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PLAN DE REFUERZO EDUCATIVO
PARA LA RECUPERACIÓN DE MATERIA PENDIENTE Curso 2020-2021
Departamento de Física y Química Materia: Física y Química 3º DE ESO (Pendiente)
Alumno/a: Grupo en el curso 2020-2021: Profesor/a responsable del seguimiento: El alumno se hará responsable de conservar y presentar debidamente este documento para recuperar la materia, así como para informar a su familia. Para superar la materia pendiente el alumno deberá realizar los exámenes y tareas correspondientes a TODOS los criterios de evaluación de la materia según el calendario de recuperación establecido en este PRE
Bloque Criterios de evaluación
Temas Instrumentos Ponderación instrumentos
Ponderación nota final
1.La actividad científica
1, 2, 3, 4, 5 y 6 Tema 1. El método científico, la medida.
Examen y ejercicios del
PRE
Examen (60%) y
ejercicios del PRE (40%)
50% nota final del curso
2.La materia 1, 2 y 3 Tema 2. La naturaleza de la materia 4.La energía 4 y 5
2.La materia
6 y 7 Tema 3. La materia y los elementos
8, 9, 10 y 11
Tema 4. Enlace químico. Formulación y nomenclatura en química inorgánica
3.Los cambios 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 Tema 5. Las reacciones químicas
Examen y ejercicios del PRE
Examen (60%) y
ejercicios del PRE (40%)
50% nota final del curso
4.La energía 1, 2, 3 y 4
Tema 6. Energía, calor y temperatura
5, 6, 7, 8, 9, 10 y 11 Tema 7. La energía eléctrica
Ante cualquier duda el alumno debe recurrir a las tablas de criterios de evaluación entregadas como ANEXO 1 de este PRE.
CALENDARIO DE RECUPERACIÓN Y SEGUIMIENTO DEL ALUMNO 2020-2021
1. ENTREGA DEL PRE AL ALUMNO, FECHA: _______________________________ Observaciones:
El PRE es entregado al alumno en la fecha indicada con el compromiso por su parte de informar a su familia de dicha entrega. Debe traer este PRE, los días y a las horas de los exámenes indicados anteriormente, con todas las firmas pertinentes (firma del alumno y firma de la familia). Firma del profesor: Firma del alumno: Enterada la familia:
1. PRIMERA REVISIÓN DEL PRE, FECHA: Semana del 18 de enero (1ª PARTE) El alumno presenta el PRE con las tareas correspondientes para su seguimiento por el profesor
El alumno realizará el primer examen y entregará la primera tanda de ejercicios, correspondiente a los siguientes temas:
Tema 1. El método científico, la medida. Tema 2. La naturaleza de la materia Tema 3. La materia y los elementos Tema 4. Enlace químico. Formulación y nomenclatura en química inorgánica
Observaciones: Los boletines de ejercicios de cada tema se harán llegar a los alumnos por la plataforma Educaclm (PAPÁS). Estas tareas deberán ser entregadas el mismo día del examen (consultar calendario de pendientes). El examen versaría sobre los cuatro primeros temas de la materia. Este examen incluirá ejercicios de cada uno de los temas y serán similares a los contenidos en los boletines de ejercicios de los mismos. Firma del profesor: Firma del alumno: Enterada la familia:
2. SEGUNDA REVISIÓN DEL PRE, FECHA: Semana del 12 de abril (2ª PARTE) El alumno presenta el PRE con las tareas correspondientes para su seguimiento por el profesor
El alumno realizará el segundo examen y entregará la segunda tanda de ejercicios, correspondiente a los siguientes temas:
Tema 5. Las reacciones químicas Tema 6. Energía, calor y temperatura Tema 7. La energía eléctrica
Observaciones: Los boletines de ejercicios de cada tema se harán llegar a los alumnos por la plataforma Educamosclm (PAPÁS). Estas tareas deberán ser entregadas el mismo día del examen (consultar calendario de pendientes). El examen versaría sobre los tres últimos temas de la materia. Este examen incluirá ejercicios de cada uno de los temas y serán similares a los contenidos en los boletines de ejercicios de los mismos. Firma del profesor: Firma del alumno: Enterada la familia: Calificación de la materia en la evaluación ordinaria 2020-2021: ……………..………….
3. REVISIÓN EXTRAORDINARIA Y ENTREGA DEL PRE, FECHA: (Consultar calendario ev. Extraordinaria) El alumno presenta el PRE y realiza el correspondiente examen.
Se realizará un examen de TODOS los Temas de la materia: TEMA 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. El día y a la hora del examen será la que el centro proponga.
Como apoyo para el estudio de la materia repasarán todas las actividades realizadas durante el curso. Las cuestiones que se plantearán en los exámenes de recuperación, serán similares a las que aparecen en el PRE. Firma del profesor: Firma del alumno: Enterada la familia: IMPORTANTE: Quedarán exentos de este examen global aquellos alumnos que aprueben la primera y la segunda evaluación de la materia de Física y Química de 4º de ESO. Calificación de la materia en la evaluación extraordinaria 2020-2021: ……………..………….
ANEXO I: Materia de Física y Química para 3º ESO
BLOQUE DE CONTENIDOS 1. La actividad científica BLOQUE DE CONTENIDOS 2. La materia
TEMA 1 TEMA 2 TEMA 3
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.Id
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TAREAS PENDIENTES
FÍSICA Y QUÍMICA DE 3º ESO
2
❶ EL MÉTODO CIENTÍFICO, LA MEDIDA
Decimos que una parte del conocimiento humano es una ciencia si aplica el método científico en la elaboración de sus
postulados, leyes y teorías. Este método consiste en:
.Estudiar un fenómeno significa dos cosas: reconocer qué magnitudes intervienen en él y cómo están relacionadas entre sí.
MAGNITUD: propiedad de un cuerpo
que pueda medirse de forma objetiva. El
Sistema Internacional (S.I.) de
unidades establece cuáles son las magnitudes fundamentales y sus unidades de medida (Tabla). El resto son magnitudes derivadas: se expresan en función de las fundamentales (concentración, velocidad, superficie, …
Medir es comparar una cantidad cualquiera de una magnitud
con su unidad correspondiente. El valor de una magnitud se debe expresar siempre con la unidad utilizada. Como las medidas tienen un rango de posibilidades enormes, se usan
múltiplos y submúltiplos y la NOTACIÓN CIENTÍFICA
Cambio de unidades: un factor de conversión es
una relación (un cociente) entre dos cantidades iguales en valor, pero numéricamente distintas, bien porque se refieren a distintas unidades de la misma magnitud o bien porque se refieren a magnitudes diferentes, relacionadas entre sí.
A veces, para conseguir establecer leyes físicas,
se recurre a hacer representaciones gráficas
comparando dos variables:
3
1. Relaciona mediante flechas:
Hipótesis
Problema
Ley
Teoría
Diseño experimental
Posible método a seguir para contrastar hipótesis
Conjunto amplio de contenidos científicos (leyes, hipótesis, modelos…)
Hipótesis contrastada que se puede expresar mediante relación matemática
Algo para lo cual, de entrada, no se conoce la solución
Conjetura respecto a una posible respuesta o solución de un problema
2. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La explicación científica de un hecho es siempre definitiva e inamovible
b) Las hipótesis se elaboran después de haber realizado la experimentación
c) Un proyecto de investigación es un trabajo teórico o práctico que nos permite desarrollar las capacidades de análisis, síntesis, conocimiento, etc y siempre al final del mismo se debe citar la bibliografía utilizada.
d) Una teoría científica es un conjunto de hipótesis interrelacionadas entre si
3. Indica (*) las características de una persona que se consideran magnitudes físicas y por qué:
la simpatía
el peso
La habilidad
La altura
La belleza
La tensión arterial
La cantidad de agua embalsada en el pantano del Atazar en Madrid es de 246 hm3. Identifica: magnitud, cantidad y unidad
4. Completa la tabla indicando si las magnitudes que aparecen en ella son fundamentales o derivadas y su correspondiente unidad en el S.I.:
5. Escribe estas cantidades utilizando la notación científica:
a) 0, 000 000 000 72 Km c) 300.000 Km/s
b) 780, 60 cm d) 0, 004 520 Kg
Realiza las siguientes operaciones y expresa el resultado en notación científica:
6. Corrige los errores que hay en las siguientes expresiones:
Longitud= 50 Cm
T = 400ºK
Fuerza = 24 n
Intensidad = 1,2 A
Volumen = 30 cm2
Tiempo = 58 seg
7. Mide con una regla la longitud de los lados de una caja de zapatos, calcula su volumen y exprésalo en unidades del S.I
8. Transforma las siguientes unidades:
a) A m: 58,2 km; 0,17 dm; 23 cm; 8 hm; 5 mm; 6,3 · 103 km
b) A m2: 400 cm2; 2,83 km2; 7 mm2; 45 hm2; 20 dm2; 4 dam2
c) A m3: 5 hm3; 625 dm3; 8 L; 250 mm3; 33 cL; 0,26 km3
d) A g: 8,7 kg; 5 ng; 72 t; 5,4 cg; 0,62 mg; 420 dag
4
9. Realiza los siguientes cambios de unidades:
a) 300 cm2/min a m2/s d) 28 000 L/h a m3/s
b) 25 W/m2 a kW/km2 e) 750 g/s a t/h
c) 2,85 g/L a kg/m3
10. Expresa en unidades del S.I., utilizando factores de conversión y dando el resultado en notación científica:
a) 90 Km/h h) 0,75 g/cm3
b) 6 · 104 ns i) 15 cm/min
c) 65 dam2 j) 45 min
d) 24 pulgadas k) 30oC
e) 100 yardas l) 5,0 pies
11. Los datos de la tabla recogen la masa de diferentes piezas de corcho.
a) Representa en una gráfica la masa frente al volumen y explica la relación entre ambas magnitudes.
b) Determina la ecuación de la línea de ajuste c) ¿cuál será la masa de una pieza de 60 cm3 de volumen? d) ¿Qué volumen tendrá una pieza de 20 g?
12. A partir de los datos correspondientes a la posición de una moto en diferentes puntos de la recta de aceleración en función del tiempo:
a) Dibuja la gráfica y explica qué relación existe entre las variables b) Determina la ecuación de la línea de ajuste. c) ¿Dónde se encontrará la moto a los 6 s? d) ¿qué tiempo debe transcurrir para que esté a 50 m de la salida?
13. Identifica los siguientes instrumentos de laboratorio Explica brevemente la función de los siete primeros y describe un ejemplo de una experiencia en la que se utilicen al menos dos de esos materiales
Busca las características de esta sustancia habitual en el laboratorio y las precauciones a adotar en su manipulación, basándote en los pictogramas que aparecen en la etiqueta del producto: metanol.
5
❷ LA NATURALEZA DE LA MATERIA
El Universo está formado por materia y energía. La materia ordinaria puede presentarse en tres estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso.
SÓLIDOS: las partículas están fuertemente unidas entre sí, apenas pueden moverse, solo vibran sin abandonar sus posiciones.
LÍQUIDOS: fuerzas de atracción entre partículas menores que en los sólidos y éstas se mueven libremente, pero sin perder el contacto entre ellas.
GASES: las partículas se mueven libremente y al azar, no hay fuerzas de atracción entre ellas y están separadas por grandes distancias aunque eso no evita los choques entre partículas. Las variables que definen el estado de un gas son: presión, volumen y temperatura. La variación en una de ellas hará
cambiar las otras dos. Leyes de los gases:
TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR (TCM) explica el
comportamiento y los estados físicos de la materia.
La materia es discontinua, está formada por partículas muy pequeñas entre las que existe el vacio.
Las partículas están en continuo movimiento. Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de las partículas
Hay fuerzas de atracción (cohesión) entre las partículas que las mantienen unidas. Estas fuerzas disminuyen al aumentar la distancia entre partículas.
Los CAMBIOS DE ESTADO se deben a cambios de presión o Tª.
Mientras se produce un cambio de estado, la energía comunicada se invierte en vencer las fuerzas de atracción entre las partículas y la temperatura permanece constante.
La VAPORIZACIÓN ocurre de dos modos: EVAPORACIÓN (solo afecta a la superficie del líquido y ocurre a cualquier temperatura) EBULLICIÓN (afecta a toda la masa del líquido y ocurre a una temperatura fija, temperatura de ebullición que depende de la presión)
Interpretación de la curva de calentamiento de una sustancia:
❶ Al calentar un sólido, sus partículas ganan energía y vibran con más intensidad, aumentando progresivamente la distancia entre ellas: el sólido se dilata.
❷ Llega un momento en que las partículas pierden sus posiciones fijas, el sólido se funde y las partículas pasan a moverse con mayor libertad.
❸ Si seguimos calentando, las partículas se mueven más rápidamente, aunque no pierdan el contacto entre ellas.
❹ Finalmente vencen las fuerzas de atracción que las mantenían en contacto y el líquido pasa al estado gaseoso.
Libres ya de fuerzas de atracción, las partículas se mueven de forma caótica y chocan entre sí y con las paredes del recipiente. Si seguimos calentando, se moverán más rápido y aumentará tanto la temperatura como la presión en el interior del recipiente.,
6
1. Razona verdadero o falso, y justifica tu respuesta en base a la TCM de la materia:
a) Los sólidos no se pueden comprimir apenas mientras que los gases si son compresibles
b) Sólidos y líquidos tienen forma definida c) Si a temperatura constante se duplica el volumen
de un gas, la presión también se duplica. d) Cuando al encender la calefacción del coche, se
empañan los cristales se produce una sublimación.
2. Ordena de mayor a menor estas temperaturas: - 25ºC; 10ºC, 300K y 40ºF
3. Interpreta los diferentes tramos de la gráfica de calentamiento del mercurio según la TCM, di en qué estado físico se encuentra a 0ºC, a 35ºC y a 400ºC, qué cambios de estado se producen y a qué temperatura ocurren.
4. A partir de la gráfica de enfriamiento de un líquido contenido en un vaso, razone qué afirmación es falsa:
el punto de fusión es de 217ºC
A los 9 min toda la sustancia está sólida
A los 9 min solo hay líquido en el vaso
La T ebullición es inferior a 217ºC
5. Una masa de 2 g de cierto gas ocupa 60 ml a 35ºC. ¿a qué temperatura ocupará un volumen de 30 mL si la presión se mantiene constante? Enuncia la ley que predice el comportamiento del gas
6. En los incendios a menudo se producen explosiones de bombonas de butano en los domicilios o en los depósitos de combustible en los vehículos.
a) ¿qué ley de los gases explicaría estas explosiones? Enúnciala b) Un envase de laca contiene gas a 27ºC y 4 atm. Si se arroja al fuego y alcanza una temperatura de 500ºC ¿explotará
el envase, sabiendo que puede soportar hasta 8 atm de presión?
7. Aplicando la ley de Boyle-Mariotte, completa la tabla:
a) Dibuja la gráfica P-V, colocando presiones en el eje OY y volúmenes en el eje OX
b) Expresa la relación entre las variables en lenguaje científico (enunciado y fórmula matemática)
c) ¿cuánto vale el producto P.V para cada caso de la Tabla? d) ¿a qué presión el gas ocuparía un volumen de 2,5 L?
La masa y el volumen de un cuerpo, considerados separadamente, no permiten determinar de qué sustancia está formado. El cociente entre la masa y el volumen SI,
constituye un dato característico de cada sustancia y se denomina densidad
8. Razona verdadero/falso y corrige las afirmaciones que no sean ciertas:
a) La densidad de una sustancia sólida es menor que en estado líquido. b) La densidad de sólidos y líquidos apenas varía con la temperatura. c) La densidad de los gases aumenta al aumentar la temperatura. d) La densidad del vidrio (2,6 g/cm3) en unidades del S.I sería de 2600 g/L
9. Determina: a) El volumen de 1 lingote de oro de 1,5 Kg. b) La masa de 1500 m3 de aceite de girasol Datos: doro = 19,3 g/cm3; daceite = 830 g/L
10. En un vaso de 120 g de masa se vierten 80 cm3 de alcohol (d= 0,85 Kg/L). Determina la masa del vaso lleno de alcohol.
7
❸ LA MATERIA Y LOS ELEMENTOS
Todo lo que existe en el universo está compuesto de MATERIA. La materia se clasifica en MEZCLAS y SUSTANCIAS PURAS. Las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras son ELEMENTOS y COMPUESTOS (combinación de elementos en una proporción definida). Si reacciona sodio (Na) con cloro (Cl2) se obtendrá solo NaCl y no sustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras.
Técnicas de separación de los componentes de una mezcla:
o FILTRACIÓN: para separar un sólido insoluble de un líquido por el diferente tamaño de sus partículas: agua y arena o DECANTACIÓN: para separar dos líquidos de distinta densidad que no se mezclan: agua y aceite o SEPARACIÓN MAGNÉTICA: retira con un imán un componente: azufre y limaduras de hierro o CRISTALIZACIÓN: para separar un sólido soluble en el seno de un líquido (agua y sal) o CROMATOGRAFÍA: para reconocer sustancias de una disolución no para separarlas, se basa en la diferente velocidad de
difusión de las sustancias sobre un soporte poroso (papel de filtro) o DESTILACIÓN: para separar dos líquidos que se mezclan, en base a su diferente Tebullición
CONCENTRACIÓN de una disolución: cantidad de soluto que hay disuelto en una determinada cantidad de disolvente o de
disolución. Hay varias formas de expresarla:
Según la proporción relativa de soluto y disolvente, diferenciamos entre disolución diluida (la proporción de soluto respecto al disolvente es muy pequeña), concentrada (la relación entre la cantidad de soluto y de disolvente es alta)
Porcentaje en masa
Porcentaje en volumen Concentración en masa
8
1. Clasifica como sustancias puras (elemento/compuesto) o mezclas (homogénea/heterogénea):
sal azufre
vinagre acetona
granito aire
aluminio plata
pizza refresco de cola
2. De los siguientes dibujos indica cuál corresponde a un elemento, a un compuesto y cuál a una mezcla: razona la respuesta
3. Completa las siguientes frases con las palabras que faltan:
a) La ………………………………………… es la técnica utilizada para separar el alcohol del agua.
b) Una disolución es una mezcla ………………………………… de dos o más componentes en proporciones ……………, el que se
halla en menor proporción se denomina ……………………………………………..
c) Para separar partículas sólidas en un aceite usado de cocina, utilizaríamos la técnica de ………………………….
d) En un alcohol de 96º (96% volumen) de uso sanitario, el disolvente es el……………………………………………….
4. Razona verdadero o falso: a) Una cerveza 0,0 contiene un 1% en volumen de alcohol. Al tomar 200 mL de cerveza ingerimos 20 mL de alcohol. b) Una disolución que contiene 10 g de sal en 100 mL de agua es más concentrada que otra que se prepara disolviendo 5
g de sal en 20 mL de agua. c) Para conseguir 3 g de soluto a partir de una disolución de concentración 5 mg/mL, hemos de tomar 60 mL de ésta. d) Una disolución que contiene 5 g de soluto en 500 mL de disolución tiene una densidad de 10 g/L
5. Se prepara una disolución con 10 g de cloruro de sodio y 15 g de cloruro de potasio en 475 g de agua. Distingue entre soluto y disolvente y halla el % en masa de cada componente en la disolución obtenida.
6. El suero fisiológico que a menudo se utiliza para la descongestión nasal, es una disolución al 0,9% en masa de sal en agua y tiene una densidad de 1,005 g/mL. Calcula la cantidad de sal necesaria para preparar 2,5 L de suero fisiológico.
7. En los análisis, se indica como valor normal de la glucosa en sangre el correspondiente al intervalo entre 70 a 105 mg/L. Si
en una muestra se encuentran 2 mg de glucosa en 20 mL de sangre, ¿estará dentro del intervalo normal? expresa la concentración en g/L
8. ¿Cuántos gramos de sal se necesitarían para preparar 250 mL de disolución de concentración 50 g/L?
9. El bronce es una aleación que contiene aproximadamente el 88% de cobre y el 12% de estaño. a) ¿Qué tipo de sistema material es el bronce? b) Determina qué sustancia es el soluto y cuál el disolvente y
calcula qué cantidad de estaño se necesita para fabricar una estatua de bronce cuya masa es de 54 kg.
10. Preparamos una disolución mezclando 20 g de cloruro de calcio en 200 mL de agua. La densidad de la disolución resultante es 1,13 g/mL. Halla la concentración expresada en % en masa y en g/L.
9
EL ÁTOMO
Es la porción más pequeña de la materia. Demócrito, creía que todos los elementos deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De hecho están formados por partículas.
Hacia 1803, DALTON propuso su Teoría atómica:
- Toda la materia está formada por átomos - Los elementos están formados por un solo tipo de átomos - Los compuestos resultan de la unión de átomos de
diferentes elementos en una proporción fija
MODELOS ATÓMICOS
THOMSON: átomo es una esfera maciza de carga con electrones incrustados, como pasas en un pastel y en nº suficiente para neutralizar la carga .
RUTHERFORD: En el átomo hay una parte central, el NÚCLEO: muy pequeño, (unas cien mil veces menor que el átomo) que contiene protones y neutrones y la CORTEZA: que ocupa casi todo el volumen del átomo donde están los electrones girando alrededor del núcleo.
BHOR: los electrones giran en determinadas órbitas circulares alrededor del núcleo pudiendo saltar de otra, absorbiendo o emitiendo energía.
Modelo ACTUAL: Los electrones no describen órbitas definidas en torno al núcleo sino que ocupan orbitales, agrupados en niveles de energía. Tipos de orbitales (s, p, d y f): en los (s) solo caben 2 electrones, en los (p): 6 e-, en los (d) 10, etc.
IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
Hay más de un centenar de átomos distintos, tantos como elementos. Para identificar un átomo utilizamos el número atómico.
Z = Número atómico = número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro. A = Número másico = nº de protones nº de neutrones del núcleo.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: distribución de los
electrones de un átomo en los diferentes orbitales.
El último nivel ocupado = capa de valencia. Los electrones que contiene, electrones de valencia, determinan el comportamiento químico del elemento.
IONES: átomos con defecto o exceso de electrones. Hay iones (cationes) y negativos (aniones)
ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento con igual número atómico y distinto número másico,
es decir que son átomos de un mismo elemento que solo se diferencian en el nº de neutrones.
MASA ATÓMICA: La masa de un átomo es muy pequeña y se
mide en unidades de masa atómica (u)
1u=doceava parte de la masa de 1 átomo de 12C = 1,66 .10-27 Kg. La masa atómica de un elemento es la media ponderada, según las abundancias en la naturaleza, de las masas de sus isótopos y es la que figura en la Tabla periódica.
Tantos elementos distintos, es fácil hacerse un lio. Por eso se
disponen en la Tabla periódica en orden creciente de número
atómico, en 18 grupos (columnas) y siete periodos (filas). - Los elementos de un grupo, tienen la misma configuración
electrónica externa, y por ello propiedades semejantes. - Los elementos que tienen el mismo número de capas
electrónicas, se sitúan en un mismo período.
10
11. Asocia cada una de estas afirmaciones con el modelo correspondiente: Bohr, Dalton, Thomson, Rutherford.
a) El átomo es una esfera maciza. b) Los electrones giran en torno al núcleo en ciertas órbitas permitidas. c) Descubre el núcleo muy pequeño en comparación con el átomo. d) Los átomos son partículas invisibles e indivisibles.
12. Señala si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:
Según Dalton los compuestos como el agua, resultan de la unión de átomos de diferentes elementos.
El número atómico representa el número de electrones que tiene un átomo en el núcleo.
Un ion se forma cuando un átomo pierde o gana protones.
La carga del protón es la misma que la del electrón, pero de signo contrario.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que solo se diferencian en el número de protones
13. Completa la tabla:
Nombre símbolo Z A p e n carga Configuración electrónica
35
17 Cl
Litio 7 0 1s2 2s1
Ca 20 20
Fe 26 30
Sulfuro(2-) S2- 32 16
aluminio(3+) 13 14 3+
a) ¿qué elementos de los que aparecen en la tabla anterior, son metales?
b) ¿cómo conseguiría el flúor la configuración estable de gas noble?
14. Completa las columnas de la tabla, ¿presentan alguna semejanza entre sí estos elementos? ¿a qué grupo pertenecen y qué nombre recibe?
15. Responde a las preguntas: a) ¿cómo están ordenados los elementos en la tabla periódica actual?
b) ¿cuántos elementos hay en el segundo período? ¿Por qué?
c) En qué grupo y período se halla el elemento cuya configuración electrónica es 1s2 2s22p6
16. Busca el elemento con Z=12 en la tabla periódica. a) ¿Cuál es su nombre? Indica a qué grupo y período pertenece b) Cita dos elementos que tengan unas propiedades químicas similares a éste. c) ¿cuál es el ion más estable que formará este elemento?
17. La bioquímica estudia las reacciones y los procesos que ocurren en los seres vivos. Los BIOELEMENTOS son los elementos químicos que forman la materia viva. Los más abundantes y que constituyen más del 99% de los seres vivos son:
a) Coloca estos bioelementos en la tabla periódica. b) ¿Cuáles de ellos son metales alcalinos y cuáles no
metales?
c) Los oligoelementos, están en menor proporción (0,1%)
pero son indispensables para todos los seres vivos:
d) ¿cuáles de los oligoelementos son metales de transición?
11
❹ ENLACE QUÍMICO
¿Por qué se unen los átomos? Los átomos de los gases nobles son muy estables; aparecen en la naturaleza sin enlazarse con otros átomos, debido a que tienen su capa de valencia completa con 8 e-. Los demás átomos quieren ser así de estables, y para lograrlo deben perder o ganar e- de sus capas más externas. Los átomos se unen con otros para lograr la
configuración estable de los gases nobles. Así forman un enlace: unión entre
átomos de forma estable para formar una sustancia química.
Las propiedades de una sustancia están condicionadas en gran medida por el tipo de enlace:
Enlace Iónico: Se produce por transferencia de e- del átomo del metal al del no metal. Se forman iones y
– que se atraen y se
agrupan formando redes cristalinas, un cristal iónico.
Enlace Covalente: Se forma entre átomos no metálicos por compartición de e- para completar sus capas de valencia. Puede ser sencillo, doble o triple según compartan uno dos o tres pares de e-. La mayoría de las sustancias covalentes son moleculares (O2, H2O, NH3) y solo unas pocas están formada por átomos (cristales covalentes): el diamante, el grafito y la sílice (SiO2).
Enlace Metálico: Los metales tienen pocos e- de valencia. Sus cristales están formados por cationes, átomos a los que les faltan uno o más e- y los electrones desprendidos por todos éstos, que forman parte de un fondo común, una nube electrónica que rodea a los iones y los mantiene unidos.
CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL
No hay una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo. Por ello los químicos idearon el concepto de masa relativa y crearon una escala adoptando como unidad de referencia, unidad de masa atómica u la doceava parte de la masa del átomo de C-12.
Para facilitar los cálculos medimos la masa de gran cantidad de átomos. 14 g, no es la masa de un átomo de N, es la masa de un nº muy grande de átomos, que es siempre el mismo:
602.000. 000.000. 000.000. 000.000 = 6,02 x 1023
Realmente un número muy grande, con nombre propio, NÚMERO DE AVOGADRO.
En 1 docena siempre hay un nº fijo de unidades, sean huevos, manzanas o pelotas, siempre hay 12 huevos, 12 manzanas, 12 pelotas o 12 pasteles.
En Química se utiliza una unidad de cantidad similar a la docena, el MOL
12
En 1 mol siempre hay un número fijo de unidades, exactamente 6,02·1023, el número de Avogadro (NA), un número realmente grande, un número 100 billones de veces mayor que el número de habitantes de nuestro planeta
► 1 mol de un elemento tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa atómica en “u”
► 1 mol de un compuesto tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa molecular en “u”
Dióxido de carbono
Está formado por moléculas de CO2 1 mol de moléculas de CO2 tiene una masa de 12 + 16·2 = 44
g La masa molar del CO2 es 44 g/mol En 44 g de CO2 hay 6,02·1023 moléculas de CO2 es decir
6,02·1023 átomos de C, y 2 · 6,02·1023 átomos de O
1. a) Identifica las siguientes sustancias como elementos o compuestos:
Dióxido de carbono (CO2)
Carbono (C)
Oxígeno (O2)
Agua oxigenada (H2O2)
Agua (H2O)
Tetracloruro de carbono (CCl4)
Hierro (Fe)
Oro (Au)
b) ¿Qué información se extrae de la fórmula de un compuesto molecular como el metano (CH4)?
c) La siguiente configuración electrónica corresponde a un alcalinotérreo: 1s2 2s22p6 3s2 ¿de qué elemento se trata? ¿cumplirá la regla del octeto ganando o perdiendo electrones? ¿a qué ion dará lugar?
2. A partir de los diagramas que indican electrones de valencia de tres átomos: a) Indica a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno b) ¿qué tipo de compuesto cabe esperar que formen los elementos A y C? ¿cuál será la fórmula de ese compuesto? c) ¿qué tipo de compuesto cabe esperar que formen los elementos B y C? ¿cuál será la fórmula de ese compuesto? d) ¿cómo se produciría el enlace entre dos átomos de C para formar la molécula C2?
3. Razona Verdadero o Falso y corrige las afirmaciones que sean incorrectas:
a) Siempre que se habla de un cristal se hace referencia a un compuesto iónico. b) Los compuestos iónicos conducen la electricidad en estado sólido. c) Los átomos de hidrógeno (H2) se agrupan para formar un cristal covalente. d) El diamante es una red tridimensional en la que todos los átomos de carbono se
encuentran unidos mediante enlace covalente. e) Los elementos del grupo 18 son gases que se combinan fácilmente con otros elementos.
4. Indica el tipo de enlace de las sustancias:
Óxido de aluminio - azúcar - diamante - cobre
Lee las siguientes frases y coloca junto a cada una la sustancia que corresponda:
Sustancia sólida muy blanda formada por moléculas
Soluble en agua y buen conductor eléctrico en disolución acuosa o fundida
Sustancia sólidas, dura pero frágil
Sólido con un punto de fusión muy alto, insoluble en agua y no conductor.
Sustancia sólida con alto punto de fusión y buen conductor de la electricidad en estado sólido.
Sustancia dúctil y maleable que presenta un brillo característico.
5. La tabla recoge características de las sustancias A, B y C
a) Describe las propiedades de estas tres sustancias e identifica el tipo de enlace en cada una de ellas.
b) Las sustancias NaBr (s) Cl2 (g) y Ca (s) cumplen las condiciones descritas para A, B y C ¿cuál es cada una?
13
6. Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias:
a) óxido de hierro(III) Fe2O3
b) cloruro de calcio CaCl2
Datos: masas atómicas (u) Fe=56; O=16; Ca=40; Cl=35,5
7. Un frasco contiene 230 g de glicerina C3H8O3 ¿cuántos moles de glicerina hay en ese recipiente? ¿cuántas moléculas contiene? Datos: masas atómicas (u) Cl= 35,5; Ca=40; NA =6,02·1023
8. El plomo es un elemento químico tóxico para los organismos vivos. Se calcula que más de 60.000 aves mueren anualmente en España como consecuencia de haber ingerido perdigones de plomo confundiéndolos con semillas. En 0,22 moles de plomo, ¿cuántos átomos de plomo hay? ¿Cuál es su masa expresada en gramos? Datos: masa atómica Pb=207; NA = 6,02·1023
9. Determina donde hay más átomos: a) en 0,5 mol de nitrógeno N2 b) en 3,01·1023 moléculas de amoniaco NH3 c) en 186 g de fósforo P4 Datos: masas atómicas N=14; H=1; P=31; NA = 6,02·1023
10. La industria química en el sector de la alimentación, ha contribuido a mejorar nuestra calidad de vida, permitiendo elaborar o descubrir en la naturaleza sustancias con propiedades edulcorantes, espesantes, conservantes, etc. Un ejemplo de ellos es la sacarina o el aspartamo, dos sustancias que se emplean para endulzar (edulcorantes).
Fíjate en la molécula de sacarina C7H5NO3S y compárala con la de la sacarosa, el azúcar de mesa: C12H22O11. a) Calcula la masa molecular de ambas sustancias. b) Supón que un azucarero contiene 150 g de sacarosa. Calcula el número de moles que hay en el azucarero. c) Sin hacer ningún tipo de cálculo, deduce si habría más moléculas en el azucarero suponiendo que contiene 150 g de
sacarina. Justifica la respuesta Datos: masas atómicas (u) C=12; H=1; O=16; N=14; S=32
FORMULACIÓN INORGÁNICA
Los compuestos químicos resultan de la unión de átomos de diferentes elementos en una proporción fija. Una fórmula consta de letras que simbolizan los átomos que forman el compuesto y números escritos como subíndices, que indican el nº de átomos de un elemento que interviene en una molécula del compuesto.
El número de oxidación representa la carga aparente de un átomo cuando se combina con otros para formar una
molécula, los electrones cedidos o ganados por ese átomo. Reglas para determinar nº de oxidación (n.o.): El n.o. de elementos en su estado natural es 0
El n.o. del oxígeno es -2 salvo con el F que es +2.
El n.o. del H es +1 cuando está unido a con átomos no metálicos y -1 cuando está con metales. El Flúor tiene nº de oxidación -1 en todos sus compuestos.
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NORMAS PARA ESCRIBIR LAS FÓRMULAS
En la fórmula de un compuesto se escriben juntos los símbolos de los átomos, números en posición subíndice: Ej: Fe2O3, sustancia que contiene hierro y oxígeno en proporción 2:3.
- Cuando un subíndice afecta a más de un átomo se utilizan paréntesis. Ej: Fe(OH)2
- Si se trata de un ion se escribe primero el número (carga) y luego el signo (“+” o “-”).
- Para formular, el elemento, de los dos, que aparezca en último lugar, siguiendo el camino trazado, es el que primero se escribe.
NORMAS PARA ESCRIBIR LOS NOMBRES DE LAS SUSTANCIAS: Sistemas de
nomenclatura:
A) COMPOSICIÓN: Está basada en la composición: informa sobre los átomos que componen la sustancia y en qué proporción están,
proporción que se puede indicar de dos maneras distintas:
Mediante prefijos multiplicadores (mono, di, tri, …). El “mono” no es necesario si no existe ambigüedad. No se pueden eliminar
letras, no se puede decir pentóxido, si pentaóxido. Fe2O3 trióxido de dihierro
Mediante número de oxidación(n.o), escrito entre paréntesis, en números romanos, al lado del nombre del elemento, sin espacio.
Cuando el elemento tiene un único estado de oxidación no se indica en el nombre del compuesto. Fe2O3 óxido de hierro(III)
B) SUSTITUCIÓN: se utiliza en hidruros no metálicos. NH3 = azano; CH4 = metano; H2O = oxidano. La IUPAC sigue aceptando, como no
podía ser de otro modo, los nombres de amoniaco para el NH3 y agua para el H2O.
En la medida de que el nombre describe a un compuesto de forma inequívoca, el nombre es correcto.
NORMAS PARA NOMBRAR SUSTANCIAS E IONES SIMPLES.
- los metales se nombran igual que el elemento que los compone: Ag=plata
- los gases monoatómicos se nombran como el elemento: He= helio
- las moléculas homonucleares: se nombran con el prefijo numeral que proceda: N2=dinitrógeno, O2= dioxígeno P4 = tetrafósforo.
- ANION ion (-) se nombra con el sufijo –uro quitando del nombre del átomo la última vocal,
salvo el del oxígeno, que se llama óxido. Si no hay ambigüedad puede omitirse el nº de carga
- CATION ion (+) se escribe nombre del elemento y entre paréntesis el nº de carga SIEMPRE.
COMPUESTOS BINARIOS
Formados por dos tipos de átomos. Para escribir la fórmula, a partir del nombre de composición los subíndices coinciden con los prefijos de cantidad, pero si se utilizan nº de oxidación, los subíndices de cada elemento, deben calcularse.
A. Nomenclatura de composición: lee la fórmula de derecha a izquierda e indica la proporción entre átomos:
mediante prefijos multiplicadores: nombre de elemento de la derecha –uro (salvo el O que se nombra como óxido) + de + nombre del elemento de la izquierda.
mediante el nº de oxidación: la misma secuencia, pero colocando al final del nombre entre paréntesis y en nº romanos el número de oxidación del elemento escrito a la izquierda.
o Cuando los elementos tienen un único estado de oxidación, NO se indica en el nombre del compuesto. CaO: óxido de calcio
o Combinaciones binarias del O con elementos del grupo 17, el O se escribe a la izquierda de la fórmula: OCl2 dicloruro de oxígeno
o HIDRUROS: el H actúa con n.o (-1) si se combina con metales y
elementos de los grupos 13, 14 y 15, mientras que si se combina con no metales de los grupos 16 y 17 actúa con n.o (+1); en disolución acuosa son los ácidos HIDRÁCIDOS y se nombran con la palabra ácido + nombre del elemento terminado en –hídrico.
o SALES BINARIAS: combinaciones de un metal y un no metal. Se nombra primero el no metal acabado en –uro y a continuación el
metal usando prefijos de cantidad o el nº de oxidación del metal. CuI2: yoduro de cobre(II) o diyoduro de cobre
B. Nomenclatura de sustitución: Los hidruros de los grupos 13 al 17, reciben nombres específicos
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Formular y/o nombrar:
Fórmula Nombre de composición con prefijos Nombre de composición con nº de oxidación/sustitución …
CuO
dihidruro de níquel
óxido de azufre(VI)
NH3
óxido de mercurio(I)
cloruro de magnesio
HBr
disulfuro de plomo
óxido de fósforo(V)
yoduro de sodio
Hidruro de estaño(IV)
O7C 2
ZnH2
metano
K2O
cloruro de litio
AI3
trihidruro de boro
ácido clorhídrico
sulfuro de aluminio
Fe2O3
óxido de oro(III)
borano
bromuro de níquel(III)
SnO2
Óxido de calcio
PtH4
yoduro de plomo(II)
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❺ LAS REACCIONES QUÍMICAS
La materia sufre transformaciones, que pueden ser de dos tipos según los resultados que se obtengan:
CAMBIOS FÍSICOS: procesos en los que la naturaleza de la materia NO varía
CAMBIOS QUÍMICOS: procesos en los que desaparecen unas sustancias y aparecen otras nuevas.
Las reacciones químicas, se caracterizan por tres aspectos que las diferencian de los procesos físicos:
Las sustancias iniciales se transforman en otras de distinta naturaleza
En una reacción se produce un intercambio de energía con el exterior, en forma de calor que se absorbe, o se desprende. En las reacciones de combustión una sustancia (combustible) reacciona con otra (comburente) y se desprende energía.
Los cambios químicos, son difíciles de invertir.
Una reacción química es una recombinación de átomos para formar moléculas nuevas.
Según la LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (La
masa de los reactivos es igual a la masa de los productos) el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo antes y después de la reacción.
La reacción ha de estar AJUSTADA: ha de tener en ambos miembros el mismo nº de átomos de cada elemento. Para ello se
colocan NÚMEROS (coeficientes) delante de las fórmulas de los compuestos. Es consecuencia de la conservación de la masa.
IMPORTANTE: NO PODEMOS MODIFICAR UNA FÓRMULA para ajustar una
ecuación. Si se modifica una fórmula ya no se trataría de la misma sustancia química. La parte de la Química que estudia los cálculos numéricos cuantitativos relativos a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química es la
ESTEQUIOMETRÍA.
Los números que van delante de las fórmulas indican la proporción en la que intervienen las moléculas de reactivos y productos en una reacción. Los cálculos estequiométricos se hacen para conocer con precisión las cantidades de las sustancias que participan en la reacción.
M (CH4)=12+1·4=16 u M (O2)=16·2=32 u M (CO2)=12+16·2=44 u M (H2 O)=1·2+16=18 u
Las ecuaciones químicas nos permiten calcular, a partir de una cantidad conocida de algún reactivo o producto que interviene en la reacción, la cantidad del resto de las sustancias.
Ejemplo: El hierro se oxida en contacto con el oxígeno para formar óxido de hierro(III). Si tenemos 5 g de limaduras de hierro y dejamos que se oxiden completamente ¿cuántos gramos de óxido de hierro(III) se formarán? Datos: masas atómicas (u) Fe=55,8; O=16
❶ Escribir la reacción: Fe (s) + O2 (g) Fe2O3 (s)
❷ Ajustar la ecuación: 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)
❸ masas molares: M (Fe2O3) = 55,8 · 2 + 16 · 3= 159,6 g/mol M (Fe) = 55,8 g/mol
❹ CÁLCULOS:
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1. ¿cuáles son las características de un cambio químico?
2. Indica si los siguientes procesos son físicos (F) o químicos (Q):
Un imán atrae un trozo de hierro
Fabricación de un yogur
Fusión de estaño en la soldadura
oxidación de un clavo a la intemperie
cortar una cartulina con unas tijeras
Encender un mechero
Pelar y trocear una manzana
Hinchar un neumático
3. Expresa el significado de las siguientes ecuaciones químicas:
a) S (s) + H2 (g) H2S (g) b) HgO (s) Hg (l) + O2 (g)
4. Ajusta las siguientes reacciones químicas:
BaCl2 (ac) + H2SO4 (ac) BaSO4 (ac) + HCl (ac)
PbO (s) + C (s) CO2 (g) + Pb (s)
KClO3 (s) KCl (s) + O2 (g)
C2H2 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)
CO (g) + O2 (g) CO2 (g)
K (s) + H2O (l) KOH (ac) + H2 (g)
5. Escribe las ecuaciones químicas que se describen y ajústalas: a) El gas butano (C4H10) arde con el oxígeno del aire formando dióxido de carbono y vapor de agua b) El zinc reacciona con el ácido clorhídrico originando dicloruro de zinc e hidrógeno gaseoso
6. Aplica la ley de conservación de la masa y completa la siguiente tabla:
7. Cuando 4 g de hidrógeno gas (H2) reaccionan con la cantidad suficiente de oxígeno (O2) gas, se obtienen 36 g de agua líquida.
a) Escribe la ecuación ajustada y determina qué cantidad de O2 habrá reaccionado. b) Enuncia la ley en la que te basas para resolver este ejercicio.
8. En la combustión del propano: C3H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)
a) Ajusta la ecuación. b) Halla la cantidad de CO2 que se obtendría a partir de 220 g de propano c) ¿qué cantidad de oxígeno se necesitaría para que reaccionen los 220 g de propano? Masas atómicas (u): C=12; H=1; O=16.
9. El magnesio se combina con el ácido clorhídrico según: Mg (s) + HCl (ac) MgCl2 (ac) + H2 (g)
a) Ajusta la reacción y calcula cuántos gramos de ácido reaccionan con 6 g de Mg. b) Halla la masa de H2 y de cloruro de magnesio que se obtiene. masas atómicas (u) Mg= 24 ; H=1; Cl=35,5
10. En la reacción del dióxido de silicio (SiO2) con carbono (C), se obtiene carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono (CO) a) Escribe la ecuación de la reacción y ajústala b) A partir de 2,5 mol de SiO2 ¿qué cantidad en mol de monóxido de carbono se obtiene? c) ¿cuántos gramos de carbono reaccionan? d) ¿qué masa de carburo de silicio se obtiene? Datos: masas atómicas (u): C=12; O=16; Si=28
Energía, calor y temperatura
• LA ENERGÍA:
• TIPOS DE ENERGÍA:
• CALOR Y TEMPERATURA:
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1. Explica estos conceptos: energía, calor, trabajo.
2. Explica si en los siguientes cambios se ha transferido energía mediante calor o mediante
trabajo. a) Una piedra que cae
b) Un cubito de hielo se funde.
c) Un coche frena
d) Empujamos el carrito de la compra
e) Una estufa calienta la habitación.
3. Explica las tres formas de transmisión del calor.
4. a) ¿Por qué se colocan los radiadores de calefacción en la parte baja de la pared, y los
aparatos de aire acondicionado cerca del techo? b) ¿Existe alguna forma de transmisión de calor que pueda hacerse a través del vacío?
¿cuál?
c) ¿Por qué las sartenes tienen mangos de plástico o madera?
d) ¿Cómo llega la energía del Sol hasta la Tierra?
5. ¿Cuándo podemos decir que un sistema físico posee energía cinética? ¿Qué datos
necesitarías para calcular la energía cinética de dicho sistema?
6. ¿Qué condición debe cumplir un sistema para poder afirmar que posee energía potencial?
¿Cómo se calcula la energía potencial de un sistema?
7. Un coche de 800 kg de masa circula por una carretera a una velocidad 30 m/s. ¿Cuál es su
energía cinética?
8. Una grúa eleva u na carga de 200 kg a una altura de 10 m. ¿Cuál será la energía potencial
de la carga en ese punto?
9. Contesta estas cuestiones: a) ¿Qué ocurre con la energía cinética si aumenta la masa del
sistema? ¿Y si aumenta la altura a la que se encuentra sobre el suelo? b) ¿Puede un sistema
tener al mismo tiempo energía cinética y energía potencial? Si es así, indica algún ejemplo
en el que ocurra esto.
10. Calcula el valor de la energía cinética y de la energía potencial de un águila de 3 kg de masa
que planea a una altura de 60 m sobre el suelo, volando a una velocidad de 2 m/s. ¿Cuánto
vale su energía mecánica?
11. Calcula la energía mecánica de un avión de aeromodelismo que tiene una masa de 2 kg,
que vuela a una velocidad de 6 m/s y a una altura de 4 m sobre el suelo.
La energía eléctrica
• TRANSFORMACIONES DE ENEREGÍA:
• FUENTES DE ENERGÍA:
1. Explica qué transformaciones de energía ocurren en cada situación (recuerda que tienes
que indicar qué cuerpo gana energía y de qué tipo, y qué cuerpo pierde energía y de qué
tipo). a) Calentamos agua en una cocina eléctrica.
b) Encendemos el ventilador
c) Vamos en bicicleta y la dinamo hace que se encienda la bombilla.
d) La fotosíntesis de las plantas.
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e) María ha desayunado bien.
f) Un día de frío, nos frotamos las manos para entrar en calor.
g) Una central eléctrica de carbón.
h) Una central hidroeléctrica
i) Un panel solar fotovoltaico
j) Un coche frena hasta que se para.
2. Pon ejemplos de aparatos u objetos en los que se produzcan estas transformaciones: a) Energía eléctrica → Energía cinética
b) Energía eléctrica → Energía interna (térmica)
c) Energía eléctrica → Energía luminosa
d) Energía cinética → Energía mecánica gravitatoria
e) Energía elástica → Energía cinética
f) Energía cinética → Energía eléctrica
g) Energía luminosa → Energía eléctrica
h) Energía química → Energía luminosa
3. a) ¿Qué ventajas posee la energía eléctrica? b) ¿Cómo se llama el aparato que transforma en energía eléctrica otros tipos de energía?
Explica brevemente en qué consiste y su su funcionamiento.
c) Explica el significado de esta frase: "La energía se conserva pero se degrada"
4. Indica si estas fuentes de energía son renovables o no renovables. Nuclear, carbón, solar,
hidroeléctrica, petróleo, geotérmica, eólica, gas natural, mareomotriz, biomasa.
5. a) Inconvenientes de la energía nuclear. b) Inconvenientes de los combustibles fósiles
6. ¿Qué es una fuente de energía? Cita fuentes de energía. ¿Cuál es la diferencia entre
fuentes de energía renovable y no renovable?
7. El Sol es una fuente de energía que puede aprovecharse de dos formas diferentes. Indica
cuáles son los dos principales usos de la energía solar, y las ventajas que tiene el Sol frente
a otras fuentes de energía.
8. Clasifica las siguientes fuentes de energía, y explica cómo se lleva a cabo su
aprovechamiento:
a) Carbón.
b) Salto de agua.
c) Uranio.
d) Petróleo.
