85888745 quimica2

Víctor Manuel Mora González

Ba

ch

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desarrolla COMPETENCIAS

Química 2

añ

os

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os

En química, una molécula es una partícula neutra formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces. Cuando se tienen moléculas complejas, como las que estudia la química orgánica, no es suficiente la fórmula química para representar un compuesto y es necesario emplear una fórmula estructural, que nos muestre de forma gráfica cómo están dispuestos espacialmente los grupos funcionales que la integran. Aquí se aplica muy bien aquello que dice: “Una imagen vale más que mil palabras”, pues gracias a estas representaciones podemos comprender las estructuras de las sustan-cias, su comportamineto y demás características de los compuestos biológicos.

Víctor Manuel Mora González

Química 2 Ba

ch

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Ba

ch

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o

desarrolla COMPETENCIAS

Qu

ímica 2

ISBN 978 607 7529 36 1

Química 2

Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 20 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química 1 y Química 2 de la reforma curricular de la dgb y en la elaboración de los nuevos programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel de bachillerato.

Sobre el autor

Esta colección tiene como propósito cubrir las necesidades surgidas a raíz de la riems, a través de la cual se plantea el enfoque de competencias para este nivel educativo. Los libros de esta colección se encuentran totalmente apegados a los programas de estudio de la dgb.

ColecciónBachillerato

Material de apoyo docenteSerie de herramientas didácticas disponibles en Internet y en cd.

Recursos didácticos Secciones dirigidas al alumno y al docente para la comprensión, el desarrollo y la evaluación de competencias.

Diseño educativoOptimizado para facilitar el aprendizaje de manera visual.

Valores AGREGADOS

Este libro está estructurado en cinco bloques, los cuales se basan en los contenidos del programa de Química 2, que corresponde al primer semestre de la Reforma Inte-gral de la Educación Media Superior (riems) de la Dirección General de Bachillerato (dgb).Busca desarrollar en los alumnos competencias gené-ricas y disciplinares. Presenta novedosas secciones

destinadas a desarrollar las competencias que les permitan crear su propio conocimiento, a partir de la comprensión de cada objeto o fenómeno que ocurre en el universo, ya que en todos participa, de una u otra forma, la química.

Todo esto con la finalidad de que los estudiantes resuelvan los problemas cotidianos y comprendan racionalmente su entorno inmediato.

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El cuidado de tu persona y de tu entornoDestinada a que el alumno reflexione cómo valorarse, cuidarse y respetarse a sí mismo y a su entorno.

Presidente: Alonso TrejosDirector general: Joaquín Trejos

Directora editorial: Áurea CamachoCoordinadora editorial: María Laura Sessa

Edición: Alfredo LópezAsistente editorial: Liliana Ortega

Director de arte: Miguel CabreraCoordinadora de producción: Daniela Hernández

Diagramación: Jeffrey TorresPortada: Miguel Cabrera

Ilustraciones: Miguel Cabrera, José Salazar Asistente de producción: Raquel FernándezFotografías: Stockxchange, archivo ST Editorial

Prohibida la reproducción total o parcial de este libro en cualquier medio sin permiso escrito de la editorial.

Impreso en México. Printed in Mexico.

Química 2, de Víctor Manuel Mora González, se terminó de imprimir en enero de 2010 en los talleres de

Reproducciones Fotomecánicas S. A. de C. V., con domicilio en Democracias #116, col. San Miguel Amantla,

Delegación Azcapotzalco, C.P. 02700 México, D. F.

ST Distribución, S.A. de C.V.

Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial, registro número 3342.

© Derechos reservados 2010 Primera edición: Estado de México, enero de 2010

© 2010, Víctor Manuel Mora González

ISBN: 978 607 7529 36 1

QuímICA 2

Mora González, Víctor Manuel

Química 2: Bachillerato / Víctor Manuel Mora González; il. Miguel Cabrera, José Salazar. – México: ST Editorial, 2010.

200 pp.: il.; 28 cm.

Bibliografía: p. 195

ISBN 978 607 7529 36 1

1. Química – Estudio y enseñanza (Superior). 2. Química – Problemas, ejercicios, etc. I. Cabrera, Miguel, il. II. Salazar, José, il. III. t.

540-scdd20 Biblioteca Nacional de México

PrESEnTACIón

La química es una ciencia que se encarga del estudio de la estructura y las propiedades de la materia, así como los pro-cesos que pueda presentar. Para ello toma como referencia la composición atómica de cada una de las sustancias que con-vierte en su objeto de estudio.

Química 2 toma como punto de partida los conocimientos desarrollados en el libro Química 1, por lo que es importante tenerlos bien claros y definidos. El libro se compone de varias secciones que facilitan la labor del docente en el aula y fomen-tan la adquisición de competencias en los alumnos. Las lectu-ras, las imágenes, las actividades (grupales e individuales), el glosario, los mapas conceptuales, las evaluaciones, las prácti-cas y experimentos de laboratorio, los infográficos, los juegos didácticos y el desarrollo tanto de conocimientos, y habilida-des como de actitudes y valores, permitirán a los estudiantes tener en sus manos una herramienta didáctica para poder entender cuáles son los procesos químicos y repercusiones ambientales que pueden surgir como resultado de cualquier actividad cotidiana e industrial sobre el entorno.

Está estructurado en cinco bloques, tal como vienen expresa-dos en el programa de estudios de Química 2 que corresponde

al segundo semestre de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems) de la Dirección General de Bachillerato (dgb), la cual promueve, en sus planes curriculares, el enfoque de competencias para lograr el desarrollo integral del estu-diante en los ámbitos personal, social, académico y laboral. Además, sus contenidos están desarrollados bajo un marcado enfoque teórico, metodológico y pedagógico constructivista, con un manejo adecuado de los niveles de enseñanza:• Descriptivo: manejo teórico de los temas.• Metodológico: forma circular de la exposición de los temas.• Epistemológico: nivel del saber que se desea obtener en los

estudiantes (comprensivo y reflexivo).• Didáctico: tipo de actividades diseñadas (pedagogía cons-

tructivista).

Este enfoque le permite a los estudiantes identificar problemas de su entorno inmediato y reflexionar sobre posibles soluciones a éstos, siempre con una postura valorativa, crítica y comprensiva.

De antemano, se agradece cualquier comentario o sugerencia por parte de los lectores que sirva para mejorar esta obra; se pueden enviar al autor a la siguiente dirección electrónica: [email protected]

COnTEnIDO

Presentación 3Conoce tu libro 6reconoce tus competencias 8¿Cómo implementar en el aula el desarrollo de proyectos? 10¿Cómo evaluar bajo el enfoque de competencias? 11

BlOQuE 1Aplica la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos

PArA COmEnzAr... 14

TEmA 1: DESCrIBE Al mOl COmO lA unIDAD BáSICA DEl SI PArA mEDIr lA CAnTIDAD DE SuSTAnCIA 17

TEmA 2: DESCrIBE El SIgnIFICADO DE lAS lEyES POnDErAlES 21

Ley de la conservación de la masa 22Ley de las proporciones definidas o de Proust 26Ley de las proporciones múltiples o de Dalton 29

TEmA 3: AnAlIzA lAS ImPlICACIOnES ECOlógICAS, InDuSTrIAlES y ECOnómICAS DE lOS CálCulOS ESTEQuIOméTrICOS 31

Determinación del reactivo limitante 31Rendimiento teórico, rendimiento real

y % de rendimiento de una reacción 33La estequiometría y su implicación en la industria,

en la economía y en la ecología 34Tabla periódica de los elementos químicos 36

EVAluACIón 37

BlOQuE 2Actúa para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo

PArA COmEnzAr... 42

TEmA 1: DESCrIBE El OrIgEn DE lA COnTAmInACIón DEl AguA, AIrE y SuElO 45

Contaminación del agua 45Contaminación del aire 46Contaminación del suelo 47

TEmA 2: IDEnTIFICA lOS COnTAmInAnTES AnTrOPOgénICOS: PrImArIOS y SECunDArIOS 50

Contaminantes primarios 50Contaminantes secundarios 51

TEmA 3: IDEnTIFICA lAS rEACCIOnES QuímICAS InVOluCrADAS En lA COnTAmInACIón DEl AIrE, El AguA y El SuElO 52

Aire 52Agua 55Suelo 56

TEmA 4: DESCrIBE lA InVErSIón TérmICA, El ESmOg y lA lluVIA áCIDA 57

Inversión térmica 57Esmog 58Lluvia ácida 59

TEmA 5: IDEnTIFICA lOS COnTAmInAnTES DEl AguA DE uSO InDuSTrIAl y urBAnO 60

Contaminación del agua por uso industrial 60Contaminación del agua por uso urbano 61

EVAluACIón 64

BlOQuE 3Comprende la utilidad de los sistemas dispersos

PArA COmEnzAr... 68

TEmA 1: COnCEPTuAlIzA y DEFInE ElEmEnTO, COmPuESTO, mEzClA hOmOgénEA y mEzClA hETErOgénEA y EnunCIA SuS CArACTEríSTICAS DISTInTIVAS 71

Elemento químico 71Compuesto 71Mezclas homogéneas y heterogéneas 72

TEmA 2: ClASIFICA lAS CArACTEríSTICAS DE lOS SISTEmAS DISPErSOS QuE ESTán PrESEnTES En Su EnTOrnO 74

TEmA 3: IDEnTIFICA lAS SuSTAnCIAS PurAS y mEzClA DE DOS O máS SuSTAnCIAS QuE FOrmAn lA mATErIA 76

Sustancia pura 76Mezcla de dos o más sustancias 76

TEmA 4: DESCrIBE lOS méTODOS DE SEPArACIón DE mEzClAS 78Filtración 78Destilación 79Cromatografía 80Cristalización 80Centrifugación 80Decantación 81Sublimación 81Tamizado 81Magnetismo 82

TEmA 5: DESCrIBE El COnCEPTO y rECOnOCE lAS DIFErEnCIAS EnTrE DISOluCIón, COlOIDE y SuSPEnSIón, COn BASE En El TAmAñO DE lA PArTíCulA DE lA FASE DISPErSA y DISPErSOrA 84

Características de las disoluciones 85Características de los coloides 87Características de las suspensiones 91

TEmA 6: DEFInE COnCEnTrACIón mOlAr, POrCEnTuAl y PArTES POr mIllón DE unA DISOluCIón ACuOSA 92

Tipos de concentración 92Modos de calcular la concentración de una disolución 94

TEmA 7: IDEnTIFICA lAS SOluCIOnES áCIDAS y BáSICAS COnSIDErAnDO lA COnCEnTrACIón DE IOnES hIDrógEnO PrESEnTES 101

Teoría de Arrhenius 102Teoría de Brönsted-Lowry 102Teoría de Lewis 102

TEmA 8: DEFInE ExPErImEnTAlmEnTE lOS áCIDOS y lAS BASES, COnSIDErAnDO El grADO DE ACIDEz O DE BASICIDAD DE lA SOluCIón 104

EVAluACIón 106

BlOQuE 4Valora la importancia de los compuestos del carbono en su entorno

PArA COmEnzAr... 110

TEmA 1: IDEnTIFICA lA COnFIgurACIón ElECTrónICA y lA gEOmETríA mOlECulAr DEl CArBOnO 113

Configuración electrónica del carbono e hibridación (sp, sp2, sp3) 114

TEmA 2: IDEnTIFICA lA gEOmETríA mOlECulAr DE lOS COmPuESTOS DEl CArBOnO 116

TEmA 3: ClASIFICA lOS TIPOS DE CADEnA E ISOmEríA 119Tipos de cadenas 119

TEmA 4: DESCrIBE lAS PrOPIEDADES FíSICAS, nOmEnClATurA y El uSO DE lOS COmPuESTOS DEl CArBOnO 122

Alcanos 123Alquenos 129Alquinos 131Hidrocarburos aromáticos 132

Alcoholes 135Éteres 138Aldehídos 139Cetonas 140Aminas 141Ácidos carboxílicos 142Ésteres 144Amidas 145Halogenuros de alquilo 146

EVAluACIón 147

BlOQuE 5Identifica la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas

PArA COmEnzAr... 152

TEmA 1: DEFInE El COnCEPTO DE mACrOmOléCulAS, POlímErOS y mOnómErOS 155

TEmA 2: ClASIFICA A lOS CArBOhIDrATOS, líPIDOS y PrOTEínAS 157

Carbohidratos 157Lípidos 168Proteínas 173Procesos de fabricación de los polímeros sintéticos:

de adición y concentración 177

EVAluACIón 181

SECCIón FInAlPrácticas de laboratorio 186Evaluación final 190Para terminar. Autoevalúa tus competencias 194Fuentes consultadas 195El cuidado de tu persona y de tu entorno 196

RECONOCE TUS COmPETEnCIAS

Las competencias son capacidades que una persona desarrolla en forma gradual durante el proceso educativo, que inclu-yen conocimientos, habilidades, actitudes y valores, en forma integrada, para dar satis-facción a las necesidades individuales, aca-démicas, laborales y profesionales. Existen principalmente tres tipos de competencias: genéricas, disciplinares y laborales.

Las competencias genéricas le permiten al individuo comprender el mundo, apren-der a vivir en él y aportar lo propio para transformarlo en niveles superiores.

Por su parte, las competencias disciplina-res engloban los requerimientos básicos –conocimientos, habilidades, actitudes y valores– que se necesitan en cada campo

disciplinar, para que los estudiantes pue-dan aplicarlos en diferentes contextos y situaciones en su vida.

Estas competencias se podrán entrete-jer más adelante con las competencias laborales, para conformar un todo armó-nico que le da pleno sentido al proceso educativo.

A continuación se muestran algunos ejemplos de este libro donde se aplican las once competencias genéricas.

COmPETEnCIAS gEnérICAS

1

1

1

1

1

1

1

1

1

1

1

1

8

5

2

9

6

3

10

4

11

7

B4 / p. 127. Actividad grupal


B3 / p. 82. Retrato


B3 / p. 107. Habilidades

B5 / p. 180. Actividad de Lee

B2 / p. 56. Act. gru. Inciso 1

B3 / p. 100. Lee. Inciso 3

B1 / p. 29. Act. ind. Inciso 1

B2 / p. 43. Actitudes y valores


Conocerse, valorarse y abordar los problemas y retos a partir de objetivos.

Participar y colaborar de manera efectiva en trabajos de equipo.

Desarrollar innovaciones y proponer soluciones a problemas a partir de un método seleccionado.

Ser sensible al arte, apreciarlo e interpretarlo en todas sus expresiones.

Participar con una conciencia cívica y ética en la vida de la comunidad, de la región, de México y el mundo.

Mantener una postura personal sobre temas de interés y considerar otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.

Elegir y practicar estilos de vida saludables.

Mantener una actitud respetuosa hacia la diversidad de culturas, creencias, valores, ideas y prácticas sociales de otras personas.

Escuchar, interpretar y emitir mensajes pertinentes en distintos contextos, mediante la utilización de herramientas y medios apropiados.

Contribuir al desarrollo sustentable del medio ambiente, de manera crítica y con acciones responsables.

Aprender por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.

A continuación se muestran las competencias disciplinares básicas del campo de las ciencias experimentales que deben manejarse en esta materia, como lo señala el programa de estudios.

COmPETEnCIAS DISCIPlInArES

1

1

1

1

1

1

1

1Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana.

1 1 1

Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales específicos.

Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o demostrar principios científicos.

Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.

Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones éticas.

Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos.

Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.

Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.

Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de evidencias científicas.

Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos.

B5 / p. 177. Retrato

B2 / p. 47. El mundo que te rodea

B4 / p. 111. Actitudes y valores

B3 / p. 103. Actividad individual




B2 / p. 56. Act. gru. Inciso 2

B2 / p. 59. Figura 9

B5 / p. 179. Act. ind. Incisos 3 y 4


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

Aplica la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos

Bloque 1

Actúa para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo

Comprende la utilidad de los sistemas dispersos

Bloque 3Bloque 2

Aplica la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos

Bloque 1

Unidad de competenciaUtiliza la noción de mol para realizar cálculos estequiométricos en los que aplica las leyes ponderales y argumenta la importancia de tales cálculos en procesos que tienen repercusiones económicas y ecológicas en su entorno.

Valora la importancia de los compuestos del carbono en su entorno

Bloque 4

Identifica la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas

Bloque 5

Habilidades• Utilizalosconceptosdemol,masafórmula,masamolary

volumen molar en cálculos estequiométricos (relaciones mol-mol,masa-masayvolumen-volumen)queimplicanlaaplicación de las leyes ponderales.

• Determinalafórmulamínimaymoleculardeloscompuestosa partir de su composición porcentual.

• Calcula,paraunareacciónquímica,elreactivolimitante y el rendimiento teórico.

• Analizalaimplicaciónecológicayeconómicadelaestequiometríaenlasindustrias.

• Utilizacálculosestequiométricosenlaelaboración deprácticasdelaboratorio.

Actitudes y valores• Valoralaimportanciadelmolpararealizarcálculos

enellaboratorioyenlaindustriaquímica.• Reflexionasobrelaimportanciadelaaplicacióndecálculos

estequiométricosparaevitarproblemasdecarácterecológico y económico.

• Promueveelcuidadoambientalapartirdelalimpieza en el aula.

14 st-editorial.com

Para comenzar...

Para que puedas comprender los temas de este bloque, es necesario

que rescates las competencias (conocimientos, habilidades,

actitudes y valores) que ya has adquirido a lo largo de tu vida. Haz

tu mejor esfuerzo para responder y detecta aquellos aspectos que no conoces o dominas

para enfocar tu estudio.

I. Completa el siguiente cuadro con el nombre o el símbolo del elemento químico que corresponda.

Nombre Símbolo Nombre Símbolo Nombre Símbolo

Hidrógeno Br Ne

Berilio Flúor Cl

Escandio Fr Se

Circonio Calcio Si

Vanadio C Fe

II. Completa el cuadro con el nombre o la fórmula apropiada.

Nombre Fórmula Nombre Fórmula

Óxido de hierro (II) HClO2

Fe2O3 Sulfato de amonio

Nitrato de manganeso (II) (NH4)2S

Mg(NO2)2 Ácido sulfúrico

Ácido clorhídrico H2S

III. Coloca los coeficientes que permitan el ajuste correcto de las siguientes ecuaciones químicas.

1. C2H5OH + O2 CO2 + H2O

2. Al + Fe2O3 Al2O3 + Fe

3. HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O

Conocimientos

15

AplicA lA noción de mol en lA cUAntificAción de procesos qUímicos

st-editorial.com

Habilidades

Actitudes y valores

I. Realiza un mapa mental con el tema “Química: una herramienta para la vida”. Piensa en siete o diez palabras que permitan justificar esta afirmación y cuáles serían los campos de aplicación. Recuerda utilizar colores, símbolos, dibujos, etc.

II. Integra un equipo y realicen una lluvia de ideas con el grupo de clase sobre algunos de estos temas:

• Propiedades de la materia.• Fuerzas intermoleculares.• Características de los puentes de hidrógeno.• Conceptos de oxidación y reducción.• Reacciones químicas endotérmicas y exotérmicas.

Medita sobre las preguntas siguientes. Es recomendable que compartas con el profesor tus ideas para que el curso que estás iniciando cumpla tus expectativas.

1. ¿Qué te ha parecido el curso de Química 1? Justifica tu respuesta.

2. ¿Qué esperas del curso de Química 2? Para lograrlo, ¿a qué te comprometes?

3. ¿Cómo vas a aplicar lo que aprendas en este curso?

IV. De los siguientes conceptos, registra tu nivel de dominio y marca una X donde corresponda. Al final, suma las X de cada columna.

Concepto Nada Poco BastanteElementoCompuestoMasa atómicaMoléculaEnlace iónicoEnlace covalenteReacción químicaReactivosProductosLey de la conservación de la masaBalanceo redoxBalanceo por tanteoTotal

BloqUe 1

16 st-editorial.com

Evidenciasde aprendizaje

os hallazgos arqueológicos nos demuestran que desde la aparición de las primeras civilizaciones la necesidad de contar o medir ha estado siempre presente. El ámbito de aplicación de la química no es la excepción, dada

la importancia de poder cuantificar –con la mayor exactitud– la cantidad de productos que se pueden obtener a partir de la materia prima que se ingresa a un determinado proceso. Sólo de esta manera puede hacerse más eficiente la labor de todas las empresas que desarrollan procesos químicos o se benefician de ellos. En la cuantificación de estos procesos, la noción de mol desempeña un papel crucial, tal como lo entenderás al desarrollar los temas y actividades de este bloque, que puedes apreciar en el mapa conceptual que aparece a continuación.

LIntroducción

Presenta un resumen o cuadro sinópticodelosconceptosdemol,

masafórmula,masamolar y volumen molar.

Resuelve un elenco de ejercicios donde aplica las leyes ponderales en

cálculosmasa-masa,mol-mol y volumen-volumen.

Resuelve un elenco de ejercicios dondedeterminalafórmulamínimayla

fórmulamoleculardeuncompuestoapartir de su composición porcentual.

Realiza una práctica experimental donde constata la aplicación de las

leyes ponderales y entrega el reporte correspondiente incluyendo cálculos

y siguiendo los pasos del método científicoexperimental.

conoce

noción de mol

argumenta la importancia de

cálculos estequiométricos

rendimiento

reactivo limitante

ecología

industria

economía

en incluye

Lavoisier

enunciada por

ley de la conservación

de la masa

Proust

propuesta por

ley de las proporciones

definidas

Richter-Wenzel

enunciada por


recíprocas

Dalton

cuyo autor es


múltiples

para efectuar

por ejemplo

conversiones

masa-volumenmol-volumenmasa-mol

Noción de mol en la cuantificación de los procesos químicos

incluyen

leyes ponderales

17st-editorial.com

Como ya conoces de estudios anteriores, el metro es una medida de longitud; el kilogramo, de masa; el segundo, de tiempo; el amperio, de intensidad de la corriente eléctrica, pero... ¿y el mol?, ¿qué piensas que puede medir?

Describe el significado de las leyes ponderales

Analiza las implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos

Describe al mol como la unidad básica del si para medir la cantidad de sustancia

tema 1 Tema 2 Tema 3

Para comenzar...

La estequiometría, palabra que se deriva del grie-go stoicheion, que significa “elemento”, y metron, “medida”, es la rama de la química que se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos dentro de una reacción química (figura 1). El estudio de estas relaciones tiene como base el mol, que es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades (si), definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas– como átomos hay exactamente en 12 g de carbono 12.

A partir de numerosos cálculos y experimentos, los científicos han logrado determinar la cantidad de átomos, moléculas, iones, electrones o partícu-las presentes en un mol. Tal cantidad es aproxima-damente igual a 6.0221 × 1023, valor que se conoce como número de Avogadro (NA) en honor al físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856), quien lo determinó mediante experimentos con gases.

Otra noción de mol indica que cuando se tiene una cantidad de sustancia igual a la masa

atómica –en el caso de un elemento– o a la masa molar –cuando se trata de un compuesto–, habrá un mol del elemento o del compuesto en cues-tión (figura 2). Esto implica que si se pesan cui-dadosamente en la balanza 63.5 g de cobre puro, se tiene un mol de cobre; asimismo, si se pesan 18.0 g de agua (cantidad igual a su masa molar), se tiene un mol de agua.

1 mol de Cu = 63.5 g de Cu1 mol de H2O = 18.0 g de H2O

Para efectuar los cálculos estequiométricos con-viene utilizar el método de factores de conversión, que consiste en expresar la igualdad en forma de fracción, donde la unidad a eliminar se encuentra en el deno-minador y la unidad a la cual se está convirtiendo se coloca en el numerador. Por ejemplo, la primera igualdad se puede escribir de dos maneras:

1 mol de Cu o 63.5 g de Cu63.5 g de Cu 1 mol de Cu

18 st-editorial.com

BloqUe 1

¿Cómo saber cuál factor de conversión usar para darle solución a un pro-blema? Si se requiere convertir masa a moles, se utiliza la expresión 1 mol de Cu / 63.5 g de Cu; por el contrario, si se pide cambiar de moles a masa, se utiliza 63.5 g Cu / 1 mol de Cu [Ej. 1].

Ejemplo 1

Calcula la cantidad de moles presentes en las siguientes muestras:

a. 75 g de hierro (Fe)

b. 200 g de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3)

soluciónLa tabla periódica, que aparece en la página 36 de este bloque, indica que la masa atómica del hierro es igual a 55.84 g/mol. Como se trata de una conversión de masa a mol, se utiliza un factor de conversión donde aparece el mol en la parte superior y la masa en la parte inferior, con lo cual se cancelan los gramos y se obtiene como unidad resultante el mol de hierro.

a. n = 75.0 g[ de Fe × 55.84 g de Fe

1mol de Fe

[ = 1.34 moles de Fe

b. Se calcula en primera instancia la masa molar del sulfato de aluminio:

• Al: 2 × 26.98 = 53.96 g de Al• S: 3 × 32.06 = 96.18 g de S• O: 12 × 15.99 = 191.88 g de O

Masa molar = 342.02 g/mol de Al2(SO4)3

A continuación, para obtener el total de moles, se usará un factor de conversión con el dato recién calculado:

n = 200 g[ de Al2(SO4)3 × 342.02 g de Al SO

1mol de Al SO

2 4

2 4 3

3[ ^^

hh

= 0.58 mol de Al2(SO4)3

Por un procedimiento similar, se puede calcular la masa a partir de los moles de un elemento o compuesto [Ejs. 2 y 3].

Ejemplo 2

Calcula la masa de las siguientes muestras:

a. 0.05 mol de calcio (Ca)

b. 1.5 mol de nitrato de plata (AgNO3)

soluciónEl factor de conversión para obtener la solución deberá tener la masa en el nu-merador y el mol en el denominador.

a. m = 0.05 mol de Ca × 1 mol de Ca

40.08 g = 2.00 g de Ca

b. El nitrato de plata (AgNO3) tiene una masa molar de 169.84 g/mol, se calcula de la siguiente manera:

Figura 1. La medición de los reactivos iniciales que entran en reacción es necesaria para deter-minar el resultado final que se intenta obtener.

Figura 2. De acuerdo con la noción de mol, la masa atómica de diferentes elementos contiene el mismo número de átomos.

e-

19


st-editorial.com

Figura 3. El número de Avogadro indica el total de partículas (átomos, moléculas, iones) presentes en un mol de cualquier sustancia.

• Ag: 1 × 107.87 = 107.87 g de Ag• N: 1 × 14.00 = 14.00 g de N• O: 3 × 15.99 = 47.97 g de O

Masa molar = 169.84 g/mol de AgNO3

En consecuencia, la masa de 1.5 mol del compuesto se calcula de la siguiente manera:

m = 1.5 mol de AgNO3 ×1 mol de AgNO

169.84 g de AgNO

3

3 = 254.76 g de AgNO3

Ejemplo 3

Averigua el total de partículas (átomos o moléculas) en las siguientes muestras:

a. 0.005 g de zinc (Zn)

b. 1 × 10-3 g de óxido de plomo IV (PbO2)

c. 0.03 mol de sulfato de cobre II (CuSO4)

soluciónEl procedimiento que se efectúa es distinto en cada caso. Se debe prestar atención si se está trabajando con mol o con gramos y si la muestra es de un elemento químico simple o de un compuesto.

a. Se convierten los gramos de zinc a moles y se multiplican por el número de Avogadro (figura 3):

n = 0.005 g[ de Zn × 65.41 g de Zn1mol de Zn

[= 7.64 × 10-5 mol de Zn

(7.64 × 10-5 mol de Zn) × 1 mol de Zn

6.022 10 moléculas de Zn23#] g = 4.600 × 1019 átomos de Zn

b. Una vez calculada la masa molar del óxido de plomo IV (PbO2), se convierte la masa a moles y posteriormente se calcula el total de moléculas en la muestra:

Masa molar del PbO2 = 239.18 g/mol

n = 1 × 10-3 g[ de PbO2 × 239.18 g de PbO

1mol de PbO2

2

[ = 4.18 × 10-6 mol de PbO2

(4.18 × 10-6 mol de PbO2) × 1 mol de PbO

6.022 10 moléculas de PbO

2

232#^ h

= 2.517 × 1018 moléculas de PbO2

c. Para el último caso, puesto que ya se conoce el número de moles de la muestra, sola-mente se necesita multiplicarlo por el número de Avogadro:

0.03 mol de CuSO4 × 1 mol de CuSO

6.022 10 moléculas de CuSO

4

234#^ h

= 1.806 × 1022 moléculas de CuSO4

Amadeo Avogadro. Los conoci-mientos de Avogadro se exten-dieron al análisis de la cinética de partículas gaseosas. En sus conclusiones, este físico y quí-mico italiano recurrió a experi-mentos cuyas principales varia-bles eran la modificación de la presión y la temperatura, de esta manera se evidenció que las partículas en estado gaseo-so adquirían distintas energías cinéticas según las condiciones presentes en la prueba. For-muló entonces la denominada ley de Avogadro, que dice que volúmenes iguales de gases distintos (bajo las mismas con-diciones de presión y tempera-tura) contienen igual número de partículas.

etratoR

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BloqUe 1

1. Investiga sobre las unidades fundamentales del Sistema Internacional (si) y completa el cuadro siguiente:

Magnitudfísica Unidadbásica Símbolodelaunidad Descripción

Longitud

segundo

kg

ampere Flujo de carga por unidad de tiempo que recorre un material

Temperatura K

mol mol

candela

2. Realiza un cuadro sinóptico con los conceptos de mol, masa fórmula, masa molar y volumen molar.3. Efectúa en tu cuaderno las conversiones que se solicitan para que apliques los conocimientos adquiri-

dos. Puedes anotar aquí la respuesta.a. Convierte 82 g de azufre (S) a mol.b. Convierte 0.02 mol de sodio (Na) a gramos.c. Calcula el total de moléculas presentes en 0.08 mol de ácido clorhídrico (HCl).d. Calcula la masa en gramos que equivale a 6.023 x 1023 átomos de hierro (Fe).

desarrolla competenciasactividad individual

desarrolla competenciasactividad grupal

¿Qué tan grande es un mol? Reunidos en equipos, utilicen la calculadora para desarrollar los cálculos que se solicitan. Cada uno de los casos les ayudará a comprender la dimensión de un mol si lo trasladamos a escala macroscópica.

1. Supongamos que el volumen de un huevo es de, aproximadamente, 7 x 10-5 m3. Asimismo, considera-remos que una gallina ponedora puede producir unos 250 huevos al año y la granja tiene 1 000 gallinas ponedoras. Con esta información, respondan:a. ¿Cuál es el volumen de un mol de huevos?b. ¿Cuántos años tardarán las 1 000 gallinas en producir un mol de huevos?

2. Los estudiantes de cierta escuela, preocupados por el deterioro ambiental, se han propuesto reunir un mol de latas de refresco para que puedan reciclarse. El volumen aproximado de cada lata de refresco es de 3 x 10-4 m3 y participarán en la tarea 3 000 alumnos.a. ¿Qué volumen ocupará un mol de latas de refresco?b. ¿Cuánto tiempo tardarán los 3 000 alumnos en reunir un mol de latas de refresco, si se considera que

cada uno de ellos puede recolectar 10 latas por día?Para cerrar la actividad, comparen sus resultados con los obtenidos por otros equipos y escriban aquí las conclusiones.

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El estudio de los procesos químicos puede reali-zarse tanto de manera cualitativa como cuantita-tiva. En el primer caso, solamente se describe lo que sucede tomando en cuenta los aspectos más visibles o la aplicación de modelos teóricos para explicar un determinado fenómeno. Una descrip-ción cuantitativa, por su parte, implica establecer con precisión las cantidades de reactivos o pro-ductos implicados en una reacción química.

En los primeros tiempos de la química, la ma-yoría de los fenómenos estudiados sólo se descri-bían indicando cuáles reactivos eran necesarios y cuáles productos se esperaban de una reacción. Con el paso de los siglos y la aparición del método científico experimental, se fue haciendo necesario medir, contar y calcular con la mayor exactitud posible cuáles productos y en qué cantidad podían obtenerse de unos determinados reactivos.

Para el conocimiento químico, fue determinan-te conocer qué relación existe entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción, además de pasar de lo puramente cualitativo a lo cuantitativo.

El hallazgo de un instrumento de medición, la balanza, y su aplicación de forma sistemática a la investigación de las transformaciones quí-micas por parte del químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794), propiciaron el descubrimiento de las leyes de las combina-ciones químicas y el establecimiento de la quí-mica como ciencia.

Las leyes ponderales, que serán el tema de es-tudio de esta sección, son una expresión clara de esa necesidad de encontrar las regularidades en los fenómenos y utilizar este conocimiento para aprovechar mejor las reacciones químicas.

La palabra ponderal se refiere a algo perteneciente o relativo al peso. Al conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias en una reacción química se les llama leyes ponderales. ¿Eres capaz de mencionar alguna de ellas?

Describe el significado de las leyes ponderales

tema 2 Tema 3Tema 1

Describe al mol como la unidad básica del si para medir la cantidad de sustancia

Analiza las implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos

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BloqUe 1

Ley de la conservación de la masaLa combustión ha sido uno de los fenómenos más observa-do por los seres humanos desde el descubrimiento del fuego hace más de un millón de años (figura 4). El Homo ergaster llegó a conocerlo por casualidad y buscó cómo preservarlo. En primera instancia lo importante era la utilidad material del fuego, pero luego trascendió como objeto de conocimiento humano a nivel de la cosmología.

Hace 2 500 años los griegos se planteaban preguntas como: ¿por qué razón algunos cuerpos pueden arder mientras que otros no lo hacen? Ellos suponían que todo lo que podía en-trar en combustión llevaba dentro de sí el elemento fuego y que éste se liberaba bajo condiciones apropiadas. Los alqui-mistas, antecesores del conocimiento químico, pensaban de manera semejante: para ellos las sustancias combustibles po-seían el “principio de azufre” que les permitía tal capacidad.

En el año 1702, Georg Ernest Stahl (1660-1734), presti-gioso médico y químico alemán, presentó la denominada teo-ría del flogisto para explicar el proceso de la combustión. De acuerdo con esta teoría, el flogisto o principio inflamable era una sustancia imponderable, misteriosa, que formaba parte de los cuerpos combustibles.

Fue Lavoisier quien demostró la inexistencia del flogisto mediante experimentos donde cuidadosamente midió la masa de las sustancias antes, durante y después de la combustión. Con sus experimentos sentó las bases de la química moderna al incorporar a la observación herramientas para medir cui-dadosamente lo que sucede durante el proceso de los fenó-menos químicos. Fruto de sus observaciones logró enunciar la importante ley de la conservación de la masa, que se expresa de la siguiente manera: 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.

Relaciones estequiométricas y la ley de la conservación de la masaHay tres tipos de relaciones estequiométricas en las que aplicamos directamente la ley de la conservación de la masa: relaciones mol-mol, relaciones masa-masa y relacio-nes volumen-volumen.Relaciones mol-mol. Proporcionan los moles que se obtienen de una sustancia a partir de los moles de otra según la ecua-ción química balanceada [Ej. 4].Relaciones masa-masa. A partir de la masa de una sustancia se calcula la masa de un reactivo o de un producto [Ej. 5]. Relaciones volumen-volumen. A partir del volumen de una sus-tancia se determina el volumen de otra; se toman en cuenta las condiciones de presión y temperatura en las que se desa-rrolla la reacción [Ej. 6].

Homo ergaster.Homínido–individuopertenecientealordendelosprimatessuperiores,conunaconstituciónfísicamuysemejantealadelserhumanoactual–queaparecióaproximadamentehaceunos2millonesdeañosenÁfrica,ydesaparecióhace1millóndeaños.Cosmología.Conocimientodelordendelmundo.

Glosario

En los cálculos estequiométricos, el factor de conver-sión debe colocarse de tal manera que las unidades que se desean eliminar se coloquen en posiciones opuestas, esto hace posible la obtención de la unidad solicitada. Los volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión y tem-peratura contienen igual número de moléculas. Ésta es la base para definir la noción de volumen molar en las reacciones químicas.

l mundo que te rodeaE

Figura 4. El ser humano fue especializándose en el uso del fuego y en su empleo para producir energía y cambios en la materia.

23


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Ejemplo 4El sulfato de sodio (Na2SO4), compuesto que se utiliza en algunas etapas del proceso de fabricación del papel y que sirve para obtener compuestos resistentes al fuego, se puede producir por la reacción entre el ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de sodio (NaOH) (figura 5):

H2SO4 + NaOH →Na2SO4 + H2O

Si se suministran a la reacción 4 moles de NaOH, ¿cuántos moles de Na2SO4 se obtendrán?

soluciónEn primera instancia, la ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, es decir, debe estar balanceada, por lo cual se colocan los coeficientes necesarios:

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

Los coeficientes de una ecuación balanceada representan los moles de cada una de las sustancias participantes. En este ejemplo se tiene que 1 mol de H2SO4 reac-ciona con 2 moles de NaOH para producir 1 mol de Na2SO4 y 2 moles de H2O.

De acuerdo con esto, la relación de moles de NaOH y Na2SO4 se puede expresar de la siguiente manera: 1 mol de Na2SO4 se obtiene a partir de 2 moles de NaOH. Para resolver el problema conviene expresar la relación anterior de la siguiente manera:

2 moles de NaOH1mol de Na SO2 4

Al utilizar el dato del problema, la solución se escribe así:

4 moles de NaOH × 2 moles de NaOH1mol de Na SO2 4 = 2 moles de Na2SO4

Ejemplo 5

El hipoclorito de sodio (NaClO), ingrediente activo de muchos blanqueadores comer-ciales, puede obtenerse mediante la reacción controlada entre el hidróxido de sodio y el cloro elemental:

2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O

De acuerdo con la reacción, ¿cuántos gramos de NaOH son necesarios para obtener 500 g de NaClO?

soluciónSe aplica la siguiente estrategia:

a. Convertir los gramos de NaClO a moles utilizando su masa molar.

n = 500 g[ de NaClO × 74.42 g de NaClO1mol de NaClO

[ = 6.72 moles de NaClO

b. Establecer la relación de moles a partir de la ecuación balanceada y calcular los moles de NaOH.

6.72 moles de NaClO × 1 mol de NaClO

2 moles de NaOH = 13.44 moles de NaOH

Figura 5. El NaOH, que se utiliza en la fabricación de jabones, es un fuerte corrosivo y cuando reacciona libera gran cantidad de calor.

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BloqUe 1

c. Por último, cambiar los moles de NaOH a gramos utilizando su masa molecular, con lo cual se obtiene el resultado pedido.

13.44 moles de NaOH × 1 mol de NaOH

40.08 g de NaOH = 538.67 g de NaOH

Observa que el proceso requiere convertir gramos a moles, establecer la relación mo-lar y cambiar de moles a gramos. Esto puede hacerse mediante una sola operación, como se muestra enseguida:

500 g de NaClO × 74.42 g de NaClO1 mol de NaClO

[ ×

1 mol de NaClO

2 moles de NaOH ×

1 mol de NaOH40.08 g de NaOH

= 538.67 g de NaOH

El resultado se obtiene multiplicando todas las cantidades que se encuentran en los numeradores y dividiendo posteriormente este resultado entre el producto de todos los denominadores:

74.42 1 1500 1 2 40.08

538.67 g de NaOH=] ] ]] ] ] ]

g g gg g g g

Ejemplo 6

La reacción entre el monóxido de nitrógeno (NO) y el oxígeno (O) da como resultado la formación del dióxido de nitrógeno (NO2), sustancia que participa en la producción del esmog fotoquímico (figura 6).

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

Si la reacción se desarrolla en condiciones estándar de temperatura y presión, ¿cuántos litros de oxígeno se necesitan para reaccionar con 150 L de monóxido de nitrógeno?

soluciónEn las condiciones estándar de temperatura y presión (T = 0°C y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 L. Al tomar como punto de partida esta información, se procede con la siguiente estra-

tegia:

a. Convertir los litros de NO a moles.

b. Establecer la relación molar que proporciona la ecuación balan-ceada.

c. Transformar moles de O2 a litros.

150 L[ de NO × 22.4 L de NO1 mol de NO

[ × 2 mol de NO

1 mol de O2 ×

1 mol de O22.4 L de O

2

2 = 75 L de O2

Figura 6. La exposición a largo plazo en niveles bajos de óxido de nitrógeno puede ser causante de alteraciones irreversibles en el tejido pulmonar de las personas.

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desarrolla competenciasactividad individual

práctica de laboratorio

El contenido estudiado en este tema puede ser repasado en la práctica de laboratorio “Ley de la conserva-ción de la masa” (p. 186) que se encuentra en la Sección final.

1. Para resolver un cálculo estequiométrico de relación masa-masa se sigue, básicamente, un proceso de varios pasos. Elabora un mapa conceptual del proceso.

2. Actualmente el amoniaco (NH3) se produce con el proceso Haber-Bosch, el cual hace reaccionar el hi-drógeno (H2) y el nitrógeno (N2):

3H2 + N2 → 2NH3

Si se suministra a la reacción 100 g de H2, responde:

a. ¿Cuántos moles de NH3 se producen?

b. ¿Cuántos moles de N2 se necesitan para completar la reacción?

c. ¿Cuánta masa (g) se obtiene de NH3?

3. El clorato de potasio (KClO3) es un compuesto que se utiliza en la elaboración de fósforos, en la industria pirotécnica y de fuegos artificiales. En el laboratorio, una de sus aplicaciones principales es la produc-ción de oxígeno cuando es sometido a descomposición mediante calentamiento:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

a. ¿Cuántos gramos de KClO se necesitan para obtener 200 g de O2?

b. ¿Cuántas moles de KCl pueden producirse a partir de 245 g de KClO?

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BloqUe 1

Ley de las proporciones definidas o de ProustEsta ley fue formulada por Joseph Louis Proust (1754-1826), destacado químico francés, considerado uno de los padres de la química moderna, y su enunciado es el siguiente: cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante, independientemente del pro-ceso seguido para formarlo.

Tomemos como ejemplo al metano (CH4), el hidrocarburo más sencillo, que se produce naturalmente por la putrefacción anaeróbica de las plantas o por descom-posición de materia orgánica en los pantanos; en la industria se obtiene a partir de la destilación fraccionada del petróleo. En ambos casos, la composición del metano (ya sea “natural” o “sintético”) siempre es la misma: un átomo de carbono por cuatro átomos de hidrógeno, con las mismas características y propiedades.

Composición porcentualUno de los problemas más cotidianos que enfrentan los investigadores de esta ciencia consiste en determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen (figura 7). Los resultados del aná-lisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presente en la muestra. En este sentido se habla de composición porcentual.

El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular es muy sencillo. Basta averiguar la masa molar y dividir entre ella la masa de cada elemento pre-sente en la fórmula. Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje [Ej. 7].

Ejemplo 7

Determina la composición porcentual del sulfato de calcio (CaSO4).

soluciónLa masa molar del CaSO4 se calcula de la siguiente manera:

a. Ca: 40.08 × 1 = 40.08 g de Ca

b. S: 32.06 × 1 = 32.06 g de S

c. O: 15.99 × 4 = 63.96 g de O

Masa molar = 136.10 g/mol de CaSO4. La composición porcentual se determina así:

a. Ca: 136.1040.08

× 100% = 29.45% de Ca

b. S: 136.1032.06

× 100%= 23.55% de S

c. O: 136.1063.96

× 100%= 47.00% de O

La comprobación se efectúa sumando los porcentajes obtenidos. El resultado debe ser muy cercano o igual a 100%.

desarrolla competenciasactividad grupal

En equipos de dos o tres integrantes analicen por qué es importante mantener un con-trol riguroso de los porcentajes de combinación de los elementos o compuestos de una sustancia. ¿Qué sucedería si se combinan elementos sin saber cuáles son sus propieda-des? Expongan los resultados al resto de la clase.

Figura 7. Un nivel excesivo de concentración de una sustancia química puede causar daños a los consumidores.

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Fórmula mínima y fórmula molecularSi se conoce la composición porcentual de un compuesto puede determinarse la fór-mula mínima, también denominada fórmula empírica [Ej. 8]. Para ello se utiliza el siguiente procedimiento:1. Se transforman los porcentajes en masa, a partir del supuesto de que la muestra en

cuestión tiene una masa de 100 g.2. A continuación se calculan los moles de cada uno de los elementos químicos al di-

vidir la masa entre su masa atómica.3. De los resultados obtenidos en el paso número 2 se elige el de menor valor y entre

éste se dividen todos y cada uno. Si al terminar los cálculos se obtienen números fraccionarios, entonces éstos se multiplican por una cantidad que los transforme en enteros.

4. Se construye la fórmula utilizando los resultados del paso 3 como subíndices.

Ejemplo 8

La estricnina es un veneno muy peligroso y se usa como raticida. Su composición es: C (75.45%), H (6.587%), N (8.383%), O (9.581%). Con estos datos, encuentra su fórmula empírica.

soluciónSe supone que la muestra tiene una masa de 100 g, con lo cual los porcentajes se transfor-man directamente a gramos. Al seguir los pasos explicados, la solución se encuentra de la siguiente manera:

Elemento Masa(g) Masa atómica (g/mol)

Moles de cada elemento

Relaciónmolar

C 75.45 12.011 12.01175.75 6.306= 0.598

6.306 10.5=

H 6.587 1.008 1.0086.587 6.535= 0.598

6.535 10.9 11.0= `

N 8.383 14.007 14.008.383 0.598= 0.598

0.598 1.0=

O 9.581 15.999 15.9999.581 0.598 *= 0.598

0.598 1.0=

*Indica el menor valor que se situará como denominador en la columna de la relación molar.

En una primera aproximación, la fórmula empírica queda así: C10.5H11N1O1. Sin embargo, la fórmula mínima o empírica requiere que se tengan números enteros para todos los átomos participantes. Para lograrlo se multiplican, en este caso, todos los subíndices por 2 y se tiene la solución al problema: C21H22N2O2.

La fórmula mínima o empírica muestra las relaciones de números enteros más sim-ples, mientras que en la fórmula molecular o verdadera se tiene la correcta relación de átomos que conforman un compuesto determinado [Ej. 9]. Para obtener la fórmula mole-cular conviene utilizar esta secuencia de pasos:1. Calcular la fórmula mínima o empírica.2. Calcular la masa molecular de la fórmula mínima o empírica.3. Dividir la masa molecular verdadera (normalmente, un dato del problema) entre la

obtenida en el paso 2; de este modo se obtiene un factor.4. Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima o empírica por el factor obtenido en

el paso 3.

Química 2

ISBN 978 607 7529 36 1

Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 20 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química 1 y Química 2 de la reforma curricular de la dgb y en la elaboración de los nuevos programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel de bachillerato.

Sobre el autor

Esta colección tiene como propósito cubrir las necesidades surgidas a raíz de la riems, a través de la cual se plantea el enfoque de competencias para este nivel educativo. Los libros de esta colección se encuentran totalmente apegados a los programas de estudio de la dgb.

ColecciónBachillerato

Contaminación del suelo

l mundo que te rodeaE

InfográfIco 1. PrIncIPales contamInantes del suelo

Lluvia ácida

Material de apoyo docenteSerie de herramientas didácticas disponibles en Internet y en cd.

Recursos didácticos Secciones dirigidas al alumno y al docente para la comprensión, el desarrollo y la evaluación de competencias.

Diseño educativoOptimizado para facilitar el aprendizaje de manera visual.

Valores AGREGADOS

Este libro está estructurado en cinco bloques, los cuales se basan en los contenidos del programa de Química II, que corresponde al primer semestre de la Reforma Inte-gral de la Educación Media Superior (riems) de la Dirección General de Bachillerato (dgb).Busca desarrollar en los alumnos competencias gené-ricas y disciplinares. Presenta novedosas secciones

destinadas a desarrollar las competencias que les permitan crear su propio conocimiento, a partir de la comprensión de cada objeto o fenómeno que ocurre en el universo, ya que en todos participa, de una u otra forma, la química.

Todo esto con la finalidad de que los estudiantes resuelvan los problemas cotidianos y comprendan racionalmente su entorno inmediato.

El cuidado de tu persona y de tu entornoDestinada a que el alumno reflexione cómo valorarse, cuidarse y respetarse a sí mismo y a su entorno.

añ

os

Education

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