Dirección general de formación docente




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MINISTERIO DE EDUCACIÒN
DIRECCIÓN GENERAL DE FORMACIÓN DOCENTE

DIRECCIÓN DE FORMACIÓN INICIAL DOCENTE



DOCUMENTO DE APOYO DE ELEMENTOS BÁSICOS DE QUÍMICA

SEGUNDO AÑO – SEGUNDO SEMESTRE

PROFESIONALIZACIÓN

Managua, Nicaragua

2012

INDICE

Introducción……………………………………………………………………..

  1. UNIDAD: INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA

  1. El Átomo

    1. Propiedades del Átomo

    2. Modelos Atómicos

    3. Los Números Cuánticos

    4. Configuración Electrónica

    5. Formación de Moléculas

  1. Tabla Periódica Moderna

    1. Características

    2. Estructura

  2. Enlace químico

    1. Electrones de Valencia

    2. Regla del Octeto

    3. Tipos de Enlaces:

  • Enlace Iónico

  • Enlace Covalente




  1. UNIDAD: TIPOS DE SUSTANCIAS Y MEZCLAS

  1. La Materia

    1. Características

y propiedades

  1. Mezclas

    1. Mezclas

Heterogéneas

  • Características

  • Coloides y

  • Suspensiones

    1. Mezclas

Homogéneas

  • Características

  • Disoluciones

  • Métodos de Separación de Mezclas

  1. Sustancias Puras

Características

  1. Clasificación de las sustancias

    1. Sustancias

Simples

3.2 Sustancias

Compuestas

  1. Los Elementos químicos más representativos en su región

    1. Características

    2. Clasificación

    3. Existencia

  1. UNIDAD: COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS

  1. Compuestos Químicos

    1. Características de los Compuestos Químicos Inorgánicos

  2. Clasificación de los Compuestos Químicos Inorgánicos.

    1. Formulación y Nomenclatura de los Compuestos más abundantes.

  3. Aplicación de los compuestos químicos más abundantes para el desarrollo sostenible

  4. Compuesto químicos que dañan el medio ambiente.

    1. Causas y Efectos

    2. Medidas Preventivas

  1. UNIDAD LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS EN LA NATURALEZA

  1. Compuestos Orgánicos

    1. Características de los compuestos químicos orgánicos

    2. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos

    3. Aplicación de los compuestos orgánicos

  1. Los compuestos orgánicos básicos para la formación de la vida.

    1. Bioelementos

    2. Biomoleculas

  1. UNIDAD: LA QUÍMICA PARA EL DESARROLLO DE LA HUMANIDAD

  1. Fenómenos Químicos cotidianos

    1. Combustión

    2. Fermentación

    3. Descomposición de los alimentos

    4. Efervescencia




  1. Uso racional de los conocimientos de Química

    1. Plaguicidas y el medio ambiente

    2. Composición química de los alimentos

    3. Alimentos transgénicos

    4. Aditivos alimentarios y la salud

  2. La Química y su relación con:

    1. La salud

    2. La Agricultura

    3. Los alimentos

    4. El Medio Ambiente

  3. Importancia de la Química para el ser humano

INTRODUCCIÓN

El curso de Principios de Química, es parte de la Disciplina “Ciencias Naturales y su Didáctica”, y del Área “Científica y Tecnológica”. Su aporte a la formación integral de los nuevos Maestros de Educación Primaria, es congruente con los principios de la nueva Estrategia Nacional de Educación, en el contexto de la gratuidad educativa, la inclusividad y pertinencia de los aprendizajes. Con su implementación contribuiremos a la formación completa del nuevo profesional donde el podrá desarrollar competencias conceptuales, procedimentales, actitudinales, así como la realización de actividades que vinculan los ejes transversales de la Formación Inicial Docente.
En este sentido se presenta este documento de apoyo que contiene desarrollo científico de los contenidos correspondiente al curso, así como un sin número de actividades para que las desarrolle el docente con sus alumnos en le aula de clase en las horas presenciales de los encuentros y otras para que los alumnos la realicen en sus comunidades.
El documento se orienta a la experimentación y resolución de problemas de análisis, propiciando el diálogo interactivo y el trabajo en equipo, de cara al desarrollo de los contenidos con el propósito de que los estudiantes alcancen las competencias deseadas en el desarrollo de este curso.
El material de apoyo debe servir como guía e información para que el docente planifique desarrolle sus clases, considerando que en la química no todo esta dicho, sino que tiene que llevar al estudiante al nivel de investigación, para que el sea capaz de transformar positivamente su entorno.

  1. INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA

Competencias

  • Analiza la estructura atómica, elemento y enlace químico a través del estudio de los números cuánticos.

  • Aplica la formación de estructura de los tipos de enlaces que forman las sustancias considerando los átomos que la conforman y la ubicación de los elementos en la tabla periódica.

  • Demuestra actitudes positivas y valores solidarios que evidencien el respeto y el reconocimiento a la diversidad, independientemente del sexo, edad condición física y social.


El átomo

    1. Propiedades del Átomo

    2. Modelos Atómicos

    3. Los Números Cuánticos

    4. Configuración Electrónica

    5. Formación de Moléculas


Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre. Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

Masa atómica

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo correcto es "masa atómica". La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen toda la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

Un átomo neutro contiene el mismo número de protones y de electrones. El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de un átomo del elemento, el número atómico determina la identidad de un átomo.

Número atómico = número de protones en el núcleo

Isótopos de un elemento: a los átomos de un elemento que tiene el mismo número atómico, pero diferente masa atómica, se les llama isótopos, los átomos de diversos isótopos de un elemento tienen el mismo número de protones y electrones pero diferente número de neutrones.

P
A

Z

Z

Número de masa (suma de protones y neutrones)

Símbolo del elemento
ara representar los isótopos se realiza la siguiente connotación:


Número atómico (número de protones)
X

Ejemplo1

Cuantos protones neutrones y electrones hay en cada uno de los siguientes isótopos:

  • B
    16

    8

    80

    35
    r


Par resolverlo utilizaremos la siguiente ecuación:

A = Z + N

16 = 8 + N; N = 16 – 8 = 8

Para el ejercicio siguiente 80 = 35+ N; N = 80 – 35 = 45
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