B 1

B Estequiometría1PÁGINA 3

I.

1. Respuesta única (R.U.) Na2S

2. R.U. Químico porque se reordenan los átomos de diferentes formas, se rompen y forman enlaces.

3. R.U.

Presión ( I ) Cantidad de sustancia ( I )

Volumen ( E ) Volumen molar ( I )

Masa ( E ) Temperatura ( I )

Área ( E ) Longitud ( E )

Masa molar ( I ) Densidad ( I )

4. R.U.

Corrosión de aluminio metálico ( Q ) Fundición de un metal ( F ) Pulverización de una aspirina ( F )

Digestión de un dulce ( Q ) Explosión de nitroglicerina ( Q ) Estiramiento de una liga ( F )

5. R.U. Composición química de una sustancia indica las cantidades relativas de los elementos que la

constituyen y la de una mezcla indica las cantidades relativas de las sustancias que la constituyen.

Estructura química de una sustancia indica el arreglo especial de los átomos que la forman, así

como los enlaces químicos o fuerzas intermoleculares que los mantienen unidos o en cercanía.

6. R.U. 15 electrones y protones y se encuentran en el núcleo del átomo.

7. R.U. Porque no presenta la proporción más simple de átomos en la fómula química.

8. Respuesta modelo (R.M.) Son propiedades que tienen los elementos y que se presentan secuen-

cialmente en la Tabla periódica

La energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico en un mismo periodo y dis-

minuye al incrementar el número atómico en un mismo grupo.

La afi nidad electrónica aumenta al incrementar el número atómico en un mismo periodo y dis-

minuye al incrementar el número atómico en un mismo grupo.

La electronegatividad aumenta al incrementar el número atómico en un mismo periodo y dismi-

nuye al incrementar el número atómico en un mismo grupo.

El radio atómico disminuye al incrementar el número atómico en un mismo periodo o en un

mismo grupo.

El carácter metálico disminuye al incrementar el número atómico en un mismo periodo o en un

mismo grupo.

Evaluación diagnóstica

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B 1Estequiometría

9. R.U.

a) Es un compuesto iónico porque las partículas (iones) están organizadas en una red para maxi-

mizar las atracciones y minimizar las repulsiones electrostáticas.

b) Es un compuesto molecular porque las partículas (moléculas) están formadas por grupos de

uno o más átomos unidos por enlaces químicos.

IDENTIFICAR LA APLICACIÓN DE LAS UNIDADES DE MEDICIÓN PÁGINA 4

I. R.M. La sonda Mars Climate Orbiter se envió para estudiar el clima, la atmósfera y la superfi cie

de Marte. El 23 de septiembre de 1999 la comunicación entre la sonda se perdió a causa de errores

acumulables porque un programa de cómputo en la Tierra producía instrucciones en unidades de

pulgada fuerza por segundo en lugar de las unidades Newton por segundo que se especifi caba en el

contrato entre la agencia especial nasa y la compañía Lockheed Martin Space Systems que diseñó la

sonda. Con el tiempo la sonda siguió una trayectoria que la acercó demasiado a la superfi cie de Marte

por lo que la fricción la desintegró.

II.

1. R.M. La sonda se destruyó y se perdieron cientos de millones de dólares.

III. R.M. Este desastre es el ejemplo más famoso donde no se acordó emplear un solo sistema de unida-

des. En otros ejemplos no se hizo la conversión adecuada entre sistemas de unidades. La elección de

un sistema de unidades depende de los usos y costumbres de cada grupo de personas. Los problemas

aparecen cuando los grupos interaccionan entre si y no acuerdan un sólo sistema de unidades o no

hacen la conversión adecuada entre sistemas de unidades.

CONVERTIR MEDIDAS DE UN SISTEMA A OTRO PÁGINA 4

I.

1. 7 pulgadas (2.54 cm/1 pulgada) = 17.78 cm

II. Respuesta libre (R.L.) Se espera que los estudiantes comprendan la relación que deben plantear para

obtener la equivalencia entre el sistema internacional de unidades y el sistema inglés. Al momento

de comparar deben saber la equivalencia entre ambos sistemas de unidades.

ACTIVIDAD 1

EJERCICIO 1

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B 1Estequiometría

IDENTIFICAR ELEMENTOS PARA REALIZAR UNA MEDICIÓN PÁGINA 4

I. R.U.

No. SituaciónMagnitud

físicaUnidad(es) utilizada(s)

Sistema(s) de unidades

1Medición en una báscula

caseraMasa

Kilogramos,

gramos

Sistema Internacional, Sistema Cegesimal

de Unidades, Sistema Métrico Decimal

2 Medición de tu altura LongitudMetros,

centímetros

Sistema Internacional, Sistema Cegesimal

de Unidades

3Medición de tu talla de

zapatosLongitud

Números,

centímetrosBarleycorn, Sistema Cegesimal de Unidades

4 Medición de tu edad TiempoAños, meses,

días

Sistema tradicional de medidas, calendarios

juliano y gregoriano, tiempo solar medio

5Medición del lapso de un

video musicalTiempo

Minutos,

segundos

Derivación del Sistema Internacional,

Sistema Internacional

6Medición de la

temperatura ambienteTemperatura Grados Celsius Unidad accesoria del Sistema Internacional

7Medición de la capacidad

de una botellaVolumen

Litros,

mililitros

Sistema Métrico Decimal, derivación del

Sistema Métrico Decimal

RELACIONAR UNIDADES DE MASA PÁGINA 5

I.

1. R.U. El número de Avogadro es una constante física que indica el número de elementales (normal-

mente moléculas, átomos o iones) presentes en un mol, la unidad de cantidad de sustancia. Se repre-

senta por NA y su valor común es 6.022 × 1023 entidades/mol.

La cantidad de sustancia es una Unidad base del Sistema Internacional de unidades, su símbolo

es n. Es igual al número de entidades elementales (normalmente moléculas, áromos o iones) divi-

didas por la constante de Avogadro.

2. R.U. 4.370 454 5 × 1025 kg

3. R.U. Este resultado es más de 7 veces el de la masa de la Tierra.

II. R.M. Para medir la masa se utilizan normalmente balanzas en valores menores a un kilogramo y

básculas para valores de decenas de kilogramos. Una balanza muy utilizada en el laboratorio es la

balanza de platillos, que permite hallar la masa desconocida de un cuerpo comparándola con una

masa conocida.

CREAR UNA ANALOGÍA PÁGINA 5

I.

1. R.M. El número de Avogadro es muy grande; si se coloca el número correspondiente de canicas sobre

toda la superfi cie de la Tierra se formaría una capa de canicas de más de 50 kilómetros de espesor.

ACTIVIDAD 2

EJERCICIO 2

ACTIVIDAD 3

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B 1Estequiometría

Sobre la cantidad de sustancia que relaciona de manera cuantitativa el mundo de lo muy pequeño

(átomos, moléculas e iones) con lo observable y medible (como la masa o el volumen), es sufi ciente

que las analogías solicitadas sean cualitativas. Por ejemplo, así como al juntar un gran número

de partículas se forma una masa o un volumen, al unir y colocar de manera coherente un gran

número de letras se puede formar un libro o una enciclopedia. La “cantidad de sustancia” en esta

analogía serían el número promedio de letras que tiene un libro o una enciclopedia.

ELEGIR LA SUSTANCIA CON EL MAYOR NÚMERO DE ÁTOMOS PÁGINA 5

I. R.U.

a) 53.4 g de Fe o 53.4 g de Cu

b) 1 molécula de O2 o 1 mol de O2

c) 1 átomo de fl úor o 1 molécula de fl úor

d) 6.02 × 1023 átomos de Na o 1 mol de Na

e) 1 mol de Cl o 1 mol de Cl2

f) 1 g de átomos de fl úor o 1 g de moléculas de F2

II. R.L. Es importante que el alumno comprenda la diferencia entre molécula, mol y átomo y su relación

para que pueda inferir más fácilmente qué afi rmación indica una cantidad mayor de átomos.

ELEGIR LA MUESTRA CON LA MAYOR CANTIDAD DE MASA PÁGINA 6

I. R.U.

a) 6.02 × 1022 átomos de Fe

b) 1 mol de Fe

c) 1 mol de magnesio

d) 1 molécula de I2

e) 1 molécula de O2

II. d) 1 mol de I2, 126.9 g

CALCULAR LAS MASAS DE MOLÉCULAS PÁGINA 6

I.

a) 17 g/mol

b) 167 g/mol

c) 78 g/mol

d) 180 g/mol

II. R.M. El alumno debió haber calculado las masas molares considerando el número de moléculas que

indica la fórmula.

EJERCICIO 3

EJERCICIO 4

EJERCICIO 5

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B 1Estequiometría

RELACIONAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS CON LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA PÁGINA 7

I. R.U.

KNO3 (s) KNO2 (s) + 12

O2 (g)

KCIO4 (s) KCl (s) + 2O2

II. R.U.

1. Si la mínima cantidad de reactivo en ambas reacciones se refi ere a un mol, en la primera reacción

se necesitan 101 g y 138.5 g en la segunda.

2. Estas reacciones no ocurren a temperatura ambiente, necesitan calor para que se den. Y si ocurrie-

ran de manera aisladas aumentarían la temperatura de los alrededores y proveerían de oxígeno

caliente para reaccionar con ciertos combustibles de forma explosiva.

DESCRIBIR LOS SUCESOS QUE LLEVARON A LA ESTEQUIOMETRÍA PÁGINA 7

I. R.M.

Revolución Química Periodo Características generales Protagonista(s)

Primera 1770-1790Mediciones, cá lculos, nuevo concepto de sustancia, nuevo lenguaje quí mico, etc.

Black, Cavendish, Priestley, Lavoisier

Segunda 1855-1875Nuevos conceptos como átomo, peso ató mico, elemento, propiedades periódicas, molécula, etc.

Dalton, Avogadro, Meyer, Mendelé iev, Wholer, Berzelius, Liebig, Cannizaro, Pasteur, Kekulé, Frankland

Tercera 1904-1924Nuevos modelos de átomo, nuevos conceptos como electrón, núcleo, número atómico, isótopo, radical, etc.

Thomson, Ostwald, Lewis, Aston, Curié, Moseley, Rutherford, Lewis, Soddy, Bragg

Cuarta 1945-1965Nuevos modelos de átomo, nuevos conceptos como cuántico, espín, polímero, etc.

Zavoisky, Tiselius, Pauling, Woodward, Hoffmann, Staudinger, Martin, Synge, Mulliken

Quinta 1973-1993Química ambiental, organometálica, supramolecular, nanoquímica, etc.

Lovelock, Fisher, Wilkinson, Crutzen, Molina, Rowland, Kroto, Curl, Smlley, Cram, Lehn, Pedersen, Binning, Roher, Zwail, Kroto

II.

1. R.U. Los avances de cada revolución sirvieron de base para el desarrollo de la siguiente. Entre la

segunda y la cuarta revoluciones se profundizó en el modelo de átomo.

2. R.U. Todos los procesos químicos estudiados cumplen con la ley de la conservació n de la materia.

Los que no lo cumplen son los procesos nucleares.

EJERCICIO 6

ACTIVIDAD 4

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B 1Estequiometría

DISTINGUIR TIPOS DE ANÁLISIS PÁGINA 8

I.

1. R.U. El análisis cualitativo de una sustancia enlista los elementos que la constituyen mientras que

el análisis cuantitativo indica las cantidades relativas de los mismos.

2. R.M. La balanza es el instrumento más importante para realizar el análisis cuantitativo, además

de los otros instrumentos y técnicas para separar y cuantifi car elementos y/o sustancias. Con ella

podemos saber de manera exacta la cantidad de materia que estamos empleando, por ejemplo al

preparar comida si lo hacemos cualitativamente entonces siempre vamos a estar probando, en

cambio si ya tenemos una medida exacta que se puede obtener de forma cuantitativa la variación

va a ser menor.

II. R.M. Las propiedades físicas y químicas de la materia pueden ser no medibles o medibles. Ejemplo

de las primeras son olor, color, sabor, forma cristalina, brillo, maleabilidad, ductibilidad, reactividad,

etc. Y ejemplo de las segundas son densidad, viscosidad, solubilidad, composición química, etc.

IDENTIFICAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS QUE CUMPLEN CON LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA PÁGINA 8

I.

1. R.U.

HCl + NaHCO3 CO2 + H2O + NaCl

2. R.U. Porque tienen el mismo número de átomos tanto en reactivos como en productos.

3.

a) R.U.

Reactivos Productos

2 esferas cafes oscuro 1 esfera café oscuro

6 esferas blancas 2 esferas blancas

No hay el mismo número de esferas en ambos lados

IDENTIFICAR CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS PÁGINA 9

I.

1. R.U. Hervir agua

2. R.U. Combustión del propano, cocción del huevo

EJERCICIO 7

EJERCICIO 8

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B 1Estequiometría

DESCRIBIR UN PROCESO QUÍMICO PÁGINA 9

I. R.L.

1. R.U. Si. Porque una luz de bengala está formada por un alambre embadurnado en una pasta de

color gris. En esta pasta contiene un combustible metálico (hierro en polvo, aunque puede ser

también aluminio) y un oxidante, normalmente nitrato de potasio, mezclado en un derivado del

almidón llamado dextrina.

R.M. Al acercar y calentar con una llama el alambre, el oxidante reacciona y se descompone li-

berando oxígeno a temperatura alta y entonces reacciona con el metal oxidándolo y aumentando

aun más la temperatura del alambre, así se enciende el oxidante cercano y se extiende la reacción.

Las chispas son fi nas partículas de hierro que salen disparadas y se queman en al aire por efecto

del calor. Y la dextrina se emplea como retardante para que la luz de bengala se consuma lenta-

mente en lugar de hacerlo como si fuera una mecha.

II. R.M.

Cuando se quema una luz de bengala en contacto durante mucho tiempo (I1) con una llama o fl ama

de un cerillo (C1), el oxidante que contiene (C2) reacciona y se descompone liberando oxígeno (C3)

a una temperatura alta (R1). En estas condiciones, el oxígeno liberado y muy caliente reacciona

(I2) con el metal (C4) y lo oxida y aumenta aun más la temperatura del alambre (R2), enciende el

oxidante cercano (C2), que libera oxígeno caliente (C3) y reacciona con el metal cercano (C4) y así

sucesivamente. En estas condiciones acrecentadas brotan las chispas (R3) que son metal en polvo

caliente (C4) que reaccionan con el oxígeno del aire (C5). La dextrina (C6) retarda (R4) la reacción

entre oxígeno y metal.

REPRESENTAR EL PRODUCTO DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA PÁGINA 10

I.

1. R.U. Dos

II. R.M El alumno debe explicar la relación entre la ley de la conservación de la materia y la reacción.

IDENTIFICAR LA INFORMACIÓN QUE PROPORCIONA LA ECUACIÓN QUÍMICA PÁGINA 10

I.

1. R.U. Los coefi cientes estequiométricos y las fórmulas o símbolos químicos de reactivos y productos.

II. R.M.

2C + O2 2CO

El coefi ciente estequiométrico del carbono indica que hay 2 átomos del mismo en reactivos, el coe-

fi ciente estequiométrico del oxígeno indica que solo hay 1 molécula pero el subíndice debajo de su

símbolo indica que cada molécula está formada por dos átomos y así entonces también hay 2 átomos

del mismo en reactivos.

ACTIVIDAD 5

EJERCICIO 10

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El coefi ciente estequiométrico del monóxido de carbono indica que hay 2 moléculas del mismo en

productos y su fórmula indica que en cada molécula hay un átomo de carbono y uno de oxígeno, por

lo que en total hay 2 átomos de carbono y dos de oxígeno en productos, lo mismo que en reactivos.

PROPONER RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS MOL-MOL PÁGINA 10

I. R.M.

Sólo para el primer reactivo:

1 mol Na2SiO3 (s) / 8 mol HF (ac)

1 mol Na2SiO3 (s) / 1 mol H2SiF6 (ac)

1 mol Na2SiO3 (s) / 2 mol NaF (ac)

1 mol Na2SiO3 (s) / 3 mol H2O (l)

8 mol HF (ac) / 1 mol Na2SiO3 (s)

1 mol H2SiF6 (ac) / 1 mol Na2SiO3 (s)

2 mol NaF (ac) / 1 mol Na2SiO3 (s)

3 mol H2O (l) / 1 mol Na2SiO3 (s)

1. R.U.

Empleando la quinta relación anterior:

0.3 mol Na2 SiO3 (s) [ 8 mol HF (ac)1 mol Na2SiO3 (s)

] = 2.4 mol HF (ac)

II. R.L.

ELEGIR LA REPRESENTACIÓN DEL PRODUCTO DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA PÁGINA 11

I.

1. R.U. Ninguna, la correcta debe tener 2 esferas naranjas y 2 esferas blancas.

II. R.M.

1 +

2 + +

3 + + +

4 +

EJERCICIO 12

EJERCICIO 13

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B 1Estequiometría

ELEGIR LA MEJOR ECUACIÓN QUÍMICA PÁGINA 11

I. R.U.

1. R.U.

c) 2Mg + O2 2MgO

PREDECIR UNA CANTIDAD DE MASA PÁGINA 12

I. R.U.

a) Más de 10 g

1. R.M. Porque el óxido se forma al reaccionar un átomo de hierro con un átomo de oxígeno y for-

man una capa sobre la superfi cie del clavo, por lo que se esperaría que esa capa incremente el peso

del clavo.

II. R.M. Al oxidar el hierro se le agregarán átomos de oxígeno del aire a la masa inicial del hierro con lo

que la masa fi nal será mayor.

III. R.U. La masa sólo se conserva en un sistema cerrado y una reacción con el oxígeno del aire no es un

sistema cerrado.

CALCULAR LA MASA DEL PRODUCTO PÁGINA 12

I. R.U.

1.

4 g H2 [1 mol H2

2 g H2

] = 2 mol H2

32 g O2 [1 mol O2

32 g O2

] = 1 mol O2

De la reacción química:

2H2 + O2 2 H2O

Producto 36 g de agua.

2.

2H2 + O2 2 H2O

H-H H-H + O-O H-O-H H-O-H

EJERCICIO 14

ACTIVIDAD 6

EJERCICIO 15

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B 1Estequiometría

DISTINGUIR LAS REACCIONES QUÍMICAS DEL EFECTO INVERNADERO PÁGINA 12

I.

1. R.U. Porque son gases en la atmósfera que absorben y emiten radiación dentro del rango infrarro-

jo, como el vapor de agua, dióxido de carbono, metano, óxido de nitrógeno, ozono, etc.

2. R.M. Se encuentran presentes en la atmósfera terrestre y aunque su concentración atmosférica es

baja, absorben y emiten radiación dentro del rango infrarrojo y así no permiten que la radiación

infrarroja regrese al espacio.

3. R.M. La atmósfera terrestre es muy transparente para la luz visible pero mucho menos para la radia-

ción infrarroja, por lo que los gases de efecto invernadero producen para la superfi cie terrestre el mis-

mo efecto que el techo de cristal produce en un invernadero; la luz solar llega sin grandes obstáculos

hasta el suelo, lo calienta, dando lugar a que emita rayos infrarrojos, los cuales, a diferencia de los

rayos de luz, son absorbidos en gran parte por el vidrio o la atmósfera, aumentando su temperatura.

4. R.M. La atmósfera de la Tierra ha pasado por estados reducidos y oxidados durante su evolución,

incluso antes de la aparición de seres humanos. En las atmósferas reductoras los gases que predo-

minaron fueron hidrógeno, agua, metano, amoniaco y monóxido de carbono, mientras que en las

atmósferas oxidantes los gases que han predominado son agua, dióxido y monóxido de carbono,

nitrógeno y oxígeno, por lo que en ambos casos hubo gases de efecto invernadero.

II. R.L. La infografía debe englobar las ideas principales sobre el efecto invernadero, incluyendo, causas,

descripción del fenómeno, el tipo de gases que lo producen y de dónde provienen de forma sintética.

Debe ser muy gráfi co o visual.

DETERMINAR LA MASA DE UN REACTIVO PÁGINA 13

I.

5.511 g C3 H8 [1 mol C3H8

44 g C3H8

] = 0.125 25 mol C3 H8

0.125 25 mol C3 H8 [3 mol CO2

1 mol C3H8

] = 0.375 75 mol CO2

16.497 g CO2 [1 mol CO2

44 g CO2

] = 0.374 93 mol CO2

0.374 93 mol CO2 [5 mol O2

3 mol CO2

] = 0.624 88 mol O2

0.624 88 mol O2 [32 g O2

1 mol O2] = 19.996 g O2

Se necesitan 19.996 g de oxígeno.

II. R.M. Es importante que los alumnos comprendan las relaciones estequiométricas para obtener los

resultados.

ACTIVIDAD 7

EJERCICIO 16

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B 1Estequiometría

EXPRESAR LAS RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS MASA-MASA PÁGINA 13

I.

1. R.U.

16 g CH4 (g) / 44 g CO2 (g)

44 g CO2 (g) / 16 g CH4 (g)

2. R.U.

32 g O2 (g) / 44 g CO2 (g)

44 g CO2 (g) / 32 g O2 (g)

II. R.L. Es necesario que los alumnos comprendan que las relaciones son mol o masa mol.

CALCULAR LA CANTIDAD DE MASA Y DE SUSTANCIA DE UN PRODUCTO PÁGINA 13

I.

1.

1.5 × 102 Kg C7 H6 O3 [1 000 g

1 kg] = 150 000 g C7 H6 O3

150 000 g C7 H6 O3 [180 g C9H8O4

138 g C7H6O3] = 195 652 g C9 H8 O4

2.

1.5 × 102 Kg C7 H6 O3 [1 000 g

1 kg] = 150 000 g C7 H6 O3

150 000 g C7 H6 O3 [1 mol C7H6O3

138 g C7H6O3

] = 1 086.95 C7 H6 O3

1 086.95 C7 H6 O3 [1 mol C9H8O4

1 mol C7H6O3

] = 1 086.95 mol C9 H8 O4 (aspirina)

EVALUAR EL USO DE DISTINTOS TIPOS DE MODELOS MOLECULARES PÁGINA 14

I.

1. R.M.

Fórmula desarrollada Estructura 3-D Representación de bolas y barras

Representación de bolas o compacto

Representación de orbitales

2. R.U. Ninguna, porque cada una es adecuada según el propósito.

EJERCICIO 17

EJERCICIO 18

ACTIVIDAD 8

C

H

HH

H109.5°

H C

H

H

H

H

H

H

HC

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B 1Estequiometría

II. R.M. Las representaciones de fórmula desarrollada muestran los átomos que forman una molécula y

el tipo de enlaces que los unen.

Representación 3-D-Tetraédrica. Permite observar la disposición de los átomos, sólo es para indicar

su orientación, pero no su geometría.

Representación de bolas y barras. Se usan las paletas para representar electrones no enlazantes.

Representación de bolas o compacto. Se usa para representar enlaces covalentes; se representan

compuestos covalentes, en los que no se comparten electrones.

Representación de orbitales. Sirven para indicar el espacio que ocupa una molécula.

CALCULAR LA CANTIDAD DE SUSTANCIA PÁGINA 14

I.

1.

0.5 g H2O [ 1 mol H2O18 g H2O

] = 0.027 78 mol H2O

CALCULAR LA CANTIDAD DE SUSTANCIA PÁGINA 14

I.

1.

a) R.U.

1.26 kg = 2 260 g azúcar

2 260 sacarosa [ 1 mol sacarosa342 g sacarosa

] = 6.608 mol de sacarosa

2.

a) R.U.

17.1 mol NaCl [ 58.5 g NaCl1 mol NaCl

] = 1 000.35 g NaCl

EXPRESAR LA CANTIDAD DE MASA EN OTRAS UNIDADES PÁGINA 15

I.

1. R.U.

Masa molar Ca(NO3)2 = 164 g/mol

0.443 mol Ca(NO3)2 [164 g Ca(NO3)2

1 Ca(NO3)2

] = 72.652 g Ca(NO3)2

EJERCICIO 19

EJERCICIO 20

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B 1Estequiometría

IDENTIFICAR EL REACTIVO LIMITANTE PÁGINA 15

I.

1. R.U.

Reactivo limitante es aquel con la menor relación cantidad de sustancia/coefi ciente estequiomé-

trico.

18.1 g NH3 [1 mol NH3

17 g NH3] = 1.064 7 mol NH3

90.4 g CuO [ 1 mol CuO79.5 g CuO

] = 1.137 1 mol CuO

[ 1.0647 mol NH3

2 mol NH3] = 0.532 4

[ 1.1371 mol CuO3 mol CuO

] = 0.379 0

Como la segunda relación es menor que la primera, el CuO es el reactivo limitante.

2. R.U.

1.137 1 mol CuO [ 1 mol N2

3 mol CuO] = 0.379 0 mol N2

0.379 0 mol N2 [28 g N2

1 mol N2] = 10.61 g N2

II. R.M. Si se aumenta la cantidad de NH3 entonces su relación cantidad de sustancia/coefi ciente este-

quiométrico seguirá siendo mayor que la correspondiente para CuO y, por lo tanto, se seguirá obte-

niendo la misma cantidad de nitrógeno. Pero si se disminuye la cantidad de NH3 de manera que su

relación cantidad de sustancia/coefi ciente estequiométrico sea menor que la correspondiente para

CuO, entonces se obtendrá una menor cantidad de nitrógeno.

DETERMINAR LA CANTIDAD DE REACTIVO PÁGINA 15

I.

2. R.U. 5 moléculas de P4 más 7 moléculas de Cl2.

a) R.U. Para corroborarlo se piensa la ecuación química en término de moléculas. Así

P4 (s) + 6Cl2 (g) = 4PCl3 (g) se puede leer 1 molécula de P4 reacciona con 6 moléculas de Cl2 para formar

4 moléculas de PCl3. Por lo que si agrego 5 moléculas de P4 más 7 moléculas de Cl2 sólo se forman

4 moléculas de PCl3 y sobran 4 moléculas de P4 y 1 molécula de Cl2 como aparece en el diagrama.

IDENTIFICAR EL REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO PÁGINA 16

I.

1. R.U.

[ 22 mol MnO2

1 mol MnO2] = 22

[ 40 mol HCl4 mol HCl

] = 1 0

Por lo tanto, HCl es el reactivo limitante.

EJERCICIO 22

EJERCICIO 23

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B 1Estequiometría

2. R.U.

El MnO2 es el reactivo en exceso.

3. R.U.

40 mol HCl [ 1 mol MnCl2

4 mol HCl] = 10 mol MnCl2

CALCULAR EL RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN PÁGINA 16

I.

1.

Masa molar BaCl2 = 208.23 g/mol Masa molar AgCl = 143.37 g/mol

208.23 g BaCl2 / 286.74 g AgCl 286.74 g AgCl / 208.23 g BaCl2

Rendimiento teórico 1.56 g BaCl2 [286.74 g AgCl208.23 g BaCl2

] = 2.15 g AgCl

Rendimiento real 1.82 g de BaCl2

Rendimiento porcentual [ 1.82 g BaCl2

2.15 g AgCl] × 100 = 84.65%

DISCUTIR SOBRE LA INDUSTRIA QUÍMICA PÁGINA 16

I. R.M.

Efectos en la naturaleza Implicaciones económicas

Ventajas

Se producen una gran variedad de productos

necesarios para la vida como medicinas,

alimentos, combustibles, energéticos, etc.

Desventajas

Se producen una gran variedad de productos

en grandes cantidades comparadas con las

existentes en la naturaleza, que pueden

contaminar los suelos, el agua y el aire, así

como a los seres vivos relacionados. Y además

como normalmente no se emplean cantidades

estequiométricas siempre hay al final de las

reacciones reactivos sin reaccionar que

pueden contaminar.

Como en los productos no sólo aparecen las

sustancias necesarias, también se producen

sustancias no necesarias que hay que dedicar

tiempo y dinero para separar y procesar

adecuadamente. Y además como

normalmente no se emplean cantidades

estequiométricas siempre hay al final de las

reacciones reactivos sin reaccionar que

también hay que separar y procesar.

EJERCICIO 25

ACTIVIDAD 9

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B 1Estequiometría

BALANCEAR ECUACIONES CON UN SIMULADOR PÁGINA 17

ProcedimientoProcedimiento 1.

2. R.U.

Síntesis de amonio

N3 + 3H2 2NH3

Electrólisis de agua

2H2O 2H2 + O2

Combustión de metano

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

3. R.M.

Síntesis de amonio

1 mol N2 / 3 mol H2

3 mol H2/1 mol N2

1 mol N2/2 mol NH3

2 mol NH3/1 mol N2

3 mol H2/2 mol NH3

2 mol NH3/3 mol H2

Electrólisis de agua

2 mol H2O/2 mol H2

2 mol H2/2 mol H2O

2 mol H2O/2 mol O2

2 mol O2/2 mol H2O

Combustión de metano

1 mol CH4/2 mol O2

2 mol O2/1 mol CH4

1 mol CH4/1 mol CO2

1 mol CO2/1 mol CH4

1 mol CH4/2 mol H2O

2 mol H2O/1 mol CH4

Contrastación de resultadosContrastación de resultados 1. R.M. Representan las relaciones entre moléculas y elementos de reactivos y productos necesarios para

llevar a cabo la reacción y con ello podemos obtener los factores que nos servirán para hacer la regla de

tres y a partir de ello se puede calcular la cantidad de reactivo o producto partiendo de una cantidad

de materia.

2. R.M. Signifi ca el balance de reactivos y productos en términos de moléculas que hay y es un indicador

gráfi co que ayuda durante el balanceo de la ecuación.

3. R.M. Porque nos ayuda a comprender los procesos químicos y los términos en los que se lleva a cabo,

de manera que podamos incidir en los cálculos necesarios.

Comunicación de resultados Comunicación de resultados R.M. Deben comentar que las relaciones estequiométricas se pueden realizar con moles o con masas mo-

leculares como se consideró en los ejercicios durante el bloque.

APPLICACIÓN 1

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B 1Estequiometría

PÁGINA 18

Contrastación de resultadosContrastación de resultadosR.M. Los alumnos deben identifi car si el volumen que se midió es proporcional a la complexión de los

alumnos y considerar que las condiciones semejantes son las ambientales y la forma en que se realizó el

experimento.

PÁGINA 19

Contrastación de resultadosContrastación de resultadosR.L. Al momento de contrastar los resultados, los alumnos deben regresar a las preguntas de identifi cación

del problema. La sensibilidad nos indica con qué exactitud puede la balanza medir una cantidad, por lo

que deben considerar la importancia de haberla graduado correctamente. Asimismo, es importante que

comparen las precisiones entre las balanzas de los equipos.

Comunicación de resultadosComunicación de resultadosR.M. La balanza es hidraúlica y funciona bajo el principio de presión sobre un líquido, es decir, sobre el

principio de Arquímedes. Al agregar un objeto sobre el émbolo, el émbolo ejerce presión sobre el agua y

ésta se desplaza en todas direcciones sobre las paredes del recipiente y por la cantidad del líquido despla-

zado se puede obtener la lectura del peso.

PÁGINA 20

I. Considere que las siguientes son sólo orientaciones, ya que existe una gran gama de respuestas y éstas son

personales.

1. R.L. Es importante que el alumno sea muy honesto consigo mismo para que pueda responder las

siguientes preguntas, ya que gracias a ello se va a poder encauzar.

a) R.L. Haga notar que siempre que se escucha a alguien se debe poner atención y ser consciente

de lo que está diciendo el interlocutor, sin emitir juicios, aunque surjan emociones, debe evitar

seguirlas, y debe mantenerse como un espectador.

b) R.L. Debe explicar que no debe involucrar su propia forma de pensar en la descripción de su

interlocutor, ya que es muy fácil atribuir características propias a las personas que pensamos

conocer y esto interfi ere en la comunicación.

c) R.L El alumno debe comprender que puede comunicar su punto de vista, una vez que su interlo-

cutor termine de expresarse, de lo contrario éste podría sentirse no escuchado o incomprendido.

d) R.L. Se debe hacer consciente al alumno de que siempre debe poner atención a lo que acontece

en el momento, y al interactuar con una persona es importante ponerle atención para emitir

comentarios correctos una vez que termine su participación y sea su turno.

e) R.L. El alumno debe comprender que la impulsividad es una forma de reaccionar a ciertas

situaciones, y es que parte de nuestra irritabilidad, pero el hecho de que sea una forma de

responder a los sucesos no es sano, porque puede ser un indicador de intolerancia.

Explique que se debe ser consciente de nuestras propias reacciones y pensar la respuesta que

se va a emitir, ya sea de manera verbal o corporal y en este caso, es probable que si una palabra

emitida por el interlocutor le genera esa respuesta, debe identifi car por qué, si eso cubre o hace

evidente una necesidad y abordarla con un profesional si es necesario.

Actividad experimental 1

Actividad experimental 2

Actividad HSE

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B 1Estequiometría

II. R.M. En este caso, el alumno debe poner en práctica lo aprendido en el ejercicio anterior.

III. R.L.

1. Es el número de calzado del alumno, pero no es un conductor del autobús, sino de un bicitaxi.

PÁGINA 21

I.

1.

a) R.U. Masas molares de reactivos y productos

CF2Cl2: 120.91 g/mol

Na2C2O4: 134 g/mol

NaF: 42 g/mol

NaCl: 58.4 g/mol

C: 12 g/mol

CO2: 44 g/mol

b) R.M.

134 g Na2C2O4/42 g NaF

134 g Na2C2O4/58.4 g NaCl

134 g Na2C2O4/12 g C

134 g Na2C2O4/44 g CO2

1 mol Na2C2O4/1 mol NaF

1 mol Na2C2O4/1 mol NaCl

2 mol Na2C2O4/1 mol C

1 mol Na2C2O4/2 mol CO2

c) CF2Cl2 + 2Na2C2O4 (s) 2NaF(s) + 2NaCl(s) + C(s) + 4CO2 (g)

80 g CCl2F2 [268 g Na2C2O4

121 g CCl2F2

] = 177.19 g Na2C2O4

d) R.U. No, porque si se quiere descomponer todo el Freón, éste lo será.

e) R.M. Porque la capa de ozono protege de los rayos UV cuya exposición para la gente aumenta

el riesgo de cáncer en la piel, cataratas y problemas en el sistema inmunitario, mientras que la

vida del océano aumenta la mortalidad de algunas especies, en particular en algas, corales y

crustáceos. Y en los cultivos provoca una disminución de la fotosíntesis y de la producción de

biomasa. Esta radiación puede además causar daño en distintas biomoléculas, entre la cuales

la más importante es el adn.

f) R.M. El ozono "bueno" se encuentra en la naturaleza a aproximadamente 10 a 30 millas sobre

la superfi cie terrestre formando la capa de ozono para la Tierra. Nos protege a los seres vivos

de los rayos ultravioleta del Sol. El ozono "malo" se encuentra al nivel del suelo. Se forma cuan-

do los contaminantes de los autos, fábricas y otras fuentes reaccionan con la luz del Sol. Es el

componente principal del esmog. Respirarlo es dañino. Provoca tos, irritación en la garganta,

agrava el asma, bronquitis y enfi sema y daña permanentemente los pulmones, si la exposición

a éste es habitual.

g) R.M. Desde enero 1987, con el Protocolo de Montreal, se prohibió el uso de freones en refrige-

radores y productos en aerosol, y los países que fi rmaron el protocolo ya no los usan.

Actividad de integración

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B 1Estequiometría

PÁGINA 22

I.

1. R.U. 24.1 g (1 docena/1.9 g) = 12.68, es decir 12 docenas más 8 piezas, o 152 piezas en total

2. R.U.

a) Masa molar de C6H10OS2 es: 162.265 g/mol

b) 0.000 030 81 mol

c) 1.854 99 × 1018 moléculas

d) 3.709 98 × 1018

3. R.U. 1.6 g NH3 (1 mol NH3/17 g) (6.022 × 1023 moléculas/ 1 mol) = 5.667 76 × 1021

4. R.U. 15 kg = 15 000 g (1 mol CH4/16 g) = 937.5 mol CH4

5. R.U. Fórmula tetrahidrocanabinol (THC) C21H30O2

Masa molar 314.46 g/mol

Cantidad de sustancia en 25 μg = 2.5 × 10-5 g (1 mol THC/314.46g) = 7.950 1 × 10-8 mol

Moléculas 4.787 6 × 10-15

6. R.U.

Sustancia Masa (g) VolumenNúmero total de moléculas

Número total de átomos

Cantidad de sustancia

(mol)

H2O 0.75 0.75 2.5 × 1021 7.5 × 1021 0.04167

CH3CH2OH 80 100 ml 1.05 × 1023 9.42 × 1023 0.5

CaCO3 50 18.45 3.01 × 1022 1.5 × 1023 0.5

Fe 55.8 7.09 No aplica 6.022 × 1023 1

NH3 850 1 103.89 30 × 1023 1.2 × 1025 50

Evaluación final