativo, ¿cuál o cuáles?

5. Analiza  la siguiente lectura.

Importancia de las ciencias y en especial de la química: lectura adaptada de diversas fuentes: 

Existe en nuestra sociedad, la idea del científico como una persona rara, extravagante, muy inteligente. Hay quienes creen que sólo unos pocos están en condiciones de acceder a los conocimientos científicos. La idea de la ciencia para unos pocos.

Sin embargo esta es una imagen distorsionada  de la actividad científica, ya que la ciencia se desarrolla por el trabajo  grupal de equipos de científicos, que cumplen su labor en un determinado contexto histórico y social. La ciencia es para todos.

Los jóvenes, al finalizar sus estudios secundarios deben poseer una cultura científica básica, independiente de la carrera o profesión que pretendan continuar.

Muchos años atrás se consideraba culta a la persona que sabía leer y escribir, ahora eso sólo no alcanza. Nuestro mundo es cada vez más complejo.

Para que un país se desarrolle democráticamente, necesita que sus ciudadanos sean capaces por ejemplo:

• leer críticamente un artículo periodístico que trate temas tales como el uso  de insecticidas, la fabricación de un nuevo plástico o la restauración de una pintura o un libro antiguo,
• opinar y optar libremente, por ejemplo acerca de la conveniencia o no de la instalación de un basurero nuclear o de la compra de un detergente o de una leche. Recordemos que hace no muchos años, para comprar leche, por ejemplo, no se requería de conocimientos especiales mientras que ahora, cuando nos acercamos a la góndola de productos lácteos de  un supermercado, nos encontramos no sólo con diferentes marcas de leche sino con leche entera, leche descremada, leche con hierro, leche vitaminizada, leche larga vida, etc. Y debemos ser capaces de elegir racionalmente que producto comprar,
• Nuestros países requieren usuarios inteligentes de los productos que la sociedad y la tecnología les ofrece, es decir que no puedan ser erróneamente influenciados por la publicidad o la moda.
• Lamentablemente, la idea de química en nuestra sociedad se asocia  muchas veces como algo negativo. Esto se aprecia cuando se promocionan productos diciendo que no contienen “químicos” En muchas oportunidades, la propaganda relaciona la química con algo malo, vinculando lo artificial con lo dañino, como si todo lo natural fuera bueno y todo lo artificial (sintético) fuera malo.  

Sistemas materiales

Desarrollo de la unidad.

Trabajo para los estudiantes: búsqueda y elaboración de los conceptos de sistemas materiales y propiedades.

A. Propiedades: medida de longitudes, masa, volumen, densidad y temperatura por parte de los estudiantes. Instrumentos y unidades del sistema Internacional.

Apreciación de los instrumentos, cifras significativas y notación científica.

B. Principio de conservación de la masa.

Ejercicios de revisión.

1. Selecciona dos sistemas materiales que puedes conseguirlos en tu domicilio. Estudia algunas de sus propiedades como las que estudiaste en clase. Por ejemplo puedes determinar su masa, volumen, densidad, etc.

2. ¿Cuantas cifras significativas tienen los siguientes números?

0,003                2,5 x 10^-3          400     3005               0,0056   

3. ¿Cuál es la densidad del silicio si 50,6 g de esta sustancia ocupan    21,7cm³?

4. ¿Cuál es la masa de una pieza prismática de cobre de 24,3 cm x 11,4 cm x 7,9 cm? La densidad del cobre es 8,92 g/cm³. 

5. El vinagre tiene una densidad de 1,0056 g/cm³. ¿Cuál es la masa de 2,0 L de vinagre? 

6. Averigua la densidad de la leche entera. Si colocamos un litro de leche en una balanza, ¿qué masa se observará? 

7. ¿Cuál es el volumen ocupado por 5,0 g de plata sólida cuya densidad es de 10,50 g/cm³?

8. Indica si las siguientes propiedades son extensivas o intensivas: la temperatura en la cual se derrite (funde) el hielo; el color del oro; el precio del oro; la dureza del hormigón. 

9. Cuando un trozo de metal de masa 10,00 g es introducido dentro de una probeta que contiene 8,75 mL de agua, el nivel del agua se eleva hasta 9,87 mL. ¿Cuál es la densidad del metal?   

10. Busca una tabla de densidades de metales. De acuerdo al resultado del ejercicio anterior, ¿de qué metal podría tratarse? 

11. Elabora usando medios electrónicos, un resumen de la unidad (puede ser un mapa mental, un video, un audio, etc.).

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“Aprender es vivir, por tanto el proceso de vivir es aprender.”

Estructura atómica de la materia.

Desarrollo de la unidad.

Trabajo domiciliario: Investiga a qué se llama modelo atómico de la materia. Realiza una reseña histórica breve de los diferentes modelos atómicos

A.   El modelo atómico en la actualidad.

      Núcleo y periferia nuclear. Partículas fundamentales.

      Número atómico y número másico.

      Tabla periódica. Periodicidad.

      Isótopos.

      Periferia nuclear: niveles de energía.

B.   Enlace químico.

   Concepto. Tipos de enlace.

Ejercicios de revisión.

1.    Utiliza tu tabla periódica para ubicar los elementos cuyos números atómicos son: 3, 9, 12, 18, 26. ¿Qué tienen en común todos los átomos de cada uno de estos elementos?

2.    El elemento oxígeno presenta tres isótopos naturales cuyos números de masa son 16, 17 y 18. ¿En qué se diferencian estos átomos?

3.    Ubica el elemento que: a) se encuentra en el grupo 17, período 3; b) grupo 2 período 2.

4.    ¿Por qué no aparecen los números másicos en la tabla periódica? ¿Los números másicos pueden ser números decimales?

5.    Indica como se distribuyen los electrones en los siguientes átomos, en sus estados fundamentales: Na. F, Ne.

6.    ¿Mediante qué tipo de enlace se pueden unir 2 átomos de flúor? ¿Y si se unen átomos de flúor con átomos de litio?

  

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Lo que sabemos es una gota de agua, lo que ignoramos es el océano. I.  Newton

Sustancias.

Desarrollo de la unidad.

Trabajo domiciliario. Recuerda el concepto de sistema material ya estudiado. Toma un frasco transparente  con tapa. Coloca en su interior lo que quieras (pueden ser sólidos, líquidos o ambos). Este será tu sistema material y lo debes traer a la clase.

A. Analizar, con los diferentes compañeros de equipo, los sistemas  materiales de que disponen. ¿Qué observan? ¿Todos tienen el mismo aspecto? ¿Podrían clasificarlos de acuerdo a lo que observan?

B. Concepto de fase. Clasificación de sistemas de acuerdo al número de fases.

Ejercicio. Observa si se distinguen diferentes materiales. ¿Cómo separarías esos materiales?

C.   Métodos de separación de fases. Clase práctica.

D.   Concepto de solución. Métodos de fraccionamiento. Clase práctica.

E.   Concepto de cuerpo puro. Sustancias.

F.    Sustancias simples y compuestas.

G.   Clase práctica: Propiedades físicas de las sustancias.

H.   Clasificación de las sustancias: moleculares, iónicas, metálicas.

 Trabajo en equipos: formar equipos de hasta 4 estudiantes.  Preparar los siguientes temas:

           Aire: composición; contaminación.

           Agua: propiedades; agua potable y no potable; contaminación; lluvia ácida. 

Ejercicios.

1. Indica un ejemplo de mezcla heterogénea, uno de solución, uno de sustancia simple y otro de sustancia compuesta. Justifica tu selección. 

2. ¿Cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos? ¿Cuáles heterogéneos?

Azúcar disuelto en agua; café; sal y azufre; leche; aire limpio; nafta; Sopa de cebolla; barro.

3. Clasificar cada una de las siguientes especies como sustancia simple, compuesto o mezcla:

Una botella de bebida refrescante. Agua. Sopa de pollo. Sal de mesa. Plata. Café listo para beber.

4. Una sustancia tiene bajo punto de fusión, es mala conductora de la corriente eléctrica y no se disuelve en agua. ¿Qué tipo de sustancia puede ser? Explica. 

5. Si tenemos agua salada, indica todos los pasos que seguirías para separar la sal del agua. 

6. Desde el punto de vista químico el agua potable, es una solución. ¿Por qué? 

7. El aire es el ejemplo más común de solución gaseosa. ¿Por qué? 

8. ¿Qué medidas tomarías y aconsejarías para mantener la calidad del agua y el aire?

“Nunca consideres el estudio como una obligación sino como una oportunidad para penetrar en el bello y maravilloso mundo del saber”. A. Einstein

Alimentos.

Desarrollo de la unidad.

Trabajo domiciliario: escribe una propuesta de alimentación para un día de tu familia.

A.   Discute con tus compañeros de mesa, la propuesta de cada uno. Observa coincidencias y diferencias.

B.   Alimentación y nutrición: dieta saludable.

C.   Proteínas: principales funciones. Aminoácidos esenciales.

D.   Glúcidos: glucosa, fructosa, sacarosa, almidón, celulosa, glucógeno.

E.   Lípidos: importancia y ejemplos.

F.    Vitaminas: funciones y ejemplos

G.   El agua: importancia en la dieta.

H.   Vuelve a la dieta propuesta y reflexiona. ¿nos alimentamos de forma adecuada?

Ejercicios.

 

1. Nombra por lo menos 3 proteínas que se encuentren en nuestro cuerpo. ¿Cuáles son sus funciones? 

2. ¿A qué se llama aminoácido esencial? 

3. Nombra dos alimentos ricos en proteínas y dos en glúcidos. 

4. Menciona por lo menos dos funciones de los lípidos en nuestro organismo. 

5. Averigua el contenido de grasas de los siguientes alimentos: chocolate, manzanas, carne vacuna, pescado, leche arroz. 

6. Sabiendo que un gramo de grasa produce por combustión, aproximadamente 9,5 kcal, ¿qué cantidad de energía se produce aproximadamente, si ingerimos 10 g de chocolate? 

7. Usando medios electrónicos, elabora una propuesta de dieta saludable o recomendaciones para una alimentación saludable.

Programa 2° bachillerato. Segunda parte.

Módulo 2: Transformaciones físicas.

Objetivos generales:

• Estudiar las características generales de los estados sólido, líquido y gaseoso.
• Interpretar estas características en función de la teoría cinético molecular y de los modelos de interacciones entre las partículas.
• Estudiar e interpretar los cambios de fase, el proceso de disolución y las propiedades de las soluciones con los modelos elaborados.

Objetivos específicos:

1. Establecer las características generales de los estados de agregación e interpretarlas en función de la teoría cinético molecular.
2. Caracterizar la diferencia entre las fases condensadas y la fase gaseosa como fase con comportamiento ideal generalizable.
3. Explicar las propiedades de cada una de las fases en función de los modelos elaborados.
4. Diferenciar cambio de estado y cambio de fase.
5. Definir distintas temperaturas de cambios de fase y los factores que la determinan.
6. Reconocer su importancia práctica y su carácter intensivo.
7. Establecer las regularidades implicadas en el comportamiento físico de los gases ideales.
8. Predecir la volatilidad de sustancias orgánicas e inorgánicas.
9. Describir el proceso de disolución e interpretarlo en función de los modelos elaborados.
10. Predecir la solubilidad entre solutos y solventes orgánicos e inorgánicos.
11. Establecer los factores que afectan la solubilidad.
12. Definir las diferentes expresiones de concentración de soluciones, y operar con ellas.
13. Identificar las propiedades coligativas de las soluciones y su aplicación.

Contenidos.

1. Perspectiva corpuscular de las transformaciones físicas.
2. Proceso de fusión.
• Características generales de las fases condensadas.
• Cambios de fase: fusión – solidificación.
• Punto de fusión.
3. Proceso de vaporización.

·        Propiedades físicas de la fase gaseosa.

·        Evaporación – ebullición.

·        Punto de ebullición.

4. Proceso de disolución.

·        Perspectiva corpuscular del proceso de disolución.

·        Concentración, solubilidad.

·        Propiedades coligativas.

     5. Temas de contextualización.

Módulo 3: Transformaciones químicas; reacción química.

Objetivos generales

• Comprender el concepto de reacción química.
• Estudiar los aspectos cuantitativos de las reacciones químicas.
• Interpretar los procesos químicos a nivel corpuscular.

Objetivos específicos.

• Identificar las transformaciones energéticas ocurridas en una reacción química.
• Interpretar la información que surge de una ecuación química.
• Definir los conceptos de reactivo limitante, pureza y rendimiento de una reacción.
• Aplicarlos a situaciones problema.
• Definir los conceptos de oxidación y reducción; de agente oxidante y reductor. Igualar ecuaciones redox. Predecir el sentido en que se dará una reacción de oxidación reducción en condiciones estándar. Definir el funcionamiento de una pila electroquímica. Describir el proceso de electrólisis.

Contenidos mínimos.

• Reacción química desde el punto de vista corpuscular.
• Transformaciones energéticas en una reacción química.
• Planteo de ecuaciones.
• Reactivo limitante. Rendimiento y pureza.
• Cálculos estequiométricos con gases y soluciones.
• Procesos de oxidación – reducción.
• Métodos de igualación redox.
• Potenciales estándar.
• Pilas electroquímicas.
• Electrólisis.

Desarrollo de la unidad.

1. Reacción química desde el punto de vista corpuscular.
• Análisis de ideas previas.
• Representación de reacciones químicas: ecuaciones químicas. Interpretación de las mismas (revisión).
• Cambios energéticos en las reacciones químicas: ecuaciones termoquímicas (revisión).
• Cálculos estequioméricos:

Reactivo limitante, rendimiento teórico.

           Pureza y porcentaje de rendimiento.

                        Cálculos estequiométicos con gases y soluciones.

2. Procesos de oxidación reducción.

·        Reacciones de oxidación – reducción: concepto, importancia.

·        Representación de las reacciones redox: ecuaciones.

Métodos de igualación de ecuaciones redox.

·        Celdas electroquímicas.

Potenciales estándar.

·        Uso de tablas de potenciales estándar: procesos espontáneos.

·        Electrólisis.

Celdas electrolíticas. Importancia de los procesos electrolíticos.

Programa 3° bachillerato. Segunda parte.

Programa 3° bachillerato. Segunda parte.

Unidad 2: Aspectos energéticos de las reacciones químicas.

 Contenidos generales de la unidad.

1. Transformaciones energéticas en una reacción química.

•   Transformaciones de energía cinética y potencial a nivel molecular en una reacción química.
•    Transferencia de energía: trabajo y calor.
•   Funciones de estado y de trayectoria.
• Calorimetría.
•    Energía interna.
• Valor energético de los alimentos.

     2.  Primer principio de la termodinámica.

• Estudio termodinámico de una reacción química.
•    Entalpía.
• Variación de entalpía.

3. Termoquímica.

• Ecuaciones termoquímicas: formación de un compuesto y combustión. ∆ H_formación  ∆H _combustión.
•   Ley de Hess.

4. Segundo principio de la termodinámica. Entropía.

5. Espontaneidad de las reacciones químicas.

•   Energía libre. Ecuación de Gibbs.
• Espontaneidad y equilibrio.

Objetivos.

1. Identificar los cambios energéticos ocurridos en una reacción química.
2. Identificar el calor y el trabajo como forma de transferencia de energía.
3. Diferenciar una función de estado  de una función de trayectoria.
4. Relacionar la energía interna con la energía potencial y cinética a nivel molecular.
5. Determinar el calor en una bomba calorimétrica.
6. Explicar el primer principio de la termodinámica.
7. Definir valor energético y relacionarlo con el calor de combustión a volumen constante (∆E).
8. Definir ∆ H.
9. Plantear ecuaciones de formación y de combustión.
10. Interpretar diagramas de entalpía.
11. Reconocer la ley de Hess como constatación empírica de H como función de estado.
12. Definir entropía.
13. Estudiar cualitativamente el signo de la variación de entropía para diferentes procesos.
14. Identificar las condiciones para que un proceso sea espontáneo.
15. Realizar el estudio de espontaneidad de una reacción química.

Unidad 3: Sistemas en equilibrio.

Contenidos de la unidad.

1. Reacciones incompletas. Equilibrio químico.
• Condiciones macroscópicas del equilibrio químico.
• Dinamicidad del equilibrio a nivel molecular
2. Aspectos cuantitativos del equilibrio.

• Constante de equilibrio.  
• Composición de un sistema en equilibrio.

     3. Modificaciones a un sistema en equilibrio: principio de Le Chatelier.

• Efecto de la concentración.
• Efecto de la presión.
• Efecto de la temperatura.

4. Equilibrio ácido base.
• Teoría ácido/base de Brönsted.
• Comportamiento ácido/base.

5. Disociación del agua: K_w.
• pH
• Escala de pH.

6. Fuerza relativa de ácidos y bases.
• K_a K_b.

7. Hidrólisis.
• Equilibrio de hidrólisis.

8. Neutralización.
• Reactivos indicadores.
• Titulación.

9. Efecto del ion común.
• Cambios en la solubilidad.
• Cambios en el pH de una solución.
• Soluciones reguladoras.

Objetivos.

1. Caracterizar el equilibrio químico en sus diferentes dimensiones: macroscópica y corpuscular.                                                                                                                      Interpretar gráficas de concentración en función de tiempo para diferentes equilibrios.
2. Definir K_eq y plantear su expresión matemática.                                                                                                          
3. Calcular la composición de un sistema en equilibrio.
4. Describir y explicar el efecto de modificar la concentración, la presión y la temperatura a un sistema en equilibrio.                              
5. Definir ácidos y bases, según la teoría de Brönsted y Lowry.                        
6. Plantear  ecuaciones de disociación de diferentes ácidos y bases.
7. Definir pH y calcularlo para diferentes medios.
8. Caracterizar el medio ácido y básico y definir  el comportamiento ácido y básico.
9. Establecer las características de ácidos y bases desde su fuerza relativa. Calcular K_a y K_b e interpretar sus valores.
10. Explicar el comportamiento ácido- base de las sales. Plantear ecuaciones de hidrólisis.
11. Plantear ecuaciones de neutralización y realizar cálculos a partir de ellas.
12. Caracterizar y explicar el efecto de ion común en diferentes situaciones.
13. Caracterizar las soluciones reguladoras y explicar sus características.

Unidad 4: Dimensión cinética de las reacciones químicas.

Contenidos de la unidad.

1.    Velocidad media e instantánea de una reacción química.

•     Dependencia de la velocidad de reacción con la concentración.
• Condiciones iniciales para una reacción.
• Orden de reacción.

2.    Relación concentración – tiempo.

• Estudio específico de reacciones de primer orden.
•   Tiempo de semirreacción.

3.    Modelo cinético. (Teoría de las colisiones).

•    Choque eficaz.
• Energía de activación (a nivel molecular).

4.    Factores que afectan la velocidad de una reacción química simple.

5.    Influencia de la temperatura sobre la velocidad de reacción.

• Variación de la velocidad en función de la temperatura.
• Energía de activación.
 

6.    Catálisis e inhibición.

• Tipos de catalizadores.
•   Catálisis enzimática.

7.    Mecanismos de reacción.

•   Reacciones elementales.
• Reacciones no elementales.
•     Estudio de mecanismos sencillos.

Objetivos.

1. Definir velocidad de reacción.   
2.  Caracterizar condiciones iniciales para una reacción.                                
3.  Definir orden de reacción y calcularlo a partir de datos        
4.   Experimentales.
5. Plantear la ecuación de velocidad para una reacción.
6. Caracterizar desde el punto de vista cinético a las reacciones de primer orden
7. Calcular el tiempo medio de una reacción.
8. Describir el efecto cinético de variar la presión, concentración y temperatura de una reacción simple.
9. Explicar los factores mediante el modelo de las colisiones.
10. Establecer cualitativamente la relación entre v y t.
11. Interpretar diagramas de energía.
12. Definir energía de activación.
13.    Explicar la acción de un catalizador/inhibidor.
14. Identificar el rol de las proteínas como catalizadores: enzimas.
15. Definir reacciones elementales.
16.  Diferenciar reacciones elementales de no elementales.
17.  Definir mecanismo de reacción.
18.  Establecer los criterios para proponer un mecanismo de reacción.

Trabajos de alumnos.