COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL …

COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE GUANAJUATO




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


Soluciones (empíricas y valoradas). ...................................................................... 62

Concentración de soluciones. ................................................................................ 64


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


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


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.


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.


Eje

Componente

Contenido central



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.


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


Eje

Componente

Contenido central



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.


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.


Eje

Componente

Contenido central



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.


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.


25 CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II

CUADERNO DE TRABAJO DE QUÍMICA II

Eje

Componente

Contenido central



Productos esperados


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.



Criterios de evaluación

Ser Hacer Conocer



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.



Aprendiendo a usar el cuaderno:

Símbolos de Identificación

Rescatando mis Aprendizaje.

Para aprender más.

Ejercitando mi habilidad.

¿Qué Aprendí?

Rescatando mis Aprendizaje

Actividad Transversal



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.



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.


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



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



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.



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.



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



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”



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. →



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.



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



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.



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.



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.


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



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


Subíndices

Coeficientes

Ejercicio 3 Na(s) + Cl2 (g) calor NaCl(s)

Sodio cloro cloruro de sodio

Reactivos

Productos


Subíndices

Coeficientes

Ejercicio 4 Fe + HCl FeCl2 + H2

Hierro ácido clorhídrico cloruro de hierro (II) hidrógeno

Reactivos

Productos


Subíndices

Coeficientes



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



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


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)



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:



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



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



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



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


Actividad de Aprendizaje 3

Instrucciones: Balancea las siguientes ecuaciones por el método algebraico:

1. KClO3 KCl + O2

clorato de potasio cloruro de potasio Oxígeno



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

↑



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



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 =



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)



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



La ecuación balanceada resulta:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O


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



¿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



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?


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:



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.



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.



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



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.



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).




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:



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.”




Actividad de aprendizaje 3. Instrucciones: Realiza una breve biográfia de los científicos antes mencionados.

Científico Biografia

Antonie Laurent de Lavoisier

Joseph Louis Proust



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.



¿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



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



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.



(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.)



¿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



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



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).



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



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:



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.



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?



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?





3. ¿Cómo se clasifica a la siguiente reacción CaCO3 → CaO + CO2? a) Reacción de adición




4. ¿Cómo se clasifica a la siguiente reacción:

2BaCl2(ac) + 2(NH4)2CO3(ac) → 2BaCO3(ac) + 2NH4Cl2(ac)






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




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.





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.



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



¿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



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.



% 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



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




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,



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.



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.



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



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



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.



Mi avance


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?



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 ) .



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.



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.



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.


% 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.



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.


% 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.



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.


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.



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.


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.



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.


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:?


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





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.



Mi avance


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:



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





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?


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



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.



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



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.


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).



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:



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.



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.



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



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



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



[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





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



¿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



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



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.


Práctica de pH col morada.



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


NOMBRE DEL DOCENTE: FECHA PROGRAMADA:

Bata

CARRERA: TURNO:

MÓDULO: GRUPO:

SUBMÓDULO:

TÍTULO DE LA PRÁCTICA:

1 pipeta de 10 ml, 5 ml,




hipótesis previas y comunica sus conclusiones.


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 DE PRODUCTO:

ENTREGÓ: RECIBIÓ:

EVIDENCIAS DE CONOCIMIENTO: PONDERACIÓN: 30% EVIDENCIAS DE ACTITUD: PONDERACIÓN: 10%




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



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,



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.



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.



¿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:



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



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,



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.



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 –



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



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.



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.



Imágenes recuperadas de

pixabay.com



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?

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¿Cómo defines catalizador?

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4. ¿Qué son los hidrocarburos?

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5. ¿Qué es un grupo funcional?

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6. ¿Qué es un polímero?

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TERCER PARCIAL.


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.



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.

https://www.elobservadordelabelleza.com/reportaje/lapices-diamantes-bruto/

https://www.elobservadordelabelleza.com/reportaje/lapices-diamantes-bruto/



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



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.



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


Indaga de manera individual, gráficas que requieran de la aplicación del concepto de

rapidez de reacción.

http://www.quimitube.com/energia-activacion-y-tormentas

http://www.quimitube.com/energia-activacion-y-tormentas



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.




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.



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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Práctica de pH col morada.



CÓDIGO:

FO233-018/A

Academia Q.B.

Química II

ENTREGÓ: RECIBIÓ:


Elaboración de cuestionario. Participación en el equipo


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?


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


1 probeta de 100 ml Bata

CARRERA: TURNO:

MÓDULO: GRUPO:



5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.

BITÁCORA DE PRÁCTICAS- CINÉTICA QUÍMICA






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



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.



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.





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



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



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-).


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:



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.



Ejercicio. Identifique los grupos funcionales en cada una de las siguientes

moléculas: Juego de cartas

Etiqueta Grupo funcional Etiqueta Grupo funcional



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).



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



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



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.



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.



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



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



¿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.



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



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



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.




La conservación de la masa.

CÓDIGO:

FO233-018/A

Química II

Reacción Química (Mamba Negra)

Determinación de solubilidad.




CARRERA: TURNO:

MÓDULO: GRUPO:

SUBMÓDULO:





hipóte


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




Polímeros, pelota de Goma.

CÓDIGO:

FO233-018/A

Química II

Polimeros, pelota de goma.

Preparación de polímeros.

ENTREGÓ: RECIBIÓ:



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.



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




hipóte


Balanza 1 probeta de 100 ml Bata

CARRERA: TURNO:

MÓDULO: GRUPO:

SUBMÓDULO:







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.



REFERENCIAS

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Recuperado de: https://www.ejemplos.co/polimeros-naturales-y-artificiales/

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Conceptos basicos de química. Alan Sherman, Sharan j. Sherman, Leonel

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Martínez. C.l. & aguirre. R.o. (2015).

Química II. Bajo el enfoque por competencias en estricto apego a la riems.

México: editorial gafra. Pp. 13-17.

Reacciones químicas en el medio ambiente, texto recuperado de:

https://cibertareas.info/reacciones-quimicas-en-la-contaminacion-ambiental-

quimica-2.html



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COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL …