Asignatura: química grado: DÉcimo período: IV




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títuloAsignatura: química grado: DÉcimo período: IV
fecha de publicación05.01.2016
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GUIA- TALLER No. 2   ESTEQUIOMETRÍA

ASIGNATURA: QUÍMICA        GRADO: DÉCIMO     PERÍODO: IV

DOCENTE: John Jader Rivera

ESTUDIANTE: ______________________________________  CURSO:______

Logro: Capacidad para explicar, justificar  y aplicar estrategias que permitan la comprensión de los cálculos relacionados con las cantidades de reactivos y productos en una ecuación balanceada estequiométricamente, mediante la conversión de unidades.
FASE DE ENTRADA
1. MOTIVACIÓN: (Parte A)
Analice la siguiente ecuación, la cual expresa la combustión completa de un pedazo de carbón sólido:

                                          C(s)     +     O2(g) ------------  CO2(g)
1.       ¿Cuáles son los reactivos y cuáles los productos de la reacción?

2.       ¿Es una ecuación estequiométrica?

3.       ¿Cuántos átomos de oxígeno se requieren para la combustión completa de un átomo de carbono?

4.       ¿Cuántas moléculas de CO2 se producen con 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno?

5.       Establezca algunas diferencias y semejanzas entre una ecuación química y una ecuación matemática.
2. CONTEXTUALIZACIÓN: Una ecuación química contiene abundante información acerca de las cantidades de reactivos y productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas, o bien en términos de gramos, moles y litros. Por ejemplo, de acuerdo con la ecuación química que describe la combustión del butano:
2C4H10 (g)       +          13 O2 (g) --------------  8 CO2 (g)           +             10 H2O (l)
Se puede afirmar que 2 moléculas de butano se combinan  con 13 moléculas de oxígeno para formar 8 moléculas de dióxido de carbono y 10 moléculas de agua.

Basándonos en la misma ecuación podemos decir que 2 moles de butano reaccionan con  13 moles de oxígeno para formar 8 moles de dióxido de carbono y 10 moles de agua.

También es posible interpretar la ecuación anterior en términos de gramos, para lo cual basta calcular a cuántos gramos equivale el mol de cada una de las sustancias que participan en la reacción y multiplicar por el número de moles que hay de cada una de ellas. En nuestro caso, 116 gramos de butano reaccionan con 416 gramos de oxígeno para formar 352 gramos de dióxido de carbono y 180 gramos de agua.

De lo anterior se desprende que una ecuación química balanceada, contiene la información necesaria para predecir cuál será la cantidad de reactivo que se necesita para preparar una cierta cantidad de producto, o bien, cuánto producto se obtiene de cierta cantidad de reactivo.

Si se dispone de la ecuación química ajustada, correspondiente a una reacción química, se pueden establecer relaciones entre las cantidades de dos sustancias cualesquiera que intervienen en la reacción y, calcular, a partir de dichas relaciones, la cantidad de una sustancia si se conoce la otra, Estos cálculos reciben el nombre de cálculos estequiométricos.
3. EXPLORACIÓN DIAGNÓSTICA: (Parte B)
Como se vio anteriormente, una ecuación química nos ofrece información cualitativa (reactivos y productos) y cuantitativa, con relación a la cantidad de materia que participa  y la que se produce. Puesto que en una reacción química no se crea ni se destruye la materia, la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. De la misma manera, la carga eléctrica en ambos lados de la ecuación debe ser la misma.

Los cálculos anteriores  requieren saber interpretar  cuantitativamente las ecuaciones en términos de número de moles y gramos. Cuando en las reacciones químicas están involucrados los gases, los cálculos estequiométricos implican la relación de volumen.
Con base en la siguiente ecuación, determine:
4 Fe  + 3 O2 -----------  2 Fe2O3
1.       ¿Es una ecuación estequiométrica?

2.       ¿Cuántas moléculas de oxígeno se requieren para oxidar los 4 átomos de hierro?

3.       Cantidad en gramos de cada reactivo y del producto
 FASE DE INTRODUCCIÓN AL TEMA
4. MARCO DE REFERENCIA: Los cálculos estequiométricos se utilizan para calcular las cantidades proporcionales de las sustancias químicas que participan en una reacción, cuando se conocen la ecuación química balanceada y cantidad de unos de los reactivos o productos.

Se puede hacer usos de los coeficientes numéricos de la ecuación química  balanceada para escribir las relaciones molares de todos los pares de sustancias químicas que participan en la reacción. El número de moles de una sustancia se puede emplear para calcular el número de moles de una segunda sustancia, lo que se representa como sigue:
Moles de A -----------   Moles de B
Para efectuar esta conversión, se multiplica el número de moles de una sustancia dada por la relación molar apropiada para obtener el número de moles de la segunda sustancia. Esta operación de conversión adopta la forma general:

                                                                          Moles de B

                        Moles de A x___________  = ? moles de B                
 Moles de A
Cuando se conoce la masa de cualquier reactivo o productos (gramos de A), secuencia de conversión para establecer la masa de cualquier otra sustancia que participe en la  reacción (gramos de B), se puede escribir como:
Gramos de A---------- Moles de A -----------  Moles de B----------- Gramos B
La serie de conversiones adopta la forma general:
                         Moles de A           Moles de B            Gramos de B

Gramos A X ------------------  X  -----------------  X  --------------------  = ? Gramos de B

                       Gramos de A          Moles de A             Moles de B
Si la cantidad de la primera sustancia se da en moles en ves de gramos, se omite el primer paso de conversión de la secuencia. De manera similar,  si la cantidad final se desea en moles, se omite el paso final de la secuencia. En el caso de los gases que participan en reacciones químicas, las relaciones de sus volúmenes son equivalentes a las relaciones molares (a presión y temperaturas constantes).
El reactivo que se consume por completo en una reacción    se llama reactivo limitante,  el rendimiento teórico es el rendimiento  máximo de producto que se puede obtener de una reacción completa, con base en cálculos estequiométricos. El rendimiento real  es la cantidad del producto deseado que se obtiene en último término cuando se efectúa una reacción. El rendimiento porcentual de una reacción se calcula como sigue:
                         Rendimiento real

                        ------------------------- X 100% = Rendimiento porcentual.        

                        Rendimiento teórico
El calor de reacción, o cambio de entalpía de una reacción, depende de las cantidades de las sustancias que reaccionan. En el caso de una reacción exotérmica, se libera energía calorífica y el  cambio de   entalpía tiene un valor negativo. Si la reacción es endotérmica, se absorbe energía calorífica  y el cambio de entalpía presenta un valor positivo.
No importa si se trata de la manufactura de plásticos, medicamentos, agentes de limpieza o fibras sintéticas, de la producción de metales a partir de sus minerales, de la formación de gases contaminantes en la atmósfera o del metabolismo de los alimentos; todos estos procesos estequiométricos. En ellos y en todos los demás cambios químicos intervienen cantidades definidas de sustancias químicas y cambios específicos de energía. Durante las reacciones químicas no se crea ni se destruye la materia o la energía, lo que permite emplear cálculos estequiométricos para establecer las cantidades específicas que intervienen.
5. DATOS Y HECHOS CLAVES: Consulta los siguientes términos para el refuerzo del marco de referencia: (Parte C)


Electrólisis

Ley de los volúmenes

Reactivo limitante

Entalpía

Relación molar

Rendimiento porcentual

Estequiometría

Reacción endotérmica

Rendimiento real

Hipótesis de Avogadro

Reacción exotérmica

Rendimiento teórico


Organiza con los términos anteriores una sopa de letra
FASE DE ELABORACIÓN
6. NIVEL DE COMPETENCIA INTERPRETATIVO: En este nivel se desarrolla la capacidad para explicar el qué, cómo, cuándo, cuáles de un planteamiento teórico; para dar sentido y significado, interpretar y reconstruir los conceptos de la unidad.

DESEMPEÑO No. 1: Identifica correctamente una ecuación estequiométrica en términos de moles, gramos, números de átomos y moléculas,  de los reactivos y productos    

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS ENTRE REACTIVOS Y PRODUCTOS

Cuando se tiene una reacción química representada mediante una ecuación y a partir de ella se desea conocer algún dato respecto a los reactivos o los productos, se pueden establecer relaciones entre unos y otros a manera de igualdades, que se pueden utilizar en forma de fraccionarios, una vez que la ecuación esté balanceada. Estas relaciones se llaman relaciones  estequiométricas y los fraccionarios, en este caso, se usan como factores de conversión.

FACTORES DE CONVERSIÓN   Las relaciones estequiométricas entre reactivos y productos, se pueden establecer en términos de masa – masa, masa – mol, mol – mol, según las unidades en las cuales lo requiera el cálculo.


RELACIÓN MASA  - MASA Y MASA – MOL Se establece esta relación teniendo en cuenta los siguientes pasos:

         Formular y balancear la ecuación química en forma correcta (teniendo en cuenta que los coeficientes de los reactivos y productos corresponden también al número de moles).

         Calcular las masas moleculares de los reactivos y productos.
A manera de ejemplo analicemos la ecuación que representa la combustión del carbono:
C    +     O2 ------------  CO2

La ecuación muestra que 1 átomo de carbono reacciona con una molécula de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono. Como la masa atómica del carbono es 12 u.m.a (unidades de masa atómica) y la del oxígeno es 16 u.m.a la ecuación, en concordancia con la ley de la conservación de la materia, muestra que: 12 u.m.a de carbono reaccionan con 32 u.m.a de oxígeno para formar 44 u.m.a de dióxido de carbono.

Como las ecuaciones indican las masas relativas de reactivos y productos, es posible escoger unidades de masa más convenientes que la u.m.a. por ejemplo, podemos expresar la masa en toneladas, gramos o kilogramos, puesto que las relaciones estequiométricas seguirán siendo válidas, no importa las unidades utilizadas.
Si se no preguntara sobre este mismo problema, cuántos gramos de dióxido de carbono se producirán al quemar 250 g de carbono, se procede así:
         Utilizamos la ecuación balanceada y las relaciones masa – masa ya encontradas.

         Partimos del dato que se nos proporciona, en este caso 250 g de C.

         Planteamos el factor de conversión, utilizando una igualdad (en este caso, la igualdad es 44 g de CO2 que se producen con 12 g de C) en forma de fraccionario, en el cual aparecerá la unidad que deseamos en el numerador y la que queremos que se anule en le denominador, así:
250 g C x    44 g CO2     =   916,66 g CO2

                                                                          12 g C         

 REACCIÓN

2 C4H10 (g)   +   13 O2 (g)                             8 CO2 (g)   +  10 H2O

 

REACTIVOS

PRODUCTOS

C4H10 (g)

O2 (g)

CO2 (g)

H2O

Moles

2

13

8

10

Gramos

2 * 58 = 116

13 * 32 = 416

8 * 44 = 352

10 * 18 = 180

Masa total

116 +416 = 532 g

352 + 180 = 532 g



RELACIÓN MOL – MOL
Los cálculos estequiométricos nos permiten establecer las relaciones molares entre reactivos y productos. Para aplicar este concepto en una reacción química volvamos al ejemplo de la combustión del carbono cuya ecuación nos indica lo siguiente:
          C                     +                O2    -------------------------------          CO2
1 átomo de C                      1 molécula de O                      1 molécula de CO2   

1 mol de átomos de C       1 mol de moléculas de O       1 mol de moléculas de gas carbónico
Con la ecuación se sabe que:
        Por cada mol de moléculas de oxígeno que reaccionen con 1 mol de átomos de carbonos, se produce 1 mol de moléculas de CO2

       Por cada mol de moléculas de oxígeno se requiere 1 mol de átomos de carbono para reaccionar.

    Por cada 6,023 x 10 23 átomos de carbono se requieren 6,023 x 10 23 moléculas de oxígenos para reaccionar.

    Cuando reaccionan 6,023 x 10 23  átomos de carbono con 6,023 x 10 23 moléculas de oxígeno se producen 6,023 x 10 23 moléculas de dióxido de carbono
Supongamos que en el problemas que estamos tratando se nos pide que calculemos cuántos moles de CO2 se producen al reaccionar 3 moles de C. Usando los factores de conversión, procedemos de la siguiente forma: partimos de la cantidad que se nos proporcionan, 3 moles de C y planteamos un factor de conversión que elimine moles de C e introduzca moles de CO2.
3 moles de C    x     1 mol de CO2  = 3 moles de co2

1 mol de C
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:
         Trabaje individualmente con orden y pulcritud.

         Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

         Dedique tiempo en la casa para repasar el tema propuesto.

         Realice la actividad con creatividad
PROCEDIMIENTO: Identificar es reconocer las características de algo, en este caso  balancea las ecuaciones estequiométricas, que te permitan establecer relaciones en términos de masa, mol, átomos y moléculas. 
ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: No. 1 (Parte D)
1.       Considerando las masas atómicas del carbono (12 u.m.a.) del hidrógeno (1 u.m.a.) y del oxígeno (16 u.m.a.), teniendo en cuenta la reacción de combustión de la gasolina:

C8H18  +  O2 ------------  CO2  +  H2

Calcular:

a.        La cantidad de reactivos en gramo y compárala con la cantidad de productos en gramos (Ley de conservación de la masa).

b.        ¿Cuántas moles de gasolina se quemarán para producir 300 gramos de CO2?

c.        ¿Cuántos gramos de oxígeno se requieren para quemar 3,5 moles de gasolina?

d.        ¿Cuántas libras de H2O se producirán a partir de 25 libras de O2?   

e.        ¿Cuántos litros de agua se producirán al quemar 6,5 kilogramos de gasolina?

2.       La descomposición del HCl por el Al se representa por la siguiente ecuación:

Al (s)   +   HCl (ac) --------------   AlCl3 (ac)      +    H2

a.        ¿Cuántos moles de hidrógeno se producen a partir de 2 moles de HCl?

b.        ¿Cuántos átomos – gramos de Al se requieren para reaccionar con 2 moles de HCl?

3.       La obtención industrial del amoniaco a partir de sus elementos, se representa por la siguiente ecuación:    

       H2    +    N2 ---------------  NH3  

a.        ¿Cuántas moles de amoniaco se obtienen a partir de 9 moles de hidrógeno?

b.        ¿Calcule cuántas moles de hidrógeno se requieren para producir 0,5 moles de amoniaco?

4.       Calcule los gramos de KClO3 que se requieren para producir 9 moles oxígeno. Escriba  y balancee la ecuación.

5.       ¿Cuántos gramos de yoduro de potasio se pueden obtener a partir de 100 gramos de potasio? 
           K +   I2 -------------  KI
DESEMPEÑO No. 2: Diferencia entre: reactivo limitante y reactivo en exceso; rendimiento teórico y rendimiento real; porcentaje de rendimiento y pureza en una reacción química. 

REACTIVO LIMITE Y REACTIVO EN EXCESO
Cuando un reacción  química se lleva a cabo, por lo general un reactivo se puede consumir completamente sin que los demás se hayan acabado.
Al reactivo que se consume totalmente se llama reactivo limitante o reactivo limite; de él depende la cantidad máxima de producto que se forma. Cuando la reacción cesa es porque el reactivo  limite ha reaccionado hasta consumirse por completo. El reactivo que sobra se llama reactivo en exceso o reactivo excedente.
Para determinara cuál es el reactivo limite y cuál es el reactivo en exceso   en una reacción química se procede así: 
         Se balancea la ecuación.

         Se toma las cantidades dadas de reactivos y se hace una comparación, en términos de relación estequiométricas entre ellos, bien sea en moles  o en gramos.

         Se analiza el resultado y se determina cuál reactivo sobra y cuál limita la reacción.
Ejemplo:  El Boro puede obtenerse en forma elemental a partir del óxido de boro y el magnesio, según la ecuación:  

  B2O3   +   3Mg -------------  2B   +  3MgO 
Si se hacen reaccionar 97,44 gramos de B2O3 con 122 gramos de magnesio.

a.        ¿Cuál de los dos reactivos es el limitante?

b.        ¿Que cantidad en gramos queda sin reaccionar?
         Primero calculamos las masas que reaccionarían en forma teórica.

         Planteamos el factor de conversión, comenzando con la cantidad real de unos de los reactivos, por ejemplo con el óxido, lo cual significa que éste  será el reactivo limite. Luego se plantea el factor de conversión con el otro reactivo, en este caso el Mg, lo cual nos da entender que será el reactivo  limite  en exceso.

         Para saber la cantidad en gramo que queda sin reaccionar,  simplemente restamos la cantidad que reacciono de la cantidad inicial.


RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES
La cantidad de producto que se obtiene cuando finaliza una reacción química se llama rendimiento de la reacción. Se expresa en términos  de rendimiento teórico y rendimiento real.
         El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que teóricamente debería obtenerse al reaccionar  todo el reactivo limitante.

         El rendimiento real es la cantidad que se obtiene en la práctica, una vez que se ha separado el producto de la reacción.

         Hay algunas reacciones en las cuales el rendimiento teórico es igual al rendimiento real. En cambio en otras reacciones, el rendimiento real es menor que el teórico.

         El rendimiento teórico se puede relacionar con el rendimiento real por medio de una proporción llamada rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento.

         Que la de los reactivos sea el 100%
 % =   Masa obtenida del producto X 100
             Masa esperada del producto  
Ejemplo:
a.       Calcula el rendimiento teórico de cloruro de sodio que produce la reacción de 20.0 gramos de NaHCO3 con 50 ml  de HCl  6 M, con base en la siguiente ecuación química.
        NaHCO3   +   HCl ----------------------------  NaCl   +   H2O   +   CO2  
b.       ¿Cuál es el rendimiento porcentual si en la práctica se obtuvieron 12,3 gramos de NaCl?
Solución:  Para la parte (a) se requieren los siguientes pasos: calcular el número de moles de cada reactivo.
Moles de NaHCO3  =  20.0 g de NaHCO31 mol NaHCO3  = 0,238   mol de NaHCO3 

                                                                          84 g NaHCO3
Moles   de HCl  =  0.050 L HCl x  6 mol   =  0,300 mol de HCl

                                                       1 litro
Establecer cuál sustancia es el reactivo limitante. De acuerdo con la ecuación química, la reacción consume el mismo número de  moles de NaHCO3 que de HCl, de modo que 0.238 mol NaHCO3 requieren 0.238 mol de HCl. Como se tiene un exceso de HCl (0.300 mol, el NaHCO3 es el reactivo limitante.
Luego utilizamos el número de moles de NaHCO3, que es el reactivo limitante para calcular el rendimiento teórico de NaCl.
0.238 mol de NaCO3,  x     1 mol de NaCl     x     58.5 g NaCl     = 13.9 g NaCl

                                          1 mol de NaHCO3      1 mol de NaCl      Rendimiento teórico
Para hallar el rendimiento porcentual procedemos así:
12.3 g  (rendimiento real)      x 100%  =  88.5 g

13.9 g (rendimiento teórico)
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:
         Trabaje individualmente con orden y pulcritud.

         Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

         Dedique tiempo en la casa para repasar el tema propuesto.

         Realice la actividad con creatividad
PROCEDIMIENTO:  Diferenciar es una extensión de la identificación y la base para la representación mental y la comparación,  tiene dos propósitos fundamentales: identificar variables y utilizarlas para reconocer las características especificas en las que difieren dos o más objetos o situaciones; para esto debes resolver los siguientes problemas.
ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: No. 2 (Parte E)
Desarrolla los siguientes ejercicios en forma individual:
1.       La reacción del aluminio metálico con el bromo, un no metal líquido  es espontánea. Las cantidades de las sustancias que se mezclan  se indican debajo de los reactivos.
                     2 Al   +   3Br2(l) ---------------  2AlBr3  

                     4.00 g       42.g
a.       ¿Qué sustancia es el reactivo limitante?

b.       ¿Cuál es el rendimiento teórico de AlBr3?

c.        Si el rendimiento real es de 32.2 g de AlBr3 ¿Cuál es el rendimiento porcentual?
2.       Calcule el rendimiento teórico de AlCl3 para la reacción de 3 moles de Al en la ecuación:
                       2 Al   +   3Cl2 ----------------  2AlCl3  
3.       Cuando se agrega un trozo de fósforo a bromo líquido, la reacción es espontánea y libera calor. Las cantidades de las sustancias que se mezclan se indica debajo de los reactivos.
                 P4   +   6Br2(l) -----------------  4PBr3 

                5 g        40.5 g
4.       ¿Cuántos mililitros de ácido estomacal (que se puede considerar como HCl  0.100 M),  se consumirán durante la reacción con una tableta antiácida que contiene 500 miligramos de CaCO3.  La reacción produce CO2(g) conforme a la ecuación.
        CaCO3   +   2HCl -------------------------------  CaCl2   +   CO2   +   H2O
5.       El plomo y el ácido sulfihídrico reaccionan  para producir sulfuro de plomo e hidrógeno. Escriba la ecuación balanceada.

¿Cuál es el  rendimiento teórico del PbS al hacer reaccionar 0.4 g de H2S y 2.0 g  Pb?

DESEMPEÑO No. 3: Compara las diferencias y semejanzas entre: fórmula empírica, fórmula molecular, estructural, número atómico, número de masa, peso atómico, peso molecular, tomando como referencia la estructu de un compuesto.
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:

         Trabaje individualmente con orden y pulcritud.

         Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

         Dedique tiempo en la casa para repasar el tema propuesto.

         Realice la actividad con creatividad
PROCEDIMIENTO:  Comparar es dar las diferencias y semejanzas entre objetos o hechos, atendiendo sus características. Para que puedas comparar debes tener un propósito específico general de acuerdo a una variable determinada

 

ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: No. 3 (Parte F)
Resuelve ejercicios y por medio de un organizador gráfico de comparación establece diferencias y semejanzas de los términos anteriores, dando ejemplos de cada uno de ellos.

6.     NIVEL DE COMPETENCIA ARGUMENTATIVO: En este nivel se desarrolla la capacidad para justificar, argumentar, comprobar y responder sobre el por qué y para qué de los conceptos y teorías de la unidad.
 DESEMPEÑO No. 4: Analiza la importancia de las industrias que poseen métodos estandarizados para la producción de compuestos, ¿Qué sucedería si se alteran en exceso las cantidades de un reactante? 

ACTITUDES: Para que  logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:

         Trabaje individualmente con orden y pulcritud.

         Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

         Dedique tiempo en la casa para repasar el tema propuesto.
PROCEDIMIENTO:  Analizar implica la separación de un todo en sus partes, teniendo en cuenta sus cualidades, funciones, usos, relaciones, estructuras y operaciones. 
ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: No. 4
Infórmate por medio de una consulta  porque es importante  el control de calidad en una industria.
DESEMPEÑO No. 5: Sintetiza en la lectura “La fotografía” como proceso químico en la cual se utilizan cantidades exactas de reactivos;  los aspectos más relevantes.
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:
         Trabaje individualmente con orden y pulcritud.

         Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

         Dedique tiempo en la casa para repasar el tema propuesto.

         Realice la actividad con creatividad Y ORIGINALIDAD.
PROCEDIMIENTO:  Sintetizar es el proceso que permite integrar elementos, relaciones, propiedades o partes  para formar entidades o totalidades nuevas y significativas.  


ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: No. 5:    LA FOTOGRAFÍA: La fotografía es un proceso químico en el cual es necesario utilizar cantidades exactas de reactivos para revelar las imágenes que se toman con las cámaras.La fotografía es un procedimiento químico, es decir, para que se realice es necesaria la intervención de la luz. Se basa en la descomposición de dos compuestos químicos formados por plata y bromo o cloro; el bromuro de plata y el cloruro de plata(halogenuros). El  primero es amarillo y el segundo es de color blanco; cuando incide la luz sobre ellos ambos se ennegrecen.

Las películas fotográficas contienen bromuro de plata en suspensión sobre una capa de gelatina. Cuando se iluminan las películas, algunos iones de plata se transforman en átomos de plata. Este método no da lugar a un ennegrecimiento visible, por lo cual hay que someter la película a otro proceso: el revelado.
Durante el revelado se obtiene un negativo en el cual los lugares que han recibido más cantidad de luz son los que aparecen más ennegrecidos.
ORÍGENES DE LA FOTOGRAFÍA:  La invención de la fotografía se remonta al descubrimiento de compuestos detectan y fijan la imagen generada en el interior de una cámara oscura.

En 1800 T. Wedgwood obtuvo imágenes impresas aprovechando esta propiedad, para ello colocaba una pieza de cuero blanco impregnada en solución de nitrato de plata bajo un cristal con dibujos hechos a tinta. La luz formaba en el cuero una imagen negativa, pero como la reacción no se detenía se ennegrecía toda la pieza.

El francés J.N.Niepce, fue probablemente el primero en registrar químicamente la imagen proyectada por la cámara oscura. Tomó la fotografía de un paisaje que, aunque era reconocible tenía poco detalle.

EL DAGUERROTIPO: El primer procedimiento de revelado práctico fue ideado por Louis Daguerre, en 1839 publicó detalles  de su técnica del Daguerrotipo, que empleaba una placa plateada pulida expuesta en una caja a los vapores de yodo hasta conseguir la formación de una capa sensible de yoduro de plata.

Una exposición del yoduro de plata daba lugar a una imagen muy débil que se intensificaba por el tratamiento con vapor de mercurio. La reacción química se detenía por inmersión en solución salina para fijar la imagen.

El daguerrotipo alcanzó una gran popularidad, en pocos años el perfeccionamiento del método y de los objetivos de las cámaras permitió reducir el tiempo necesario para obtener la imagen y fue posible hacer un retrato en sólo 20 segundos.

EL REVELADO EN BLANCO Y NEGRO: El proceso para revelar una película en blanco y negro es el siguiente:

1. La película impresionda por la luz se mete en un líquido revelador. Este convierte en plata metálica todos los cristales de halogenuros afectados por la luz y amplifica millones de veces la imagen.

2. La película se mete en un líquido fijador que transforma los halogenuros restantes no expuestos a la luz en sales de plata, que son solubles.

3. Se realiza un lavado de la película con agua para eliminar las sales solubles.

4. Por último la película se seca al aire.
DESEMPEÑO No. 6: Razona hipotéticamente sobre la forma de relacionar los principios teóricos con los hechos experimentales realizando una práctica de laboratorio.
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:

       Trabaje en forma grupal con orden, responsabilidad, motivación y concentración.

       Lea el texto y escuche atentamente las orientaciones del docente.

       Dedique tiempo en la preparación de la práctica de laboratorio.

       Siga las instrucciones y las normas de seguridad orientadas por el docente. 

PROCEDIMIENTO:  Razonar hipotéticamente consiste en ensayar mentalmente posibles soluciones con el fin de resolver el problema con éxito, es el proceso en cual se realizan  inferencias y predicciones de hechos, a partir de los ya  conocidos y de las leyes que los relacionan.

ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE:No. 6 Realiza una práctica de laboratorio con los conocimientos adquiridos.
SOCIALIZACIÓN: Discuta los resultados obtenidos y desarrolle las siguientes preguntas:
FASE DE SALIDA
7.     NIVEL DE COMPETENCIA PROPOSITIVO: En este nivel se  desarrolla la capacidad para aplicar los conceptos desarrollados en la unidad y para crear, inventar y proponer con ellos.       
DESEMPEÑO No. 7: Planifica su tiempo para continuar desarrollando el proyecto de investigación con responsabilidad,  calidad y compromiso presentando su modelo respectivo.
ACTITUDES: Para que logre el desarrollo del desempeño propuesto es importante que:

       Trabaje con esmero, orden,  pulcritud en la documentación bibliográfica para su proyecto de asignatura.

       Dedique tiempo en la construcción de su modelo para presentarlo en la jornada científica.

       Realice la actividad con creatividad, esfuerzo y dedicación, para obtener buenos resultados. 
PROCEDIMIENTO:  Aplique su saber en un contexto determinado, de creación, de invención entres otras acciones. Para lograrlo debes potenciar procesos  cognitivos como el pensamiento convergente y divergente, que le permita el diseño, aplicando los principios de la Ciencia.
ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE:Prepárate en la presentación de tu proyecto.
9.     AUTOEVALUACIÓN
Contesta las siguientes preguntas con honestidad y conciencia.
Debes ser consciente que solo tú eres dueño de tu proceso de aprendizaje.
         Me siento bien, cumplí con mi deber.

         Lo que  aprendí en este trimestre, ¿me pareció interesante?

         Pienso  que la química es una materia interesante, fundamental para la vida diaria.

AHORA COMPLETA EL SIGUIENTE CUADRO:



DEBILIDADES


FORTALEZAS

ESTRATEGIAS PARA MEJORAR










ASI VA MI PROCESO EVALUATIVO:


Nivel de  Competencia

Desempeño

Como voy

Por qué

Que debo hacer

Interpretativo














Mis notas














Argumentativo















Mis notas















Propositivo















Mis notas
















10. BIBLIOGRAFÍA
CHANG, Raymond. Química, Ed. Mc Graw Hill. 6 Edición
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CARDENAS, Antonio y otros. Química y ambiente 2. Ed. Mc Graw-Hill.
CASTELLANOS T. Miguel A. Fundamentos de Química orgánica. Serie Schaum. Ed. Mc Graw-Hill.
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FERNÁNDEZ R, Myriam y otros. Spin.Química 11. Unidad o proyectos 1, 2 y 3. Editorial voluntad.
GARCIA PEREZ  y otros. Química. Teoría y problemas.Ed. Alfaomega. México.
MONTOYA, POTES. Rafael. Química moderna.

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