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ÁREA DE BIOLOGÍA
GUÍA DE APLICACIÓN
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4. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
5. FLUIDOS
G 4 – IV PERÍODO
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EJES TEMÁTICOS
4.1 Estructura atómica
4.2 Modelos atómicos
4.3 Distribución electrónica
4.4 Números cuánticos
4.5 Tabla periódica
4.6 Concepto de mol y número de
Avogadro
4.7 Composición porcentual
5.1 Características generales de los
fluidos
5.2 La presión en los líquidos
5.3 Presión atmosférica
5.4 Principio de Pascal
5.5 Principio de Arquímedes
 COMPETENCIAS E INDICADORES
DE DESEMPEÑO




Reconocer las propiedades periódicas de los elementos y
su relación con la distribución electrónica.
Analizar los conceptos de masas atómicas, peso atómico,
átomo-gramo, número de Avogadro y mol, y efectuar
cálculos a partir de ellos.
Describir las características de los fluidos, comprendiendo
los conceptos de densidad y presión.
Explicar, mediante experimentación, la importancia de la
flotación de los cuerpos.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA
PERIÓDICA
I. Complete el siguiente cuadro, investigando
las diferentes teorías o modelos atómicos para
cada filósofo o científico, y de acuerdo con su
concepción de la estructura de la materia, haga
un gráfico y determine de acuerdo con sus
conocimientos actuales: su aporte, y cuál es la
deficiencia en su teoría.
II. Conteste las siguientes preguntas:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Establezca la diferencia entre los niveles, subniveles y orbitales en los átomos
¿Cuál es el número máximo de niveles de energía que pueden encontrarse en un átomo?
¿Cuántos subniveles hay en cada uno de los niveles?
¿Qué es configuración electrónica de un elemento? Dé cinco ejemplos.
¿Con base en qué principio o ley se organiza la tabla periódica?
¿Los períodos en la tabla periódica se establecen de acuerdo con qué característica de los átomos de los
elementos?
Los elementos de cada uno de los grupos de la tabla periódica tienen una característica común. ¿Cuál es?
Dibuje un esquema de la tabla periódica e indique en él:
_ ¿Qué zona ocupan los metales? ¿Cuáles son sus características?
_ Y los no metales, ¿Cuál zona ocupan? ¿Qué los diferencia de los metales?
_ ¿Cuáles son los grupos A y cuáles los B?
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CONCEPTO DE MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO
III. Lea el siguiente texto y conteste las siguientes preguntas:
Historia del mol
Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de
Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de
gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas.
Alrededor de 50 años después, un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de Avogradro para
desarrollar un grupo de pesos atómicos para los elementos conocidos, comparando las masas de igual volumen de
gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria austríaco, llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de
una molécula en cierto volumen de aire, en 1865, y con eso desarrolló un estimado para el número de moléculas en un
volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas
indujeron al concepto del mol -a saber, la teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso atómico), hay
un número preciso de átomos- el número de Avogrado.
Masa molar
Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene
precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por
consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o
múltiplos) de los moles:
Ejemplos de la relación mol/ peso usando el Helio, mol del Helio, átomos del Helio, gramos del Helio 1/4 1.505 x 1023
1 g 1/2 3.01 x 1023 2 g 1 6.02 x 1023 4 g 2 1.204 x 1024 8 g 10 6.02 x 1024 40 g
Otros pesos atómicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad
del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento. El peso atómico
de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento y el número total de protones y de neutrones en un
átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el Hidrógeno. Un mol de Hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Un átomo de Hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que
no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un
mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen
aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por
ejemplo, en un mol de Helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones -cuatro gramos de partículas.
1.
2.
3.
4.
¿Por qué surgió la necesidad de utilizar el mol?
¿Cuántos protones y neutrones tiene un mol de Helio, y cómo se obtiene este número?
¿Cuáles fueron las aportaciones de Amadeo Avogadro para desarrollar el concepto de mol?
Relacione las siguientes columnas:
1. Es la suma de las masa atómicas de los elementos que forman la
molécula o compuesto
2. Usó la hipótesis de Avogradro para desarrollar un grupo de pesos
atómicos para los elementos conocidos, comparando las masas de igual
volumen de gas.
3. Desarrolló un estimado para el número de moléculas en un volumen
dado de aire.
(
) Helio
(
) Josef Loschmidt
( ) StanislaoCannizzaro; Amadeo
Avogadro, Josef Loschmidt
4. Indujeron al concepto del mol.
(
) StanislaoCannizzaro
5. Elemento que pesa cuatro veces más que el Hidrógeno.
(
) Masa molar fórmula
5.
En un mol de Helio hay dos moles de protones y dos moles de neutrones -cuatro gramos de partículas.
¿Cuántos protones hay en un mol de Helio?
a.
b.
c.
d.
½ 6.023 x 10^23
6.023 x 10^23
2 (6.023 x 10^23)
4 (6.023 x 10^23)
6.
La masa del compuesto NaCl equivalente a dos moles es:
a.
b.
58.5 g.
35.5 g.
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c.
d.
23 g.
42.5 g.
7.
8.
9.
10.
¿Qué diferencia hay entre masa molecular y masa molar?
¿En qué unidades se expresa la masa molecular y en qué unidades se expresa la masa molar?
¿Cuáles son los factores de conversión para pasar de moles a masa en gramos equivalente?
¿Cuáles son los factores de conversión para pasar de masa en gramos a los moles que contienen dicha
masa?
11. ¿Qué es el volumen molar?
12. ¿Qué son las condiciones normales de presión y temperatura?
13. ¿El concepto de volumen molar sólo se aplica a los gases?
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
IV. Realice los siguientes ejercicios:
1.
Calcúlese la composición porcentual de X, Y, Z, con los resultados analíticos siguientes:
Peso muestra
X 4.37 mg
Y 5.95 mg
Z 4.02 mg
2.
5.
6.
7.
Peso AgCI
7.55 mg
-
(c) C4H8O2
(e) CH4ON2
¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición porcentual es:
(a) 85.6% C, 14.4% H
4.
Peso H2O
2.48 mg
2.39 mg
3.71 mg
¿Cuál es la composición porcentual de:
(a) C3H7CI
(b) C2H6O
3.
Peso CO2
15.02 mg
13.97 mg
9.14 mg
(d) 29.8% C, 6.3% H, 44.0% CI
Un análisis cualitativo de la papaverina, uno de los alcaloides del opio, indicó Carbono, Hidrógeno y
Nitrógeno. Un análisis cuantitativo dio 70.8% Carbono, 6.2% Hidrógeno y 4.1% Nitrógeno. Calcúlese la
fórmula empírica de la papaverina.
La combustión de 6.51 mg de un compuesto dio 20.47 mg de dióxido de Carbono y 8.36 mg de agua. Se le
encontró un peso molecular de 84. Calcúlese: (a) la composición porcentual; (b) la fórmula empírica, y (c) la
fórmula molecular del compuesto.
Un líquido de peso molecular 60 contiene 40.0% Carbono y 6.7% Hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular
del compuesto?
La hormona insulina contiene 3.4% Azufre. (a) ¿Cuál es el peso molecular mínimo de la insulina? (b) El peso
molecular verdadero es 5734: ¿cuántos átomos de azufre se hallan probablemente en cada molécula?
FLUIDOS
V. Conteste las siguientes preguntas:
1. ¿A qué tipo de sustancias llamamos fluidos? ¿Cuáles
son sus características?
2. Explique a qué se refiere la viscosidad de un fluido.
3. Una de las propiedades de los fluidos es su densidad.
¿Qué nos indica?
¿Cómo se mide la densidad de los fluidos?
4. ¿Qué es presión? ¿En qué unidades podemos
medirla? Escriba algunos ejemplos.
5. Defina presión hidrostática, ¿cómo la medimos? Dé
ejemplos.
6. ¿Qué es presión atmosférica? ¿Cómo varía?
7. Explique las propiedades de tensión superficial y
capilaridad de los líquidos.
8. ¿Qué establece el principio de Arquímedes? ¿Cuáles
son las aplicaciones prácticas de este principio?
Explíquelas.
9. Explique el Principio de Pascal y cuáles son sus
aplicaciones.
10. Explique la Ley de Boyle-Mariotte y la Ley de Charles
-Gay Lussac para los gases.
VI. Realice un diseño experimental de:
1. Principio de Pascal
2. Principio de Arquímedes
3. Ley de Boyle
4. Ley de Charles
5. Ley de Gay Lussac
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