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COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
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CONTENIDO
PRIMER PARCIAL...................................................................................................... 2
Reacción química. ................................................................................................... 4
Ecuación química..................................................................................................... 5
Tipos de reacciones químicas. .............................................................................. 15
Balanceo de ecuaciones. ....................................................................................... 18
Estequiometría. ...................................................................................................... 30
Actividad de cierre. ................................................................................................ 49
Actividad experimental 1. ....................................................................................... 50
La conservación de la masa. ................................................................................. 50
Actividad de reforzamiento .................................................................................... 52
Composición porcentual. ....................................................................................... 53
Fórmula miníma o empírica. .................................................................................. 56
Actividad de cierre. ................................................................................................ 61
Soluciones (empíricas y valoradas). ...................................................................... 62
Concentración de soluciones. ................................................................................ 64
Actividad de cierre. ................................................................................................ 71
SEGUNDO PARCIAL. .............................................................................................. 75
Ácidos y Bases. ..................................................................................................... 75
Potencial hidrógeno (pH) y potencial oxhidrilo (pOH). ........................................... 78
Acitividad de cierre................................................................................................. 87
Actividad experimental 2. ....................................................................................... 89
Práctica de pH col morada. .................................................................................... 89
Reacciones de neutralización. ............................................................................... 91
Energía libre de Gibbs. .......................................................................................... 93
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Reacciones endotérmicas y exotérmicas. .............................................................. 93
Temperatura y calor, escalas de temperatura (Celsius, Kelvin, Fahrenheit,
Rankine). ............................................................................................................... 97
TERCER PARCIAL. ................................................................................................ 105
Cinética química. ................................................................................................. 105
Actividad experimental 3. ..................................................................................... 112
Práctica de pH col morada. .................................................................................. 112
Química orgánica. ................................................................................................ 114
Grupos funcionales. ............................................................................................. 116
Nomenclatura Orgánica. ...................................................................................... 123
Representación de Fórmulas. .............................................................................. 129
Polímeros (Naturales y sintético con ejemplos). .................................................. 131
Actividad experimental 4. ................................................................................... 134
La conservación de la masa. ............................................................................... 134
Actividad experimental 5. ................................................................................... 135
Polímeros, pelota de Goma. ................................................................................ 135
Actividad Transversal. ...................................................................................... 136
REFERENCIAS ....................................................................................................... 137
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PROPÓSITO DE LA ASIGNATURA
A través de la asignatura de Química II se busca que los jóvenes del siglo XXI aprendan a
observar la realidad, la cuestionen, con base en su curiosidad e intereses y sean capaces de
entender las interacciones de la materia, que transforman reactivos en nuevos y variados
materiales, susceptibles de manipularse y cuantificarse para optimizar el uso de los recursos,
en la creación de medios y mezclas de manera responsable. Al mismo tiempo que les revela
interrelaciones armónicas entre ciencia, tecnología, sociedad y ambiente que recrean eventos
que invitan a crear y proteger la vida.
Competencias genéricas y atributos:
Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización
de medios, códigos y herramientas apropiados.
Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos.
Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno de
sus pasos contribuye al alcance de un objetivo.
Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.
Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.
Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de
fenómenos.
Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y
formular nuevas preguntas.
Competencias disciplinares
Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas
y comunica sus conclusiones
Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos
observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos.
Hace explícitas las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de
problemas cotidianos.
Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las
acciones humanas de impacto ambiental.
Hace explícitas las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de
problemas cotidianos.
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CUADRO DE CONTENIDOS DE LA MATERIA DE QUÍMICA II.
Eje
Componente
Contenido central
Contenido específico
Aprendizaje esperado
Productos esperados
Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Continuidad equilibrio y cambio: orden necesario en el funcionamiento del planeta.
Las reacciones químicas y el equilibrio químico.
¿Qué problemas requieren del pensamiento químico para resolverlos?
¿Qué ocurre con la materia durante las reacciones químicas?
¿Qué es el equilibrio dinámico? Reacciones químicas importantes de nuestro entorno: combustión, fotosíntesis, digestión, corrosión, etc.
Análisis de algunas reacciones ambientales: el smog fotoquímico y la formación de ozono en la estratosfera.
Resuelve problemas de análisis químicos de reacciones conocidas utilizando su descripción a través de ecuaciones químicas, destacando lo que éstas representan.
Realiza el balance de ecuaciones y el principio de conservación de la materia en algunas reacciones del entorno para valorar la importancia de tomar en cuenta todos sus componentes relacionados con sus impactos ambientales.
Textos escritos y representaciones graficas diversas, comunicadas oralmente al resto del grupo.
Descripciones escritas del cambio químico utilizando el lenguaje químico.
Reporte escrito con los resultados obtenidos de experimentos realizados.
Ejercicios de balance de ecuaciones químicas a considerar la conservación de la masa en diversos procesos observados y analizados.
Utiliza escalas y magnitudes para registrar y sistematizar información en la ciencia.
Cuantificación y medición de sucesos o procesos en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Cuantificación en las reacciones químicas: ¿Cómo contamos lo que no podemos ver?
¿Por qué es importante la medición en química?
¿Cuál es la aplicación de la cuantificación química en los procesos industriales?
¿Cuál es la eficiencia de las reacciones químicas?
¿Qué miden en el antidoping? Cantidad de sustancia y su unidad el mol.
Numero de Avogadro.
Masa, formula y molar. Unidades de concentración: Concentración porcentual en masa y en volumen, concentración molar y partes por millón.
Qué es y cómo contabilizar la huella de carbono.
Construye analogías que le permitan entender y explicar la relación entre el número de Avogadro y la masa de grupos de átomos y moléculas.
Resuelve problemas de reacciones químicas, a través de escribir las formulas químicas con la composición en masa de los compuestos que representa.
Identifica la importancia de contar partículas y su relación con la masa.
Relaciona la cantidad de sustancia que se consume y se forma en una reacción química con los coeficientes de la ecuación química correspondiente.
Analogías escritas a modo de texto o en representación gráfica señalando componentes.
Resolución de análisis químicos de problemas vinculados con sustancias de la vida cotidiana utilizando las herramientas propias de la química.
Análisis y propuestas de soluciones a situaciones problemáticas que involucran cálculos de concentración y masas.
Ejercicios para estimar la concentración a partir de la intensidad de los colores RGB de una cámara digital.
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Eje
Componente
Contenido central
Contenido específico
Aprendizaje esperado
Productos esperados
Análisis del problema de contaminación, con sulfato de cobre del rio Sonora.
Balance entre la dieta y la actividad física. Las fogatas de los neandertales. El dióxido de manganeso.
El funcionamiento del alcoholímetro. Determinación de la concentración de edulcorantes en bebidas energéticas.
Contaminación del agua por jales de la minería en México.
Comprende el significado de la cantidad de sustancia y su unidad el mol.
Identifica que la concentración mide cuánto de una sustancia está mezclada con otra.
Explica los beneficios, riesgos y contaminación ambiental, derivados del uso de disoluciones cotidianas.
Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Comportamiento e interacciones de los sistemas químicos.
Modelos de ácido base: ¿Por qué algunas sustancias son corrosivas?
¿Cómo se modela el comportamiento de un ácido y de una base?
¿Cómo se relaciona la fuerza de los ácidos y bases con el equilibrio dinámico?
¿Qué indica el valor de pH? Modelos de Arrhenius y Brönsted- Lowry. Ionización: diferencia entre los ácidos y bases fuertes y débiles.
Sustancias indicadoras de pH.
La característica logarítmica del pH. Reacciones ácido-base, energía y el equilibrio dinámico.
Formación de sales. El valor de pH de los alimentos y su impacto en la salud.
La importancia del valor de pH en la asimilación de medicamentos y nutrientes en el organismo.
Causas y efectos dela lluvia ácida. El efecto del valor de pH en los suelos
Reconoce la importancia de los modelos en la ciencia.
Identifica las características de los ácidos y bases y los relaciona con ejemplos de la vida cotidiana.
Reconoce la cualidad logarítmica de la escala de pH y comprende su significado. Hace uso, de forma diferenciada, de los modelo ácido-base de Arrhenius y de Brönsted-Lowry.
Explica la importancia del concepto de pH para el mejoramiento de su persona y del medio ambiente.
Predice el valor de pH de disoluciones de uso cotidiano en función de su uso.
Identifica las reacciones de neutralización y comprende el mecanismo químico
Matriz comparativa de los modelos Arrhenius y de Brönsted- Lowry. Uso y diferenciación de los dos modelos que describe el comportamiento de las reacciones ácido-base.
Ejercicios de resolución de problemas de reacciones químicas contextualizadas en las problemáticas locales y, o, globales.
Cálculos del valor de pH de una disolución y discusión colectiva de su significado.
Modelos bi y tridimensionales de reacciones de neutralización y reportes en forma de carteles o presentaciones de Power Point.
Reporte de la investigación de reacciones ácido-base que
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Eje
Componente
Contenido central
Contenido específico
Aprendizaje esperado
Productos esperados
de uso agrícola. La importancia de las sales en el mundo actual.
correspondiente. Reconoce la ionización como el proceso mediante el cual se forman los iones. Comprende la importancia de las sales en la industria química.
Diferencia el fenómeno de lluvia ácida de otros contaminantes ambientales y comprende sus efectos.
ocurren en la vida cotidiana. Debate en grupo sobre la importancia de no ingerir alimentos muy ácidos y entiende las consecuencias de este tipo de dietas.
Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Comportamiento e interacciones de los sistemas químicos.
La energía en las reacciones químicas.
¿Cuál es el costo energético de la formación y ruptura de enlaces químicos?
¿Qué es la energía de activación? Tipos de sistema interacción sistema- entorno. La importante diferencia entre temperatura y calor.
Reacciones endotérmicas y exotérmicas.
Energía de activación y energía de reacción. Relación entre la combustión de los alimentos y la de los combustibles.
Hidrocarburos: importancia actual y futura.
Cuantificación de la energía liberada en la combustión de los alimentos y los combustibles.
El petróleo: combustible y materia prima.
Cámaras hiperbáricas. Consecuencias ambientales de la quema de combustibles fósiles.
Caracteriza y diferencia los sistemas con base en las interacciones de éstos con el entorno.
Diferencia los conceptos de temperatura y calor.
Distingue y caracteriza las reacciones endotérmicas y exotérmicas.
Identifica reacciones endotérmicas y exotérmicas que ocurren en su entorno, así como su utilidad.
Expone y ejemplifica la importancia del petróleo y sus derivados para la generación de nuevos compuestos, la industria, la economía y la vida diaria.
Identifica alguno de los equilibrios dinámicos en nuestro entorno.
Identifica a la combustión como una reacción química en la que una
Realización de experimentos y reporte de los resultados en forma de tablas y gráficas.
Reporte sobre las inferencias del comportamiento en función de la tendencia que siguen los datos experimentales. Texto argumentativo.
Texto argumentativo sobre algunos problemas ambientales con base en los resultados de una investigación bibliográfica y de evidencias.
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Eje
Componente
Contenido central
Contenido específico
Aprendizaje esperado
Productos esperados
El efecto invernadero y su importancia para la vida en el planeta.
Cambio climático: causas y posibles efectos.
sustancia se combina con oxígeno, liberando energía.
Identifica la importancia para la vida del efecto invernadero en el planeta y entender los motivos.
Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Comportamiento e interacción de los sistemas químicos.
Cinética química: ¿Por qué algunas reacciones ocurren casi instantáneamente mientras que otras pueden tardar años?
Rapidez de reacción: ¿Qué mide y cuál es su importancia? ¿Qué factores determinan la rapidez con la que ocurre una reacción? Tamaño de partícula, estado físico de los reactivos, temperatura, presión, concentración y catalizadores. ¿Cuál es la relación entre la energía de activación y la rapidez de reacción?
Factores que afectan la rapidez de reacción.
Combustiones lentas y rápidas. Métodos para la conservación de alimentos.
Rapidez de reacción y tratamiento de la basura.
Combustión del papel en las bibliotecas vs. Los explosivos. La criogenia como método de preservación de alimentos y medicinas.
Aditivos alimentarios. La energía química: pilas y baterías.
Explica y ejemplifica el concepto de rapidez de reacción. Identifica los factores que intervienen y modifican la rapidez de una reacción, explicando su influencia.
Comprende el funcionamiento de los catalizadores y su importancia en la industria química.
Informe y cartel de los resultados experimentales.
Gráficas que requieren de la aplicación del concepto de rapidez de reacción.
Cómic que ilustra lo que ocurre con las partículas (átomos o moléculas) en una reacción cuando cambian los factores que afectan la rapidez de reacción.
Video sobre la importancia de los catalizadores para la industria.
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25 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Eje
Componente
Contenido central
Contenido específico
Aprendizaje esperado
Productos esperados
Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos.
Naturaleza química del mundo que nos rodea.
La síntesis química y la diversidad de los nuevos materiales.
¿Existe un compuesto natural que supere al plástico?
¿Qué son la síntesis y el análisis químico? y ¿cuál es su importancia en la industria Química?
¿Cómo, por qué y para qué seguir diseñando nuevos materiales?
Macromoléculas naturales y sintéticas, ¿cuál es su importancia? La vida sin polímeros. Polímeros: ¿beneficio o perjuicio humano?
Monómeros y polímeros. Representación esquemática de monómeros, polímeros y macromoléculas.
La síntesis química a través de la historia.
Los nuevos materiales, diseños al gusto del cliente. Materiales biocompatibles, materiales en la producción de energías alternativas y textiles inteligentes.
Fuerzas intermoleculares y estructura molecular. Relación estructura-propiedades- función.
Macromoléculas naturales y sus funciones de almacenamiento de energía, estructuración de tejidos y catálisis.
El papel de las macromoléculas naturales en la nutrición: justificación del plato del buen comer.
La importancia de la asepsia: jabones y detergentes. Natural vs sintético.
Identifica y reconoce procesos de síntesis química de importancia cotidiana.
Explica y ejemplifica los conceptos de monómeros, polímero y macromolécula.
Identifica productos de uso cotidiano que incluye entre sus componentes macromoléculas, monómeros y polímeros.
Expone y ejemplifica la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas. Representa de manera esquemática la estructura de las macromoléculas.
Identifica las propiedades y funciones y usos de las macromoléculas naturales y sintéticas.
Comprende cómo la estructura de una macromolécula le confiere ciertas propiedades y determina su función.
Explica los tipos de enlaces que permiten la formación de macromoléculas naturales, así como el proceso de su formación.
Informe escrito sobre el origen de los objetos más importantes en su día.
Reporte de investigación sobre algún objeto de naturaleza polimérica.
Modelos tridimensionales de polímeros utilizando diferentes materiales.
Juego de cartas con preguntas y respuestas sobre el tema del macromoléculas sintéticas y naturales.
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1 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Criterios de evaluación
Ser Hacer Conocer
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2 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
INTRODUCCIÓN
Hoy en día, los jóvenes de la EMS transitan hacia la vida adulta, interactúan en un mundo
que evoluciona de la sociedad del conocimiento hacia la sociedad del aprendizaje y la
innovación (Joseph Stiglitz, 2014; Ken Robinson, 2015; Richard Gerver, 2013; y Marc
Prensky, 2015; entre otros); procesan enormes cantidades de información a gran velocidad
y comprenden y utilizan, de manera simultánea, la tecnología que forma parte de su entorno
cotidiano y es relevante para sus intereses.
De la revisión realizada a la asignatura de Lectura, Expresión Oral y Escrita II, se identifica:
Aplicar que existe peso específico en el número de contenidos y no en las
posibilidades de desarrollo de competencias de lectura y escritura
La ausencia de contenidos transversales, es decir, parecen programas por
objetivos y no competencias.
La repetición de varios contenidos.
La oralidad se toca sólo de manera tangencial.
No se toca gramática básica de la estructura de la oración.
Los tipos de textos y funciones del lenguaje se toman de manera exhaustiva.
Que existen un peso especial en el área de redacción.
Aplicar soluciones antiguas a soluciones nuevas.
Transversalidad de los Aprendizajes
El alumno realizará un ejercicio transversal en conjunto con las asignaturas de Química,
Geometría y Trigonometría, TIC´S, inglés y Lectura, Expresión Oral y Escrita.
Cada una de las asignaturas indicará el producto que se generará de acuerdo a su
programa tomando como tema integrador: Aplicación e importancia de los polímeros en
la comunidad.
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3 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Aprendiendo a usar el cuaderno:
Símbolos de Identificación
Rescatando mis Aprendizaje.
Para aprender más.
Ejercitando mi habilidad.
¿Qué Aprendí?
Rescatando mis Aprendizaje
Actividad Transversal
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1 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
COMITÉ TÉCNICO Eloísa Ramírez Montoya, Fernando Eraldo Plaza Ángeles, Juan Tapia Carmona, Humberto Quintero Torres, Fátima Valdez Bernal, Sandra Patricia Córdoba Camargo, Pedro Arredondo González, Sergio Guadalupe González Salas, Ana Margarita Venegas Barbosa, Carla Renata Villagómez
Balcázar.
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2 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
PRIMER PARCIAL.
Eje 1: Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos,
físicos y ecológicos. Contenido central: Las reacciones químicas y el equilibro químico.
Rescatando mis Aprendizaje.
Actividad de apertura
Instrucciones: Completa la siguiente table con el nombre o fórmula faltante para
caa ejemplo.
Nombre del compuesto Fórmula
Trióxido de azufre
Sulfuro de hidrógeno
Oxido de aluminio
Óxido de hierro (III)
CaO
K(OH)
Ti H3
Hidruro de estaño (IV)
Monóxido de carbono
Heptaóxido de cloro
Hidróxido de calcio (cal apagada)
Tetrafluoruro de carbono (teflón)
HCl
H2SO4
Cloruro de aluminio
Sulfuro de cobalto (III)
Fluoruro de potasio
Teluro de magnesio
NaCl
CrI6
Nitrito de potasio
Sulfato de calcio
Carbonato de sodio
Nitrato de oro (III)
Fosfato de magnesio
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3 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Nombre del compuesto Fórmula
CuSO4*6H2O
NaCN
HNO3
H3PO4
Nombre: Revisó:
Ahora comparte con algu compañero sus respuestas para que te evalue, con ayuda de la expoción del docente, corrige las respuestas incorrectas.
Resultado de la coevaluación:____
Los ejemplos resueltos de forma incorrecta o incompleta, se recomienda realizarlos 3 veces como actividad de repaso y retroalimentación.
Instrucciones: De los siguientes conceptos, registra tu nivel de dominio y marca
con una X donde corresponda. Al final suma las X de cada columna.
Concepto Nada (Rojo) Poco (Amarillo) Mucho (Verde)
Elemento
Compuestos
Masa Atómica
Molécula
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Reacción química
Reactivos
Productos
Ley de la conservación de la materia
Balanceo de Ecuaciones
Total
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4 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Reacción química.
Todo lo que encontramos a nuestro alrededor crecimiento de una planta, la digestión
de los alimentos, así como lo que no podemos ver; ya sea porque es muy pequeño
como la actividad microbiana, o cosas tan grandes que por su propia dimensión no
somos capaces de observar como la generación y transformación de estrellas y
galaxias. Lo que nos permite reconocer la importancia y trascendencia que tiene el
conocimiento de la química y sus reacciones.
Reacción química se puede definir como el proceso en el que una o más sustancias
“reactivos” se transforman en otras diferentes “productos” en una reacción. Un
ejemplo común de reacción química es la combustión del gas en la estufa o la
formación de óxido en algún metalpor efecto del oxígeno del aire. Los productos
obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las
que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se
comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las
condiciones en las que se lleva acabo la reacción, las cantidades necesarias para
que se lleve acabo la reacción permanecen constantes. Estas cantidades
constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo
presente, la carga eléctrica y la masa total. La importancia de dichas reacciones es
notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como: producción
de plásticos, metales y otros materiales. En los procesos vitales de cualquier ser
vivo, tales como: alimentación, respiración homeostasis etc. En general todas las
sustancias que a diario utilizamos son el producto de una reacción química.
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5 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ecuación química.
Una reacción química es la formación de nuevas sustancias a partir de otras,
mediante rompimiento y formación de enlaces. La ecuación química nos permite
representar mediante símbolos un fenómeno químico, una reacción química. De
forma análoga a como se representan los elementos mediante símbolos químicos,
en el caso de las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas, las
cuales son una representación abreviada mediante simbología química, de manera
que esta forma de escritura nos da a conocer mucha información, como las partes
que intervienen en la reacción (sustancias que reaccionan y aquellas que se
producen), la relación molecular de estas, si la reacción es reversible o no, si se
desprende calor, etc.
A continuación te presentamos unas sencillas reglas que tienes que aplicar
al escribir o leer una ecuación química:
1. Se deben localizar las sustancias que reaccionan (reactivos o reactantes) al
lado izquierdo de la ecuación y a la derecha se ubicarán las sustancias que
se producen (producto).
2. Cada sustancia, tanto los reactivos como los productos, estarán separados
por un signo de adición (+) en el caso de que existiera más de un reactivo o
producto.
3. Los reactivos deberán estar separados de los productos por una flecha, la
cual indica el sentido de la reacción y que se lee como “produce”.
4. A cada lado de la ecuación deberá encontrarse el mismo número de átomos
de cada elemento representado; es decir, que debe de estar balanceada la
ecuación.
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6 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
A continuación te presentamos como ejemplo la ecuación que representa la
formación del agua (H2O), la cual resulta de la combinación de hidrógeno con
oxígeno (reactivos), para formar agua (producto).
Como se observa en el esquema anterior, podemos encontrar diferentes símbolos
y números en la ecuación química, en la cual vemos tres tipos de símbolos:
químicos, aritméticos y convencionales; así como dos clases de números:
coeficientes y subíndices.
El símbolo químico nos representa el tipo de elemento químico con el que se está
trabajando en la ecuación, se están utilizando con los elementos hidrógeno y
oxígeno, representados por los símbolos “H” y “O”.
Símbolo químico del hidrógeno
2 H2+O2 2H2O
Símbolo químico
del oxígeno
El símbolo aritmético “+” de lado de los reactivos nos indica que las sustancias se
están combinando o mezclando.
Símbolo aritmético
“reacciona con”
2 H2+O2 2H2O
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7 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
El símbolo convencional de esta ecuación nos señala que las sustancias reactantes
“productos” y el sentido de la reacción. Más adelante se mencionan otros símbolos
convencionales de uso frecuente en las ecuaciones químicas.
Símbolo convencional
“produce”
2 H2+O2 2H2O
Los números presentes en la ecuación son los coeficientes y los subíndices; los
primeros son los de tamaño grande que están colocados antes de cada fórmula
química, mismos que nos indican el número de moles de cada sustancia; cuando
se trata de un mol, el número se omite ya que el símbolo representa la unidad
(a=1a); los subíndices son los números pequeños colocados en la parte inferior
después del símbolo químico, el cual nos indica el número de átomos del elemento
y al igual que en el coeficiente, si no existe subíndice, se trata de una molécula.
Coeficientes “Número de
moles”
2 H2+O2 2H2O
Subíndice
“Número de átomos”
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8 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Simbología auxiliar.
Los símbolos intervienen en la escritura de las ecuaciones químicas y son parte
fundamental para interpretar cómo se llevan a cabo las reacciones químicas. A
continuación se muestra una tabla detallada para que conozcas la simbología
utilizada y te sirva de apoyo para comprender y leer las ecuaciones químicas.
Símbolo Significado
+
Cuando se usa el signo más entre las fórmulas químicas de los reactivos, indica que éstos se combinan, se lee como “reacciona con”; por el contrario, cuando se encuentra entre las fórmulas químicas de las sustancias que resultan de la reacción (productos), y se lee como “y”.
(g) Se escribe como subíndice después de un elemento o compuesto y nos indica que se encuentra en estado gaseoso.
(s) Se escribe como subíndice después de un elemento o compuesto y nos indica que se encuentra en estado sólido.
(l) Se escribe como subíndice después de un elemento o compuesto y nos indica que se encuentra en estado líquido.
(ac) o (aq) Se escribe como subíndice después de un elemento o compuesto y nos aclara que se encuentra en solución acuosa.
(sol) Se escribe como subíndice después de un elemento o compuesto y nos indica que se encuentra formando una solución o disolución.
↓ Cuando se escribe al lado de un elemento o compuesto, indica precipitación de sólidos.
↑ Cuando se escribe al lado de un elemento o compuesto, quiere decir que éste se despende en forma de gas hacia el ambiente.
→ Indica el sentido de la reacción e irreversibilidad de la reacción y se lee como “produce”, “da” o “resulta”.
→
←
Indica que la reacción es reversible y los productos pueden transformarse nuevamente en los reactivos iniciales y viceversa; esto es, que sucede en ambos sentidos.
∆ →
→ ∆
Indican que la reacción necesita energía en forma de calor para que se lleve a cabo. Se puede leer como “en presencia de calor”, “al agregar calor” o “por la acción del calor”.
Atm Indica las condiciones de presión refiere que es encondiciones normales que se lleva acabo la reacción. 1 atmósfera. →
°C Indica la temperatura de la reacción en grados Celsius.
→
Pd Símbolo del paladio, el cual fue adicionado como catalizador (sustancia que sirve para acelerar o disminuir una reacción, sin que ésta participe como parte de reactivos o productos de la reacción. →
Indican que la reacción necesita luz ultravioleta para que se lleve a cabo la reacción. →
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9 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Reacciones químicas en el medio ambiente.
La contaminación ambiental está estrechamente ligada con la química, el conocer
distintos tipos de contaminantes que afecten el aire, el agua y el suelo, sus
características y las reacciones químicas que producen, pueden favorecer que se
dejen de utilizar o cambiar su uso por otros materiales que tengan un efecto menos
nosivo para el ambiente.
Aire. Reacciones químicas que se producen por la presencia no natural de agentes
contaminantes.
Monóxido de carbono (CO).
De forma natural se origina por la oxidación del metano (CH4).
Este gas se obtiene por la descomposición de la materia orgánica.
La reacción del metano con una pobre cantidad de oxigeno produce una
combustión incompleta generando monóxido de carbono:
La principal fuente antropogénica del monóxido de carbono es la combustión
incompleta de hidrocarburos, que pueden presentarse en forma de octano
(C8H18), uno de los componentes de la gasolina.
Para que la combustión pueda darse adecuadamente se requiere suficiente
cantidad de oxígeno.
Como ejemplo podemos mencionar a un auto, la combustión adecuada se
logra cuando está bien afinado y la mezcla de gasolina y aire es la adecuada.
Esta es la razón por la cual en muchos países, se exige mediante la
verificación vehicular, que la emisión de este contaminante se encuentre en
niveles bajos.
Óxidos de nitrógeno (NOx).
La fuente natural del NO2, se encuentra en: -Descomposición bacteriana de
nitratos orgánicos, actividad volcánica e incendios forestales.
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10 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La fuente antropogénica se concentra en la emisión de los gases de los
automotores y en la quema de combustibles fósiles.
El monóxido de nitrógeno de la atmósfera reacciona foto químicamente con
el oxígeno y se convierte en dióxido de nitrógeno, uno de los agentes
causantes de la lluvia ácida y el esmog en las ciudades.
2NO2 + H2O 2 HNO3
También afecta la capa de ozono.
El monóxido de nitrógeno es inofensivo, pero el NO2, es capaz de penetrar
profundamente en los pulmones y dañar el sistema respiratorio al modificar su pH.
El NO2, puede causar: -Bronquitis, neumonía, susceptibilidad a infecciones virales
(gripe) o alteraciones del sistema inmunológico.
Dióxido de azufre (SO2).
El SO2 afecta el sistema respiratorio. Se manifiesta entre las personas que
sufren asma y bronquitis crónica.
Los peores efectos se tienen cuando el SO2 reacciona con la humedad del
aire para contribuir, mediante una serie de reacciones, a la formación de la
lluvia ácida que impacta fuertemente las fuentes de agua, lo cual genera
serios trastornos en la vida acuática y silvestre asociada a ellas.
2SO2 + O2 2SO3
Dióxido de azufre oxígeno molecular trióxido de azufre
SO3 + H2O H2SO4
trióxido de azufre agua ácido sulfúrico
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11 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Hidrocarburos.
La gasolina contiene una mezcla de hidrocarburos, principalmente: Heptano C7H16
Octano C8H18.
A estos hidrocarburos se les acostumbra adicionar compuestos oxigenados como
éteres y alcoholes.
La principal fuente de saturación de hidrocarburos en la atmósfera, son los gases
producidos por el ganado y sus desechos. Además de los motores de combustión
interna y la evaporación de combustibles.
Los hidrocarburos pueden ocasionar: pérdida de coordinación motora, náuseas,
daños en el hígado, algunos son potencialmente carcinógenos para humanos y
animales.
Agua.
Ejemplo de reacciones químicas que se produce con la contaminación de agua:
Los contaminantes orgánicos se descomponen en presencia de oxígeno y liberan
energía mediante un proceso denominado aerobiosis.
Por ejemplo, la aerobiosis de la glucosa puede representarse mediante la siguiente
ecuación:
Cuando se agota la materia orgánica que contamina el agua, la acción bacteriana
de la desoxigenación de las aguas contaminadas oxida al ion amonio, proceso
denominado: -Nitrificación.
Se puede representar mediante la ecuación química iónica, en la que el ion amonio
(NH4+) reacciona con el oxígeno para producir iones hidrógeno (H+), iones nitrato
(N03) y agua.
En los canales y ríos que transportan aguas negras, producto de los desechos
urbanos e industriales, es frecuente percibir olor a “huevo podrido”, generado por el
sulfuro de hidrógeno (H2S) producido por la putrefacción de las proteínas.
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12 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La ecuación química correspondiente sin balancear es:
El sulfuro de hidrógeno es un gas incoloro y muy tóxico, el cual en concentraciones
de 5% es nocivo para la vida y se persive como un olor fétido.
Los peces y otros animales que requieren del oxígeno no pueden vivir en aguas
contaminadas donde ocurre la putrefacción.
Suelo.
El suelo es la mayor fuente de producción de alimentos y el receptor de grandes
cantidades de contaminantes, los contaminantes añadidos al suelo contribuyen
también a la polución del agua y el aire, por este motivo, el suelo es un elemento
clave en los ciclos ambientales
Las principales reacciones químicas que tienen lugar en el suelo, y que involucran
a los elementos que constituyen los nutrientes de las plantas, se consideran
contaminantes del suelo a algunas sustancias cuando se manejan en exceso o con
falta de cuidado
Por ejemplo, los fertilizantes son, en muchos sentidos, necesarios para obtener
mejores cosechas, sin embargo, su uso excesivo y sin control acarrea graves
problemas. En varios países, los fertilizantes más utilizados son los que se fabrican
a base de urea (CO(NH2)2) ya que son una fuente para:
Obtención de nitrógeno.
Elemento esencial para el crecimiento de las plantas y la síntesis de la
clorofila
Incremento de proteínas en los vegetales.
Aumento en la cantidad de hojas y tallos.
Cuando la urea se agrega a un suelo con pH mayor a 6.3, esta sufre un proceso de
hidrólisis que genera como productos de la reacción amonio (NH4+) y el ion
bicarbonato HCO3-1.
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13 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La cantidad de materia orgánica y de líquido “edáfico” son factores a tomar en
cuenta para agregar la cantidad apropiada de urea.
Cuando se agrega en exceso a las semillas se suele dallar o inhibir su germinación,
puesto que el amoniaco en grandes cantidades, se convierte en un tóxico
importante.
Otros ejemplos de contaminación en los suelos, son los pesticidas, insecticidas y
herbicidas, estos sufren una descomposición química que está en función de su
estructura y de los grupos activos presentes en la molécula.
Los procesos de óxido-reducción y de hidrólisis o fotólisis son los que se presentan
con más frecuencia y estos, a su vez, están fuertemente condicionados por: el pH,
la temperatura y la cantidad de lluvia que recibe el suelo, y su presentación, dado
que los pesticidas, herbicidas e insecticidas líquidos son más susceptibles de
degradación que los que se presentan en formas sólidas.
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 1
Intrucciones. Con base en el ejemplo. Completa para cada una de las siguientes
reacciones químicas.
Ejemplo:
Reactivos NO O2
Productos NO2
Símbolos auxiliares Luz y calor
Subíndices 02 NO2
Coeficientes 2NO 2NO2
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14 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercicio 1 Ag2SO4 + NaCl AgCl + Na2SO4
Sulfato de plata cloruro de sodio cloruro de plata sulfato de sodio
Reactivos
Productos
Símbolos auxiliares
Subíndices
Coeficientes
Ejercicio 2 Pb + PbO2 + H2SO4 PbSO4 + H2O
Plomo óxido de plomo (IV) ácido sulfúrico sulfato de plomo (II) agua
Reactivos
Productos
Símbolos auxiliares
Subíndices
Coeficientes
Ejercicio 3 Na(s) + Cl2 (g) calor NaCl(s)
Sodio cloro cloruro de sodio
Reactivos
Productos
Símbolos auxiliares
Subíndices
Coeficientes
Ejercicio 4 Fe + HCl FeCl2 + H2
Hierro ácido clorhídrico cloruro de hierro (II) hidrógeno
Reactivos
Productos
Símbolos auxiliares
Subíndices
Coeficientes
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15 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Tipos de reacciones químicas.
Tipos de reacciones químicas: síntesis, descomposición, sustitución simple,
sustitución doble: combustión, neutralización.
1. Reacción de síntesis o adición. Son reacciones en las cuales dos o más
sustancias se combinan para formar una sustancia más compleja. La fórmula
general es:
A + B AB
4Fe + 3O 2 2Fe2O3
Hierro oxígeno Óxido de hierro (III) / óxido férrico.
2CaO(s) + 2H2O(l) 2Ca(OH)2(ac)
óxido de calcio agua hidróxido de calcio (cal apagada)
2. Reacción de descomposición. Es aquella en la que un compuesto se
descompone en dos o más elementos o moléculas más simples.
AB A + B
2HgO 2 Hg + O2
Óxido de mercurio (II) / óxido mercúrico Mercurio Oxígeno molecular.
3. Reacción de sustitución simple. Son reacciones en la cual un elemento no
combinado sustituye a otro elemento dentro de un compuesto. Éste cambio se
representa con la fórmula general:
A + BC AC + B
2Na + 2H2O 2 NaOH + H2
Sodio agua hidróxido de sodio hidrógeno molecular
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16 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre
4. Reacción de sustitución doble. Es aquella en la cual 2 compuestos
intercambian iones entre sí. Un ejemplo de estas reacciones son las que ocurren
al neutralizar un ácido. Siendo su fórmula general:
AB + CD AD + CB
HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido clorhídrico hidróxido de sodio cloruro de sodio agua
K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS
Sulfuro de potasio sulfato de magnesio sulfato de potasio sulfuro de magnesio
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 2 Instrucciones: De la siguiente lista de ecuaciones químicas, elige 10 para clasificarlas según el tipo de reacción y asigna el nombre de cada compuesto que la conforma.
No. Ecuación
1. H + Ca CaH2
2. H2O O2 + H2
3. Hg + H2S Hg2H
4. HNO3 + H2S NO + S + H2O
5. Fe + Br2 Fe Br2
6. Pb + PbO2 + H2SO4 PbSO4 + H2O
7. Na(s) + Cl2 (g) calor NaCl(s)
8. Al(s) + Br2 (l) Al Br3
9. HgO (s) calor Hg (l) + O2 (g)
10. PbO2 (s) calor PbO (s) + O2 (g)
11. NaCl(aq) +AgNO3(aq) NaNO3(aq) + AgCl(aq)
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17 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
No. Ecuación
12. Zn (s) + HCl (ac) H2 (g) + ZnCl2 (ac)
13. Ca(g) + O2(g) CaO(s)
14. Fe + HCl FeCl2 + H2
15. KClO3 KClO + O2
16. Fe(s) + H2O(g) Fe3O4(s) + H2(g)
17. BaCl2(ac) + (NH4)2CO3(ac) BaCO3(ac) + NH4Cl2(ac).
18. MnO2 + Al Al2O3 + Mn
19. Mg(s) + O2(g) MgO(s)
20. Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s)
21. NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O
22. CaCO3 + HCl CaCl2 + H2O + CO2
23. PCl5 + H2O H3PO4 + HCl
24. Cl2 + KBr Br2 + KCl
25. KClO3 KCl + O2
26. PCl3 + H2O H3PO3 + HCl
27. NiS + O2 NiO + SO2
28. CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O
29. B2O3 + C B4C3 + CO2
30. Ag + H2S + O2 Ag2S + H2O
31. MnCl2 + Al Mn + AlCl3
32. Cu(OH)2 + H3PO4 Cu3(PO4)2 + H2O
33. CuSO4 . 6H2O calor CuSO4 + H2O
34. Cu(OH)2 + H2SO4 Cu(SO4) + H2O
Imagen 1. Reacciones químicas. Recuperado de:
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18 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Balanceo de ecuaciones.
Método Algebráico
CaC2 + H2O → Ca (OH)2 + C2H2
Para resolver el balanceo por método algebráico, se siguen los siguientes pasos:
1. Escribe debajo de la ecuación original para cada molécula una literal que
represente a cada compuesto contenido en la reacción.
CaC2 + H2O → Ca (OH)2 + C2H2
a + b → c + d
2. Enlista verticalmente los diferentes elementos que participan en la reacción.
Ca
C
O
H
3. A la derecha del símbolo de cada elemento que participa en la reacción, se
escribe la ecuación que corresponde a éste, basándose en el número de
veces que el elemento aparece en los diferentes compuestos presentes en
la ecuación representados por cada literal. Desarrollando una ecuación
donde se consideren los extremos de la ecuación (reactivos y productos),
cambiando la flecha de la reacción por un signo de igualdad (=) para la
ecuación obtenida de cada elemento.
Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto)
a = c
C: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2d
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19 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
O: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2c
H: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2d
4. Se revisa las letras que representan a cada una de las moléculas, y la literal
que aparezca con mayor frecuencia y con el subíndice de mayor valor se le
asigna el valor de uno. Para que apartir de este valor se resuelvan las
ecuaciones.
.
Le asignaremos el valor de "1" a C, ya que es la literal que aparece en un mayor
número de ocaciones en las ecuaciones propuestas para cada elemento.
5. Los valores de las otras literales se obtienen por operaciones algebraicas.
Resolvemos cada ecuación obtenida:
c = 1 luego, a = c
a = 1
2a = 2d luego, d = 2/2 = 1
b = 2c, luego b= 2 x (1); b = 2
2 b = 2 c + 2 d; 2b = 2 x (1) + 2 x (1);
2 b = 2 + 2; 2 b = 4;
b = 4 / 2;
b = 2
Se reemplaza cada literal por el valor obtenido:
a=1
b=2
c=1
d=1
a CaC2 + b H2O → c Ca(OH)2 + d C2H2
1 CaC2 + 2 H2O → 1 Ca(OH)2 + 1 C2H2
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20 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Como el 1 coeficiente 1 se obvia ya que la literal representa la unidad, la ecuación
queda:
CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2
Y la ecuación ya está balanceada.
Ejemplo 2. Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación química.
Ba(OH)2 + P4O10 → Ba3(PO4)2 + H2O
Hidróxido de bario óxido fosfórico fosfato de bario
Respuesta
Paso 1:
Ba(OH)2 + P4O10 → Ba3(PO4)2 + H2O
a + b → c + d
a Ba(OH)2 + b P4O10 → c Ba3(PO4)2 + d H2O
Paso 2 y 3:
Ba Ecuación parcial del Bario Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 a = 3c (2)
P Ecuación parcial del Fósforo P4O10 → Ba3(PO4)2 4b = 2c (3)
H Ecuación parcial del Hidrogeno Ba(OH)2 → H2O 2a = 2d (4)
O Ecuación parcial del Oxigeno
Ba(OH)2 + P4O10 → Ba3(PO4)2 + H2O 2a + 10b = 8c + d (4)
Paso 4:
Se reemplaza b por 1 ya que ésta literal tiene el coeficiente mayor (10).
Paso 5:
Se remplaza el valor de b en la ecuación 2 y se despeja c, para encontrar su valor.
4b = 2c
4 * 1 = 2c
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21 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
4 = 2c
c = 4/2
c = 2………………..(5)
Remplazamos en la ecuación 1 el valor de c para obtener el valor de a.
a = 3c
a = 3 * 2
a = 6
Remplazamos el valor de a la ecuación 3
2a = 2d
2 * 6 = 2d
12 = 2d
d = 12/2 = 6
Se reemplazan los coeficientes literales por los valores obtenidos:
6Ba(OH)2 + P4O10 → 2Ba3(PO4)2 + 6H2O
Se comprueba el balance.
Reactivos Productos
6 Ba 6
4 P 4
12 H 12
22 O 22
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de Aprendizaje 3
Instrucciones: Balancea las siguientes ecuaciones por el método algebraico:
1. KClO3 KCl + O2
clorato de potasio cloruro de potasio Oxígeno
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22 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
2. BaO2 + HCl BaCl2 + H2O2
óxido de bario ácido clorhídrico cloruro de bario peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)
3. H2SO4 + C SO2 + CO2 + H2O
Ácido sulfúrico dióxido de azufre dióxido de carbono
4. Ag2SO4 + NaCl AgCl + Na2SO4
sulfato de plata cloruro de sodio cloruro de plata sulfato de sodio
5. NaNO3 + KCl NaCl + KNO3
Nitrato de sodio cloruro de potasio cloruro de sodio nitrato de potasio
Método de balanceo del número de oxidación.
Determinación del número de oxidación.
Para comprender este método, vamos a balancear la siguiente ecuación:
Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2↑
La primera regla, establece que todos los elementos libres tendrán número de
oxidación igual a cero, ya que los elementos no comparten electrones y por tanto
son neutros. Para este caso son el Hierro y el hidrógeno, y colocamos un cero como
número de oxidación.
Fe0 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H20 ↑
Identificamos todos los H a los cuales se les asignara el valor (+1) y para el oxígeno
(-2). Y a partir de éstos valores obtenemos el número de oxidación de los elementos
restantes, en este caso el azufre y el hierro considerando la regla “la suma
algebraica de los números de oxidación siempre debe ser cero”:
Fe0 + H2+1 SO4
-2 → Fe+32 (SO4)3
-2 + H2O
↑
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23 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para determinar el valor del número de oxidación del azufre (S) del primer miembro
en la ecuación se establece:
Para determinar el número de oxidación del azufre, se multiplica el valor del número
de oxidación del oxígeno por el número de oxígenos que tiene la molécula (en este
caso hay 4 oxígenos que multiplicados por el -2 correspondiente a su número de
oxidación, resulta -8) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su
número de oxidación por el número de oxígenos que hay (2 átomos de hidrógeno
multiplicados por +1 resulta +2). Y al sumarlos nos da cero la adición algebraica de
los números de oxidación.
Si recordamos las reglas de formulación, es fácil deducir que el número de oxidación
del hierro es +3 y la del ión sulfato -2 (observe los subíndices delante de cada ión).
Ya hemos definido el número de oxidación del hierro. Falta conocer el número de
oxidación del azufre en el ión sulfato. Ya sabemos que la carga neta del ión es -2,
por lo que si se multiplica los cuatro átomos de oxígeno por -2, resulta que la carga
del oxígeno es -8, por lo que es lógico deducir que el número de oxidación del azufre
será +6 para que al hacer la suma algebraica resulte -2.
Y de esta manera ya hemos obtenido todos los números de oxidación del
compuesto químico:
Fe0 + H+1
2S+6O-24 → Fe+3
2 (S+6O-24)-2
3 + H2O
↑
H2SO4
Elemento Numero de oxidación
2 H +1 + 2
1 S +6 +6
4 O -2 -8
Suma algebraica 0
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24 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce. Observamos que
el hierro se oxida pues su número de oxidación aumenta de cero a 3 para lo cual
pierde 3 electrones.
Observamos ahora que el hidrógeno se reduce (gana 1 electrón), pero como hay
dos átomos de hidrógeno, se multiplica por 2) y por lo tanto hay una ganancia de 2
electrones en total:
La ecuación queda de la siguiente manera:
Se oxida se reduce
Fe0 → Fe+3 + 3e- 2H+1 + 2e- → H20
A continuación, intercambiamos los electrones ganados y perdidos para igualar
dichas cantidades:
2 (Fe0 → Fe+3 + 3e-) 3 (H2+1 + 2e- → H2
0)
Teniendo como resultado del producto de ambas ecuaciones:
(2Fe0 → 2Fe+3 + 6e-) (3H2+1 + 2e- → 3H2
0)
Se colocan los coeficientes obtenidos en la ecuación original.
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑
El último paso consiste en completar el balance de la ecuación. Para lo que nos
podemos apoyar en el balance por tanteo.
Sugiriendo los siguientes pasos:
Se realiza una lista de los elementos que interfieren en la reacción,
comenzando por metales, no metales, hidrógeno y oxígeno al final.
= Fe =
= S =
= O =
= H =
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25 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Se cuentan los elementos que hay en el lado de los reactivos y los que
hay en el lado de los productos. Comprobando que las cantidades de
elementos sea igual.
2= Fe =2
3= S =3
12= O =12
6= H =6
La ecuación balanceada resulta:
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑
Ejemplo 2:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Asignamos los números de oxidación:
K+1Mn+7O4-2
+ H+1Cl-1 → K+1Cl-1 + Mn+2Cl2-1 + Cl20
+ H2+1O-2
Observemos que en el segundo miembro, el cloro aparece con dos números de
oxidación, por tanto, comenzaremos el balanceo por ese lado de la ecuación
donde el cloro presenta un cambio en su número de oxidación:
K+1Mn+7O4-2 + H+1Cl-1 → K+1Cl-1 + Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2
+1O-2
Mn+7 + 5e- → Mn+2 reduce (agente oxidante)
2Cl-1 → Cl20 + 2e- oxida (agente reductor)
Se intercambian los electrones ganados y perdidos, quedando como coeficientes
de la ecuación contraria.
2 (Mn+7 + 5e- → Mn+2 ) reduce (agente oxidante)
5 (2Cl-1 → Cl20 + 2e- ) oxida (agente reductor)
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26 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Quedando las reacciones de semicelda de la siguiente manera:
2Mn+7 + 10e- → 2Mn+2 reduce (agente oxidante)
10 Cl-1 →5 Cl20 + 10e- oxida (agente reductor)
Ahora los coeficientes obtenidos los transcribimos a la ecuación original.
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O
El último paso consiste en completar el balance de la ecuación. Para lo que nos
podemos apoyar en el balance por tanteo.
Sugiriendo los siguientes pasos:
12. Se realiza una lista de los elementos que interfieren en la reacción,
comenzando por metales, no metales, hidrógeno y oxígeno al final.
2 = Mn = 2
2 = K = 2
Para igualar la cantidad de cloros, cambiamos en el lado de los reactivos el
coeficiente del HCl cambiando el 10 por el 16.
10 = Cl = 16
A partir de este cambio se balancean el número de H. Agregando un coeficiente 8
en la molécula de agua la cual tiene un subíndice 2 por lo que en total nos quedan
16 H igualándose con la cantidad que se tiene en los reactivos.
16 = H = 16
Por último se igualan los Oxígenos.
8 = O = 8
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27 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La ecuación balanceada resulta:
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de Aprendizaje 4
Instrucciones: Balancea las siguientes reacciones por el método del número de
oxidación:
1. KClO3 + S → KCl + SO2
Clorato de potasio cloruro de potasio dióxido de azufre
2. KClO3 + S + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4
Clorato de potasio sulfato de potasio ácido sulfúrico
3. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
Ácido nítrico nitrato de cobre (II) monóxido de nitrógeno
4. H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O
Ácido sulfhídrico ácido nítrico ácido sulfúrico monóxido de nitrógeno
5. I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O
Ácido nítrico ácido yódico monóxido de nitrógeno
6. H2S + SO2 → S + H2O
Ácido sulfhídrico dióxido de azufre
7. Na2SO3 → Na2S + Na2SO4
Sulfito de sodio sulfuro de sodio sulfato de sodio
8. HNO3 → NO + H2O + O2
Ácido nítrico monóxido de nitrógeno
9. HNO3 + S → H2SO4 + NO
Ácido nítrico ácido sulfúrico monóxido de nitrógeno
10. NaCl + MnO2 + H2SO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
Cloruro de sodio óxido de manganeso (IV) ácido sulfúrico sulfato de manganeso (II) sulfato de sodio
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28 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Qué Aprendí?
Actividad de Cierre.
Instrucciones: Balancea las siguientes ecuaciones por el método algebraico y
redox.
Método de balanceo Algebráico
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
MnO2 + Al → Al2O3 + Mn
Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)
Método de Balanceo Redox
HN03 + H2S → NO + S + H2O
Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2
+ NH3 + H2O
FeS + O2 → Fe2O3 + SO2
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29 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Eje 2: Utiliza escalas y magnitudes para registrar y sistematizar información en la ciencia. Contenido central: Cuantificación en las reacciones químicas: ¿Cómo
contamos lo que no podemos ver?
Rescatando mis Aprendizaje.
Actividad de aprendizaje 1
Instrucciones: Completa la tabla con la información que se te pide.
HNO3 → NO + H2O + O2
Ácido nítrico monóxido de nitrógeno
Rectivos Productos
Peso atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O
Ácido nítrico ácido yódico monóxido de nitrógeno
Rectivos
Productos
Peso
atómico:
Mol:
Peso
atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
Peso atómico:
Mol:
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30 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Estequiometría.
La estequiometría es la parte de la Química que se encarga del estudio cuantitativo
tanto de los reactivos participantes como de los productos en una reacción química.
De esta manera, si conocemos la cantidad de reactivos que vamos a utilizar en un
determinado proceso, podremos conocer la cantidad de productos.
Unidades químicas
En la vida cotidiana normalmente utilizamos diferentes formas de pesar y de medir
y las expresamos con ciertas unidades; por ejemplo, si vamos a la tienda pedimos
que nos den un kilogramo de huevo, un litro de leche o un kilogramo de azúcar.
Al usar un termómetro podemos presentar la temperatura con 3 diferentes unidades
que son: Kelvin, Celsius y Farenheit.
Cuando hablamos de tiempo decimos que una hora equivale a 60 minutos, pero si
queremos medir un átomo de oxígeno, ¿Qué unidades utilizamos?
En Química se requiere que se hagan mediciones de la materia por lo que se utiliza
la unidad mol para medir cantidad de materia, que contienen átomos, iones y
moléculas.
Un mol siempre contiene el mismo número de partículas, sin importar de qué
sustancia se trate. Así, por ejemplo, tenemos las siguientes sustancias
Mol Partícula (átomos, moléculas, iones,
objetos, etc.)
1 mol 6.023 X 1023 átomos
1 mol de H2 6.023 X 1023 átomos de Hidrogeno
1 mol de H2O 6.023 X 1023 átomos de agua
I mol de NO3 6.023 X 1023 átomos de nitrato.
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31 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ahora bien, ¿cómo podríamos de manera experimental conocer el número de moles
que hay en cierta masa de sustancia? o ¿cómo podríamos pesar un mol de agua?.
No existen instrumentos para cuantificar directamente moles de sustancia (no
podemos contar una a una tantas partículas); pero sí para medir la masa. Debido
a esto, lo que se cuantifica es la masa de fracciones, de uno o varios moles.
En la actualidad, los valores de las masas atómicas, se determinan por medio
de un espectrómetro de masa o espectrógrafo de masas, el cual fue inventado
por Francis William Aston en 1920.
La masa de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el kilogramo.
Así, las cantidades que resultan de esta medición son manejables; es decir, no
son muy grandes ni muy pequeñas. Pero ¿Cómo utilizar el kilogramo para pesar
cosas tan minúsculas como los átomos? Se obtendrían cifras extraordinariamente
pequeñas.
Cuando en la tabla periódica se lee masa atómica, se habla de una masa
atómica relativa de los elementos, ya que se obtiene en base a una comparación
con una unidad de referencia. No se puede pesar la masa del átomo
individualmente; lo que se puede hacer es calcular la abundancia relativa de cada
isótopo. Todos los elementos de la tabla periódica se derivan de sus isótopos que
se forman en la naturaleza.
Para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el
carbono 12 (el isótopo más abundante del carbono), al que se le asigna un valor
exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad a utilizar corresponde a la doceava
parte de la masa del átomo de dicho isótopo.
La unidad de referencia se llama; uma, que quiere decir unidad de masa atómica.
Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del átomo del isótopo
más abundante del carbono: el 12C. Esta unidad de masa atómica
corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de
hidrógeno) y se considera también, equivalente a la masa de un neutrón.
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32 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Masa del protón = 1.6726 × 10-27 Kg
Masa del neutrón = 1.675 X 10-27 Kg
1 uma = 1.67 x 10-27 kg
1 g = 6.022 x 1023 uma = 1 mol de protones = 1 mol de neutrones
En el átomo de carbono se tiene una masa atómica = 12 uma, por lo que:
1mol de átomos de carbono = 6.022 x 1023 átomos de carbono = 12 x 6.022 x 1023
umas = 12 x 1g = 12g. Relación entre la masa, número de moles y átomos de un
elemento.
Este resultado se puede utilizar para determinar la relación entre unidades de masa
atómica y gramos. Debido a que la masa de cada átomo de C12 es exactamente 12
uma, el número de gramos equivalente a 1 uma es:
En consecuencia: 1 uma= 1.661 x 10-24 g por lo que g = 6.022 x1023 uma
Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para
convertir unidades de masa atómica a masa en gramos, y viceversa.
Los conceptos de número de Avogadro y masa molar, permiten efectuar
conversiones entre masa y moles de átomos, entre número de átomos y masa, así
como para calcular la masa de un solo átomo. Para estos cálculos se emplearán
los siguientes factores multiplicadores unitarios:
Donde X representa el símbolo de un elemento.
Masa fórmula: es la suma de las masas atómicas expresada en unidades de masa
atómica (uma) de los elementos indicados en la fórmula química.
La fórmula H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta
exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Su masa fórmula
es la suma de la masa del átomo de hidrógeno (1.00794 uma) multiplicado por
el número de veces que aparece en la fórmula (subíndice 2) más la masa de un
átomo de oxígeno (15.999 uma), por tanto, la masa fórmula del H2O es 18.01528
uma. Generalmente se expresa el valor en número entero (redondeo); así la masa
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33 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
fórmula del agua es 18 uma, de hecho el redondeo se puede implementar desde
el dato numérico de la masa del átomo.
Para calcular la masa molar de un elemento es necesario conocer su masa
atómica, y para ello se utiliza la tabla periódica de los elementos. Como las
masas atómicas son números fraccionarios, para facilitar su manejo se
redondea el valor obtenido de la tabla periódica, al entero más próximo. Si el
número está 0.0, 0.1, 0.2, 0.3 se redondea al entero inmediato inferior, si es
0.4 o 0.5 se deja como 0.5 y si es 0.6, 0.7, 0.8, 0.9 se redondea al entero inmediato
superior. Por ejemplo, el silicio (Si) tiene una masa atómica de 28.09 uma, por
lo que se aproxima a 28 uma.
Fórmula Elemento Peso o
masa atómica
Peso o masa atómica
aproximada
Número de
átomos
Pesos totales de
cada elemento
Masa fórmula
NaOH NaOH H 22.9897 15.9994 1.00794
23 uma 16 uma 1 uma
1 1 1
23 16 1
40 uma
Al2(Cr2O7)3
AlCr O 26.9815 51.9961 15.9994
27 uma 52 uma 16 uma
2 6 21
54 312 336
702 uma
Es la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas o partículas de una
sustancia; se representa con las unidades de gramos sobre mol (g/mol). Para todos
los elementos (excepto los que se presentan en la naturaleza como moléculas
diatómicas, como H2, Cl2) la masa molar es la masa en gramos numéricamente igual
al peso atómico del elemento en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el peso
atómico del Ca es 40 uma, por lo que su masa molar es 40 g/mol.
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34 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Elemento
Masa atómica
(uma)
Masa atómica (aproximada)
Masa molar (gramos)
Cantidad
de átomos
Ni 58.6934 59 59.00 6.022 x 1023
C 12.0107 12 12.00 6.022 x 1023
Fe 55.845 56 56.00 6 .022 x 1023
Cl 35.453 35.5 35.50 6.022 x 1023
O 15.9994 16 16.00 6.022 x 1023
Para obtener la masa molar en los elementos de moléculas diatómicas se debe
considerar que las partículas en un mol de ese elemento están constituidas por
átomos. Por ejemplo, un mol de hidrógeno (H2) es una molécula formada por dos
átomos de hidrógeno, así un mol de moléculas de H2 contiene 2 moles de átomos
de hidrógeno. Por lo tanto, la masa molar de la molécula de H2 es el doble de la
masa molar del átomo de hidrógeno; es decir 2 x 1 g = 2 g.
Elemento Masa
atómica (uma)
Masa molar
(gramos)
Cantidad de
moléculas
H2 1 (1 x 2)= 2 6.022 x 1023
Cl2 35.5 (35.5 x 2)= 71.0 6.022 x 1023
1 mol = 6.022 x 1023 partículas = masa molar
Volumen molar: al referirse a sustancias gaseosas resulta conveniente utilizar un
término llamado volumen molar: “un mol de cualquier gas tendría el mismo
volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y
presión, también llamadas condiciones estándar TPN (0°C y 1 atm). El volumen
de un gas que se comporta de manera ideal es directamente proporcional al
número de partículas de gas presentes, si la temperatura y la presión se
mantienen constantes. Esta relación es conocida como la Ley de Avogadro. La
determinación experimental señala que bajo estas condiciones se tiene un volumen
de 22.4 litros por mol de gas (22.4 l/mol).
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35 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 2.
Instrucciones: Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias:
1. Hidróxido de sodio (NaOH).
2. Sulfato de Aluminio (Al2(SO4)3)
3. Oxigeno (O2).
4. Fosfato de bario (Ba3(PO4)2).
5. Cloro (Cl2).
6. Bicarbonato de calcio.(Ca(HCO3)2)
7. Magnesio (Mg).
8. Iodito férrico (Fe(IO2)3)
9.-Monóxido de carbono (CO)
10. Neón (Ne).
Los cálculos estequiométricos se basan en leyes ponderales que nos facilitan los
cálculos. Fueron propuestos por distintos científicos a lo largo de la historia y ahora
las conocerás.
Ley de Lavoisier
Ley de la conservación de la masa:
“En toda reacción química, la masa se conserva, esto es, la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos”
Ley de Proust
La segunda ley también conocida como ley de las proporciones definidas o ley de
Proust, en honor a quien la enunció en 1801, dice:
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36 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ley de las proporciones definidas.
“En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combina con
una masa definida de otro es siempre la misma”.
Ley de Dalton
La tercera ley formulada por Dalton en 1808 establece que:
Ley de las proporciones múltiples.
“Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar
compuestos diferentes, las masas de uno de los elementos que se combinan con la
misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños”.
Ley de Richter-Wenzel
La cuarta ley recibe el nombre en honor al científico alemán Jeremías Ritcher,
quien no formuló esta ley pero propuso los antecedentes que la hicieron postular en
1972 y menciona lo siguiente:
Ley de las proporciones recíprocas o de Ritcher-Wenzel.
“Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad
de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos
elementos cuando se combinan entre sí.”
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37 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 3. Instrucciones: Realiza una breve biográfia de los científicos antes mencionados.
Científico Biografia
Antonie Laurent de Lavoisier
Joseph Louis Proust
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38 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Científico Biografia
John
Dalton
Jeremías Ritcher
Pero te preguntarás, ¿por qué son tan importantes los cálculos estequiométricos?
Se emplean para análisis químicos de forma constante en industrias alimenticias,
farmacéutica, químicas, etc., con el fin de llevar un control de calidad o garantizar
una buena producción. Si conocemos la ecuación química (receta) respectiva del
proceso que nos interesa y la cantidad de alguna sustancia (ingrediente) podemos
determinar las cantidades de los demás reactivos y productos mediante cálculos
estequiométricos.
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39 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Por dónde debemos comenzar? Pasos sugeridos para resolver problemas donde
nos interesa conocer la cantidad o cantidades de sustancias que intervienen en una
reacción química:
De acuerdo con esto se pueden presentar 3 tipos de problemas, pero se sigue el
mismo procedimiento de solución.
1. Mol-mol: La cantidad que se conoce está dada en mol y la cantidad de sustancia
que se va a determinar también debe expresarse en moles.
2. Masa-masa: La cantidad que se conoce está dada en masa y la cantidad de
sustancia que se va a determinar también debe expresarse en masa.
3 Volumen-volumen: La cantidad que se conoce está dada en volumen y la
cantidad de sustancia que se va a determinar también debe expresarse en volumen.
En la cinética química que estudia las velocidades de los procesos químicos siendo
función la concentración de las especies que reaccionan, los productos de reacción,
catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, variables como
temperatura, presión que pueden afectar a la velocidad de una reacción. La cinética
química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de
reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que
influyen la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La
mayoría de las reacciones implican una serie de procesos etapa a etapa, cuya suma
corresponde a la Estequiometría en la que se combinan los reactivos y se forman
los productos. Sin embargo, sólo una de ellas es generalmente la etapa
determinante de la velocidad (generalmente en la formación de productos), mucho
más rápidas que otras.
El Fisicoquímico puede deducir el mecanismo de una reacción determinando la
naturaleza de la Constante de reacción o de Equilibrio (K), a partir del análisis
matemático de la cinética de la reacción, e investigando cómo afectan las
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40 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
condiciones de reacción a esta etapa (por ejemplo el disolvente, otras especies y la
temperatura), o cómo esas condiciones generan otros procesos en la reacción o
variar su velocidad.
Una vez analizados los diversos tipos de reacciones se pueden estudiar los
aspectos cuantitativos de las reacciones químicas, (la cantidad en las que estas
reacciones forman productos).
Las relaciones ponderales (o de masa) entre reactivos y productos en una reacción
química representan la Estequiometría de la reacción. Para interpretar una reacción
cuantitativamente, se requiera aplicar el conocimiento de las masas molares y el
concepto de mol.
Este se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación
química se pueden interpretar con el número de moles de cada sustancia.
Los cálculos basados en las ecuaciones químicas se encuentran entre los más
importantes en Química general debido a la gran cantidad de conocimiento
descriptivo cuantitativo que está condensado en estas ecuaciones. El conocimiento
acerca de un cambio químico se representa mediante una ecuación constituida por
fórmulas, cada fórmula representa la composición de una sustancia en función de
los átomos componentes.
1. Relación mol – mol
El método de la relación molar se puede emplear para resolver problemas
estequiométricos en cálculos donde se conocen los moles de los reactivos y se
requiere calcular el número de moles de los productos, o viceversa.
Ejemplo:
¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán por la reacción completa de
2 moles glucosa (C6H12O6) de acuerdo con la reacción siguiente?
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2 O
1 mol 6 moles 6 moles 6 moles
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41 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La ecuación balanceada establece que se producirán 6 moles de CO2 a partir de 1
mol de C6H12O6. Aunque se pueda ver fácilmente que se formarán 12 moles de CO2
a partir de dos moles de C6H12O6, se usará el método de la relación molar para
resolver el problema.
Paso 1. La cantidad de moles de la sustancia inicial es 2.0 moles C6H12O6
Paso 2. La conversión necesaria es:
1 mol de C6H12O → 6 moles CO2
2 mol de C6H12O → X
X = 6 moles CO2
Observe el uso de la unidades; las moles de C6H12O se cancelan y quedan las
unidades de la respuesta que son moles de CO2.
2. Dada la ecuación balanceada:
K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4 → Cr2 (SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7 H2O
1 mol 6 moles 3 moles
(a) Calcula la cantidad de moles de dicromato de potasio (K2Cr2O7) que reaccionan
con 2 moles de yoduro de potasio (KI).
(b) La cantidad de moles de yodo (I2) que se producirán a partir de 2.0 moles de
yoduro de potasio.
Dado que la ecuación está balanceada, sólo nos ocuparemos K2Cr2O7 y podemos
ignorar todas las otras sustancias. La ecuación dice que 1 mol de K2Cr2O7,
reaccionará con 6 moles de KI para producir 3 moles de I2.
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42 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
(a) Calcula las moles de K2Cr2O7
Paso 1. La sustancia inicial es 2.0 moles de KI.
Paso 2. La conversión que se necesita es
6 moles de KI →1 mol de K2Cr2O7
2 mol de KI → X
X = 0.33 moles K2Cr2O7
(b) Calcula las moles de I2
Paso 1. Las moles de la sustancia inicial son 2.0 moles de KI, como en el inciso (a).
Paso 2. La conversión que se necesita es:
Establecemos la relación molar de la sustancia deseada a la inicial:
6 moles de KI → 3 mol de I2
2 mol de KI → x ¿?
x= 1 moles I2
2. Relación masa – masa
En la resolución de los problemas de estequiometría requiere que se sigan todos
los pasos del método de relación molar. La masa de la sustancia inicial, se convierte
en moles. La relación molar se utiliza después para calcular las moles de la
sustancia deseada, las que a su vez se convierten en masa.
Ejemplo. (n = g / p.m.)
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43 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Cuantos gramos de ácido nítrico (HNO3) se requieren para producir 8.75 g de
anhídrido hiponitroso (N2O) de acuerdo con la siguiente ecuación?
4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn (NO3)2 + N2O + 5 H2O
10 moles 1 mol
La secuencia para resolver este ejercicio es:
gramos de N2O → moles de N2O → moles de HNO3 → gramos de HNO3
Paso 1. La cantidad inicial de 8.75 g de N2O. Los convertimos en moles de N2O.
8.75 g N2O (1 mol N2O / 44.02 g N2O) = 0.199 mol N2O
Paso 2. Se determina el número de moles de N2O que se pueden producir
10 moles de HNO3 ← mol de N2O
X ← 1.99 moles N2O
X = 0.199 mol de HNO3
1.99 g HNO3 (63.02 g HNO3 / 1 mol HNO3) = 125 g HNO3
Ejemplo 1. ¿Cuántos gramos de NO (g) resultan de la oxidación de 36.0 g. De
amoniaco?
4 NH3 (g) + 5 O2(g) → 4NO(g) +6H2O
El factor molar es:
4.00 moles por 4.00 moles NH3
1 mol de NH3 = (14.0 +3(1.00)) g= 17.00 gr.
Y un mol de NO=14+16=30.0 gr.
Los factores de conversión necesarios son:
1 mol de NH3 →30.0 gr
17.0 gr. → 1 mol de NO
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44 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Resolviendo obtenemos:
36.0 gr NH3 / (17 g/ mol de NH3) = 2.11 mol de NH3
(4.00 moles de NH3) forman (4.00 moles de NO)
por lo tanto 2.11 mol de NH3 formaran 2.11 mol de NO
entonces 2.11 mol x (30 g de NO/ mol) = 63.5 gramos de NO.
Ejemplo 2. Consideremos la siguiente ecuación balanceada:
2Na + 2H2O → NaOH + H2
Si reaccionan 0.15 mol de átomos de Na con agua, calcular la cantidad de moles y
la cantidad de gramos de moléculas de H2 que se producen.
0.15 mol Na (1 mol H2 / 2 mol Na) = 0.075 mol H2
0.075 mol H2 (2.0 gr H2 / 1 mol H2) = 0 .15 g H2
Ejemplo 3.¿Qué masa de agua produce por la combustión completa de 225 g de
gas butano?
2C4H10 + 13 O2 →8CO2 + 10H2O
116.28 gramos C4H1→180.1 gramos H2O
225 gramos C4H10 = X gramos
X = 348.8g H2O
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45 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
3. Relación masa – volumen
Al igual que en el caso de la relación estequiométrica masa – masa, la
estequiometria de masa – volumen sigue el mismo procedimiento, convirtiendo
primero la masa y el volumen de la reacción a moles y posteriormente se convierten
los moles en unidades de masa o volumen según se requiera. Para el caso de
volumen de líquidos se determina la masa utilizando la densidad del líquido.
Siguiendo la reacción, determine la cantidad de hidróxido de sodio que se consume
al reaccionar con 10 ml de HCl si este tiene una densidad de 1.43 g / ml y un 37 %
en relación peso - peso.
HCl + NaOH NaCl + H2O
Ácido clorhídrico hidróxido de sodio cloruro de sodio
El primer paso consiste en determinar la masa de ácido que va a reaccionar con la
sosa:
D = m / v, m = D x v m = 1.43 g / ml x 10 ml = 14.3 g
%HCl = g HCl / g solución de HCl (100), g HCl = %HCl x g solución de HCl / (100)
g HCl = (37 % x 14.3 g) / 100 = 5.23 g de HCl
36.45 g de HCl →40.01 g de NaOH
5.23 g de HCl → x
x= 5.75 g de NaOH.
4. Relaciones masa-mol-volumen.
La aspirina o ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es uno de los analgésicos más
conocidos. Un método de laboratorio para su preparación es hacer reaccionar ácido
salicílico (C7H6O3) con anhídrido acético (C4H6O3).
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46 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Imagen 2. Ácido Aetilsalicílico. Recuperado de:
La ecuación química de la reacción es:
2 C7H6O3+ C4H6O3 → 2 C9H8O4+ H2O
Si se quieren obtener 345 gramos de aspirina (C9H8O4) ¿Cuántos moles de
ácido salicílico (C7H6O3) se requieren?
Solución:
Identificar en la ecuación las sustancias involucradas en el problema planteado y
establecer la relación mol-mol y convertirlas en las unidades requeridas.
Plantear la regla de tres simple por la que se resolverá el problema; la primera parte
de la regla de tres se obtiene del enunciado del problema y la segunda se obtiene
de la ecuación química balanceada:
Primera parte
2 C7H6O3+ C4H6O3 → 2 C9H8O4+ H2O
2 moles de C7H6O3 → 2 moles de C9H8O4
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47 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
X moles C7H6O3 → 345 gramos C9H8O4
Segunda parte.
2 moles de C7H6O3→360 gramos C9H8O4
El número de moles está determinado por los coeficientes en la ecuación
balanceada. Si no aparece el coeficiente, se sobreentiende que su valor es igual a
uno.
Al convertir alguna sustancia presente en la ecuación, a moles litros o gramos; se
debe utilizar el coeficiente estequiométrico para determinar este cálculo.
C9H8O4
C = 12 x 9= 108
H = 1 x 8= 8
O = 16 x 4= 64
180 gr/mol por lo que 60 gramos por dos moles
X moles C7H6O3 → 345 gramos C9H8O4
2 moles C7H6O3 → 360 gramos C9H8O4
X moles C7H6O3= (2 moles C7H6O3X 345 gramos C9H8O4)/ 360 gramos C9H8O4
Resultado: 1.91 moles de ácido salicílico se requieren para la obtención de 345
gramos de aspirina C9H8O4.
Un trozo de carbón pesa 57 gramos ¿Qué volumen de monóxido de carbono
se produce al quemar esta cantidad de carbón? La ecuación química para
esta reacción es:
2C(s) + O2 (g) → 2 CO (g)
2 moles de C(s) → 2 moles de CO (g)
Planteamiento:
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48 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
56 gramos de carbón → 44.8 litros de CO
57 gramos de carbón → X litros de CO
Resultado: 45.6 litros de monóxido de carbono se producen a partir de los 57
gramos de carbón.
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 4.
Instrucciones: Realiza los cálculos estequiométricos.
1.- Un automóvil consume 5 litros de gasolina (C8H18) por día. ¿Cuál es el volumen
de dióxido de carbono (CO2) que se acumula en la atmósfera por la combustión de
esta cantidad de gasolina. La ecuación correspondiente es:
2 C8H18 + 25 O2 → 16CO2 + 18H2O
2.- La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran
preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede
reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones
de propulsión, a alturas elevadas. La reacción es:
3O3 + NO → 4O2 + NO2
3.- Calcula el número de moles de ozono que se descomponen al reaccionar con
1234 gramos de óxido nítrico:
4.- El fertilizante sulfato de amonio (NH4)2SO4 se prepara mediante la reacción entre
el amoniaco NH3 y ácido sulfúrico H2SO4:
2 NH3 (g) + H2SO4 (ac) → (NH4)2 SO4 (ac)
5. - ¿Cuántos litros de amoniaco se necesitan para producir 150 kilogramos de
sulfato de amonio?
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49 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Mi avance
Actividad de cierre.
Instrucciones: Contesta las siguientes cuestiones de manera correcta.
1. Clasifica la siguiente reacción:
1/2 H2 + Cl HCl ácido clorhídrico
a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución
2. ¿De qué tipo es la siguiente reacción CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl?
a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución
3. ¿Cómo se clasifica a la siguiente reacción CaCO3 → CaO + CO2? a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución
4. ¿Cómo se clasifica a la siguiente reacción:
2BaCl2(ac) + 2(NH4)2CO3(ac) → 2BaCO3(ac) + 2NH4Cl2(ac)
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50 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución.
6. Es aquella reacción en donde el compuesto forma dos o más elementos y/o
compuestos: a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución
7. En esta reacción en donde participan dos compuestos en la reacción, el ion
positivo (catión) de un compuesto se intercambia con el ion positivo (catión) de
otro compuesto.
a) Reacción de adición
b) Reacción de sustitución simple
c) Reacción de descomposición
d) Reacción de doble sustitución
8. ¿Cómo se clasifica la ecuación química del siguiente modelo matemático?
A + BC → B + AC
a) reacción de descomposición
b) reacción de sustitución simple
c) reacción de sustitución doble
d) reacción de neutralización
Actividad experimental 1.
La conservación de la masa.
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51 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
CÓDIGO:
FO233-018/A
Academia Q.B.
Química II
Determinación de los productos
PASO 1.- Pesar previamente el matraz erlenmeyer y vaciar el contenido de la botella en el matraz erlenmeyer.
PASO 2.- Armar el equipo de evaporación. OPCIÓN 1; Tripie, mechero. OPCIÓN 2; soporte universal, pinzas para soporte, anillo para soporte, tela de asbesto, mechero.
PASO 4.- Pesar nuevamente el matraz (preferentemente en la balanza analítica o al menos en la misma balanza que se empleo al pesarlo vacío).
PASO 5.- Por diferencia de pesos determinar la cantidad de acetato de sodio que se produce.
PASO 6.- Calcula el rendimiento de la reacción.
PASO 5.- Sujetando con firmeza el globo sobre la botella para evitar fugas del CO2, agregue el bicarbonato sobre el ácido
acético.
BITÁCORA DE PRÁCTICAS - LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
PLANTEL/EMSAD: FECHA DE ENTREGA:
NOMBRE DEL DOCENTE:
COMPETENCIAS DEL COMPONENTE DE FORMACIÓN PROFESIONAL A DESARROLLAR
FECHA PROGRAMADA:
CARRERA: TURNO:
MÓDULO:
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con
hipótesis previas y comunica sus conclusiones.
GRUPO:
SUBMÓDULO:
HERRAMIENTA Y EQUIPO MATERIAL EQUIPO DE SEGURIDAD
balanza granataria 1 probeta de 100 ml, soporte universal Bata
balanza electrónica
1 embudo de vidrio, mechero de bunsen,
anillo para soporte Zapato cerrado
balanza analítica 1 piceta
1 pipeta de 10 ml
Reactivos: 2 Vidrio de reloj, embudo de vidrio
Ácido acético 100 ml 1 espatula
Bicarbonato de sodio 5 gr 1 matraz erlenmeyer
1 botella de agua purificada de 1/2 litro (vacía)APERTURA
1. Lluvia de ideas referente a la teoría de la ley de conservación de la masa
2. Descripción de balance de la ecuación:
EVIDENCIAS PARA LA EVALUACIÓN
NaHCO3 + CH3COOH CO2 + CH3COONa +H2ODESARROLLO
PASO 1.- Pesar 2.5 g de bicarbonato de sodio (NaHCO3).
PASO 2.- Mida 50 ml de vinagre blanco empleando la probeta y viertalos sobre la botella de polietilenterftalato (PET).
PASO 3.- Agregue 2.5 gramos de bicarbonato dentro del globo. Y coloque el globo sobre la boca de la botella.
Determinación del balance de la ecuación: NaHCO 3 + CH 3 COOH CO 2 + CH 3 COONa +H 2 O
ENTREGÓ: RECIBIÓ:
Indagación de los conceptos de masa, volúmen, densidad y
número de moles.
EVIDENCIAS DE CONOCIMIENTO: PONDERACIÓN: 30%
PASO 4.- Pese el sistema completo. Empleando la balanza analítica o granataria.
PASO 3.- Calentar hasta evaporación, concluyendo la misma encuanto comienzen a aparecer los primeros cristales de acetato de sodio para evitar sobrecalentamiento del matraz.
Y la descomposición del acetato de sodio que es un compuesto orgánico por lo que no se tiene que rebasar la temperatura de 324°C
PASO 7.- Realiza el balance de la ecuación y los pesos moleculares, para tener la estequiometría de la reación completa.
EVIDENCIAS DE ACTITUD:
PASO 6.- Pese nuevamente el sistema completo (para verificar la ley de conservación de la materia). Posteriomente deja escapar el CO2 y vuelve a pesar el sistema para que por
diferencia de pesos obtengas la masa del dióxido de carbono.
PONDERACIÓN: 10%
Elaboración de cuestionario y reporte de laboratorio. Participación en el equipo
EVIDENCIAS DE PRODUCTO: PONDERACIÓN: 40% EVIDENCIAS DE DESEMPEÑO: PONDERACIÓN: 20%
Tablas de datos densidad y gráficos.
http://3.bp.blogspot.com/-8assxLPJm2o/VkafUI7CIiI/AAAAAAAAAKI/HxqFBtD1x6M/s1600/received_902537169836
147.jpeg
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52 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Qué Aprendí?
Actividad de reforzamiento
Instrucciones: Subraya la respuesta correcta de las siguientes preguntas:
1. Es la unidad en que se expresa el peso atomico
a) uma
b) gramo
c) mol
d) g/mol
2. Es la relación mínima de números enteros de átomos presentes en un compuesto.
a) fórmula
b)fórmula molecular
c) fórmula empírica
d)fórmula del compuesto
3. ¿Cuántos moles de oxigeno (O2) hay, si este contiene 6.02 X 1023 átomos?
a) 1 mol
b) 2 moles
c) 6 moles
d) 12 moles
5. La suma de las masas de los elementos de un compuesto recibe el nombre de:
a) masa atómica
b) peso atómico
c)masa molecular
d) peso molecular
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53 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Composición porcentual.
Es común en nuestro entorno escuchar el término porcentaje o por ciento, al igual
que observar su representación %; ejemplos cotidianos son el descuento en los
centros comerciales, los datos sobre la composición de la población porcentaje de
mujeres y hombres, la probabilidad de ganar algo en una rifa. Pero ¿Cómo se
calcula, por ejemplo, el porcentaje de alumnos de un grupo que practican alguna
actividad deportiva si el total de alumnos del grupo son 46, de estos 32 practican
deporte y 14 no realizan ninguna actividad deportiva? ¿Cuál fue el porcentaje de
alumnos que realizan actividades deportivas?:
Total de alumnos: 32 + 14 = 46
Practican actividades deportivas= 32
No realizan actividades deportivas = 14
% Deportistas= (Deportistas X 100)/Total alumnos
% Deportistas = (32 X 100)/46
%
Imágen 4. Composición Porcentual. Pixabay.
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54 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
% Deportistas= 69.56 el resto 30.44 es el porcentaje de alumnos que no realizan
actividades deportivas.
¿Cómo calcularías el porcentaje de hidrógeno y de oxígeno presentes en la
molécula de agua?
Cuando los químicos realizan el análisis cuantitativo de una muestra, indican su
composición en términos de porcentaje en masa o porcentaje en peso. El porcentaje
en masa de un elemento presente en un compuesto en particular equivale al número
de gramos del elemento presente en 100 gramos de compuesto. Cuando se conoce
la fórmula del compuesto que se analiza, la masa de cada elemento presente en la
sustancia se puede expresar en términos de porcentaje. En el caso inverso, si se
conocen los elementos que constituyen un compuesto y el porcentaje en que están
presentes, se puede determinar la fórmula del compuesto.
Para calcular el porcentaje en masa de un elemento que forma parte de un
compuesto partiendo de la fórmula, se requiere:
Determinar la masa de un mol de la sustancia (masa molar).
Dividir la masa del elemento presente en un mol de la sustancia entre la masa
molar de la sustancia.
Multiplicar el cociente obtenido por 100.
La expresión matemática es:
% 𝑒𝑛 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎𝑋100
Para calcular los porcentajes en masa de hidrógeno y oxígeno presentes en la
molécula de agua se debe determinar la masa de 1 mol de agua (H2O). Su fórmula
indica que 1 molécula de agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno y un
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55 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
átomo de oxígeno. Si la masa molar de un elemento es su masa atómica expresada
en g/mol, entonces, a partir de esta información calcula la masa molar del agua:
A la pirita de hierro, FeS2 se le conoce como el oro de los tontos, pues se parece
mucho al oro, y por ello engañó a los inocentes. La composición de la masa de la
pirita es de 46.5% de hierro y 53.5% de azufre. Estas proporciones son las mismas
en todas las muestras de pirita, es decir son independientes del origen o cantidad
de la sustancia.
Hidrógeno:
2 mol (1 g/mol) = 2 g Oxígeno: 1 mol (16 g/mol) = 16 g Masa de 1 mol de H2O
= 18 g
Dividir la masa de cada elemento entre la masa molar del agua y multiplicar por 100.
Porcentaje en masa del hidrógeno:
1.1 % de H
Porcentaje en masa del oxígeno: 8.8 de 02.
La determinación del porcentaje en masa de cada elemento en el carbonato de
calcio
(CaCO3) se obtiene mediante los siguientes cálculos:
Masa molar CaCO3
Ca= 40 x 1= 40
C=12 x 1 = 12
O= 16 x 3 =48
100g/mol
Porcentaje de Ca= 40 %
Porcentaje de Ca = 40 %
Porcentaje de C=12 gramos.
Porcentaje de C= 12 %
48 gramos
Porcentaje de = 48
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56 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 1.-
Instrucciones: Calcula la composición porcentual de los siguientes compuestos:
1. Determina la composición porcentual del hidróxido de calcio Ca(OH)2
2. Determina la composición porcentual del bicarbonato de socio, NaHCO3
3. Determina la composición porcentual del ácido clorhídrico, H2SO4.
4. Uno de los ingredientes de los jabones es el C9H10O ¿Cuál es su composición
porcentual?
5. El cloroformo CHCl3, es un anestésico muy utilizado durante las guerras
mundiales, calcula su composición porcentual.
a. ¿Cuál es la composición porcentual de la cafeína, C8H10N4O2?.
Calcula composición porcentual del nylon, C6H11O.
Para aprender más.
Fórmula miníma o empírica.
La fórmula mínima o empírica. Proporciona la mínima relación de números enteros
de los átomos de cada elemento presente en una molécula. Se obtiene con base en
la composición porcentual, la cual se determina en forma experimental a partir del
análisis del compuesto e indica sólo la proporción de los átomos presentes,
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57 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
expresada con los números enteros más pequeños posibles. Por su parte, la fórmula
molecular, generalmente, es un múltiplo de números enteros de la fórmula mínima.
La fórmula molecular. Proporciona el número real de átomos de cada elemento
presente en una molécula. La fórmula real de un compuesto en algunos casos
puede ser la fórmula mínima y en otros casos un múltiplo entero de ella.
Para determinar la fórmula molecular (real) de un compuesto es necesario conocer,
en primer lugar, la fórmula mínima y la masa molecular de dicho compuesto. Ahora
bien, para obtener la fórmula mínima debemos saber la composición porcentual del
compuesto y las masas atómicas de sus elementos.
Para entender estos dos tipos de fórmula imagina que en tu salón de clases la
proporción mínima de hombres y mujeres es de 2: 1 (fórmula mínima); pero, la
cantidad real de mujeres y hombres es de 30:15 (fórmula molecular).
¿Cómo se puede determinar la fórmula mínima de un compuesto? Se puede
determinar de la siguiente manera:
Se requiere la composición porcentual.
Dividir el % en peso de cada elemento entre su peso atómico para obtener la
fracción proporcional del elemento.
Dividir los valores obtenidos entre el menor de ellos.
Si se obtienen fracciones, multiplicar los valores fraccionarios obtenidos por
el mínimo común múltiplo. Para que el coeficiente sea un número entero
positivo.
El glicerol, sustancia química presente en las lociones para manos, contienen
39.10% de carbono, 8.77% de hidrógeno y 52.13% de oxígeno. Determinar su
fórmula su fórmula mínima.
Solución.
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58 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Carbono= (39.10/12)= 3.26
Hidrógeno=(8.77/1)=8.77
Oxígeno= (52.13/16)=3.25
Dividir los valores anteriores entre el menor valor obtenido (3.25).
Carbono =(3.26/3.25)=1
Hidrógeno= (8.77/3.35)=2.69
Oxígeno=(3.25/3.25)=1
Se observa que uno de los valores obtenidos (2.67) no es un número entero. Para
eliminar los decimales y obtener un número entero, debes multiplicar todos los
valores por un número con el que se obtengan valores enteros. En este caso se
multiplicará por 3:
Carbono 1.00X3=300
Hidrógeno 2.67 x 3= 8.01 se aproxima a: 8
Oxígeno: 1.00 x 3= 3:00
El conjunto de números enteros calculados se escribe como subíndice del elemento
correspondiente:
La fórmula mínima del glicerol: C3H8O3
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima o empírica, se le suele
llamar fórmula condensada o fórmula verdadera y nos indica el número total de
átomos de cada elemento que se encuentra presente en una molécula de un
compuesto.
Para determinar la fórmula molecular:
Calcular el “peso fórmula” de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos
de los elementos que le forman.
Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula
(fórmula mínima). Factor = Peso molecular/ Peso fórmula
3. Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices de
la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.
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59 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima).
Ejemplo:
a) La fórmula mínima de un compuesto es CHO2, y su peso molecular es de 90,
¿Cuál es su fórmula molecular?
Datos:
Fórmula mínima= CHO2
Peso molecular= 90 u.m.a
Peso fórmula= 12+2+32=45
Factor= 90/45=2
Fórmula molecular: (Factor fórmula mínima) (Fórmula molecular)= 2 (CHO2)=
C2H2O4
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 2.
Instrucciones: Resuelve los siguientes problemas:
Ejercicio 1. Calcula de los siguientes compuestos la fórmula miníma o empírica.
La estricnina es un veneno muy utilizado como raticida. Su composición es: C (75.45
%), H (6.587 %), O (9.581 %), . con estos datos encuentra su fórmula empírica.
El mercurio forma parte de un compuesto con cloro que tiene 73.9 % de mercurio y
26.1 % de cloro. ¿Cuál es su fórmula empírica?
Determina la fórmula empírica de la vitamina C, también conocida como ácido
ascórbico. Su composición porcentual es de 40.92% de C, 4.58% de H y 54.40% de
O.
Se tiene un líquido utilizado en las bebidas gaseosas como saborizante, su
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60 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
composición porcentual es : 3.086% de H, 31.61 % de P y 65.31% de O. determina
su fórmula empírica.
Determina la fórmula empírica de un compuesto que contiene 20.2% de Al y 79.8%
de Cl
Ejercicio 2. Determina la fórmula molecular de los siguientes compuestos.
La cafeína está formada por 57.8% de C, 6.0 % de H, 16.9% de N y 19.3 %
de O. Determina la fórmula molecular si su masa molar es de 166.166 g/mol.
La vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92% de C, 4.58% de H y 54.40 %
de O, en masa. La masa molecular de este compuesto es de 176 gramos
¿cuál será su fórmula molecular?
El análisis de una sustancia es de C = 26.7%, H = 2.2%, O = 71.1%. si su
peso fórmula es de 90g/mol, determina su fórmula molecular.
La hidroquinona es un compuesto orgánico que se utiliza como revelador en
fotografía. Tiene una masa molar de 110.1 g/mol, y una composición
porcentual de 65.45% de C, 5.45% de H y 29.09% de O. calcula su fórmula
molecular.
La fructuosa es un azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel,
frutas y jugos de frutas. Su masa molar es de 180.1 g/mol y su composición
es de 40% de C, 6.7 % de H y 53.3% de O. calcula su fórmula molecular.
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61 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Mi avance
Actividad de cierre.
Instrucciones: En binas resuelvan los siguientes problemas del eje.
1. ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene la mayor masa de cloro?
a) 5.0 gramos de Cl2
b) 60.0 gramos de NaClO3
c) 11.2 litros de Cl2
d) 0.10 mol de KCl
La reacción entre el óxido nítrico (NO) y el oxígeno para formar dióxido de
nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación del smog
fotoquímico: 2 NO (g) + O2(g) → 2NO2(g)
¿Cuántos moles de oxígeno se consumen para formar 32 litros de NO?
2. Las sustancias que aparecen enlistadas a continuación se utilizan como
fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa
la mejor fuente de nitrógeno, basándose en su composición porcentual en masa?
a) Urea (NH2)2CO
b) Nitrato de amonio NH4NO3
c) Amoniaco NH3
Calcula la composición porcentual de cada uno de los elementos del fosfato
de clcio Ca3(PO4)2, principal constituyente de los hueso.
La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un
análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en
masa: Carbono 44.4%, hidrógeno 6.21%, azufre 39,5% y oxígeno 9.86%.
Calcula su fórmula mínima. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar
es aproximadamente de 162 gramos?
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62 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Soluciones (empíricas y valoradas).
Imagen 5 Soluciones. Recuperado de pixabay.
Te habrás dado cuenta en el andar de tu vida cotidiana y en tu entorno
principalmente has escuchado que se dice rebaja más la mezcla, pon más agua
para que alcance, concéntrala para que pegue más fuerte , mi tío está tomando muy
cargada sus copas, etc y te habrás preguntado por qué no siempre se preparan de
misma forma, habrá una forma sencilla de solucionar estas interrogantes, por
supuesto que sí ,aplica los conocimientos que a continuación te explica este
cuaderno de trabajo de Química II y te harás todo un experto en el manejo de las
concentraciones de las disoluciones ya que estas se manejan en todo momento de
tu vida diaria en mezclas sólidas, liquidas y gases , observaras que obtendrás
costos beneficios al aplicar estos conocimientos .
Una disolución es una mezcla homogénea formada por 2 o más componentes cuyo
resultado es la causa de disolver cualquier sustancia en un líquido.
Una solución es una mezcla en la que una sustancia llamada soluto (fase dispersa)
se dispersa uniformemente en otra sustancia llamada solvente (fase dispersora ) .
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63 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Químicamente hablando, considera que cuando hablas de una solución te refieres
a una disolución, es decir, ambas se tratan de lo mismo y se forma cuando una
sustancia (soluto) se dispersa de manera uniforme en otra sustancia llamada
(solvente)., debemos tomar en cuenta que el soluto es aquel se encuentra en menor
proporción respecto al solvente.
Las soluciones se pueden clasificar en solidas liquidas y gaseosas de acuerdo a su
estado de agregación y para la forma en que se miden se clasifican en empíricas
y valoras.
Las soluciones empíricas son aquellas que se nombra con una referencia, es
decir no se miden en cuanto a la relación soluto – solvente, de estas referencias se
conoce las siguientes:
Soluciones Diluidas.-son aquellas donde hay poco soluto disuelto la gran cantidad
de solvente, esta relación soluto /solvente es pequeña.
Soluciones Concentradas.- son aquellas donde se encuentra más cantidad de
soluto respecto a las diluidas( pero no una cantidad específica), la relación de soluto/
solvente es grande y se dice que la solución está concentrada.-
Soluciones Saturadas.- son aquellas en donde el solvente ya no es posible
disolver más soluto por que se ha alcanzado el equilibrio, a menos que se cambie
la temperatura, agitación factores que favorecen las disoluciones.
Soluciones Sobresaturadas.- son aquellas donde se tiene una gran cantidad de
soluto sin disolver después de haber alcanzado el equilibrio a una determinada
temperatura.
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64 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Soluciones Valoradas.- son aquellas donde se expresa de manera
cuantitativamente la relación del soluto/ solvente, es decir se dan cantidades
numéricas exactas de soluto en relación al solvente
Para aprender más.
Concentración de soluciones.
Imagen 6 Concentración de soluciones. Recuperado de http://depa.fquim.unam.mx/disolucion/disolucion.html
1. Concentración porcentual en peso (%en peso).
El porcentaje en peso (también conocido como porcentaje en masa) es la cantidad
de masa del soluto entre la cantidad de masa de la solución multiplicada por 100%.
Expresa la cantidad de gramos de soluto disueltos en cada 100 gramos de solución.
Es importante recordar que el agua destilada es el solvente universal y que 1 ml de
agua destilada pesa 1 gramo. La fórmula para calcular la cantidad de peso o masa
es:
% en peso =gramos de soluto
gramos de solucion × 100
Para conocer los gramos de solución, se suman los gramos de soluto más los gramos de solvente.
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65 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejemplos:
1. Los alumnos de la especialidad de alimentos al realizar una de sus prácticas,
disolvieron 150 gramos de sacarosa en 250 gramos de agua. ¿Cuál será la
concentración porcentual de la solución?
Datos: Soluto: 150 grs. Solvente: 250 grs.
Formula y sustitución:
% en peso =grs de soluto
grs de solucion × 100
% en peso = 150 gramos
400 gramos × 100
% en peso= 0.375 x 100 = 37.5 %
Resultado: 37.5% de sacarosa.
2. Laura, necesita elaborar una salmuera, para prepararla disuelve 250 gramos de
cloruro de sodio (NaCl) en 500 gramos de agua. ¿Cuál será la concentración
porcentual de la sal en la solución?
Datos: Soluto: 250 grs. Solvente: 500 grs.
Formula y sustitución:
% en peso =grs de soluto
grs de solucion × 100
% en peso = 250 gramos
750 gramos × 100
% en peso= 0.333 x 100 = 33.3 %
Resultado: 33.3% de NaCl.
2. Concentración porcentual en volumen (% en volumen)
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución. Para
calcular el % en volumen, se emplea la siguiente formula:
% en volumen =mls de soluto
mls de solucionx100
Para conocer los mililitros de solución, se suman los mililitros de soluto más los
mililitros de solvente.
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66 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejemplos:
1.Los alumnos de la especialidad de programación, prepararon una solución para
la limpieza de las computadoras, disolviendo 150 mls de alcohol isopropilico en 350
mls. de agua. ¿Cuál será la concentración porcentual de la solución?
Datos: Soluto: 150 mls. Solvente: 350 mls.
Formula y sustitución:
% en volumen =mls de soluto
mls de solucion × 100
% en volumen = 150 mls
500 mls × 100
% en volumen= 0.363 x 100 = 36.3 %
Resultado: 36.3% de alcohol.
3. Soluciones molares o concentración molar (M).
Una solución molar (M) es aquella que contiene un mol de soluto disuelto en un litro
de solución. La fórmula para calcular la molaridad de una solucione es:
M =n
V o bien, puede aplicar la siguiente formula M =
m
(V)(P.M.)
De donde: V = volumen de la solución, en litros. M = masa del soluto, en gramos. n= número de moles de soluto. Para calcular “n” (número de moles) se aplica la siguiente formula:
n=𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 es decir: 𝑛 =
𝑔
𝑃.𝑀.
Para calcular la cantidad de gramos presentes en una cantidad dada de solución:
g= (M)(V)(PM)
Ejemplos de cálculo de concentración molar o molaridad (M).
1.Calcular la concentración molar de una solución que se preparó disolviendo 50
gramos de hidróxido de sodio (NaOHl) en 400 mls. de agua.
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67 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Datos: M=? Soluto: 50 grs. de NaOH. Volumen: 400 ml = 0.4 lts. PM de NaOH= 39.97 grs/mol.
Formula y sustitución
𝑀 =𝑛
𝑉
Calculamos “n”
n=𝑔.
𝑃.𝑀. n=
50𝑔𝑟𝑠.
39.97 𝑔𝑟/𝑚𝑜𝑙
n= 1.25 mol sustituimos en la formula general:
𝑀 =1.25 𝑚𝑜𝑙
0.4 𝑙𝑡𝑠.
M= 3.125 mol/lto.
Resultados:
M = 3.125 mol/L.
2.Calcula la molaridad (M) de una solución que se preparó disolviendo 30 grs. de
ácido fosfórico (H3PO4) en 0.75 litros de solución.
Datos: M=? Soluto: 30 grs. de H3PO4. V: 0 75lts. PM de H3PO4= 97.94 grs/mol.
Formula y sustitución
𝑀 =𝑛
𝑉
Calculamos “n”
n=𝑔𝑟𝑠.
𝑃𝑀 n=
30𝑔𝑟𝑠.
97.94 𝑔𝑟/𝑚𝑜𝑙
n= 0.306 mol sustituimos en la formula general:
𝑀 =0.306 𝑚𝑜𝑙
0.75 𝑙𝑡𝑠.
M= 0.408 mol/lto.
Resultados:
M= 3.125 mol/lto.
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68 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
3.¿Cuantos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) se necesitan para preparar 0.7 litros
de una solución con concentración de 0.8 molar?
Datos: g=? M= 0.8 mol/lto. V= 0.7 lts. PM= 98.03grs/mol.
Formula y sustitución:
g=(M)(V)(PM)
Sustituimos los valores:
g=
(0.8mol/lto.)(0.7lto)(98.03grs/lto)
g= 54.89 gramos de ácido
Resultado:
54.89 gramos de
ácido.
4. Partes por millón (ppm).
Partes por millón (ppm), es una unidad de medida de concentración. Se define como
los miligramos (mg) contenidos en un kilogramo (Kg) de solución. Como la densidad
del agua es1, 1 kg de solución tiene un volumen de aproximadamente 1 litro, los
ppm son también los mg de una sustancia en un litro.
Las partes por millón (ppm) es otra manera de expresar la concentración de las
disoluciones cuando éstas se encuentran muy diluidas. En ellas, la concentración
del soluto es tan pequeña que la densidad del solvente casi no varía. En estos casos
se utilizan los datos referenciados en masa tanto del soluto como del solvente y la
disolución.
Estas unidades permiten calcular sustancias tóxicas o cancerígenas, así como
agentes diversos que se encuentran en muy bajas concentraciones. Generalmente
las concentraciones se realizan con base en un elemento o ion, sin embargo
también están referidas a una molécula o sustancia.
La expresión matemática para obtener la concentración en ppm es:
ppm =𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 × 1000000
En este caso las unidades de las masas pueden estar expresadas en gramos (gr) o
en miligramos (mg), siempre y cuando las dos tengan las mismas unidades. Si no
es así, se realiza la conversión de una unidad a otra.
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69 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
A continuación se presentan algunos ejemplos:
Ejemplo 1. Calcular las p.p.m. de una solución que contiene 172 mg de cloro en un
volumen de 850 ml. de agua:
Datos:
m. del soluto: 172 mg de Cl.
m. del solvente: 850 mls. de
agua.
Ppm:?
Se convierten los mls a litros
de agua dando: 0.85 L.
Formula y sustitución
ppm =m. de soluto
m. del solvente
ppm =172 mgs.
0.85 L
ppm= 202.3
Resultado:
ppm= 202.3 o bien
202.3 mg/lto
Ejemplo 2. Una muestra de 700 ml. de una solución contienen 4 mg de arsénico
¿Cuántas ppm de arsénico están presentes en la muestra?:
Datos:
m. del soluto: 4 mg de
arsenico .
m. del solvente: 700 mls. de
agua.
Ppm:?
Formula y sustitución
ppm =m. de soluto
m. del solvente
ppm =4 mgs.
0.70 lts.
ppm= 5.71 mg/lto
Resultado:
ppm= 5.71
202.3 mg/lto
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70 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 1.
Instrucciones: Resuelve los siguientes ejercicios de concentración de soluciones
valoradas.
¿Cual es el porcentaje en peso del hidróxido de calcio en una solución
preparada por disolución de 40 grs del hidróxido en 120 gramos de agua.
Calcula el porcentaje presente en una solución que se preparó
disolviendo 50 gramos de hidróxido de sodio en 250 gramos de agua.
Los alumnos de la especialidad de alimentos prepararon una solución de
50 ml. alcohol etílico en 150 ml. de agua. ¿Cuál será el porcentaje del
alcohol en la disolución?
Los alumnos de la especialidad de alimentos prepararon una vinagreta
disolvieron 150 ml. De vinagre (ácido acético) en 250 ml. de agua. ¿Cuál
será el porcentaje del vinagre en la disolución?
En el laboratorio escolar se preparó una solución disolviendo 60 gramos
de ácido sulfúrico H2SO4 en un volumen de 450 ml. de agua. ¿Cuál será
la concentración molar de la solución?
Calcula la molaridad (M) de una solución que se preparó disolviendo 40
grs. de ácido fosfórico (H3PO4) en 0.5 litros de agua.
¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4), se necesitan para preparar
750 ml de una solución al 0.25 molar?
Calcula los gramos presentes de Nitrato de plata AgNO3 en una 0.8 litros
de solución al 1.0 molar.
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71 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Mi avance
Actividad de cierre.
Instrucciones: subraya la respuesta correcta.
1. El agua de mar tiene 0,129 % de magnesio, la cantidad de agua de mar,
para obtener 1 kg de magnesio es:
a) 775193,8
b) 7752
c) 775,2
d) 7,75
e) 1,29
2.
2. La concentración porcentual en peso de una solución que se prepara
disolviendo 4,60 g de glucosa (C6H12O6) en 945,4 ml de agua es:
a) 43,7
b) 0,484
c) 0,435
d) 43,5
e) 0,486
3. Los gramos de ácido clorhídrico que están contenidos en 5 ml de solución
de ácido clorhídrico de d = 1,14 g/ml y C = 37,23% son:
a) 21,4
b) 2,12
c) 0,21
d) 212
e) 2112
4. El volumen de solución de ácido nítrico de d = 1,11 g/ml y C = 19% que
contiene 10 g de ácido nítrico es:
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72 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
a) 4,74
b) 477,4
c) 47,4
d) 0,47
e) 2,47
5. La concentración porcentual en peso de una solución obtenida disolviendo
25 g de hidróxido de potasio en 475 g de agua es:
a) 5,3
b) 15
c) 7,0
d) 7,5
e) 5,0
6. Los gramos de solución al 5% de sulfato de potasio que contiene 3,2 g de
sulfato de potasio son:
a) 32
b) 96
c) 64
d) 74
e) 104
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73 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
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75 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
SEGUNDO PARCIAL.
Eje 3: Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos, físicos y ecológicos. Contenido central: Modelos de los ácidos y bases ¿por qué algunas sustancias
son corrosivas?
Rescatando mis Aprendizaje.
Actividad de apertura.
Instrucciones: Resuelve el siguiente cuestionario.
¿Sabes que es en realidad un acido?
¿Conoces sustancias que tengan un sabor acido?
¿Sabes que es y que sustancias se consideran bases?
¿Qué importancia tiene saber que es un acido y una base en todo
proceso químico?
¿Tú creesse puede medir el ph de la lluvia, el aire y el agua?, explica tu
respuesta.
Para aprender.
Ácidos y Bases.
Teorías ácido-base.
Los ácidos son sustancias muy importantes, por ellos los limones son agrios, se
digieren los alimentos en el estómago (en ocasiones provocan agruras), se
disuelven las rocas para formar fertilizantes, se disuelve el esmalte dental dando
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76 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
lugar a caries, entre otras cosas. Los ácidos son sustancias fundamentales para uso
industrial, tal es el caso del ácido sulfúrico, empleado en la fabricación de
fertilizantes, detergentes, plásticos, productos farmacéuticos, acumuladores y
metales.
Hace muchos siglos, los químicos definieron los ácidos y las bases según las
propiedades de sus soluciones acuosas.
Ácido es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el
papel tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de
hidrógeno y neutraliza las bases.
Base es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul
el papel tornasol rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.
La primera persona en reconocer la naturaleza fundamental de los ácidos y las
bases fue Svante Arrhenius. Basándose en sus experimentos con electrolitos.
Teoría de Arrhenius: En la década de 1880 el químico Svante Arrhenius
propone que ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce iones
hidronio (H3O+) o iones hidrógeno (H+), y base es toda sustancia que en
solución acuosa produce iones oxhidrilo o hidroxilo (OH-).
Teoría de Bronsted-Lowry: En 1923, J.N Bronsted (en Dinamarca) y J.M.
Lowry (en Inglaterra) establecieron que una reacción ácido-base implica una
transferencia de protones, por lo que definieron al ácido como una especie
que dona un protón (H+), y a la base como una especie que acepta un protón
(H+).
La teoría de Bronsted-Lowry se denomina también de intercambio protónico.
Ejemplos:
Ácido H+ + base HCl H+ + Cl- NH4
+ H+ + NH3 De acuerdo con estos ejemplos, todo ácido por transferencia de un protón, se
convierte en una base, y ésta, al aceptar un protón se convierte en un ácido.
Se llama par ácido-base a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí por la
transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a
la formación de un nuevo ácido y una nueva base.
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77 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ácido 1 + Base 2 Base 1 + Ácido 2 H2O + NH3 OH- + NH4
- HCl + H2O Cl- + H3O+
Teoría de Lewis: El concepto ácido-base de G.N. Lewis (1923) es que el
ácido es una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la
base una especie química capaz de ceder un par de electrones.
Según Lewis, en toda reacción entre un ácido y una base, que forman un enlace
covalente coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo ácido-base.
A + : B A: B Ácido Base Complejo ácido-base
BF3 + F- BF4 H+ + NH3 NH4
+ H+ + :OH- H2O
pH y pOH.
Ahora bien, si estudiamos los ácidos y las bases tomando en cuenta las
disociaciones electrolíticas, ¿Qué tipo de enlace presentan las sustancias al estar
en solución acuosa? Presentan una ionización o disociación, tendremos un
concepto más amplio de lo que es un ácido y una base.
La disociación es la separación de iones que existen en una sustancia que presenta
enlace iónico, cuando se encuentra en solución acuosa.
KCl K+ + Cl-
La ionización es la formación de iones de las sustancias que presentan enlaces
covalentes, al encontrarse en solución acuosa.
HCl H+ + Cl-
No todos los ácidos y las bases son igual de fuertes. Un ácido fuerte se caracteriza
por ionizarse completamente en una solución acuosa. Es decir, cuando se disuelve
en agua, se disocia por completo para formar H3O+. Por ejemplo: HCl, HBr, HI. Los
ácidos débiles producen una menor concentración de H3O+, por ejemplo,
CH3COOH.
Las bases fuertes son principalmente de cuatro metales: Li, Na, K y Ba; estas al
disolverse en agua se ionizan completamente para dar iones OH-. Mientras tanto
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78 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
una base débil es aquella que se ioniza solo parcialmente en una solución acuosa,
por ejemplo, NH3.
Los ácidos tienen las siguientes propiedades importantes:
La neutralización. Reacción que se lleva a cabo cuando reaccionan un ácido
y una base fuertes para obtener como productos sal y agua.
Reaccionan con metales. Los ácidos fuertes reaccionan con ciertos metales
para producir H2 (gas) y una sal.
Reaccionan con óxidos metálicos para producir agua y sal.
Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos. Cuando un ácido fuerte
reacciona con cualquiera de estos productos hay desprendimiento de dióxido
de carbono (CO2).
Reaccionan con amoniaco y aminas formando sales de amonio.
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje.
Instrucciones: Completa la tabla siguiente, Marca con una X si se trata de un
ácido o una base.
Producto Ácido Base
Vinagre
Jugo de toronja
Polvo de hornear
Amoniaco
Limpiador para caños
Antiácido
Potencial hidrógeno (pH) y potencial oxhidrilo (pOH).
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79 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad ácida y una cantidad básica; solo
el agua tiene la misma cantidad de iones hidronio (H3O+) y de iones oxhidrilo (OH-),
por lo que se considera neutra.
De acuerdo con las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, el agua puede actuar
como ácido y como base. Si consideramos una transferencia de un protón entre dos
moléculas de agua, tenemos:
H2O + H2O OH- + H3O+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
La ionización del agua da iones H3O+ y iones OH-, por lo que la constante de
ionización del agua para esta reacción, representada por Kw, es igual al producto
de las concentraciones molares de los iones H3O+ y OH-.
Kw = [H3O+] [OH-]
Se ha encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 X 10-14
Esta constante tiene el mismo valor para todas las soluciones acuosas, así sean
soluciones ácidas o básicas, por lo que, al aumentar la concentración de iones
hidronio (H3O+) disminuye la concentración de iones oxhidrilo (OH-), o viceversa.
Aplicando los principios de estequiometría, en el equilibrio, las concentraciones
H3O+ y OH- en el agua deben ser iguales, por lo tanto:
Kw = [H3O+] [OH-] = 1 X 10 -14
El agua o las soluciones donde [H3O+] = [OH-] = 1 X 10-7 se dice que son neutras,
es decir, ni ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración de iones H3O+ es mayor, y en las
soluciones básicas la concentración de iones OH- es mayor.
Como los valores de las concentraciones son muy pequeños, se acostumbra
expresar dichos valores en una escala logarítmica.
Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:
Kw = [H3O+] [OH-]
log Kw = log [H3O+] [OH-]
Como el logaritmo de un producto es igual a la suma de los factores, entonces:
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80 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
log Kw = log [H3O+] + log [OH-]
Si multiplicamos por – 1, tenemos:
- log Kw = - log [H3O+] - log [OH-]
Si presentamos con “p” el – log, la expresión se convierte en:
pKw = p [H3O+] + p [OH-]
Si ahora sustituimos [H3O+] por H y [OH-] por OH, entonces la ecuación se
convierte en:
pKw = pH + pOH
De tal manera que se define el pH como el logaritmo negativo de la concentración
de iones hidronio en mol/l. El pOH se define como el logaritmo negativo de la
concentración de iones oxhidrilo en mol/l.
Por otra parte, cualquier solución acuosa:
pKw = pH + pOH = 14
Esacala de pH.
La escala pH está dividida en 14 unidades, del 0 (la acidez máxima) a 14 ( nivel
básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde
al punto neutro. Los valores menores que 7 indican que la muestra es ácida. Los
valores mayores que 7 indican que la muestra es básica.
La escala pH tiene una secuencia logarítmica, lo que significa que la diferencia entre
una unidad de pH y la siguiente corresponde a un cambio de potencia 10. En otras
palabras, una muestra con un valor pH de 5 es diez veces más ácida que una
muestra de pH 6. Asimismo, una muestra de pH 4 es cien veces más ácida que la
de pH 6.
Cómo se mide el pH.
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81 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Imagen 7. Tiras reactivas para medir el pH. Recuperado de Shuterstock.
Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar
papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve
color rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul cuando está
sumergida en una solución alcalina.
Los papeles tornasol se venden con una gran variedad de escalas de pH. Para
medir el pH, seleccione un papel que dé la indicación en la escala aproximada del
pH que vaya a medir. Si no conoce la escala aproximada, tendrá que determinarla
por ensayo y error, usando papeles que cubran varias escalas de sensibilidad al pH.
Para medir el pH, sumerja varios segundos en la solución el papel tornasol, que
cambiará de color según el pH de la solución. Los papeles tornasol no son
adecuados para usarse con todas las soluciones. Las soluciones muy coloreadas o
turbias pueden enmascarar el indicador de color.
El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un
medidor de pH (o pHmetro) y un par de electrodos. Un medidor de pH es
básicamente un voltímetro muy sensible, los electrodos conectados al mismo
generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor
de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varía de acuerdo
con la concentración de iones hidrógeno en la solución.
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82 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La lluvia ácida y la escala de pH
La escala de pH mide el grado de acidez de un objeto. Los objetos que no son muy
ácidos se llaman básicos. La escala tiene valores que van del cero (el valor más
ácido) al 14 (el más básico). Tal como puedes observar en la escala de pH que
aparece arriba, el agua pura tiene un valor de pH de 7. Ese valor se considera neutro
– ni ácido ni básico. La lluvia limpia normal tiene un valor de pH de entre 5.0 y 5.5,
nivel levemente ácido. Sin embargo, cuando la lluvia se combina con dióxido de
azufre y óxidos de nitrógeno—producidos por las centrales eléctricas y los
automóviles—la lluvia se vuelve mucho más ácida. La lluvia ácida típica tiene un
valor de pH de 4.0. Una disminución en los valores de pH de 5.0 a 4.0 significa que
la acidez es diez veces mayor.
Cálculo del pH.
El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o alcalinidad de una
disolución que indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en una
disolución:
pH = - log [H3O+]
También se emplea el pOH = - log [OH-] para medir la concentración de iones OH−.
Teniendo en cuanta que Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14, podemos obtener la siguiente
fórmula:
pH + pOH= 14
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83 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La medida del pH es un valor que va desde 0 (máxima acidez) hasta 14 (máxima
basicidad). Se considera que una disolución es neutra cuando [H3O+] = [OH–], es
decir, cuando el pH = 7. Por lo tanto:
pH < 7 → disolución ácida
pH > 7 → disolución básica
Nota: las siglas de pH significan "potencial de hidrógeno". Este término fue acuñado
por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base
10 de la actividad de los iones hidrógeno.
Ejemplos de pH:
1. pH (ácido clorhídrico HCl 1M) = 0
2. pH (ácido de una batería) = 0-1
3. pH (ácido gástrico) = 1,5
4. pH (vinagre o limón) = 2,6
5. pH (refresco de cola) = 3
6. pH (café) = 5
7. pH (leche) = 6
8. pH (agua) = 7
9. pH (sangre) = 7,4
10. pH (agua de mar) = 8
11. pH (jabón) = 9-10
12. pH (lejía) = 13
13. pH (hidróxido de sodio NaOH 1M) = 14
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84 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Imagen 8. Escala de PH. Recuperado de: portalacademico.cch.unam.mx
Ejemplo 1. Calcular el pH de una disolución 0,5 N de hidróxido de sodio NaOH.
Al ser una base fuerte todo el NaOH se disocia completamente:
NaOH → Na+ + OH-
0,5
0,5 0,5
pOH = -log [OH-] = -log [0,5] = 0,3
pH= 14 -pOH= 14 - 0,3= 13,4
Ejemplo 2. Calcular el pH de una disolución 0,5 N de amoníaco NH3 con Kb= 1,8 ·
10-5.
Al ser una base débil la reacción de disociación en equilibrio es:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
0,5-x
x x
Kb =
[NH4+] [OH-]
=
x2 = 1,8 · 10-5
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85 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
[NH3]
.
0,5 - x
.
Suponemos que x es despreciable frente a 0,5, entonces:
x2 / 0,5 = 1,8 · 10-5
x2 = 3,6 · 10-5
x = 6 · 10-3 N
[OH-] = x = 3 · 10-3 N
pOH = -log [OH-] = -log [3 · 10-3] = 2,5
pH= 14 - pOH= 14 - 2,5= 11,5
Ejemplo 3: calcular el pH de una disolución de ácido nítrico HNO3 3,8·10-4 M.
Al ser un ácido fuerte todo el HNO3 se disocia:
HNO3+H2O → H3O+ + NO3-
3,8·10-4
3,8·10-4 3,8·10-4
[H3O+] = 3,8 · 10-4 M
pH = - log [H3O+] = - log [3,8 · 10-4] = 3,42
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86 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Actividad de aprendizaje 2.
Instrucciones: Realiza el desarrollo de los siguientes ejercicios de cálculo de PH
1. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de
1.0x10−5 M?
R= 5
2. ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución cuyo pH es 4?
R= El valor de pH es el exponente negativo de 10, así que la concentración de
iones hidronio es de 1.0x10−4 M
3. ¿Cuál es el pH de una solución KOH cuya concentración de iones hidróxido es
de 1.0x10−4?
R= El exponente es -4; por tanto, el pOH es 4. Puesto que el pH= 14 – pOH,
pH=14-4=10.
4. Calcular el pH de una disolución 0,02 M de un ácido débil HA con Ka= 3,0 · 10-6
5. Calcular el pH y el pOH de cada una de las siguientes disoluciones:
Solución de HNO3 0,035 M
Solución de H2SO4 0,1 M
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87 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Qué Aprendí?
Acitividad de cierre.
Instrucciones: Resuelve lo que se te pide.
Ejercicio 1: Completa la tabla con lo que se te pide.
Teoría Concepto
de Ácido
Concepto de
Base
Ejemplos Productos
cotidianos
Ejercicio 2: Resalta la respuesta correcta.
1. ¿Cómo se le llama a una sustancia que actúa como ácido o como base?
a) anfótero
b) ácida
c) Básica
d) Neutra
2. ¿Cómo se le llaman a las soluciones en las que son iguales las concentraciones
de iones OH-?
a) Ácidas
b) Alcalinas
c) Básicas
d) Neutras
COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
88 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
3. Gilbert Newton Lewis las define como toda molécula o grupo atómico que puede
aceptar electrones
a) Ácido
b) Alcalinas
c) Bases
d) Neutras
4. Arrhenius las define como sustancias que en disolución acuosa liberan iones
oxidrilos (OH-1)
a) Ácido
b) Alcalinas
c) Bases
d) Neutras
5. ¿Cuáles de las siguientes especies químicas pueden actuar como ácido según
la teoría de Brönsted y Lowry?
a) H2SO4
b) HSO4
c) Cl-;
d) NH4+
7. ¿Cuáles de las siguientes especies químicas pueden actuar como base según
la teoría de Brönsted y Lowry?
a) H2SO4
b) HSO4
c) Cl-;
d) NH4+
8. Según la teoría de Brönsted y Lowry, indica cuáles de las siguientes especies
pueden actuar sólo ácidos y bases:
a) HSO3-
b) SO3-2
c) HF
COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
89 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
d) HClO2
e) Se-2
f) HCO2
g) CO2-2
9. ¿Qué pH tiene el agua pura?
a) 6.9
b) 7
c) 7.5
d) 10
10.- ¿Es una medida de la acidez o la alcalinidad?
a) pH
b) pK
c) OH
d) H
11.- El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes,
fármacos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 cuya concentración
de iones hidrógeno es 0.76 M.
12.- El pH del agua de lluvia, recolectada en cierta zona del noroeste de México
durante cierto día, fue de 4.82. Calcule la concentración de iones H+ del agua de
lluvia.
Actividad experimental 2.
Práctica de pH col morada.
COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
90 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
CÓDIGO:
FO233-018/A
Academia Q.B.
Química II
pH
Determinación de la escala de pH
PASO 6. Se dibuja una escala auxiliado por colores o fotos donde se muestre la gama de colores correspondiente a cada valor de pH.
Empleo de la fenolftaleina.
1. Mida 50ml de agua destilada y agreguelos en un matraz erlenmeyer de 250ml.
2. Agregue 5 gotas de solución de fenolftaleína.
3.- Añada gota a gota solución de bicarbonato del sodio al 5%. Hasta que se aprecie un cambio de color.
4.- Agregue vinagre blanco hasta que desaparezca el de color en la solución.
5.- Repita el paso 3 y 4, por tres ocaciones.
6. Promedie los valores obtenidos para las gotas necesarias de bicarbonato de sodio y ácido acético.
Se solicita preparar una solución muy diluida de sosa caustica (NaOH) o de cal con agua, agrega unas gotas de fenolftaleína o de jugo de col morada, colocar la solución en un envase
de PET. Con un popote exhalar (soplar) en la solución hasta que se observe un cambio de coloración. Elabora una explicación del fenómeno observado.
BITÁCORA DE PRÁCTICAS
PLANTEL/EMSAD: FECHA DE ENTREGA:
NOMBRE DEL DOCENTE: FECHA PROGRAMADA:
Bata
CARRERA: TURNO:
MÓDULO: GRUPO:
SUBMÓDULO:
TÍTULO DE LA PRÁCTICA:
1 pipeta de 10 ml, 5 ml,
COMPETENCIAS DEL COMPONENTE DE FORMACIÓN PROFESIONAL A DESARROLLAR
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con
hipótesis previas y comunica sus conclusiones.
HERRAMIENTA Y EQUIPO MATERIAL EQUIPO DE SEGURIDAD
Jeringa 5 y 10 ml probeta de: 50 Y 100 ml
Zapato cerrado
1 picetaEstracto de col morada, base alcohol.
100ml
Reactivos: Matraz erlenmeyer 250 ml
pHmetro 1 pipeteador
1. HCl. 2. Vinagre blanco. 3. jugo de limón. 4. Refresco de
limón. 5. saliva. 6. Yogurth 7. agua 8. leche 9. agua
mineral. 10. ceniza. 11. soln. De jabón. 12. Limpia vidrios.
13. Blanqueador. 14 Na OH. Bicarbonato de sodio, jugo de
dos frutas.
PASO 1.- Preparar 125ml de extracto de col, en una proporción de 300 g por cada 125ml de etanol al 96%.
PASO 2.- Dejar reposar la col por al menos 8 horas.
PASO 3.- Agregue 5 ml de col morada a 14 vasos.
PASO 4.- A cada uno de los vasos agregue las diferentes sustancias en el siguiente orden, 5 ml a cada vaso con solución de col morado:
1. HCl. 2. Vinagre blanco. 3. jugo de limón. 4. Refresco de limón. 5. saliva. 6. Yogurth 7. agua 8. leche 9. agua mineral. 10. ceniza (2 gr). 11. solución de jabón. 12.
Limpia vidrios. 13. Blanqueador. 14 Na OH
APERTURA
1. Lluvia de ideas referente al concepto de pH o potencial de hidrógeno.
2. Enlistar algunas de las aplicaciones que tiene la medición del pH
DESARROLLO
PASO 7. El equipo elige tres sustancias diferentes a las que forman la escala propuesta y empleando el extracto de col, determina el pH aproximado de las
sustancias comparando contra la escala propuesta.
PONDERACIÓN: 40% EVIDENCIAS DE DESEMPEÑO: PONDERACIÓN: 20%
Tablas de pH Indagación de los conceptos de pH y métodos de medición.
Explique por que cambia de color la fenolftaleina con el bicarbonato de sodio y por que lo pierde en precencia de ácido acético, además de explicar por que se puede repetir el
cambio por varias ocaciones.
EVIDENCIAS PARA LA EVALUACIÓN
EVIDENCIAS DE PRODUCTO:
ENTREGÓ: RECIBIÓ:
EVIDENCIAS DE CONOCIMIENTO: PONDERACIÓN: 30% EVIDENCIAS DE ACTITUD: PONDERACIÓN: 10%
Elaboración de cuestionario y reporte de laboratorio. Participación en el equipo
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91 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Reacciones de neutralización.
Las reacciones de doble sustitución, pueden ser de neutralización y de precipitación,
obteniéndose como productos el desprendimiento de un gas, la producción de un
precipitado o la formación de un gas.
La reacción de un ácido fuerte, que tiene iones H+ con una base fuerte que tiene
iones OH- , que al combinarse forman una sal y agua se denominan de
neutralización, que también se liberan calor. Y se obtiene la ecuación iónica neta:
𝑯+ + 𝑶𝑯− 𝑯𝟐𝑶
Una ecuación general que representa este tipo de reacción es:
𝐻 𝑋 + 𝑀𝑂𝐻 𝑀𝑋 + 𝐻𝑂𝐻
donde: H X es un ácido y MOH es una base.
La neutralización da como resultado la transferencia de un portón dela acido a la
base, y ocurren dentro del proceso de titulación que permite determinar la
concentración de un ácido o una base mediante la adición de una base o un ácido
respectivamente de concentración conocida y un indicador de pH tal como
fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, azul de bromo timol entre otros.
Ejemplos de esto son: 𝑯𝑪𝒍 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑯𝟐𝑶 + 𝑵𝒂𝑪𝒍
Ácido clorhídrico + Hidróxido de Sodio Agua + Cloruro de
Sodio
𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒 + 𝟑 𝑲𝑶𝑯 𝟑 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) + 𝑲𝟑𝑷𝑶𝟒
Ácido Fosfórico + Hidróxido de Potasio Agua + Fosfato de
Potasio
Hay cuatro tipos de reacciones de neutralización
1.- Acido + base Sal + agua
HCl + NaOH H2O (l) + NaCl
2. Oxido metálico + ácido Sal + agua
ZnO + 2HCl H 2O (l) + ZnCl2
3.- Oxido no metálico + base Sal + agua
CO2 + LiOH H2O + LiCO2
4.- Oxido no metálico + oxido metálico Sal BaO + SO3 Ba SO4
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92 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejemplos.
Cuando tenemos mucha acidez estomacal, nos duele obviamente el
estómago, entonces el médico receta un antiácido como Mg(OH)2, CaCO3,o
NaHCO3,que con el ácido estomacal forman sal y agua. Si la reacción del
jugo gástrico es con el bicarbonato de sodio (NaHCO3), se libera CO2 que es
expulsado con el eructo.
Cuando nos pica una abeja, este insecto inyecta un ácido y le podemos
neutralizar y aliviar el dolor con bicarbonato de sodio que es una sustancia
básica o alcalina o con amoniaco.
Cuando los suelos de cultivo tienen un pH inferior a 7 tiende a ser ácido y
favorece el crecimiento de las plantas y cuando hay un exceso de ácido los
agricultores suelen neutralizar el suelo agregando cal que como conocemos
es una sustancia básica.
En caso de picaduras de avispas, los insectos inyectan al organismo una
sustancia básica o álcalis a la piel y para neutralizarlo y aliviar el dolor se
puede lavar o colocar un poco de vinagre sobre la superficie afectada.
Para elaborar la sal común o químicamente llamado Cloruro de sodio, se
hacen reaccionar una base que es el hidróxido de sodio con un ácido que es
el ácido clorhídrico. Los productos de esta reacción de neutralización ácido-
base es la sal común o cloruro de sodio (NaCl) y agua, como podemos ver
en la siguiente ecuación química.
Imagen 9. Reacción de neutralización ácido-base. Recuperado de: docencia.udea.edu.co
Eje 4: Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos,
biológicos,
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93 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
físicos y ecológicos. Contenido central: La energía en las reacciones químicas.
Energía libre de Gibbs.
Reacciones endotérmicas y exotérmicas.
Los científicos al realizar sus investigaciones no pueden realizar sus ensayos de
manera improvisada, mezclando distintas sustancias, pues, el manejo de éstas sin
planificación, podría poner en riesgo su integridad física y la de los demás.
Por lo tanto, adquiere especial relevancia, predecir si una reacción ocurrirá en
algunas condiciones, es decir, determinar la espontaneidad de la reacción.
De acuerdo a la segunda ley de la termodinámica, una reacción será espontánea
siempre y cuando la entropía del universo aumente, por lo que para predecir la
espontaneidad de una reacción deberíamos conocer tanto la entropía del sistema
como la entropía del entorno, sin embargo, esta última es muy difícil de medir.
Sin embargo, favorablemente la entropía del entorno está relacionada con la
entalpía del sistema, lo que fue propuesto por J. Williard Gibbs, quien introdujo una
magnitud, denominada Energía libre de Gibbs.
Esta función de estado, se relaciona con la energía útil que posee un sistema para
realizar trabajo y determina si una reacción es espontánea en un sentido o en el
sentido inverso. Por lo tanto, la energía libre de Gibbs corresponde a la expresión:
∆𝑮 = ∆𝑯 − 𝑻 ∆𝑺
Por ejemplo, si el ΔG de una reacción es -110 KJ, es posible obtener 110 KJ de
trabajo útil a partir de la reacción. Por el contrario, si ΔG es +110 KJ, habrá que
suministrar, al menos, esa misma cantidad de energía en forma de trabajo, para que
la reacción tenga lugar.
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94 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Al igual que la entalpía y la entropía, la energía libre es una función de estado, por
ende ΔG, solo depende de la naturaleza de productos y reactivos, y de la
condiciones bajo las cuales se determina.
Finalmente, es posible decir también, que ΔG es una medida de las fuerzas que
dirigen una reacción:
Pudiendo deducir al analizar los diagramas que:
Diagrama A Diagrama B
La energía libre de los productos es
menor que la de los reactantes.
Al ser Gproductos menor que
Greactivos, ΔG menor que cero (de valor
negativo).
El proceso es espontáneo en el
sentido directo.
La energía libre de los productos es
mayor que la de los reactantes.
Al ser Gproductos mayor que
Greactivos, ΔG mayor que cero (de valor
positivo).
El proceso no es espontáneo en
sentido directo.
Si ΔG es igual a 0, significa que la energía libre de productos y reactivos es la
mismo, por lo tanto, no hay fuerza directriz para que la reacción ocurra en un
determinado sentido. Es decir, se encuentra en equilibrio, considerándose
un proceso reversible.
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95 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Qué relación hay entre la energía libre de gibbs y la espontaneidad de una reacción?
La energía libre de Gibbs permite predecir la espontaneidad de una reacción a
temperatura y presión constante de acuerdo a los siguientes parámetros:
ΔG = ΔH - TΔS
Donde:
ΔH: es la entalpía del sistema.
ΔS: es la entropía del sistema.
TΔS: representa el desorden del sistema cuando ocurre el cambio.
Como la energía libre depende del valor de la entalpía y la entropía a una
determinada temperatura, la espontaneidad de una reacción dependerá del signo
de ΔH y de ΔS, de acuerdo a lo siguiente:
En síntesis, el valor de ΔG está directamente relacionado con la espontaneidad de
un proceso, si la temperatura y la presión se mantienen constantes, como se
observa a continuación:
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96 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Imagen 10. Diagrama de comportamiento de la enrgia libre de gibbs. Elaboracion propia.
Sistema Proceso Universo
ΔG < 0 Espontáneo en el sentido
directo.
T ΔS > 0
ΔG = 0 En equilibrio, pues ΔH = T ΔS
(ecuación que permite estimar
la temperatura a la cual el
proceso está en equilibrio).
T ΔS = 0
ΔG > 0 No espontáneo en el sentido
directo. Es espontáneo en la
dirección opuesta.
T ΔS < 0
¿Cómo afecta la temperatura a la energía libre de gibbs?.
Hasta ahora solo se han analizado casos en que la temperatura es 25°C, sin
embargo, a temperaturas distintas a este valor, el sistema sufrirá algunos cambios.
Cuando la temperatura aumenta, el signo de ΔG° variará, y por lo tanto el sentido
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97 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
en el que la reacción avanza espontáneamente, puede cambiar o no, dependiendo
de los signos de ΔH° y ΔS°. Las cuatro situaciones posibles, deducidas de la
ecuación de Gibbs, se mencionan a continuación:
De esta manera, es posible predecir la espontaneidad de un proceso, según la
siguiente tabla:
ΔH ΔS Proceso Ejemplo
- + Espontaneo a cualquier temperatura. 2𝐾 + 2𝐻2𝑂 → 2𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2
+ - No espontaneo a cualquier temperatura. 3𝑂2 → 2𝑂3
+ +
No espontaneo a baja temperatura.
Espontaneo a alta temperatura.
𝐻2𝑂 → 2𝐻2 + 𝑂2
- -
No espontaneo a alta temperatura.
Espontaneo a baja temperatura.
𝑁𝐻3 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝐻4 + 𝐶𝑙
Temperatura y calor, escalas de temperatura (Celsius, Kelvin, Fahrenheit,
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98 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Rankine).
Temperatura y calor.
La temperatura es una magnitud escalar referida a las nociones comunes de calor,
medible mediante un termómetro. Es una cantidad fundamental del sistema
internacional de unidades. El concepto de temperatura está relacionado con
nuestros sentidos. Es una experiencia de vida. Aprendemos desde niños a distinguir
objetos fríos de los calientes. Nos acostumbramos a sentir objetos que no dañen
nuestros sentidos. Evitamos el tocar objetos calientes que puedan quemarnos. Sin
embargo, para nuestro propósito del estudio de la Física, necesitamos definir el
concepto de temperatura.
TEMPERATURA. Es la medida del grado de calentamiento o de enfriamiento de un
cuerpo. Es una medida de la cantidad de energía interna de un cuerpo. Se mide con
los dispositivos denominados termómetros.
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99 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Calor.
Es un hecho bien conocido que a través de los años ha habido cambios en el clima
de nuestra tierra. Los glaciares se están derritiendo, aumentando, por consiguiente,
el nivel del mar. Nosotros, los humanos, estamos causando la mayor parte del
calentamiento mediante la emisión de gases que retienen el calor. El resultado de
éste calentamiento global está provocando una serie de cambios en la Tierra.
En nuestra vida cotidiana, utilizamos prendas de vestir adecuadas para
protegernos del frío o del calor. Pero, ¿Qué es el calor? Nuestro sentido común nos
dice que el calor es algo que contienen los cuerpos calientes (y que no tienen los
cuerpos fríos). Al poner una tortilla a temperatura ambiente en el comal caliente, la
tortilla se calienta. De éste ejercicio tan simple y cotidiano podemos desprender la
definición de calor.
Drfinición: Es la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre
distintos cuerpos, que se encuentran a diferente temperatura.
Práctica de aprendizaje: Sentir diferentes sensaciones térmicas (objetos a
temperatura ambiente, fría y caliente).
“Sentir” el flujo de calor de dichos objetos.
Escalas de temperatura.
Escala Celsius. También conocida como centígrada. Se tienen como referencia
dos puntos: El punto de fusión del hielo. Este punto se considera como el cero
grados Celsius (0 °C). La segunda referencia es la temperatura a la que hierve el
agua al nivel del mar (denominado punto de ebullición). A éste punto se le designa
el valor de 100 °C.
Escala Fahrenheit. Es la escala de temperatura comúnmente usada en los Estados
Unidos de América. El valor de 0 °C corresponde a 32 °F. El valor fijo de 100 °C
corresponde a 212 °F. En base a esto, se tienen las relaciones para convertir de
una escala a otra. Para la escala Celsius la diferencia entre los dos puntos fijos
(temperatura de ebullición del agua y temperatura de fusión del hielo) es 100 °C –
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100 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
0 °C = 100 °C. En la escala Fahrenheit ésta diferencia es de 180 °F. De aquí se
desprenden las siguientes fórmulas para convertir de una escala a otra.
T°C = 5/9(T°F – 32)
T°F = 9/5 T°C + 32
Escalas absolutas de temperatura.
El cero absoluto de temperatura es la mínima temperatura hasta la que es posible
enfriar un cuerpo. Teóricamente es la temperatura a la cual todo el movimiento
molecular se detiene y no se puede detectar ninguna energía. El punto 0 °K es la
temperatura más baja que existe en el universo: - 273.15 °C. En cuanto a la escala
absoluta, en base a los grados Fahrenheit, el punto cero de ésta es de - 459.67 °F.
De acuerdo a ésto, se tienen las siguientes relaciones de temperatura de las
escalas absolutas:
T°K = T°C + 273
T°R = T°F + 460
Ejemplos de transformacion de temperatura de las diferentes escalas termométricas.
1.En el reporte del clima para el municipio de Comonfort, Gto., para el día lunes 5
de Noviembre del 2018, se pronostican los valores de temperatura de 15 °C y 10 °C
(máxima y mínima). Transformar éstos valores a °F.
Utilizamos la fórmula: T°F = 9/5 T°C + 32
Para la temperatura máxima, sustituimos el valor de T°C = 15 °C
T°F = 9/5 (15) + 32 = 27 + 32 = 59 °F De igual forma, para la temperatura mínima: T°C = 10 °C
T°F = 9/5 (10) + 32 = 18 + 32 = 50 °F
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101 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
2.El rango normal de temperatura del cuerpo humano es de 97 °F a 99 °F. Una
temperatura de más de 100.4 °F indica un estado febril. Calcular los valores de
dichas temperaturas en °C.
Utilizamos la fórmula: T°C = 5/9(T°F – 32)
Para el valor de 97 °F: T°C = 5/9(97 – 32) = 5/9(65) = 36.11 °C
Para el valor de 99 °F:
T°C = 5/9(99 – 32) = 5/9(67) = 37.2 °C De igual forma, para el estado febril:
T°C = 5/9(100.4 – 32) = 5/9(68.4) = 38 °C
3.Transformar los valores de temperatura, del problema 1, a °K y °R.
En primer lugar, transformamos los grados Celsius a grados Kelvin, con la fórmula:
T°K = T°C + 273
Sustituimos el valor de temperatura de 15 °C:
T°K = 15 + 273 = 288 °K
Así mismo, para el valor de 10 °C:
T°K = 10 + 273 = 283 °K
Ahora transformemos los °F a °R con la relación:
T°R = T°F + 460
Primeramente, para el valor de 59 °F:
T°R = 59 + 460 = 519 °R.
Ahora, para el valor de 50°R:
T°R = 50 + 460 = 510 °R.
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102 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Completar la siguiente tabla.
Escala Celsius (°C)
Escala Fahrenheit (°F)
Escala Kelvin (°K) Escala Rankine(°R)
18
212
120
250
¿A qué temperatura la escala Celsius y Fahrenheit dan el mismo valor?
Investigar el lugar donde se dan los valores extremos de temperatura en
México. Expresar dichos valores en las diferentes escalas termométricas.
Imagen 11. Elaboración del presente material por parte de los miembros honorables del Comité Técnico del área de Ciencias Experimentales del
CECyTE Guanajuato. Creación propia.
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103 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
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104 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Rescatando mi aprendizaje.
De manera individual, contesta las siguientes preguntas:
1. ¿Qué entiendes por cinética química?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
2. Consideras que todas las reacciones químicas son posibles de realizar?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
3. ¿Es posible que a condiciones ambientales un diamante se pueda transformar a
grafito? ¿De qué factores crees que dependa?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
¿Cómo defines catalizador?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
4. ¿Qué son los hidrocarburos?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
5. ¿Qué es un grupo funcional?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
6. ¿Qué es un polímero?
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
105 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
TERCER PARCIAL.
Eje 5: Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos,
físicos y ecológicos.
Contenido central: Cinética química: ¿Por qué algunas reacciones ocurren casi
inmediatamente mientras que otras pueden tardar años?
Para aprender.
1 .Rapidez de reacción. (velocidad de reacción química).
2 módulos. Teoría.
De qué manera crees que una crema antiarrugas se relaciona con la cinética química, el
efecto de los desodorantes o cuando mezclas polvo de sabor para agua y agitas.
Cinética química.
La palabra cinética proviene del griego kinesis, que significa “algo que se mueve”, y se
aplica a la rapidez de cualquier cambio.
La cinética química estudia la rapidez con que transcurre una reacción química, así
como los mecanismos y factores que la afectan. Todo ello para el fin más importante de
la ciencia: predecir.
Las preguntas más importantes sobre una reacción química son: ¿es posible que se
realice? ¿Con qué rapidez? La termodinámica responde a la primera, pero no dice nada
sobre la rapidez con que los reactivos se transforman en productos.
Al observar un cambio químico particular no basta con que se espontáneo o posible,
además debe producirse con la rapidez suficiente para ser percibido.
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106 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que se transforma en
una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. Por ejemplo, la oxidación del
hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar muchos
años, pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en
fracciones de segundos.
Por ejemplo, en condiciones ambientales, la transformación del diamante en grafito es
espontánea; sin embargo esta transformación es tan lenta que no se parecía cambio
alguno, aunque transcurran muchos años, sino con qué rapidez ocurrirá.
Imagen 11. Grafito y diamante. , recuperado de https://www.elobservadordelabelleza.com/reportaje/lapices-diamantes-bruto/
Para aprender.
Factores que intervienen en la rapidez de reacción.
Diversos factores pueden alterar el desarrollo de la reacción. El conocimiento de los
factores que modifican la rapidez de la reacción tiene aplicaciones prácticas, como
acelerar las reacciones deseables y retardar o inhibir las que resultan indeseables. El
estudio de estos factores proporciona información sobre el mecanismo de reacción.
En general, la rapidez de una reacción química depende de los siguientes factores:
Naturaleza de los reactivos: Depende de la afinidad de un reactivo para
reaccionar con otro.
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107 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
El estado de agregación de los reactivos: La mayoría de las reacciones
requieren que dos o más reactivos entren en contacto, esto es, que sus moléculas
choquen entre sí. A mayor movimiento molecular, mayor será la rapidez. El orden
de rapidez es:
Gaseoso>Líquido>Sólido
Temperatura: El incremento den la temperatura acelera el movimiento molecular
de los reactivos, dando con ello un mayor número de colisiones y con mayor
energía cinética.
La concentración de los reactivos: Entre mayor número de moléculas estén
contenidas en un volumen dado, mayor será la frecuencia con que ocurran las
colisiones.
Presencia de un catalizador: Es una sustancia que promueve o inhibe la reacción,
sin degradarse ni modificar el producto final.
Rapidez de reacción:
La velocidad o rapidez de una reacción es el cambio de concentración de un reactivo o
de un producto con respecto al tiempo. Las técnicas para medir y predecir la rapidez de
las reacciones se aplican de manera retrospectiva; es decir, se mide el aumento o la
disminución en las concentraciones de reactivos o productos, y a partir de los datos
obtenidos se construyen modelos cinéticos que describen el comportamiento de la
reacción. Generalmente se desea obtener una constante cinética, que permita predecir
el comportamiento de ese sistema reaccionante a diferentes concentraciones.
Por ejemplo, el progreso de una reacción sencilla, donde las moléculas de A (reactivo)
se convierten en B (producto), se ilustra:
A (reactivo) → B (producto)
La rapidez de disminución de A y la formación de B se expresa así:
𝑉𝐴 = 𝑘𝐴
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108 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
𝑽𝑨 = 𝒌𝑨 𝑪𝑨
𝒇− 𝑪𝑨
𝒊
𝒕; 𝑽𝑩 = 𝒌𝑩
𝑪𝑩𝒇
− 𝑪𝑩 𝒊
𝒕
En donde las constantes cinéticas de A y B corresponden a KA y KB, respectivamente.
Si se traza una gráfica como la siguiente, que describa el comportamiento cinético de la
reacción:
Imagen 13. Comportamiento cinético de una reacción. Recuperado de https://es.slideshare.net/FelipeSepulveda2/cintica-
qumica-velocidad-de-reaccin.
Se verá que las constantes cinéticas corresponden a la pendiente de las ecuaciones de
cada curva.
Energía de activación.
Para que una reacción química se lleve a cabo requiere una energía inicial, que
posteriormente se compensa conforme progresa la reacción. Esta energía se denomina
energía de activación. (Ea).
Para que la reacción se verifique, deben romperse algunos o todos los enlaces químicos
de los reactivos para formar nuevos enlaces en los productos.
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109 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para que los enlaces lleguen a un estado que les permita romperse la molécula debe
retorcerse (doblarse o deformarse) y asumir un estado inestable, denominado estado de
transición. El estado de transición es un estado de alta energía, y debe añadirse la
energía de activación para que la molécula lo enlace. Puesto que el estado de transición
es inestable, las moléculas de reactivo no se quedan ahí mucho tiempo, sino que
proceden al siguiente paso de la reacción química.
La energía de activación es, pues, una barrera que debe salvarse para que se produzca
la reacción, aunque sea exotérmica. Normalmente, la energía cinética de las moléculas
reaccionantes suministra la energía de activación. Sólo los choques entre moléculas cuya
energía cinética sea igual o mayor a Ea, mayor será el número de moléculas con energía
suficiente para superar la barrera y reaccionar.
En general, cuanto menor sea la energía de activación, mayor será la rapidez de una
reacción.
Imagen 14. Reacción endotérmica. Reacción exotérmica, recuperado de http://www.quimitube.com/energia-activacion-y-
tormentas
Ejercitando mi habilidad.
Indaga de manera individual, gráficas que requieran de la aplicación del concepto de
rapidez de reacción.
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110 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Catalizadores.
Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una reacción química, y que
sin embargo no se consume en el transcurso de la misma. Generalmente se reserva el
término catalizador para las sustancias que aumentan la velocidad de la reacción. Si una
sustancia disminuye la velocidad de reacción, se la denomina inhibidor o catalizador
negativo.
En otras palabras, un catalizador puede definirse como una sustancia capaz de hacer
que un sistema químico alcance más rápidamente su estado de equilibrio, sin alterar las
propiedades de dicho equilibrio ni consumirse durante el proceso.
Un catalizador tiene las siguientes características:
a) No debe ser reactivo ni producto; por tanto, no aparecerá en la ecuación global de
la reacción química.
b) Es eficaz incluso si existe en muy pequeñas cantidades en el sistema químico.
c) Se recuera al final del proceso en el mismo estado en el que se ha introducido; es
decir, podría utilizarse de nuevo.
d) No altera las variables termodinámicas del proceso, porque el catalizador no
aporta ni consume energía del sistema; no cambia el valor de ΔH, ΔG ni ΔS de la
reacción.
e) Un proceso que no sea espontáneo no será favorecido por la presencia de un
catalizador.
f) Acelera por igual la reacción directa y la inversa. El catalizador conduce la reacción
más rápidamente al estado de equilibrio en ambos sentiidos.
g) En general, los catalizadores son específicos; es decir, aceleran solo una reacción
concreta y no el resto.
Un buen catalizador disminuye la energía de activación necesaria para echar a andar la
reacción química, controlando con ello la rapidez de la reacción.
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111 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercitando mi habilidad.
Ejercicio:
Responde si las siguientes afirmaciones son falsas (F) o verdaderas (V):
1. Mientras más colisiones haya entre las moléculas, más lenta será
la reacción.
( )
2. A menor energía de activación y mayor temperatura, más rápida es
una reacción.
( )
3. Mientras más pequeña sea el área de reacción, más rápida será la
reacción.
( )
4. La cinética es una rama de la química que estudia qué tan rápido
ocurren las reacciones.
( )
¿Qué Aprendí?.
Así como has estudiado que la termodinámica es una parte importante de la química, que
nos ayuda a comprender las relaciones entre calor, energía y temperatura, el estudio de
la cinética química es fundamental no solo para la investigación, sino también para las
actividades industriales que dependen de transformaciones químicas.
La rapidez de reacción es determinada por factores como la temperatura y la
concentración de los reactivos. También puede verse favorecida o inhibida por elementos
externos, llamados catalizadores, que estudiaste.
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112 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercicio: Describe con tus propias palabras la importancia de conocer la rapidez
de las reacciones. Analízalas en términos de tu salud, como cuando tomas algún
medicamento en forma de polvo, cápsula o jarabe.
Comparte tus ideas con el resto del grupo.
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Actividad experimental 3.
Práctica de pH col morada.
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113 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
CÓDIGO:
FO233-018/A
Academia Q.B.
Química II
ENTREGÓ: RECIBIÓ:
EVIDENCIAS DE CONOCIMIENTO: PONDERACIÓN: 30% EVIDENCIAS DE ACTITUD: PONDERACIÓN: 10%
Elaboración de cuestionario. Participación en el equipo
EVIDENCIAS DE PRODUCTO: PONDERACIÓN: 40% EVIDENCIAS DE DESEMPEÑO: PONDERACIÓN: 20%
Tablas de tiempos de reacción. Reporte de laboratorio
6. En una un vaso de precipitado se incorporan 100 ml de agua a 100 °C. Agregar una tableta efervescente pulverizada. Medir y registrar el tiempo en el que se desarrolla la reacción.
III. Observaciones: realiza el registro de observaciones de ¿Cuál es la velocidad de cada una de las reacciones y que factores se están involucrando? Pueden hacerlo en una tabla.
IV: Conclusión: Responder la pregunta ¿Qué factores determinan la velocidad de una reacción Química? Realizar la explicación del fenómeno apoyado de la Teoría Cinético molecular para
ello utiliza el siguiente simulador. https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/reactions-and-rates
Cuestionario: 1.- ¿Qué es velocidad de reacción? 2.- ¿Que condiciones pueden afectar una reacción química? 3.¿Que es un catalizador? 4.-¿Cómo podemos aprovechar el conocimiento
de la cinética de una reacción? 5. ¿Menciona 3 ejemplos de reacciones de cinética alta como la combustión de la polvora y tres con baja velocidad de reacción como la oxidación del oro?
EVIDENCIAS PARA LA EVALUACIÓN
PROCEDIMIENTO
1. En una un vaso de precipitado incorporar 100 ml de agua a temperatura ambiente, se agrega una tableta efervescente completa. Medir y registrar el tiempo en el que se desarrolla la
reacción.
2. En una un vaso de precipitado se vierten 100 ml de agua a temperatura ambiente, se agrega una tableta efervescente pulverizada. Medir y registrar el tiempo en el que se desarrolla
la reacción.
3. En una un vaso de precipitado verter 100 ml de agua con hielo, en un rango entre 0 y 5 °C. Agregar una tableta efervescente completa. Medir y registrar el tiempo en el que se
desarrolla la reacción.
4. En una un vaso de precipitado se vierten 100 ml de agua en un rango entre 0 y 5 °C. Agregar una tableta efervescente pulverizada. Medir y registrar el tiempo en el que se desarrolla la
reacción.
5. En una un vaso de precipitado agregar 100 ml de agua a 100 °C. Incorpora una tableta efervescente completa. Medir y registrar el tiempo en el que se desarrolla la reacción.
cronómetro soporte universal
APERTURA
1. Mencionar ejemplos de reacciones químicas
2. Clasificar las reacciones por su velocidad o su desprendimiento o absorción de calor
6 tabletas efervecentes 2 Vidrio de reloj telas de asbesto
hielo mechero anillo para soporte
3 vasos de precipitados de 250 ml. Zapato cerrado
termómetro
HERRAMIENTA Y EQUIPO MATERIAL EQUIPO DE SEGURIDAD
1 probeta de 100 ml Bata
CARRERA: TURNO:
MÓDULO: GRUPO:
COMPETENCIAS DEL COMPONENTE DE FORMACIÓN PROFESIONAL A DESARROLLAR
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.
BITÁCORA DE PRÁCTICAS- CINÉTICA QUÍMICA
PLANTEL/EMSAD: FECHA DE ENTREGA:
NOMBRE DEL DOCENTE: FECHA PROGRAMADA:
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114 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Eje 6: Explica el comportamiento e interacción en los sistemas químicos, biológicos,
físicos y ecológicos.
Contenido central: la síntesis química y la diversidad de nuevo materiales. ¿Existe un
compuesto natural que supere al plástico?
Para aprender.
Contenidos a abordar:
Química orgánica.
Hidrocarburos.
Todos los compuestos orgánicos se derivan de un grupo de compuestos conocidos como
hidrocarburos debido a que están formados sólo por hidrógeno y carbono unidos por
enlaces covalentes. Con base en su estructura, los hidrocarburos se dividen en dos
clases principales: alifáticos y aromáticos. A su vez los hidrocarburos alifáticos o de
cadena abierta se dividen en saturados (alcanos o parafinas) que contienen solo enlaces
sencillos e insaturados (alquenos y alquinos) compuestos con presencia de doble o triples
enlace entre carbonos.
Estos compuestos son combustibles debido a que cuando se unen con el oxígeno del
aire desprenden gran cantidad de energía y producen una llama más o menos brillante,
además de que forman dióxido de carbono (CO2) y agua. A temperatura ambiente se
pueden encontrar hidrocarburos en los tres principales estados de agregación de la
materia ya que presentan tanto en forma de gases (gas del encendedor), líquidos
(gasolina) o sólidos (parafina, velas). La diversidad de hidrocarburos es muy amplia y de
igual forma lo son sus propiedades físicas y químicas; por esta razón sus aplicaciones
son múltiples: se los emplea directamente como combustibles, como solventes, o como
materia prima para la síntesis de productos medicinales, agroquímicos, plásticos, drogas
industriales, etc.
Las fuentes principales de los hidrocarburos son el petróleo, el gas natural y el carbón.
En la actualidad los animales y vegetales proporcionan innumerables compuestos del
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115 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
carbono; por ejemplo: lana, almidón, ácidos biliares, hormonas, vitaminas, pigmentos,
medicinas, entre otros. Gracias a los avances científicos y tecnológicos actuales es
posible sintetizar hidrocarburos y acetileno por medio de la síntesis a partir del carbón
mineral y a partir de éstos generar algunos polímeros.
Se clasifican en función de los enlaces que los unen en hidrocarburos saturados, que son
aquellos que sólo presentan enlaces sencillos entre los carbonos que forman sus
estructuras y los no saturados (insaturado) que tienen al menos un doble o triple enlace.
Los daños ambientales expresados en términos de contaminación atmosférica por la
combustión de hidrocarburos, contaminación de aguas, derrames de petróleo, producción
y acumulación de residuos no biodegradables (plásticos). Por otra parte, siendo el
petróleo, el gas natural y el carbón un recurso natural no renovable, su consumo debería
racionalizarse y muchas de sus aplicaciones, sobre todo la energética, sustituirse
paulatinamente por fuentes ambientalmente más limpias y duraderas.
A partir de comienzos de este siglo, con el desarrollo de la extracción de petróleo y el
afianzamiento de la tecnología química, surge la Petroquímica, industria de gran
importancia que con la producción de hidrocarburos como uno de sus múltiples
productos, constituye uno de los pilares de la tecnología actual.
En la sociedad los modelos de producción de bienes y servicios están directa o
indirectamente basados en la industria petroquímica, es decir, en el consumo de
hidrocarburos o de derivados del petróleo. La energía que hoy se emplea mundialmente
proviene, en su mayor parte, de la combustión de hidrocarburos; los medios de
transporte (terrestres, aéreos y marítimos) los emplean como combustibles, y gran
parte de la variada gama de productos plásticos se sintetizan a partir de ellos.
La extrema dependencia alcanzada hacia los hidrocarburos por el mundo actual, y su
elevado consumo, se han acompañado problemas.
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116 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Grupos funcionales.
De acuerdo con el Chemical abstracts, la publicación que resume y cataloga la literatura
química, hay más de 50 millones de compuestos orgánicos conocidos. Cada uno de estos
compuestos tiene sus propiedades físicas únicas, como sus puntos de fusión y ebullición,
y cada uno tiene su reactividad química característica.
Los químicos han aprendido a través de muchos años de experiencia que los compuestos
orgánicos pueden clasificarse en familias de acuerdo con sus características
estructurales y que los miembros de una familia con frecuencia tienen un comportamiento
químico similar.
Se conocen como grupos funcionales a las características estructurales que hacen
posible la clasificación de los compuestos en familias.
Un grupo funcional es un grupo de átomos que tienen un comportamiento químico
característico dentro de una molécula. Químicamente, un grupo funcional dado se
comporta casi de la misma manera en todas las moléculas en las que aparece. Por
ejemplo, comparemos el etileno, una hormona de las plantas que causa la madurez de
las frutas, con el menteno, una molécula mucho más complicada que se encuentra en el
aceite de menta. Ambas sustancias contienen un grupo funcional con enlace doble
carbono-carbono y por tanto ambas reaccionan de la misma manera con el Br para dar
productos en los cuales se añade un átomo de Bromo (Br) a cada uno de los dos
carbonos doblemente enlazados
Este ejemplo es típico: la química de todas las moléculas orgánicas, independientemente
de su tamaño y complejidad, está determinada por los grupos funcionales que contiene.
Estructuras de algunos grupos funcionales comunes. Observe la tabla siguiente, la cual
enlista varios de los grupos funcionales comunes y proporciona ejemplos simples de su
presencia. Algunos grupos funcionales tienen sólo enlaces carbono-carbono dobles o
triples; otros tienen átomos de halógeno; otros contienen oxígeno, nitrógeno o azufre.
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117 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
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118 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Imágen 15. Estructuras de algunos grupos funcionales comunes. Tabla 3.1, pp.76 y 77. McMurry, J. (2012). Química Orgánica. 8ª. Edición. México: Cengage Learning Editore
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119 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Grupos funcionales con enlaces múltiples carbono-carbono.
Los alquenos, los alquinos y los arenos (compuestos aromáticos) contienen enlaces
múltiples carbono-carbono; los alquenos tienen un enlace doble, los alquinos tienen un
enlace triple y los arenos tienen enlaces sencillos y dobles alternados en un anillo de seis
átomos de carbono. Estos compuestos también tienen similitudes químicas debido a sus
semejanzas estructurales.
Grupos funcionales con carbono unidos con un enlace sencillo a un átomo
electronegativo.
Los halogenuros de alquilo (haloalcanos), los alcoholes, los éteres, los alquil, fosfatos,
las aminas, los tioles, los sulfuros y los disulfuros tienen un átomo de carbono unido con
un enlace sencillo a un átomo electronegativo: halógeno, oxígeno, nitrógeno o azufre.
Los halogenuros de aquilo tienen un átomo de carbono unido al halógeno (- X), los
alcoholes tienen un átomo de carbono unido al oxígeno de un grupo hidroxilo (-0H), los
éteres tienen dos átomos de carbono unidos al mismo oxígeno, los organofosfatos tienen
un átomo de carbono unido al oxígeno del grupo fosfato (0PO3-2), las aminas tienen un
átomo de carbono unido a un nitrógeno, los tioles tienen un átomo de carbono unido a un
grupo -SH, los sulfuros tienen dos átomos de carbono unidos al mismo azufre y los
disulfuros tienen átomos de carbono unidos a dos azufres unidos entre sí. En todos los
casos, los enlaces son polares, con el átomo de carbono portando una carga parcial
positiva (δ +) y el átomo electronegativo portando una carga parcial negativa (δ-).
Grupos funcionales con un enlace doble carbono-oxígeno (grupos carbonilo).
El grupo carbonilo, C=O, es común a la mayoría de las familias presentadas en la tabla.
Los grupos carbonilo están presentes en una gran mayoría de los compuestos orgánicos
y prácticamente en todas las moléculas biológicas. Estos compuestos se comportan de
manera similar en varios aspectos pero difieren dependiendo de la identidad de los
átomos unidos al carbono del grupo carbonilo. Los aldehídos tienen por lo menos un
hidrógeno unido al C=O, las cetonas tienen dos átomos de carbono unidos al C=O, los
ácidos carboxílicos tienen un -OH unido al C=O, los ésteres tienen un oxígeno parecido
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120 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
al de los éteres unido al C=O los tioésteres tienen un azufre parecido al sulfuro unido al
C=O, las amidas tienen un nitrógeno parecido al de las aminas unido al C=O, los cloruros
de ácido tienen un cloruro unido al C=O y así sucesivamente. El átomo de carbono del
carbonilo porta una carga parcial positiva (δ +) y el oxígeno porta una carga parcial
negativa (δ-).
Ejercitando mi habilidad.
Ejercicio: En las siguientes estructuras químicas, se presentan tres estructuras químicas
de importancia en vida cotidiana.
En cada una de las anteriores estructuras químicas, identificamos con un círculo de color
diferente a manera de etiqueta para cada grupo funcional; y lo representamos en una
tabla anotando su nombre correspondiente:
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121 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Etiqueta Grupo
funcional Etiqueta
Grupo
funcional
Areno.
Amina
Hidroxilo
Amida
Tiol
Éster
Carboxilo
Fenol
Es decir, se encuentran los siguientes grupos funcionales para cada molécula:
Penicilina: 2 amida, 1 areno, 1 tiol, 1 carboxilo.
Adrenalina: 1 fenol, 1 hidroxilo, 1 amina.
Aspirina: 1 areno, 1 carboxilo y 1 éster.
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122 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejercicio. Identifique los grupos funcionales en cada una de las siguientes
moléculas: Juego de cartas
Etiqueta Grupo funcional Etiqueta Grupo funcional
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123 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Nomenclatura Orgánica.
Alcanos.
3 módulos. Teoría y ejercicios.
Conocidos también como parafinas (poca afinidad) o hidrocarburos saturados, son
hidrocarburos de cadena lineal o ramificada unidos sólo mediante enlaces covalentes
simples entre los átomos de carbono. El metano, CH4, es el primer miembro de la serie
de los alcanos.
Los alcanos cumplen con la fórmula general: CnH2n+2, donde, “n” es el número de átomos
de carbono en la molécula, y 2n+2 corresponde al número de hidrógenos.
Alcano Fórmula molecular
CH3– CH3 C2H6
CH3– CH2–CH3 C3H8
¿Cómo se pueden nombrar los alcanos del ejemplo anterior?
El nombre del alcano dependerá del tipo de cadena que forme, ya sea lineal o ramificada.
Anteriormente, los químicos denominaban a los compuestos haciendo referencia a su
origen. Esto dio lugar a una nomenclatura común o trivial que en muchos casos aún se
emplea; sin embargo, a medida que fue aumentando el número de compuestos
orgánicos, fue necesario establecer un nuevo sistema de nomenclatura, la cual indica la
estructura exacta del compuesto, empleándose para esto las reglas establecidas por la
UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) mejor conocida por sus siglas
en inglés, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).
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124 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Nomenclatura
Alcano:
Compuesto formado sólo por carbono e hidrógeno (hidrocarburo) unidos por enlace
sencillo
Para nombrar estos compuestos se aplican las reglas que dicta la U.I.Q.P.A., que dice
que los primeros cuatro hidrocarburos tienen nombres triviales:
Fórmula condensada Cadena Nombre
CH4 CH4 Metano
C2H6 CH3-CH3 Etano
C3H8 CH3-CH2-CH3 Propano
C4H10 CH3-CH2-CH2-CH3 Butano
Del alcano de cinco átomos de carbono en adelante se utilizan prefijos numéricos
acuerdo al número de átomos de carbono y la terminación ANO, como por ejemplo:
Fórmula
condensada
Cadena
1 2 3 4 5 6 7 8 Nombre
Número
de
Átomos
de
Carbono C5 H12 CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
Pentano
5
C6 H14 CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
Hexano
6
C7 H16 CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2 –CH3
Heptano
7
C8H18
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2 -CH2 –CH3
Octano
8
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125 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Otros nombres de la serie de los Alcanos son los siguientes:
¿Y los alcanos ramificados cómo se nombran?
Para poder comprender la nomenclatura de estos alcanos es necesario conocer el
concepto de radical o grupo alquilo. De los alcanos se derivan los radicales alquilo, que
son agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de un átomo de H de un
alcano. Su nomenclatura se da cambiando la terminación ano por il o ilo, cuando forme
parte de un hidrocarburo. Observa los ejemplos que aparecen en la siguiente tabla:
Reglas para nombrar alcanos ramificados.
1. Se selecciona la cadena más larga de átomos de carbono. La base del nombre,
es la cadena continua más larga de átomos de carbono.
2. La numeración se inicia por el extremo más cercano a una ramificación. En caso
de encontrar dos ramificaciones a la misma distancia, se empieza a numerar por
No. de carbonos Nombre No. de carbonos Nombre
9 Nonano 21 Heneicosano
10 Decano 22 Docosano
11 Undecano 30 Triacontano
12 Dodecano 31 Hentriacontano
13 Tridecano 32 Dotriacontano
14 Tetradecano 40 Tetracontano
15 Pentadecano 41 Hentetracontano
16 Hexadecano 50 Pentacontano
17 Heptadecano 60 Hexacontano
18 Octadecano 70 Heptacontano
19 Nonadecano 80 Octacontano
20 Eicosano 90 Nonacontano
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126 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
el extremo más cercano a la ramificación de menor orden alfabético. Si se
encuentran dos ramificaciones del mismo nombre a la misma distancia de cada
uno de los extremos, se busca una tercera ramificación y se numera la cadena
por el extremo más cercano a ella.
3. Si se encuentran dos o más cadenas con el mismo número de átomos de
carbono, se selecciona la que deje fuera los radicales alquilo más sencillos. En
los isómeros se toma los lineales como más simples.
4. Cuando en un compuesto hay dos o más ramificaciones iguales, no se repite el
nombre, se le añade un prefijo numeral. Los prefijos numerales son:
Número de prefijo Prefijo
2 di ó bi
3 tri
4 tetra
5 penta
6 Hexa
7 hepta
5.Si los radicales son diferentes, se escriben las ramificaciones en orden de menor a
mayor complejidad y el nombre del alcano que corresponda a la cadena principal, como
una sola palabra junto con el último radical. Al ordenar alfabéticamente, los prefijos
numerales y los prefijos, sec- y ter- no se toman en cuenta.
6.Los números y las palabras se separan mediante un guión, y los números entre sí, se
separan por comas y las palabras no se separan entre sí.
La comprensión y el uso adecuado de las reglas señaladas facilitan la escritura de
nombres y fórmulas de compuestos orgánicos.
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127 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Ejemplo:
Se identifica la cadena de carbonos continua más larga y se numera por el extremo
más cercano a un radical. (Señalar la cadena mayor y los radicales evita cometer
errores)
La cadena continua más larga tiene 7 carbonos y se empezó la numeración por el
extremo derecho porque es el más cercano a un radical. Se identifican los radicales y
el número del carbono al que están unidos, se nombran los radicales en orden de
complejidad indicando el número de carbono.
El nombre correspondiente es: 2-metil-4-etil heptano
El siguiente ejemplo recibe el nombre de:3-metil-5-isopropil-nonano.
Si aparecen radicales iguales, se utiliza un prefijo que señale el número de veces que
se repite el radical. Debe aparecer un número por cada radical, de aparecer en el
mismo carbono el número se repite.
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128 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Observa el siguiente ejemplo:
Actividad. Escribe la fórmula de cada compuesto. Utilizando las reglas de
nomenclatura UIPAC.
Fórmula Nombre
3,4,6-trimetil heptano
3-Metil-4-etilhexano
5-metil-3-etil-4-isopropil heptano
𝑪𝑯𝟑
𝑪𝑯𝟑
𝑪𝑯𝟑
𝑪𝑯𝟑 C
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129 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Representación de Fórmulas.
Tipo de
representación
Información
Ejemplo
Condensada
Expresa los elementos y el número de
átomos de cada uno de ellos presentes
en la molécula, pero no informa los
enlaces que presentan.
C3H6
Desarrollada
Representa todos los enlaces de la
molécula. Indica cómo están los átomos
unidos entre sí, cada guion (–)
representa una unión entre átomos.
Enlace sencillo –
Enlace doble = Enlace triple
Semidesarrollada
Es una forma abreviada de la fórmula
desarrollada o estructural, que indica
únicamente las uniones entre los átomos
de carbono o entre los átomos de
carbono y grupos funcionales.
CH2=CH–CH2
Completa el siguiente cuadro, escribiendo las fórmulas que faltan en cada caso.
Fórmula molecular Fórmula
semidesarrollada
Fórmula desarrollada
CH3−CH2−NH−CH3
C5H12
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130 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
¿Qué aprendí?.
De manera individual, atendiendo las instrucciones del docente, realiza un informe escrito
sobre el origen de los objetos más importantes en tu día.
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131 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Para aprender.
Polímeros (Naturales y sintético con ejemplos).
Imagen 16. Ejemplos de polímeros naturales y sintéticos, recuperada de htps://lamateriadelsaber.wordpress.com/2016/02/08/segun-su-origen/
Los polímeros son estructuras complejas compuestas por moléculas de tamaño
grande o relativamente grande que se encuentran formadas por otras moléculas
más pequeñas.
Un polímero, en otras palabras, se compone de muchos monómeros (moléculas
más pequeñas). Los monómeros forman cadenas de estructuras para conformar un
polímero. El proceso por el que pasan los monómeros para formar una cadena y
constituir así un polímero se llama polimerización.
Dentro de los polímeros existen tres grandes grupos. Los llamados polímeros
naturales, los polímeros semi-sintéticos y los polímeros artificiales.
Polímeros naturales Son los que se encuentran de forma natural en la naturaleza. Es decir que su
existencia no depende de la intervención de la mano del hombre. Ejemplo de estos
son las cadenas de ADN (en nuestros genes), proteínas, celulosa, almidones y
ácidos sacáridos.
Este tipo de polímeros cumplen funciones esenciales para la supervivencia.
También reciben el nombre de biopolímeros.
Ejemplos:
Seda, Caucho, Algodón, Madera, Quitina, Lana, Almidón, Celulosa, Baquelita,
Nylon
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132 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Polímeros semi-sintéticos
Son aquellos que se obtienen por la intervención de procesos químicos. Ejemplo de
estos son la nitrocelulosa o la etonita. Estos dos primeros grupos tienen una
composición bastante similar, puesto que ambos se conforman por cadenas de
monómeros similares.
Ejemplos.
Nitrocelulosa, Etonita, Caucho vulcanizado, Polímeros artificiales.
Existe un tercer grupo llamado polímeros sintéticos o artificiales. En este tipo de
polímeros sí interviene la mano del hombre. Por ej. el nylon, el polietileno, el cloruro
de polivinilo y los derivados del plástico.
Ejemplos:
Acrilonitrilo Butadieno Estireno, Estireno Acrilonitrilo, Metacrilato, Nylon, PVC,
Siliconas
Reúnanse en pares, lean la guía y luego realicen la actividad. En la lista de
polímeros sintéticos y naturales, anota sus respectivos monómeros y su uso.
No. Polímero sintético Monómero Uso
1 Polietileno
2 Polipropileno
3 Policloruro
4 Poliestireno
5 PTFE (teflón)
6 Clororpropeno
7 Poliacrilonitrilo
8 PMM (plexiglás)
9 Nailon
10 Caucho sintético
No. Polímero sintético Monómero Uso
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133 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
1 Celulosa
2 Almidón
3 Glicógeno
4 ADN
5 Proteínas
6 Seda
7 Lana
Proceso de polimerización.
Para llegar a esta polimerización existen dos vías posibles:
Polimerización por adición. Cuando los monómeros se adhieren unos a otros. Un
ejemplo de esto ocurre con el etileno que luego forma el polietileno. En este tipo de
polimerización se conservan la misma cantidad de monómeros desde el inicio de la
cadena hasta el final. Es decir que no se fusionan unos con otros.
Polimerización por condensación. Aquí se pierde parte de los monómeros iniciales.
Porque cuando dos monómeros se unen, una parte de estos se pierde.
Al referirnos a los polímeros debemos tener en cuenta que su peso molecular es
muy superior. A menudo llegando a ser de 100,000 o más.
Completa el diagrama de acuerdo con el proceso de formación de un polímero.
Imagen 17. Elaboración del presente material por parte de los miembros honorables del Comité Técnico del área de Ciencias Experimentales del CECyTE Guanajuato. Creación propia.
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134 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Actividad experimental 4.
La conservación de la masa.
CÓDIGO:
FO233-018/A
Química II
Reacción Química (Mamba Negra)
Determinación de solubilidad.
BITÁCORA DE PRÁCTICAS
PLANTEL/EMSAD: FECHA DE ENTREGA:
NOMBRE DEL DOCENTE: FECHA PROGRAMADA:
CARRERA: TURNO:
MÓDULO: GRUPO:
SUBMÓDULO:
TÍTULO DE LA PRÁCTICA:
COMPETENCIAS DEL COMPONENTE DE FORMACIÓN PROFESIONAL A DESARROLLAR
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con
hipóte
HERRAMIENTA Y EQUIPO MATERIAL EQUIPO DE SEGURIDAD
Charola de aluminio Bata
Zapato cerrado
balanza analítica
Reactivos:
PASO 4.- Rociar la relieve formada con el arena con el alcohol o la gasolina blanca
Azúcar glas 40 gr
Bicarbonato de sodio 10 gr
Alcohol o gasolina blanca, cuanto sea
Arena cuanto, sea necesaria
APERTURA
1. Lluvia de ideas referente a la solubilidad y la facilidad para realizar soluciones.
DESARROLLO
PASO 1.- Pesar 40 g de azúcar glas
PASO 2.- Pesar 10 g de Bicarbonato de sodio
PASO 3.- Colocar la arena en la charola de aluminio, formando una relieve (volcan).
PASO 5.- Colocar en el centrode la relieve, la mezcla de azucar con bicarbonato de sodio, encencer y esperar la reacción química
PASO 5.-Observar la reacción química
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135 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Actividad experimental 5.
Polímeros, pelota de Goma.
CÓDIGO:
FO233-018/A
Química II
Polimeros, pelota de goma.
Preparación de polímeros.
ENTREGÓ: RECIBIÓ:
EVIDENCIAS DE CONOCIMIENTO: PONDERACIÓN: 30% EVIDENCIAS DE ACTITUD: PONDERACIÓN: 10%
Elaboración de cuestionario y reporte de laboratorio. Participación en el equipo
PASO 4.- Moldea hasta tener una mezcla uniforme en forma de esfera, en caso de ser necesario agregue mas solución de borato para terminar la reacción.
EVIDENCIAS PARA LA EVALUACIÓN
EVIDENCIAS DE PRODUCTO: PONDERACIÓN: 40% EVIDENCIAS DE DESEMPEÑO: PONDERACIÓN: 20%
Elaboración de la pelotas de goma
PASO 2.- Agregue 5 gr perborato y añada poco a poco agua hasta un volúmen final de 150 ml. Mezcla hasta que se disuelva por completo.
PASO 3.- Mide 5 ml de la solución de perborato y a agregalos a la solución de resistol.
APERTURA
1. Polimeros
DESARROLLO
PASO 1.- Agregar 10 gramos de resistol blanco, añada 10 ml de agua y agite hasta que se disuelva.
Zapato cerrado
1 piseta
Reactivos: resistol blanco, perborato dental, vinagre
1 pipeta de 10 ml
COMPETENCIAS DEL COMPONENTE DE FORMACIÓN PROFESIONAL A DESARROLLAR
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con
hipóte
HERRAMIENTA Y EQUIPO MATERIAL EQUIPO DE SEGURIDAD
Balanza 1 probeta de 100 ml Bata
CARRERA: TURNO:
MÓDULO: GRUPO:
SUBMÓDULO:
TÍTULO DE LA PRÁCTICA:
BITÁCORA DE PRÁCTICAS
PLANTEL/EMSAD: FECHA DE ENTREGA:
NOMBRE DEL DOCENTE: FECHA PROGRAMADA:
COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO
136 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
Actividad Transversal.
(LEOyE, Química II, Geometría y Trigonometría, Inglés II)
Actividad de aprendizaje 1 (Química).
Instrucciones: A partir de la investigación realizada en la asignatura de LEOyE II
elabora en equipos de hasta 5 integrantes un memorama de 20 polímeros (10
naturales y 10 sintéticos), con las siguientes características.
Características del juego:
1. Utiliza herramientas ofimáticas (power point, Word, etc.).
2. Enmicado simple.
3. Tamaño libre.
4. Formato libre.
5. Creativo.
6. Traducido al inglés.
7. Este debe de ir acompañado con una copia impresa.
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137 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II
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