Propiedades ORGANOLÉPTICAS INTENSIVAS EXTENSIVAS

Sustancias Color Sabor Viscosidad

Densidad

Volumen Peso

Manjar Café Si Si 20g/cm3 15cm3 21g

Yogurt Rosado Si Si 42/cm3 35cm345g

Petróleo PlomoNo, es toxico

Si 32kg/ft3 35ft3 54kg

Aceite Amarillo Si Si 0,8l/cm3 14cm3 1 l

Mermelada Morada Si Si 42g/cm3 23cm355g

Miel Amarilla Si Si 28g/cm3 25cm3 30g

DEBER

Analizar 3pares de sustancias o materia, realizar un cuadro de doble entrada comparando propiedades organolépticas, propiedades físicas intensivas y extensivas (2 de cada una)

NOMBRE: BRYAN BOZA ALVARADO CURSO: N1N

Escoger 5 productos/sustancia realizar el estudio a través de los sistemas materiales: componentes, fases, interfaces.

Mermelada (mezcla homogénea)

Componentes fases interfaces

Azúcar, Pulpa de durazno Pectina Sorbato de potasio 1 0

yogurt (mezcla homogénea)

Componentes fases interfaces

Leche entera salsa homogenizada de

fruta Azúcar Fibra prebiótica Cultivo lácticos

específicos Cultivos lácticos

probióticos

1 0

fresa (mezcla homogénea)

Componentes fases interfaces

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Lectina y pectina Flavonoides y

minerales Vitamina c taninos

1 0

fresa (mezcla heterogénea)Componentes fases interfaces

mermelada de mora yogurt durazno natural 3 2

Plato de cereales (mezcla heterogénea)

Componentes fases interfaces

leche cereal fresa azúcar

3 0

NOMBRE: BRYAN BOZA ALVARADO CURSO: N1N

FICHA # 1TEMA: Diseña un experimento que permita la separación de agua (10)

Objetivos:

Es realizar una mezcla de sal y arena y luego separaremos los  componentes de la mezclamediante una separación selectiva que consiste en separar dos sólidos disueltos. En el cual uno se disuelve en un líquido y el otro no.

Materiales:

Sal Arena agua vaso papel de filtro embudo

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Procedimiento:

1º Realizamos una mezcla de arena y sal en un vaso. A continuación  nos plantemos como separarlas.

2º Separación de los componentes de la mezcla. En un vaso con arena y sal añadimos agua y removemos. Colocamos el embudo y el papel sobre un vaso. Vertimos el líquido conteniendo la sal y la arena sobre el papel poco a poco.

3º Dejamos evaporar el agua del filtro y el agua con la sal disuelta (o la calentamos para lograr una evaporación más rápida).

Gráfico:

Resultado:

Vemos que mediante el proceso pudimos separar la sal y la arena del agua como lo teníamos objetivo tuvo éxito la separación. La arena está en el papel y la sal en sartén.

Conclusiones:

La sal es soluble en agua mientras que la arena no por ello al filtrarla el arena se queda en el papel de filtro, mientras que la sal atraviesa el filtro junto con el agua.Posteriormente el agua se evapora dejando la sal

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Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Erdberg, Viena, Imperio austrohúngaro, 12 de agosto de 1887 – id., 4 de enero de 1961) fue un físico austríaco, naturalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica. Recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por haber desarrollado la ecuación de Schrödinger. Tras mantener una larga correspondencia con Albert Einstein propuso el experimento mental del gato de Schrödinger que mostraba las paradojas e interrogantes a los que abocaba la física cuántica.

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.

Características del modelo.

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba

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como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.

Adecuación empírica.

El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también predice la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero donde el electrón es descripto mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de mediante la ecuación de Schrödinger. En el modelo de Dirac, se toma en cuenta la contribución del espín del electrón.

Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una confusión ya que no define la estructura completa del átomo. El modelo de Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura electrónica de otros átomos, pero no describe como es el núcleo atómico ni su estabilidad.

Insuficiencias del modelo.

Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:

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1. El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.

2. El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.

3. El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.

Diagrama de Moeller

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La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama

de Moeller.

Para comprender el diagrama, utiliza la siguiente tabla:

s p d f

n =

11s

n =

22s 2p

n =

33s 3p 3d

n =

44s 4p 4d 4f

n =

55s 5p 5d 5f

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n =

66s 6p 6d

n =

77s 7p

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en

forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir

colores):

1

s

2

s

2p

3s

3p

4s

3d 4p

5s

4d 5p

6s

4f 5d 6p

7s

5f 6d

7p

Obtención del diagrama de Moeller:

El Diagrama de Moeller recopila en una tabla una serie de datos que

proporcionan los números cuánticos n (nivel de orbitales), l (Caracterización

del orbital, s, p, d o f), m(orientación del orbital en el espacio), y s (espín,

igual siempre a +1/2 ó -1/2).

Salvo en el caso de s, los valores de todos los números cuánticos se

obtienen a partir del valor de n:

n: NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n), toma valores enteros

positivos {1,2,3,4...}n c Z(+), ya que es el "número del nivel".

l: NÚMERO CUÁNTICO DEL MOMENTO ANGULAR ORBITAL (l), toma todos

los valores enteros desde 0 hasta (n-1) → {0,1,2,...,(n-1)}; n c Z.

Caracteriza el tipo de orbital en función del nivel, n.

m: NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m), toma todos los valores enteros

desde (-l) hasta (+l) (incluidos los extremos) → {(-l),...,0,...,(+l)}n c Z.

Indica la orientación espacial del orbital,cir todas sus características:

n=1 (primer nivel de orbitales):

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l =0 → Esto da orbitales de tipo s (llamados así por la

palabra sharp)

m=0 → Un valor, una orientación, con lo que sólo hay un orbital

tipo s en el nivel 1 (n=1). El orbital es, por lo tanto llamado 1s (se

le añada como prefijo el valor de n). ya que en el

s= +1/2.

n=2 (segundo nivel de orbitales):

l=0,1:

l=0 indica orbitales tipo s, y siempre hay uno porque para

l=0, m sólo tiene un valor, 0 → El orbital es 2s.

l=1 indica orbitales tipo p, y siempre hay 3, tantos como valores

de m ({-1,0,+1}), y hay uno por cada dirección o eje en el

espacio: 2px, 2py y 2pz. Llamados p de la palabra principal.

m: (ya calculado)

s: (se mantiene con sus dos mismos valores, que tienen que ver

con el espín de los electrones, no con los orbitales).

n=3 (tercer nivel de orbitales):

l=0,1,2:

l=0, como ya se calculó, nos da un orbital s→ 3s.

l=1, como ya se calculó, da 3 orbitales p→ 3px, 3py y 3pz.

l=2 indica orbitales d, y hay 5, pues m= -2,-1,0,+1,+2. Reciben

los nombres: 3dz^2, 3dx^2y^2, 3dy^2z^2, 3dxy, 3dyz.

Llamados d de la palabra diffuse.

n=4 (cuarto nivel de orbitales):

l=0,1,2,3:

* l=0 → 4s.

l=1 → 4px, 4py y 4pz.

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l=2 → 4dz^2, 4dx^2y^2, 4dy^2z^2, 4dxy, 4dyz.

l=3 indica orbitales tipo f, y hay 7, pues m = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3,

con lo que hay 7 orbitales 4f. Llamados f de la

palabra fundamental.

Así, y teniendo en cuenta que cada orbital tiene un máximo de 2 electrones,

según el principio de exclusión de Pauli, éstos son los orbitales existentes en

la configuración electrónica de los átomos, recogida de forma más sencilla

en el diagrama de Moeller. Si bien hay más niveles, y, por lo tanto, más

valores posibles para l, no existen en la práctica más tipos de orbitales, ya

que, hasta la fecha, no ha sido descubierto ningún elemento químico cuyos

átomos tengan tan elevado número de electrones como para requerir otro

tipo más de orbital, algo también influido por el orden de llenado de los

orbitales (véase el diagrama de Moeller, más arriba).

DEBER

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13 3

26,98 AlAluminio

9 -1

18,99 FFluor

16 6, ±2,4

32,06 sAzufre

Regla del Octeto

La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera).

La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones.

Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los

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enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.

Por ejemplo tenemos:

Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. Los diferentes colores de electrosfera mostrados en la figura nos ayudan a interpretar lo siguiente:

1 – Átomos de Oxigeno poseen seis electrones en la capa de valencia (anillo externo en la figura)

2 – Para volverse estables precisan contar con ocho electrones. ¿Y como lo logran entonces?

Comparten dos electrones (indicado en la unión de los dos anillos), formando una molécula de gas oxígeno (O2)

La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble).

Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la busqueda de tal estabilidad.

Excepciones a la regla del OctetoBerilio (Be)

Es una excepción a la regla del Octeto porque es capaz de formar compuestos con dos enlaces simples, siendo así, se estabiliza con apenas cuatro electrones en la capa de valencia.

Como el hidrógeno (H) precisa ceder dos electrones para realizar el enlace (H ― Be ― H), el átomo de Berilio (Be) comparte sus electrones y alcanza la estabilidad.

Aluminio (Al)

Es una excepción a la regla del octeto porque alcanza la estabilidad con seis electrones en la capa de valencia. El átomo de aluminio tiende a donar sus electrones y así puede formar tres enlaces simples

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con otros átomos

En este caso, el Aluminio (Al) formó tres enlaces con tres átomos de Fluor (F)Boro (B)

Forma sustancias moleculares con tres enlaces simples.

Fijémonos que el Boro (B) tiene la tendencia de donar sus electrones para los átomos de Flúor (F), este si obedece a la regla del Octeto, necesitando sus ocho electrones en la capa de valencia. Como el Boro cede sus electrones, el Flúor se estabiliza con el Octeto formado

DEBERGRUPO 2 PERIODO 3= 12Mg

GRUPO 1 PERIODO 6= 55Cs

GRUPO 7 PERIODO 5= 43Tc

GRUPO 10 PERIODO 4= 28Ni

GRUPO 14 PERIODO 2= 6C

GRUPO 3 PERIODO 4= 21Sc

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GRUPO 18 PERIODO 1= 2He

GRUPO 17 PERIODO 4= 35Br

GRUPO 15 PERIODO 6= 51Bi

GRUPO 5 PERIODO 6= 83Ta

2) CLASIFICAR LOS SIUIENTES ELEMENTOS EN METALES, NO METALES, Y METALOIDES.

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Metales:

3Li: alcalinos (G1-P2)

26Fe: transición (G8-P4)

38Sr: Alcalinos (G2-P5)

101No: Actínidos (G17-P7)

13Al: Predominio (G13-P3)

48Ce: Actínidos (G4-P6)

No metales:

7N: Nitrogenoides (G15-P2)

34Se: Anfígenos (G16-P4)

35Br: Alógenos (G17-P4)

Metaloides:

32Ge: semimetales (G14-P4)

51Sb: semimetales (G15-P5)

5B: semimetales (G13-P2)

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