QUIMICA+2+DGETI.pdf

Ángela Vanegas ColínIncluye Sb Po Te secuencias didácticas e instrumentos de evaluación Na QUÍMICA ÁNGELA VANEGAS COLÍN Bachillerato tecnológico Por competencias 2 Química – Instrucción programada. noviembre de 2011 © 2011. © Derechos reservados 2011 Primera edición: México. Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial. 2011. registro número 3342. Química – Manuales de laboratorio. Ángela Química 2 / Ángela Vanegas Colín. 540.7-scdd21 Biblioteca Nacional de México ST Distribución.(Colección bachillerato tecnológico por competencias) Bibliografía: p.P.. -. Printed in Mexico. Impreso en México. 02700 México. de C.V. + 1 CD-ROM (12 cm.México: ST Editorial. de Ángela Vanegas Colín. 168 pp. 28 cm. Ser.Química 2 Vanegas Colín. se terminó de imprimir en noviembre de 2011 en los talleres de Reproducciones Fotomecánicas S. I.A.. 168 ISBN 978 607 508 020 8 1. S. Ángela Vanegas Colín ISBN: 978 607 508 020 8 Presidente: Alonso Trejos Director general: Joaquín Trejos Directora editorial: Áurea Camacho Coordinadora editorial: Ana Laura Saucedo Edición: María Laura Sessa Asistente editorial: Juan Carlos Hurtado Director de arte: Miguel Cabrera Coordinadora de producción: Daniela Hernández Diagramación: Jeffrey Torres Portada: Miguel Cabrera Asistentes de producción: Milagro Trejos y Alicia Pedral Ilustraciones: archivo ST Editorial Fotografías: Stockxchange. t. df. archivo ST Editorial Prohibida la reproducción total o parcial de este libro en cualquier medio sin permiso escrito de la editorial. San Miguel Amantla. C. df . V. 2. A.) -. con domicilio en Democracias #116. de C. Delegación Azcapotzalco. Química 2. Química – Estudio y enseñanza (Superior). : il. 3. Col. II. y que te permita crear un vínculo con tus alumnos de forma que ambos crezcan en el plano profesional. Para ti. está pensado para complementar los conocimientos del alumno de forma dinámica y autodidacta para que el maestro se convierta en un facilitador y el estudiante pueda así desarrollar competencias. Química 2. se agradece cualquier comentario o sugerencia por parte de los lectores que sirva para mejorar esta obra.Presentación La química es considerada la ciencia de la transformación. maestro. espero que este libro sea un apoyo para tu clase y tus actividades. Para ti. alumno. Consta de dos unidades con un contenido teórico-práctico que permite reforzar el conocimiento adquirido de forma inmediata. es interdisciplinaria y que siempre te encontrarás con ella. social. se pueden enviar a la autora a la siguiente dirección electrónica: comentarios@st-editorial. la que vigila cómo la estructura de la materia se conforma y se comporta al interactuar con la energía. al igual que otras ciencias. actitudes y valores que le permitan en un futuro ser un profesional independiente con amplia capacidad para tomar decisiones. De antemano. Ten en cuenta que la química. Este libro. cultural. espero que este libro sea una herramienta útil y que te permita relacionarte con la química de forma amena y constructiva.com . El libro ha sido diseñado de acuerdo al programa estipulado para el Bachillerato Tecnológico con el enfoque de competencias para la consecución del desarrollo integral del alumno en los planos personal. académico y laboral. Grupos funcionales 101 Alcoholes 101 Propiedades físicas y químicas 102 Nomenclatura 102 Éteres 103 Propiedades físicas y químicas 103 Nomenclatura 103 . coloides y suspensiones 48 Soluciones 49 Coloides 55 Suspensiones 56 Ácidos y bases 56 Historia de los ácidos 56 Propiedades de los ácidos 56 Propiedades de las bases 57 Fuerza de ácidos y bases 58 Concentración de iones hidronio. Relaciones estequiométricas 14 15 Fundamentos de estequiometría 15 Unidad 2 QUÍMICA DEL CARBONO 74 Actividad de apertura 76 Tema1. ácido-base del agua y pH 58 Actividad de cierre Instrumentos de evaluación 65 68 Alquinos 91 Propiedades físicas 91 Propiedades químicas 91 Nomenclatura 91 Hidrocarburos aromáticos 94 Propiedades físicas 95 Propiedades químicas 95 Nomenclatura 95 Tema2. Soluciones 43 Métodos de separación de mezclas 45 Soluciones.Contenido Conoce tu libro Competencias genéricas con atributos 6 8 Unidad 1 ESTEQUIOMETRÍA 12 Actividad de apertura Tema1. Hidrocarburos (nomenclatura y propiedades) 77 Configuración electrónica y geometría molecular 77 Hibridación sp3 78 Hibridación sp 78 Hibridación sp 78 2 Cantidad de sustancia 15 Masa molar 17 Volumen molar 19 Leyes ponderales 21 Los hidrocarburos Fórmulas químicas 23 Alcanos 81 Estequiometría y reacciones químicas Tipos de cadena y clasificación en compuestos orgánicos 79 Isomería 80 81 29 Propiedades físicas 81 Relación mol-mol 29 Propiedades químicas 81 Relación mol-masa 31 Nomenclatura 82 Relación masa-masa 32 Cicloalcanos 86 Relación masa-volumen 34 Alquenos 88 Relación volumen-volumen 35 Propiedades físicas 88 36 Propiedades químicas 88 38 Nomenclatura 88 Reactivo limitante y reactivo en exceso Rendimiento de una reacción Tema2. Aldehídos 105 Propiedades físicas y químicas 105 Nomenclatura 105 Cetonas 106 Propiedades físicas y químicas 106 Nomenclatura 107 Ácidos carboxílicos Propiedades físicas y químicas 109 109 Aminas 113 Propiedades físicas y químicas 114 Nomenclatura 114 Halogenuros de alquilo Propiedades físicas y químicas 116 116 Nomenclatura 116 Actividad de cierre Instrumentos de evaluación 121 124 Proyecto integrador Anexo 1. prácticas de laboratorio evaluación final Fuentes consultadas 130 133 144 161 168 Nomenclatura 109 Ésteres 110 Propiedades físicas y químicas 110 Nomenclatura 110 Amidas 112 Propiedades físicas y químicas 112 Nomenclatura 112 . ejercicios anexo 2. las cuales se relacionan con el tema integrador planteado en cada unidad.Conoce Tu libro entrada de unidad Indica el título de la unidad que se va a estudiar. Temas Incluyen el desarrollo de cada uno de los temas planteados en el índice. mapa conceptual Permite visualizar de manera sintética los temas más importantes de la unidad. Actividades apertura u1 Se incluyen al inicio de cada una de las unidades con el fin de que el alumno estudie los temas de la unidad en torno a un tema integrador. Figuras Imágenes que refuerzan la información. Actividades de desarrollo Corresponden a diversas actividades intercaladas en el desarrollo de los temas. u1 . u1 Introducción Texto que incluye una breve explicación de lo que se estudiará a lo largo de la unidad. ilustran y hacen más llamativo el texto. útiles para detectar cuáles fueron las competencias que los alumnos adquirieron durante el estudio de cada unidad. actividades de cierre Series de ejercicios que tienen la finalidad de evaluar el conocimiento adquirido en cada unidad. .. etc. ¡AplÍcalo! En esta sección se plantean situaciones de la vida cotidiana en las que los alumnos podrán aplicar los conocimientos que adquirieron. guías de observación. 1 lecturas 2 Ofrecen información adicional sobre algún tema de interés. grÁficas Permiten visualizar información extra para comprender un concepto o resolver una actividad con elementos gráficos que fotalecen el aprendizaje. instrumentos de evaluación Integran listas de cotejo. Además refuerzan los temas de estudio y van acompañadas de actividades que sirven para desarrollar competencias. rúbricas.En la web Recomendación de sitios web relacionados con los temas de la materia. Ordena información de acuerdo a categorías. a c a G2 Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros. matemáticas o gráficas. c d Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas. mental y social. e f Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.Competencias genéricas G Con atributos G1 Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue. códigos y herramientas apropiados. Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información. sensaciones y emociones. c b a c a b G4 Escucha. e f . jerarquías y relaciones. el contexto en el que se encuentra y los objetivos que persigue. G3 Valora el arte como manifestación de la belleza y expresión de ideas. Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de consumo y conductas de riesgo. Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas. G5 b Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores. c d Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos. Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez. Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos. Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas. Participa en prácticas relacionadas con el arte. Experimenta el arte como un hecho histórico compartido que permite la comunicación entre individuos y culturas en el tiempo y el espacio. interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios. b d e Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores. Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva. Elige alternativas y cursos de acción con base en criterios sustentados y en el marco de un proyecto de vida. a Identifica sus emociones. a la vez que desarrolla un sentido de identidad. Se comunica en una segunda lengua en situaciones cotidianas. las b maneja de manera constructiva y reconoce la necesidad de solicitar apoyo ante una situación que lo rebase. comprendiendo cómo cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un objetivo. Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean. Elige y practica estilos de vida saludables. Analiza críticamente los factores que influyen en su toma de decisiones. Reconoce la actividad física como un medio para su desarrollo físico. Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas. fortalezas y debilidades. Toma decisiones a fin de contribuir a la equidad. . nacional e internacional. Reconoce que la diversidad tiene lugar en un espacio democrático de igualdad de dignidad y derechos de todas las personas. b Privilegia el diálogo como mecanismo para la solución de conflictos. definiendo un curso de acción con pasos específicos. Actúa de manera propositiva frente a fenómenos de la sociedad y se mantiene informado. G9 Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad. e integra nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta. Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y confiabilidad. valores. c c b Dialoga y aprende de personas con distintos puntos de vista y tradiciones culturales mediante la ubicación de sus propias circunstancias en un contexto más amplio. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. México y el mundo. Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento. c a G8 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva. políticas y sociales del daño ambiental en un contexto global interdependiente. económicas. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica. b Reconoce y comprende las implicaciones biológicas. Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana. c b Evalúa argumentos y opiniones e identifica prejuicios y falacias. región. ideas y prácticas sociales. congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo. modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias. e f Advierte que los fenómenos que se desarrollan en los ámbitos local. Reconoce los propios prejuicios. nacional e internacional. a Asume una actitud que favorece la solución de problemas ambientales en los ámbitos local. y reconoce el valor de la participación como herramienta para ejercerlos. Conoce sus derechos y obligaciones como mexicano y miembro de distintas comunidades e instituciones. nacional e internacional ocurren dentro de un contexto global interdependiente. G11 Asume que el respeto de las diferencias es el principio de integración y convivencia en los contextos local. a G10 Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias. y rechaza toda forma de discriminación. b Asume una actitud constructiva. a Propone maneras de solucionar un problema o desarrollar un proyecto en equipo. bienestar y desarrollo democrático de la sociedad.considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.a G6 Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general. c G7 Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida. a c d Contribuye a alcanzar un equilibrio entre el interés y bienestar individual y el interés general de la sociedad. con acciones responsables. b Identifica las actividades que le resultan de menor y mayor interés y dificultad. Contribuye al alcance de un equilibrio entre los intereses de corto y largo plazo con relación al ambiente. reconociendo y controlando sus reacciones frente a retos y obstáculos. coherente y sintética. d Estructura ideas y argumentos de manera clara. formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas. asumiendo consideraciones éticas. D6 Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de evidencias científicas. consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes. D5 Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones. la tecnología. G4a G4b G4c G4d G5c G5f G6a G6b G6e G7c G9c G9f G10a G10c G11a G11b G11c G4a G4b G4c G4e G5a G5c G5f G6a G6b G6c G7c G9c G4a G4b G4c G4e G6c G5a G6d G7a G7b G9d G9e G9f G5c G5d G7c G8a G8b G5e G6a G8c G6b G9b G10a G10b G10c G11a G11b G11c G1a G1b G1c G1d G1e G4a G4b G4c G4e G5a G5b G5c G5d G5e G5f G6a G6b G6c G6d G7a G7b G7c G8a G8b G8c G9b G9c G9d G9e G9f G11a G11b G11c G1a G1b G1c G1d G1e G4a G4b G4c G5a G5b G5c G5d G5e G5f G6a G6b G6c G6d G7a G7b G7c G8a G8b G8c G9a G9b G9c G9d G9e G9f G10a G10b G10c G11a G11b G11c G4c G6a G6b G6c G6d G7c G8b G8c G9a G9f G4a G4b G4c G5a G5c G6a G6b G7c G9f G11a G5b G6c G6d G11b G11c . la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales específicos. D2 Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana. D4 Obtiene. D7 Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos. registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico.D D1 Articulación entre las competencias disciplinares y las competencias genéricas Establece la interrelación entre la ciencia. D3 Identifica problemas. instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana. D10 G7c G6d G5c G5b G5a G4e G4c G4b G4a G1e G1d G1c G1b G1a G8c G8b G8a G7c G7b G7a G6d G6e G6a G5f G5e G5d G11c G11b G11a G10c G10b G10a G9f G9e G9d G9c G9b G9a G4c G4a G5c G5e G9e G9d G4c G11a G9f G11c G11b G1e Explica el funcionamiento de máquinas de uso común a partir de nociones científicas.En la siguiente tabla se puede ver la articulación entre las competencias disciplinares básicas de las ciencias experimentales y las competencias genéricas. En la tabla anterior podemos ver que las genéricas se identifican con la letra G y sus atributos con letras minúsculas. las competencias disciplinares se identifican aquí con la letra D. biológica. D11 Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo. física y ecológica de los sistemas vivos. satisfacer necesidades o demostrar principios científicos. D13 Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias. Por otra parte. D9 Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos. sus procesos vitales y el entorno al que pertenece. G5a G4c G4b G4a G6c G6a G5b G5a G8b D8 Diseña modelos o prototipos para resolver problemas. G1d G1c G1b G1a G3a G2c G2b G2a G7c G7b G3c G2b G5c G5b G3c G9c G7c G10c G9d G9b G5c G5b G5a G9f G9e G9d G9c G11c G11b G11a Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental. D12 Relaciona los niveles de organización química. D14 . U1 ESTEQUIOMETRÍA . así como en los procesos industriales antes de tu paso a la vida laboral. ya sea por cuestiones económicas o ecológicas. además de generar residuos indeseables que a la larga nos cuesten. un gran esfuerzo por revertir sus efectos en el planeta. Tema integrador: La química en el hogar.En química. además de dinero. durante esta unidad aprenderás a contar la materia y a expresarte de acuerdo al lenguaje científico con la finalidad de generar conciencia e involucrarte con los procesos vitales y sus reacciones. Por esta razón. productos de limpieza e higiene personal de uso cotidiano materia y energía estequiometría relaciones estequiométricas fundamentos de estequiometría reactivo limitante cantidad de sustancia rendimiento de una reacción fórmulas químicas relaciones químicas y estequiometría soluciones concentración ácidos y bases . es muy importante conocer las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción. El uso indiscriminado y poco planeado de los reactivos podría costar mucho dinero. De manera individual lee las siguientes preguntas y procura responderlas. completa los espacios con los símbolos de los elementos que se solicitan. N2(g) + O2(g) + 39 kcal N2O(g) CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) + 213 kcal 14 . ¿Qué es un elemento? 3. Elemento Símbolo Sodio Oxígeno Carbono Hierro Magnesio Nitrógeno Azufre Potasio Calcio Cloro Bromo Yodo Silicio Plata Mercurio III.). luego. Por último. 8. ¿Qué es una reacción? II.. líquido o gas. ¿Qué información contiene la tabla periódica? 6. Define enlace covalente. balancea las siguientes ecuaciones y haz un desglose de la información que contiene (si es en estado sólido. 7. ¿Qué estudia la química? 2. 1.Actividad de apertura I.. Ahora. comparte tus resultados con el resto del grupo y lleguen a conclusiones sobre las respuestas a cada pregunta. etc. Define enlace iónico. ¿Qué es la tabla periódica? 5. si es exotérmica o endotérmica. ¿Qué es un átomo? 4. energía desprendida o absorbida. electrones o partículas Número de Avogrado Figura 1. Cantidad de sustancia Como sabrás. moléculas. 15 . electrones o partículas como átomos se encuentran en 12 g de carbono 12. Un mol de calcio (Ca) tiene el mismo número de partículas que un mol de azufre (S) o que uno de potasio (K) (figura 1).0221 × 1023 átomos. moléculas. 1 mol 6. por lo que fue necesario inventar una magnitud adecuada para poder estudiar a fondo las relaciones entre reactivos y productos. Este número (6. los científicos determinaron que en un mol hay aproximadamente 6.0221 × 1023) se conoce como número de Avogadro (NA) en honor al físico italiano Amadeo Avogadro (1776 -1856). moléculas. quien lo determinó al hacer experimentos con gases. Dicha magnitud se conoce como cantidad de sustancia y su unidad base utilizada en el Sistema Internacional de Unidades (si) se llama mol (en latín significa “montón enorme”) y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos. iones. iones.tema 1 Relaciones estequiométricas Fundamentos de estequiometría La palabra estequiometría deriva del griego stoichion que significa “elemento” y metron que significa “medir”. electrones o partículas. Tras varios experimentos y cálculos. Mol y número de Avogadro. iones. los átomos son invisibles a nuestra vista y sería imposible contarlos directamente para llevar a cabo una reacción. traducido literalmente sería “medir elementos”. La estequiometría es una rama de la química que nos permite saber en qué cantidad los reactivos formarán una cantidad de productos después de que suceda una reacción química.0221 × 10²³ Átomos. 06 g de S 39. siempre y cuando se cumpla el orden general al incluir el valor a convertir.99 mol de H2O 23 6. moléculas o iones contenidos en una muestra o para la realización de cálculos estequiométricos un poco más detallados y complejos. 1.06 g de S o 1 mol de S 32.U1 ESTEQUIOMETRÍA Para saber la cantidad de átomos.06 g de S 1 mol de S Observa que las igualdades se pueden escribir en forma de cociente sin importar su acomodo. Solución 23 1.1g de K 1 mol de S = 32. Ejemplo 1 Calcula cuántos moles de moléculas de agua (H₂O) hay en 18 × 10²⁴ moléculas de agua.023 × 10²³ átomos de C 1 mol de K = 39. Revisemos algunos ejemplos. es necesario usar una herramienta de conversión basada en factores. El método consiste en expresar las equivalencias o igualdades a modo de fracción donde se pueda visualizar fácilmente la unidad a eliminar y la unidad a convertir.023 # 10 átomos de C 1 mol de K 39.023 # 10 átomos de NaCl 24 = 1.023 # 10 moléculas de H2O Ejemplo 2 Calcula el número de partículas (átomos) que hay en 1. Solución 18 # 10 24 moléculas de H2O # 1mol de H 2 O = 2. como en el siguiente ejemplo: Equivalencia Factor de conversión 1 mol de átomos de C = 6. 16 . Calcula cuántos átomos de zinc (Zn) hay en 10 moles de la sustancia.71 mol de NaCl.1 g de K 1 mol de K o 32.03 # 10 de átomos de NaCl 1mol de NaCl Actividad de desarrollo Resuelve los siguientes ejercicios.1 g de K 1 mol de átomos de C 23 6.71mol de NaCl # 6. Determina cuántos átomos de plata (Ag) hay en 250 g de nitrato de plata (AgNO3). 73. tendríamos que recurrir a su equivalente en gramos: 1 mol de S = 32. así que. mientras que 1 mol de C = 12 g de C. la masa molar de un compuesto es la masa de 1 mol de sus moléculas y la masa molar de un compuesto iónico es la masa de 1 mol de sus iones fórmula. la puedes obtener de la tabla periódica que se encuentra en la p. La información referente a los elementos. Revisemos algunos ejemplos.06 g de S. Calcula el número total de partículas en una muestra de 45 g de CuCl2. para facilitar la tarea. y es equivalente a la masa de 1 mol de partículas elementales. Averigua qué cantidad de moléculas hay en 2. la masa molar es muy útil. 17 . ya que si quisiéramos manejar un mol de azufre con nuestras manos. Como puedes ver. 4. Masa molar Este concepto se aplica tanto a átomos individuales como a moléculas formadas por átomos de la misma o distinta especie. Determina cuántos átomos de bario (Ba) hay en una muestra de 25 g de nitrato de bario (Ba(NO3)2). 3.química 2 2. sería imposible porque no tenemos una herramienta que nos permita medir moles directamente.5 g de CaCl2. 5. como la masa molar de los elementos (masa atómica). Es así que la masa molar de un elemento es la masa de un mol de sus átomos. 1 1 mol de KNO3 = 0.45 Si escribimos la equivalencia conforme al método de factores de conversión tenemos que: 1 mol de NaCl 58. calculemos la masa molar del cloruro de sodio (NaCl): Elemento Cantidad Masa atómica (g) Total (g/mol) Na 1 23 23 Cl 1 35.1 N 1 14 14 O 3 100 g de KNO 3 # 18 16 48 Masa molar 101. tendríamos que considerar las masas molares de cada uno de los elementos que lo conforman (masas atómicas) y sumarlas.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 3 Calcula la cantidad en moles de sodio (Na) que se encuentran en 15 g de muestra.45 35.45 g de NaCl Ejemplo 5 Calcula el número de moles presentes en una muestra de 100 g de nitrato de potasio (KNO3). Elemento Cantidad Masa atómica (g) Total (g/mol) K 1 39.23 g de Si 1 mol de Si Para el cálculo de la masa molar de compuestos.45 Masa molar 58. estamos trabajando con un compuesto y hay que determinar en primera instancia su masa molar. Solución En este caso.09 g de Si 2. Solución 1 mol de Na = 23 g de Na 15g de Na # 1 mol de Na = 0.99 mol de KNO 3 101.65 mol de Na 23 g de Na Ejemplo 4 Calcula la masa de 2.5 mol de silicio (Si).1 39. Buscamos en la tabla periódica las masas molares (masas atómicas) de los elementos del compuesto KNO3 y las incluimos en nuestro cuadro.1 g de KNO3 .09 g de Si = 70. Solución 1 mol de Si = 28.5 mol de Si # 28. Como ejemplo. ¿cómo harías para contar un mol de gas? En este caso. Determina la cantidad en moles que contiene una muestra de 70 g de cobre (Cu). Experimentalmente se encontró que ese volumen equivale a 22. Calcula qué cantidad en gramos de hidróxido de sodio (NaOH) deberías pesar para preparar una solución que contenga 10 moles del reactivo. 3.4 L 1 mol de CH4 22. Determina cuántos gramos de oxígeno (O) hay en 2 moles de dióxido de carbono (CO2). un mol de un gas tendrá el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y presión (estas condiciones normales se abrevian como tpn y equivalen a 0°C. Calcula cuántos gramos de nitrato de plata (AgNO3) hay en un mol del mismo elemento. En otras palabras.4 L 1 mol de O ² 22. Avogadro postuló una hipótesis que considera que volúmenes iguales de sustancias gaseosas contienen igual número de partículas. Volumen molar Ya vimos que resulta útil el concepto de masa molar para el caso de los elementos o compuestos que pueden ser pesados con ayuda de la balanza. Volumen molar de tres sustancias diferentes. Determina cuántos moles de sulfato de amonio ((NH4)2SO4) hay en 200 g de la misma muestra. 4. 1.4 L por cada mol de cualquier gas (figura 2). ¿qué pasa con los gases?. 5. Después de sus investigaciones con gases.4 L 1 mol de CO ² 1 mol de O² 1 mol de CH4 1 mol de CO² 32 g de O² 16 g de CH4 44 g de CO² Figura 2. 22. 1 atm).química 2 Actividad de desarrollo Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios. Pero. resulta más práctico medir volúmenes de sustancia y relacionarlos con la cantidad de partículas que contiene. 19 . 2. CH4 CO2 II.28g/mol 7 L de un gas 1 mol de un gas Actividad de desarrollo I. 1. Calcula qué cantidad en moles del gas a tpn se encuentra en el tanque. Calcula la masa molar de este gas a tpn. Encuentra cuántos moles de cloro gaseoso (Cl2) se encuentran en 6 litros del mismo gas. Calcula qué volumen a tpn ocupará un mol de oxígeno molecular (O2). Solución 15.4 g de un gas 22 L de un gas # = 49.4 g. 2.36 mol de O2 22. deduzcan los factores de conversión que relacionen directamente la masa molar de cada uno de los compuestos que se indican dentro del recuadro con su volumen molar.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 6 Un tanque contiene 680 L de oxígeno.4 L de O 2 Ejemplo 7 Un gas ocupa un volumen de 7 L y tiene una masa de 15. Resuelve los siguientes ejercicios. Solución 680 L de O 2 # 1 mol de O 2 = 30. 20 . En parejas. olor. Figura 4. es decir. Cuando apareció el método científico experimental. Observa el siguiente ejemplo: 3NO²(g) + H²O(l) 3(46 g/mol) 2HNO³(aq) + NO(g) 1(18 g/mol) 156 g/mol Figura 3. Con estos hechos. Ley de la conservación de la masa Esta ley afirma que tras una reacción química. por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos. solo tomaban en cuenta los cambios de color. los químicos llevaron a cabo experimentos sin tomar en cuenta las cantidades de reactivos que usaban. siempre lo hacen en proporciones fijas de masa sin importar el proceso seguido para formarlo.química 2 Leyes ponderales Por muchos años. la masa se conserva. notaron que además de repetir sistemáticamente un experimento. textura y. lo que hoy se denomina glucosa. hasta sabor. Esta ley fue enunciada en 1785 por Antoine Laurent Lavoisier (figura 3). las cuales se conocen como leyes ponderales. 21 . Un átomo de carbono y dos de oxígeno siempre formarán un solo compuesto: CO2. en ocasiones. 2(63 g/mol) = 1(30 g/mol) 156 g/ mol Ley de las proporciones definidas Esta ley postula que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto. la cantidad total en masa de los reactivos es igual a la cantidad en masa de los productos. de reactivos sobrantes. la química se volvió cuantitativa además de cualitativa y se propició la determinación de ciertas leyes que hablan de la forma en la que los elementos se combinan. sería una sustancia distinta. el fenómeno de la respiración animal. CO ² Figura 5. y nos indica que la masa de reactivos es exactamente igual a la de los productos y. son considerados los creadores de la química moderna. en su caso. el análisis del aire y la ley de conservación de la masa. Fue formulada y comprobada en 1802 por Joseph Louis Proust (figura 4) y se refiere a que en el dióxido de carbono (CO2) siempre habrá un átomo de carbono por cada dos de oxígeno (figura 5). El químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) y su esposa. El químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826) realizó varios trabajos de análisis de compuestos y también descubrió el azúcar de uva. apariencia. la científica Marie-Anne Pierette Paulze. para lo cual fue necesario incorporar la balanza como herramienta de medición. era necesario medir y registrar qué cantidad de reactivo formaba cierta cantidad de productos. de no ser así. HO ² ZnO ZnCl ² ZnS ZnH ² H Cl ² ² HS ² Figura 8. un átomo de zinc que se combina con dos átomos de hidrógeno forma hidruro de zinc (ZnH2). Para explicarla. donde hay un átomo de carbono por cada dos de oxígeno (relación 1:2) y el CO. Las proporciones de los átomos se mantienen al reaccionar con otras sustancias. o. Si reaccionaran por su parte el hidrógeno y el azufre. formarían el ácido clorhídrico (HCl) y se respetaría la proporción original que tenían al estar combinados cada uno de ellos con el zinc (figura 8). por último. guardarán una proporción igual a las masas de los dos cuando se combinan entre sí. consideremos que un átomo de zinc se puede combinar con un átomo de oxígeno para formar óxido de zinc (ZnO). conocida como daltonismo. CO 12 g C : 16 g O Relación 1:1 CO ² 12 g C : 32 g O Relación 1:2 Figura 7. formarían el ácido sulfhídrico (H2S). si reaccionaran el hidrógeno y el oxígeno formarían agua (H2O). Fue elaborada en 1803 por John Dalton (figura 6) y explica cómo es que el oxígeno se puede combinar de diferentes formas con el carbono para formar diferentes compuestos como el CO2. Dos átomos se pueden combinar en diferentes proporciones para formar distintos compuestos. + Oxígeno (O) Carbono (C) Figura 6. donde la relación carbono-oxígeno es 1 a 1 (1:1) (figura 7). mientras que un átomo de zinc se combina con dos átomos de cloro para formar cloruro de zinc (ZnCl2). al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio. no pudo comprobarlas todas porque confundía los frascos de reactivos.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ley de las proporciones múltiples Esta ley sostiene que dos elementos se pueden combinar entre sí en proporciones distintas para formar compuestos diferentes en una relación de números enteros sencillos. Fue enunciada primero por el químico alemán Jeremías Richter (1762-1807) y posteriormente confirmada por W. debido a la ceguera a ciertos colores que sufría. Ley de las proporciones recíprocas Esta ley afirma que cuando las masas de dos elementos se combinan con la masa de un tercero. Wenzel. el cloro con el agua formarían H2Cl2 que. El célebre químico británico John Dalton (1766-1844). al simplificar. 22 . un átomo de zinc se combina con un átomo de azufre para formar sulfuro de zinc (ZnS) y. Composición porcentual Es la masa de cada elemento expresada en porcentaje tomando como base la masa total del compuesto. multiplicamos en caso de ser necesario y hacemos la suma total en gramos por mol de compuesto: H: 1.45 g/mol de HCl Cl: c 35.00 g/mol Cl: 35.13% Ca Los investigadores constantemente están haciendo pruebas de laboratorio. En el cloruro de calcio (CaCl2) hay 36.45 g/mol Ya que tenemos las masas molares de los elementos. revisamos coeficientes y subíndices.45 g/mol HCl Dividimos la masa parcial de los elementos entre la masa molar del compuesto y multiplicamos por 100. Para encontrar la composición porcentual. la composición porcentual debe ser la misma sin importar el tamaño de la muestra. Cuando esto sucede. 63. Composición porcentual del CaCl2. Por último. para lo cual hacen análisis que les permiten conocer la composición porcentual de cada elemento.13% de calcio y 63.45 g/mol Gráfica 1.45 g/mol de HCl Puedes visualizar estos porcentajes en la gráfica 1. Ejemplo 8 Calcula la composición porcentual del ácido clorhídrico (HCl). calcular la masa molar del compuesto y dividir entre ella la masa de cada elemento. a su vez. ya sea en un gramo o en diez gramos de CaCl2 (figura 9). tenemos que conocer las masas molares de los elementos.3% Cl 36. los porcentajes elementales se mantienen idénticos. H: 97% 1g/mol H # 100 = 2. ya sea sintetizando (produciendo) nuevos productos o reproduciendo a escala de laboratorio la labor de la naturaleza.45 × 1 = 35. ellos necesitan confirmar qué se ha producido.87% Cl 1 g CaCl ² 10 g CaCl ² Figura 9. será utilizada para encontrar la fórmula molecular.87% de Cl.00 × 1 = 1. Solución Consultamos la tabla periódica y obtenemos las masas molares de los elementos: H: 1 g/mol Cl: 35.7% H 36. H Cl 23 . se multiplica por 100 para convertirlo en porcentaje. Esta composición porcentual será usada posteriormente para encontrar la fórmula empírica y esta última. Según la ley de las proporciones definidas (Proust).45 g/mol Cl m # 100 = 97.química 2 Fórmulas químicas 36. Composición porcentual del HCl 3% 36. Sin importar la cantidad de sustancia. 0 g de sodio (Na). Yoduro de potasio (KI) 8.00 (23. en un total de 83 g de muestra.14) × 100 = 56. Monóxido de carbono (CO) Fórmula empírica También se conoce como fórmula mínima y se define como la proporción de átomos más simple en un compuesto.00) x 100 = 14. se puede partir de datos experimentales.06 = 96.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 9 Calcula la composición porcentual del sulfato de aluminio (Al2(SO4)3).83% O Total = 83. el porcentaje se calcula en función de las masas individuales reportadas en el análisis. 1.00 / 83. Propano (C3H8) 6.96 (53. usaremos un cuadro.46% C 48.00 (48. se encontró que contenía 23. en lugar de escribir todos los pasos. Sulfato de calcio Ca(SO4) 7. 12.98 = 53. Carburo de calcio (CaC2) 4. Haz uso de cuadros como los de los ejemplos para ayudarte. Es necesario hacer hincapié en que la fórmula empírica contiene átomos de elementos que se combinan en razones de números enteros. Solución Elemento Masa unitaria (g/mol) Composición porcentual Na 23. Elemento Cantidad Masa atómica (g/mol) Masa unitaria (g/mol) Composición porcentual Al 2 26. Bromuro de sodio (NaBr) 2.00 12.00 × 16. 24 . Acetileno (C2H2) 5. Lactosa (C12H22O11 · H2O) 3.18 (96.96 / 342. Al igual que la composición porcentual.00 (12.98 2.00 / 83.00 = 192. es decir que no se conoce ni la fórmula ni la masa molar del compuesto.14 Total = 100% Masa molar: La composición porcentual también se puede calcular partiendo de datos experimentales. Solución Esta vez. Calcula la composición porcentual para cada uno de los elementos.00) x 100 = 27.00 / 342.00 / 83.14) × 100 = 28.06 3.0 g de oxígeno (O).14) × 100 = 15.00 (192.0 g de carbono (C) y 48. Dióxido de carbono (CO2) 10.00 Total = 100% O Actividad de desarrollo Determina en tu cuaderno la composición porcentual para las siguientes sustancias.00) x 100 = 57. Sulfato de zinc (ZnSO4) 9.00 × 32.11% S O 12 16.00 × 26.71% Na C 12. Ejemplo 10 Al analizar el producto de una reacción.18 / 342.77% Al S 3 32.12% O Total = 342. 39 / 23 = 1.88 0. El factor que usaremos será el 2.14% de oxígeno (O)? Solución Elemento Composición en masa (g) Masa atómica (g/mol) Composición / masa atómica (relación atómica) Relación atómica mínima Al 15.14 / 16 = 3. no podemos expresar una fórmula empírica con coeficientes fraccionarios. Elemento Composición en masa (g) Masa atómica (g/mol) Composición / masa atómica (relación atómica) Relación atómica mínima Na 43. Solución Antes de comenzar a llenar el cuadro.83 / 0.39 23 43. recuerda que sobre una base molar de 100 g.32 12 11.07 32 28. multiplícalos por un factor que los haga enteros.94 = 1 O 45. Sin embargo. Selecciona el valor más pequeño obtenido en este paso.88 / 0.07% de azufre (S) y 56.32% de carbono (C) y 45.07 / 32 = 0. Ejemplo 12 ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene 15.58 = 6 La relación atómica mínima nos indica que la fórmula empírica es: Al1S1.94 0.94 = 3 La fórmula empírica de este compuesto es: Na2C1O3.5O6.79 / 27 = 0.79% de aluminio (Al).32 / 12 = 0.88 1.51 / 0. 28. 3. conviértela a gramos considerando 100 g como base (significaría que 40% de C sería igual a 40 g de C en una muestra).39% de sodio (Na). 6. convertirás los porcentajes a masa. cada coeficiente será multiplicado por él y la fórmula empírica entonces será: Al2S3O12. Escribe la composición de cada elemento en gramos en una columna. Los valores obtenidos en el paso 4 son los coeficientes para cada uno de los átomos de la fórmula mínima. 2. Ejemplo 11 Encuentra la fórmula empírica para un compuesto con la siguiente composición en porcentaje: 43. Escribe la masa molar de cada elemento en un cuadro. Divide la masa de cada elemento (composición) entre la masa molar. 4.28% de oxígeno (O). Si obtienes coeficientes fraccionarios. que nos permita expresar los coeficientes en números enteros.química 2 Para el cálculo de la fórmula empírica usaremos el siguiente procedimiento: 1.28 16 45.51 3.94 = 2 C 11. 25 . Divide la composición atómica de cada elemento entre el valor más pequeño obtenido en el paso 3 para obtener la composición atómica mínima.88 / 0.58 = 1.28 / 16 = 2.5 O 56. Si la composición está expresada en porcentaje. 5. el mínimo.58 0.58 / 0.94 / 0. 11. por lo que usaremos un factor.79 27 15.58 = 1 S 28.83 2.14 16 56. multiplicaremos por 2 cada uno de los coeficientes de forma que todos sean enteros. 12.78% de estaño (Sn) Fórmula molecular La fórmula molecular o verdadera es la que muestra la correcta relación entre los átomos que forman un compuesto.96% de fósforo (P) b. 3.21% H. Ejemplo 13 La teobromina es un compuesto orgánico contenido en el cacao (materia prima para la manufactura de chocolate. Solución Elemento Composición en masa (g) Masa atómica (g/mol) Composición / masa atómica (relación atómica) Relación atómica mínima C 46.11 1. 14.0 N 31. Al igual que en la fórmula empírica. 4.68 / 12 = 3.89 3. 31.22 / 1. Determinen la fórmula mínima de algunos compuestos. 58. Divide la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica obtenida en el paso 2.44 / 1 = 4.72% de plomo (Pb). Multiplica cada átomo de la fórmula mínima por el factor obtenido en el paso 3. 26 .31% de hidrógeno (H) y 77. Tenemos la fórmula empírica que resulta C3.44 1 4. calcula la masa molar. 79. Determina la fórmula mínima.7% de cloro (Cl) y 23.6% de oxígeno (O) y 2.44 4. Encuentren la fórmula empírica de este compuesto. a partir de los experimentos de laboratorio.11 = 2.11 = 4. 39% de azufre (S). 44. ¿Cuál es la fórmula empírica de la sustancia? 2. Determinen la fórmula mínima de las siguientes sustancias: a. 3.77% O. Determinen la fórmula empírica para un compuesto cuyo análisis de laboratorio reportó lo siguiente: 70% de hierro (Fe) y 30% de oxígeno (O). La nueva fórmula empírica es: C7H8N4O2.5 H 4.U1 ESTEQUIOMETRÍA Actividad de desarrollo En equipos de tres personas.11% N y 17.11 = 1. 1.44% H.77 16 17.69% de hidrógeno (H) y 92.6% de oxígeno (O) y 2.78% de oxígeno (O).68% C.5H4N2O1. 7. Para obtener la fórmula molecular es necesario haber obtenido antes la fórmula empírica y conocer la masa molar del compuesto.11 = 3.11 / 1. Tiene una masa molar de 180 g/mol y una composición de 46.4% de hidrógeno (H) c.5% S.4% C y 9. 1.4% de hidrógeno (H) c. figura 10) y es similar a la cafeína.22 2. 39% de azufre (S).39% de azufre (S). seguiremos los pasos indicados para calcular la fórmula molecular: 1. 39. Un análisis de laboratorio registra la siguiente composición porcentual: 6.44 / 1.83% de potasio (K) y 36.68 12 46.91% de oxígeno (O). según los siguientes datos: a. Como tenemos un coeficiente fraccionario. 44. 62. 2.11 14 31. 58. desarrollen los siguientes cálculos en sus cuadernos.77 / 16 = 1. 6.2% de titanio (Ti).89 / 1.86% O.0 Ahora que hemos calculado la fórmula empírica. Encuentren la fórmula empírica de una sustancia que contiene 18.32% de oxígeno (O) y 7. Experimentalmente se encontró que una sustancia contiene 72% de magnesio (Mg) y 28% de nitrógeno (N). 4. te proponemos trabajar sistemáticamente siguiendo unos sencillos pasos: 1. Calcula la fórmula molecular de la teobromina. De acuerdo a lo obtenido en la fórmula mínima.1% de potasio (K) b. 5.0 O 17.11 / 14 = 2. 20.31% de carbono (C) 4. 3. Solución 1. 53.66% de hidrógeno (H). Su masa molar es de 56 g/mol. 2. El factor obtenido es 1. Fórmula empírica: Al2S3O12.química 2 2. Dividimos la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica: c 180 g/mol m=1 180 g/mol O N N CH ³ 4. Elemento Cantidad Masa atómica (g/mol) Masa unitaria (g/mol) Al 2 27 54 S 3 32 96 O 12 16 192 Total 342 Masa molar de la fórmula empírica: 342 g/mol. Teobromina Figura 10. Un compuesto de masa molar de 180 g/mol tiene el siguiente análisis porcentual: 40% de carbono (C). 3. 1. La teobromina es un alcaloide de la familia de la cafeína y es el elemento activo del chocolate.69% de carbono (C). Ejemplo 14 Determina la fórmula molecular para la siguiente fórmula empírica Al2S3O12. 27 . Dividimos la masa molar dada entre la masa molar de la fórmula empírica: c 342 g/mol m=1 342 g/mol 4. si su masa molar es de 342 g/mol. Resuelve los siguientes ejercicios en tu cuaderno. 2. Encuentra su fórmula molecular. Descubre la fórmula molecular de un combustible cuya composición es: 14. debemos reacomodar los subíndices para que la fórmula tenga sentido: Al2(SO4)3. El factor obtenido es 1. Calcularemos la masa molar de la fórmula mínima.31% de hidrógeno (H) y 85. Calculamos la masa molar de la fórmula mínima: Elemento Cantidad Masa atómica (g/mol) Masa unitaria (g/mol) C 7 12 84 H 8 1 8 N 4 14 56 O 2 16 32 Total 180 CH ³ O N HN Masa molar de la fórmula empírica: 180 g/mol. Actividad de desarrollo I. sin embargo. significa que la fórmula mínima es igual que la fórmula molecular.33% de oxígeno (O) y 6. significa que la fórmula mínima es igual que la fórmula molecular. debes saber que estos pueden ser usados para cálculos más elaborados o complejos. recuerda que podemos invertir el orden en el cual los factores están acomodados de forma que se puedan ir cancelando.09% de oxígeno (O). Veamos algunos ejemplos. nombremos a nuestras variables según lo marca el Sistema Internacional de Unidades (si): h: hora min: minuto s: segundo Factores de conversión: ` 1 día j o ` 24 h j 24 h 2 días ` 1 día ` 1 h j o ` 60 min j ` 1 min j o ` 60 s j 60 min 1h 60 s 1 min 24 h j ` 60 min j ` 60 s j = 172 800 s 2 día 1h 1 min Ejemplo 16 Un libro tiene 384 páginas. Calcula la fórmula molecular de un gas si su masa molar es de 92 g/mol y tiene una composición de 69. II.U1 ESTEQUIOMETRÍA 3. 28 . Después. En equipos de tres o cuatro integrantes. te habrás dado cuenta de que los cálculos se vuelven más cortos y tus operaciones más ordenadas y sistemáticas. Sin embargo. Un compuesto tiene una masa molar de 140 g/mol y su composición porcentual es de 40% de nitrógeno (N). ¿cuántos días te tomará leer el libro? Solución Factores de conversión: c 12 páginas 1h moc m 1h 12 páginas 384 páginas c ` 4 h j o ` 1 día j 1día 4h 1h 1 día m` j = 8 días 12 páginas 4h Ahora que ya viste la aplicación de los factores de conversión de una forma más completa. planteemos todas las equivalencias necesarias a modo de factores de conversión.56% de oxígeno (O) y el resto de nitrógeno (N). Encuentra su fórmula molecular.42% de carbono (C) y 8. 51.57% de hidrógeno (H). Hasta ahora has hecho cálculos que relacionan dos variables y que se incluyen en lo que se denomina “factores de conversión”. lo cual te será de utilidad para posteriores cálculos estequiométricos. 65. analicen los ejercicios propuestos en la actividad anterior y decidan a qué ley ponderal corresponde cada uno. Determina la fórmula molecular de un compuesto cuya masa molar es de 110 g/mol y su composición es: 29. 5. Ejemplo 15 ¿Cuántos segundos hay en dos días? Solución Primero. lo importante es no perder la pista de lo que buscamos y saber relacionar las variables de forma que se vayan eliminando los factores de transición hasta llegar a nuestro objetivo. Discutan después con todo el grupo para llegar a un acuerdo. 4.45% de hidrógeno (H). Si tú lees 12 páginas cada hora y lees 4 horas por día.45% de carbono (C) y 5. para que se puedan hacer ajustes de acuerdo a las necesidades (figura 11). Como imaginarás. Cuando el coeficiente es 1. Las fórmulas que se encuentran a la izquierda son los reactivos. lograr beneficios económicos. de esta manera. está conformada por los reactivos.5O2 → 4CO2 + 5H2O Notarás que hay fórmulas químicas de compuestos o elementos a la derecha y a la izquierda de una flecha. principal componente del gas licuado que se usa en casas habitación ya sea para cocinar. Consideremos la reacción: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) En esa reacción podemos observar que para que reaccione un mol de metano (CH4) se necesitan dos moles de oxígeno molecular (O²) y por cada mol de metano que reacciona. esta no se crea ni se destruye. A + B A B Figura 11. La ecuación que tomamos como ejemplo está balanceada. Los números que están a la izquierda de cada fórmula ya sea en los reactivos o en los productos son los coeficientes estequiométricos y su función es la de balancear las ecuaciones al multiplicarse por los subíndices. porque en ambos lados de la ecuación (reactivos y productos) tenemos la misma cantidad de átomos de cada especie. se ha convertido en una necesidad para las industrias químicas o de transformación planear y proyectar su producción. Ejemplo de una reacción química. ya que. y por los productos. solamente se transforma. Los coeficientes nos dan la idea de la cantidad de sustancia (moles) que debemos incluir de reactivos o que formaremos de productos en un caso particular. según el principio de conservación de la materia. que son las sustancias que reaccionan. el modo de lograrlo es conociendo las ecuaciones químicas balanceadas de cada etapa del proceso. que son las sustancias que se generan o producen a partir de una reacción. tomemos como ejemplo al butano (C4H10). Un caso típico de una reacción es la combustión de un gas. con un mínimo de desperdicio y. una ecuación química representa el número de átomos que interactúan en forma de reactivos para formar ciertos productos. Todas esas relaciones se pueden expresar como factores de conversión que nos ayudarán a hacer cálculos estequiométricos de forma más simple. se produce un mol de dióxido de carbono (CO²) y dos moles de agua (H²O). 29 . Relación mol-mol Como dijimos. Es importante resaltar que las cantidades en masa a ambos lados de la flecha son las mismas. Una ecuación química también nos puede informar del estado de agregación de los reactivos y de los productos (líquido.química 2 Estequiometría y reacciones químicas En la actualidad. El butano reacciona con el oxígeno y forma dióxido de carbono y agua. Una ecuación química es una representación gráfica que describe a una reacción química. mientras que las de la derecha son los productos. Algunos factores de conversión para este caso quedarían expresados así: 1 mol de CH 4 2 moles de O 2 o 2 moles de O 2 1 mol de CH 4 1 mol de CH 4 2 moles de CO 2 o 1 mol de CO 2 1 mol de CH 4 1 mol de CH 4 o 2 moles de H2O 2 moles de H2O 1 mol de CH4 2 moles de O2 o 2 moles de O2 1 mol de CO2 2 moles de H2O Veamos algunos ejemplos. de forma que se pueda predecir con mayor exactitud la cantidad de materia prima necesaria para lograr un producto particular. Se expresa en una ecuación química: C4H10 + 6. no se escribe en la ecuación. sólido o gaseoso) y de la energía necesaria para llevarla a cabo o la energía liberada por la misma. La flecha significa “forma” o “produce”. La estequiometría nos permite saber de qué forma interactúan los reactivos para formar productos. de modo que tanto en los reactivos como en los productos encontremos la misma cantidad de átomos de cada elemento. para la calefacción del aire o para calentar el agua de la regadera. Los reactivos y productos se encuentran en estado gaseoso (subíndice g entre paréntesis). c.5 moles de CH 4 # 2 moles de CO2 1 mol de CH4 = 3 moles de CO2 Ejemplo 18 ¿Cuántos moles de hexano (C6H14) se necesitan para producir 20 moles de CO2 de acuerdo a la siguiente reacción? 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) Solución 20 moles de CO 2 # 2 moles de C 6H14 = 2. Solución Usando los factores de conversión. tenemos: 1. El ácido nítrico se prepara según la reacción: 3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g) Calcula cuántos moles de dióxido de nitrógeno se necesitan para preparar 15 moles de ácido nítrico.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 17 Calcula la cantidad de moles de CO2 que se producirían si reaccionaran 1. b.5 moles de CH4.4 mol de hexano (C6H14) reaccionen? 2.86 moles de C 6H14 14 moles de CO2 Actividad de desarrollo Resuelve los siguientes problemas.4 mol de hexano (C6H14). 1. Determina cuántos moles de dióxido de carbono (CO2) se podrían formar al reaccionar 0. Para la reacción: 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) a. Encuentra cuántos moles de agua (H2O) se formarán para esa misma cantidad de hexano (C6H14). 30 . ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) se necesitan para que 0. En otras palabras. según la reacción balanceada: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) Solución 2 moles de CH 4 # 18 g de H2O 2 moles de H2O # 1 mol de CH4 1 mol de H2O = 72 g de H2O 31 . Veamos algunos ejemplos: Ejemplo 19 Calcula cuántos gramos de H2O se producen al reaccionar 2 moles de CH4. El cloruro de magnesio (MgCl2) se obtiene de la reacción del magnesio elemental (Mg) con ácido clorhídrico (HCl).2 moles de sulfuro de plomo (II) (PbS) con oxígeno molecular (O2). ¿Qué cantidad de MnO habría que reaccionar para obtener 20 moles de Cl2? MnO(g) + 2HCl(ac) → MnCl2(s) + H2(g) 4.química 2 3. Determina la cantidad de magnesio que se necesita para formar 15 g de MgCl2. a partir de una cantidad en masa de reactivos o productos. de acuerdo con la siguiente reacción balanceada: Mg + HCl → MgCl2 + H2 Relación mol-masa En este caso. En el laboratorio se están haciendo experimentos para la obtención de cloro (Cl2) por medio de la reacción con óxido de manganeso (MnO) y ácido clorhídrico (HCl). Calcula cuántos moles de óxido de plomo (II) (PbO) se obtienen cuando reaccionan 1. deberás encontrar su correspondiente cantidad en moles de reactivos o productos. se trata de establecer una relación estequiométrica entre la masa de un reactivo o producto y el número de moles de otro reactivo o producto. Haz tus cálculos tomando en cuenta la siguiente reacción balanceada: 2PbS + 3O2 → 2PbO + 3SO2 5. No olviden verificar el balanceo de las ecuaciones.U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 20 Determina cuántos moles de oxígeno (O2) necesitas para reaccionar 150 g de hexano.5 mol de propano (C3H8). b. La masa de agua que se forma al reaccionar 5 moles de hidróxido de sodio (NaOH). b. aquellos en los que deberás hacer cálculos en masa para la relación entre reactivos y/o productos. según la reacción balanceada: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3 32 . De acuerdo a la ecuación: NaOH + HCl → NaCl + H2O Determinen: a. Consideren la ecuación: C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) a.04 g de ZnCl 2 36. ¿Cuántos moles de NaOH habría que reaccionar para obtener 15 g de cloruro de sodio (NaCl)? Relación masa-masa Hay otra clase de problemas. según la reacción balanceada: 2C6H14(l) + 19O2(g) → 12CO2(g) + 14H2O(g) Solución 150 g de C 6 H 14 # 1 mol de C 6H14 19 moles de O2 # = 16.57 moles de CO2 86 g de C 6H14 2 moles de C 6H14 Actividad de desarrollo Resuelvan en sus cuadernos los siguientes problemas trabajando en equipos de tres personas. Es importante señalar que siempre tendrás que considerar la relación estequiométrica entre ellos. Ejemplo 21 En una práctica de laboratorio tienes que producir cloruro de zinc (ZnCl2) a partir de la reacción entre zinc elemental (Zn) y ácido clorhídrico concentrado (HCl). hacemos los cálculos respectivos. escriban la relación molar entre el propano (C3H8) y el dióxido de carbono (CO2). 1. de acuerdo con la reacción: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Solución Después de verificar que la ecuación está balanceada. Calcula qué cantidad de cloruro de zinc se formará al reaccionar 15 g de ácido clorhídrico. basándote en la ecuación balanceada.29 g ZnCl 2 1 mol de ZnCl 2 1 mol de HCl # # = 28. Si reaccionan 0. ¿cuántos moles de agua (H2O) se formarán? c. 15 g de HCl # 136.45 g de HCl 2 moles de HCl 1 mol de ZnCl 2 Ejemplo 22 Calcula cuántos gramos de carbonato de sodio (Na2CO3) se necesitan para formar 40 gramos de cloruro de sodio (NaCl). ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman al reaccionar 7 moles de propano (C3H8)? 2. Por medio de factores de conversión. determina qué masa de ácido nítrico (HNO3) se debe agregar. 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + N2O + H2O 3.química 2 Solución 40 g de NaCl # # 1 mol de Na 2 CO 3 1 mol de NaCl # 58. 33 . Para la obtención de 100 g de nitrato de zinc (Zn(NO3)2). 1. No olvides que tienes que verificar el balanceo de las ecuaciones. Las sales de zinc se obtienen al reaccionar el elemento con algún ácido. Considerando la ecuación: C6H14(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ¿Cuántos gramos de oxígeno (O2) se necesitan para reaccionar con 10 g de hexano (C6H14)? 2.27 g de Na 2 CO 3 1 mol de Na 2 CO 3 Actividad de desarrollo Resuelve los siguientes problemas.45 g de NaCl 2 moles de NaCl 106 g de Na 2 CO 3 = 36. El trióxido de azufre (SO3) se produce en la atmósfera por oxidación del dióxido de azufre (SO2) bajo la influencia de la luz solar según la siguiente reacción: SO2 + O2 → SO3 Determina qué cantidad en gramos se formarían de SO3 a partir de 50 g de SO2. 10 g de óxido de calcio (CaO)? CaO + H2O → Ca(OH)2 Relación masa-volumen Como ya habíamos mencionado. que afirma que un mol de un gas tendrá el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y presión (tpn: 0°C. dada la reacción balanceada: ZnS(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S(g) Solución 15 LH 2 S # 97. En el laboratorio harás un experimento en el que reaccionarás 12 g de carbono (C) con oxígeno (O2).45 g ZnS 1 mol H 2 S 1 mol ZnS # # = 65.25 g ZnS 22. que suele usarse como fertilizante para tierra. ¿Qué masa de monóxido de carbono (CO) se podría formar? C + O2 → CO 5. Una herramienta importante será la hipótesis de los gases de Avogadro. 1 atm).U1 ESTEQUIOMETRÍA 4. Calcula cuántos litros de N2O se producirían al reaccionar 50 g de NH4NO3 a tpn. Ejemplo 23 Calcula cuántos gramos de sulfuro de zinc (ZnS) se necesitan para producir 15 L de ácido sulfhídrico (H2S) a tpn. los reactivos y productos pueden estar en diferentes estados de agregación: un sólido puede reaccionar con un líquido para formar un gas o dos líquidos pueden producir un gas. según la reacción descrita.4 L N2O # # = 14 L N2O 80 g NH 4 NO 3 1 mol NH 4 NO 3 1 mol N2O . se descompone en dióxido de nitrógeno (N2O) y agua (H2O). ¿Qué masa de hidróxido de calcio (Ca(OH)²) se forma a partir de 0.4 g H 2 S 1 mol H 2 S 1 mol ZnS Ejemplo 24 El nitrato de amonio (NH4NO3). Para estos casos podremos determinar qué cantidad de gas se puede producir o consumir en una reacción. NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l) Solución 50g NH 4 NO 3 # 34 1 mol NH 4 NO 3 1 mol N2O 22. Calcula qué volumen de dióxido de carbono (CO2) se produce cada vez que un tanque de gasolina se consume. debido a que contienen igual número de moléculas en el mismo espacio. Calculen qué volumen de oxígeno se produce al calentar 25 g de KClO3. 2C4H10(g) + 1302(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g) Solución 40 LC 4 H 10 x 1 mol C 4 H 10 16 moles CO2 22. ¿Qué volumen de O2 se necesita para reaccionar con 500 mL de SO2? c. Al calentar el clorato de potasio (KClO3). El dióxido de azufre (SO2) reacciona con carbonato de calcio (CaCO3) y forma sulfato de calcio (CaSO4) y dióxido de carbono (CO2). Determinen qué volumen de oxígeno se consumirá al reaccionar con 15 g de Mg según la siguiente ecuación: 2Mg + O2 → 2MgO 4.4 L CO 2 1 mol NH3 3 moles H2 # # = 15 L CO 2 22. 2SO2(g) + 2CaCO3(s) + O2(g) → 2CaSO4(s) + 2CO2(g) Determinen: a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para retirar 500 mL de SO2? b. 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 2.4 L NH 3 2 moles NH 3 1 mol H2 Actividad de desarrollo Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios junto a un compañero. basándonos en que el volumen que ocupan los gases en condiciones normales de temperatura y presión es el mismo.4 L C 4 H 10 2 moles C 4H 10 1 mol CO2 Ejemplo 26 El amoniaco se prepara según la reacción: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Calcula qué volumen de hidrógeno se necesitará para formar 10 L de NH3. Solución 10 L NH 3 # 22.4 L CO2 # # = 320 L CO2 22. Ejemplo 25 Un auto consume en promedio 40 L de butano (C4H10) cada 500 km. 1. ¿Qué volumen de CO2 se producirá al reaccionar 1 L de SO2? 3. según la siguiente reacción: CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 35 .química 2 Relación volumen-volumen Esta relación se aplica cuando los reactivos y los productos están en fase gaseosa. Calculen qué masa de CaC2 se consumirá para formar 10 L de acetileno C2H2. Veamos algunos ejemplos. este se descompone fácilmente en la sal cloruro de potasio (KCl) y oxígeno (O2). más sencillo para ti asociar el concepto sin importar qué cantidad de reactivos se consumen en su totalidad y cuál es el costo. En una fábrica se están armando muñecas. las reacciones químicas no consumen en su totalidad los reactivos. 36 17000 brazos 14000 piernas ? . En este momento se cuenta con un inventario de 17000 brazos. Debes saber que en cualquier caso. puede suceder que por condiciones de reacción. no se consumen en su totalidad los reactivos después de una reacción. ¿Cuántas muñecas podrían producirse en una semana? Si nos basamos en el número de troncos y cabezas se terminarían 7100 muñecas pero. solo uno de ellos se termine y cuando esto sucede. 14000 piernas. y al que no se termina.U1 ESTEQUIOMETRÍA Reactivo limitante y reactivo en exceso En la práctica. se pueden formar 7000 muñecas. a este reactivo que se termina se le llama reactivo limitante. siempre se está pensando de qué forma hacer que la mayor cantidad de reactivo se transforme en productos al menor costo. Si analizamos todos los números. pero basándonos en la cantidad de moles o de gramos que existe de cada especie. por lo tanto. En los laboratorios de enseñanza. estado de agregación. de ese modo podrían proceder de una forma más conveniente para la remoción de residuos y mejorar la pureza de productos. dos piernas. vemos que la producción terminaría cuando en el almacén ya no haya más piernas y solo puedan fabricarse 7000 muñecas. es muy común que alguno de los reactivos que utilizas para hacer tus experimentos esté proporcionado en exceso para que sea más fácil que se lleve a cabo la reacción y. tendríamos que poner atención en las partes duplicadas. temperatura y otros factores. un tronco y una cabeza. la reacción termina. En una reacción química. 7100 troncos y 7200 cabezas (figura 12). Esto es. es tarea de los químicos determinar cuál es el reactivo limitante en una reacción. por el contrario. En la industria. En este caso. Pongamos el caso del reactivo limitante en términos del armado de un juguete. si nos guiamos en el número de brazos podrían armarse 8500 muñecas y si nos basamos en el número de piernas. por ejemplo. las cuales constan de dos brazos. ¿ 7200 cabezas 7100 troncos Figura 12. En química. como cada muñeca está conformada por otras cuatro piezas. se le llama reactivo en exceso. se harían análisis similares. A continuación se muestran algunos ejemplos. Inventario de piezas para la producción de muñecas. el reactivo limitante es el número de piernas. 12 g COCl 2 1 mol O 2 1 mol COCl 2 El CHCl3 forma una menor cantidad de fosgeno.9 g COCl2 2 moles COCl 2 # = 79. ¿Cuántos gramos de Mg(OH)2 quedarán sin reaccionar? Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O 100 g 70 g ¿? ¿? Solución Nuestro producto de interés es el MgCl2. así que los cálculos estarán referidos a este. 0.9 g COCl 2 2 moles COCl 2 # = 58.química 2 Ejemplo 27 El cloroformo (CHCl3) es un compuesto químico de rápida acción que funciona como anestésico.8 g 12.35 g CHCl3 1 mol O 2 = 0. Ejemplo 28 En un laboratorio se usarán 100 g de hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) y 130 g de ácido clorhídrico (HCl) para producir cloruro de magnesio (MgCl2). responde: a. Al reaccionar con oxígeno (O2). lo que en términos prácticos significa que es el reactivo limitante y el O2 es el reactivo en exceso.8 g ¿? g ¿? g Solución Para encontrar el reactivo limitante. el cual se usa como desinfectante. 2CHCl3 + O2 → 2COCl2 + 2HCl 70.8 g O 2 # 1 mol CHCl3 = 0. Para encontrar el reactivo limitante.59 mol CHCl 3 # 0. sustancia que se usó como gas venenoso contra tropas de la Primera Guerra Mundial.35 g COCl 2 2 moles CHCl 3 1 mol COCl 2 98. cuando se ponen a reaccionar el CHCl3 y el O2. De acuerdo a la reacción propuesta. 70.35 g de fosgeno. Usaremos nuevamente la conversión por factores. la reacción se va a detener cuando el CHCl3 haya formado 58. ¿Cuántos gramos de H₂O se formarán? c. debemos saber la cantidad de moles que hay en cada uno de los reactivos.8 g CHCl 3 # 12. 37 .40 mol O 2 # 98.59 mol CHCl 3 119. En otras palabras.40 mol O 2 32 g O 2 Ahora tomaremos la cantidad en moles de cada reactivo para saber la cantidad en masa que producirían de fosgeno. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. Determina cuál es el reactivo limitante para la producción de fosgeno. En historias de espías se usa para incapacitar temporalmente a las víctimas o enemigos. se descompone en ácido clorhídrico (HCl) y gas fosgeno (COCl2). primero debemos convertir a moles cada una de las cantidades de reactivos. se calcula el rendimiento de una reacción expresado como porcentaje. puede pasar que no todo el reactivo reaccione. aunque haya reaccionado en su totalidad. mientras que el Mg(OH)2 sería el reactivo en exceso. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O 1.97 g Mg (OH) 2 2 moles HCl 1 mol Mg (OH) 2 También podemos saber cuánto H₂O se formó: 1.21 g MgCl 2 # = 162. 1.71 mol 1.56 g H 2 O 2 moles HCl 1 mol H 2 O Rendimiento de una reacción Hasta ahora has hecho cálculos considerando que el reactivo limitante se consume por completo. calculamos qué cantidad en gramos produciría cada uno de ellos de MgCl2 si reaccionaran completamente.92 moles HCl Reescribimos la ecuación química en función de los datos obtenidos y hacemos un análisis molar.71 moles Mg (OH) 2 # 1.U1 ESTEQUIOMETRÍA 100 g Mg (OH) 2 # 70 g HCl # 1 mol Mg (OH) 2 = 1. Debes saber que en la industria no sucede así. Después de saber cuál es el reactivo limitante. En otras palabras.31 g Mg (OH) 2 1 mol HCl 36. podemos calcular cuánto Mg(OH)2 se consumió: 1.92 moles HCl # 18 g H 2 O 2 moles H 2 O # = 34.92 moles HCl # 1 mol Mg (OH) 2 58.81 g MgCl 2 1 mol Mg (OH) 2 1 mol MgCl 2 1 mol MgCl 2 95. El porcentaje de rendimiento relaciona la cantidad de productos formados con respecto a la cantidad de productos esperados. es el reactivo limitante. siempre en función del reactivo limitante. por ejemplo. cuánto se necesita realmente del otro reactivo y cuánto se forma de los demás productos. En una fórmula quedaría expresado de la siguiente manera: % rendimiento = rendimiento real # 100 rendimiento teórico Resolvamos juntos algunos ejemplos. sea imposible separar nuestro producto de todos los demás que se hayan formado con él por reacciones paralelas. Por eso. es una relación entre la cantidad real del producto y la cantidad teórica multiplicado por cien.92 mol ¿? ¿? Ahora que sabemos la cantidad en moles de cada reactivo. Para esta misma reacción. también puede pasar que. ya sea por condiciones inapropiadas de presión.40 g MgCl2 2 moles HCl 1 mol MgCl 2 Vemos que el que forma menor cantidad de MgCl2 es el HCl. podemos hacer otros cálculos. por lo cual.31 g Mg (OH) 2 # = 55.21 g MgCl 2 # = 91.45 g HCl = 1.71 moles Mg (OH) 2 58. temperatura o incluso por el medio en el cual se está llevando a cabo. 38 .92 moles HCl # 1 mol MgCl 2 95. química 2 Ejemplo 29 El sulfato de amonio ((NH4)2SO4) es un compuesto que se utiliza como fertilizante. Se prepara al reaccionar cloruro de amonio (NH4Cl) y ácido sulfúrico (H2SO4), según la reacción: 2NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + 2HCl En una planta piloto se está probando un nuevo equipo y al reaccionar 50 g de NH4Cl se obtuvieron 50 g de (NH4)2SO4. De acuerdo a los resultados obtenidos, ¿cuál es el rendimiento porcentual de esta reacción? Solución Es necesario conocer primero el rendimiento teórico de esta reacción, el cual determinaremos en función del (NH4)2SO4 que se debió formar. 50 g NH 4 Cl # # 1 mol (NH4) 2SO 4 1 mol NH 4 Cl # 53.45 g NH 4 Cl 2 moles NH4Cl 132.06 g (NH 4) 2SO 4 = 61.77 g (NH 4) 2SO 4 1 mol (NH 4) 2SO 4 Al someter a reacción 50 g de NH4Cl debimos obtener 61.77 g de (NH4)2SO4 y solo obtuvimos 50 g, por lo que esta reacción no tuvo un 100% de rendimiento. Su porcentaje de rendimiento fue: % rendimiento = rendimiento real # 100 rendimiento teórico % rendimiento = 50 g (NH 4) 2SO4 # 100 = 80.94% 61.77 g (NH 4) 2SO 4 Ejemplo 30 El sulfato de aluminio es usado para la fabricación de antitranspirantes. El compuesto se produce por la reacción de hidróxido de aluminio (Al(OH)3) y ácido sulfúrico (H2SO4) según la reacción: 2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O En una prueba se hicieron reaccionar 150 g de Al(OH)3 con el H2SO4 y solo se recuperaron 250 g de Al2(SO4)3. Calcula el porcentaje de rendimiento para esta reacción. Solución Calculamos el rendimiento real de la reacción. 150 g Al (OH) 3 # # 1 mol Al (OH) 3 1 mol Al2 (SO4) 3 # 77.98 g Al (OH) 3 2 mol Al (OH) 3 342.14 g Al2 (SO4) 3 = 329.06 g Al2 (SO4) 3 1 mol Al2 (SO4) 3 Teniendo el rendimiento real, calculamos el porcentaje de rendimiento. % rendimiento = 250 g Al2 (SO4) 3 # 100 = 75.97% 329.06 g Al2 (SO4) 3 39 U1 ESTEQUIOMETRÍA Actividad de desarrollo I. Resuelve en tu cuaderno los siguientes ejercicios. 1. Para la reacción: 3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O Determina: a. ¿Cuál es el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando se hacen reaccionar 50 g de ácido sulfúrico (H2SO4) y 20 g de hidróxido de aluminio (Al(OH)3)? b. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento del reactivo limitante si se recuperaron 8 g de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3)? 2. Una reacción entre hidróxido de sodio (NaOH) y ácido sulfúrico (H2SO4) empieza con cantidades iguales de reactivo, 15 g de cada uno. Determina cuál de los dos es el reactivo limitante. 3. El acetileno se usa como anestésico en las cirugías. La reacción de obtención es la siguiente: CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 a. Determina la masa que se producirá de C2H2 cuando reaccionan 128 g de carburo de calcio (CaC2) y 144 g de agua (H2O). b. Determina el porcentaje de rendimiento de la reacción si se obtuvieron 100 g de H²O II. E  n parejas, resuelvan el siguiente ejercicio y construyan un cuadro en el que se compruebe la ley de la conservación de la masa. El hidrógeno se puede obtener de diferentes maneras, y una forma muy económica es hacerlo por medio de la reacción de hierro (Fe) con vapor de agua (H2O), como se muestra a continuación: Fe + H2O → Fe3O4 + H2 a. Balanceen la ecuación. b. Determinen la cantidad de H2 gas que se puede preparar a partir de 225 g de Fe y 225 g de H2O. c. Calculen qué cantidad de reactivo limitante sería necesario para considerar un rendimiento de reacción de 90%. 40 química 2 III. Reunidos en grupos de cuatro integrantes, realicen el experimento que a continuación se presenta. Al finalizar, podrán comprobar la ley de conservación de la masa y determinar el volumen de gas producido por una reacción. También podrán ejercitar cálculos referentes a relaciones molares, reactivo limitante y porcentaje de rendimiento de una reacción. d. ¿Qué volumen de gas se produjo? Deberán medir el diámetro del globo para determinar el volumen; considerando que el globo es esférico, tenemos que Vesfera = (4/3)pr3. Producción de CO² a partir de ácido acético y carbonato de sodio Materiales y reactivos • 22 g de ácido acético glacial (CH3COOH) • 33 g de bicarbonato de sodio (NaHCO3) • 1 balanza granataria • 1 espátula • 1 matraz Erlenmeyer de 50 mL de capacidad • 1 vidrio de reloj • 1 globo • 1 regla Procedimiento 1. Pesen 33 g de NaHCO3 en el vidrio de reloj. 2. Pesen el matraz junto con el globo (a un costado o superpuesto en la boca del matraz) y registren el peso exacto. 3. Agreguen 22 g de CH3COOH al matraz. 4. Añadan el NaHCO3 y coloquen rápidamente el globo en la boca del matraz. 5. Esperen a que la reacción termine. 6. Vuelvan a pesar el matraz con el globo, reactivos y producto; registren los datos. 7. Basándose en la reacción presentada: NaHCO3(s) + CH3COOH(l) → CH3COONa(ac) + H2O(l) + CO2(g) Respondan: a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuál es el reactivo en exceso? e. ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción? f. ¿Qué porcentaje de rendimiento se obtuvo de la reacción? g. ¿Cuáles fueron las razones por las que no se obtuvo el 100% de rendimiento de la reacción? h. ¿Qué cambios propondrían en la realización de esta práctica y mejorar el porcentaje de rendimiento? i. ¿Qué efectos podría tener sobre la naturaleza llevar a cabo miles de reacciones simultáneas como esta? c. ¿Se cumplió la ley de conservación de la masa? 41 Sigan el siguiente esquema: a. Realicen de forma individual un reporte de este experimento. Hipótesis c. Procedimiento (en forma de diagrama de bloques) e. Observaciones f. Recuerden que. Fundamento d. Título del experimento b. la relación de los elementos en cada compuesto se mantiene sin importar la masa que usemos. Basados en lo que han aprendido en este primer tema de la unidad 1. ¿? g CH CONa ³ ¿? CO ² ¿? H O ² 22 g CH COOH ³ + 33 g NaHCO ³ 42 . Bibliografía Nota: si en su laboratorio no hay material del tamaño que se marca en este procedimiento. realicen cálculos para cambiar la escala. según Proust. planteen el marco teórico (fundamento). Conclusiones h. Resultados y cálculos (así como respuestas a las preguntas) g.U1 ESTEQUIOMETRÍA 8. Las sustancias puras se caracterizan por estar configuradas por la misma clase de átomos que los elementos químicos (los cuales podemos encontrar simbolizados en la tabla periódica. Ejemplos de elementos y sus símbolos: aluminio (Al). Una mezcla es una unión física de dos o más sustancias en proporción variable. Por su parte. y su aspecto físico o propiedades físicas y químicas no guardan relación alguna con los reactivos que los conforman. yoduro de potasio (KI). 43 . y puede encontrarse en forma de sustancias puras o mezclas en la naturaleza. carburo de silicio (SiC). los compuestos resultan de la unión de dos o más elementos en proporciones definidas (leyes ponderales) y son representados por medio de fórmulas que indican la relación o proporción en la que se encuentran los átomos dentro de ese compuesto. magnesio (Mg). dichos componentes conservan sus propiedades físicas y químicas al ser separados. su principal característica es que se puede separar en sus componentes originales por medios químicos. Algunos ejemplos de compuestos y sus fórmulas: cloruro de calcio (CaCl2).química 2 tema 2 Soluciones La materia puede clasificarse de acuerdo al siguiente esquema: materia sustancias puras elementos compuestos mezclas homogéneas soluciones heterogéneas soluciones coloides Como recordarás. Los elementos no pueden separarse en sustancias más sencillas por medios físicos. la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. sodio (Na). físicos o mecánicos. clasificados de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas en grupos y periodos). no hay distinción entre una fase y otra. un ejemplo puede ser el sudor. Como la fase dispersora se encuentra en estado líquido. En la figura 13 podemos ver una simulación de un vaso que contiene agua mezclada con cloruro de sodio (NaCl). La fase dispersora es el agua y la fase dispersa es el NaCl. mezcla homogénea fase dispersa sólida sólida líquida gaseosa fase dispersora fase dispersora fase dispersora líquida gaseosa sólida fase resultante sólida líquida agua de mar gaseosa sólida fase resultante gaseosa ejemplos acero líquida sólida líquida amalgama vinagre y agua gaseosa fase resultante gaseosa sólida ejemplos esmog líquida líquida gaseosa ejemplos nubes hidrógeno en metales refrescos con gas aire Las mezclas también reciben el nombre de sistemas dispersos o dispersiones. que es una mezcla de sales y agua. En una mezcla homogénea.U1 ESTEQUIOMETRÍA Las mezclas están integradas por una o más partes denominadas fases. interactuando unas con otras. por ejemplo. es evidente cada una de las fases. dado que las sustancias que la conforman tienen propiedades similares que les permiten estar juntas y aparentar ser una sola. una mezcla de arena y agua. debido a que las partículas que conforman a la materia se encuentran dispersas. que es el medio en el que se encuentra un elemento menos abundante llamado fase dispersa. En el caso de las mezclas heterogéneas. el cual determina el estado físico de la mezcla. al momento de juntarlas. 44 . las sustancias tienen propiedades físicas diferentes que. Observa en el siguiente mapa conceptual las diversas clasificaciones de las mezclas homogéneas. Generalmente se conforman de una fase dispersora. la mezcla a la vista es un líquido. que le dan a las mezclas el carácter de homogénea o heterogénea. tendremos diferentes tipos de mezclas homogéneas. el agua de mar o el agua que bebemos que. Filtración. puede ser papel. tal es el caso de algunos productos extraídos de minas. Se usa cuando la fase dispersa es insoluble y de grano grande. Algunos ejemplos son: separación de arena y agua. Vapor de agua Cápsula de porcelana (con Cloruro de Sodio y Agua) Figura 15. Disolución de cloruro de sodio (NaCl). al ser separada. Evaporación de una mezcla de cloruro de sodio en agua. ya que hasta en tu casa sueles recurrir a él. y habrás notado que en las paredes y el fondo del recipiente queda un residuo blanco. Alguna vez habrás calentado agua hasta evaporarla por completo. se somete a procesos físicos de separación para eliminar sales en exceso. Figura 14.química 2 Métodos de separación de mezclas En la naturaleza es más común encontrar mezclas que sustancias puras. para hacerla potable. A continuación describimos los más conocidos: Figura 13. Según la fase dispersa y dispersora. La fase dispersora. ya sea para su uso en la cocina o en los acuarios. las cuales se podrán separar por distintos métodos físicos que no afectarán la estructura química de los componentes. Es un método muy utilizado. Evaporación. 45 . ese residuo son las sales que vienen disueltas en el agua (figura 15). Estos métodos pueden ser usados para separar grandes partículas o pequeñas. sólidos y hasta gérmenes. Filtración de una mezcla. Consiste en calentar la mezcla hasta desalojar por evaporación al elemento más volátil. y debe ser de tamaño apropiado para retener las partículas dispersas. como metales y piedras preciosas. la filtración del café o infusiones. filtración de agua como primer paso para su purificación (figura 14). tela o fieltro. pero sí eliminar componentes no deseados. Esta técnica es empleada en algunos lugares para la producción de sal marina. queda prácticamente libre. suspendidas o sedimentadas. Se utiliza un medio poroso. como es el caso del yodo o la naftalina (figura 19). Figura 18. que se pueden mezclar) pero que hierven a temperaturas diferentes. donde se empieza a convertir nuevamente en un líquido. . la técnica se usa en la separación de los componentes del petróleo. La naftalina es un ejemplo de una mezcla separada por sublimación. Este método se usa mucho en la preparación de algunos licores o destilados de alcohol como el ron o el brandy. como su nombre lo indica. Sublimación. Destilación fraccionada (columnas de destilación). Figura 17.U1 ESTEQUIOMETRÍA Figura 16. se hace en fracciones o etapas. Esta técnica es aplicable a la separación de dos componentes. El vapor viaja a través de una trampa llamada condensador. debido a esto. En esta técnica se hace uso de un imán para separar minerales que tienen propiedades magnéticas de otros que no los tienen (figura 18). La destilación simple consiste en calentar la mezcla en un equipo especial (figura 16) hasta que el componente más volátil (el que hierve más rápido) empieza a hervir. La destilación consiste en separar líquidos perfectamente miscibles (o sea. 46 Figura 19. La destilación fraccionada es un poco diferente ya que. Magnetismo. sin pasar por el estado líquido. Cada etapa se encuentra a una temperatura diferente. en equipos más grandes llamados columnas de destilación (figura 17). También se puede hacer una sublimación inversa conocida como deposición o desublimación para pasar de estado gaseoso a estado sólido. Destilación simple. de los cuales uno tiene la característica de volverse gas sin pasar por el estado líquido. Esta técnica es usada para la impresión sobre vinil. Separación de una mezcla por magnetismo. Destilación. Se usa para separar mezclas en las que la fase dispersa es un sólido y la fase dispersora es un líquido (donde la fase resultante es un líquido).es/info/diciex/programas/quimica/pelis/croma. como el agua y el aceite. Se suele partir de una solución y. básicamente. En el laboratorio. Se basa en la diferencia de polaridades de las sustancias que tiene como efecto la aparición de distintas bandas de colores para cada componente. La palabra significa “escribir con colores”. Cromatografía. se usan algunas herramientas. te recomendamos visitar el siguiente sitio: http://www. y la técnica básicamente trata de separar mezclas con una notoria diferencia de densidades. líquidos de alta resolución. Este método se puede usar para la purificación de algunas sales. en papel. Si es el caso de dos líquidos. Separación de una mezcla inmiscible por decantación. Separación de una mezcla por cristalización. En este caso. en la web Para profundizar más tu estudio acerca de este tema. Se usa cuando la mezcla es heterogénea pero la fase dispersa tiene una densidad muy diferente a la fase dispersora como para precipitar y es necesario aplicar una fuerza externa para que esto suceda. Cristalización. particularmente en las pruebas cualitativas. se saca el líquido sobrante. de gases. En el laboratorio se usa mucho esta técnica.ucm. se usa un aparato llamado centrífuga (figura 22) que tiene un dispositivo al centro. Cuando la fase dispersa es un sólido. se deja evaporar el líquido de la mezcla a temperatura ambiente o se le puede apoyar aplicando calor. entre otras. Su nombre indica “poner de canto” (de lado). es una técnica que se usa para separar sustancias puras de mezclas complejas (figura 23). se usan los embudos de separación. teniendo en cuenta que la velocidad de la evaporación repercute directamente en el tamaño de los cristales (figura 21). como es el caso de algunas mezclas heterogéneas que se separan al dejarlas reposar (figura 20). Centrifugación. este se va al fondo del recipiente y con solo ponerlo un poco de lado y con cuidado de no agitar la mezcla. que gira a altas revoluciones y por la fuerza aplicada las partículas precipitan. Figura 21. Decantación.swf 47 .química 2 Figura 20. para estos casos. Las modalidades pueden ser: capa fina. donde se colocan los tubos de ensayo. Planteen las soluciones en diagramas de bloques y discútanlas frente al grupo. 48 Coloide • Partículas de tamaño molecular y hasta 10 000 veces el tamaño molecular. Soluciones. . a. f. Técnica de cromatografía para separar sustancias simples de complejas. Solución • Partículas de tamaño molecular. propongan cómo separar las siguientes mezclas. b. • Ejemplos: medicinas. Agua y arena. • Las partículas son apenas perceptibles por el ojo humano y visibles a través del microscopio electrónico. hierro y agua salada. Ácido benzoico y cloroformo. Suspensión • Partículas 10 000 veces mayores al tamaño molecular. Yodo y agua. Centrífuga usada en laboratorio para separación de mezclas heterogéneas. • Ejemplos: gel para el cabello. Arena. tampoco con ayuda del microscopio electrónico. c. coloides y suspensiones Ahora que sabemos qué son los sistemas dispersos. coloides y suspensiones (figura 24). Agua y aceite. Actividad de desarrollo En equipos de tres o cuatro personas. • Ejemplo: agua salada. e. Componentes de una tinta. Sistemas dispersos. • Las partículas no son visibles al ojo humano. d. • Las partículas son visibles al ojo humano. podemos clasificarlos según el tamaño de partícula de la fase dispersa en soluciones. agua + arena. Agua y alcohol. h.U1 ESTEQUIOMETRÍA Muestra aplicada Solvente Matriz Tapón poroso Solvente Figura 22. Sangre. Agua con sal de mesa. Figura 24. gelatina. Proteínas separadas Figura 23. g. j. Yodo y arena. i. Una cucharada de café en una taza de agua se puede considerar una solución diluida. normalidad. Estamos hablando de una disolución que tiene una cantidad muy pequeña de soluto dentro de una gran cantidad de solvente. molalidad. las soluciones. Aunque las disoluciones no son exclusivamente líquidas. llegue un momento en el que ya no le sea posible disolverse. peso equivalente y partes por millón. sólida o gaseosa. Apariencia de una sola fase. En este curso. Soluciones Son una mezcla homogénea. soluciones diluidas y soluciones concentradas. entonces. partes por millón. La expresión para su cálculo es: % m/m soluto = masa soluto # 100 masasoluto + masa solvente 49 . formalidad. Concentración de las soluciones: empíricas y valoradas Las soluciones empíricas se clasifican en función de la cantidad de soluto presente sin especificar una cantidad numérica que denote la cantidad de partículas dispersas en el sistema (soluto). la solución pasa de ser concentrada a saturada. A su vez. Solución concentrada. porcentaje en volumen. Las empíricas son del tipo cualitativo. Podemos encontrar. molaridad. para efectos prácticos consideraremos las disoluciones acuosas. mientras que a la fase dispersora se le llama solvente. En este caso. revisaremos solo las más importantes: porcentajes en masa y volumen. Las soluciones valoradas permiten saber numéricamente la cantidad de soluto presente en una cantidad conocida de solvente. normalidad.química 2 Figura 25. Para expresar la concentración. ya que pueden contener dos o más sustancias y mostrar una sola fase que puede ser líquida. cuando eso sucede. Es aquella que tiene una cantidad mayor de soluto que de solución diluida. Físicamente se observa una mínima cantidad de soluto sin disolver. Sirve para expresar la relación porcentual entre el soluto y la masa total de la solución. veríamos cómo aumenta la cantidad de este sin disolver en la disolución y en ese momento ya estaríamos hablando de una solución sobresaturada. las valoradas incluyen un valor numérico y son del tipo cuantitativo. Porcentaje masa/masa (%m/m). fracción molar. a la fase dispersa se le denomina soluto. es decir. porcentaje en masa. Disoluciones de diferentes compuestos. Podría suceder que si continuamos agregando café al agua. cuyo disolvente es agua (figura 25). denominadas también disoluciones. a menos que modifiquemos presión y temperatura. Si continuáramos agregando café. Al disolver 15 cucharadas de café en una taza de agua obtenemos una solución concentrada de café. se pueden clasificar según la concentración del soluto en empíricas o valoradas. Solución diluida. existen varias formas: molaridad. Solución % v/v (soluto) = 50 50 mL # 100 = 29.5 g de NaCl Porcentaje volumen/volumen (%v/v).66% de café. Ejemplo 32 Determina el porcentaje en masa de azúcar que se encuentra en una jarra que contiene 100 g de soluto en 1500 g de agua.66% g La concentración de la solución es de 5.41% 50 mL + 120 mL .U1 ESTEQUIOMETRÍA Ejemplo 31 Calcula el porcentaje en masa de una disolución que contiene 15 g de café en 250 g de agua.25% de azúcar en masa. Solución % m/m soluto = 100 100 g g + 1500 # 100 = 6. Ejemplo 33 Si necesitas preparar 50 mL de una solución al 25% m/m de cloruro de sodio (NaCl). Solución % m/m soluto = 15 15 g g + 250 # 100 = 5. Su fórmula es: % v/v (soluto) = % v/v (soluto) = volumen soluto # 100 volumen soluto + volumen solvente volumen soluto # 100 volumen disolución Ejemplo 34 Calcula la concentración de una disolución que contiene 50 mL de vinagre en 120 mL de agua. Se usa para expresar la relación porcentual entre soluto y solvente cuando ambos son líquidos. ¿cuántos gramos deberás pesar de sal? Solución Partimos de la fórmula para despejar la variable que nos interesa: % m/m soluto = masa soluto # 100 masasoluto + masa solvente M asa de soluto = Masa de soluto = % m/m soluto # (masasoluto + masasolvente) 100 25 g + 50 100 g = 12.25% g La solución contiene 6. 2. Calcula qué volumen de agua oxigenada contiene. Solución Volumen de soluto = % v/v (soluto) # (volumensoluto + volumen solvente) 100 Volumen de soluto = 50 mL # 100 mL = 5 mL de agua oxigenada 100 Actividad de desarrollo Reúnete con un compañero y realicen juntos los siguientes ejercicios.química 2 Ejemplo 35 En el laboratorio te entregaron 100 mL de una disolución al 5% de agua oxigenada. Calculen la concentración de una disolución que contiene 70 mL de alcohol en 150 mL de agua. 3. Si necesitan preparar 500 mL de una solución al 30% m/m de cloruro de cobre (CuCl2). 51 . Calculen el porcentaje en masa de una disolución que contiene 20 g de soluto en 400 g de agua. 1. ¿cuántos gramos deberán pesar de la sal? 4. Determinen el porcentaje en masa de sal que se encuentra en un matraz que contiene 25 g del soluto en 500 g de agua. homogénea o heterogénea? • ¿Es un coloide. ¿de qué forma? • ¿ Crees que sea apropiado declarar los ingredientes? 5.U1 ESTEQUIOMETRÍA ¡Aplícalo! En casa. Para expresar normalidad se usa una N después del valor numérico. Determinen qué cantidad de soluto contiene una disolución reportada al 10% de yodopovidona (antiséptico) si el frasco contiene 150 mL. ¿de qué tipo es. se expresa como pe.25 L solución En una práctica de laboratorio te han pedido preparar 1 L de disolución de cloruro de sodio 2 M.45 g/mol NH 4 C l) x 0. contesta las siguientes preguntas y entrega un reporte a tu profesor. un compuesto o una sustancia pura? • Si es una mezcla. ¿viene expresada la concentración de estos?. Molaridad. Se calcula de acuerdo a la siguiente fórmula: N= Masa soluto Peso equivalentesoluto # L solución Peso equivalente. Revisa sus etiquetas y presta atención a su aspecto. Solución M= 15 g NH 4 Cl = 1. Luego. En el siguiente cuadro podemos ver un resumen del cálculo de pe para algunas sustancias.12 M (53. el número de moles se calcula relacionando la masa de una sustancia entre su masa molar. recuerda que debes justificar tus respuestas.9 g de NaCl Normalidad. • ¿Cuál es el estado de agregación de estos artículos? • ¿Es una mezcla. por lo que la fórmula de molaridad la podemos expresar de la siguiente forma: M= masa soluto masa molarsoluto # Lsolución Resolvamos algunos ejemplos. Se define como la cantidad en gramos de un soluto que transfiere cargas positivas. Es llamada también concentración molar y relaciona el número de moles del soluto con el volumen total de disolución expresado en litros de acuerdo a la siguiente fórmula (se expresa con la letra M escrita después del valor numérico): M= moles soluto L solución De acuerdo a lo que aprendimos antes. escoge cinco artículos de aseo personal y analízalos. Se define como el número de pesos equivalentes de soluto por litro de solución.45 g 2 mol NaCl j # 1 L solución # ` j mol L Masasoluto = 116. 52 . ¿Qué cantidad deberás pesar de NaCl? Masa soluto = masa molarsoluto # L solución # M Masa soluto = ` 58. Ejemplo 36 Calcula la molaridad resultante si se disolvieron 15 g de NH4Cl en agua para preparar 250 ml de solución. una solución o una suspensión? • En la declaración de sus ingredientes. 14 N 160.87 eq .03 eq .25 # 2 = 35. Solución PE AgNO 3 N= g 169.g 1 30 = 0.35N 169.70 L Ejemplo 39 ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio tendrías que pesar para preparar 250 mL de disolución 2 N? Solución PE Na 2 SO 4 N= g 142.g 3 Ca(OH) 2 g 74.08 mol = = 80.g 2 Resolvamos algunos ejemplos para cálculos con normalidad. Ejemplo 37 Calcula la normalidad para una solución que contiene 30 g de AgNO3 en agua suficiente para preparar 500 mL de disolución.química 2 Sustancia Ácido Base Cálculo de pe Masa molar del ácido PE = + Número de H en la fórmula Masa molar de la base PE = Número de OH en la fórmula Sal Masa molar de la sal PE = Número de cargas del metal Ejemplo PE PE PE H 3 PO 4 g 97.g 2 Mg(NO3) 2 g 148.04 eq .65 eq .16 eq .87 mol = = 169.87 # 0.5 Ejemplo 38 Encuentra la normalidad de una solución que contiene 120 g de Ca(CO3)2 en agua suficiente para preparar 700 mL de disolución.g 1 120 = 2.03 # 0.08 # 0.08 mol = = 37.g 2 Masa soluto Peso equivalente soluto # L solución Masa soluto = Peso equivalentesoluto # Lsolución # N Masa soluto = 71.06 mol = = 71.32 mol = = 74.97 mol = = 32.52 g 53 .04 eq . Solución PE Ca(C O 3) N= g 160. conviene explicar cómo se prepara una solución en el laboratorio (figura 26). la superficie del líquido) toque la línea de aforación. después de calcular la cantidad de soluto que incluirá la solución. ml Figura 26. Preparación de una solución en el laboratorio. como la contaminación del aire. 54 . aunque es más común encontrarlas con disoluciones naturales. ppm = Masa de soluto (mg) 1000g solución Ejemplo 40 Calcula la concentración de plomo en el aire (Pb) si al hacer un muestreo se encontraron 10 mg de Pb por litro de aire. se trasvasa el contenido a un matraz de aforación (se llama así porque tiene una marca que se llama aforo e indica el volumen exacto de ese recipiente) y se llena con el solvente hasta que el menisco (es decir. una parte por millón (ppm) sería equivalente a tener 1 mg de soluto en 1000 g de solución. En el laboratorio suelen prepararse soluciones con esta concentración.01 ppm 1000 g Antes de terminar con este tema. ml En todos los casos que revisamos. Cuando ya se distingue una fase. Estas unidades se usan para expresar cantidades muy pequeñas de soluto en solvente. Solución ppm (Pb) = 10 mg = 0. Según la fórmula.U1 ESTEQUIOMETRÍA Partes por millón. se pone en un vaso de precipitados con un poco de solvente para que empiecen a mezclarse. 250 mL de cloruro de sodio.1 N 5. cabello y en el vapor de la transpiración. Este fenómeno nos permite diferenciar fácilmente una solución de un coloide. 0. En la industria. al observar al microscopio esta mezcla. 1 M 7. 500 mL de cloruro de potasio. lubricantes. etc. Los coloides tienen amplia presencia en la naturaleza. 10 mL de permanganato de potasio. Él experimentó con un poco de polen en agua.5 M 9. las fases dispersa y dispersora se pueden encontrar en cualquier estado de agregación. Al igual que en las disoluciones. 100 mL de nitrato de magnesio. enzimas. en las proteínas. sangre. Efecto Tyndall observado en la naturaleza. 0. Movimiento browniano. 10 ppm 6.05 M 4.química 2 Actividad de desarrollo Escribe en tu cuaderno las fórmulas de las disoluciones indicadas y realiza los cálculos necesarios para prepararlas. humo. 50 mL de sulfato de sodio. ceras. 50 mL de dicromato de potasio.5 L de cloruro de zinc. 0. la fase dispersa se encuentra “flotando” en la fase dispersora. 1 M 10. tejidos. Para probarlo. se dio cuenta de que los granitos de polen no se quedaban quietos. que mantenían un movimiento en zigzag y que la velocidad del movimiento aumentaba al incrementar la temperatura. 0. 500 mL de carbonato de sodio. En un coloide. EfectoTyndall. los podemos encontrar en las grasas de los alimentos. cementos. 0. Este fenómeno fue explicado por el botánico escocés Robert Brown en 1827. 1. podemos verlos en cremas. Este movimiento es causado realmente por la interacción de las partículas de ambas fases (dispersa y dispersora) que continuamente están colisionando entre ellas y no permiten que la fase dispersa se asiente o se vaya al fondo de un recipiente.5 N 3. Figura 27. mayonesa. 1 N Coloides Son sistemas dispersos en los cuales el tamaño de la partícula que conforma la fase dispersa no excede las 200 m. pinturas y pigmentos. como cuando entra un rayo de luz por tu ventana y distingues las partículas de polvo que se encuentran suspendidas en el aire o cuando alumbras con una lámpara en un cuarto en total oscuridad (figura 27). 1 L de hidróxido de sodio. 50 mL de nitrato de plata. 55 . Se produce cuando las partículas de la fase dispersa reflejan los rayos de luz en diferentes ángulos. aunque no se pueden encontrar ambas en forma de gas. en el coloide podrás notar la trayectoria de la luz mientras que en la solución no. Un aspecto importante de los coloides es que su comportamiento dependerá del tamaño de las partículas dispersas. 3 N 8. 1 N 2. Propiedades de los coloides A continuación describimos de forma general las dos propiedades más importantes de los coloides. puedes usar una lámpara para hacer pasar un haz de luz a través de diferentes medios: agua. lo cual se hace evidente ya que se forma un haz de luz. un alquimista árabe de nombre Geber destiló el vinagre y encontró la sustancia que le daba esas propiedades. La conductividad se puede usar como herramienta para comparar la fuerza de los ácidos y de esta forma clasificarlos en una escala. Con el tiempo. Tiempo después. Por muchos años solo se conocieron ácidos orgánicos. Es importante conocer su comportamiento. pero al observar a detalle podremos notar las partículas suspendidas. Ácidos y bases Desde tiempos antiguos. también llamado Geber. La palabra ácido viene del latín acidus y significa “agrio”.U1 ESTEQUIOMETRÍA Suspensiones Las partículas de la fase dispersa tienen un mayor tamaño que en los coloides. el antiácido estomacal. ya que son elementos de los que incluso nuestra vida podría depender. produciendo hidrógeno. los griegos encontraron que había diferencias entre las sustancias. que cambia a rojo al ponerlo en contacto con un ácido. que algunas tenían sabor amargo y otras ácido. hoy a esa sustancia la llamamos ácido acético y se usa en infinidad de procesos químicos industriales como la manufactura de fibras. Actualmente. y como consecuencia de años de estudio. • Tienen sabor ácido. En general. el vino se convertía en vinagre (que significa vino agrio). En apariencia es una sola fase. la mayoría de la gente tiene idea de los usos de los ácidos y bases. • Pueden reaccionar con algunos metales. hasta que en el año 1200 otro alquimista. Figura 28. • Conducen la electricidad cuando se encuentran en disolución. superior a los 200 mm. A simple vista podemos observar las partículas dentro de la fase dispersora. En los laboratorios se usa el papel tornasol azul. y debido al tamaño de las partículas. Los limpiadores que usamos en casa. así como de su importancia en los ciclos biológicos. la acción de la gravedad puede obligarlas a sedimentar y ser separadas ya sea por decantación o por filtración. A estos colorantes se les llama indicadores porque indican si una sustancia es ácida o básica. los ácidos de los frutos cítricos. La conductividad depende de la concentración y naturaleza del ácido. como el magnesio y el zinc. las investigaciones prosperaron aun a costa de algunas vidas. Propiedades de los ácidos Los ácidos tienen las siguientes características: • Pueden hacer que algunos tintes (o colorantes) cambien de color. medicinas y plásticos. el jugo gástrico. ya que los alquimistas solían probar o ingerir sustancias. son ejemplos de ácidos y bases. Las suspensiones por lo general se usan en la industria farmacéutica (figura 28). Al estar disueltos en agua producen iones H+ que son los responsables del flujo de electrones. como parte de sus experimentos. también sabían que si el proceso de fermentación continuaba. encontró la forma de preparar ácidos inorgánicos a partir de algunos minerales. Historia de los ácidos Los griegos sabían que al fermentar las uvas se podía hacer vino. Aspecto de una suspensión. los cuales resultaron ser más fuertes que los orgánicos y permitieron hacer pruebas de gran importancia para la química que hoy conocemos. podemos definir tanto a ácidos como a bases en función de sus propiedades que ahora describiremos. 56 . tendríamos un ácido o una base débil. El físico y químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) recibió el Premio Nobel de Química en 1903 por su aporte a la química con sus estudios sobre la disociación electrolítica. las definieron como una sustancia capaz de aceptar un protón de otra sustancia y. un ácido es una sustancia. las bases tienen las siguientes cualidades: • Tienen sabor amargo. Su estudio estaba enfocado a la conducción de la electricidad de las disoluciones. cada uno por su cuenta. al comportarse como base. El equilibrio de ácidos y bases expresado en un esquema general queda de la siguiente forma: AH * A + (aq) BOH * B + +A (aq) - Años después. la del enlace covalente. produce iones OH . Veamos la reacción: NaOH Figura 29. el químico y físico de nacionalidad danesa Johanes N. se disociaría de la siguiente forma: NH (3 aq) + H 2 O (l) " NH + (4aq) + OH - (aq) (aq) + OH - (aq) Por último. al disolverse en agua. - Como las bases tienen propiedades opuestas a los ácidos. 57 . al estar disueltas en agua se ionizan (se separan en iones) y producen iones OH-. Si el ácido o la base se ionizan con facilidad. Al igual que los ácidos. una reacción ácido-base será aquella en la que un ácido ceda un protón a una base. La conductividad depende de la concentración y naturaleza de las bases y nos puede ayudar a clasificarlas en función de su fuerza. en 1923 Gilbert N. Hacen que el papel tornasol rojo cambie a azul al ponerlo en contacto con una base. Una base es un ion o molécula capaz de donar un par de electrones. En 1884. • Pueden hacer que algunos colorantes cambien de color. y provocan que la sustancia sea menos ácida o básica. a las que llamó electrolitos. en consecuencia.química 2 Propiedades de las bases Por su parte. el ácido clorhídrico se disocia de acuerdo a la siguiente reacción cuando se diluye en agua: HCl H2 O H + (aq) + OH - + - H2 O Na + (aq) + OH - (aq) Tanto ácidos como bases se pueden clasificar de acuerdo a su grado de disociación tomando como referencia la electricidad que la disolución permite pasar a través de ella. Lewis (1875-1945) propuso su teoría referente a estas sustancias. la cual sustentó en otra teoría. Al reaccionar las bases con los ácidos. Brönsted (1879 –1947) y el químico británico Thomas Lowry (1874–1936). Te resultará interesante saber que los ácidos y las bases. ya sea ion o molécula. han tenido tres definiciones. el ácido clorhídrico (HCl) se puede disociar de la siguiente manera: HCl (aq) + H 2 O (l) " H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Y el amoniaco (NH3). Según esta teoría. podríamos hablar de un ácido o base fuerte y si se ioniza escasamente. • Conducen la electricidad cuando se encuentran en disolución. Un ácido es una sustancia que produce iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Esta definía al ácido como una sustancia capaz de donar un protón a cualquier otra sustancia según la reacción: AH + H 2 O ) H 3 O + A (aq) Y una base. en su historia. que puede aceptar un par de electrones. • Pueden reaccionar con ácidos. De acuerdo con Arrhenius. producen agua y una sal. desarrollaron su propia teoría. • Dan una sensación jabonosa al tacto. Según Lewis. el científico Svante Arrhenius (figura 29) propuso una clasificación para ácidos y bases en función de su estructura molecular. si analizamos una solución que contiene un mol de ácido acético (HC2H3O2) en un litro de solución.U1 ESTEQUIOMETRÍA Fuerza de ácidos y bases Los ácidos y las bases se pueden clasificar. de hecho. La escala del pH va desde 0 hasta 14. es decir: + - [H3O ] [OH ] = 1 × 10-14 58 + OH El agua pura se considera una sustancia neutra porque tanto + los iones H3O como los iones H. tanto que termina aceptando protones. Un ácido fuerte (HA) es aquel que se ioniza por completo al encontrarse en disolución. Se comporta como un electrolito muy débil y le es fácil ionizarse. + (ac) - (ac) El pH Hemos visto que hay ácidos y bases fuertes y débiles. por lo tanto. encontraremos que la mayoría del ácido acético se encuentra en forma de moléculas y que solo una pequeña proporción se encuentra ionizada. como dijimos antes. es decir: + pH = -log [H3O ] Y el pOH es el antilogaritmo base 10 de la concentración de iones hidroxilo: - pOH = -log [OH ] Los corchetes significan que la concentración debe estar expresada en moles por litro. en fuertes y débiles. significa que la abundancia de iones H+ es menor y que le es más difícil donarlos. le es más fácil donar iones H+: + HA " H + A - El ácido bromhídrico se ioniza de la siguiente manera: + HBr " H + Br - Una base fuerte (B) es una sustancia que acepta iones H+ con facilidad y es capaz de tomar todos los iones que requiere si están disponibles. El agua misma se puede comportar como un ácido o como una base y es por eso que se dice que tiene carácter anfótero o anfiprótico. + bH La mayoría de los ácidos y bases son solubles en agua. + Ha ) H + a - La flecha en ambos sentidos indica ese fenómeno de ionización.se encuentran en la misma concentración: 1 x 10-7 M (constante de ionización del agua). el equilibrio siempre estará desplazado hacia las especies sin disociar (los reactivos). El producto de las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo es igual a 1 × 10-14. debido a la transferencia de un protón de una molécula a la otra. el 7 se considera como neutro. HC 2 H 3 O 2 H2 O H + Una base débil (b) es una sustancia que puede aceptar los iones H+. pero con mucha dificultad. para estudios cuantitativos no lo es. Como habrás notado. porque es el medio en el cual estas sustancias se disocian. para un estudio cualitativo esta sería suficiente información. significa que la concentración de iones hidronio e hidroxilo están en equilibrio. ácido-base del agua y pH . + B + H " BH + Por su parte. Por lo anterior. ha sido necesario crear una escala que sea el reflejo de esa acidez o basicidad de las sustancias. Cuando dos moléculas de agua reaccionan entre ellas. en la naturaleza así los encontramos. el agua es un elemento muy importante en lo referente a ácidos y bases. La doble flecha indica que el equilibrio está desplazado hacia el lado de los reactivos. sin embargo. el ácido débil (Ha) es aquel que en disolución no se ioniza completamente. El pH (potencial de hidrógeno) es igual al negativo del antilogaritmo base 10 de la concentración de iones hidronio. tomando el 0 como el punto más ácido de la escala y el 14 como el más básico. se forman un ion hidronio (H3O+) y un ion hidroxilo (OH ). b +H Concentración de iones hidronio. Por ejemplo. H 2O + H 2O ) H 3O - Tanto en ácidos como en bases débiles. las cuales son consecuencia de la concentración de iones hidronio (H3O+) al ser disueltas en agua (figura 30). + (C 2 H 3 O 2) En la reacción podemos ver la ionización del ácido acético. Café .35 Acidosis 7. 59 . bandas coloreadas y potenciómetros. Escala de pH en el cuerpo humano.Bicarbonato de sodio .Agua pura Procedimiento Preparen su indicador de la siguiente manera: 1. corten la col en trozos medianos.Refresco de cola . 2. puedes utilizar un indicador de preparación casera. Sumerjan los trozos de col en alcohol.química 2 Aplicando las leyes de los logaritmos a esta ecuación.Leche . Organízate con dos compañeros para tener listo el material y emprender un pequeño experimento. 3.8 7.Jugo de limón o de naranja .45: plasma. Materiales y reactivos • Col morada (algunas hojas) • Alcohol etílico (del que se usa para curación. Viertan el alcohol en un tazón. Para lograrlo.35 y 7. linfa.0 Muerte Alcalosis Figura 30.Vinagre . pH entre 7.Leche de magnesia . aproximadamente 100 mL) • Tubos de ensayo o recipientes pequeños para pruebas • Pequeñas cantidades de: .Destapacaños . Dejen reposar de 15 a 30 minutos. líquido intestinal.45 Normalidad 8. Con cuidado. puedes investigar en casa cuáles de las sustancias que utilizas a diario son ácidos y cuáles bases. Actividad de desarrollo Ahora que ya conoces un poco más sobre los ácidos y las bases.Solución limpiadora para pisos . quedaría así: pH + pOH = 14 Comercialmente existen herramientas para determinar el pH de las sustancias: colorantes indicadores. 4. líquido cefalorraquídeo pH jugo gástrico 1 2 3 4 pH orina y saliva pH jugo pancreático 5 8 6 7 9 10 11 12 13 14 pH líquido extracelular Muerte 6. Preparen 10 tubos de ensayo o recipientes pequeños y viertan en cada uno aproximadamente 1 cucharada de muestra (5 mL) y 2 cucharadas de agua (10 mL). los cálculos que requieren el manejo del pH se valen de las siguientes fórmulas: pH = -log [H3O+] pOH = -log [H+] pH + pOH = 14 [H3O+] [OH-] = 1 × 10-14 Revisemos algunos ejemplos. usando papel indicador rojo y azul en lugar del indicador casero. realicen una investigación acerca de las razones por las cuales la col morada puede usarse como indicador ácido-base y si existe la posibilidad de hacer con esta una escala cuantitativa de medición de pH. 9. Este mismo ejercicio lo pueden hacer en el laboratorio de su escuela. hagan pruebas con todas las sustancias sugeridas (pueden elegir algunas otras en consenso con su equipo). Observen y tomen nota. Cálculos del pH En química. El indicador hará que la solución cambie a rosa o rojo cuando la sustancia es ácida y a verde o azul cuando la sustancia es básica. poniendo una marca en el campo que describa el comportamiento de la sustancia. Para finalizar con esta experiencia. Reporten sus observaciones en el siguiente cuadro. 8. Con ayuda de un colador. 60 . 7.U1 ESTEQUIOMETRÍA 5. separen la col del alcohol y coloquen su solución indicadora en un recipiente. 6. Agiten. Sustancia Ácido Básico Neutro Agua Leche 10. Ahora que su indicador está listo. Agreguen 10 gotas de indicador a cada tubo o recipiente. Ejemplo 43 Encuentra el pH de una disolución con una concentración de iones [OH-] de 1.00 × 10-¹⁰.(log 1 + log 10-⁹) = 0 + (-9) = 9 pH = 9 Según el pH calculado.(log 1. Solución De acuerdo a la constante del producto iónico del agua: log [H₃O+] [OH-] = log 1 × 10-14 log [H₃O+] + log [OH-] = -14 Multiplicamos por (-1) ambos lados de la ecuación: (-1) (log [H₃O+] + log [OH-] = . se trata de una solución básica. Ejemplo 42 Calcula el pH de una disolución cuya concentración de iones hidronio [H₃O+] es 1.3 + log 10-5) = 0.3 × 10-⁵ M.11 pH = 5.00 × 10-⁹) pH = -log (1. Solución pH = -log [H₃O+] [H₃O+] = (1.11 + (-5) = 5.00 × 10-⁹) Aplicamos las leyes de los logaritmos: pH = .(14) -log [H₃O+] + (-log [OH-]) = 14 61 .11 El pH obtenido indica que es una disolución ácida.química 2 Ejemplo 41 Calcula el pH de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) cuya concentración de iones hidroxilo es 1 × 10-⁹ M.3 × 10-⁵) pH = -log (1.3 × 10-⁵) Aplicamos las leyes de los logaritmos: pH = . Solución pH = -log [H₃O+] [H3O+] = (1. Solución pH = -log [H₃O+] pH = -log (5.00 + log 10-⁴) pH = .34 × 10-⁴) pH = . se trata de una disolución ácida. Ejemplo 44 Calcula el pH de una disolución con una concentración de iones hidronio [H₃O+] de 5.34 + log 10-⁴) pH = .8 × 10-5 M y de acuerdo al valor obtenido clasifícala como ácido o como base.34 × 10-⁴ M.723 + (-4)) pH = 3.[0 + (-4)] = 4 Dado el pH calculado.27 Actividad de desarrollo Calcula el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidronio [H3O+] de 1.(log 5.(log 1.= 10 -10 = 10 -4 6OH @ 610 @ Sustituimos el valor en la ecuación: pH = -log [H₃O+] pH = -log (1 × 10-⁴) pH = . 62 .(0.U1 ESTEQUIOMETRÍA pH + pOH = 14 [H₃O+] = 10-¹⁴ -14 -14 6H 3 O + @ = 10 . ve/cuartaEtapa/quimica/Tema3. Discutan cuáles fueron las razones por las que la síntesis de quinina en los primeros intentos no fue correcta y cuáles fueron los cambios que pudo hacer Paul Rabe para lograrlo.edu. unida a la poca información estructural de este alcaloide. Preparen una exposición oral con las conclusiones a las que hayan llegado. Fuente: Ciencia para impacientes. organícense en equipos y realicen lo siguiente: 1. En: http://www. elementos y compuestos: http://www.com/ Después de haber leído este interesante texto acerca de la quinina.es/swf/eso/cambios%20estado/separaciones. 2.química 2 Quinina: una síntesis de 90 años La quinina es un alcaloide natural con multitud de propiedades. la quinina se obtenía exclusivamente de los árboles de Chinchona. En su publicación. 3. Así. La quinina es parcialmente metabolizada en el hígado. por lo que buscar alternativas se convirtió en tarea prioritaria para los países aliados. con el comienzo de la Segunda Guerra Mundial. La otra opción que se exploró fue la síntesis de quinina en el laboratorio. en marzo de ese mismo año. aunque no se pudo poner a punto un método adecuado para la extracción a gran escala. se indicaban las transformaciones químicas para producir quinina. pero se aportaban pocos detalles experimentales que aclararan cómo se llevaron a cabo. en la web Para apoyar tu estudio.blogspot. un compuesto relacionado. la mayor parte del suministro mundial de quinina estaba tras las líneas enemigas. Sin embargo. impidió cualquier avance significativo. pero aproximadamente la mitad es excretada en la orina. en 1918. Los primeros intentos de síntesis de quinina datan de 1850. Tal era la importancia de este compuesto que. A partir de ese momento.html • Separación de mezclas: http://fisicayquimicaenflash. tomando en cuenta que ahora conocen las técnicas de separación de mezclas y que mediante una breve investigación pueden conocer la composición química de la orina. Una posibilidad que se barajó fue la de recuperar la quinina suministrada a enfermos de malaria por vía oral. publicó la primera aproximación a la síntesis de quinina partiendo de quinotoxina. En aquellos momentos.ve/TerceraEtapa/Quimica/index3. Discutan qué opciones existen para recuperar la quinina que el cuerpo desecha.swf • Soluciones: http://www. lo que evitó que esta alternativa fuera muy empleada.html 63 .rena.aitri. pero que eran cultivados principalmente en zonas tropicales de Asia. aunque la carencia de métodos sintéticos adecuados. No fue sino hasta 1907 que el alemán Paul Rabe estableció la correcta conectividad entre los átomos y años más tarde.rena. Además fue el primer tratamiento efectivo contra la malaria que se usó desde el siglo xvii y casi el único hasta mediados del siglo pasado. La situación se agudizó con la ocupación de las Indias Orientales Holandesas (actual Indonesia) por Japón. originarios de América del Sur. puedes consultar los siguientes sitios según cada tema: • Estructura de la materia: http://www.ve/TerceraEtapa/Quimica/ SustPuras.rena. hacia 1942 la preocupación empezó a llegar a las filas aliadas debido a la duración y la generalización del conflicto. apoyen su exposición con materiales adecuados. se intentó recuperar parte del valioso producto. el gobierno británico trató de asegurarse de que no llegaría la escasez haciendo acopio de quinina.edu. Es un antipirético. catalogada como comunicación preliminar por los autores.html • Sustancias puras.edu. analgésico y antiinflamatorio. investiguen en Internet acerca de plantas industriales que se dediquen a la producción de materia prima para los productos de limpieza en el hogar. ¿Qué producen? 2. ¿Usan cálculos estequiométricos en la especificación de la materia prima? 4. ¿Su producción es para consumo nacional e internacional? 64 . expónganlos en clase usando diapositivas de PowerPoint. Elijan productos diferentes por equipo y enfóquense en los procesos químicos. ¿Cuáles son las principales reacciones que se llevan a cabo? 3. 1. ¿Saben el rendimiento de su producción? 6. Al final. ¿Usan cálculos estequiométricos para la producción? 5.U1 ESTEQUIOMETRÍA Actividad de desarrollo Organizados en equipos. Incluyan la información listada a continuación. ¿Qué es una mezcla? 7. Helado _______________ 65 . 5. ¿Qué estudia la estequiometría? 3. Leche _______________ b. Menciona las cuatro leyes ponderales y asócialas con un concepto práctico.Actividad de Cierre I. ¿Qué es el reactivo limitante? 6. Responde lo que se te solicita a continuación. ¿Qué es una ecuación química? 4. 1. Agua y aceite _______________ e. ¿Qué es un mol? 2. Alcohol _______________ c. a. Clasifica los siguientes sistemas como mezcla homogénea o heterogénea. Azúcar _______________ d. ¿Qué es la concentración? 10.8. ¿Cuál es el rango de la escala de pH? 66 . 9. ¿Qué es un ácido y qué es una base? 12. ¿Qué significa pH? 13. Describe cinco técnicas de separación de mezclas. ¿Cuáles son las formas de expresar la concentración según este curso? 11. El análisis elemental de un hidrocarburo ha permitido determinar su composición porcentual. 15% m/m. 10% v/v. 120 g de propano C3H8 + 5O2 " 3CO2 + 4H2O 9. 1. CaCO3 11. contiene 92.31% de C y el resto de H. solo se obtuvieron 300 g de CO2.8 × 10-5 M y de acuerdo al valor obtenido clasifícala como ácido o base. 2. Calcula la fórmula molecular si el peso molecular del hidrocarburo es 104 g/mol. Realiza los cálculos necesarios para preparar 500 mL de las siguientes soluciones: a. 1 N. 7. 2 M. Calcula cuántas partículas se encuentran en 50 g de cloruro de sodio. Calcula el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidronio [H3O+] de 1. 5.0% de hidrógeno. ¿Qué porcentaje de rendimiento tuvo la reacción? 10. Encuentra la fórmula empírica del ácido benzoico si contiene 68. Resuelve cada uno de los ejercicios en tu cuaderno. 26. NaCl b. Determina el porcentaje de nitrógeno en el nitrato de plata.8% de carbono. KNO3 c. Para la reacción anterior. Determina cuántos moles de agua hay en 200 g de agua. NaOH e. 67 . Escribe tu propio ejemplo para explicar la ley de las proporciones recíprocas. 8.II. 15% m/v. calcula qué masa de CO2 se produce cuando se queman: a. vinagre d. 2 moles de propano b. 3. 6. Calcula la masa molar del cloruro de calcio.2% de oxígeno y 5. 4. De acuerdo a la reacción mostrada. La mayor parte del tiempo se enfoca en el trabajo que debe hacer. Lista de cotejo para evaluar actividad de apertura. Usualmente escucha.Instrumentos de evaluación I. Siempre tiene una actitud positiva hacia el trabajo. Rara vez critica públicamente el proyecto o el trabajo de otros. Es un líder definido que contribuye con mucho esfuerzo. Con frecuencia critica en público el proyecto o el trabajo de otros miembros del grupo. Valoración Respuestas afirmativas Nota 1 6 2 7 3 8 4 9 5 10 II. Rúbrica para evaluar el trabajo en equipo. Casi siempre trae el material necesario. Categoría 4 3 2 1 Puntos Preparación Trae el material necesario a clase y siempre está listo para trabajar. Categoría Sí No Conoce los temas tratados. Pocas veces tiene una actitud positiva hacia el trabajo. Casi siempre trae el material necesario a clase y está listo para trabajar. proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase. Es coherente en las respuestas. Algunas veces se enfoca en el trabajo. A menudo tiene una actitud no positiva hacia el trabajo. Posee un lenguaje claro y conciso. Raramente se enfoca en el trabajo. Suele necesitar ayuda. Domina los temas tratados. Por lo general. A veces escucha. Frecuentemente no es un buen miembro del grupo. comparte y apoya el esfuerzo de otros. Es capaz de presentar detalles en sus respuestas. Total Valoración 68 Puntos Nota 5 o menos 5 6-8 6 9-11 7 12-14 8 15-17 9 18-20 10 . Enfoque en el trabajo Se mantiene enfocado en el trabajo que debe hacer. No les causa problemas. Manejo del tiempo Casi siempre escucha. comparte y apoya el esfuerzo de otros. A menudo tiene una actitud positiva hacia el trabajo. Muy autodirigido. A menudo olvida el material necesario o no está listo para trabajar. Contribuciones Siempre aporta ideas útiles al participar en el grupo. Ocasionalmente critica en público el proyecto o el trabajo de otros miembros del grupo. Actitud Nunca critica públicamente el proyecto o el trabajo de otros. comparte y apoya el esfuerzo de otros. Rara vez proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase. Algunas veces proporciona ideas útiles al participar en el grupo y en la discusión en clase. Valoración Respuestas afirmativas Nota 3 o menos 5 4 6 5 7 6 8 7 9 8 10 69 . Indica la fórmula correcta de los ingredientes activos principales. buena pronunciación). Lista de cotejo para evaluar tema integrador: la química en el hogar. Distingue los ingredientes activos principales de los productos de higiene personal. Se mantiene el respeto entre alumnos al opinar. Establece contacto visual con sus interlocutores. Tiene volumen adecuado para la exposición. Distingue los ingredientes activos principales en los productos de higiene del hogar. Propicia la participación y retroalimentación. Lista de cotejo para exposición oral. Entiende la importancia de no mezclar productos de higiene del hogar debido a su contenido. natural o sintético. Indica adecuadamente el origen de cada compuesto. Domina el tiempo de exposición. Reconoce y presenta la importancia del uso de los productos químicos en el hogar. Distingue entre productos de higiene personal e higiene del hogar. Categorías de evaluación Sí No Observaciones Elabora y presenta una lista de los compuestos químicos en el hogar. Propone soluciones para reducir el uso de productos químicos en casa. Valoración Respuestas afirmativas Nota 5 o menos 5 6 6 7 7 8 8 9 9 10 10 IV. Habla claramente (buena dicción. Responde con coherencia las preguntas.III. Entiende el efecto negativo del uso excesivo de los productos químicos para el medio ambiente. Categoría Sí No Domina el tema. Diseño experimental El diseño experimental es una prueba bien construida de la hipótesis presentada. El diseño experimental es adecuado para la prueba de la hipótesis. La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados está razonablemente basada en el conocimiento general y en observaciones. Cada paso está enumerado y es una oración completa. El diseño experimental no está relacionado con la hipótesis. Análisis La relación entre las variables es discutida y las tendencias/patrones analizados lógicamente. Categoría 4 3 2 1 Pregunta El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están claramente identificados y presentados. Los resultados y conclusiones son expresados con claridad. pero aparenta estar basada en una lógica defectuosa. VI. pero ni los patrones. Entregó en tiempo y forma. No se propuso una hipótesis. Categoría Cumplió (10) No cumplió (5) Organizó sus cálculos usando factores. Los procedimientos no enlistan en forma precisa todos los pasos del experimento. fáciles de leer y están completamente etiquetados. limpieza y buena ortografía. Lista de cotejo para trabajo individual. Los procedimientos están enlistados. pero no tienen en un orden lógico o son difíciles de seguir. El diseño experimental está relacionado con la hipótesis. Resolución de ejercicios. 70 Puntos . Los procedimientos están enlistados en un orden lógico. Rúbrica para la evaluación del trabajo en laboratorio. Hipótesis experimental La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados es clara y razonable. basada en lo que ha sido estudiado. Los bosquejos de los aparatos y la preparación son ordenados. tendencias o predicciones son hechos basados en los datos. La relación entre las variables es discutida y algunas de las tendencias/patrones son analizados lógicamente. La relación entre las variables es discutida. pero son presentados en una manera que no es muy clara. Materiales Todos los materiales usados en el experimento son descritos clara y precisamente. Muchos materiales están descritos sin precisión o no están del todo descritos. pero no es una prueba completa. La preparación del aparato está descrita con precisión. pero los pasos no están enumerados y/o no son oraciones completas. Los resultados son dimensionalmente consistentes. Casi todos los materiales usados en el experimento son descritos clara y precisamente. El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están identificados.V. Un bosquejo etiquetado de un aparato está incluido. Procedimientos Los procedimientos están enlistados con pasos claros. El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo son erróneos o irrelevantes. pero deja algunas preguntas sin responder. Realizó su trabajo con orden. La mayoría de los materiales usados en el experimento están descritos con precisión. La relación postulada entre las variables y los resultados anticipados ha sido expuesta. El propósito del laboratorio o la pregunta a ser contestada durante el trabajo están parcialmente identificados y son presentados en una manera que es poco clara. La relación entre las variables no es discutida. pero un procedimiento de seguridad necesita ser revisado. El montaje. La conclusión incluye lo que fue aprendido del experimento. fuentes de error y lo que se aprendió del experimento. 71 . Conoce el material con el que trabajará. El montaje.Categoría 4 3 2 1 Puntos Seguridad El laboratorio es llevado a cabo con toda atención a los procedimientos de seguridad. Hay evidencia de que el procedimiento se siguió como indican las instrucciones. El montaje. pero varios procedimientos necesitan ser revisados. el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos. Categoría Sí No Domina el tema. El laboratorio generalmente es llevado a cabo con atención a los procedimientos de seguridad. el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos. Lista de cotejo para preparación de una solución indicadora casera y pruebas experimentales de pH. Conclusiones La conclusión incluye los descubrimientos que apoyan las hipótesis posibles. Se muestran algunos cálculos y los resultados son correctos y están etiquetados apropiadamente. No hay conclusión incluida en el informe. Dibujos / diagramas Se incluyen diagramas claros y precisos que facilitan la comprensión del experimento. el experimento y el desmontaje no plantean un riesgo para la seguridad de los individuos. Se muestran algunos cálculos y los resultados están etiquetados apropiadamente. No se muestra ningún cálculo. Se incluyen diagramas y algunos están etiquetados. Los procedimientos de seguridad fueron ignorados y/o algunos aspectos del experimento plantean un riesgo para la seguridad del estudiante o de otros individuos. Presentó resultados organizados. Cálculos Se muestran todos los cálculos y los resultados son correctos y están etiquetados apropiadamente. El laboratorio es llevado a cabo con algo de atención a los pocos procedimientos de seguridad. Se incluyen diagramas que están etiquetados de una manera ordenada y precisa. Faltan diagramas importantes o faltan etiquetas importantes. Planteó conclusiones apropiadas para el tema. Respondió las preguntas que se plantearon. Conoce el procedimiento de la práctica. La conclusión incluye los descubrimientos que apoyan la hipótesis y lo que se aprendió del experimento. Los diagramas están etiquetados de una manera ordenada y precisa. Total Valoración Puntos Nota 13 o menos 5 14-20 6 21-28 7 29-36 8 37-44 9 45-52 10 VII. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos de la presentación. La presentación tiene información bien organizada. Aplica animación a la presentación. Categoría 4 3 2 1 Puntos Uso de la paquetería Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos de la presentación. Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 85-94% de la información usada en la presentación. La presentación tiene un formato atractivo e información bien organizada. Menos del 80% de la información en la presentación es correcta. Aplica animación y establece hipervínculos externos e internos. 90-99% de la información usada en la presentación es correcta. Contenido / precisión Toda la información usada en la presentación es correcta. Algunos de los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente algunas de las preguntas relacionadas con la información en la presentación y su proceso de creación. Da formato a la presentación aplicando diseño de la diapositiva o usando plantilla de diseño. Utiliza diferentes tipos de letra de acuerdo a los títulos. Varios estudiantes del grupo parecen tener poco conocimiento sobre la información y procesos técnicos usados en la presentación. Rúbrica para evaluar la presentación de PowerPoint: Procesos químicos industriales. Generación de conocimientos Todos los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente todas las preguntas relacionadas con la información en la presentación y el proceso técnico usado para crearla.Valoración Puntos Nota 2 o menos 5 3 6 4 7 5 8 6 9 7 10 VIII. La presentación y la organización del material son confusas para el lector. Fuentes Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 95-100% de la información usada en la presentación. 80-89% de la información en la presentación es correcta. Todos los estudiantes del grupo pueden contestar adecuadamente la mayoría de las preguntas relacionadas con la presentación y el proceso técnico usado para crearla. Formato y organización La presentación tiene un formato atractivo e información bien organizada. Hay registros cuidadosos y precisos para documentar el origen de 75-84% de la información usada en la presentación. Total Valoración 72 Puntos Nota 5 o menos 5 6-8 6 9-11 7 12-14 8 15-17 9 18-20 10 . Las fuentes no son documentadas en forma precisa ni son registradas en mucha de la información usada en la presentación. 03 92 Neodimio 144.5.905 57 # 89-103 57-71 * 3 3 Itrio 88.991 Litio 6.38 Indio 114.5 Protactinio 231.03 89 Lantano 138.±4 Si 2.6 Se Te -2.6 W Sg Nd 3 3.5.948 18 10 2 18 VIIIA Nombre Número de oxidación Laurencio 262.2 108 76 Rutenio 101.3.90 I 53 ±1.93 Fm 3 3 Masa atómica Símbolo Número atómico Fermio 257.6 Po Yb 2.04 70 Ununhexio Uuh 116 Polonio 208.207 75 Tecnecio 97.3 96 Curio 247.4.723 1.4 Os 2.42 46 Níquel 58.4 3.007 N 7 ±2.066 16 Oxígeno 15.5 Rh 109 77 45 Cobalto 58.08 78 Paladio 106.94 42 Cromo 51.96 63 Meitnerio 266 Mt Iridio 192.36 62 Hassio 269.04 Th Cerio 140.±3.59 32 Silicio 28.2 Cr 2.91 61 Bohrio 264 107 3 4.3.22 Ir Rodio 102.9059 39 22 6 VIB Aún no sintetizados 2 2 3 5 VB Metales alcalinotérreos # * Radio 226.04 71 Ununseptio Uus 117 Astato 209.3 2.3.4.6 -2.02 118 86 2 2.3 2.011 Mendelevio 258.6 Np Neptunio 237.847 26 VIIIB 8 Co 2.75 51 Arsénico 74.05 93 Prometio 144.4.7 Mn Tc 4.32 Mg Be Berilio 9.4 Pb 2.49 72 Circonio 91.13 Hs Osmio 190.3 Ga 113 81 49 31 Aluminio 26.06 94 Samario 150.7 Bh Pm 3.003 He Kr Xe 2 0 Ununoctio Uuo Rn Radón 222.93 Tm 101 69 Ununpentio Uup 115 Bismuto 208.09 Md Tulio 168.5.3 6 O -1.013 12 4 3 IIIB Fe Ru 2.981 13 5 13 IIIA P ±3.73 7 6 5 4 3 2 1 H +1 K Na Sodio 22.906 41 24 No metales Torio 232.96 34 Azufre 32.02 Ra Ba Bario 137.5.5 2.3.6 Am Ni Pd 2.2 Dy 3 Cf 3 Californio 251.4 Gd 2.62 38 Calcio 40.41 48 30 12 IIB Preparados sintéticamente Líquido Gaseoso Sólido Colores de símbolos según su estado: Americio 243.5.907 59 Dubnio 262 Db 105 Tantalo 180.905 55 Rubidio 85.4.±2 S 2.4.4.4 2.00797 1 2 IIA 1 IA Metales tabla periódica de los elementos químicos Al Boro 10.33 Sc Escandio 44.4 Bk 3.4.3 2.87 Ag 1 1.98 85 ±1.4 Ta 5 4 Pr 3.3.179 Ne Helio 4.100 19 11 3 Hidrógeno 1.82 In 1.3.50 66 Ununbio 277 Uub 112 Mercurio 200.3 No C 2+4 Nobelio 259.7 At Lu Lr 3 3 Ar Neón 20.4.5 VA 15 No metales ±1.904 Br Cloro 35.925 65 Unununio 272 Uuu Oro 196.5 As Sb +3.07 97 Terbio 158.2 114 82 Estaño 118.6.71 50 Germanio 72.90 3.2 Cobre 63.08 98 Disprosio 162.4.08 20 Magnesio 24.5.4.0855 14 Carbono 12.4 Es 3 Einstenio 252.6.02 87 Cesio 132.+4 Ge 2.933 27 VIIIB 9 Elementos de transición Metales de transición Francio 223.3 3.26 Er 68 3 67 Ho Ununuquadio 289 Uuq Plomo 207.7 17 9 17 VIIA Gases nobles .25 64 Ununnilio 281 Uun 110 Platino 195.4 Pa 4.98 83 Antimonio 121.4.3.546 Cu 111 79 47 29 11 IB Cd Zinc 65.3 Tb 3.10 102 Iterbio 173.6 2.98 84 Telurio 127.5.224 40 Titanio 47.06 95 Europio 151.6 Eu 2.4 Berkelio 247.4 Sn 2.85 74 Molibdeno 95.08 100 Erbio 167.011 6 14 IVA Ununutrio Uut Tl Talio 204.5 Bi +3.4 2.940 Li 1 1 1 Rb 1 Cs 1 Fr 1 2 2 Ca Sr 2 2 Y La Ac 3 Zr 4 4.6 4.04 91 Praseodimio 140.39 Zn 2 2 Hg 1.2.4.453 Cl Flúor 18.07 Cm 3 Gadolinio 157.3 Hf Rf 4 4 3.998 F -1 35 ±1.7 Bromo 79.5 Niobio 92.3.938 25 Tierras raras Lantánidos # Actínidos Otros metales (bloque p) * Nb 3.7 Yodo 126.12 Ce 5.811 B 3 3 1.69 28 10 VIIIB 1.96 21 4 IVB Metales alcalinos 88 56 Estroncio 87.921 33 Fósforo 30.3 Pt 2.2.5.3 Galio 69.6 Pu Plutonio 244.3.59 80 Cadmio 112.97 Au Plata 107.948 73 Mo 4.6 U Uranio 238.5 +3.3 2.3.2 V Vanadio 50.24 60 Seaborgio 263 106 Wolframio 183.5.999 8 16 VIA Carbono 12.80 Ti 7 VIIB Gases nobles Actinio 227.3 C 2.60 52 Selenio 78.4678 37 Potasio 39.941 23 Semimetales o metaloides 90 58 Rutherfordio 261 104 Hafnio 178.4.996 6.4 Xenón 131.974 15 Nitrógeno 14.907 43 Manganeso 54.7 Re Renio 186.5.09 99 Holmio 164.29 54 0 0 Criptón 83.11 103 Lutecio 174.3 Sm 3.80 36 Argón 39.07 44 Hierro 55. . Paralelamente. La colección presenta un diseño completamente renovado que facilita la localización de las secciones y los recursos didácticos mediante identificadores gráficos. listas de cotejo y guías de observación. Se plantean con base en el tema integrador. institución en la que actualmente funge como profesora de diversas asignaturas. apegándose por completo a los nuevos programas de estudio. EJERCICIOS Y PRÁCTICAS DE LABORATORIO Se proponen ejercicios adicionales de todos los temas estudiados. así como algunas prácticas de laboratorio. colabora activamente en la formación de tutores. PROYECTO INTEGRADOR Al final del libro se propone un proyecto integrador. ISBN 978 607 508 020 8 9 786075 080208 . basados en el enfoque de competencias. Su labor profesional está dirigida a la investigación de química de materiales. Actividades Pueden ser de apertura. Aplícalo Se plantean situaciones de la vida cotidiana en las que los alumnos pueden poner en práctica los conocimientos adquiridos. Tiene más de diez años de experiencia docente en los niveles superior y medio superior. cuyo desarrollo requiere la aplicación de los conocimientos de todo el curso.Los libros que conforman esta colección se enfocan en desarrollar los contenidos de los programas para Bachillerato Tecnológico surgidos de la riems. Instrumentos de evaluación Se proponen rúbricas. De igual forma. esta colección se centra en un enfoque teórico-práctico. Ángela Vanegas Colín Es ingeniera química por la Universidad Autónoma de Nuevo León (uanl). desarrollo y cierre.